Übungsfragen zur Vorlesung "Anorganische Experimentalchemie I" und „Allgemeine und Anorganische Experimentalchemie“ für BChem19 (CHE-A1)/BLAC19(CHE-BM-1)/BS GEW, BS ICE (CHE-A1-NF)

WS 2019/20 (Dr. Martin Oschatz)Aktualisierung nach der jeweiligen Vorlesung

2. Seminar (Woche vom 21.10.2019-25.10.2019)

1. Womit beschäftigt sich die Chemie? Was versteht man unter einer chemischen Reaktion? Beschreiben Sie 3 wichtige chemische Reaktionen in der Natur bzw. bzw. im täglichen Leben.

2. Definieren Sie den Begriff Stoff. Wie teilt man Stoffe bzw. Materie grundsätzlich ein? Ordnen Sie Ihrer Einteilung die folgenden Stoffe zu und begründen Sie Ihre Zuordnung anhand der (chemischen) Zusammensetzung: H2O, S8, Kochsalzlösung, Luft, Amalgam, SO2, Milch, Blut, Natronlauge, Hämoglobin.

3. Was ist eine chemische Reaktion? Handelt es sich bei den folgenden Vorgängen um chemische Reaktionen oder um physikalische Vorgänge? Begründen Sie Ihre Zuordnung und geben Sie für die chemischen Reaktionen die Reaktionsgleichungen an.a) Lösen von Zucker in Wasser

b) Elektrische Zerlegung von Wasser c) Schmelzen von Glas d) Rosten von Eisen e) Photosynthese f) Sieden von Wasser g) Backen von Kuchen h) Destillation von Erdöl i) Sauerwerden von Milch j) Aushärten (Abbinden) von Mörtel

4. Nennen Sie sechs physikalische Grundoperationen, mit denen sich heterogene in homogene Systeme und Lösungen in reine Stoffe trennen lassen und erläutern Sie diese kurz an einem Beispiel. Worin besteht der Unterschied zur Trennung chemischer Verbindungen in chemische Elemente?

5. Definieren Sie die Begriffe Elektrolyse, Thermolyse und Photolyse. In welche Produkte kann man abgebundenen Mörtel thermolytisch spalten? Welche wichtigen Produkte werden industriell durch Elektrolyse gewonnen?

6. Wie lauten die chemischen Formeln für folgende Verbindungen?

Eisen(II)-oxid, Kupfer(I)-oxid, Methan, Chlorwasserstoff, Germanium(IV)-oxid, Phosphor(V)-oxid.

7. Was versteht man unter der Stoffmenge und der AVOGADRO-Zahl?

3. Seminar (Woche vom 28.10.2019-01.11.2019)

8. Was ist eine chemische Reaktion? Warum gehören die Vorgänge Schmelzen/ Verdampfen und Kernreaktionen nicht zu den chemischen Reaktionen?

9. Definieren Sie die Begriffe Molmasse, Molvolumen und Stoffmengenkonzentration. Warum hat jedes chemische Element eine andere Molmasse? Welche Stoffmengenkonzentration an Natriumionen und Chloridionen ergibt sich, wenn Sie 58,44 g Natriumchlorid in 1 Liter bzw. in 10 Liter Wasser auflösen?

10. Ergänzen Sie folgende Tabelle.

 Formel Name der Substanz Stoffmenge / mol Molmasse / g • mol-1

Masse dieser Stoffmenge / g

2 SO2 ... 2 ... ...0,5 Mg ... 0,5 ... ...

... Kohlendioxid ... 44,01 132,03

... Salpetersäure ... 63,02 ...

... Natriumcarbonat ... ... 106,0

11. Beispielaufgaben zum stöchiometrischen Rechnen (Ergebnisse in eckigen Klammern):

11a. Es sind 250 g einer wässrigen Kaliumbromidlösung mit einem Massenanteil von 12 % herzustellen. Welche Masse an Wasser und welche Masse an KBr ist einzuwiegen?[Ergebnis: 30 g KBr und 220 g H2O]

11b. Was ist Essigsäure? Eine Flasche mit Essigsäure trägt die Aufschrift: 85 % (Volumenanteil an reiner Essigsäure). Wieviel ml reine Essigsäure sind in 800 ml dieser Lösung enthalten?[Ergebnis: 680 ml reine Essigsäure]

11c. Was ist Natronlauge? Welche Stoffmengenkonzentration besitzt eine Natronlauge von der 800 ml 3,2 g Natriumhydroxid enthalten?[Ergebnis: Die Stoffmengenkonzentration der Natronlauge beträgt 0,1 mol/l]

11d. Welche Masse Zinksulfat-Heptahydrat (ZnSO4 ∙ 7 H2O) wird zur Herstellung von 0,8 l einer 0,1 M Zinksulfat-Lösung gebraucht? Welche Masse an wasserfreiem Zinksulfat wird für die Herstellung der gleichen Lösung gebraucht?[Ergebnis: 23 g Zinksulfat-Heptahydrat; 12,9 g wasserfreies Zinksulfat]

11e. 180 g einer Lösung mit einem Massenanteil an B von 68 % werden mit 140 g Lösungsmittel verdünnt. Welchen Massenanteil an B hat die verdünnte Lösung?[Ergebnis: ω=38,25 %]

11f. Aus einer Salzsäure mit einem Massenanteil an HCl von 26 % soll durch Verdünnen mit Wasser eine Salzsäure des Massenanteils an HCl von 1 % hergestellt werden. Welche Masse an Wasser ist zum Verdünnen zu verwenden? [Ergebnis: Die Masse der Ausgangslösung muss durch Zusatz des Wassers auf das 26-fache gebracht werden; z.B. 250 g Wasser + 10 g HCl (ω=26 %)]

11g. Aus 0,9 kg Schwefelsäure mit einem Massenanteil von 78 % soll durch Zusatz von konz. Schwefelsäure (Massenanteil: 98 %) eine 83 %-ige Schwefelsäure hergestellt werden. Welche Masse an konz. Schwefelsäure ist zuzusetzen? [Ergebnis: m(H2SO4,conc. = 300 g]

11h. Berechnen Sie die Massenanteile der Elemente Na, S und O in der Verbindung Na2SO4!

