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Brückenkurs Chemie: AC Seminar Tag 2Professur für Anorganische Chemie 1/ Dr. Jürgen GetzschmannHörsaal POT/0081/H // 24.09.2019

Folie 1

Dresden, 24.09.2019

Dr. Jürgen Getzschmann

Seminar zum Brückenkurs Chemie 2019

Chemische Bindung, Molekülbau, Stöchiometrie


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Zeichnen von Valenzstrichformeln

1. Geben Sie die Valenzstrichformeln (inkl. aller freien Elektronenpaare) der folgenden Verbindungen an:

N2, CO, CO2, SO2, SO3, H2O, H2O2, NH3, CO32-, SO4

2-, NO3-, PO4

3-, HClO4, SF6, XeF2, S2O82-

Regeln zur Bestimmung von Strukturformeln:

• Gibt es ein zentrales Atom oder Molekül? Wenn ja, welches ist es? Ordnen Sie alle Atome um das evtl. vorhandene zentrale Atom.

• Wie viele Außenelektronen besitzen die enthaltenen Elemente? Wie viele Liganden sind vorhanden?

• Wie viele Bindungen bilden die Atome bevorzugt aus? Verteilen Sie dementsprechend Mehrfachbindungen.

• Verteilen Sie die restlichen Elektronen in Form von freien Elektronenpaaren so, dass jedes Atom von möglichst acht Elektronen umgeben ist (Wenn Oktettregel anwendbar)

• Verteilen Sie Formalladungen (jedoch so wenig wie möglich), wenn ein Atom mehr oder weniger als acht Elektronen besitzt. (Wenn Oktettregel anwendbar)


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Zeichnen von Valenzstrichformeln

1. Geben Sie die Valenzstrichformeln (inkl. aller freien Elektronenpaare) der folgenden Verbindungen an:

N2, CO, CO2, SO2, SO3, H2O, H2O2, NH3, CO32-, SO4

2-, NO3-, PO4

3-, HClO4, SF6, XeF2, S2O82-

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Bestimmung von Oxidationszahlen

2. Bestimmen Sie die Oxidationszahlen der folgenden Verbindungen

Def.: Die Oxidationszahl gibt Größe und Vorzeichen der elektrischen Ladung an, die dem Atom zuzuschreiben wäre, wenn man die Elektronen nach bestimmter Vorschrift auf die Atome verteilt.1. Regel: Die Oxidationszahl der Atome in Elementen ist gleich Null.

2. Regel: Die Oxidationszahl der Atome in einatomigen Ionen entspricht der angegebenen Ladung: Al3+, O2-

3. Regel: Fluor hat in Verbindungen immer –1.

4. Regel: Sauerstoff meistens –2, nur gegenüber Fluor und in Peroxiden nicht.

5. Regel: Wasserstoff in Verbindungen mit Nichtmetallen +1, in Verbindungen mit Metallen (Hydriden) –1.

6. Regel: Gedanklich werden kovalente Bindungen als Ionenbindungen behandelt. Die Elektronen werden immer dem elektronegativeren Element zugeschrieben.

7. Regel: Die Oxidationszahl eines Elementes in einer Verbindung lässt sich berechnen, in dem man den anderen Elementen vernünftige Oxidationszahlen zuweist.

Die Elektronegativität ist ein Maß für das Bestreben eines Elementes, in einer Bindung dieElektronen an sich zu ziehen.


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2. Bestimmen Sie die Oxidationszahlen der folgenden Verbindungen:

N2, CO, H2O, SO2, SO3, CO32-, SO4

2-, NO3-, NaCl, …

±0 ±0 +2 -2 -2

+1+1 -2-2

+4

-2

-2-2

+6

-2

-2-2

+4

-2-2+5

-2

-2

-2

-2

-2+6 +1 -1

NaCl


Folie 7

+6

-1-1

-1

-1-1

-1

-2

-2 -2

-2 -2

-2-1 -1+6 +6-2

-2

-2

+4

±0

-2

-2-2

+5-1

-2-2

-2 +1

+5

+2 -1CaH2

-2

-2

-2

+1+7

-2


3.Bestimmen Sie die Oxidationszahlen der folgenden Verbindungen:

…KClO3, HClO4, CaH2, SF6, S2O32-, S2O8

2-


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Reaktionsgleichungen

3. Vervollständigen Sie die folgenden Reaktionsgleichungen:

Beachten Sie dabei die Masse- und Ladungsbilanz!

