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Beispielaufgaben, Lösungen als Tafelarbeit

Zu Kapitel 2.3

1. Isotope: Von Bor kommen 2 natürliche Isotope vor, 10B, das die Masse 10,0129 u besitzt und 11B mit der Masse 11,00931 u. Die relative Atommasse von Bor beträgt 10,811 u. Wie groß ist der Massenanteil der beiden Isotope?

2. Isotope: Wie groß ist die relative Atommasse eines Elementes, das zu
57,25 % aus Atomen der Masse 120,9 u und zu 42,75 % aus Atomen der Masse 122,9 u besteht? Um welches Element handelt es sich?

3. Elektronenhülle
Geben Sie die Werte aller vier Quantenzahlen für jedes Elektron des Stickstoff-Atoms an (Z=7).

4. Elektronenhülle
Jedes Elektron in einem Atom kann durch einen Satz von 4 Quantenzahlen charakterisiert werden. Geben Sie an wie viele Sätze an Quantenzahlen möglich sind, so dass jeder Satz alle angegebenen Werte enthält:
n=5, l=4 
n=4, l=1 
n=2, l=0, m=+2  
n=3, l=2, m=+1   

5. Elektronenhülle: Betrachten Sie die Elektronenkonfiguration für Xe im Grundzustand.
a) Wie viele Elektronen haben m=-1 als eine ihrer Quantenzahlen?
b) Wie viele Elektronen haben l= 2 als eine ihrer Quantenzahlen?

6. Elektronenhülle Bestimmen Sie die Atome, die im Grundzustand die folgende Elektronenkonfiguration in ihren äußeren Schalen besitzen:
3s2 3p6 3d8 4s2
3d10 4s2 4p4     
3d10 4s2 4p6 4d2 5s2  
4d10 5s2 5p3  
5s2 5p6 6s1    

7. Geben Sie die vollständige Elektronenkonfiguration der folgenden Elemente im Grundzustand und Ionen an.
37Rb 
50Sn  
20Ca2+  
24Cr2+ 
27Co3+ 
47Ag+

 

Zu Kapitel 3.3

1. Periodensystem, Atomradien
Betrachten Sie die Elemente der 4. Periode des PSE von K bis Kr.  
a) Welches besitzt den größten Atomradius?         
b) Welches besitzt das höchste 1. Ionisierungspotential?
c) Welches ist das elektronegativste Element?               
d) Welches ist das reaktivste Metall?                            
e) Welches ist das reaktivste Nichtmetall?                     
f) Welches Element ist chemisch am wenigsten reaktiv? 

2. Ionen, isoelektronische- Geben Sie für jedes der folgenden Atome oder Ionen das Symbol mit Ladung von 3 Ionen an, die mit den genannten Atomen oder Ionen isoelektronisch sind.
Ne
Cd2Å  
Br-  

3. Ionisierungspotentiale Welches Element besitzt das höhere Ionisierungspotential?
Cl oder Ar
S oder Cl 
Na oder K 

Rechnen mit Summenformeln

Genauigkeit: Rechnung mit allen verfügbaren Stellen; Ergebnisse mit
Stellenzahl des ungenauesten Ausgangswertes.

a) Berechnung von Masse-% oder Masseanteil w mit Zahlen aus dem PSE

         M(S Atome)
w = ----------------
          M(Molekül)

1. Kaliumchlorid KCl

2. Natriumcarbonat Na2CO3

3. Bariumacetat Ba(CH3COO)2

4.Kaliumhexacyanoferrat(III) K3[Fe(CN)6

5. Nickel(II)-sulfat-heptahydrat NiSO4*7H2O

zu Kapitel 3.3
b) Berechnung einer Summenformel aus Massenanteilen (%)
        m
n = ---
       M

