Übungen zur Vorlesung

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Übungsaufgabenzur Vorlesung

Allgemeine und AnorganischeChemie

fürLehramtskandidaten

(L2/L3)Wintersemester 2007/2008

Kontakt: Dr. Lothar FinkInstitut für Anorganische und Analytische ChemieMax-von-Laue-Str. 7, D-60438 Frankfurt am Main

Tel.: (069) 798–29178. Sekretariat: Tel: 29157, Fax 21906

Name: . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

Vorname: . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

Matrikelnummer: . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

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1 Grundbegriffe

1.1 Erklären Sie die Begriffe a) reiner Stoff, b) chemisches Element, c) chemische Verbindung, d) Pha-se, e) Aggregatzustand, f) homogenes Gemisch, g) heterogenes Gemisch, h) Materie.

1.2 Erklären Sie die folgenden Begriffe und geben Sie jeweils ein Beispiel:a) Suspension, b) Emulsion, c) Aerosol, d) Rauch.

1.3 Nennen Sie verschiedene Fachgebiete der Chemie und erklären Sie deren jeweiliges Aufgaben-gebiet.

1.4 Welches sind die drei häufigsten Elemente in der Erdkruste?

1.5 Was sind die drei häufigsten Metalle auf der Erde (nur Erdoberfläche, ohne Erdinneres)?

1.6 Es gibt 5 Typen von heterogenen Gemischen, je nachdem welche Aggregatzustände nebenein-ander vorliegen. a) Wie heißen diese Gemische? b) Geben Sie jeweils ein Beispiel!

1.7 Welche der folgenden Substanzen sind reine Stoffe, welche sind heterogene Gemische, welchehomogene Gemische? a) Beton, b) Sauerstoff, c) Wein, d) Kupfer, e) Blumenerde, f) stilles Mine-ralwasser und g) Messing.

1.8 a) Nennen Sie die 7 SI-Basiseinheiten. b) Durch welches Präfix wird das 10−6-fache einer Einheitgekennzeichnet?

2 Atombau

2.1 Rutherford benutzte verschiedene Metallfolien zur Streuung von α-Teilchen. Wurden – bei glei-cher Foliendicke – die abgelenkten α-Teilchen im Mittel stärker durch die Gold- oder die Kup-ferfolie abgelenkt? Warum?

2.2 Der Radius eines Atomkerns beträgt r = A13 · 1, 3 · 10−15 m, wenn A die Massenzahl ist. Welchen

Radius hat ein 27Al-Kern? Der Atomradius eines Aluminium-Atoms beträgt etwa 143 pm; umwelchen Faktor ist er größer als der Kernradius? Wenn das Atom auf einen Durchmesser von1 km vergrößert wäre, welchen Durchmesser hätte dann der Atomkern? Wieviel Prozent desAtomvolumens entfallen auf den Kern (Volumen einer Kugel: V = 4

3πr3)?

2.3 a) Aus welchen Elementarteilchen ist das Atom 75As zusammengesetzt? b) Welches Symbol hatdas Atom, das aus 80 Protonen und 122 Neutronen besteht?

2.4 Silber kommt als Gemisch zweier Isotope vor, 107Ag mit Atommasse 106,906 u und 109Ag mitAtommasse 108,905 u. Die mittlere Atommasse beträgt 107,868 u. Wieviel Prozent Anteil hat je-des Isotop?

2.5 Ergänzen Sie die Tabelle:

Symbol Z A Protonen Neutronen ElektronenCs 55 133 . . . . . . . . .Bi . . . 209 . . . . . . . . .. . . 56 138 . . . . . . . . .Sn . . . . . . . . . 70 50Kr . . . 84 . . . 48 . . .

Sc 3+ . . . . . . . . . 24 . . .. . . 8 . . . . . . 8 10. . . 7 . . . . . . 7 10

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2.6 Vanadium kommt als Gemisch zweier Isotope vor, 50V mit Atommasse 49,9472 u und 51V mitAtommasse 50,9440 u. Die mittlere Atommasse des Vanadiums beträgt 50,9415 u. Wieviel Pro-zent Anteil hat jedes Isotop?

2.7 Ein Element besteht zu 60,10 % aus einem Isotop der Masse 68,926 u und zu 39,90 % aus einemIsotop der Masse 70,925 u. Welche mittlere Atommasse kommt dem Element zu?

2.8 Ein Element besteht zu 90,51 % aus einem Isotop der Masse 19,992 u, 0,27 % eines Isotops derMasse 20,994 u und 9,22 % eines Isotops der Masse 21,990 u. Welche mittlere Atommasse kommtdem Element zu?

2.9 Aus wie vielen und welchen Elementarteilchen ist ein Atom des in der Natur vorkommendenFluor aufgebaut?

2.10 Was sind α-Strahlen und wo kommen sie vor?

2.11 Beim Millikanschen Öltropfenversuch wurden folgende Ladungen einzelner Tropfen gemessen:−3, 2 · 10−19 C,−4, 8 · 10−19 C und−8, 0 · 10−19 C. a) Warum können die Werte verschieden sein?b) Wie kann die Elementarladung e aus diesen Werten berechnet werden?

2.12 Nennen Sie die drei Wasserstoffisotope (Name und chemisches Symbol) und jeweils die Ele-mentarteilchen, aus denen sie zusammengesetzt sind!

2.13 a) Aus welchen und jeweils wie vielen Elementarteilchen ist ein Atom 73Ge aufgebaut? b) Wieist die Elektronenkonfiguration dieses Elements?

2.14 Ein Teilchen ist aus 35 Protonen, 43 Neutronen und 36 Elektronen aufgebaut. a) Um welchesTeilchen handelt es sich? b) Wie ist seine Masse (ohne Nachkommastellen), c) Wie ist seine Ord-nungszahl?

2.15 Warum ist die Atommasse des in der Natur vorkommenden Kohlenstoffs nicht exakt 12,0000 u?

2.16 Ein Teilchen besteht aus 35 Protonen, 45 Neutronen und 36 Elektronen. Wie ist seine genaueBezeichnung?

2.17 Schreiben Sie das vollständige Symbol (mit hoch- und tiefgestellten Zahlen usw.) für das Teil-chen, welches aus 38 Protonen, 50 Neutronen und 36 Elektronen besteht.

2.18 a) Aus welchen und wie vielen Elementarteilchen sind die beiden Uran-Isotope mit den Mas-senzahlen 235 bzw. 238 aufgebaut? b) Wie lautet jeweils das vollständige Atomsymbol?

2.19 Wie lauten die vollständigen Symbole der Teilchen mit folgender Zusammensetzung:a) 27 p+, 25 e− und 32 n; b) 53 p+, 54 e− und 71 n?

3 Stöchiometrie, Formeln, Reaktionsgleichungen

3.1 Welche Formeln haben die Verbindungen, die aus Magnesium-Ionen, Mg 2+, mit folgenden Io-nen gebildet werden: a) Chlorid, Cl – ; b) Sulfat, SO 2 –

4 ; c) Nitrid, N 3 – ?

3.2 Welche Formeln haben die Verbindungen, die aus Aluminium-Ionen, Al 3+, mit folgenden Ionengebildet werden: a) Fluorid, F – ; b) Oxid, O 2 – O; c) Phosphat, PO 3 –

4 ?

3.3 Welche Formeln haben die Verbindungen, die aus Sulfat-Ionen, SO 2 –4 , mit folgenden Ionen ge-

bildet werden: a) Kalium-Ionen, K+; b) Calcium-Ionen, Ca 2+; c) Eisen-Ionen, Fe 3+?

3.4 Welche empirische Formel haben die Verbindungen mit folgenden Molekülformeln:a) B9H15; b) C10H18; c) S2F10; d) I2O5; e) H4P4O12; f) Fe3(CO)12; g) P3N3Cl6?

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3.5 Wie viele Mol und wie viele Moleküle sind in 75,0 g von a) H2, b) H2O, c) H2SO4, d) Cl2, e) HCl,f) CCl4 enthalten?

3.6 Welche Masse in Gramm haben a) 3, 00 · 1020 O2-Moleküle, b) 3, 00 · 10−3 mol O2?

3.7 Vom Cobalt kommt nur ein natürliches Isotop vor. Welche Masse hat ein einzelnes Atom davon(vier signifikante Stellen)?

3.8 Vom Element X kommt nur ein natürliches Isotop vor. Ein Atom davon hat die Masse 2, 107 ·1022 g. Welche relative Atommasse hat das Element X?

3.9 Das internationale Urmaß für das Kilogramm ist ein Zylinder aus einer Legierung, die zu90,000 % aus Platin und 10,000 % aus Iridium besteht. a) Wie viele Mol Pt und Ir enthält derZylinder jeweils? b) Wie viele Atome von jeder Sorte sind vorhanden?

3.10 Sterling-Silber besteht aus 92,5 % Silber und 7,5 % Kupfer. Wie viele Ag-Atome kommen auf einCu-Atom?

3.11 a) Welche Masse hat ein einzelnes Atom 12C? b) Welcher Masse in Gramm entspricht eine Atom-masseneinheit u?

3.12 Welche Ladung hat ein Mol Elektronen?

3.13 a) Ein Reiskorn ist durchschnittlich 7,0 mm lang. Der Abstand Sonne–Erde beträgt 1, 5 · 108 km.Wenn man die Reiskörner hintereinander reihen würde, könnte man dann mit 1,0 mol Reiskör-nern die Sonne erreichen? b) Ein Reiskorn ist durchschnittlich 2,0 mm breit und 2,0 mm hoch.Europa und Asien haben zusammen eine Fläche von 54 · 106 km2. Wenn man 1,0 mol Reiskör-ner gleichmäßig über Europa und Asien ausbreiten würde, wie hoch müsste der Reis gestapeltwerden?

3.14 Ordnen Sie folgende Verbindungen nach ansteigendem Schwefelgehalt: CaSO4, SO2, H2S,Na2S2O3.

3.15 a) Wieviel % Arsen ist in As2S5 enthalten? b) Wieviel % Cer ist in Ce2O3 enthalten? c) Wieviel %Sauerstoff ist in KClO3 enthalten? d) Wieviel % Chrom ist in BaCrO4 enthalten? Alle Angabensind mit vier signifikanten Stellen zu machen.

3.16 Welche Masse Blei kann man aus 15,0 kg Bleiglanz-Erz erhalten, das 72,0 % PbS enthält?

3.17 Welche Masse Mangan kann man aus 25,0 kg Pyrolusit-Erz erhalten, das 65,0 % MnO2 enthält?

3.18 Wieviel Gramm Phosphor und Sauerstoff werden benötigt, um 6,000 g P4O6 herzustellen?

3.19 Wieviel Gramm Schwefel und Chlor werden benötigt, um 5,000 g S2Cl2 herzustellen?

3.20 Zimtaldehyd enthält Kohlenstoff, Wasserstoff und Sauerstoff. Bei der Verbrennung von einerProbe von 6,50 g werden 19,49 g CO2 und 3,54 g H2O erhalten. Welche prozentuale Zusammen-setzung hat Zimtaldehyd?

3.21 Bei der Verbrennung von 12,62 g Plexiglas entstehen 27,74 g CO2 und 9,12 g H2O. Wieviel Pro-zent Kohlenstoff und Wasserstoff enthält Plexiglas?

3.22 Das Mineral Hämatit besteht aus Fe2O3. Hämatit-Erz enthält weitere Mineralien, die „Gangart“.Wenn 5,000 kg Erz 2,7845 kg Fe enthalten, wieviel Prozent Hämatit ist im Erz enthalten?

3.23 Schwefelverbindungen sind unerwünschte Bestandteile mancher Öle. Der Schwefelgehalt kannbestimmt werden, indem aller Schwefel in Sulfat-Ionen, SO 2 –

4 , überführt wird und diese alsBaSO4 abgetrennt werden. Aus 6,300 g eines Öls wurden 1,063 g BaSO4 erhalten. Wieviel %Schwefel enthält das Öl?

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3.24 Welche Molekülformeln haben die Verbindungen mit folgenden empirischen Formeln und rela-tiven Molmassen: a) SNH, 188,32; b) PF2, 137,94; c) CH2, 70,15; d) NO2, 46,01; e) C2NH2, 120,15;f) HCO2, 90,04?

3.25 Welche empirischen Formeln haben die Verbindungen mit den folgenden Zusammensetzungen:a) 31,29 % Ca, 18,75 % C, 49,96 % O;b) 16,82 % Na, 2,95 % H, 15,82 % B, 64,40 % O;c) 73,61 % C, 12,38 % H, 14,01 % O;d) 60,00 % C, 4,48 % H, 35,52 % O;e) 63,14 % C, 5,31 % H, 31,55 % O?

3.26 Welche Molekularformel haben die Verbindungen mit folgenden Zusammensetzungen und re-lativen Molekularmassen:a) 45,90 % C, 2,75 % H, 26,20 % O, 17,50 % S, 7,65 % N; M = 183, 18;b) 83,9 % C, 12,0 % H, 4,1 % O; M = 386?

3.27 Eine Verbindung, die nur Kohlenstoff, Wasserstoff und Stickstoff enthält, ergibt beim Verbren-nen 7,922 g CO2, 4,325 g H2O und 0,840 g N2. a) Wieviel Mol C-, H- und N-Atome enthielt dieProbe? b) Welche empirische Formel hat die Verbindung? c) Welche Masse hatte die verbrannteProbe?

3.28 Hämoglobin enthält 0,342 % Fe. Wenn ein Molekül vier Fe-Atome enthält, welches ist die Mol-masse des Hämoglobins?

3.29 6,65 g des Hydrats NiSO4 · x H2O geben beim Erhitzen im Vakuum Wasser ab und 3,67 g NiSO4bleiben zurück. Welchen Wert hat x?

3.30 Zur Analyse einer Verbindung, die Chrom und Chlor enthält, wird das Chlor in die VerbindungAgCl überführt. Welche empirische Formel hat das Chromchlorid, wenn aus 8,61 g davon 20,08 gAgCl erhalten werden?

3.31 Ein Element X bildet mit Stickstoff eine Verbindung NX3. Wenn diese zu 40,21 % aus Stickstoffbesteht, welche ist die relative Atommasse von X?

3.32 Gleichen Sie folgende Gleichungen aus:

a) Al + HCl −→ AlCl3 + H2b) Cu2S + Cu2O −→ Cu + SO2c) WC + O2 −→WO3 + CO2d) Al4C3 + H2O −→ Al(OH)3 + CH4e) TiCl4 + H2O −→ TiO2 + HClf) NH3 + O2 −→ N2 + H2Og) Ba3N2 + H2O −→ Ba(OH)2 + NH3h) B2O3 + C + Cl2 −→ BCl3 + CO

3.33 Formulieren Sie die Gleichungen für die vollständige Verbrennung von a) Cyclohexan, C6H12;b) Toluol, C7H8; c) Octan, C8H18; d) Propan, C3H8; e) Thiophen, C4H4S; f) Pyridin, C5H5N;g) Anilin, C6H7N; h) Thiazol, C3H3NS.

3.34 Beim Erhitzen zersetzt sich Natriumazid, NaN3(s), zu Na(l) und N2(g); man kann so reines Stick-stoffgas darstellen. a) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung. b) Wieviel Mol NaN3 werden zurDarstellung von 1,00 mol N2 benötigt? c) Welche Masse N2 entsteht bei der Zersetzung von 2,50 gNaN3 d) Welche Masse Na entsteht, wenn 1,75 g N2 gebildet werden?

3.35 Wieviel Gramm Natriumamid, NaNH2, und Distickstoffoxid, N2O, werden benötigt, um50,0 g NaN3 darzustellen bei Annahme eines vollständigen Stoffumsatzes gemäß2 NaNH2 + N2O −→ NaN3 + NaOH + NH3?

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3.36 Bei der Umsetzung von P4O10(s) mit PCl5(s) entsteht POCl3(l) als einziges Produkt. a) Formu-lieren Sie die Reaktionsgleichung. b) Wieviel Mol POCl3 kann man aus 1,00 mol PCl5 erhal-ten? c) Welche Masse PCl5 braucht man, um 12,0 g POCl3 darzustellen? d) Welche Masse P4O10braucht man zur Umsetzung mit 7,50 g PCl5?

3.37 Wieviel Gramm HI entstehen aus 5,00 g PI3 bei der vollständigen Umsetzung gemäßPI3 + 3 H2O −→ 3 HI + H3PO3?

3.38 Wieviel Gramm des fett gedruckten Produkts können maximal bei der Umsetzung folgenderMengen erhalten werden:a) CS2

9,00 g+ 2 NH3

3,00 g−→ NH4NCS + H2S

b) 2 F22,50 g

+ 2 NaOH2,50 g

−→ OF2 + 2 NaF + H2O?

3.39 Berechnen Sie die prozentuale Ausbeute des fett gedruckten Produkts. Der Reaktand ohne Men-genangabe ist im Überschuss vorhanden.a) 3 LiBH4

5,00 g+ 3 NH4Cl

2,16 g−→ B3N3H6 + 9 H2 + 3 LiCl

b) Ca3P2(s)6,00 g

+ 6 H2O(l)1,40 g

−→ 2 PH3(g) + 3 Ca(OH)2(aq)

3.40 Eine Menge von 7,69 g eines Gemisches von CaC2 und CaO reagiert mit Wasser gemäßCaC2(s) + 2 H2O(l) −→ Ca(OH)2(aq) + C2H2(g)CaO(s) + H2O(l) −→ Ca(OH)2(aq).Nehmen Sie vollständigen Stoffumsatz an. Wieviel Prozent des Gemisches bestehen aus CaC2,wenn 2,34 g C2H2 erhalten werden?

3.41 10,00 g eines Gemisches von Calciumcarbonat, CaCO3(s), und Calciumsulfat, CaSO4(s), werdenzu einem Überschuss von HCl(aq) gegeben. Nur das CaCO3 reagiert, und zwar vollständig:CaCO3(s) + 2 HCl(aq) −→ CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)Wieviel Prozent CaCO3 enthielt das Gemisch, wenn 1,50 g CO2 entstehen?