[Ergebnis: ωNa=32,38 %, ωS=22,57%, ωO=45,05 %]

11i. Welche Masse an Roheisen kann man maximal aus 2 t Erz erhalten, das einen Massenanteil an Fe3O4 von 72 % hat? [Ergebnis: m(Fe) =1,04 t]

11j. Welche Masse an „Kristallsoda“ (Na2CO3 ∙ 10 H2O) muß zur Herstellung von 750 g 5%-iger Natriumcarbonatlösung eingewogen werden?[Ergebnis: m(Na2CO3 ∙ 10 H2O) = 101,2 g]

11k. Die Elementaranalyse einer Verbindung ergab folgende Massenanteile: Kohlenstoff 75,88%, Wasserstoff 6,42 %, Stickstoff 17,81 %. Wie lautet die Verhältnisformel?[Ergebnis: C5H5N]

11l. Wieviel g Blei(IV)-oxid entstehen bei der Oxidation von 20 g Blei?[Ergebnis: m(PbO2) = 23,08 g]

11m. Welche Masse Sauerstoff wird verbraucht, wenn 2 g Phosphor unter Bildung von P2O5

verbrannt werden? [Ergebnis: m(Sauerstoff) = 2,58 g]

11n. Schwefelwasserstoff und Schwefeldioxid sollen zu Schwefel und Wasser umgesetzt werden. Welche Masse an Schwefel erhält man, wenn 70 kg H2S und 142 kg SO2 in das Reaktionsgefäß eingebracht werden?

[Ergebnis: m(S) = 98,7 kg]

11o. Aus 2,38 g eines Nickel(II)-chlorid-Hydrats erhält man durch Erhitzen 1,3 g des wasserfreien gelben NiCl2. Welche Zusammensetzung (wieviel mol Kristallwasser) hatte das Hydrat?

[Ergebnis: NiCl2 ∙.6 H2O]

11p. Eine sogenannte physiologische Kochsalzlösung (entspricht dem Salzgehalt und damit dem osmotischen Druck des Blutplasma) hat eine Stoffmengenkonzrentration von c (Na+) = c (Cl-) = 154 mmol l-1.

Welche Masse an reinem Natriumchlorid wird für die Herstellung von 100 l einer solchen Lösung benötigt?

[Ergebnis: m(NaCl) = 900 g]

12. Wie lautet das Gesetz von der Erhaltung der Masse?

13. Wie lauten das Gesetz der konstanten Proportionen und das Gesetz der multiplen Proportionen? Erläutern Sie beide Gesetze an je einem Beispiel.

14. Nennen Sie die 4 Atomhypothesen von DALTON.

15. Wie viele Eisenatome enthält ein kugelförmiger Stecknadelkopf von 1 mm Durchmesser?ρ (Fe) = 7,86 g cm-3    r (Fe-Atom) = 126 pmWie lang wäre die Kette der Eisenatome, wenn man alle Atome unter Erhalt des Fe-Fe-Abstandes aufreihen könnte?(Hinweis: Der Radius eines Eisenatoms wird nur für den zweiten Teil von a) benötigt.)[Ergebnis: 4,4 ∙ 1019 Atome; 1,11 ∙ 107 km]

16. Eine quadratische, dünne Goldfolie (Blattgold) mit einer Kantenlänge von 10 cm hat eine Masse von 0,01 g. Wie dick ist die Goldfolie?  ρ (Au) = 19,5 g cm-3

[Ergebnis: 5,18 ∙ 10-5 mm]

17. Welche 3 Arten von Strahlung können bei radioaktiven Zerfallsprozessen auftreten? Geben Sie jeweils ein Beispiel an. Wie ändern sich Massenzahl, Neutronenzahl und Protonenzahl bei den jeweiligen Zerfallsprozessen?

18. Welche Beziehungen bestehen zwischen Massenzahl, Ordnungszahl, Neutronenzahl, Kernladungszahl, Protonenzahl, Nukleonenzahl?

19. Erläutern Sie die Begriffe "Nuklide" und "Isotope“ an je zwei Beispielen. Wodurch ist ein chemisches Element charakterisiert?

20. Chlor besteht aus den Isotopen 35Cl und 37Cl. Die relative Atommasse beträgt 35,435. In welchem Verhältnis liegen beide Isotope vor? [78 % 35Cl, 22 % 37Cl]

4. Seminar (Woche vom 04.11.2019-08.11.2019)

21. Was sind die Grundgedanken des RUTHERFORD`schen Atommodells? Durch welchen Versuch gelangte RUTHERFORD zu diesem Modell?

