1 Lösung 1 AC/OC I, HS 2017 1.1 Darstellung organischer Verbindungen Organische Verbindungen können auf verschiedene Weise dargestellt werden. Ergänzen Sie die untenstehenden Beispiele von Harnstoff, Ethylenglykol und Aspirin mit den jeweils nicht gezeigten Darstellungen (Lewis, Kekulé, kondensierte Schreibweise). Bei Aspirin ist die Lewis-Formel nicht nochmal extra gezeichnet. Bei Urea ist die Kekulé Darstellung nicht nochmal extra gezeichnet. Es gibt noch weitere Darstellungsformen für organische Verbindungen (Beispiele unten). Je nach Verwendungszweck werden unterschiedliche Darstellungsformen bevorzugt. Oft werden auch gemischte Darstellungsformen verwendet.
2 Lösung 1 AC/OC I, HS 2017 1.2 Oxidationsstufen / Formalladung Bestimmen Sie die Oxidationsstufe und schreiben Sie wo notwendig die Ladung an die rot markierten Atome in den untenstehenden Verbindungen. Streichen Sie Verbindungen welche die Oktettregel verletzen. Oxidationsstufe = e - (im Grundzustand) e - (nichtbindende) e - (bindende) Für die Bestimmung der Oxidationsstufe werden die bindenden e - dem elektronegativeren Element zugeordnet.
3 Lösung 1 AC/OC I, HS 2017 1.3 Dipolmoment Welche der folgenden Moleküle haben einen Moleküldipol? (Tipp: markieren Sie zuerst einzelne Bindungsdipole mit Pfeilen.) Bei a) heben sich die Bindungsdipolmomente auf. Moleküle mit einem Inversionszentrum haben nie ein Moleküldipolmoment. rot = resultierendes Moleküldipolmoment 1.4 Ionisationspotential / Elektronenaffinität / Elektronegativität a) Erklären Sie weshalb das Ionisationspotential von Wasserstoff (H) höher ist als das von Lithium (Li)? Das Ionisationspotential von Lithium (Li) ist niedriger, weil das Valenzelektron (2s 1 ) vom Kern weiter entfernt ist und die Kernladung von den niedriger liegenden Elektronen (1s 2 ) abgeschirmt wird. Coulombsches Gesetz: F (Anziehungskraft) ~ 1 (r = Abstand) 2 F (Anziehungskraft) ~ Kernladung r
4 Lösung 1 AC/OC I, HS 2017 Die hohe Ionisierungsenergie von Wasserstoff (H) zeigt sich auch darin, dass Protonen nur im gebundenen Zustand vorhanden sind. (z.b. H3O + oder NH4 + ) b) Wie ist zu verstehen, dass Fluorverbindungen im Allgemeinen einen stärker ionischen Charakter haben als Chlorverbindungen, obwohl die Elektronenaffinität von Cl höher ist als diejenige von F? Für die Bestimmung des ionischen Charakters einer Verbindung ist die Elektronegativitätsdifferenz der Partner massgebend. F besitzt zwar eine kleinere Elektronenaffinität, hat aber einen kleineren Radius und deshalb auch eine viel grössere Ionisationsenergie als Cl. Da die Elektronegativität proportional zur Summe von IP und EA ist besitzt F eine höhere Elektronegativität als Cl. Bei gleichem Partner besitzen somit Fluorverbindungen einen stärker ionischen Charakter als Chlorverbindungen. c) Sie verbrennen Wasserstoff (H2) in einer O2-Atmosphäre. Ist die Reaktion unter diesen Bedingungen exotherm (Energie wird freigesetzt) oder endotherm (Energie wird verbraucht) (Ediss = H)? Welche Reaktionsprodukte entstehen? 2 H2 + O2 2 H2O Als Reaktionsprodukt entsteht Wasser, dabei wird Energie frei, die Reaktion ist also exotherm. Dies ergibt sich aus der Summe der für die Bindungsbildungen und brüche aufgewandten Energie. Bindungsbruch: (2 x ΔH (H2) = 436 kj/mol + ΔH (O2) = 498 kj/mol) = 1370 kj/mol Bindungsbildung: - (4 x ΔH (H-OH) = 499 kj/mol) = - 1996 kj/mol Freigesetzte Energie: - 626 kj/mol (pro 2 freigesetzte H2O-Moleküle) 1.5 Elektronenkonfiguration Bestimmen Sie die Elektronenkonfiguration für folgende Elemente und Ionen im Grundzustand bzw. ordnen Sie der gegebenen Konfiguration ein Element zu. 1. S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 = [Ne] 3s 2 3p 4 2. Ca 2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 = [Ar] 3. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 P 4. [Ne] 3s 2 3p 2 Si
5 Lösung 1 AC/OC I, HS 2017 1.6 Orbitaldiagramm Zeichnen Sie das Orbitaldiagramm für Salzsäure (HCl). (Tipp: Zeichnen Sie zuerst die für die Bindung relevanten Atomorbitale der einzelnen Elemente Wasserstoff (H) und Chlor (Cl). Bilden Sie anschliessend daraus die entsprechenden Molekülorbitale) Bei Salzsäure (HCl) ist das 1s Orbital von Wasserstoff (H) und eines der 3p Orbitale von Chlor (Cl) an der Bindung beteiligt. Die übrigen vollbesetzten 3p Orbitale sind nicht an der Bindung beteiligt und werden als nicht bindende (nb) Orbitale bezeichnet. Je grösser die Kernladung eines Atoms, desto mehr werden die Elektronen angezogen. Auf Atomorbitale bezogen, bedeutet das, dass die Atomorbitale von elektronegativen Elementen energetisch niedrig liegen.