3.42 Welche der folgenden 3 Verbindungen, die alle als Düngemittel eingesetzt werden, hat denhöchsten Phosphorgehalt und wie hoch (in %) liegt er:Ca5(PO4)3F, Ca(H2PO4)2, (NH4)2HPO4?

3.43 a) Wieviel wiegen 2 Mol Wasser (auf 4 Stellen genau) und b) wie viele Moleküle sind in dieserMenge enthalten?

3.44 Ein Eisenerz enthält 65 % Fe2O3. Wieviel kg Eisen lässt sich aus 100 kg dieses Erzes gewinnen,wenn die Ausbeute 85 % beträgt?

3.45 Welche empirische Formel hat eine Verbindung, bei deren Elementaranalyse folgende Zusam-mensetzung gefunden wird: 37,50 % C, 3,15 % H, 21,87 % N, 37,48 % O. Das Massenspektrumdieser Verbindung zeigt ein Signal bei 256 Masseneinheiten, wie ist die Summenformel der Ver-bindung?

3.46 Ein Erz enthält 57,3 % Bi2S3. Wieviel Bismut lässt sich aus 1000 kg Erz gewinnen, wenn die Aus-beute 85 % beträgt?

3.47 Indol ist eine aus Kohlenstoff, Wasserstoff und Stickstoff bestehende Substanz, die als Grundge-rüst vieler Naturstoffe vorkommt. Verbrennt man 9,10 g Indol mit einem Überschuss an Sauer-stoff, so entstehen 27,35 g CO2, 4,90 g H2O und 1,09 g N2. a) Wie ist die prozentuale Zusammen-setzung von Indol? b) Wie ist die empirische Formel?

3.48 Glucose (C6H12O6) lässt sich mit Sauerstoff vollständig zu CO2 und H2O verbrennen. a) StellenSie die Reaktionsgleichung auf; b) Wieviel Gramm CO2 und wieviel Gramm H2O entstehen beider Verbrennung von 1 kg Glucose?

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3.49 Carbazol besteht zu 86,198 % aus C, 5,425 % aus H und 8,377 % aus N. Wie lautet die empirischeFormel von Carbazol? Wie ist die Summenformel von Carbazol, wenn die Molmasse 167,21beträgt?

3.50 Meerwasser enthält 0,13 % Mg 2+. Dieses lässt sich durch Zugabe von OH – als Mg(OH)2 ausfäl-len. Welche Masse an Mg(OH)2 erhält man aus 1000 kg Meerwasser, wenn die Ausbeute 83 %beträgt?

3.51 Wieviel g sind 3 mol Essigsäure (CH3COOH)?

3.52 Wie viele Moleküle sind 1 g H2O?

3.53 Wieviel mol sind 500 g Eisen (Fe)?

3.54 Wieviel % Sauerstoff enthält die Schwefelsäure (H2SO4)?

3.55 Wie ist die empirische Formel eines Stoffes, der zu 1,600 % aus H, 22,228 % aus N und 76,172 %aus O besteht?

3.56 Wieviel g H2O entstehen, wenn man 8 g H2 und 80 g O2 nach2 H2 + O2 −→ 2 H2Ozur Reaktion bringt?

3.57 Welche Masse CO2 wird bei der alkoholischen Vergärung von Zucker nachC6H12O6(aq) −→ 2 C2H5OH(aq) + 2 CO2(g)gebildet, wenn gleichzeitig 9,53 g Alkohol (C2H5OH) entstehen?

3.58 Die Elementaranalyse einer organischen Verbindung ergibt 67,281 % C, 4,705 % H, 13,077 % Nund 14,937 % O. a) Wie lautet die empirische Formel? b) Wie ist die Summenformel, wenn dieMolmasse 214,22 g/mol beträgt?

3.59 Ein Zucker hat die Summenformel C6H12O6. a) Welcher Masse entspricht 0,433 mol dieses Stof-fes? b) Wieviel % Sauerstoff enthält der Zucker?

3.60 1,55 g einer Substanz, die Kohlenstoff, Wasserstoff und Sauerstoff enthält, werden im Sauerstoff-überschuss verbrannt. Als Verbrennungsprodukte erhält man 1,45 g CO2 und 0,89 g Wasser. Wieist die empirische Formel der Substanz?

3.61 Laccase ist ein relativ großes, in einigen Pilzarten auftretendes organisches Molekül, welches 4Kupfer-Atome enthält. Der Kupferanteil in Laccase ist 0,39 %. Wie groß ist die Molmasse?

3.62 Der für den Ananasgeschmack verantwortliche Aromastoff wird einer Elementaranalyse un-terzogen. Dazu wird eine Probte von 2,7800 g im Sauerstoffüberschuss verbrannt. Es entstehen6,3196 g CO2 und 2,5868 g H2O. a) Wie ist die empirische Formel des Stoffes? b) Wie ist die Sum-menformel des Stoffes, wenn seine Molmasse zwischen 100 und 150 g/mol liegt?

4 Energieumsatz bei chemischen Reaktionen

4.1 Welche Wärmekapazität haben 325 g Wasser?

4.2 Wieviel Kilojoule Wärme benötigt man, um 1,50 kg Wasser von 22,00 auf 25,00 ◦C zu erwärmen?

4.3 Welche ist die spezifische Wärme von Alkohol, wenn 129 J benötigt werden, um 15,0 g von 22,70auf 26,20 ◦C zu erwärmen?

4.4 Welche ist die spezifische Wärme von Eisen, wenn 186 J benötigt werden, um 165 g von 23,20auf 25,70 ◦C zu erwärmen?

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4.5 Blei hat eine spezifische Wärme von 0, 129 J/(g · K). Wieviel Joule benötigt man, um 207 g Bleivon 22,25 auf 27,65 ◦C zu erwärmen?

4.6 Nickel hat eine spezifische Wärme von 0, 444 J/(g · K). Wenn 32,3 g Nickel 50,0 J zugeführt wer-den, welche Temperatur erreicht es, wenn die Anfangstemperatur 23,25 ◦C war?

4.7 1,45 g Essigsäure, CH3COOH, wurden mit überschüssigem Sauerstoff in einem Bombenkalo-rimeter verbrannt. Das Kalorimeter selbst hat eine Wärmekapazität von 2,67 kJ/K und enthält0,750 kg Wasser. Es wurde eine Temperaturerhöhung von 24,32 auf 27,95 ◦C beobachtet. WelcheWärmemenge wird bei Verbrennung von 1,00 mol Essigsäure frei?

4.8 Bei der Verbrennung von 2,30 g Chinon, C6H4O2 in einem Bombenkalorimeter wurde eine Tem-peraturerhöhung von 19,22 auf 27,07 ◦C beobachtet. Das Kalorimeter selbst hat eine Wärmeka-pazität von 3,27 kJ/K und enthält 1,00 kg Wasser. Welche Wärmemenge wird bei der Verbren-nung von 1,00 mol Chinon frei?

4.9 Bei der Verbrennung von Glucose, C6H12O6, wird eine Energie von 2, 82 · 103 kJ/mol freigesetzt.1,25 g Glucose wurden in einem Kalorimeter verbrannt, das 0,950 kg Wasser enthält, wobei einTemperaturanstieg von 20,10 nach 23,25 ◦C beobachtet wurde. Welche Wärmekapazität hat dasKalorimeter?

4.10 Bei der ReaktionNH4NO3(s) −→ N2O(g) + 2 H2O(l) ∆U = −127, 5 kJ/molwird bei einem Druck p = 95, 00 kPa 1 mol Lachgas, N2O, mit einem Volumen von 26,091 Lgebildet. Wie groß ist die Reaktionsenthalpie?

4.11 Wie groß ist die Reaktionsenergie fürC(Graphit) + 1

2 O2(g) −→ CO(g) ∆H0 = −110, 5 kJ/mol?Bei den Standardbedingungen nimmt 1 mol CO ein um 12,2 L größeres Volumen ein als 0,5 molSauerstoff.

4.12 Welche Wärmemenge wird freigesetzt, wenn 1,000 g Hydrazin, N2H4(l) verbrennt?N2H4(g) + O2(g) −→ N2(g) + 2 H2O(l) ∆H = −622, 4 kJ/mol

4.13 Die alkoholische Gärung von Glucose, C6H12O6, verläuft gemäßC6H12O6 −→ 2 C2H5OH + 2 CO2(g) ∆H = −67, 0 kJ/molWelche Wärmemenge wird umgesetzt, wenn ein Liter Wein entsteht, der 95,0 g Alkohol, C2H5OHenthält? Ist die Reaktion exo- oder endotherm?

4.14 Berechnen Sie ∆H für die ReaktionCS2(l) + 2 H2O(I) −→ CO2(g) + 2 H2S(g)mit Hilfe der GleichungenH2S(g) + 3 O2(g) −→ H2O(l) + SO2(g) ∆H = −562, 6 kJ/molCS2(l) + 3 O2(g) −→ CO2(g) + 2 SO2(g) ∆H = −1075, 2 kJ/mol

4.15 Berechnen Sie ∆H für die Reaktion2 NF3(g) + Cu(s) −→ N2F4(g) + CuF2(s)mit Hilfe von2 NF3(g) + 2 NO(g) −→ N2F4(g) + 2 ONF(g) ∆H = −82, 9 kJ/molNO(g) + 2 F2(g) −→ ONF(g) ∆H = −156, 9 kJ/molCu(s) + F2(g) −→ CuF2(S) ∆H = −531, 0 kJ/mol

4.16 Verwenden Sie Standard-Bildungsenthalpien (siehe Tabellenanhang), um ∆H0 für folgende Re-aktionen zu berechnen:a) 2 H2S(g) + 3 O2(g) −→ 2 H2O(l) + 2 SO2(g)b) Fe2O3(S) + 3 H2(g) −→ 2 Fe(s) + 3 H2O(g)c) 2 NH3(g) + 2 CH4(g) + 3 O2(g) −→ 2 HCN(g) + 6 H2O(l)d) Verbrennung von Methanol, CH3OH(l), in O2(g) unter Bildung von CO2(g) und H2O(l).

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4.17 Berechnen Sie die Standard-Bildungsenthalpie für Calciumcyanamid, CaCN2(s), mit Hilfe derWerte aus der Tabelle und der GleichungCaCO3(s) + 2 NH3(g) −→ CaCN2(s) + 3 H2O(l) ∆H0 = +90, 1 kJ/mol

4.18 Wie kann man Reaktionsenthalpien a) messen (1 Methode) und b) berechnen (2 Methoden)?

4.19 Berechnen Sie die Reaktionsenthalpie aus den Bindungsenergien für folgende Reaktion (alleKomponenten gasförmig):

H−C−−−N + 2 H2 −→ H C N

H

H H

H

4.20 Berechnen Sie aus den mittleren Bindungsenergien die Wärme, die bei der Verbrennung von 4 gWasserstoff freigesetzt wird.

4.21 Die molare Verbrennungsenthalpie von Ethanol (C2H5OH) hat einen Wert von −1371 kJ/mol.Wie hoch ist der Brennwert des Alkohols von 0,5 Liter Bier, wenn dieses 3,9 % Alkohol enthältund eine Dichte von ̺ = 1, 0 g/mL besitzt?

5 Elektronenstruktur der Atome, Periodensystem

5.1 Ordnen Sie nach zunehmender Energie: Infrarotstrahlung, blaues Licht, gelbes Licht, Röntgen-strahlen, Radiowellen, Mikrowellen.

5.2 Nach dem Moseleyschen Gesetz besteht zwischen der Frequenz f einer charakteristischen Linieim Röntgenspektrum und der Ordnungszahl Z die Beziehung f = 25, 0 · 1014

· (Z − 1)2 Hz.Welche Ordnungszahl hat das Element, dessen entsprechende Spektrallinie eine Wellenlängevon a) 0,83 nm; b) 0,15 nm hat?

5.3 Welche Wellenlänge gehört zur Röntgenspektrallinie von 30Zn entsprechend der Formel f =

25, 0 · 1014· (Z− 1)2 Hz?

5.4 Geben Sie die Quantenzahlen für jedes Elektron eines Stickstoffatoms an (positive m- und s-Werte zuerst verwenden).

5.5 Wie viele Elektronen können jeweils gemeinsam die folgenden Quantenzahlen haben? a) n = 4;b) n = 2, l = 2; c) n = 2, l = 0; d) n = 4, l = 2, m = 3; e) n = 4, l = 3, m = −2; f) n = 3, l = 1.

5.6 Im Grundzustand von 33As: a) Wie viele Elektronen haben l = 1 als eine ihrer Quantenzahlen?b) Wie viele Elektronen haben m = 0 als eine ihrer Quantenzahlen?

5.7 Wie ist die Elektronenkonfiguration von 28Ni?

5.8 Atome welcher Elemente haben folgende Elektronenkonfiguration ihrer Außenelektronen imGrundzustand?a) 3s2 3p5, b) 3s2 3p6 3d5 4s1, c) 4s2 4p6 4d10 4 f 5 5s2 5p6 6s2, d) 4s2 4p6?

5.9 Welche Elektronenkonfiguration haben: a) Ba; b) Pb; c) Y; d) Xe?

5.10 Wie ist die Elektronenkonfiguration des Elementes Magnesium (im Grundzustand)?

5.11 Welches ist das nicht in der Natur vorkommende Element mit der niedrigsten Ordnungszahl?

10

Page 11: Übungen zur Vorlesung

5.12 Wie ist die Elektronenkonfiguration der Elemente a) Arsen und b) Cobalt?

5.13 Nach welchen Prinzipien sind die Elemente im Periodensystem geordnet?

5.14 Wie ist die Elektronenkonfiguration von a) As 3+, b) Cl – und c) Pb 2+?

5.15 Geben Sie die 4 Quantenzahlen für das letzte hinzugekommene Elektron beim Kalium (K) an!

5.16 Wie heißt das Element mit folgender Elektronenkonfiguration: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5?

5.17 Wie ist die Elektronenkonfiguration des Elementes Blei?

5.18 Welche Elemente besitzen die Valenz-Elektronenkonfiguration a) s2 p4 und b) d5 s2?

5.19 a) Wie ist die Elektronenkonfiguration von Hg 2+? b) Welches (ungeladene) Atom hat die gleicheElektronenkonfiguration?

6 Atomeigenschaften und Ionenbindung

6.1 Welches Atom der folgenden Atompaare ist größer: a) P, Cl; b) P, Sb; c) Ga, P; d) Si, P; e) Na, P;f) Al, P; g) Ba, B; h) Cs, Cd; i) Ga, Ge?

6.2 Folgende Bindungslängen sind gegeben: N−Cl 174 pm; Cl−F 170 pm; F−F 142 pm. BerechnenSie daraus den Kovalenzradius für N.

6.3 Beim Kalium ist die zweite Ionisierungsenergie etwa sieben mal größer als die erste Ionisie-rungsenergie (3051 bzw. 419 kJ/mol). Beim Calcium ist die zweite Ionisierungsenergie nur etwadoppelt so groß wie die erste (1145 bzw 590 kJ/mol). Warum ist der Unterschied beim Kaliumgrößer als beim Calcium?

6.4 Notieren Sie die Elektronenkonfiguration folgender Ionen: a) Cu+; b) Cr 3+; c) Cl – ; d) Cs+ e) Cd 2+;f) Co 2+; g) La 3+; h) S 2 – ; i) Fe 2+.

6.5 Identifizieren Sie die s2-, s2 p6- bzw. d10s2-Ionen: a) Al 3+; b) As 3+; c) Ba 2+; d) Be 2+; e) Bi 3+; f) Br – ;g) Ga+.

6.6 Welches Ion in den folgenden Paaren ist größer: a) Se 2 – , Te 2 – ; b) Tl+, Sn 2+; c) Tl+, Tl 3+; d) N 3 – ,O 2 – ; e) Te 2 – , I – ; f) Sc 3+, Sr 2+?

6.7 Berechnen Sie die Bindungslängen im H2O2-Molekül!

6.8 Berechnen Sie alle Bindungslängen im Methanol (H3C−O−H)!

6.9 Berechnen Sie die Bindungslängen im Al(OH)3-Molekül!

6.10 Das Wassermolekül ist gewinkelt; der Winkel beträgt 105◦. Berechnen Sie mit Hilfe der Kova-lenzradien den Abstand der beiden H-Atomkerne!

6.11 Benennen Sie folgende Ionenverbindungen (= Salze): a) FeCl3, b) SnO2, c) CdSO4, d) CrO3,e) CrO, f) AgCl, g) NH4Cl, h) CuCl, i) CuCl2, k) Cu3(PO4)2, l) PbS und m) MgSO3.

6.12 Berechnen Sie alle Bindungslängen im Ethanol-Molekül (H3C−CH2−O−H).

6.13 Wie lautet die Elektronenkonfiguration von As 3+?

6.14 Wie lauten die Formeln von a) Kupfer(I)-Oxid, b) Eisen(II)-Chlorid, c) Aluminium(III)-Sulfat?

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Page 12: Übungen zur Vorlesung

7 Kovalente Bindung

7.1 Schätzen Sie mit Hilfe der Elektronegativitäten ab, welche der folgenden Elementpaare Bindun-gen mit überwiegendem Ionencharakter bilden (Elektronegativitätsdifferenz > 1, 7). Wenn dieBindungen überwiegend kovalent sind, geben Sie an, ob sie schwach, mittel oder stark polarsind (Elektronegativitätsdifferenzen von 0,1–0,5 schwach, 0,6–1,0 mittel und 1,1–1,6 stark). a) B,Br; b) Ba, Br; c) Be, Br; d) Bi, Br; e) Rb, Br; f) C, S; g) C, O; h) Al, Cl; i) C, H; j) C, I; k) N, Cl; l) Ca,N; m) C, N.

7.2 Ordnen Sie mit Hilfe der Elektronegativitäten die Bindungen nach zunehmender Polarität:a) Cs−O, Ca−O, C−O, Cl−O; b) Cs−I, Ca−I, C−I, Cl−I; c) Cs−H, Ca−H, C−H, Cl−H; d) N−S,N−O, N−Cl, S−Cl; e) Na−H, P−H, Cl−H, C−H.