22. Was versteht man unter dem Massendefekt?

23. Formulieren Sie die Kernreaktionsgleichung für die Fusion von Wasserstoff- zu Heliumkernen auf der Sonne.

24. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für a) elektrochemische Zersetzung von Wasser.

b) Darstellung von Wasserstoff aus einem unedlen Metall und verdünnter Salzsäure. c) Herstellung von Wassergas/Synthesegas und Konvertierung.

d) Steam-Reforming-Verfahren.

25. Ordnen Sie folgende Stoffe nach ihrer Dichte, ihrem Diffusionsvermögen und ihrer Ausbreitungsgeschwindigkeit für Schall: Luft, Kohlendioxid, Stickstoff, Wasserstoff, Sauerstoff, Helium.

26. Was ist nasc. Wasserstoff? Wie könnte man Diwasserstoff von nasc. Wasserstoff experimentell unterscheiden?

5. Seminar (Woche vom 11.11.2019-15.11.2019)

27. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für:a) die elektrochemische Zersetzung von Wasser.b) die Darstellung von Wasserstoff aus einem unedlen Metall und verdünnter Salzsäure.          c) die Herstellung von Wassergas/Synthesegas und Konvertierung. d) das Steam-Reforming-Verfahren.

28. Skizzieren Sie den Energieverlauf bei der Chlorknallgasexplosion und formulieren Sie die entsprechenden Reaktionsgleichungen. Begründen Sie rechnerisch, warum die Dissoziation von Chlor-Molekülen (ΔH = +243 kJ/mol) mit grünem Licht (λ = 550 nm) nicht gelingt. (h = 6,62608 ∙ 10-34 Js)

29. In welche Gruppen kann man binäre Wasserstoffverbindungen einteilen? Nennen Sie die entsprechenden Strukturmerkmale und je zwei Beispiele.

30. Formulieren Sie jeweils eine Reaktionsgleichung für: a) die Ammoniaksynthese nach dem HABER-BOSCH-Verfahren. b) das Hydrocracking. c) das Hydrotreating. d) die FISCHER-TROPSCH-Synthese. e) die Herstellung reiner Metalle mit Diwasserstoff.

31. Wie ist das Leuchten von Gasen in Geißler-Röhren zu erklären? Was ist ein Spektrum? Wodurch unterscheiden sich Emissionsspektren von Absorptionsspektren?

32. Welcher Grundwiderspruch zu den Gesetzen der klassischen Elektrodynamikbildete den Anlass zur Formulierung der beiden BOHR`schen Postulate? Welches sind die beiden BOHR`schen Postulate?

33. Berechnen Sie die Wellenlänge eines Photons der Frequenz 1,2 x 1015 Hz. Wie groß ist die Energie eines solchen Photons? Wie groß ist die Energie eines Mols solcher Photonen (in kJ/mol)? Wie nennt man diese Strahlung? [Lösung λ = 250 nm; 7,9 x 10-19 J; 477 kJ; UV Strahlung]

34. Warum liefern angeregte Atome kein kontinuierliches Spektrum, sondern ein Linienspektrum? Warum ist es für ein bestimmtes Element charakteristisch?

35. Wie groß ist die mit der vierten BOHRschen Umlaufbahn verknüpfte Energie, wenn die mit der ersten Umlaufbahn verknüpfte Energie -13,60 eV beträgt? Welchen Radius hat diese Bahn? (1.BOHRscher Radius: 0,053 nm) [-0,85 eV; 0.848 nm]

36. Beschreiben Sie das Emissionsspektrum des Wasserstoffs. Wie kommt es zustande? Mit welcher Gleichung lässt es sich deuten? Erläutern Sie den Zusammenhang zwischen Energie, Frequenz und Wellenlänge der beobachteten Strahlung.

37. Welche Quantenzahlen gibt es (Name und Symbol)? Was wird mit der jeweiligen Quantenzahl charakterisiert? Welche Auswahlregeln gelten für sie?

6. Seminar (Woche vom 18.11.2019-22.11.2019)

38. Durch welche Beziehung sind die Energiezustände des Elektrons im Wasserstoffatom im Grundzustand gegeben? Welche Zahlenwerte kann die in der Beziehung E = -1/n2 auftretende dimensionslose Kennzahl n annehmen? Wie nennt man diese Kennzahl? Was drückt das negative Vorzeichen aus?

39. Wie lautet die die Planck-Einstein'sche Gleichung? Im Wasserstoffatom gehe das Elektron vom Energiezustand E3 in den EnergiezustandE2 über. Dabei wird die Energie als Photon abgegeben. Berechnen Sie mitHilfe der Planck-Einstein'schen Gleichung die Wellenlange des ausgestrahltenLichts.E1 = –13,6 eV; h = 6,6∙10-34 Js; c = 3∙108 ms–1

1 eV = 1,6∙10-19 J

40. Beim Übergang eines Elektrons von einem angeregten Zustand in den Grundzustand wird Licht der Wellenlänge λ = 121 nm ausgestrahlt. Wie groß ist die Energiedifferenz der beiden Zustände in eV?

41. Was sind die Nachteile des Bohr`schen Atommodells? Warum ist das Bohr`sche Bild eines Atoms, in dem die Elektronen den Kern auf festgelegten Bahnen umkreisen (so wie der Mond die Erde umkreist) falsch?

42. Elektronen besitzen nicht nur Teilchen- sondern auch Welleneigenschaften. Welcher Zusammenhang besteht zwischen Geschwindigkeit und Wellenlänge eines Elektrons?