1. Eine Verbindung enthält 36,76 % Fe, 21,11 % S und 42,13 % O.
Die Summenformel soll berechnet werden.

2. Eine Verbindung enthält 33,18 % Na, 36,04 % As und 30,78 % O.
Die Summenformel soll berechnet werden.

3. Eine Verbindung enthält 38,76 % Ca, 19,97 % P und 41,26 % O.
Die Summenformel soll berechnet werden.

Kapitel 3.4

1. Valenz- bzw. Lewis-Strukturen
Zeichnen Sie die Lewis-Strukturen der folgenden Moleküle (inklusive Formalladungen):
H2NOH      FNNF    NF3     HCCH     H2CCH2

2. Valenz- bzw. Lewis-Strukturen
Zeichnen Sie die Lewis-Strukturen der folgenden Ionen (inklusive der Formalladungen):
SO42- SO32- PO43- ClO2-

3. Elektronegativitäten
Benutzen Sie die Elektronegativitäten, um den Polarisierungsgrad der Bindung in den folgenden Verbindungen zu berechnen:
Ordnen Sie die Moleküle nach abnehmender Größe ihres Dipolmoments:
I - Cl 
Br - Cl 
Br - F 
Cl - F 

4. Oxidationszahlen
Geben Sie die Oxidationszahlen an von
Cl in Cl2O4  
Sn in K2SnO3  
N in H2N2O2  
B in CaB2O4

5. Oxidationszahlen
Geben Sie die Oxidationszahlen der Atome der folgenden Ionen an:
Cr2O42-  
Cr2O72-  
AsO43-  
MnO4-  

zu Kapitel  3.5 - 3.6

1. Nomenklatur
Nennen Sie die Sulfide, Permanganate und Sulfate von Kalium und Eisen(III).

2. Geben Sie die Namen der folgenden Sauerstoffsäuren des Broms an;
geben Sie die Namen der jeweiligen Kaliumsalze an:

HOBr 
HBrO2  
HBrO3  
HBrO4 

3. Mesomere Grenzstrukturen
Im O2NF ist das N-Atom das Zentralatom. Geben Sie die Resonanzformen der Verbindungen an. Was kann man über die Gestalt des Moleküls aussagen?

4. Hybridorbitale (Tabelle der möglichen Hybridisierungen siehe Tafelbild!
Geben Sie für jedes der folgenden Moleküle den vom Zentralatom benutzten Typ des Hybridorbitals sowie die geometrische Konfiguration des Moleküls an; welches Molekül besitzt ein Dipolmoment?
SCl2 ;  PCl3 ;  BCl3 ; SnH4;  SbCl5 ;  SeF6  

 

Kapitel  3.10.1  Stöchiometrie

Alle Antworten werden mit der Reaktionsgleichung eingeleitet!

Stellenzahl der Ergebnisse beachten! Keine Überbestimmung!

1. Wie viel kg CaCO3 müssen eingesetzt werden, um 5000,0 kg CaO herzustellen? Welche Menge CO2 entsteht dabei?

2. SO2 wird als Umweltgift bei der Verbrennung fossiler Kohlenwasserstoffe frei. Zur Entfernung aus den Abgasen stehen mehrere Wege zur Verfügung. Einer führt über die Oxidation des SO2 zu SO3 zum CaSO4 (Gips):
                    400oC/Kat.
2 SO2 + O2 ¾¾¾¾® 2 SO3
2 HCl + CaO ¾® CaCl2 + H2O
SO3 + CaCl2 + H2O ¾® CaSO4 + 2 HCl

Frage: Wie viel kg CaO müssen eingesetzt werden, um 1000 kg SO2 in
Gips zu überführen, wenn die Ausbeute an CaSO4 90% beträgt?

3. Nach dem Haber-Bosch (Carl Bosch-Portrait) -Verfahren, modifiziert von Cascale, werden jährlich ca. 100 Mio. t NH3 produziert. Die Reaktion läuft bei 75000 kPa/500oC mit Aluminiumhydroxid-Metall-Katalysatoren.
Frage: Wie viel kg Wasserstoff müssen eingesetzt werden, um bei idealem Reaktionsverlauf 1000 kg Ammoniak zu erhalten?

