2. Wieviel Gramm Natriumhydroxid werden benötigt, um 80 g Natriumchlorid herzustellen?

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1 Seminar 1. Chemisches Rechnen 1. Definieren Sie die Begriffe Mol und molare Masse. 2. Wieviel Gramm Natriumhydroxid werden benötigt, um 80 g Natriumchlorid herzustellen? g Magnesium wurde in der Salzsäure gelöst. Wie viel Wasserstoff wird unter Normalbedingungen gebildet (Volumen in Liter)? 4. Bei der Verbrennung von Wasserstoff entstehen 72 g Wasser. Wie viel Wasserstoff wurde eingesetzt (Volumen in Liter bei Normalbedingungen)? 5. Zu einer Lösung, welche 8,2 g Calciumnitrat enthält, wird eine Lösung aus 6,36 g Natriumcarbonat gegeben. Berechnen Sie wie viel Gramm Niederschlag sich bei der Fällungsreaktion bildet. 6. Bei der chemischen Zersetzung von 82,8 g Fe(OH) 3 wurden 0,3 mol Fe 2 O 3 gewonnen. Berechnen Sie die praktische Ausbeute in %. 7. In eine CuSO 4 -Lösung, wurde eine 5 g schwere Eisen-Platte eingetaucht. Nach einiger Zeit hat sich die Masse der Platte auf 5,5 g erhöht. Bestimmen Sie Masse an Eisen, die an der Reaktion teilgenommen hat. 8. Berechnen Sie die Stoffmengenkonzentration folgender Lösungen: a) 0,6 g NaOH in 1,2 L wässriger Lösung. b) 9,8 mg H 2 SO 4 in 30 ml wässriger Lösung. 9. In 420 g Natriumchloridlösung sind 87 g Natriumchlorid gelöst? Wie groß ist der Massenanteil (NaCl) in %? 10. Berechnen Sie, wieviel Gramm festes Natriumchlorid man zur Herstellung von 250 ml einer (physiologischen) Kochsalzlösung c = 0,15 mol/l benötigt. Geben Sie den Massenanteil (NaCl) in % der physiologischen Lösung an. Die Dichte der Lösung beträgt = 1,0045 g/ml. 11. Wie ist die molare Konzentration von Wasser in Wasser? 12. Wie viel Gramm Natronlauge mit einem Massenanteil (NaOH) = 8 % sind zur Herstellung von 250 ml Natronlauge mit einer Stoffmengenkonzentration c(naoh) = 0,2 mol/l erforderlich? 13. In wie viel Wasser muss man 31 g Na 2 O lösen, um eine Natriumhydroxidlösung mit einem Massenanteil von 25 % zu bekommen?

2 Seminar 2. Atombau, Aufbau der Elektronenhülle, periodische Eigenschaften. 1. Nennen Sie die Atombausteine. 2. Welche Beziehung besteht zwischen Massenzahl, Ordnungszahl und Neutronenzahl? 3. Wie viele Protonen, Neutronen und Elektronen sowie Valenzelektronen weist ein Atom des Kohlenstoff-Isotops 12 C auf? 4. Wie groß ist die Masse eines Atoms, welches aus 6 Protonen, 8 Neutronen und 6 Elektronen aufgebaut ist? 5. Was versteht man unter dem Begriff Orbital? 6. Wozu dienen die Quantenzahlen? 7. Welche Werte können die Quantenzahlen n, l, m und s annehmen? 8. Ordnen Sie die folgenden Buchstaben, Zahlen und Wörter richtig zueinander: d, l, hantelförmig, 0, p, rosettenförmig, s, 2, kugelförmig. 9. Warum können insgesamt 6 Elektronen mit der Nebenquantenzahl 1 auftreten? 10. Die Formel zur Berechnung der maximalen Elektronenzahl einer Schale lautet 2n 2 (n Hauptquantenzahl). Die Gültigkeit dieser Formel soll mit Hilfe der Quantenzahlenregeln nachgeprüft werden. 11. In welcher Gruppe und in welcher Periode des Periodensystems ist das Element mit der Ordnungszahl 42 zu finden (das Periodensystem nicht benutzen)? 12. Geben Sie die Elektronenkonfiguration eines Stickstoff-, Neon- und Aluminiumatoms an. 13. Formulieren Sie für die folgende Ionen die Konfiguration der Außenelektronen: Na +, Be 2+, Cl -, S 2- und N 3-. Welche Gemeinsamkeit liegt vor? 14. Schlagen Sie die Formeln für 2 Verbindungen vor, die nur aus Ionen mit der Elektronenkonfiguration 1s 2 2s 2 2p 6 bestehen.