7.3 Geben Sie mit Hilfe der Elektronegativitäten an, welche der Bindungen in jedem Paar jeweilsstärker polar ist. Geben Sie an, an welchem Atom die partiell negative Ladung zu finden ist.a) N−I, P−I; b) N−H, P−H; c) N−H, N−F; d) N−H, N−Cl; e) N−S, P−S; f) N−O, P−O;g) C−O, C−S.

7.4 Zeichnen Sie die Valenzstrichformeln für folgende Moleküle einschließlich der Formalladun-gen und freien Elektronenpaaren: a) PH+

4 ; b) BH –4 ; c) CH4; d) SiH4; e) SCS; f) HCN; g) HCCl3;

h) OSCl2; i) OCCl2; j) OPCl3; k) ClSSCl; l) NCCN; m) SO 2 –4 ; n) ClO –

2 ; o) HNNH; p) HCCH;q) HOOH; r) N2H2; s) COCl2; t) CO2; u) PCl3; v) NH3; w) H2O; x) C2H4; y) N2H4 und z) HOCl.Wie sind alle Bindungen jeweils polarisiert?

7.5 Vervollständigen Sie die folgenden Grenzformeln mit einsamen Elektronenpaaren und Formal-ladungen. Bewerten Sie, welche Grenzformel zu den tatsächlichen Bindungsverhältnissen amstärksten beiträgt und welche unbedeutend ist:a)

[

O−N−−N−O←→ O−−N−N−O←→ O−N−N−−O]

2−

b)[

F−N−−N−F←→ F−−N−N−F←→ F−N−N−−F]

c)[

H−O−N−−S←→ H−O−−N−S]

d)[

Cl−C−N←→ Cl−C−N←→ Cl−−C−−N]

e)[

N−N−N←→ N−−N−−N←→ N−N−N]

−.

7.6 Welche Formeln haben: a) Diiodpentoxid, b) Dichlorhexoxid, c) Tetraschwefeltetranitrid,d) Schwefeltetrachlorid, e) Xenontrioxid, f) Arsenpentafluorid?

7.7 Welche Namen haben: a) S2F2, b) P4S, c) IF5, d) NF3, e) SeO2, f) O2F2?

7.8 Welches der Elemente der folgenden Paare hat den größeren Atomdurchmesser: a) P und Cl,b) P und Sb, c) P und Ga, d) P und Si?

7.9 Zeichnen Sie die Valenzstrichformel (Lewis-Formel) mit allen freien Elektronenpaaren füra) Phosphorsäure (H3PO4) und b) Kohlensäure (H2CO3).

7.10 Geben Sie die Lewis-Formeln mit Formalladungen an für a) CO, b) HNO3, c) O3 und d) H2CO3.

7.11 Zeichnen Sie die mesomeren Grenzformeln für OCN – .

7.12 Zeichnen Sie die Valenzstrichformel mit freien Elektronenpaaren, Formalladungen und meso-meren Grenzstrukturen (jeweils sofern vorhanden) für ClCN.

7.13 Ordnen Sie folgende zweiatomige Moleküle nach steigender Polarität und geben Sie jeweils an,wo der negative bzw. positive Pol ist: HCl, NaH, BrI, CuO, O2.

7.14 Zeichnen Sie die Valenzstrichformel (= Lewis-Formel) mit allen Elektronenpaaren von a) HOCl,b) HNCO, c) N2O3, d) C2O 2 –

4 , e) NO+2 , f) CH4O und g) NO2.

12

Page 13: Übungen zur Vorlesung

8 Molekülgeometrie und Molekülorbitale

8.1 Welche der folgenden Verbindungen kann nicht gebildet werden und warum? NCl3, NCl5, PCl3,PCl5, ONF3, OF6.

8.2 Zeichen Sie die Lewis-Formel mit allen freien Elektronenpaaren sowie Formalladungen von:NO, NO2, BH3, AsF5, SF6.

8.3 A möge ein Zentralatom sein, X ein Atom, das über ein Elektronenpaar an A gebunden ist,und E ein einsames Elektronenpaar an A. Welche Molekülgestalt ist nach der VSEPR-Theorie fürfolgende Moleküle zu erwarten? Welche Bindungswinkel sind zu erwarten? AX2, AX3, AX2E,AX4, AX3E, AX2E2, AX5, AX4E, AX3E2, AX2E3, AX6, AX5E, AX4E2.

8.4 Sagen Sie mit Hilfe der VSEPR-Theorie die Gestalt folgender Moleküle und Ionen voraus (alleBindungen sind Einfachbindungen): AsF5, TeF –

5 , SnH4, CdBr2, IF –4 , AsF –

4 , IBr –2 , AsCl+4 , SbCl –

6 ,XeF+

5 , AsH3, SCl2, SeF+3 .

8.5 Welche Hybridorbitale sind für die Verbindungen AsF5, TeF –5 , SnH4, CdBr2, IF –

4 , AsF –4 , IBr –

2 ,AsCl+4 , SbCl –

6 , XeF+5 , AsH3, SCl2, SeF+

3 zu verwenden?

8.6 Formulieren Sie die Valenzstrichformeln und machen Sie mit Hilfe der VSEPR-Theorie Aussagenüber die Molekülstrukturen von H2CO, SO2, HCN, XeO3, H2PO –

2 , ClOCl, OSCl2, OClO – , ClO –3 ,

N –3 , O2SCl2, OPCl3, H3O+, FNNF, XeF4, NH3.

8.7 Für welche der folgenden Verbindungen gilt die Oktett-Regel nicht: OXeF4, (HO)5IO, XeO 4 –6 ,

O2ClF –4 , O2IF –

2 , OSF4, OClF –4 , Cl2PF3.

8.8 Welcher Bindungswinkel, F−C−F oder Cl−C−Cl, sollte im OCF2- bzw. OCCl2-Molekül größersein?

8.9 Ordnen Sie nach abnehmenden Bindungswinkeln: Cl2O, CCl4, NCl3.

8.10 Welche Bindungswinkel und welche Hybridisierung sind für die Zentralatome Moleküle bzw.Ionen anzunehmen: BeF2, BeF –

3 , BeF 2 –4 , PF5, IF+

6 ?

8.11 Warum ist das BH3-Molekül planar (ebenes Dreieck), das NH3-Molekül dagegen pyramidal (Te-traeder) aufgebaut?

8.12 a) Zeichen Sie die Valenzstrichformel für COCl2. b) Welche Geometrie hat das Molekül?

8.13 Welche Geometrie hat das Nitrit-Ion (NO –2 )?

8.14 Welche räumliche Struktur hat N2H2 (Diimin)? (Hinweis: Zeichnen Sie zunächst die Lewis-Formel und treffen Sie dann eine Aussage über die Geometrie des Moleküls.)

8.15 Welche Geometrie erwarten Sie bei folgenden Molekülen: a) NF3, b) SnCl2, c) SOCl2 und d) GaCl3?

9 Gase

9.1 Eine Gasprobe hat ein Volumen von 650 mL bei 160 kPa. Die Temperatur wird konstant gehalten.a) Welches Volumen hat die Probe bei 200 kPa? b) Welcher ist der Druck, wenn das Volumen1000 mL beträgt? c) Welcher ist der Druck bei einem Volumen von 500 mL?

9.2 Eine Gasprobe hat bei 50 ◦C ein Volumen von 2,50 L. Der Druck wird konstant gehalten. a) Wel-ches Volumen hat das Gas bei −10 ◦C? b) Welches Volumen hat es bei 180 ◦C? c) Bei welcherTemperatur nimmt das Gas ein Volumen von 1,25 L ein? d) Bei welcher Temperatur sind es2750 mL?

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Page 14: Übungen zur Vorlesung

9.3 Ein Behälter enthält ein Gas mit 1,50 bar bei 20 ◦C. a) Welcher Druck herrscht bei 60 ◦C? b) Wel-cher Druck herrscht bei 400 ◦C? c) Bei welcher Temperatur beträgt der Druck 30,0 bar? d) Beiwelcher Temperatur sind es 100 kPa?

9.4 Ergänzen Sie die fehlenden Zahlen in folgender Tabelle von Zustandsgrößen eines idealen Ga-ses:

p V n T2,00 bar . . . 1,50 mol 100 ◦C60,0 kPa 1,00 L . . . 100 K445 kPa 50,0 mL 10,5 mmol . . .

. . . 1,25 L 2,60 mol 75 ◦C500 mbar . . . 0,600 mol 120 ◦C0,150 MPa 3,52 m3 . . . 60 ◦C

9.5 Ein Gasthermometer enthält 250 mL Gas bei 0 ◦C und 101 kPa. Um wieviel mL nimmt das Volu-men pro Grad Celsius Temperaturerhöhung zu, wenn der Druck der gleiche bleibt?

9.6 Ein McLeod-Manometer dient zum Messen sehr niedriger Drücke. Eine 250-mL-Probe aus demNiederdrucksystem wird im McLeod-Manometer auf ein Volumen von 52,5 µL und einen Druckvon 3,55 kPa komprimiert. Welcher Druck herrscht im System?

9.7 Eine Gasprobe nimmt bei Normalbedingungen 650 mL ein. Welches Volumen nimmt sie bei100 ◦C und 500 kPa ein?

9.8 Proben eines idealen Gases sind durch die folgenden Zustandsgrößen charakterisiert. WelchesVolumen nehmen die Proben bei Normalbedingungen ein?

p V Ta) 57,5 kPa 2,50 mL 125 ◦Cb) 2,44 kbar 170 mL 350 Kc) 0,921 bar 420 mL −78 ◦C

9.9 Proben eines idealen Gases liegen unter den folgenden Anfangsbedingungen p1, V1, T1 vor. Be-rechnen Sie die fehlenden Zustandsgrößen p2, V2 oder T2, nachdem die Proben auf diese End-bedingungen gebracht wurden.

p1 V1 T1 p2 V2 T2a) 75,0 kPa 750 mL 75 ◦C 100 kPa 1,00 L . . .b) 125 kPa 1,00 L 25 ◦C . . . 4,00 L 200 ◦Cc) 950 mbar 2,40 L 340 K 1,08 bar . . . 40 ◦C

9.10 Welches Volumen nehmen 5,00 g N2O-Gas bei 50 ◦C und 12,0 bar ein?

9.11 Welches Volumen nehmen 16,0 g O2-Gas bei 10 ◦C und 50 kPa ein?

9.12 Welche ist die Masse von 250 mL Cl2-Gas bei 25 ◦C und 350 mbar?

9.13 Welche Dichte hat CH4-Gas bei 25 ◦C und 150 kPa?

9.14 Welche Dichte hat SO2-Gas bei 100 ◦C und 75 kPa?

9.15 Bei welchem Druck hat Ar-Gas eine Dichte von 1,00 g/L, wenn die Temperatur−10 ◦C ist?

9.16 Ein Gas hat eine Dichte von 0,645 g/L bei 65 ◦C und 89,8 kPa. Welche molare Masse hat das Gas?

9.17 Ein Gas hat eine Dichte von 1,60 g/L bei 37 ◦C und 1,37 bar. Welche molare Masse hat das Gas?

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Page 15: Übungen zur Vorlesung

9.18 Cyanwasserstoff, HCN(g), ein sehr giftiges Gas, wird bei hohen Temperaturen an einem Kataly-sator nach folgender Reaktion hergestellt:2 CH4(g) + 3 O2(g) + 2 NH3(g) −→ 2 HCN(g) + 6 H2O(g).Wieviel Liter CH4(g), O2(g) und NH3(g) werden benötigt und wieviel Liter H2O(g) werden er-zeugt, wenn 15,0 L HCN(g) hergestellt werden? Nehmen Sie an, dass alle Volumina unter dengleichen Druck-Temperatur-Bedingungen gemessen werden.

9.19 Ammoniak, NH3(g), reagiert an einem Pt-Katalysator mit O2-Gas zu NO(g) und H2O(g). Formu-lieren Sie die Reaktionsgleichung. Welches Volumen NO(g) kann aus 16,0 L NH3(g) und 16,0 LO2(g) erhalten werden? Alle Volumina werden bei gleichem Druck und gleicher Temperaturgemessen.

9.20 Bei der Reaktion von NH3(g) mit F2(g) an einem Cu-Katalysator entsteht NF3(g) und NH4F(s).Formulieren Sie die Reaktionsgleichung. Wieviel Milliliter NH3(g) und F2(g) werden benötigt,um 50,0 mL NF3(g) bei einer Ausbeute von 65,0 % zu erhalten? Alle Volumina werden bei dengleichen Bedingungen gemessen.

9.21 Berechnen Sie mit Hilfe des Avogadroschen Gesetzes die Dichte von a) N2O(g), b) Propan-Gas(C3H8) und c) SF6(g) bei Normalbedingungen.

9.22 Berechnen Sie mit Hilfe des Avogadroschen Gesetzes die Molmasse eines Gases, das bei Nor-malbedingungen eine Dichte von a) 5,710 g/L, b) 0,901 g/L hat.

9.23 Der MAK-Wert (maximal erlaubte Arbeitsplatzkonzentration) für SO2(g) in Luft ist 13 mg/m3.Wieviel Mol SO2 sind das pro m3?

9.24 Calciumhydrid, CaH2(s), reagiert mit Wasser zu H2(g) und Ca(OH)2(aq). a) Formulieren Sie dieReaktionsgleichung. b) Wieviel Gramm CaH2(s) werden benötigt, um 3,00 L H2(g) bei Normal-bedingungen zu erhalten?

9.25 Calciummetall, Ca(s), reagiert mit Wasser zu H2(g) und Ca(OH)2(aq). a) Formulieren Sie dieReaktionsgleichung. b) Wieviel Gramm Ca(s) werden benötigt, um 3,00 L H2(g) bei Normalbe-dingungen zu erhalten?

9.26 Aluminiumcarbid, Al4C3(s), reagiert mit Wasser zu Methan, CH4(g), und Al(OH)3(s). a) Formu-lieren Sie die Reaktionsgleichung. b) Welches Volumen CH4 erhält man bei 35 ◦C und 78,5 kPaaus 250 mg Al4C3(s)?

9.27 Bei der Verbrennung von 120 mL einer gasförmigen Verbindung, die nur aus Wasserstoff undKohlenstoff besteht, werden 900 mL O2(g) benötigt und 600 mL CO2(g) und 483 mg H2O(l) er-halten. Alle Messungen werden bei Normalbedingungen durchgeführt. a) Berechnen Sie dieStoffmenge jeder beteiligten Substanz. b) Ermitteln Sie daraus die Koeffizienten für die Reakti-onsgleichung. c) Ermitteln Sie die Formel der Verbindung und formulieren Sie die Reaktions-gleichung.

9.28 Magnesium und Aluminium reagieren mit Säuren gemäßMg(s) + 2 H+(aq) −→ H2(g) + Mg 2+(aq)2 Al(s) + 6 H+(aq) −→ 3 H2(g) + 2 Al 3+(aq)Aus 12,50 g einer Mg/Al-Legierung werden 14,34 L H2(g) bei Normalbedingungen erhalten.Wieviel Prozent Al enthält die Legierung?

9.29 Eine 10 L-Bombe ist mit Helium bei 150 bar gefüllt. Wie viele Luftballons mit einem Inhalt von1,50 L können damit bei 20 ◦C aufgeblasen werden? Der Druck in den Luftballons beträgt 1,00 barund in der Bombe bleibt ein Restdruck von 1,00 bar.

9.30 Welche Masse (einschließlich seiner Eigenmasse) kann ein mit 12,0 m3 Helium gefüllter Ballontragen? Das Helium und die umgebende Luft haben einen Druck von 95 kPa und eine Tempera-tur von 15 ◦C; die mittlere Molmasse der Luft beträgt 28,9 g/mol.

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Page 16: Übungen zur Vorlesung

9.31 Octan wird nach der Gleichung2 C8H18(g) + 25 O2(g) −→ 16 CO2(g) + 18 H2O(g)oxidiert. Welches Gasvolumen entsteht, wenn man 0,65 g Octan der Reaktion bei 450 ◦C und12,5 bar unterzieht?

9.32 Bei der Verbrennung von 0,430 g einer Verbindung, die nur aus Kohlenstoff und Wasserstoffbesteht, entstehen 672 ml CO2(g) (Normalbedingungen) und 0,630 g H2O. Die 0,430 g der gas-förmigen Probe nehmen 156 ml bei 50 ◦C und 861 mbar ein. Welche ist die Molekülformel derVerbindung?

9.33 Ein Mol N2O4(g) wurde in einen Behälter gebracht, in dem es teilweise dissoziiert:N2O4(g) −→ 2 NO2(g). Das entstehende Gemisch (N2O4 und NO2) nimmt 45,17 L bei 101,3 kPaund 65 ◦C ein. a) Ermitteln Sie mit der Zustandsgleichung für ideale Gase die gesamte Stoffmen-ge im Behälter. b) x sei die Stoffmenge N2O4, die dissoziiert ist. Welche Stoffmenge NO2(g) istrelativ zu x vorhanden? c) Wieviel mol N2O4 und NO2 sind vorhanden?

9.34 Mit einer Gasdichtewaage wurde gemessen, dass 1,00 L eines sauerstoffhaltigen Gases bei 20,0 ◦Cund 97,6 kPa eine Masse von 1,762 g hat. Berechnen Sie mit Hilfe der Gasgleichung (ideale Gase)pV = nRT, mit n = m/M und R = 8, 3144 kPa·L/(mol·K), die Molmasse M des Gases! Umwelches Gas handelt es sich? Hinweis: Setzen Sie m/N für die Gasdichte.

9.35 Wieviel Liter gasförmiges Kohlenmonoxid bei einem Druck von 101,325 kPa und einer Tempe-ratur von 20 ◦C werden benötigt, um 15 g Eisenoxid nach der folgenden Reaktionsgleichung zureduzieren:Fe2O3 + 3 CO −→ 2 Fe + 3 CO2?

9.36 Wieviel Liter Luft (unter Normalbedingungen) werden zum vollständigen Verbrennen von 1 gKohlenstoff nachC + O2 −→ CO2benötigt? Luft hat einen Sauerstoffgehalt von 20,95 Vol.-%.

9.37 Eine 0,7-Liter-Flasche hat einen Berstdruck von 8 bar. Sie wird bei einer Temperatur von 20 ◦Cund einem Druck von 95 kPa mit Helium gefüllt, dann verschlossen und anschließend erhitzt.Bei welcher Temperatur (in ◦C) zerplatzt die Flasche?