4. Soda, Na2CO3, Grundstoff vieler Haushalts- und Industriechemikalien, wird nach dem Solvay-Prozess aus Calciumcarbonat (Kreide), Kochsalz und Ammoniak hergestellt:
CaCO3 ¾® CO2 + CaO
H2O + CO2 + NH3 + NaCl ¾® NaHCO3 + NH4Cl
2 NaHCO3 ¾® Na2CO3 + CO2 + H2O
Nebenreaktionen:
CaO + H2O ¾® Ca(OH)2
Ca(OH)2 + 2 NH4Cl ¾® 2 NH3 + 2 H2O + CaCl2

Frage: Welche Menge Calciumcarbonat und Natriumchlorid werden bei idealen Reaktionsbedingungen benötigt, um 10.000 kg Na2CO3 zu erzeugen?

5. Bariumsulfat ist in Wasser schwer löslich und zum Nachweis von Sulfationen geeignet. Ein Gemisch aus 2,500 g K2SO4 und MgSO4 wird in Wasser gravimetrisch bestimmt. Wie viel Kaliumsulfat enthält das Gemisch, wenn 4,105 g BaSO4 gefunden werden?

Kapitel 3.11  konstante Wärmesummen

1840 formulierte G. Heß: Die Enthalpieänderung einer chemischen Reaktion ist gleich der Summe der Enthalpieänderungen von Teilreaktionen.

1. C (s) + O2 (g) ¾® CO2 (g)          D Hof = - 394 kJ/mol

oder in Teilreaktionen:

C (s) + 1/2 O2 (g) ¾® CO (g)          D Hof = - 111 kJ/mol
CO (g) + 1/2 O2 (g) ¾® CO2 (g)     D Ho = - 283 kJ/mol
---------------------------------------------------------------------------
C (s) + O2 (g) ¾® CO2 (g)              D Hof = - 394 kJ/mol

Mit Hilfe der Standard-Bildungsenthalpien von Verbindungen aus den Elementen und dem Heßschen Satz lassen sich die Reaktionsenthalpien einfacher Umsetzungen mit algebraischen Schritten berechnen.

Allgemein: D Ho(Reaktion) = S D Hof(Produkte) - S D Hof(Edukte)

2. Berechnen Sie die molare Verbrennungsenthalpie von Acetylen, C2H2(g) zu CO2(g) und H2O(l) aus den Standard-Bildungsenthalpien:
C2H2(g) = + 226,7 kJ/mol
CO2(g)  =  - 393,5 kJ/mol
H2O(l)   =  - 285,9 kJ/mol

3. Berechnen Sie die Reaktionsenthalpie der Reaktion

Fe2O3 (s)+3 CO (g) ¾® 3 CO2(g) +2 Fe(s)   mit

Fe2O3(s) ¾® 2 Fe(s) + 3/2 O2 D Hof = + 821,7 kJ/mol
3 CO (g) ¾® 3 C (s) + 3/2 O2 D Hof =3*(+110,5)kJ/mol
3 C (s) + 3 O2 (g) ¾® 3 CO2 (g) D Hof =3*(-393,5)kJ/mol

Kapitel 4.1.1 Gasgesetz

1. Molvolumen
Berechnen Sie das Volumen, das 1 Mol eines Gases unter Normalbedingungen einnimmt.
p = 101,3 kPa; T = 273,15 K; R = 8,3143 kPa*K-1*mol-1*L

2. Gesetz idealer Gase
Welches Volumen nehmen 5,0 g Wasser bei 150 oC, 101,3 kPa ein unter der Annahme, Wasserdampf sei ein ideales Gas?