3 15. Welche der folgenden Elektronenkonfigurationen sind falsch? Gegen welche Prinzipien verstoßen die fehlerhaften Beispiele? 1s 2s 2p 1s 2s 2p 1s 2s 2p 1s 2s 2p 1s 2s 2p 1s 2s 2p 16. Was versteht man unter den Begriffen Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität und Elektronegativität? 17. Ordnen Sie folgende Elemente nach steigender Elektronegativität. a. Cl, At, F, Br b. S, O, F, Mg c. P, N, As, B 18. Wie verändern sich die Ionisierungsenergie innerhalb einer Gruppe von oben nach unten und in einer Periode von links nach rechts im Periodensystem der Elemente? 19. Ordnen Sie folgende Elemente nach steigendem nichtmetallischen Charakter. a. F, Sn, O, Te b. Pb, Br, I, F, Cl

4 Seminar 3. Chemische Bindung, Valenzstrichformel (nach Lewis) 1. Erläutern Sie die wesentlichen Merkmale nachfolgender Bindungstypen: a. kovalente Bindung (koordinative Bindung) b. ionische Bindung c. metallische Bindung 2. Welche Bindungsart liegt bei folgenden Verbindungen vor: a. CaCl 2 b. SiO 2 c. AuCu 3 d. NaNO 3? 3. Schwefel bildet chemische Bindungen mit Kalium, Wasserstoff, Brom und Kohlenstoff. Welche dieser Bindungen sind mehr polar und welche weniger polar? Notieren Sie zu welchem Atom die Elektronendichte verschoben wird? 4. Warum hat Wasser einen höheren Siedepunkt als Schwefelwasserstoff? 5. Wie lässt sich der Ablauf der Reaktion von Natrium und Chlor bzw. von Aluminium und Brom mit Hilfe der Valenzelektronenkonfiguration erklärt werden? 6. Was ist eine Lewis-Formel (auch Lewis-Struktur genannt)? Zeichnen Sie, zur Beschreibung der Bindungsverhältnisse, die Lewis-Formeln folgender Moleküle: H 2 O, N 2, CS 2, SO 3, NH 3, SF 6, CO 2, HClO, XeF 2, H 2 O 2, PBr 3, CO, PF 5, F 2. Benennen Sie diese Moleküle. 7. Wenn man über Atome in einer Lewis-Strukturformel spricht, was ist mit dem Ausdruck Formalladung gemeint? Spiegelt die Formalladung an einem Atom die wirkliche Ladung an diesem Atom wieder? Erklären Sie am Beispiel von CO. 8. Erläutern Sie kurz den Begriff Mesomerie. Geben Sie für die folgenden Teilchen die wichtigsten mesomeren Grenzstrukturen an (inklusive Formalladungen): CO 3 2, PO 4 3, ClO 2, ClO Warum nimmt die Bindungsstärke in der Reihe HF, HCl, HBr, HI ab? 10. Die folgenden Reihen von Verbindungen sind isoelektronisch. Zeichnen Sie die Lewis-Strukturen mit den Formalladungen! a. CO, NO +, CN, N 2 b. CO 3 2, NO 3 c. CO 2, N 2 O, N 3.