FeCl3 + NaOH →

AgCl + NH3 →

Fe + S →

CuSO4 + NH3 →

CaCl2 + Na2SO4 →

FeCl3 + 3 NaOH → Fe(OH)3 + 3 Na+ + 3Cl−

AgCl + 2 NH3 → [Ag(NH3)2]Cl

Fe + S → FeS

CuSO4 + 4 NH3 → [Cu(NH3)4]SO4

CaCl2 + Na2SO4 → CaSO4 + 2 Na+ + 2 Cl−


Folie 9




HCl + Zn →

Cr2O72- + H2S + H+ → Cr3+ + S + H2O

Cl2 + OH- → ClO2- + Cl- + H2O

S + KClO3 + H2O → Cl2 + K2SO4 + H2SO4

ACHTUNG: Redoxreaktionen!!!


Folie 10




HCl + Zn → ACHTUNG: Redoxreaktionen!!!

Ox: Zn → Zn2+ + 2 e−

Red: 2 H+ + 2 e− → H2

Ges: 2 HCl + Zn → H2 + ZnCl2


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2 HCl + Zn → H2 + ZnCl2

Cr2O72- + H2S + H+ → Cr3+ + S + H2O


Ox: H2S → S + 2 H+ + 2 e− │·3Red: Cr2O7

2− + 6 e− → 2 Cr3+ + 7 O2−

Ox: 3 H2S → 3 S + 6 H+ + 6 e−

Red: Cr2O72− + 6 e− → 2 Cr3+ + 7 O2−

Ox: 3 H2S → 3 S + 6 H+ + 6 e−

Red: Cr2O72− + 6 e− + 14 H+ → 2 Cr3+ + 7 H2O

Ges: Cr2O72− + 3 H2S + 8 H+ → 2 Cr3+ + 3 S + 7 H2O


Folie 12




2 HCl + Zn → H2 + ZnCl2

Cr2O72- + H2S + H+ → Cr3+ + S + H2O

Cl2 + OH- → ClO2- + Cl- + H2O


Ox: Cl2 → 2 ClO2− + 6 e−

Red: Cl2 + 2 e− → 2 Cl−

Ox: Cl2 + 8 OH− → 2 ClO2− + 4 H2O + 6 e−

Red: Cl2 + 2 e− → 2 Cl− │·3

Ox: Cl2 + 8 OH− → 2 ClO2− + 4 H2O + 6 e−

Red: 3 Cl2 + 6 e− → 6 Cl− │·3

Ges: 4 Cl2 + 8 OH−→ 2 ClO2− + 6 Cl− + 4 H2O

Disproportionierung!!!


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HCl + Zn →

Cr2O72- + H2S + H+ → Cr3+ + S + H2O

Cl2 + OH- → ClO2- + Cl- + H2O

S + KClO3 + H2O → Cl2 + K2SO4 + H2SO4


KClO3 + 5 e− → ½ Cl2 + K+ + 6 OH− │·6

S + 4 H2O → SO42- + 8 H+ + 6 e− │·5

6 KClO3 + 30 e− → 3 Cl2 + 6 K+ + 36 OH−

5 S + 20 H2O → 5 SO42- + 40 H+ + 30 e−

6 KClO3 + 30 e− + 18 H2O → 3 Cl2 + 6 K+ + 36 OH−

5 S + 20 H2O → 5 SO42- + 40 H+ + 30 e−

5 S + 6 KClO3 + 2 H2O → 3 Cl2 + 3 K2SO4 + 2 H2SO4


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4. Stellen Sie die Reaktionsgleichungen für folgende Reaktionen auf:

a) Erhitzen von Kaliumchloratb) Fällung von Bismutsulfid mit Schwefelwasserstoffc) Lösen von Natriumcarbonat in Salzsäure

b) 2 Bi3+ + 3 H2S → Bi2S3 + 6 H+

c) Na2CO3 + 2 HCl → 2 Na+ + 2 Cl− + H2O + CO2

a) 4 KClO3 → 3 KClO4 + KCl

KClO4 → KCl + 2 O2


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1.) Stoffmenge Mol… Stoffmenge eines Systems, das aus ebenso vielen Einzelteilchen besteht, wie Atome in 12 g des Kohlenstoffnuklides 12C enthalten sind. 1 Mol enthält NA(NA = Avogadro-Konstante = 6,022 ∙ 1023) Teilchen.

n(X) [mol] = m(X) [g]M(X) [g∙ mol-1]