3. Wie viele Moleküle enthalten 2,0 L H2 (g) bei 100 oC und 101,3 kPa?

4. Wie viel L HCN (g) können aus 300,0 L CH4 (g), 300 L NH3 (g) und 300L O2 (g) nach der Gleichung

2 CH4(g) + 3 O2(g) + 2 NH3(g) ¾® 2 HCN(g) + 6 H2O(g) synthetisiert werden?     Magic: wo bleibt das Volumen?

5. NH3 reagiert bei 850 oC über einem Platinkatalysator mit O2(g) zu NO(g) und H2O(g).
a) Reaktionsgleichung? b) Welches Volumen an NO(g) erhält man aus
20,0 L NH3(g) und 20 L O2(g) (gleiche Bedingungen)?

6. 2,5 g einer Flüssigkeit werden bei 150 oC verdampft. Der Dampf nimmt bei 85,0 kPa ein Volumen von 876 mL ein. Wie groß ist die relative Molekülmasse der Flüssigkeit?

 

Kapitel 4.1.2 Gasgesetze

1. Luftfeuchtigkeit
a) Aus einem Luftvolumen von 1,00 m3 werden 15,7 g Wasser unter 25 oC/101,3 kPa an Trockentürmen adsorbiert. Berechnen Sie den Partialdruck des Wassers.
b) Wie hoch ist die Luftfeuchtigkeit, wenn der Dampfdruck des Wassers bei 25 oC 3,173 kPa beträgt?

2. Verbrennung von Halogenkohlenwasserstoffen
2 t verunreinigtes 1,2-Dichlorethan, C2H4Cl2, aus einer Entfettungsanlage soll in einer Sondermüllverbrennungsanlage verbrannt werden. Es entsteht Wasser, Kohlenstoffdioxid und Hydrogenchlorid.
a) Wie viel Rauchgas verlassen bei einem Druck von 121,6 kPa und einer Temperatur von 450 oC den Ofen, wenn bei der Verbrennung ein Luftüberschuss von 100 % eingesetzt wird (Luft: 20 Mol-% O2 80 Mol-% N2)?

3. Reale Gase
Berechnen Sie auf 4 Stellen genau den Druck, der von 2,000 mol CH4 in einem Volumen von 10,00 L (1,000 L) bei 0 oC ausgeübt wird nach a) dem idealen Gasgesetz b) der van der Waals Gleichung

zu Kapitel  4.4

Siede- und Gefrierpunkt von Lösungen

1. Aus 0,100 g einer reinen Substanz und 10,0 g CCl4 wird eine Lösung hergestellt, die einen um 0,411 oC höheren Siedepunkt aufweist als reines CCl4. Wie groß ist die molare Masse der unbekannten Substanz? Kb für CCl4 beträgt 5,02 oC*kg/mol.

2. Das in Autokühlern eingesetzte Antigefriermittel ist Ethandiol (Glycol), C2H4(OH)2. Berechnen Sie die Menge Glycol, die 5000 g Wasser zugefügt werden müssen, damit eine Lösung entsteht, die bei - 15 oC gefriert?

 

zu Kapitel 4.4.2 Lösungen

1. Benutzen Sie die Löslichkeitsregeln der Tabelle zur Aufstellung von Ionengleichungen mit Aggregatzuständen für die Reaktionen, die beim Mischen wässriger Lösungen der folgenden Substanzen eintreten.
a) Kaliumchlorat und Aluminiumchlorid
b) Zinksulfat und Blei-II-nitrat
c) Bariumchlorid und Nickel(II)-sulfat
d) Mangan(II)-chlorid und Kobalt(II)-sulfat
e) Kupfer(II)-bromid und Quecksilber(I)-acetat

2. Für wässrige Lösungen von CO2 (g) bei 10 oC beträgt der Wert für K im Henry-Gesetz (p=K*x) 105,3*103 kPa. p ist der Partialdruck des Gases über einer gesättigten Lösung, x der Stoffmengenanteil des Gases in der Lösung. Wie viel Mol CO2 (g) lösen sich in 1 L Wasser, wenn der Druck über der Lösung
a) 100 kPa        b) 0,03 kPa beträgt?