5 Seminar 4. Hybridisierung, VSEPR-Theorie 1. a) Skizieren Sie eine σ-bindung, die aus p-orbitalen aufgebaut ist. b) Skizieren Sie eine π-bindung, die aus p-orbitalen aufgebaut ist. 2. Was sind Hybridorbitale? Welche geometrische Anordnung bilden Hybridorbitale des Typs sp, sp 2, sp 3? 3. Erläutern Sie folgende Begriffe anhand des HCN-Moleküls: - Bindendes Elektronenpaar - Einfach-, Doppel- und Dreifachbindung - einsames Elektronenpaar (auch freies Elektronenpaar genannt). 4. Was ist der Unterschied zwischen einer lokalisierten und einer delokalisierten π-bindung? 5. Erläutern Sie die Bindungsverhältnisse für folgende Moleküle und Ionen: O 2, N 2, CO 3 2, NO 3, C 2 H 2, C 6 H 6! 6. Sagen Sie die Reihenfolge der C-O-Bindungslängen in CO; CO 2 und CO 3 2 voraus. 7. Erläutern Sie die grundlegenden Regeln, nach denen die Molekülstruktur mit Hilfe des VSEPR-Modells ermittelt wird. Welche geometrischen Anordnungen folgen aus dem Modell für eine unterschiedliche Anzahl von Elektronenpaaren? 8. Welche Molekülgestalt ist nach der VSEPR-Theorie für folgende Moleküle zu erwarten? (A = Zentralatom, B = angebundenes Atom, E = freies Elektronenpaar an A): AB 2 ; AB 3 ; AB 4 ; AB 5 ; AB 6 ; AB 7 ; AB 3 E; AB 5 E; AB 4 E 2 ; AB 4 E; AB 3 E 2 ; AB 2 E Geben sie die Elektronenstruktur und die Molekülstruktur (VSEPR-Methode) der folgenden Verbindungen an: CS 2, NO 2, ICl 4, BrF 5, SeF 6, XeF 2, XeOF 2, PCl 5, SF 4, SO 3 2, AsF 5, H 2 CO, H 2 PO 2, N Die Moleküle SiF 4, SF 4 und XeF 4 haben alle Molekülformeln der Art AB 4, aber die Moleküle haben verschiedene Molekülstrukturen. Sagen Sie die Form jedes Moleküls voraus und erklären Sie, warum sich die Formen unterscheiden.

6 Seminar 5. MWG, Säuren und Basen 1. Was versteht man unter chemischen Gleichgewicht, Massenwirkungsgesetz und Gleichgewichtskonstante? 2. Formulieren Sie das MWG für die Protolysereaktion von HF mit Wasser. Wie nennt man die mit der Konzentration von Wasser multiplizierte Gleichgewichtskonstante? 3. Formulieren die das MWG für die Protolysereaktion von Cyanid mit Wasser. Wie nennt man die mit der Konzentration von Wasser multiplizierte Gleichgewichtskonstante? 4. Wie groß ist der pk s -Wert von Flusssäure (K s = mol/l)? 5. Welche Beziehung besteht zwischen dem pk S -Wert (pk B -Wert) und der Stärke einer Säure (Base)? 6. Stellen Sie eine chemische Gleichung für die Autoprotolysereaktion von Wasser auf. Was versteht man unter dem Ionenprodukt des Wassers? (Stellen Sie die Gleichung für das Ionenprodukt auf). Wie groß ist die Konzentration von sich in Lösung befindenden Ionen? Welchen Wert hat das Ionenprodukt von Wasser? 7. Wie ist der ph-wert definiert? 8. Welchen ph-wert hat Wasser bei Raumtemperatur (Rechenweg)? 9. Warum unterscheiden sich die Formeln für die ph-berechnung von starken und schwachen Säuren oder Basen? Was ist der Hauptunterschied im Verhalten von starken und schwachen Säuren bei der Reaktion mit Wasser? 10. Welchen ph-wert hat eine NaOH-Lösung mit einer Stoffmengenkonzentration von 10-2 mol/l? 11. Eine Salpetersäure-Lösung hat den ph-wert 3. Berechnen Sie die Stoffmengenkonzentration der Säure? 12. Berechnen Sie jeweils den ph-wert der folgenden Lösungen starker Säuren: a. HBr mit c = 8, mol/l b. 2,25 g LiOH in 250 ml Lösung c. 1 ml NaOH (c = 0,17 mol/l, auf 2 Liter verdünnt d. eine Mischung aus 10 ml HBr (c = 0,1 mol/l) und 20 ml HCl (c = 0,2 mol/l).