43. Was versteht man unter der „Elektronenschale“ eines Atoms? Wie groß ist die Hauptquantenzahl für die Elektronen der N-Schale?

44. Welche Buchstaben benutzt man zur Beschreibung von Elektronenzuständen mit den Nebenquantenzahlen a) l = 0 und b) l = 1? Die Elektronenzustände einer Schale mit gleicher Nebenquantenzahl bezeichnet man als „Unterschale“. Geben Sie die Haupt- und Nebenquantenzahl für die p-Unterschale der M-Schale an. Bei welchen Schalen gibt es keine d-Unterschale?

45. Welche Unterschalen besitzen genau 10 Quantenzustände? Geben Sie dafür die l-, ml-, und ms-Werte an.

46. Wie lauten die drei Regeln/Prinzipien, die dem Aufbau von Mehrelektronensystemen und damit des PSE zugrunde liegen?

47. Warum befinden sich im Lithiumatom nicht alle 3 Elektronen im energieärmsten 1s Zustand? In welchen Orbitalen befinden sich die 3 Elektronen des Li Atoms im Grundzustand?

48. a) Welche der folgenden Kästchenschreibweisen bezeichnet die Elektronenkonfiguration des Stickstoffatoms im Grundzustand richtig?

b) Warum ist für das Sauerstoffatom die flogende Elektronenkonfiguration nicht möglich?

49. Geben Sie die Elektronenkonfiguration von 6C, 13Al, 23V, 24Cr, 30Zn, 47Ag, 57La, und 79Au an. Geben Sie die Elektronenkonfiguration von Ca2+, Cl- und Na+ an.

50. Definieren Sie folgende Begriffe. Welche Trends gibt es innerhalb der Hauptgruppe von oben nach unten und innerhalb der Periode von links nach rechts? Geben Sie dafür jeweils eine Begründung.a) Atomradiusb) Ionenradiusc) Erste Ionisierungsenergied) Elektronenaffinitäte) Elektronegativität

51. Besitzt Natrium oder Magnesium die höhere 2. Ionisierungsenergie? Warum treten für die 1. Ionisierungsenergie der Elemente der 2. Periode lokale Maxima für Stickstoff und Beryllium auf?

7. Seminar (Woche vom 25.11.2019-29.11.2019)

52. Wenn man ein Becherglas mit flüssiger Luft stehen läßt, färbt sich die Flüssigkeit nach einiger Zeit blau. Begründen Sie diese Erscheinung.

53. In welche Gruppen lassen sich die Verbindungen des Sauerstoffs einteilen? Nennen Sie für jede Gruppe 2 Beispiele für entsprechende Verbindungen mit Name und Formel.

54. Was versteht man unter dem Partialdruck eines Gases? Welcher Zusammenhang besteht zwischen der Löslichkeit eines Gases mit dem Druck und der Temperatur?

55. Was versteht man unter Katalyse und was unter einem Katalysator? Worauf beruht die Wirkung eines Katalysators? Skizzieren Sie die Energieänderung in Abhängigkeit vom Reaktionsverlauf für eine endotherme Reaktion ohne und mit Katalysator. Geben Sie 2 Beispiele für industrielle Prozesse an, die unter Einsatz eines Katalysators ablaufen.

56. Wieviel g Sauerstoff werden zur Verbrennung von 1,5 g Wasserstoff benötigt? Wieviel g Wasser entstehen dabei? 

57. Als Atemgas für Taucher werden O2/He-Gemische verwendet. Eine Mischung von 40,0 g O2 und 40,0 g He hat den erforderlichen Gesamtdruck von 120 kPa. Wie groß sind die Partialdrücke und die Molenbrüche von O2 und He?

Molenbruch: χA = nA/(nA + nB)

58. Beschreiben Sie die Struktur des Ozonmoleküls. Geben Sie auch die Resonanzstrukturen mit den entsprechenden LEWIS-Formeln an. Vergleichen Sie die Eigenschaften von Disauerstoff und Ozon.

59. Erläutern Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die Darstellung von Ozon im SIEMENS-Ozonisator. Wie kann man das gebildete Ozon nachweisen (Reaktionsgleichung angeben)?

8. Seminar (Woche vom 02.12.2019-06.12.2019)

60. Begründen Sie anhand von Reaktionsgleichungen die zerstörerische Wirkung von Chlorfluorkohlenwasserstoffen und von Oxiden des Stickstoffs auf die Ozonschicht.

61. Was versteht man unter der HEISENBERG`schen Unschärferelation (Formulierung und Gleichung)?

62. Wie beschreibt Schrödinger das Elektron? Worin besteht die besondere Bedeutung von |ψ|2?

63. Was versteht man unter einem Atomorbital? Wodurch unterscheiden sich Atomorbitale? Welche dieser Darstellungen des 1s Orbitals des Wasserstoffatoms sind richtig?

64. Welche drei Quantenzahlen ergeben sich aus der Schrödinger-Gleichung? Was wird durch sie jeweils charakterisiert? Welche Auswahlregeln gelten für sie?

65. Skizzieren Sie die räumliche Gestalt des s-, der drei p- und der fünf d-Orbitale in einem räumlichen Koordinatensystem! Geben Sie im Falle der p- und d-Orbitale auch das Vorzeichen der Wellenfunktion in den jeweiligen Orbitallappen an.