Masse des Stoffes Xmolare Masse des Stoffes X

2 ∙ relative Atommasse von H = 2 ∙ 1,0081 ∙ relative Atommasse von O = 1 ∙ 15,999____________________________________________________________________________________________________________________________

relative Molekülmasse von H2O = 18,015molare Masse M(H2O) = 18,015 g/mol

Beispiel: H2O2.) Molare Masse M(X)

Mengen- und Gehaltsangaben


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3.) AnteileMassenanteil ωi = 𝑚𝑚𝑖𝑖

𝑚𝑚1 +𝑚𝑚2 +𝑚𝑚3… +𝑚𝑚𝑖𝑖= 𝑚𝑚𝑖𝑖

∑𝑚𝑚1� 100%

Volumenanteil φi = 𝑉𝑉𝑖𝑖𝑉𝑉1 + 𝑉𝑉2 + 𝑉𝑉3… + 𝑉𝑉𝑖𝑖

= 𝑉𝑉𝑖𝑖∑ 𝑉𝑉1

� 100%

Stoffmengenanteil χi = 𝜒𝜒𝑖𝑖𝜒𝜒1 + 𝜒𝜒2 + 𝜒𝜒3… +𝜒𝜒𝑖𝑖

= 𝜒𝜒𝑖𝑖∑ 𝜒𝜒1

� 100%

)X(n*z)X*z

1(n =

Äquivalent: Bruchteil 1/z* eines Teilchens X

Äquivalentstoffmenge

4.) typische Angaben für Spurenbestandteile

ppm (parts per million) 1 : 106 [μg/g, mg/kg]ppb (parts per billion) 1 : 109 [ng/g, μg/kg]ppt (parts per trillion) 1 : 1012 [pg/g, ng/kg]



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Volumenkonzentration

Volumen des Stoffes X [mL]Gesamtvolumen [L]

σ(X) [mL/L] = V(X) [L]V [L]

n(X) [mol]V [L]

c(X) [mol/L] = Stoffmenge des Stoffes X [mol] Gesamtvolumen [L]

Stoffmengenkonzentration

5.) Konzentration

m(X) [g]V [L]

ß(X) [g/L]Masse des Stoffes X [g]Gesamtvolumen [L]

Massenkonzentration



Folie 18

Stöchiometrie

6. Welchen Prozentgehalt und welche Konzentration (mol/L) haben folgende Lösungen, wenn die Dichte der resultierenden Lösungen 1 g/cm3 beträgt:

a) 30 g NaOH in 50 g Wasserb) 5 g KCl in 100 g Wasserc) 2.7 g Al2(SO4)3 ∙ 16 H2O in 80 g Wasser

a) ω = mNaOH/mges = 30 𝑔𝑔80 𝑔𝑔

� 100 = 37,5 %

MNaOH = 40 g/mol

nNaOH = m/M = 30 𝑔𝑔40 𝑔𝑔/𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚

= 0,75 mol

cNaOH = n/v = 0,75𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚0,05 𝐿𝐿

= 15 mol/l

b) ω = mKCl/mges = 5 𝑔𝑔105 𝑔𝑔

� 100 = 4,76 %

(MKCl = 74,55 g/mol)

nKCl = m/M = 5 𝑔𝑔74,55 𝑔𝑔/𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚

= 0,0671 mol

(100 g H2O ≙ 100 ml = 0,1 L)

cKCl = n/v = 0,00671𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚0,1 𝐿𝐿

= 0,67 mol/l


Folie 19

Stöchiometrie

6. Welchen Prozentgehalt und welche Konzentration (mol/l) haben folgende Lösungen, wenn die Dichte der resultierenden Lösungen 1 g/cm3 beträgt:

a) 30 g NaOH in 50 g Wasserb) 5 g KCl in 100 g Wasserc) 2.7 g Al2(SO4)3 ∙ 16 H2O in 80 g Wasser

c) M(Al2(SO4)3 ∙ 16 H2O) = 630,395 g/mol; M(Al2(SO4)3 = 342,1508772 g/moln(Al2(SO4)3 ∙ 16 H2O) = 2,7 𝑔𝑔