7 13. Berechnen Sie jeweils den ph-wert für Essigsäure mit einer Stoffmengenkonzentration von 0,1 bzw. 0,001 mol/l. (pk S 5). 14. Bestimmen Sie, ob sich die folgenden Verbindungen in wässriger Lösung sauer, basisch oder neutral verhalten: NH 4 Br, FeCl 3, Na 2 CO 3, KClO Berechnen Sie jeweils die OH -Konzentration und den ph-wert der folgenden Lösungen: a. NaCN c = 0,1 mol/l b. Na 2 CO 3 c = 0,08 mol/l. 16. Der pk s -Wert für die Protolysereaktion von Blausäure und Wasser beträgt 9,2. Wie groß ist der pk B -Wert für die konjugierte Base? Leiten Sie die Beziehung zwischen pk S und pk B ab. Bilden Sie dazu das Produkt K S K B.

8 Seminar 6. Chemische Reaktionen, Redoxreaktionen, Reaktionswärme. 1. Was ist eine Oxidationszahl? Geben Sie Regeln zur Bestimmung von Oxidationszahlen an. 2. Geben Sie alle Oxidationszahlen und Namen der folgenden Verbindungen an: K 2 Cr 2 O 7, Ag 2 S, BaO 2, LiH, NH 3, F 2, H 2 O 2, S 8, KMnO 4, Fe 3 O 4, H 2 O, HN Bei folgenden Reaktionen sollen Oxidation und Reduktion als Teilvorgänge formuliert und die Koeffizienten der Gesamtreaktionsgleichung ermittelt werden: KMnO 4 + H 2 SO 4 + HCl K 2 SO 4 + MnSO 4 + Cl 2 + H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + HCl K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + Cl 2 + H 2 O As 2 S 3 + HNO 3 + H 2 O H 3 AsO 4 + S + NO KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + HCl KCl + CrCl 3 + Cl 2 + H 2 O FeSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 Cr 2 O 7 Fe 2 (SO 4 ) 3 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O + K 2 SO 4 H 2 S + HCl + K 2 Cr 2 O 7 KCl + CrCl 3 + S + H 2 O KMnO 4 + H 2 SO 4 + H 2 S K 2 SO 4 + MnSO 4 + S + H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + NaNO 2 + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + NaNO 3 + H 2 O Mn(NO 3 ) 2 + HNO 3 + NaBiO 3 NaMnO 4 + NaNO 3 + Bi(NO 3 ) 3 + H 2 O PH 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 3 PO 4 + H 2 O As 2 S 3 + HNO 3 + H 2 O H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO Cu + HNO 3 (verd.) Cu(NO 3 ) 2 + NO + H 2 O KMnO 4 + H 2 SO 4 + H 2 O 2 K 2 SO 4 + MnSO 4 + O 2 + H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + CH 3 CH 2 OH + H 2 SO 4 CH 3 CHO + K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O As 2 O 3 + Zn + HCl AsH 3 + ZnCl 2 + H 2 O Cr(OH) 3 + NaOH + H 2 O 2 Na 2 CrO 4 + H 2 O Cr 2 O 3 + KNO 3 + Na 2 CO 3 Na 2 CrO 4 + KNO 2 + CO 2 Al + NaOH + H 2 O Na[Al(OH) 4 ] + H 2 Zn + HNO 3 Zn(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O 4. Was versteht man unter dem Begriff Reaktionswärme? 5. Welches Vorzeichen erhält die Reaktionswärme bei exothermen bzw. endothermen Reaktionen? 6. Wie viel Gramm Kohlenstoff werden zur Herstellung von 1,5 kg CO 2 benötigt? Berechnen Sie die Wärmemenge, welche bei dieser Verbrennung gewonnen wird: C + O 2 CO 2 H = -394 kj/mol

9 7. Formulieren Sie die Gibbs-Helmholtz-Gleichung. 8. Für die Gleichgewichtsreaktion C + CO 2 2 CO erhält man bei einer Temperatur von 25 C folgende Werte: ΔH = 167 kj, ΔG = 113 kj pro Formelumsatz. Läuft die Kohlenmonoxidbildung bei dieser Temperatur freiwillig ab? Muss man bei hohen oder tiefen Temperaturen arbeiten, um einen hohen CO-Anteil zu erreichen?