66. Warum bilden 2 Chloratome eine chemische Bindung? Betrachten Sie sowohl Energie, als auch Elektronenkonfiguration. Welche Art der Bindung liegt im Cl2 Molekül vor? Warum liegen Edelgase (bis auf ganz wenige Ausnahmen) ausschließlich atomar vor?

67. Was versteht man unter Haupt- und Nebenvalenzbindungen? Welche Arten von chemischen Bindungen bzw. Wechselwirkungen fallen in beide Gruppen und wodurch sind sie charakterisiert?

68. Erläutern Sie die Charakteristika der kovalenten, der ionischen und der metallischen Bindung an je zwei Beispielen. Warum leiten Metalle elektrischen Strom?

69. Erläutern Sie die Grundgedanken der LEWIS-Theorie. Geben Sie die LEWIS-Formeln von Diwasserstoff, Difluor, Distickstoff, Kohlendioxid, Wasser und Ammoniak an.

70. Was besagt die Oktettregel? Begründen Sie mit der Oktettregel und der Oktetterweiterung, dass PCl5 existiert, NCl5 dagegen nicht. Nennen Sie 2 weitere gängige hypervalente Verbindungen.

71. Formulieren Sie die mesomeren Grenzstrukturen (Resonanzformeln) für das Carbonat- und das Phosphat-Anion.

9. Seminar (Woche vom 09.12.2019-13.12.2019)

72. Erläutern Sie das Prinzip der Oktetterweiterung an den Beispielen PCl5 und SF6. Welche Art der Hybridisierung liegt jeweils vor?

73. Was sind LEWIS-Säuren und was sind LEWIS Basen? Was versteht man unter einer koordinativen (dativen) Bindung? Erläutern Sie diese an den Beispielen [Co(NH3)6]3+ und [Cu(NH3)4(H2O)2]2+.

74. Zeichnen Sie die LEWIS-Formeln von CO2, HCl und H2O. Kennzeichnen Sie die Partialladungen. Warum hat CO2 im Gegensatz zu HCl und H2O kein Dipolmoment? Wie richten sich Dipolmoleküle aus und welche Konsequenzen ergeben sich daraus?

75. Erläutern Sie den Zusammenhang zwischen der Stärke einer kovalenten Bindung, Dissoziationsenergie, Bindungslänge und Bindungsgrad an den Beispielen Difluor, Disauerstoff und Distickstoff!

76. Für HCl ergibt die Summe der kovalenten Radien der beiden Bindungspartner 135 pm. Experimentell wird jedoch eine Bindungslänge von 127 pm gefunden. Begründen Sie diese Beobachtung.

77. Nennen Sie die 4 Regeln des VSEPR-Modells. Welche Geometrien sind für Molekülverbindungen der allgemeinen Zusammensetzung AB2, AB3, AB3E, AB4, AB4E2, AB5 und AB6 zu erwarten?Ordnen Sie die Verbindungen BeCl2, CO2, BF3, CO3

2-, NO3-, CH4, PCl5, SF6, SO3

2-, NH3, XeF4, PCl3 dem jeweiligen Strukturtyp zu.

78. Erläutern Sie den Grundgedanken der VB-Theorie an den Beispielen Diwasserstoff und Distickstoff.

79. Vergleichen Sie σ- und π-Bindungen miteinander. Wie kommen sie zustande? Gehen Sie dabei auch auf die freie Drehbarkeit und die Stärke der Bindungen ein.

80. Was versteht man unter der Doppelbindungsregel? Womit kann sie begründet werden? Welche Voraussetzung muss erfüllt sein, um sie aufzuheben?

81. Nennen Sie unter Anwendung der VB-Theorie zwei Kriterien für starke Bindungen.

82. Was versteht man unter Hybridisierung? Erläutern Sie die Bindungsverhältnisse im Methan, Ethan, Ethen, Ethin. Geben Sie dabei auch auf die charakteristischen Bindungswinkel ein.

10. Seminar (Woche vom 16.12.2019-20.12.2019)

83. Welche Art der Hybridisierung und welche Geometrie liegt in folgenden Verbindungen vor?N2, PCl5, SF6, C3H8, CO2, SiH4, BF3, C2H4, NH3, HgCl2, [AuCl4]-, [Cr(NH3)6}3+, H2O, NO3

-, [PtCl4]-, SbCl5, [SiF6]2-, C2H2.

84. Worauf beruht die MO-Theorie? Zeichnen Sie das MO-Schema für Diwasserstoff. Warum existiert He2 nicht? Berechnen Sie die entsprechenden Bindungsordnungen.

85. Sauerstoff ist paramagnetisch. Was versteht man unter dieser Eigenschaft? Worin besteht die Ursache? Formulieren Sie die mesomeren (LEWIS-)Grenzformeln, die diesen Sachverhalt einerseits und die Bindungsordnung andererseits widerspiegeln.

86. Zeichnen Sie das MO-Schema von Disauerstoff im Triplett Zustand. Woher kommt die Bezeichnung „Triplett-Sauerstoff“? In welchen Strukturmerkmalen (π*-Orbitale angeben) und in welchen Eigenschaften unterscheidet sich der Triplett-Sauerstoff vom Singulett-Sauerstoff? Wofür wird Singulett-Sauerstoff verwendet?