9.38 Welche Gesamtmasse kann ein Heißluftballon mit einem Volumen von 1800 m3 bei einem Druckvon 101 kPa und einer Außentemperatur von 20 ◦C gerade in der Schwebe halten, wenn imInneren des Ballons eine Temperatur von 100 ◦C herrscht? Gehen Sie davon aus, dass die Luftim Inneren die gleiche stoffliche Zusammensetzung wie die Außenluft (mittlere Molmasse vonLuft M = 28, 9 g/mol).

9.39 Eine gute Vakuumpumpe erreicht einen Druck von 10−9 bar. Wie viele Gasteilchen sind bei die-sem Druck und einer Temperatur von 22 ◦C noch in 1 Liter enthalten?

9.40 100 g Wasser werden auf 200 ◦C erhitzt und dabei verdampft. Welches Volumen hat der Wasser-dampf bei dieser Temperatur und einem Druck von 95 kPa? Gehen Sie davon aus, dass sich derWasserdampf wie ein ideales Gas verhält.

9.41 Berechnen Sie die Dichte von Luft (bei Normalbedingungen), die aus 21 % O2, 78 % N2 und 1 %Ar besteht. (Hinweis: berechnen Sie zuerst die mittlere Molmasse von Luft.)

9.42 Eine Gas-Druckflasche enthält 100 L Ar bei 180 bar. Welches Volumen nimmt das Gas bei Nor-maldruck (1 bar) ein?

9.43 Wieviel g Kohlenstoff muss man verbrennen, um bei 45 ◦C und 95 kPa ein Volumen von 1 m3

CO2 zu erhalten?

9.44 Wie ist der Partialdruck von O2, N2 und Ar in der Luft bei Normaldruck (101,3254 kPa)?

16

Page 17: Übungen zur Vorlesung

9.45 Um welchen Faktor nimmt die Teilchengeschwindigkeit in einem Gas zu, wenn die Temperaturvon 100 auf 200 ◦C erhöht wird?

9.46 Das Luftschiff „Hindenburg“ hatte ein Volumen von 2 · 105 m3. Welche Masse Wasserstoff (H2)wurde benötigt, um es bei 18 ◦C und einem Druck von 90 kPa zu füllen?

9.47 Welche Masse besitzen 2 m3 CO2 bei 95 KPa Druck und 200 ◦C? Gehen Sie davon aus, dass CO2sich wie ein ideales Gas verhält.

9.48 Viele Gase werden in Hochdruckbehältern transportiert. Welche Masse Sauerstoff (O2) enthältein 50-Liter-Druckbehälter, wenn bei 23 ◦C ein Druck von 15000 kPa herrscht?

9.49 Die Dichte von trockener Luft bei 30,0 ◦C und 96 kPa beträgt 1,104 g/L. Berechnen Sie aus diesenDaten die mittlere Molmasse der Luft.

9.50 Ein mit Luft gefülltes Gefäß mit einem Volumen von 5 Litern wird bei 22 ◦C auf 10−7 kPa eva-kuiert. Wie viele Gasmoleküle sind noch vorhanden?

10 Flüssigkeiten und Feststoffe

10.1 Erklären Sie: a) Das OF2-Molekül hat ein Dipolmoment von 1, 0 · 10−30 C·m, aber beim BeF2-Molekül beträgt es Null. b) Das PF3-Molekül hat ein Dipolmoment von 3, 4 · 10−30 C·m, aberbeim BF3-Molekül beträgt es Null.

10.2 Warum hat SCO ein Dipolmoment von 2, 4 · 10−30 C·m, aber CO2 eines von Null? Hat CS2 einDipolmoment?

10.3 Trotz des relativ großen Unterschieds der Elektronegativitäten von C und O hat CO nur ein rechtkleines Dipolmoment von 0, 4 · 10−30 C·m. Formulieren Sie die Valenzstrichformel und geben Sieeine Erklärung.

10.4 Warum hat das PF3-Molekül ein Dipolmoment Von 3, 4 · 10−30 C·m, aber das PF5-Molekül einesvon Null?

10.5 Erklären Sie die Reihenfolge für die Schmelzpunkte: F2, −233 ◦C; Cl2, −103 ◦C; Br2, −7 ◦C; I2,114 ◦C.

10.6 Aus HF und KF kann die Verbindung KHF2 hergestellt werden. Erklären Sie die Struktur desHF –

2 -Ions.

10.7 Abgesehen von einigen Ausnahmen sind die Hydrogensalze wie z. B. NaHSO4 besser in Wasserlöslich als die normalen Salze wie Na2SO4. Warum?

10.8 Wie kann man die unterschiedlichen Siedepunkte von Ethylendiamin, H2NCH2CH2NH2(117 ◦C), und Propylamin, CH3CH2CH2NH2 (49 ◦C) erklären?

10.9 Ordnen Sie die Halogene nach steigendem Siedepunkt! Erklären Sie die Reihenfolge.

10.10 Nennen Sie die 3 wesentlichen Arten der intermolekularen Anziehungskräfte und beschreibenSie deren jeweilige Ursache.

10.11 Die Halogenwasserstoffe haben bei Normaldruck folgende Siedepunkte: HF: +19, 5 ◦C, HCl:−85 ◦C, HBr: −67 ◦C und HI: −35 ◦C. Erklären Sie, warum HF einen so hohen Siedepunkt imVergleich zu den anderen besitzt.

10.12 Welche intermolekularen Wechselwirkungen erwarten Sie bei folgenden Atomen bzw. Molekü-len: SO2, NH3, Ar, SiH4, CS2, N2?

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Page 18: Übungen zur Vorlesung

10.13 Vergleichen Sie die Siedepunkte von Wasser (H2O, 100 ◦C), Ethanol (H3C−CH2−OH, 78 ◦C) undDiethylether (H3C−CH2−O−CH2−CH3, 35 ◦C) und erklären Sie sie auf Grund der Struktur derMoleküle.

10.14 Welche intermolekularen Wechselwirkungen erwarten Sie bei folgenden Molekülen: a) BF3, b) HF,c) N2, d) Xe, e) H2S und f) HF?

10.15 a) In welchen typischen Eigenschaften (mindestens zwei) unterscheiden sich Gase von Flüssig-keiten und Feststoffen? b) Wie lassen sich diese Unterschiede erklären?

10.16 Welche beiden Eigenschaften von Molekülen bewirken eine hohe Viskosität (im flüssigen Zu-stand)?

11 Lösungen

11.1 Erklären Sie die Begriffe Löslichkeit, Solvenz, Konzentration, gesättigte Lösung, ungesättigteLösung, Hydratisierung, Solvatation.

11.2 Welche Verbindung der folgenden Paare ist besser löslich in Wasser: a) CH3OH, CH3CH3;b) CCl4, NaCl; c) CH3F, CH3Cl; d) N2O, N2; e) NH3, CH4?

11.3 Welches Ion der folgenden Paare wird stärker hydratisiert: a) Li+, Na+; b) Fe 2+, Fe 3 +; c) K+,Ca 2+; d) F – , Br – ; e) Be 2+, Ba 2+; f) Mg 2+, Al 3+?

11.4 Welchen Molenbruch hat: a) Ethanol in einer 39,0 %-igen wässrigen Lösung?b) Phenol, C6H5OH, in einer 20,3 %-igen Lösung in Ethanol, C2H5OH?

11.5 Wieviel Massenprozent Naphthalin (C10H8) sind bei einem Molenbruch von 0,200 in einer Lö-sung in Toluol (C7H8) enthalten?

11.6 Wieviel Gramm AgNO3 benötigt man, um 250 mL einer Lösung mit c(AgNO3) = 0, 600 mol/Lherzustellen?

11.7 Konzentrierte Bromwasserstoffsäure besteht zu 48,0 % aus HBr und hat eine Dichte von1,50 g/mL. a) Wieviel Gramm benötigt man davon, um 750 mL einer Lösung mit c(HBr) =1, 50 mol/L herzustellen? b) Wieviel Milliliter konzentrierte HBr werden benötigt?

11.8 Konzentrierte Flusssäure besteht zu 48,0 % aus HF und hat eine Dichte von 1,17 g/mL. WelcheStoffmengenkonzentration (Molarität) hat die Lösung?

11.9 Wieviel molar ist eine wässrige 10 %-ige Silbernitrat-Lösung (AgNO3)? Die Dichte der Lösungist 1,09 g/mL.

11.10 Konzentrierte Natronlauge besteht zu 50,0 % aus NaOH und hat eine Dichte von 1,54 g/mL.Wenn 25,0 mL dieser Lösung auf ein Volumen von 750 mL verdünnt werden, welche Stoffmen-genkonzentration (Molarität) hat sie dann?

11.11 125 mL konzentrierte Kalilauge mit 45,0 % KOH (Dichte 1,46 g/mL) wird auf 1,50 L verdünnt.Welche Stoffmengenkonzentration (Molarität) hat die Lösung?

11.12 Eine Lösung von Ameisensäure, HCOOH, mit c(HCOOH) = 23, 6 mol/L hat eine Dichte von1,20 g/mL. Wieviel Massenprozent HCOOH enthält die Lösung?

11.13 Eine Lösung von Perchlorsäure, HClO4, mit c(HClO4) = 11, 7 mol/L hat eine Dichte von1,67 g/mL. Wieviel Massenprozent HClO4 enthält die Lösung?

11.14 Durch Zugabe von Natrium zu Wasser sind 50,4 mL Wasserstoffgas unter Normalbedingungensowie 175 mL einer Lösung von NaOH entstanden. a) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung.b) Welche Stoffmengenkonzentration (Molarität) hat die NaOH-Lösung?

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Page 19: Übungen zur Vorlesung

11.15 Wie stellt man 3,0 L einer 2,5-molaren Schwefelsäure her? Beschreiben Sie alle Arbeitsschrittegenau!

11.16 In einem 2-Liter-Messkolben werden 7 g NaNO3 in Wasser aufgelöst. Dann wird der Kolben biszur Marke mit Wasser aufgefüllt. Wie ist die Konzentration an NaNO3 (in mol/L)?

11.17 Sie haben 10 %-ige Salzsäure (HCl, Dichte ̺ = 1, 05 g/mL) und Wasser zur Verfügung und sollendaraus 2 Liter 1,5-molare Salzsäure herstellen. Beschreiben Sie alle Arbeitsschritte!

11.18 In einen 2-Liter-Messkolben gibt man 3 g FeCl3 (Feststoff), löst in etwas Wasser auf und fülltdann bis zur Marke auf. Wie ist die Konzentration von Cl – (in mol/L) in der Lösung?

11.19 Man nehme 23,6 g HNO3, löse sie in Wasser und füllt in einem 250 ml-Messkolben bis zur Eich-marke auf. Wie ist die HNO3-Konzentration (in mol/L)?

11.20 Wie ist die Natrium-Konzentration (in mol/L) der Lösung, die man erhält, wenn man 37 g NaClin so viel Wasser löst, dass ein Gesamtvolumen von 2 Litern entsteht?

11.21 Wie ist die Stoffmengenkonzentration (Molarität; Konzentration in mol/L) einer 10 %-igen NaCl-Lösung? Die Dichte dieser Lösung beträgt 1,08 g/mL.

11.22 Für KCl ist die Hydratationsenthalpie ∆HHyd = −684, 1 kJ/mol und die Gitterenergie ∆HGit =701, 2 kJ/mol. Steigt oder fällt die Löslichkeit von KCl mit der Temperatur?

11.23 Man löse 0,5 mol AgNO3 in 170 mL Wasser. Wie ist die Konzentration an Ag+ (in %)?

11.24 31 g Na2CO3 werden in Wasser gelöst, so dass ein Gesamtvolumen von 2,5 L entsteht. Wie istdie Na+-Stoffmengenkonzentration?

11.25 Wie ist der Stoffmengenanteil der beiden Komponenten bei einem Gemisch von 100 g Ethanol(C2H6O) und 100 g Wasser?

11.26 Welche Molalität hat eine 12,5 %ige Lösung von Rohrzucker (C12H22O11) in Wasser?

11.27 Wieviel Gramm Substanz sind in folgenden Lösungen enthalten: a) 1,20 L mit c(Ba(OH)2) =0, 0500 mol/L; b) 25,0 mL mit c(H2SO4) = 6, 00 mol/L; c) 0,250 L mit c(NaCl) = 0, 100 mol/L?

11.28 Welche Masse muss man einwiegen, um folgende Lösungen herzustellen: a) 500,0 mL mitc(KMnO4) = 0, 02000 mol/L; b) 2,000 L mit c(KOH) = 1, 500 mol/L; c) 25,00 mL mit c(BaCl2) =0, 2000 mol/L?

11.29 Wie viele Milliliter einer Lösung mit c(KOH) = 0, 250 mol/L reagieren mit 15,0 ml einer Lösungmit c(H2SO4) = 0, 350 mol/L gemäß der Gleichung2 KOH(aq) + H2SO4(aq) −→ K2SO4(aq) + 2 H2O(l)?

11.30 Welche Stoffmengenkonzentration (Molarität) hat eine Lösung von Oxalsäure, H2C2O4, wenn25,0 mL davon mit 37,5 mL Natronlauge mit c(NaOH) = 0, 220 mol/L reagieren? Reaktionsglei-chung:H2C2O4(aq) + 2 NaOH(aq) −→ Na2C2O4(aq) + 2 H2O(l)

11.31 Welche Stoffmengenkonzentration (Molarität) hat eine Lösung von Natriumchromat, Na2CrO4,wenn 25,60 mL davon zur vollständigen Umsetzung mit 43,01 mL einer Silbernitratlösung mitc(AgNO3) = 0, 150 mol/L benötigt werden? Reaktionsgleichung:2 AgNO3(aq) + Na2CrO4(aq) −→ Ag2CrO4(s) + 2 NaNO3(aq)

11.32 Wenn Phosphorsäure, H3PO4(aq), zu 125 mL einer Lösung von Bariumchlorid, BaCl2(aq), gege-ben wird, scheiden sich 3,26 g Ba3(PO4)2(s) aus. Welche Stoffmengenkonzentration (Molarität)hat die BaCl2-Lösung?

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Page 20: Übungen zur Vorlesung

11.33 Welches Volumen einer Lösung c(Na2S2O3) = 0, 3625 mol/L wird zur Umsetzung mit 1,256 g I2benötigt? Reaktionsgleichung:2 Na2S2O3(aq) + I2(s) −→ 2 NaI(aq) + Na2S4O6(aq)

11.34 Wenn Eisenpulver zu einer Silbersalzlösung gegeben wird, geht das Eisen in Lösung und Silberscheidet sich aus:Fe(s) + 2 Ag+(aq) −→ Fe 2+(aq) + 2 Ag(s). Welche Masse Fe(s) benötigt man, um alles Silber aus2,00 L einer Lösung mit c(Ag+) = 0, 650 mol/L auszuscheiden?

11.35 Fester Schwefel löst sich in einer heißen Lösung eines Sulfits, SO 2 –3 , unter Bildung von Thiosul-

fat, S2O 2 –3 :

SO 2 –3 (aq) + S(s) −→ S2O 2 –

3 (aq).Welche Masse S(s) löst sich in 150,0 mL einer Sulfitlösung mit c(SO32−) = 0, 2500 mol/L?

11.36 2,50 g eines Gemisches von NaCl(s) und NaNO3(s) werden in Wasser gelöst. Zur vollständigenUmsetzung nachNaCl(aq) + AgNO3(aq) −→ AgCl(s) + NaNO3(aq)werden 30,0 mL einer Silbernitratlösung mit c(AgNO3) = 0, 600 mol/L benötigt. Wieviel Pro-zent Massenanteil NaCl enthielt das Gemisch?

11.37 Welche Stoffmengenkonzentration (Molarität) haben folgende Lösungen? a) 4,00 g NaOH in250 mL Lösung.b) 13,0 g NaCl in 1500 mL Lösung.c) 10,0 g AgNO3 in 350 mL Lösung.d) 94,5 g HNO3 in 250 mL Lösung.e) 6,500 g KMnO4 in 2000 mL Lösung.

11.38 In einer Schwefelsäurelösung sind 571,6 g H2SO4 pro Liter gelöst. Die Dichte dieser Lösung ist1,329 g/mL. a) Wie ist die H2SO4-Konzentration in Massen-%? b) Wie ist die Stoffmengenkon-zentration (= Molarität)?

11.39 In einen 2-Liter-Messkolben gibt man 70 g Na2SO4, löst in etwas Wasser auf und füllt dann biszur Marke auf. a) Wie ist die Na+-Konzentration (in molŁ) in der Lösung? b) Wieviel %-ig ist dieLösung, wenn ihre Dichte 1,08 kg/L beträgt?

11.40 Löst man (bei 20 ◦C) 45 g KCl in 979,2 g Wasser, so erhält man genau 1000 mL KCl-Lösung. a) Wieist die KCl-Konzentration in mol/L? b) Wie ist die KCl-Konzentration in %?

11.41 Man löse 17 g Na2SO4 in soviel Wasser, dass ein Gesamtvolumen von 2,500 L entsteht. Wie istdie Stoffmengenkonzentration (in mol/L) des gelösten Stoffes?

11.42 Wie stellt man aus einer 10 %-igen Schwefelsäure (H2SO4) 1 Liter Schwefelsäure mit der Stoff-mengenkonzentration c = 0, 5 mol/L her?

11.43 Konzentrierte Salpetersäure hat eine Dichte von 1,42 g/mL und einen HNO3-Anteil von 69 %.Wie ist die Stoffmengenkonzentration?

11.44 Eine wässrige Lösung von Phosphorsäure wurde aus 351 g H3PO4 und 1431 g Wasser hergestelltund hat ein Volumen von 1604 mL. Berechnen Sie a) die Dichte, b) die prozentuale Konzentra-tion, c) die Stoffmengenkonzentration, d) die Molalität und e) die H+-Äquivalentkonzentration(Normalität).