3. Konz. H2SO4 hat w = 0,96 und eine Dichte von 1,84 g/mL. Wie viel Gramm (bzw. mL) konz. Schwefelsäure sind zur Herstellung von 150 mL einer 0,30 mol/L H2SO4 notwendig?

4. Wie viel Gramm Calciumchlorid sind zur Herstellung von 750 mL einer 0,15 mol/L CaCl2-Lösung notwendig, wenn das Ausgangsmaterial 96 %-ig ist?

5. Eine 12 %-ige Lösung AgNO3 hat eine Dichte von 1,11 g/mL. Berechnen Sie
a) ihre Molarität c; b) ihre Molalität b.

 

zu Kapitel 4.4.3 Löslichkeitsprodukt

1. Bei 25 oC lösen sich 0,000188 g AgCl in 100 mL Wasser. Wie groß ist KL von AgCl?

2. Bei 25 oC lösen sich 7,8*10-6 mol Silberchromat in 100 mL Wasser. Wie groß ist KL von Ag2CrO4?

3. (Maßanalyse, Gravimetrie)
KL von SrF2 beträgt bei 25 oC 7,9*10-10. Wie hoch ist in der gesättigten Lösung die Konzentration von Sr2Å und F- ? Wie viel g SrF2 lösen sich bei 25 oC in 1 L Wasser?

 

zu Kapitel   5.1

1. Chemische Kinetik
Die Geschwindigkeitsgleichung für folgende Reaktion
2 NO (g) + 2 H2 N2(g) + 2 H2O (g)
ist für NO (g) zweiter Ordnung und für H2(g) erster Ordnung.
a) Geben Sie eine Gleichung an, die die Geschwindigkeit der N2(g)-Zunahme ausdrückt.
b) Welche Einheit besitzt die Geschwindigkeitskonstante k, wenn die Konzentrationen in mol/L ausgedrückt werden? (v=mol/(L*s))?

2. Bei der Reaktion von A und B zu C werden aus drei Versuchen die folgende Daten erhalten:

A                                            B                                               v(C)
c(A)= 0,30 mol/L               c(B)= 0,15 mol/L                       7,0*10-3mol L-1min-1
       = 0,60                               = 0,30                                  2,8*10-2
       = 0,30                               = 0,30                                  1,4*10-2

a) Stellen Sie die Geschwindigkeitsgleichung der Reaktion auf.
b) Wie groß ist der numerische Wert der Geschwindigkeitskonstante?

3. Für die Reaktion 2 NOCl 2 NO + Cl2 ist die Reaktionskonstante A=9,0*1012 s-1 und E= 100.500 Jmol-1. Wie groß ist die spezifische Geschwindigkeitskonstante k der Reaktion bei 350 K? R=8,3143 J K-1mol-1

4. Für die Reaktion HI(g) + CH3I(g) CH4(g) + I2(g) ergibt sich bei 430 K eine Geschwindigkeitskonstante k von 1,7*10-2s-1 und bei 450 K von 9,5*10-2 s-1. Berechnen Sie die Aktivierungsenergie der Reaktion.

5. Für die Reaktion C2H5Br (g) C2H4 (g) + HBr (g)  beträgt bei 650 K die Geschwindigkeitskonstante k=2,0*10-5 s-1 und die Aktivierungsenergie 225,5 kJ/mol. Bei welcher Temperatur beträgt die Geschwindigkeitskonstante 6,0*10-5 s-1?

 

zu Kapitel  5.2

1. Massenwirkungsgesetz
Für das Gleichgewicht C (s) + CO2 (g) 2 CO (g)  beträgt Kp bei 1000oC 16970 kPa. Wie groß ist der Partialdruck von CO (g) im Gleichgewicht, wenn der des CO2 (g) 10 kPa beträgt?