87. Begründen Sie das Auftreten von roter Lumineszenz beim Einleiten von Chlor in eine alkalische H2O2-Lösung.

88. Beschreiben Sie die Struktur des Wasserstoffperoxid-Moleküls. Wie ist die Stärke der O-O-Bindung einzuschätzen?

89. Formulieren Sie die Redoxgleichungen für die Wirkung von H2O2 (saures Milieu) a) als Oxidationsmittel (Iodid-Ionen werden zu Iod oxidiert) und b) als Reduktionsmittel (Permanganat-Ionen werden unter Sauerstoffentwicklung zu

Mangan2+-Ionen reduziert).

90. Wie ist der Sauerstoff im Wassermolekül hybridisiert? Wie kann der Bindungswinkel im Wassermolekül von 104,5 ° begründet werden?

91. Welche Voraussetzungen müssen erfüllt sein, damit es zur Ausbildung von Wasserstoffbrückenbindungen kommen kann? Wie ist die Stärke der Wasserstoffbindungen im Vergleich zu van-der-Waals-Bindungen und zu Ionenbindungen einzuschätzen?

92. Beschreiben Sie die Struktur von Eis. Was versteht man unter der Dichteanomalie des Wassers und worin liegt sie begründet?

11. Seminar (Woche vom 06.01.2020-10.01.2020)

93. Wie wird die Energie zur Überwindung der Gitterenergie beim Lösen von Molekülverbindungen (z.B. Zucker) bzw. von Ionenverbindungen (z.B. NaCl)

aufgebracht?

94. Formulieren Sie die Gleichungen für die Dissoziation von Natriumchlorid,Calciumchlorid und Ammoniumnitrat.

95. Warum ist die Leitfähigkeit einer NaCl-Lösung größer als die von reinem Wasser und einer Zuckerlösung? Begründen Sie, dass die Leitfähigkeit einer Essigsäure-Lösung kleiner ist als die von Salzsäure gleicher Konzentration.

96. Nennen Sie 3 kolligative Eigenschaften. Was versteht man unter diesem Begriff? Was versteht man unter Kryoskopie und unter Ebullioskopie? Wozu können diese Methoden ausgenutzt werden?

97. Die Siedepunktserhöhung und Gefrierpunktserniedrigung von Lösungen gleicher Konzentration wurden untersucht. Begründen Sie den Befund, dass eine NaCl-Lösung den doppelten Effekt, eine Na2SO4-Lösung sogar einen verdreifachten Effekt im Vergleich zur Lösung eines Nichtelektrolyten zeigt!

98. Was versteht man unter Osmose? Warum platzen reife Kirschen oder Tomaten bei Regen?

99. Worin besteht das Wesen der Ionenbindung? Charakterisieren Sie die folgenden Verbindungen hinsichtlich ihrer Bindungsart: CO2, KCl, HCl, ZnS, O2, HI. Nennen Sie drei Eigenschaften, die für Ionenverbindungen (Salze) charakteristisch sind.

100. Was versteht man unter Gitterenergie? Wofür ist ihre Kenntnis wichtig? Welchen Zusammenhang gibt es zwischen den Ladungen der Kationen und Anionen sowie dem Abstand und der Gitterenergie?

101. Für die Struktur der Ionenverbindungen sind die Ionenradien besonders wichtig. Welcher Zusammenhang existiert zwischena) Ionenradius und Koordinationszahl?b) Größe des Ionenradius von Kationen und Anionen?c) Ionenradius und Stellung in der Hauptgruppe und innerhalb der Periode (nur Tendenz angeben)?d) Ionenradius von positiven Ionen (gleiches Ion, gleiche Koordinationszahl) und Ionenladung?

102. Was besagt der Satz von Hess? Geben Sie dazu ein Beispiel an.

103. Erläutern Sie, wie man mit Hilfe des BORN-HABER-Kreisprozesses die Gitterenergie einer Ionenverbindung ermitteln kann.

104. Wie lauten die beiden Hauptsätze der Thermodynamik?

12. Seminar (Woche vom 13.01.2020-17.01.2020)

105. Was versteht man unter der freien Reaktionsenthalpie und mit welcher Gleichung kann man sie berechnen? Wann ist eine Reaktion „exergonisch“, wann „endergonisch“? Welchen Einfluss haben Energie- und Wahrscheinlichkeitsparametern auf den freiwilligen Ablauf chemischer Reaktionen?

106. Berechnen Sie für die Synthese von Iodwasserstoff aus den Elementen Kp, wenn Kc bei 490°C 45,9 beträgt.

107. Zu welchem Bruchteil zersetzt sich Iodwasserstoff bei 25°C in die Elemente, wenn die Gleichgewichtskonstante den Wert 808 hat?

108. Im Wassergasgleichgewicht (CO + H2O ↔ CO2 + H2) liegen bei 530 °C folgende Volumenteile vor:  CO2 und H2 zu je 33,33 %, CO und H2O zu je 16,66 %. Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante. Wie sind die Konzentrationsverhältnisse bei 970 °C, wenn die Gleichgewichtskonstante für diese Temperatur 0,64 beträgt?

109. Bei der Reaktion von 1 mol Ethanol mit 1 mol Essigsäure werden 2/3 mol Essigsäureäthylester und 2/3 mol Wasser gebildet. Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante.

110. Es sei folgende Reaktion gegeben: C (s) + CO2 (g) ↔ 2 CO (g)a) Formulieren Sie das Massenwirkungsgesetz mit der GGW-Konstante Kc.b) Die Reaktion ist von links nach rechts endotherm. In welche Richtung verschiebt sich das Gleichgewicht wenn i) CO2 zugesetzt wird, ii) C entfernt wird, iii) die Temperatur erhöht wird und iv) der Druck verringert wird?