12 Chemische Reaktionen in wässriger Lösung

12.1 Formulieren Sie Netto-Ionengleichungen für folgende Reaktionen: a) Fe(OH)3 + H3PO4;b) Hg2CO3 + HCl; c) BaS + ZnSO4; d) Pb(NO3)2 + H2S; e) Mg(NO3)2 + Ba(OH)2; f) ZnS + HCl;g) PbCO3 + HI; h) Na2SO4 + Ba(OH)2; i) Cd(CH3COO)2 + K2S.

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Page 21: Übungen zur Vorlesung

12.2 Geben Sie die Oxidationszahl an für: a) U in U2Cl10; b) Bi in BiO+; c) V in Na6V10O28; d) Sn inK2SnO3; e) Ta in Ta6O 8 –

10 ; f) Ti in K2Ti2O5; g) B in Mg(BF4)2; h) Te in Cs2TeF8; i) W in K2W4O13;j) N in N2H4; k) N in NH2OH l) S in S2O5Cl2; m) P in Na3P3O9; n) N in CaN2O2; o) Xe in XeO 4 –

6 ;p) Ta in TaOCl3; q) Sb in Ca2Sb2O7; r) B in B2Cl4; s) Te in H6TeO6; t) U in UO 2+

2 ; u) Br in BrF –6 .

12.3 Identifizieren Sie bei folgenden Reaktionen das Oxidations- und das Reduktionsmittel sowie dieSpezies, die reduziert und die oxidiert wird:a) 2 ReCl5 + SbCl3 −→ 2 ReCl4 + SbCl5b) 2 NO + O2 −→ 2 NO2c) Cl2 + 2 Br –

−→ 2 Cl – + Br2d) Zn + 2 H+(aq) −→ Zn 2+ + H2e) OF2 + H2O −→ O2 + 2 HF

12.4 Vervollständigen Sie folgende Redoxgleichungen, die in saurer wässriger Lösung ablaufen:a) Cr2O 2 –

7 + H2S −→ Cr 3+ + Sb) P4 + HOCl −→ H3PO4 + Cl –

c) Cu + NO –3 −→ Cu 2+ + NO

d) PbO2 + I –−→ PbI2 + I2

e) ClO –3 + I –

−→ Cl – + I2f) Zn + NO –

3 −→ Zn 2+ + NH+4

g) H3AsO3 + BrO –3 −→ H3AsO4 + Br –

h) H2SeO3 + H2S −→ Se + HSO –4

i) ReO2 + Cl2 −→ HReO4 + Cl –

j) Mn 2+ + BiO –3 −→ MnO –

4 + Bi 3+

k) NO + NO –3 −→ N2O4

l) Zn + H2MoO4 −→ Zn 2+ + Mo 3+

m) IO –3 + N2H4 −→ I – + N2

n) S2O 2 –3 + IO –

3 + Cl –−→ SO 2 –

4 + ICl –2

o) Se + BrO –3 −→ H2SeO3 + Br –

p) AS2S3 + ClO –3 −→ H3AsO4 + S + Cl –

q) XeO3 + I –−→ Xe + I –

3r) As2O3 + NO –

3 −→ H3AsO4 + N2O3s) HNO2 + MnO –

4 −→ NO –3 + Mn 2+

t) As + ClO –3 −→ H3AsO3 + HClO

12.5 Vervollständigen Sie folgende Redoxgleichungen, die in basischer wässriger Lösung ablaufen:a) ClO –

2 −→ ClO2 + Cl –

b) MnO –4 + I –

−→ MnO 2 –4 + IO –

4c) OC(NH2)2 + OBr –

−→ CO 2 –3 + N2 + Br –

d) Mn(OH)2 + O2 −→ Mn(OH)3e) Cl2 −→ ClO –

3 + Cl –

f) S 2 – + I2 −→ SO 2 –4 + I –

g) Si + H2O −→ SiO 2 –3 + H2

h) Cr(OH)3 + OBr –−→ CrO 2 –

4 + Br –

i) Al + H2O −→ Al(OH) –4 + H2

j) Al + NO –3 −→ Al(OH) –

4 + NH3k) Ni 2+ + Br2 −→ NiO(OH) + Br –

l) S −→ SO 2 –3 + S 2 –

m) S 2 – + HO –2 −→ SO 2 –

4

12.6 Vervollständigen Sie folgende Redoxgleichungen, die nicht in wässriger Lösung, sondern in derSchmelze oder in der Gasphase ablaufen:a) Cr2O3 + NO –

3 + CO 2 –3 −→ CrO 2 –

4 + NO –2 + CO2

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Page 22: Übungen zur Vorlesung

b) Ca3(PO4)2 + C + SiO2 −→ P4 + CaSiO3 + COc) NH3(g) + O2(g) −→ NO(g) + H2O(g)

12.7 Welche Formeln haben: a) Eisen(III)-phosphat; b) Magnesiumperchlorat; c) Kaliumdihydrogen-phosphat; d) Nickel(II)-nitrat; e) Hypoiodige Säure?

12.8 Geben sie bei folgenden Redox-Reaktionsgleichungen zu jedem Element die Oxidationszahl anund identifizieren Sie jeweils das Oxidationsmittel und das Reduktionsmittel.Zn + Cl2 −→ ZnCl2Mg + CuCl2 −→ MgCl2 + CuWO3 + 3 H2 −→W + 3 H2O

12.9 In wässriger Lösung reagiert Jod (I2) mit Chlorat (ClO –3 ) zu Iodat (IO –

3 ) und Chlorid (Cl – ).Stellen Sie mit Hilfe der Oxidationszahlen die stöchiometrisch korrekte Reaktionsgleichung auf.

12.10 Läuft bei den folgenden Lösungen eine Reaktion ab? Wenn ja welche?a) Li+(aq) + OH – (aq) + Fe 2+(aq) + 2 Cl – (aq) −→b) NaF + Ca(NO3)2 −→

c) SrS + CoCl2 −→d) H3PO4 + NiBr2 −→

e) HCl + AgNO3 −→

12.11 Läuft bei den folgenden Lösungen eine Reaktion ab? Wenn ja welche?a) NH4NO3 + KOH −→b) MgS + H2SO4 −→

12.12 Geben Sie die Oxidationszahlen aller Elemente in folgenden Verbindungen an: HF, H2S, MgO,SO 2 –

4 , OsO4, ClO –4 , HNO3, H3PO4, HCN, H2O2, Fe3O4, CrO5, Fe(CO)5.

13 Chemische Gleichgewichte, Katalyse

13.1 Formulieren Sie das Massenwirkungsgesetz für folgende Reaktionen mit Gleichgewichtskon-stanten Kc:a) 2 H2S(g) + CH4(g) −−⇀↽−− CS2(g) + 4 H2(g)b) 2 Pb3O4(s) −−⇀↽−− 6 PbO(s) + O2(g)c) Ni(s) + 4 CO(g) −−⇀↽−− Ni(CO)4(g)d) 2 Ag2O(s) −−⇀↽−− 4 Ag(s) + O2(g)e) 4 NH3(g) + 5 O2(g) −−⇀↽−− 4 NO(g) + 6 H2O(g)

13.2 Nach welcher Seite verschieben sich die Gleichgewichte von Aufgabe 13.1 bei Druckerhöhung?

13.3 Für die ReaktionN2(g) + O2(g) −−⇀↽−− 2 NO(g)ist Kc = 4, 08 · 10−4 bei 2000 K und 3, 60 · 10−3 bei 2500 K. Ist die Reaktion (so wie sie formuliertist) exo- oder endotherm?

13.4 Für die ReaktionNiO(s) + CO(g) −−⇀↽−− Ni(s) + CO2(g)ist Kc = 4, 54 · 103 bei 936 K und 1, 58 · 103 bei 1125 K.a) Ist die Reaktion exo- oder endotherm?Wie wird das Gleichgewicht beeinflusst, wenn b) die Temperatur gesenkt wird, c) der Druckerniedrigt wird, d) NiO(s) zugesetzt wird, e) CO entfernt wird, f) CO2 entfernt wird?

13.5 Die ReaktionCH4(g) + 2 H2S(g) −−⇀↽−− CS2(g) + 4 H2(g)

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Page 23: Übungen zur Vorlesung

ist von links nach rechts exotherm. Wie wird das Gleichgewicht verlagert, wenn a) die Tempe-ratur erhöht wird, b) H2S(g) zugesetzt wird, c) CS2(g) entfernt wird, d) der Druck erhöht wird,e) ein Katalysator eingebracht wird?

13.6 Die ReaktionC(s) + CO2(g) −−⇀↽−− 2 CO(g)ist von links nach rechts endotherm. Wie wird das Gleichgewicht beeinflusst, wenn a) CO2(g)zugesetzt wird, b) C(s) weggenommen wird, c) die Temperatur erhöht wird, d) der Druck ver-ringert wird?

13.7 Für das Gleichgewicht4 HCl(g) + O2(g) −−⇀↽−− 2 Cl2(g) + 2 H2O(g)ist Kc = 889 L/mol bei 480 ◦C. a) Wenn 0,030 mol HCl(g), 0,020 mol O2(g), 0,080 mol Cl2 und0,070 mol H2O(g) in einem Ein-Liter-Gefäß vermischt werden, in welche Richtung wird die Re-aktion verlaufen? b) In welche Richtung wird sich das Gleichgewicht verlagern, wenn anschlie-ßend der Druck vermindert wird?

13.8 In welche Richtung verläuft die Reaktion von Aufgabe 13.3, wenn 0,060 mol N2(g), 0,075 molO2(g) und 0,00025 mol NO(g) in einem Ein-Liter-Gefäß bei 2000 ◦C vermischt werden?

13.9 Berechnen Sie Kc für das GleichgewichtH2(g) + I2(g) −−⇀↽−− 2 HI(g)aus den Gleichgewichtskonzentrationen c(H2) = 0, 0064 mol/L, c(I2 = 0, 0016 mol/L, c(HI) =0, 0250 mol/L bei 395 ◦C.

13.10 0,074 mol PCl5(g) wurden in ein Ein-Liter-Gefäß eingebracht. Nachdem sich bei einer bestimm-ten Temperatur das GleichgewichtPCl5(g) −−⇀↽−− PCl3(g) + Cl2(g)eingestellt hat, ist c(PCl3) = 0, 050 mol/L. a) Welche sind die Gleichgewichtskonzentrationenvon Cl2(g) und PCl5(g)? b) Wie groß ist Kc?

13.11 Wenn 0,060 mol SO3(g) in einem Ein-Liter-Gefäß auf 1000 K erwärmt werden, dissoziieren 36,7 %des SO3 gemäß2 SO3(g) −−⇀↽−− 2 SO2(g) + O2(g)a) Wie groß sind die Gleichgewichtskonzentrationen der drei beteiligten Substanzen? b) Wiegroß ist Kc bei 1000 K?

13.12 Für das GleichgewichtCO(g) + 2 H2(g) −−⇀↽−− CH3OH(g)ist Kc = 10, 2 L2/mol2 bei 225 ◦C. a) Wenn c(CO) = 0, 075 mol/L und c(H2) = 0, 060 mol/Lsind, wie groß ist dann die CH3OH-Konzentration?

13.13 Für das GleichgewichtH2O(g) + CO(g) −−⇀↽−− H2(g) + CO2(g)ist Kc = 1, 30 bei 750 ◦C. Wenn 0,600 mol H2O(g) und 0,600 mol CO(g) bei 750 ◦C in einem Ein-Liter-Gefäß gemischt werden, welche Konzentrationen stellen sich dann für die vier Substanzenein?

13.14 Für das Gleichgewicht2 IBr(g) −−⇀↽−− I2(g) + Br2(g)ist Kc = 8, 5 · 10−3 bei 150 ◦C. Wenn 0,060 mol IBr(g) in einem Liter Volumen auf 150 ◦C gehaltenwerden, welche Konzentrationen stellen sich dann für die drei Substanzen ein?

13.15 Für das GleichgewichtBr2(g) + CI2(g) −−⇀↽−− 2 BrCl(g)ist Kc = 7, 0 bei 400 K. Wenn je 0,045 mol Br2, Cl2 und BrCl in einem Volumen von einem Litervermischt werden, welche Konzentrationen stellen sich dann bei 400 K ein?

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Page 24: Übungen zur Vorlesung

13.16 Für das GleichgewichtFeO(s) + CO(g) −−⇀↽−− Fe(s) + CO2(g)ist Kc = 0, 403 bei 1000 ◦C. a) Wenn 0,0500 mol CO(g) und überschüssiges FeO in einem Volumenvon einem Liter bei 1000 ◦C gehalten werden, welche Konzentrationen von CO(g) und CO2(g)stellen sich dann ein? b) Welche Masse Fe(s) ist im Gleichgewicht vorhanden?

13.17 Ein Gemisch von je 1,000 mol CO(g) und H2O(g) in einem Zehn-Liter-Gefäß wird auf 800 K er-wärmt. Im GleichgewichtszustandCO(g) + H2O(g) −−⇀↽−− CO2(g) + H2(g)sind je 0,665 mol CO2(g) und H2(g) anwesend. a) Welche sind die Gleichgewichtskonzentratio-nen der vier Substanzen? b) Wie groß ist Kc bei 800 K?

13.18 Wie verschiebt sich die Lage des Gleichgewichts2 SO2(g) + O2(g) −−⇀↽−− 2 SO3wenn die Reaktion von links nach rechts exotherm abläuft bei a) Druckerhöhung, b) Tempera-turerhöhung, c) wenn man dem Gemisch O2 zusetzt und d) bei Zusatz eines Katalysators?

13.19 Was versteht man unter einem Katalysator?

13.20 Welche Katalysatortypen gibt es und worin unterscheiden Sie sich?

13.21 Wo in der Technik werden Katalysatoren angewendet?

13.22 Welche Vorteile haben katalytische Prozesse gegenüber den entsprechenden nichtkatalysiertenProzessen?

13.23 Für das GleichgewichtH2(g) + I2(g) −−⇀↽−− 2 HI(g)ist Kc = 54, 5. Nach welcher Seite läuft die Reaktion ab, wenn man 0,04 mol/L H2, 0,06 mol/L I2und 0,3 mol/L HI zusammengibt?

13.24 Formulieren Sie das MWG für das GleichgewichtNi(s) + 4 CO(g) −−⇀↽−− Ni(CO)4(g)

13.25 Wie verhalten sich die Gleichgewichte aus den Aufgaben 13.22, 13.23 und 13.24 bei Druckerhö-hung?

13.26 Wie verschiebt sich das GleichgewichtH2(g) + Cl2(g) −−⇀↽−− 2 HCl(g)bei Temperaturerhöhung, wenn ∆H = −93, 3 kJ/mol ist?

13.27 Für die ReaktionNiO(s) + CO(g) −−⇀↽−− Ni(s) + CO2(g)ist K = 4, 54 · 103 bei 936 K und 1, 58 · 103 bei 1125 K. Ist die Reaktion endo- oder exotherm?Wie wird das Gleichgewicht beeinflusst, wenn a) die Temperatur erhöht wird, b) der Druckerniedrigt wird, c) NiO zugesetzt wird und d) CO2 entfernt wird?

13.28 Betrachten Sie das folgende, von links nach rechts endotherm verlaufende Gleichgewicht:N2O4(g) −−⇀↽−− 2 NO2(g)Wie verschiebt es sich, a) wenn N2O4 zugegeben wird, b) wenn NO2 entfernt wird, c) wenn derDruck erhöht wird, d) wenn das Volumen vergrößert wird, e) wenn die Temperatur verringertwird, f) wenn ein Katalysator zugegeben wird?

13.29 Methan (CH4) und Wasser stehen im Gleichgewicht mit Kohlenmonoxid und Wasserstoff (alleKomponenten gasförmig). a) Stellen Sie die stöchiometrisch korrekte Reaktionsgleichung auf.b) Wie lautet das Massenwirkungsgesetz für dieses Gleichgewicht? c) Wie verschiebt sich dasGleichgewicht bei Druckerhöhung? d) Wie verschiebt sich das Gleichgewicht bei Entfernungvon Wasserstoff?

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Page 25: Übungen zur Vorlesung

13.30 Kohlenmonoxid und Sauerstoff stehen im Gleichgewicht mit Kohlendioxid (alle Komponentengasförmig). Die Reaktionsenthalpie beträgt ∆H = −257, 1 textkJ/mol (von links nach rechts).a) Stellen Sie die stöchiometrisch korrekte Reaktionsgleichung auf b) Wie lautet das Massenwir-kungsgesetz für dieses Gleichgewicht? c) Wie verschiebt sich das Gleichgewicht bei Druckerhö-hung, d) bei Entfernung von Sauerstoff und e) bei Temperaturerhöhung?

13.31 Für die GleichgewichtsreaktionBr2(g) + H2(g) −−⇀↽−− 2 HBr(g)hat die Gleichgewichtskonstante den Zahlenwert K = 3, 5 · 104 (bei 1495 ◦C). Im Gleichgewichtwerden folgende Konzentrationen gemessen: c(Br2) = 0, 2 mol/L und c(H2) = 0, 1 mol/L. Be-rechnen Sie c(HBr).

14 Säuren und Basen

14.1 Welche Stoffmengenkonzentration (Molarität) hat eine H2SO4-Lösung, wenn 25,00 mL davonmit 32,15 mL einer NaOH-Lösung mit c(NaOH) = 0, 6000 mol/L neutralisiert werden?

14.2 Welche Stoffmengenkonzentration (Molarität) hat eine Ba(OH)2-Lösung, wenn 25,00 mL davonmit 15,27 mL einer Salzsäure-Lösung mit c(HCl) = 0, 1000 mol/L neutralisiert werden?

14.3 1,250 g einer Probe von Mg(OH)2, die mit MgCl2 verunreinigt ist, werden von 29,50 mL Salz-säure mit c(HCl) = 0, 6000 mol/L neutralisiert. Wieviel Massenprozent Mg(OH)2 enthält dieProbe?

14.4 Kaliumhydrogenphthalat, KHCSH4O4, ist einprotonige Säure. Eine Probe von 1,46 g von unrei-nem KHCSH4O4 erfordert 34,3 mL Natronlauge mit c(OH−) = 0, 145 mol/L zur Neutralisation.Wieviel Prozent KHCSH4O4 enthält die Probe?