630,40 𝑔𝑔/𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚= 0,004283 mol

m(Al2(SO4)3) = 0,004283 mol · 342,1508772 g = 1,465 g

ω = m(Al2(SO4)3 ∙ 16 H2O)/mges = 1,465 𝑔𝑔82,7 𝑔𝑔

· 100 = 1,772 %

2,7 – 1,465 = 1,235 g H2O aus dem Kristallwasser

(80 g H2O + 1,235 g = 81,235 g ≙ 81,235 ml = 0,081235 L)

c(Al2(SO4)3 ∙ 16 H2O) = n/v = 0,0042830,081235

= 0,0527 mol/l


Folie 20

Stöchiometrie

a) c = 4,0 mol/l; v = 100 mlM(KCl) = 74,55 g/moln(KCl) = c ∙ v = 0,4 molm(KCl) = n ∙ M = 29,82 g

c) c = 1,0 mol/l; v = 100 mlM(CuSO4 · 5 H2O) = 249,685 g/moln(CuSO4 · 5 H2O) = c ∙ v = 0,1 molm(CuSO4 · 5 H2O) = n ∙ M = 24,97 gaber :Kristallwasser beachten: 249,685 − 159,6086 = 90,0764 g;in 0,1 mol sind also = 9,00764 g Kristallwasser enthaltenZugabe Wasser: 100 − 9,00764 = 90,99236 g H2O

b) c = 0,03 mol/l; v = 100 mlM(KMnO4) = 158,034 g/moln(KMnO4) = c ∙ v = 0,003 molm(KMnO4) = n ∙ M = 0,474 g

7. Berechnen Sie die Einwaagen, welche zur Herstellung von 100 ml der folgenden Lösungen benötigt werden (Dichte immer 1,0 g/cm3):

a) 4,0 M KCl-Lösung aus KClb) 0,03 M KMnO4-Lösung aus KMnO4c) 1,0 M CuSO4-Lösung aus CuSO4 ∙ 5 H2O


Folie 21

ω = 20 %ϱ = 1,22 g/mlM(NaOH) = 40 g/mol

Annahme: 1000 g Lösung m(NaOH) = 200 g NaOH n(NaOH) = m(NaOH)/M(NaOH) = 5 molv = 1000 g/1,22 g/ml = 819,672 ml = 0,8196 l

c = 5 mol/0,8196 L = 6,1 mol/L

a)

Stöchiometrie

8. Sie erhalten eine 20%ige (Gewichtsprozent) Natronlaugelösung.

a) Bestimmen Sie die Konzentration der Lösung in mol/L (ϱ = 1,22 kg/L).

b) Wie viel ml 2 M HCl sind notwendig, um 200 ml der Natronlaugelösung zu neutralisieren?

M(NaOH) = 40 g/mol.


Folie 22

8. Sie erhalten eine 20%ige (Gewichtsprozent) Natronlaugelösung.

a) Bestimmen Sie die Konzentration der Lösung in mol/L (ρ = 1,22 kg/L).

b) Wie viel ml 2 M HCl sind notwendig, um 200 ml der Natronlaugelösung zu neutralisieren?

M(NaOH) = 40 g/mol.

v(NaOH) = 200 ml = 0,2 Lc(NaOH) = 6,1 mol/Ln(NaOH) = c(NaOH)∙v(NaOH)= 1,22 mol = n(HCl)

v(HCl) = 1.22 mol / 2 mol/l = 0.61 L = 610 ml

b)

Stöchiometrie


Folie 23

Stöchiometrie

9. Sie sollen 0.3 g Kupfer(II)-oxid herstellen. Wie viel Gramm CuSO4 ∙ 5 H2O sind bei einer Ausbeute von 100 % erforderlich?

M(CuO) = 79,545 g/mol

M(CuSO4 · 5 H2O) = 249,69 g/mol

m(CuO) = 0.3 gM(CuO) = 79,5454 g/molM(CuSO4 · 5 H2O) = 249,685 g/mol

n = mCuO / MCuO = 3,77 mmolM(CuSO4 · 5 H2O) = M(CuSO4 · 5 H2O) ∙ n = 0,94 g

Formal: CuSO4 ∙ 5 H2O CuO + 4 H2O + H2SO4


Folie 24

Stöchiometrie

10. Wie viel prozentig ist eine Spirituose, wenn in 250 ml derselben 90 ml Ethanol enthalten sind?

Vol% = vEtOH/vges ∙ 100 %

= 90 ml / 250 ml ∙ 100 %

= 36 %


Folie 25

Stöchiometrie

10. Wie viel g Ethanol sind in 0,125 L eines Rotwein enthalten, wenn er mit 13% (Vol%) etikettiert ist,

Dichte Ethanol = 0,7893 g/cm3?

Vol% = vEtOH/vges ∙ 100 %

13100

= 𝑥𝑥125

; x = 16,25 ml reiner Ethanol

16,25 ml * 0,7893 g/ml = 12,83 g


Folie 26

Vielen Dank für Ihre Aufmerksamkeit!!

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