111. Für das Gleichgewicht 2 IBr (g) ↔ I2 (g) + Br2 (g) ist Kc= 8.5 ∙ 10-3 bei 150°C. Wenn 0,06 mol IBr (g) in 1 L Volumen auf 150°C erwärmt werden, welche Konzentrationen stellen sich dann für die 3 Substanzen ein? Wie groß ist Kp bei 150°C.

112. Was versteht man unter dem Prinzip von Le Chatelier? Erläutern Sie den Einfluss der Konzentrationen der Reaktionsteilnehmer auf die Lage des chemischen Gleichgewichts am Beispiel der Oxidation von Schwefeldioxid.

113. Warum wird die Ammoniaksynthese nach dem Haber-Bosch Verfahren bei hohem Druck durchgeführt? Die Reaktion ist exotherm. Bei welchen Temperaturen wird gearbeitet und warum?

114. Erläutern Sie am Beispiel der Iodwasserstoffsynthesea)  den Zusammenhang zwischen der Gleichgewichtskonstante und den Geschwindigkeitskonstanten der Hin- und Rückreaktion.b) wie die Reaktionsgeschwindigkeit der Hin- und die Reaktionsgeschwindigkeit der Rückreaktion definiert ist.

115. Welche empirische Regel gilt für den Einfluss einer Temperaturerhöhung auf die Reaktionsgeschwindigkeit?

116. Geben Sie die Arrhenius-Gleichung in logarithmischer Form und in Form einer Geradengleichung an. Interpretieren Sie die Gleichung mit Hilfe der Stoßtheorie. Wie kann aus der Gleichung die Aktivierungsenergie einer chemischen Reaktion ermittelt werden?

13. Seminar (Woche vom 20.01.2020-24.01.2020)

117. Was versteht man unter der „Aktivität“ von Ionen in Lösung. Welcher Zusammenhang besteht zwischen Aktivität und Konzentration? Wie wirkt sich das auf die Anwendung des MWG auf Ionengleichgewichte in wässrigen Lösungen aus?

118. Was versteht man unter dem Löslichkeitsprodukt und unter der Löslichkeit? Mit welcher allgemeinen Formel kann man die Löslichkeit eines Salzes KmAn unter Kenntnis des Löslichkeitsproduktes berechnen? Berechnen Sie die Löslichkeit von Quecksilber(II)-sulfid (KL = 3·10-54 mol2/l2) und Blei(II)-chlorid (KL = 2,12·10-5 mol3/l3).

119. Erläutern Sie anhand von Reaktionsgleichungen und anhand der Löslichkeiten, warum bei der argentometrischen Chlorid-Bestimmung nach MOHR der Titrationsendpunkt an der Braunfärbung der Lösung erkannt werden kann. (KL(AgCl) = 2·10-10 mol2/l2, KL(Ag2CrO4) = 4·10-12 mol3/l3).

120. Kommt es zur Fällung von PbCl2, wenn 20 mL einer Lösung mit c(Pb(NO3)2) = 0,015 mol/l mit 50 ml einer Lösung mit c(NaCl) = 0,02 mol/l vermischt werden? (KL(PbCl2) = 1,6·10-5 mol3/l3).

121. Wie wirken sich gleichionige Zusätze auf die Löslichkeit aus? Um wieviel sinkt die Löslichkeit von AgCl, wenn anstelle von reinem Wasser eine Lösung verwendet wird, deren Konzentration an Chlorid-Ionen 10-1 mol/l beträgt (KL(AgCl) = 2·10-10 mol2/l2)? Geben Sie ein Beispiel an, bei dem sich die Löslichkeit bei gleichionigem Zusatz erhöht.

122. Wie wirken sich fremdionige Zusätze auf die Löslichkeit aus? Wie ist dieses Verhalten zu begründen?

123. Welche Stoffmenge Ni(OH)2 löst sich pro Liter Natronlauge bei pH = 12,34? (KL(Ni(OH)2) = 1,6·10-16 mol3/l3).

124. Wie definierte Arrhenius Säuren und Basen? Nennen Sie drei Nachteile des Säure-Base-Konzepts von Arrhenius.

125. Was besagt das Säure-Base-Konzept von Brönsted?

126. Was sind Ampholyte? Geben Sie zwei Beispiele für Ampholyte an. Was versteht man unter dem Ionenprodukt des Wassers?

127. Ordnen Sie die folgenden Verbindungen bzw. Ionen den Stoffgruppen Neutralsäuren, Kationensäuren, Anionensäuren, Neutralbasen, Kationenbasen, Anionenbasen, Ampholyte zu:Wasser, Phosphorsäure, Hydrogencarbonat-Ionen, Carbonat-Ionen, Ammoniak, Hydroxid-Ionen, Acetat-Ionen, Essigsäure, Hexaquaaluminium-Ionen, Salzsäure, Sulfat-Ionen.

128. Der pH-Wert eines Orangensafts wurde mit 2,4 gemessen. Eine Borax-Lösung hatte einen pH-Wert von 9,2. Berechnen Sie für beide Lösungen die pOH-Werte sowie die Konzentrationen an hydratisierten Wasserstoff- und Hydroxid-Ionen.

14. Seminar (Woche vom 27.01.2020-31.01.2020)

129. Nennen Sie je zwei sehr starke (pKs<0), starke (pKs 0-4), mittelstarke (pKs 4-7), schwache (pKs 7-12) und sehr schwache (pKs>12) Säuren.