14.5 Eine Probe von 5,00 g NaNO3, das mit NaCl verunreinigt ist, erfordert 15,3 mL einer AgNO3-Lösung mit c(Ag+) = 0, 0500 mol/L, um alles Chlorid als AgCl auszufällen. a) Welche MasseNaCl enthält die Probe? b) Wieviel Prozent NaCl enthält sie?

14.6 Von einer Substanz, die Fe 2+-Ionen enthält, Wird eine Probe von 1,00 g in 30,0 mL Wasser/Säuregelöst und mit einer KMnO4-Lösung, c(MnO−4 ) = 0, 0200 mol/L, titriert. Bei der Reaktion wirdFe 2+ zu Fe 3+ oxidiert und MnO –

4 zu Mn 2+ reduziert. Nach einem Verbrauch von 35,8 mL derKMnO4-Lösung wird der Äquivalenzpunkt erreicht. a) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung.b) Wieviel Massenprozent Fe 2+ enthält die Substanz?

14.7 Hydrazin, N2H4, reagiert mit Bromat, BrO –3 , in saurer Lösung zu N2 und Br – . a) Formulieren

Sie die Reaktionsgleichung. b) 0,132 g einer Hydrazinlösung erfordern 38,3 mL einer Bromatlö-sung, c(BrO−3 ) = 0, 0172 mol/L zur vollständigen Reaktion. Wieviel Prozent N2H4 enthält dieHydrazinlösung?

14.8 Eine Probe von 0,612 g reiner Milchsäure, C3H6O3, erfordert 39,3 mL Natronlauge, c(OH−) =0, 173 mol/L, zur vollständigen Neutralisation. Wieviel protonig ist Milchsäure?

14.9 Vervollständigen Sie folgende Gleichungen von Neutralisationsreaktionen:a) OH – + HSO –

4 −→

b) OH – + H3PO4 −→ HPO 2 –4

c) OH – + H3PO4 −→ H2PO –4

d) H+ + Fe(OH)3 −→

14.10 Wie ist die Verbindung H2O nach dem Arrhenius-, dem Brönsted-Lowry- und dem Lewis-Konzept zu klassifizieren? Formulieren Sie entsprechende Reaktionsgleichungen.

14.11 Welche ist die konjugierte Base von a) H3PO4, b) H2PO –4 , c) NH3, d) HS – , e) H2SO4, f) HCO –

3 ,g) H2O, h) NH+

4 , i) HSO –4 , j) HCl, k) HPO 2 –

4 ? Welche der genannten Substanzen sind amphoter?

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Page 26: Übungen zur Vorlesung

14.12 Welche ist die konjugierte Säure von a) H2O, b) HS – , c) NH3, d) H2AsO –4 , e) F – , f) NO –

2 , g) CN – ,h) H2PO –

4 , i) N2H4, k) ClO –4 ?

14.13 Identifizieren Sie alle Brönsted-Säuren und -Basen:a) NH3 + HCl −−⇀↽−− NH+

4 + Cl –

b) HSO –4 + CN –

−−⇀↽−− HCN + SO 2 –4

c) H2PO –4 + CO 2 –

3 −−⇀↽−− HPO –4 + HCO –

3d) H3O+ + HS –

−−⇀↽−− H2S + H2Oe) N2H4 + HSO –

4 −−⇀↽−− N2H+5 + SO 2 –

4f) H2O + NH –

2 −−⇀↽−− NH3 + OH –

14.14 Formulieren Sie Reaktionsgleichungen, um das Verhalten folgender Substanzen als Brönsted-Säuren zu illustrieren: a) H2O, b) HF, c) HSO –

3 , d) NH+4 , e) HOCl.

14.15 Formulieren Sie Reaktionsgleichungen, um das Verhalten folgender Substanzen als Brönsted-Basen zu illustrieren: a) OH – , b) N 3 – , c) H2O, d) HCO –

3 , e) O 2 – , f) SO 2 –4 .

14.16 Ordnen Sie nach abnehmender Säurestärke: a) AsH3, H2Se, HBr, b) H2S, H2Se, H2Te.

14.17 Welche ist von den folgenden Paaren jeweils die stärkere Säure?a) H3PO4, H3AsO4, b) H3AsO3, H3AsO4, c) H2SO4, H2SO3, d) H3BO3, H2CO3, e) H2Se, HBr,f) H2SO4, H2SeO4, g) HClO3, HIO3·

14.18 Interpretieren Sie folgende Reaktionen im Sinne der Lewis-Theorie:a) AuCN + CN –

−→ Au(CN) –2

b) F – + HF −→ FHF –

c) S + S 2 –−→ S 2 –

2d) S−−C−−S + SH –

−→ S2CSH –

e) Fe + 5 CO −→ Fe(CO)5f) SeF4 + F –

−→ SeF –5

14.19 Identifizieren Sie Arrhenius-, Brönsted- bzw. Lewis-Säuren und -Basen: KOH, AlCl3, HPO 2 –4 ,

HNO –3 , CN – .

14.20 Welcher pH-Wert stellt sich ein, wenn man 20 µL 0,0741-molare HCl in 500 mL Wasser gibt?

14.21 1 g KOH wird in 100 mL Wasser gelöst. Welcher pH-Wert stellt sich ein?

14.22 In einem mit Salzsäure verunreinigten Abwasser wird ein pH-Wert von 3,5 gemessen. WievielNaOH (fest) muss pro m3 Abwasser zugegeben werden, um dieses zu neutralisieren?

14.23 Es werden 3 L 0,01-molare Salzsäure und 10 L Wasser gemischt. Wie ist der pH-Wert des Gemi-sches?

14.24 Welcher pH-Wert wird gemessen, wenn man 25 L Wasser und 1,4 L Salzsäure mit c(HCl) =0, 02 mol/L zusammengibt?

14.25 In einem mit HCl verunreinigten Abwasser herrscht ein pH-Wert von 4,3. a) Wie groß ist c(H+)?b) Wieviel Gramm HCl wurden pro m3 eingeleitet?

14.26 In einem mit NaOH verunreinigten Abwasser herrscht ein pH-Wert von 11,3. a) Wieviel GrammNaOH wurden pro Liter eingeleitet? b) Wieviel mol Säure benötigt man pro m3 Abwasser zurNeutralisation?

14.27 In wässriger Lösung dissoziiert HI vollständig nachHI −→ H+(aq) + I−(aq).Welcher pH-Wert stellt sich ein, wenn man 15 g HI in so viel Wasser löst, dass ein Gesamtvolu-men von 1,25 m3 entsteht?

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Page 27: Übungen zur Vorlesung

14.28 Wieviel Gramm HNO3 sind in 1 m3 HNO3-Lösung gelöst, wenn ein pH-Wert von 3,2 gemessenwird?

14.29 15 Liter Schwefelsäure mit einer Konzentration von c(H2SO4) = 0, 0023 mol/L werden mit0,7 m3 Wasser verdünnt. Welcher pH-Wert wird sich einstellen?

14.30 Welche Menge HCl (in Gramm) muss in 1 m3 wässriger HCl-Lösung enthalten sein, damit sichein pH-Wert von 3,5 einstellt?

14.31 Ein Mineralwasser hat einen pH-Wert von 5,2. a) Berechnen Sie die Konzentration an H+-Ionen.b) Wie groß ist die Konzentration an OH – -Ionen?

14.32 1,35 g HCl werden in soviel Wasser gelöst, dass ein Gesamtvolumen von 15 Litern entsteht.Welcher pH-Wert stellt sich ein?

14.33 In einem Gefäß befinden sich 15 Liter NaOH-Lösung; es wird ein pH-Wert von 11,7 gemessen.Wieviel Gramm reines NaOH wurden gelöst?

15 Säure–Base-Gleichgewichte

Zahlenwerte für die Säuren- und Basenkonstanten siehe Tabellenanhang.

15.1 Wie groß sind die Konzentrationen c(H+) und c(OH−) in folgenden Lösungen:a) 0,0,15 mol/L HNO3, b) 0,0025 mol/L Ba(OH)2, c) 0,00030 mol/L HCl, d) 0,016 mol/L Ca(OH)2?

15.2 Welchen pH-Wert haben Lösungen mita) c(H+) = 7, 3 ·10−5 mol/L, b) c(H+) = 0, 084 mol/L, c) c(H+) = 3, 9 ·10−8 mol/L, d) c(OH−) =3, 3 · 10−4 mol/L, e) c(OH−) = 0, 042 mol/L?

15.3 Wie groß sind c(H+) und c(OH−), wenn a) pH = 1, 23, b) pH = 10, 92, c) pH = 4, 32?

15.4 Welchen pH-Wert hat Salzsäure (HCl) mit einer Konzentration von 0,0025 mol/L?

15.5 Welchen pH-Wert hat eine Natronlauge (NaOH) mit einer Konzentration von 0,042 mol/L?

15.6 Die Lösung einer schwachen Säure HX mit c0(HX) = 0, 26 mol/L hat einen pH-Wert von 2,86.Wie groß ist die Säuredissoziationskonstante KS?

15.7 Welchen pH-Wert hat eine Lösung von 0,30 mol NH3 pro Liter?

15.8 Welchen pH-Wert hat eine Lösung von 0,12 mol HNCO pro Liter?

15.9 Es werden 3 Liter 0,01-molare Salzsäure und 10 Liter Wasser gemischt. Wie ist der pH-Wert desGemisches?

15.10 Wieviel mol Chlorige Säure, HClO2, benötigt man, um 500 mL einer Lösung mit pH = 2, 60herzustellen?

15.11 Propansäure (C2H5COOH, eine einprotonige Säure) ist bei einer Konzentration von 0,25 mol/Lzu 0,72 % dissoziiert. Wie groß ist die Säuredissoziationskonstante?

15.12 Dichloressigsäure (Cl2HCCOOH, eine einprotonige Säure) ist bei einer Konzentration von 0,20 mol/Lzu 33 % dissoziiert. Wie groß ist die Säuredissoziationskonstante?

15.13 In einer Lösung von Benzylamin (C7H7NH2) mit einer Konzentration von 0,25 mol/L ist c(OH−) =2, 4 · 10−3 mol/L. Wie groß ist die Basenkonstante?

15.14 In einer Lösung von Cyanessigsäure (NCCH2COOH) mit einer Konzentration von 0,300 mol/List c(H+) = 0, 032 mol/L. Wie groß ist KS?

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Page 28: Übungen zur Vorlesung

15.15 Für Milchsäure ist KS = 1, 5 · 10−4 mol/L. a) Wie groß ist c(H+), wenn 0,16 mol/L Milchsäurein Lösung sind? b) Wieviel Prozent der Milchsäure sind dissoziiert?

15.16 a) Wie groß sind c(H+) und der pH-Wert, wenn man 0,25 mol Benzoesäure in 1 L Wasser löst?b) Wieviel Prozent davon sind dissoziiert?

15.17 Wie groß sind die Konzentrationen von N2H+5 , OH – und N2H4 in einer Lösung von 0,15 mol/L

Hydrazin (N2H4)?

15.18 Wie groß sind die Konzentrationen von C6H5NH2, OH – und C6H5NH+3 in einer Lösung von

0,40 mol/L Anilin?

15.19 Eine Säure HX ist bei c0(HX) = 0, 15 mol/L zu 1,2 % dissoziiert. Wieviel Prozent sind bei c0(HX) =0, 030 mol/L dissoziiert?

15.20 Eine Säure HA ist bei c0(HA) = 0, 15 mol/L zu 0,10 % dissoziiert. Bei welcher Konzentration istsie zu 1,0 % dissoziiert?

15.21 a) Welche Konzentration c(HClO2) ist mit c(H+) = 0, 030 mol/L im Gleichgewicht in einerLösung von reiner Chloriger Säure? b) Welche Stoffmenge HClO2 wird benötigt, um 1,0 L dieserLösung herzustellen?

15.22 In einer wässrigen Lösung von NH3 ist c(OH−) = 1, 8 · 10−3 mol/L. Wie groß ist die NH3-Konzentration?

15.23 In einer wässrigen Lösung von Trimethylamin, N(CH3)3, ist c(OH−) = 6, 0 · 10−3 mol/L. Wiegroß ist die Konzentration des Trimethylamins?

15.24 Wie groß sind c(H+), c(N−3 ), c(HN3) in einer Lösung, wenn 0,23 mol Natriumazid (NaN3) und0,10 mol HCl in einem Gesamtlösungsvolumen von 1,0 L vermischt werden?

15.25 Wie groß sind c(H+), c(HCOO−) und c(HCOOH), wenn 0,22 mol Natriumformiat (NaHCOO)und 0,15 mol HCl in einem Gesamtlösungsvolumen von 1,0 L vermischt werden?

15.26 Für Hydroxylamin ist KB = 1, 1 · 10−8 mol/L:HONH2(aq) + H2O −−⇀↽−− HONH+

3 (aq) + OH−(aq).Wie groß sind c(OH−), c(HONH+

3 ), und c(HONH2), wenn 0,20 mol HONH3Cl und 0,35 molNaOH in einem Gesamtlösungsvolumen von 1,0 L vermischt wurden?

15.27 Wie groß sind c(NH3), c(NH+4 ) 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 zusammengegeben werden?

15.28 Wie groß sind c(H+), c(ClO−2 ) und c(HClO2) in einer Lösung von 0,26 mol/L Chloriger Säure?

15.29 Zu einer Lösung von 0,035 mol/L Salpetriger Säure (HNO2) werden 0,010 mol Natriumnitrit(NaNO2) gegeben; die Lösung hat ein Volumen von 100 mL. a) Welchen pH-Wert hat die Lö-sung? b) Zu wieviel Prozent ist HNO2 dissoziiert?

15.30 0,010 mol Natriumformiat (NaHCOO) und 0,0025 mol Ameisensäure (HCOOH) werden mit Was-ser auf ein Lösungsvolumen von 100 mL gebracht. Welchen pH-Wert hat die Lösung?

15.31 Aus 0,028 mol einer schwachen Säure HX und 0,0070 mol NaX wurde eine Lösung mit einemVolumen von 200 mL hergestellt. Die Lösung hat pH = 3, 66. Wie groß ist die Dissoziationskon-stante KS von HX?

15.32 Aus 3, 0 · 10−3 mol einer schwachen Säure HX und 6, 0 · 10−4 mol NaX wurde eine Lösung mitpH = 4, 80 hergestellt. Wie groß ist KS von HX?

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Page 29: Übungen zur Vorlesung

15.33 Eine Lösung, die 0,10 mol/L Hydrazin (N2H4) und eine unbekannte Menge Hydraziniumchlo-rid (N2H5Cl) enthält, hat einen pH-Wert von 7,15. Welche ist die Konzentration des Hydrazini-umchlorids?

15.34 Welche Stoffmenge Natriumhypochlorit, NaOCl, muss einer Lösung von 200 mL HypochlorigerSäure mit c(HOCl) = 0, 22 mol/L zugesetzt werden, damit eine Pufferlösung mit pH = 6, 75entsteht? Nehmen Sie an, dass der NaOCl-Zusatz das Volumen der Lösung nicht signifikantändert.

15.35 Welche Konzentrationen benötigt man, um eine Ammoniak/Ammoniumsalz-Pufferlösung mitpH = 9, 50 herzustellen?

15.36 Welche Konzentrationen benötigt man, um eine Benzoesäure/Benzoat-Pufferlösung mit pH =5, 00 herzustellen?

15.37 Wie groß sind die Konzentrationen c(H+), c(HCO−3 ), c(CO 2−3 ) und c(CO2) in einer gesättigten

Lösung von CO2 (0,034 mol/L Gesamtkonzentration)? Welchen pH-Wert hat die Lösung?

15.38 Wie groß sind c(H+), c(H2AsO−4 ), c(HAsO 2−4 ), c(AsO 3−

4 ) und c(H3AsO4) in einer Lösung von0,30 mol/L Arsensäure?

15.39 Salzsäure mit 0,15 mol/L HCl wird bei 25 ◦C mit H2S gesättigt. Die Sättigungskonzentrationc(H2S) = 0, 1 mol/L. Wie groß sind c(S 2−) und c(HS−)?

15.40 Auf welchen pH-Wert muss eine gesättigte H2S-Lösung gebracht werden, damit c(S 2−) = 3, 0 ·10−17 mol/L ist?

15.41 Welchen pH-Wert haben folgende Lösungen: a) 0,15 mol/L Natriumnitrit (NaNO2), b) 0,10 mol/LNatriumbenzoat (NaC7H5O2), c) 0,20 mol/L Aniliniumchlorid (C6H5NH3Cl), d) 0,13 mol/L Hy-draziniumchlorid (N2H5Cl)?

15.42 Eine Lösung von Natriumbenzoat hat pH = 9, 00. Wie groß ist die Konzentration?

15.43 In ein 200-Liter-Fass werden 180 L reines Wasser und 12 L einer 0,07-molaren Salzsäure (HCl)gefüllt. Welcher pH-Wert wird dann in dem Fass gemessen?

15.44 a) Was versteht man unter einer Pufferlösung? b) Wie ist eine Pufferlösung zusammengesetzt?c) Nennen Sie ein Beispiel! d) Wo werden Pufferlösungen verwendet?

15.45 a) Was versteht man unter „schwachen“ und „starken“ Säuren? b) Welche stofftypische Kon-stante gibt Aufschluss über die Säurestärke?

15.46 Wie groß ist der Dissoziationsgrad α in einer Säure HA, wenn bei einer Gesamtkonzentrationc0 = 0, 1 mol/L die Konzentration c(A−) = 0, 0017 mol/L beträgt?

15.47 Man löst 0,1 mol Benzoesäure und 0,08 mol Natrium-Benzoat in Wasser und füllt zu einem Ge-samtvolumen von 1 L auf. Wie groß ist der pH-Wert?

15.48 Wie groß ist der pH-Wert in einer Lösung von 0,1 mol/L Methylamin?

15.49 Für Blausäure (HCN) ist KS = 4, 0 · 10−10. Man löst 28 g HCN in Wasser, so dass ein Gesamtvo-lumen von 5 L entsteht. Welcher pH-Wert stellt sich ein?

15.50 Für HOBr ist KS = 2, 1 · 10−9. Man löst 18 g HOBr in Wasser, so dass ein Gesamtvolumen von4 L entsteht. Welcher pH-Wert stellt sich ein?