2. Massenwirkungsgesetz
Wassergasgleichgewicht: 100,0 mol CO(g) und 100,0 mol H2O(g) werden in einen 1000 L Behälter eingebracht und auf  800 K erhitzt.  Im Gleichgewicht sind 66,5 mol CO2(g) und 66,5 mol H2(g) vorhanden.
CO (g) + H2O (g) CO2 (g) + H2 (g)
a) Berechnen Sie die Gleichgewichtskonzentrationen aller 4 Gase.
b) Wie groß ist Kc bei 800 K?

 

zu Kapitel 6  Redox

Beispiele für Redoxreaktionen

1. Reaktion von Natrium mit Wasser

2. Reaktionen von Kaliumpermanganat in alkalischer Lösung mit Ammoniumsulfid (alkal. Lösung ist eine Lösung mit einem Überschuss an Base bzw. Alkaliionen wie NaOH oder KOH, somit von OH-).

3. Reaktion von Kaliummanganat(VI) in alkalischer Lösung mit einem Überschuss an Ammoniumsulfid

4. Oxidation von Chrom(III)sulfat zu Chrom(VI) mit Wasserstoffperoxid
Vorreaktion: Cr2(SO4)3 + 6 NaOH = 2 Cr(OH)3(s, grün) + 3 Na2SO4
Cr(OH)3 + 3 NaOH = Na3[Cr(OH)6](aq, grün, KZ 6)

5. Disproportionierung von trockenem Kaliumchlorat in KCl und K-Perchlorat KClO4:

zu Kapitel 7 Säuren und Basen 1

1. Dissoziation des Wassers
Wie groß ist die Dissoziation in c(H
Å ) und c(OH- ) in einer 0,05 mol/L Lösung von HCl?

2. pH-Wert
Wie groß ist der pH einer 0,04 mol/L HCl?

3. pH-Wert
Wie groß ist der pH einer Lösung mit c(OH
- ) = 0,03 mol/L?

4. pH-Wert
Wie groß ist c(HÅ ) einer Lösung von pH 9,60?

5. pH-Wert
Welchen c(HÅ )- Konzentrationen entsprechen folgende Werte?
pH = 3,33; pOH = 3,33 usw.

 

zu Kapitel 7  Säuren und Basen 2

1. Brönstedt Säuren und Basen
Nennen Sie die konjugierten Basen von   
H3AsO3 Arsenigesäure     
H2AsO4
- Dihydrogenarsenat   
HNO2 Salpetrigesäure         
HS
- mono-Hydrogensulfid     
Cr(H2O)63Å Hexaaquo-chrom-III-ion  

2. Brönstedt Säuren und Basen
Welches ist die konjugierte Säure von    
NH3 Ammoniak  
HC2O4
- mono Hydrogenoxalat    
OCl
- Hypochlorit-ion   
NH2
- Amid-Ion    
PO43- Phosphat-Ion 

3. Brönstedt Säuren und Basen
Bezeichnen Sie bei den folgenden Reaktionsgleichungen alle Brönstedt Säuren und Basen
in Wasser: H2PO4
- + CO32- HPO42- + HCO3-

in Wasser: HC2O4- + HS- C2O42- + H2S

in flüssigem HF: HF + HF H2FÅ + F-

4. Brönstedt Säuren und Basen
Schreiben Sie chemische Gleichungen, um das Verhalten folgender Verbindungen als Brönstedt-Säuren zu charakterisieren:
HOCl 
HCO3
-  

5. Brönstedt Säuren und Basen
Schreiben Sie chemische Gleichungen, um das Verhalten folgender Verbindungen als Brönstedt-Basen zu charakterisieren:
H2NOH 
HSO3
-