130. Welche Reaktion erwarten Sie für die wäßrigen Lösungen vona)  Na3PO4

b)  Na2CO3

c)  KCld)  [Fe(H2O)6]3+ e)  Na2SO4 ?

131. Berechnen Sie die pH-Werte von          a)  0,5 M HCl         b)  0,05 M H2SO4

          c)  0,2 M Hac; pKS(Hac) = 4,74          d)  1 M NH4Cl; pKB(NH3) = 4,75          e)  Natriumdihydrogenphosphat-Lösung                (pKS1=2,16; pKS2=7,21; pKS3=12,32 der Phosphorsäure)           f)  0,2 M NaOH           g)  0,5 M Ca(OH)2 .

132. Wie groß sind c(NH3), c(NH4+) und c(OH-), wenn 150 mL NH4Cl mit c(NH4Cl) =

0,45 mol/l und 300 ml NaOH mit c(NaOH) = 0,30 mol/l gemischt werden?

133. Eine Säure HA ist bei c0(HA) = 0,15 mol/l zu 1,2 % dissoziiert. Zu wieviel % ist die Säure bei c0(HA) = 0,3 mol/l dissoziiert?

134. Aus 0,028 mol einer schwachen Säure HX und 0,007 mol NaX wurde eine Lösung mit einem Volumen von 200 ml hergestellt. Die Lösung hat einen pH Wert von 3,6. Wie groß ist die Säurekonstante KS von HX?

135. Welche der nachfolgend genannten Reaktionen finden statt? Begründen Sie Ihre Entscheidung.a)  Salzsäure + Ammoniakb)  Ammoniumchlorid + Natronlaugec)  Natriumhydrogencarbonat + Ammoniakd)  Natriumchlorid + EssigsäurepKS(HCl) = -7;  pKS(NH4

+) = 9,25;  pKB(OH-) = -1,74;   pKS(HCO3-) = 10,33

136. Skizzieren Sie die Titrationskurven pH = f(VNaOH) für die Titration von 0,1 M HCl bzw. 0,1 M HAc mit jeweils 1 M NaOH als Maßlösung.Kennzeichnen Sie die Äquivalenzpunkte und den pKS-Wert von HAc. Wählen Sie für die jeweilige Titration einen geeigneten Indikator aus und begründen Sie Ihre Wahl.(Umschlagsbereiche einiger Indikatoren: Thymolbblau pH = 1,2-2,8; Lackmus pH = 5,0-8,0; Phenolphthalein pH = 8,2-10,0).

137. Was sind Puffersysteme? Erklären Sie die Wirkungsweise der nachfolgend genannten Puffersysteme anhand der jeweiligen Reaktionsgleichungen.a) Essigsäure/Acetat-Puffer    b) Ammoniak/Ammoniumchlorid-Puffer   c) Dihydrogenphosphat/Hydrogenphosphat-Puffer

d) Carbonat/Hydrogencarbonat-Puffer

138. Es sind Pufferlösungen des pH-Wertes 5,0 bzw. 8,5 herzustellen. Wählen Sie jeweils ein geeignetes Puffersystem aus (pKS-Werte: s.o.).Wie ist für HAc/NaAc bzw. NH4Cl/NH3 vorzugehen, um 1 l Pufferlösung herzustellen, wenn jeweils Ausgangslösungen der Stoffmengenkonzentration 2 mol/l zur Verfügung stehen? [355 ml HAc + 645 ml NaAc; 849 ml NH4Cl + 151 ml NH3(aq)]

15. Seminar (Woche vom 03.02.2020-07.02.2020)

139. Wie entstehen Komplexe und wie sind sie zusammengesetzt? Warum bilden Nebengruppenelemente besonders viele Komplexverbindungen? Definieren Sie die Begriffe Koordinationszahl und „Zähnigkeit“ eines Liganden.

140. Was versteht man unter der Komplexstabilitätskonstante? Formulieren Sie einen Ausdruck für die Komplexstabilitätskonstante des Silberdiamminkomplexes. Hat [Ni(H2O)6]2+ oder [Ni(en)3]2+ die größere Komplexstabilitätskonstante? Geben Sie eine Begründung an.

140. Formulieren Sie jeweils zwei Komplexbildungsreaktionen, bei denen sich a) die Löslichkeit und b) die Farbe ändern.

141. Begründen Sie durch Angabe der Strukturformeln und der Haftatome, warum Ethylendiamin ein zweizähniger und Ethylendiamintetraacetat (EDTA) ein sechszähniger Ligand ist. Wie nennt man Komplexe mit solchen mehrzähnigen Liganden und wodurch zeichnen sie sich aus? Geben Sie 2 Beispiele für solche Komplexe an, die in der Natur vorkommen.

142. Geben Sie die Namen bzw. Formeln für folgende Komplexverbindungen an:a)  Hexaaquachrom(III)-chlorid                                            b)  Na3[(Cu(CN)4]                                                             c)  Tetraaquadichlorochrom(III)-chlorid                                d)  Natriumhexahydroxidostannat(IV)                                         

  e)  Kaliumhexacyanidoferrat(II) (gelbes Blutlaugensalz) f)   Kaliumhexacyanidoferrat(III) (rotes Blutlaugensalz)           

         g)  [Cu(NH3)4]2+                                                               h)  [CoCl3(NH)3]