15.51 Es werden 3,5 g Natriumacetat und 6 g Essigsäure in Wasser gelöst, so dass ein Gesamtvolumenvon 2,5 Litern entsteht. Berechnen Sie für diese Pufferlösung den pH-Wert.

15.52 In einem Gefäß befinden sich 15 Liter verdünnte HCl; es wird ein pH-Wert von 3,7 gemessen.a) Wieviel mol reines HCl wurden gelöst? b) Welche Menge an HOCl (HOCl ist eine schwacheSäure) müssten stattdessen gelöst sein, um auf den gleichen pH-Wert zu kommen?

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Page 30: Übungen zur Vorlesung

16 Löslichkeitsprodukt und Komplexchemie

Zahlenwerte für die Löslichkeitsprodukte und Gleichgewichtskonstanten siehe Tabellenanhang.

16.1 Formulieren Sie das Löslichkeitsprodukt für a) Bi2S3, b) PbCrO4, c) Ag2C2O4, d) AgIO3, e) Cr(OH)3,f) Ba3(PO4)2.

16.2 Bei 25 ◦C lösen sich 1, 7 · 10−5 mol/L Cd(OH)2. Wie groß ist L?

16.3 Bei 25 ◦C lösen sich 5, 2 · 10−6 mol/L Ce(OH)3. Wie groß ist L?

16.4 Eine bei 25 ◦C gesättigte Lösung von Ba(IO3)2 enthält 5, 5 · 10−4 mol/L IO –3 -Ionen. Wie groß ist

L?

16.5 Eine gesättigte Lösung von Pb(IO3)2 enthält 4, 0 · 10−5 mol/L Pb 2+-Ionen bei 25 ◦C. Wie groß istL?

16.6 Berechnen Sie mit Hilfe des Löslichkeitsproduktes jeweils, ob a) Ag2CO3 oder CuCO3, b) Ag2Soder CuS besser löslich ist.

16.7 Berechnen Sie die Löslichkeit von a) SrF2, b) Ag2C2O4.

16.8 Welche Stoffmenge Ni(OH)2 löst sich pro Liter Natronlauge bei pH = 12, 34?

16.9 Welche Stoffmenge Cu(OH)2 löst sich pro Liter Natronlauge bei pH = 8, 23?

16.10 Wieviel mol BaF2 lösen sich in 250 mL einer Lösung von NaF, c(NaF) = 0, 12 mol/L?

16.11 Wieviel mol PbBr2 lösen sich in 150 mL einer Lösung von NaBr, c(NaBr) = 0, 25 mol/L?

16.12 Welche Konzentrationen von Na+, C2O 2 –4 , Ba 2+ und Cl – verbleiben in einer Lösung, wenn

100 mL mit c(Na2C2O4) = 0, 20 mol/L und 150 mL mit c(BaCl2) = 0, 25 mol/L vermischt wer-den?

16.13 Welche F – -Konzentration ist nötig, damit aus einer gesättigten SrSO4-Lösung SrF2 auszufallenbeginnt?

16.14 Welche SO 2 –4 -Konzentration ist nötig, damit aus einer gesättigten BaF2-Lösung BaSO4 auszufal-

len beginnt?

16.15 Welche Mindestkonzentration an NH+4 -Ionen ist nötig, damit die Fällung von Fe(OH)2 aus einer

Lösung mit 0,02 mol/L Fe 2+ und 0,02 mol/L NH3 verhindert wird?

16.16 Eine Lösung enthält 0,09 mol/L Mg 2+ und 0,33 mol/L NH+4 . Mit welcher Mindestkonzentration

von NH3 fällt Mg(OH)2 aus?

16.17 Kommt es zur Fällung von PbCl2, wenn 20 mL mit c(Pb(NO3)2) = 0, 015 mol/L und 50 mL mitc(NaCl) = 0, 020 mol/L vermischt werden?

16.18 Kommt es zur Fällung von MgF2, wenn 30 mL mit c(Mg(NO3)2) = 0, 040 mol/L und 70 mL mitc(NaF) = 0, 020 mol/L vermischt werden?

16.19 Kommt es zur Fällung von CaSO4, wenn 25 mL mit c(CaSO4) = 0, 050 mol/L und 50 mL mitc(Na2SO4) = 0, 020 mol/L vermischt werden?

16.20 Eine Lösung enthält 0,15 mol/L Pb 2+ und 0,20 mol/L Ag+. a) Fällt PbSO4 oder Ag2SO4 zuerstaus, wenn der Lösung allmählich Na2SO4 zugesetzt wird? (Vernachlässigen Sie Volumenver-änderungen). b) Wenn weiter Na2SO4 zugesetzt wird, bis das zweite Kation auch auszufallenbeginnt, welche Konzentration verbleibt vom ersten Kation?

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Page 31: Übungen zur Vorlesung

16.21 Eine Lösung mit pH = 0, 5 enthält 0,15 mol/L Ni 2+, 0,10 mol/L Co 2+ und 0,50 mol/L Cd 2+.Wenn die Lösung mit H2S gesättigt wird, fällt dann NiS, CoS bzw. CdS aus?

16.22 Welche Mindest-H+-Konzentration verhindert die Fällung von MnS, wenn eine Lösung mitc(Mn 2+) = 0, 25 mol/L) H2S gesättigt wird?

16.23 In 100 mL einer gesättigten H2S-Lösung befindet sich ein Bodenkörper von 5,0 g ZnS. Bis zuwelchem pH-Wert muss die Lösung angesäuert werden, damit das ZnS vollständig in Lösunggeht?

16.24 Eine Lösung, die je 0,20 mol/L Ni 2+ und Cd 2+ enthält, wird mit H2S gesättigt (Sättigungskon-zentration c(H2S) = 0, 1 mol/L). Welchen pH-Wert muss die Lösung haben, damit möglichstviel CdS aber kein NiS ausfällt?

16.25 Führen Sie die gleiche Berechnung wie in Aufgabe 16.24 für eine Lösung von je 0,20 mol/L Pb 2+

und Zn 2+ durch.

16.26 Eine Lösung mit 0,20 mol/L Pb 2+ und pH = 0, 70 wird mit H2S gesättigt. Welche Restkonzen-tration c(Pb 2+) verbleibt in der Lösung nach der Fällung des PbS? Beachten Sie, dass bei derFällung H+-Ionen aus dem H2S freigesetzt werden. L(PbS) = 7, 0 · 10−29 mol2/L2.

16.27 Welche Stoffmengen AgCl, AgBr bzw. AgI lösen sich in Ammoniaklösung, c(NH3) = 0, 50 mol/L?

16.28 Einer Lösung mit c(Ag+) = 0, 010 mol/L und c(NH3) = 0, 50 mol/L werden Cl – -Ionen bis zurKonzentration c(Cl−) = 0, 010 mol/L zugesetzt. Fällt AgCl aus?

16.29 Berechnen Sie mit Hilfe des Löslichkeitsproduktes, wieviel Gramm CaCO3 sich in 100 mL Was-ser lösen.

16.30 Man wiegt 10,000 g KClO4 (L = 8, 9 · 10−3 mol2/L2) in einen 1-Liter-Messkolben ein und fülltdiesen bis zu Marke auf. Berechnen Sie, ob sich die ganze Menge KClO4 löst.

16.31 Gibt man zu einer wässrigen Kupfersulfat-Lösung Ammoniakwasser, so beobachtet man eineFarbvertiefung (von hellblau nach dunkelblau). Welche Verbindungen bewirken jeweils die Far-ben und warum erscheinen diese dem menschlichen Auge farbig?

16.32 Welche Oxidationszahl hat das Zentralatom in folgenden Komplexen: a) [Au(CN)4] – , b) [V(CO)6],c) [Co(NH3)4Br2]+, d) [Fe(H2O)2Cl4] – , e) [Ni(CO)4], f) [PdCl6] 2 – ?

16.33 Welche Ionenladung hat ein Komplex aus a) Ag+ und 2 NH3, b) Co 2+ und 3 C2O 2 –4 , c) Au+ und

2 CN – , d) Pt 4+, 3 H2O und ce3Br-, e) Hg 2+ und 4 Cl – , f) Cr und 6 CO?

16.34 Bei Zusatz einer Lösung von Kaliumhexacyanoferrat(II) zu Fe 3+(aq) fällt ein Niederschlag vonKalium-Eisen(III)-hexacyanoferrat(II) aus, genannt Berliner Blau. Der gleiche Niederschlag ent-steht bei Zusatz einer Lösung von Kaliumhexacyanoferrat(III) zu Fe 2+(aq). Welche Formel hatBerliner Blau?

16.35 Zwei Verbindungen A und B haben die gleiche empirische Formel Co(NH3)3(H2O)2ClBr2. Ineinem Exsikkator verliert ein mol der Verbindung A leicht ein mol Wasser, Verbindung B jedochnicht. Die elektrische Leitfähigkeit einer wässrigen Lösung von A entspricht einer Verbindungmit zwei Ionen pro Formeleinheit; die Leitfähigkeit einer Lösung von B entspricht einer Verbin-dung mit drei Ionen pro Formeleinheit. Zusatz einer Lösung von AgNO3 fällt aus einer Lösungvon 1 mol A 1 mol AgBr aus, aus einer Lösung von 1 mol B 2 mol AgBr. Welche Formeln habenA und B?

16.36 Geben Sie alle möglichen Isomeren für [Pt(NH3)4][PtCl6] an.

16.37 Wieviel g Calciumsulfat (CaSO4) lösen sich in 10 L Wasser?

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Page 32: Übungen zur Vorlesung

16.38 Wieviel g Calciumfluorid (CaF2) lösen sich in 100 mL Wasser?

16.39 CaSO4 ist eine in Wasser nicht sehr gut lösliche Substanz. Wieviel Gramm CaSO4 lösen sich in 1Liter Wasser?

16.40 a) Erklären Sie den Begriff Komplexverbindung. b) Nennen Sie 4 Beispiele.

16.41 Erklären Sie mit Hilfe des Löslichkeitsproduktes, warum die Löslichkeit von BaSO4 in 0,1-molarerSchwefelsäure geringer ist als in Wasser.

17 Elektrochemie

17.1 Formulieren Sie die Halbreaktionen für die Elektrodenvorgänge an inerten Elektroden bei derElektrolyse vona) Na2SO4(aq), b) NaCl(l), c) CuSO4(aq).

17.2 Bei der Elektrolyse einer sauren Pb 2+-Lösung wird PbO2(s) an der Anode abgeschieden. Formu-lieren Sie die Anodenreaktion.

17.3 Welches Volumen Chlorgas (Normalbedingungen) erhält man bei der Elektrolyse von geschmol-zenem MgCl2, wenn gleichzeitig 6,50 g Mg abgeschieden werden?

17.4 Welches Volumen Chlorgas (Normalbedingungen) erhält man bei der Elektrolyse von 500 mLeiner NaCl-Lösung, wenn gleichzeitig 6,00 L H2 (Normalbedingungen) erhalten werden? Wiegroß ist die Konzentration der OH – -Ionen danach?

17.5 Zur Gewinnung von Aluminium wird Al2O3 in einer Schmelze elektrolysiert. Die Elektroden-reaktionen sind:Anode: C + 2 O 2 –

−→ CO2 + 4 e –

Kathode: 3 e – + Al 3+−→ Al.

Die Anode besteht aus Kohlenstoff und wird durch die Anodenreaktion verbraucht. WelcheKohlenstoffmasse wird verbraucht, während sich 1,00 kg Al abscheiden?

17.6 Welche beiden reversiblen Reaktionen laufen beim Bleiakkumulator an der Anode bzw. Kathodeab?

17.7 Die Elementarladung (Ladung eines Elektrons) beträgt 1, 60219 · 10−19 C. a) Welche Ladungs-menge fließt, wenn bei einer Elektrolyse 5 g Na (aus Na+) abgeschieden werden? b) WelcheLadungsmenge fließt, wenn bei einer Elektrolyse 5 g Ca (aus Ca 2+) abgeschieden werden?

17.8 Eine Elektrolysezelle enthält geschmolzenes CaCl2. a) Stellen Sie die Gleichungen der Reaktio-nen auf, die an der Anode bzw. an der Kathode ablaufen. b) Wieviel g Ca werden abgeschieden,wenn 10 L Cl2 (Normalbedingungen) entstanden sind? c) Welche Ladungsmenge wird für denProzess benötigt?

17.9 Die Faradaysche Konstante (F = 96485 C/mol) gibt die Ladung eines Mols Elektronen an. Wel-che Ladungsmenge (in Coulomb) wird benötigt, um 1 kg Al aus Al 3+ zu gewinnen?

17.10 Kupfer wird durch Elektrolyse aus Cu 2+ gewonnen. Wieviel Ladung (in Coulomb) wird benö-tigt, um 1 kg Kupfer abzuscheiden?

17.11 Welche Ladungsmenge wird freigesetzt, wenn man nach2 Cl –

−→ Cl2 + 2 e –

5 g Cl2 durch Oxidation von Cl – erzeugt?

17.12 Wie lange muss ein.Strom von 25 A fließen, um nachAl 3+ + 3 e –

−→ Al1 kg Aluminium zu erzeugen?

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Page 33: Übungen zur Vorlesung

17.13 Wie hoch ist die EMK für folgendes galvanische Element (unter Normalbedingungen):Pb + SO 2 –

4 −→ PbSO4 + 2 e –

PbO2 + SO 2 –4 + 4 H+ + 2 e –

−→ PbSO4 + 2 H2O?Welches ist der Plus- und welches der Minus-Pol?

17.14 Wie ist die Spannung im Daniell-Element, wenn c(Cu 2+) = 0, 01 mol/L und c(Zn 2+) = 1, 99 mol/L?Hinweis: setzen Sie c(Cu) = c(Zn) = 1 mol/L.

17.15 Die Lebensdauer einer Zink/Kohle-Batterie wird durch den Verbrauch des Zn begrenzt nachZn −→ Zn 2+ + 2 e – .Ein Hörgerät benötigt einen Strom von 3, 0 · 10−3 A. Wie viele Tage lang lässt es sich mit einerZink/Kohle-Batterie betreiben, die 1,68 g Zn enthält?

17.16 a) Welche Ladungsmenge ist erforderlich, um 1000 kg Aluminium aus Al2O3 elektrolytisch her-zustellen (F = 96485 C/mol)? b) Wie lange dauert die Elektrolyse bei einem Strom von 5000 A?

17.17 Wie lange muss ein Strom von 25 A fließen, um nach der GleichungIn 2+ + 2 e –

−→ In10 g Indium zu erzeugen?

17.18 Sie wollen ein Blech mit einer Gesamtoberfläche von 3 m2 mit Hilfe von Cu 2+-Lösung verkup-fern, so dass die Kupferschicht 0,01 mm dick ist (Dichte von Kupfer: ̺(Cu) = 8, 96 g/mL). Wielange dauert der Prozess, wenn ein konstanter Strom von 50 A fließt?

17.19 Welche Masse Natrium wird in einer technischen Elektrolysezelle aus geschmolzenem NaClgewonnen, wenn 16 Stunden lang ein Strom von 90000 A fließt?

18 Wasserstoff, Wasser, Edelgase

18.1 Durch welche Reaktionen kann Wasserstoff aus Wasser gewonnen werden?

18.2 Formulieren Sie die Reaktionen von Wasserstoff mit a) Na(s), b) Ca(s), c) Cl2(g), d) N2(g).

18.3 Worin unterscheiden sich salzartige Hydride von Einlagerungshydriden?

18.4 a) Wo in der Technik findet elementarer Wasserstoff Verwendung, b) wie wird er technisch herge-stellt und c) wie kann man Wasserstoff im Labor herstellen? Stellen Sie jeweils die Reaktions-gleichung auf.

18.5 Welche Masse H2 wird bei folgenden Reaktionen erhalten: a) 6,00 g Na(s) mit überschüssigemWasser, b) 6,00 g NaH mit überschüssigem Wasser.

18.6 Die Auftriebskraft eines mit Wasserstoff gefüllten Ballons entspricht der Differenz zwischen derLuftmasse und der Wasserstoffmasse, die im Volumen des Ballons Platz hat. Berechnen Sie dieMasse von 22,4 L Luft bei Normalbedingungen; Luft besteht zu 78,1 Volumen-% aus N2(g), 20,9Vol.-% O2 und 1,0 Vol.-% Ar. Welche Last kann ein mit Wasserstoff gefüllter Ballon mit einemVolumen von 80 m3 bei Normalbedingungen tragen?

18.7 Welche drei Typen von Wasserstoff-Verbindungen gibt es und wie unterscheiden sich diese?

18.8 Es existieren drei verschiedene Wasserstoff-Isotope. a) Wie heißen sie, b) wie sind die Atome je-weils aufgebaut, c) unterscheiden sie sich in ihren chemischen oder physikalischen Eigenschaf-ten (wenn ja, in welchen)?

18.9 Um welchen Faktor ist die Dichte von H2 geringer als die Dichte der Luft?

18.10 Identifizieren Sie die Verbindungen, in denen der Wasserstoff hydridischen Charakter besitzt:H3AsO4, CaH2, NaOH, LiBH4, HNO3, B2H6, SiH4.

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Page 34: Übungen zur Vorlesung

18.11 Formulieren Sie die Gleichung für die Reduktion von WO3 zu W mit elementarem Wasserstoff.

18.12 a) Was sind Edelgase, b) durch welche Eigenschaften zeichnen sie sich aus, c) wo in der Naturkommen sie vor und d) wozu werden sie im einzelnen verwendet?

18.13 Gibt es Edelgasverbindungen? Wenn nein, warum nicht? Wenn ja, geben Sie ein Beispiel!

18.14 Wasserstoff lässt sich z. B. aus a) CH4 + H2O, b) aus Wasser (mit Hilfe von elektrischem Strom)oder c) aus Zn + HCl gewinnen. Stellen Sie jeweils die Reaktionsgleichung auf.