 

zu Kapitel 7   Säuren und Basen 3

1. Stärke von Säuren und Basen
Das Gleichgewicht der folgenden Reaktionen ist nach rechts verschoben. Ordnen Sie die Brönstedt Säuren in diesen Gleichungen nach abnehmender Säurestärke.
H3O
Å + H2PO4- H3PO4 + H2O
HCN + OH
- H2O + CN-
H3PO4 + CN
- HCN + H2PO4-

2. Frage zu Säuren - Basen
Können an Säure-Base-Reaktionen Redox-Reaktionen beteiligt sein?

3. Reaktion von Säuren und Basen mit Wasser: Hydrolyse
Geben Sie die Gleichungen für die Hydrolyse folgender Ionen an:
CH3COO
-  
NH4Å  

4. Stärke von Säuren und Basen
a) Welche Verbindung ist die stärkere Säure?
H2SO4 oder H2SO3 ? Antwort:
H3PO4 oder H3AsO4 ?
H3BO3 oder H2CO3
HBr oder HI ?  
HCl oder HF ? 

b) Welche Verbindung ist die stärkere Base?
PH3 oder NH3 ?
LiOH oder NaOH ?
Ca(OH)2 oder KOH ?
Br
- oder F- ?  
NO2
- oder NO3-

 

zu Kapitel 7 Säuren und Basen 4

1. Dissoziation von Essigsäure
Bei 25°C ist eine 0,100 mol/L-Lösung Essigsäure in Wasser (CH3COOH in H2O) zu 1,34 % dissoziiert. Berechnen Sie die Dissoziationskonstante von Essigsäure.

2. Wie groß ist die Konzentration aller beteiligten Partner in einer 1,0 mol/L Essigsäurelösung bei 25°C? Wie groß ist ihr Dissoziationsgrad? (KS = 1,81*10-5 mol/L); pH-Wert?

zu Kapitel 7   Säuren und Basen 5

1. Bestimmung der Dissoziationskonstante einer schwachen Base
Der pH-Wert einer 0,10 mol/L-Lösung einer schwachen Base B beträgt 10,60. Wie groß ist die Dissoziationskonstante von B?

2. pH-Wert von Salzgemischen
Wie groß ist die Hydroxid-Ionenkonzentration einer Lösung, die durch Auflösen von 0,020 mol Ammoniumchlorid in 100 mL 0,15 mol/L Ammoniaklösung hergestellt wird?
NH3 + H2O NH4Å + OH
-
Dabei kann angenommen werden, dass die Zugabe des Salzes keine Volumenänderung der Lösung hervorruft. KNH3 = 1,80*10-5

 

zu Kapitel 7   Säuren und Basen 6

1. Pufferlösungen
Welche Konzentrationen sollten zur Herstellung eines Ammoniak-/ Ammoniumionen-Puffers vom pH 10,20 verwendet werden?

2. Pufferlösungen
Wie groß ist der pH eines Puffers, der durch Zugabe von 50 mL 0,20 mol/L Natriumhydroxid zu 100 mL 0,50 mol/L Essigsäure hergestellt wird? Das Endvolumen der Lösung sei 150 mL.

 

zu Kapitel 7   Lewis-Säuren

1. Säure-Base-Theorie nach Lewis
Interpretieren Sie folgende Reaktionen auf der Grundlage der Lewis Säure-Base-Theorie:
BeF2 + 2 F
- ¾¾® BeF4 2-  
H2O + BF3 ¾¾® H2O*BF3  
S + S2- ¾¾® S22-     

2. Lewis-Säure
Schwefeldioxid trägt erheblich zur Verschmutzung der Atmosphäre bei. Die durch die Reaktion von SO2 mit der atmosphärischen Feuchtigkeit entstehende schweflige Säure wirkt ihrerseits auf Augen, Haut und Atmungsorgane von Menschen und verursacht Korrosion von Metallen und die Minderung von anderen Materialien. Die Reaktion von SO2 mit Wasser kann etwa so geschrieben werden:
H2O + SO2 ¾¾® H2O-SO2 ¾¾® ( (OH)2SO ) = H2SO3
a) Zeichnen Sie die Elektronenstrukturen (einschließlich der Formalladungen) für die angegebenen Verbindungen.
b) Interpretieren Sie die beiden Reaktionsstufen mit Hilfe der Lewis Säure-Base-Theorie.
c) Warum tritt die Protonenwanderung des zweiten Schrittes ein?

 

Begriffe:
nukleophil = kernfreundlich = Lewis-Base
elektrophil = elektronenfreundlich = Lewis-Säure

 

zu Kapitel  8  Elektrochemie

Elektrolysenbeispiele
Das Wasserstoffpotential einer sauren wässrigen Lösung (H3OÅ ) = 1,00 mol/L beträgt 0,00 Volt, das des neutralen Wassers (H3OÅ ) = (OH
- ) beträgt -0,42 Volt. Das Potential von OH- /O2 liegt bei +0,82 Volt. Die Redox- oder Zersetzungsspannung des Wassers ist somit rechnerisch +0,82 - (-0,42) = 1,24 Volt. Wegen der Überspannung an den Elektroden ist jedoch eine Spannung von über 1,8 Volt zur Zersetzung des Wassers einer verdünnten Schwefelsäure notwendig. Analoges gilt für die folgenden Aufgaben.

8.1 Eine Co2Å - Lösung wird bei einer Stromstärke von 4000 A elektrolysiert. Wie viel Gramm Kobalt werden innerhalb 1,00 Stunden abgeschieden?

8.2  Aluminium wird nach dem Hall-Verfahren durch die Elektrolyse von geschmolzenem Al2O3 hergestellt. Die Elektrodenreaktionen lauten:
Anode: C + 2 O2- ¾¾® CO2 + 4 e-
Kathode: Al3Å + 3 e- ¾¾® Al
Während dieses Vorganges wird der Kohlenstoff, aus dem die Anode besteht, durch die Anodenreaktion verbraucht. Wie groß ist der Massenverlust an Kohlenstoff bei der Herstellung von 1.000 kg Aluminium?

8.3 a) Wie lange würde es dauern, um 24 Al-Bierdosen à 24 g mit einer Stromstärke von 60000 A herzustellen bei einem Wirkungsgrad von 90 %?
b) Welche Energie ist dafür erforderlich bei E = 5,0 Volt (theoretisch 2,2 V)?

 

4. Zur Energiespeicherung im Teillastbereich eines Kraftwerks soll Wasser elektrolysiert und der Wasserstoff nach Zwischenlagerung unter Energierückgewinnung verbrannt werden. Stromstärke 100000 A; Elektrolysedauer 8 Stunden pro Tag.
a) Wie groß ist die theoretisch gespeicherte elektrolytische Energie bei einer Elektrolysespannung von 1,8 Volt (bei den theoretischen 1,25 Volt)?
b) Wie groß muss der Behälter sein, in dem der täglich gewonnene Wasserstoff unter Normalbedingungen ( bei 2000 kPa) gelagert wird?
c) Welche Energiemenge kann zurückgewonnen werden, wenn die Reaktionsenthalpie
H2 (g) + ½ O2 (g) ¾¾® H2O (g) D H = -242,0 kJ/mol bzw.
H2 (g) + ½ O2 (g) ¾¾® H2O (l) D H = -286,0 kJ/mol ?

5. Wie hoch ist die Ni2Å - Konzentration der Zelle
Ni / Ni2Å (c(Ni2Å ) = x mol/L) // Cu2Å (c(Cu2Å ) = 0,50 mol/L / Cu, wenn die EMK der Zelle 0,605 V beträgt?

© Prof. Dr. M. Häberlein in FH Frankfurt, Fb 2, Stg Verfahrenstechnik