18.15 Wie wird Wasserstoff industriell hergestellt? Nennen Sie drei Methoden mit Reaktionsgleichun-gen.

19 Halogene, 6. Hauptgruppe

19.1 Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die Synthese von Chlor aus Cl – (aq) in saurer Lö-sung mit a) MnO2(s) (es entsteht Mn 2+), b) PbO2(s) (es entsteht Pb 2+), c) Cr2O 2 –

7 (aq) (es entstehtCr 3+).

19.2 Formulieren Sie Reaktionsgleichungen für die Reaktionen von Cl2(g) mit a) H2(g), b) Zn(s).

19.3 Bei welcher Verbindung der folgenden Paare hat die Bindung einen größeren ionischen Charak-ter:a) BeF2 oder BeBr2, b) FeCl2 oder FeCl3, c) MgI2 oder SrI2, d) ScCl3 oder PCl3, e) SrCl2 oderYCl3?

19.4 Was sind Interhalogenverbindungen? Nennen Sie ein Beispiel!

19.5 Wozu verwendet man Fluor? Nennen Sie drei großtechnische Produkte!

19.6 a) Was sind Halogene, b) durch welche Eigenschaften zeichnen sie sich aus, c) wo in der Naturkommen sie vor und d) wozu werden sie im einzelnen verwendet?

19.7 Chlor kommt in der Natur nicht in elementarer Form, sondern nur in Verbindungen vor. Wieund woraus wird es technisch hergestellt?

19.8 Wie ist die räumliche Struktur folgender Interhalogenverbindungen: IF5, ICl3, BrCl?

19.9 Wie könnte man MgCl2 herstellen? Stellen Sie drei Reaktionsgleichungen auf!

19.10 Stellen Sie eine Liste auf, wie Sauerstoff in der Natur vorkommt.

19.11 Formulieren Sie die Gleichungen für die Darstellung von Sauerstoff aus a) HgO(s) b) H2O2(aq),c) H2O.

19.12 Formulieren Sie die Gleichungen für die Reaktionen von O2 mit a) K(s), b) Na(s), c) Li(s), d) Mg(s),e) Ba(s), f) C(s), g) Al, h) Si.

19.13 Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die vollständigen Verbrennungsprozesse von a) C2H5OH(l),b) C6H6(l).

19.14 Die Reaktionsprodukte bei der Verbrennung eines Kohlenwasserstoffes hängen von der angebo-tenen Sauerstoffmenge ab. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die Verbrennung vonMethan, CH4(g), bei der a) CO(g), b) CO2(g) entsteht.

19.15 Was würde geschehen, wenn beim Frasch-Prozess das eingepumpte Wasser die falsche Tempe-ratur hat, nämlich a) 100 ◦C, b) 250 ◦C?

19.16 Formulieren Sie die Gleichungen für die Reaktionen vor Wasser mit a) SO2(g), b) SO3(g).

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Page 35: Übungen zur Vorlesung

19.17 Zeichnen Sie die Konstitutionsformeln von a) H2S, b) SO 2 –3 , c) H2SO4.

19.18 Chloroschwefelsäure (Chlorsulfonsäure), HOSO2Cl, ist das Produkt der Reaktion von SO3 mitHCl. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung.

19.19 Welches sind die drei Hauptbestandteile trockener Luft und in welchen Mengen sind diese inder Luft enthalten? Welche Substanzen kommen nur in geringer Menge in der Luft vor?

19.20 Formulieren Sie die Reaktion von Sauerstoff mit folgenden Elementen: Schwefel, Wasserstoff,Eisen, Lithium, Magnesium, Blei und Silicium.

19.21 Zeichnen Sie die Lewis-Formeln von SO2 und SO3. Wie ist die räumliche Struktur der Moleküle?

19.22 Wozu werden die vier Halogene in der Technik verwendet?

19.23 Nennen Sie Stoffe aus dem täglichen Leben, die Halogene (elementar oder in Verbindungen)enthalten.

19.24 H2SO4 ist ein technisch wichtiges Produkt. a) Woraus wird sie hergestellt (Reaktionsgleichun-gen)? b) Wie heißt das Verfahren? c) Wozu wird sie verwendet?

20 3., 4. und 5. Hauptgruppe

20.1 Warum existieren N2 und O2 in der Luft nebeneinander an Stelle von NO?

20.2 Ethylendiamin, H2N−CH2−CH2−NH2, hat einen Siedepunkt von 117 ◦C und Propylamin, CH3−CH2−CHeinen von 49 ◦C. Wie kann man den Unterschied der Siedepunkte erklären, obwohl beide Ver-bindungen etwa die gleiche Molekülgestalt und -masse haben?

20.3 Warum ist der Siedepunkt von NH3 hoch im Vergleich zu den Siedepunkten von PH3, AsH3und SbH3?

20.4 Zeichnen Sie die Valenzstrichformeln (gegebenenfalls mesomere Grenzstrukturen) für a) N2F4,b) NO –

3 , c) NH3, d) NOCl.

20.5 a) Wie wird Ammoniak technisch hergestellt? Geben Sie die Reaktionsgleichung und den Kataly-sator an! b) Unter welchen Bedingungen (Druck, Temperatur) kann man die besten Ausbeutenerwarten? Die Reaktionsenthalpie für die Bildungsreaktion ist ∆H = −92, 4 kJ/mol. c) Wozuwird NH3 verwendet?

20.6 Diamant, Ruß, Aktivkohle, Pyrolyse-Kohlenstoff, Anthrazit, Koks und Graphit bestehen alleüberwiegend aus reinem Kohlenstoff; wie werden sie gewonnen und worin unterscheiden siesich?

20.7 Nennen Sie drei technisch wichtige anorganische Kohlenstoff-Verbindungen!

20.8 a) Nennen Sie zwei technisch wichtige anorganische Stickstoff-Verbindungen. b) Woraus wer-den sie jeweils hergestellt? c) Wozu werden sie verwendet?

20.9 Nennen Sie drei industrielle Verwendungen von elementarem Stickstoff.

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Page 36: Übungen zur Vorlesung

21 Metalle, Metallbindung

21.1 Warum nimmt beim Erhitzen die Leitfähigkeit eines Metalls ab?

21.2 Galliumarsenid, GaAs, ist ein Halbleiter. Wie kann man erreichen, dass GaAs als p- oder alsn-Leiter wirkt, ohne dass man mit fremden Elementen dotiert?

21.3 Wie erklärt die Bänder-Theorie den Glanz und die elektrische Leitfähigkeit Metallen?

21.4 Warum ist es nicht überraschend, dass folgende Metalle in folgender Art in der Natur zu findensind: a) gediegenes Gold, b) Barium als Sulfat, c) Natrium im Meerwasser gelöst?

21.5 Welche Metalle besitzen die höchste elektrische Leitfähigkeit, welche die niedrigste?

21.6 Wo im Periodensystem findet man die Metalle mit a) den höchsten Schmelzpunkten, b) dengrößten Dichten?

21.7 Welche Elemente eignen sich zur Dotierung von Silicium, um daraus Halbleiter herzustellen?

21.8 Nennen Sie Mineralien, in denen Au, Mg, Na, Fe, Sn, Ca und Al vorkommen.

22 Metallurgie

22.1 Definieren Sie die Begriffe a) Erz, b) Gangart, c) Amalgam.

22.2 Geben Sie mit chemischen Gleichungen an, wie Magnesium aus Meerwasser gewonnen wird.

22.3 In einer Halogenglühlampe wird ein Wolframdraht auf ca. 3000 ◦C erhitzt. Der Draht befindetsich in der Mitte eines Rohres aus Quarzglas, das eine Temperatur von ca. 5OO ◦C hat. DerZusatz von einer kleinen Menge Iod sorgt über eine chemische Transportreaktion dafür, dassMetall, welches vom Draht verdampft und sich an der Glaswand niederschlägt, als WI4 wie-der zum Draht zurücktransportiert wird und damit die Lebensdauer der Glühbirne verlängert.Erklären Sie die Vorgänge und geben Sie die Reaktionsgleichung an.

22.4 Erklären Sie den Begriff chemische Transportreaktion und geben Sie ein Beispiel.

22.5 Bei der Metallgewinnung wird das Metall in der Regel durch Reduktion aus einer Metallver-bindung gewonnen. Nennen Sie vier dafür in der Technik verwendete Reduktionsmittel undstellen Sie jeweils eine typische Reaktionsgleichung auf.

22.6 Nennen Sie drei Raffinationsverfahren für Metalle und beschreiben Sie diese kurz.

22.7 Beim „Rösten“ von ZnS wird dieses mit Luft-O2 zur Reaktion gebracht, wobei ZnO(s) undSO2(g) entstehen. Stellen Sie die Reaktionsgleichung auf.

22.8 Stellen Sie die Reaktionsgleichung für die Reduktion von ZnO mit Koks auf.

22.9 Vanadium wird aus V2O5 nach dem Goldschmidt-Verfahren gewonnen. Stellen Sie die Reakti-onsgleichung auf!

22.10 Stellen Sie die Reaktionsgleichung für die Thermit-Reduktion von a) UO3, b) WO3, c) Fe3O4 auf.

22.11 a) Welche Elemente (außer Eisen) sind in Roheisen b) in welchen Mengen etwa enthalten? c) Wiewerden sie (weitgehend) entfernt?

22.12 a) Erklären Sie kurz (!) den Hochofenprozess zur Gewinnung von Eisen. b) Welche chemischenReaktionen spielen dabei eine Rolle?

22.13 Neben Eisen wird auch Zinn mit Hilfe des Hochofenprozesses aus SnO2 gewonnen. Welchechemischen Reaktionen laufen dabei ab? Stellen Sie die Reaktionsgleichungen auf!

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Page 37: Übungen zur Vorlesung

23 Alkali-, Erdalkali-, Übergangs-und Hauptgruppenmetalle

23.1 Welches ist im Hochofenprozess das Reduktionsmittel, mit dem das Eisen aus seinem Oxid ge-wonnen wird und wie entsteht dieses (Reaktionsgleichung)?

23.2 Warum sind die Lanthaniden einander so ähnlich?

23.3 Wo im Periodensystem findet man die Metalle mit den höchsten Schmelzpunkten (Periode/Gruppe)?

23.4 In welcher maximalen Oxidationszahl treten die Elemente Cr, Mo, Mn und W auf und warum?

23.5 Wie sind die Oxidationszahlen im Na2O2?

23.6 Unter Fe-Katalyse kann Na mit flüssigem NH3 unter Bildung von H2 reagieren. Welches Pro-dukt entsteht? Stellen Sie die Reaktionsgleichung auf.

23.7 Formulieren Sie die Reaktion von Ca mit a) H2, b) O2 und c) C.

23.8 Formulieren Sie die Reaktion von Al mit a) Cl2, b) HCl.

23.9 Formulieren Sie die Reaktion von Sn mit a) O2 und b) S. c) Wie reagiert Pb mit O2 und S?

23.10 Vervollständigen Sie folgende Reaktionsgleichungen:a) Fe + Cl2 −→b) Zn + S −→c) Cr2O3 + H+

−→

d) Ag + S −→

23.11 Zink lässt sich in verschiedenen Säuren „lösen“ (eigentlich: oxidieren). Stellen Sie die Reaktions-gleichungen für die Reaktion von Zink mit a) Salzsäure, b) Schwefelsäure c) Phosphorsäure undd) Salpetersäure auf.

23.12 Wie und woraus wird elementares Natrium hergestellt? Stellen Sie die Reaktionsgleichung auf!

23.13 Erklären Sie, warum die meisten Übergangsmetalle in mehreren Oxidationszuständen (Oxida-tionszahlen) auftreten.

23.14 Formulieren Sie die Reaktion von Aluminium mit a) Salzsäure, b) Sauerstoff.

23.15 Warum sind Metalle in der Regel recht gute elektrische Leiter?

23.16 a) Erklären Sie, warum sich die Lanthaniden-Metalle in ihren chemischen Eigenschaften sehrähneln. b) Welche bevorzugte Oxidationszahl erwarten Sie?

23.17 Stellen Sie die Reaktionsgleichung für folgende Reaktionen auf: a) Natrium + Wasser, b) Alumi-nium + Sauerstoff, c) Magnesium + Salzsäure.

24 Nasschemische Analytik, Atomspektroskopie

24.1 Was versteht man unter Komplexometrie? Nennen Sie ein typisches Reagenz (mit Strukturfor-mel)!

24.2 Welche Größe wird bei der Atomabsorptionsspektroskopie gemessen?

24.3 Wie (in welchem Aggregatzustand) müssen die Proben bei der Atomabsorptionsspektroskopievorliegen?

24.4 Was ist Elektrogravimetrie?

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Page 38: Übungen zur Vorlesung

24.5 In welchem Spektralbereich wird bei der Atomemissionsspektroskopie gemessen?

24.6 Was versteht man unter „Analysenmethode“, „Analysenverfahren“ und „Analysenprinzip“?

24.7 Welche Bedeutung hat die Korngröße einer Substanz für die Probenahme?

24.8 Welche Metall-Kationen lassen sich nicht mit H2S fällen?

24.9 Was sind „Chelate“?

24.10 Was ist Konduktometrie?

24.11 Was ist Potentiometrie?

24.12 Was versteht man unter qualitativer und quantitativer Analytik? Nennen Sie mehrere jeweilstypische Methoden!

24.13 Was ist Gehalts-, Verteilungs- und Prozessanalyse?

24.14 Wozu dient der „Trennungsgang“?

24.15 Was versteht man unter Matrix im Zusammenhang mit Analytik?

24.16 a) Beschreiben Sie das Prinzip der Atomabsorptionsspektroskopie. b) Welche Elemente lassensich mit der AAS bestimmen? c) Wo liegt etwa die Nachweisgrenze, d. h., bis zu welchen mini-malen Konzentrationen kann gemessen werden?

24.17 Stellen Sie die stöchiometrisch korrekte Reaktionsgleichung für den „Auflösungs“-Vorgang vonmetallischem Cu in verdünnter Salpetersäure (HNO3) auf, bei dem Cu 2+ und NO entstehen.

24.18 Man löse eine Probe einer Legierung, die Cd, As, Al und Mg enthält, in HNO3 auf. Dann leitetman H2S(g) ein und filtriert den Niederschlag ab. a) Welche Verbindungen enthält der Nieder-schlag? b) Welche Verbindungen sind im Filtrat?

24.19 Welche Wellenlängen (in nm) erwarten Sie, wenn die Legierung aus Aufgabe 24.18 einer Rönt-genfluoreszenzanalyse unterzogen wird?

24.20 Bei der Cerimetrie wird eingestellte Cer(IV)-sulfat-Lösung als Oxidationsmittel verwendet, wo-bei sich während der Titration Ce 3+ bildet. Stellen Sie die Reaktionsgleichung für die cerimetri-sche Bestimmung von Sn in Sn 2+-Lösung auf!

24.21 Aus 50 mL einer Ba 2+-Lösung wird durch Zugabe von H2SO4 BaSO4(s) ausgefällt. Nach demTrocknen und Glühen der Fällung erhält man 123 mg BaSO4. Wie ist die Konzentration der Ba 2+-Lösung (in mol/L)?

24.22 1,000 g Messing wird in HNO3 aufgelöst und im Messkolben zu 1 L aufgefüllt. Die elektrogravi-metrische Analyse einer 25 mL-Probe liefert 21 mg Cu. Wieviel % Cu enthält das Messing?

24.23 a) Erklären Sie kurz das Prinzip der Photometrie. b) Wo liegt etwa die Nachweisgrenze, d. h., biszu welchen minimalen Konzentrationen kann gemessen werden?

24.24 Definieren Sie die Begriffe a) Titration, b) gravimetrische Analyse, c) Atomspektroskopie.

24.25 Beschreiben Sie folgende Analysenverfahren: a) Elektrogravimetrie, b) Atomemissionsspektro-skopie, c) Photometrie.

24.26 Nennen Sie jeweils zwei Methoden der a) nasschemischen und b) instrumentellen Analytik undbeschreiben Sie diese kurz.

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Page 39: Übungen zur Vorlesung

25 Allgemeine Labortechnik, Trennverfahren

25.1 Mit welchen Trockenmitteln lassen sich Gase trocknen?

25.2 Mit welchen Trockenmitteln lassen sich Flüssigkeiten trocknen?

25.3 Welche Möglichkeiten gibt es, eine bestimmte Flüssigkeitsmenge möglichst genau abzumessen?

25.4 Woran erkennt man, dass eine Feststoffprobe trocken ist?

25.5 Mit welchen Pumpentypen wird im Labor Vakuum erzeugt?

25.6 Zeichnen Sie einen Erlenmeyerkolben, Rundkolben, Messzylinder, Messkolben, Vollpipette undeine Messpipette.

25.7 Mit Hilfe welcher Geräte werden im Labor folgende Größen gemessen: Druck, Masse, Volumen,Temperatur?

25.8 Nennen Sie jeweils mehrere typische Methoden zur Trennung von a) heterogenen und b) homo-genen Stoffgemischen.

25.9 Erklären Sie die Begriffe a) dekantieren, b) extrahieren, c) zentrifugieren. d) Entscheiden Siejeweils, ob sich diese Methode für die Trennung von heterogenen und/oder homogenen Stoff-gemischen eignet.

25.10 Was ist der Unterschied zwischen Rektifikation und Destillation?

25.11 Welche Funktion hat die Kolonne bei der Rektifikation?

25.12 Betrachten Sie die folgenden fünf Gemische: Eisenspäne/Kohlestaub, Sand/Wasser, Kochsalz/Wasser(Lösung), Alkohol/Wasser, Luft. a) Welches sind homogene, welches heterogene Gemische?b) Schlagen Sie für jedes der Gemische ein geeignetes Trennverfahren vor!

25.13 Welche verschiedenen chromatographischen Methoden gibt es und wie ist das jeweilige Funk-tionsprinzip?

25.14 Was versteht man unter stationärer und mobiler Phase bei der Chromatographie?

25.15 Welche Materialien werden als stationäre Phasen bei der Chromatographie verwendet?

25.16 Welche Detektionsmethoden sind bei den verschiedenen Chromatographiearten gebräuchlich?

25.17 Mit welchem Trennverfahren würden Sie folgende Stoffgemische trennen: a) Wasser/Aceton(homogen mischbar), b) Wasser/Benzin, c) Zucker/Graphit und d) Zucker/Vitamin C (Lösung)?

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