Übungsfragen zur Vorlesung "Allgemeine und Anorganische Chemie I "

WS 2007/08 (Prof. H.-J. Holdt; Vertretung: Prof. U. Schilde)

Aktualisierung nach der jeweiligen Vorlesung

Vorlesung 1 (15.10.2007)

1.  Womit beschäftigt sich die Chemie ?

2.  Wie kann man Stoffe einteilen ?

3.  Ordnen Sie folgende Stoffe entsprechend der Klassifizierung zu:
     H2O, S8, Kochsalzlösung, Luft, Amalgam, SO2, Milch, Blut, Natronlauge, Hämoglobin!

4. Handelt es sich bei den folgenden Vorgängen um chemische Reaktionen oder um physikalische
    Vorgänge ? Begründung angeben !
    a) Lösen von Zucker
    b) Zerlegung von Wasser
    c) Schmelzen von Glas
    d) Rosten von Eisen
    e) Photosynthese
    f) Sieden von Wasser
    g) Backen von Kuchen
    h) Destillation von Erdöl
    i)  Sauerwerden von Milch
    j)  Aushärten (Abbinden) von Mörtel

5.  Nennen Sie sechs physikalische Grundoperationen, mit denen sich heterogene in homogene Systeme
     und Lösungen in reine Stoffe trennen lassen und erläutern Sie diese kurz an einem Beispiel !


Vorlesungen 2 und 3 (18.10.2007, 22.10.2007) / Stöchiometrie               Wichtige Größen - (pdf-Datei zum Herunterladen)

6.  Unterscheiden Sie die Begriffe "Atommasse" und "relative Atommasse" !

7.  Was versteht man unter der Stoffmenge, der AVOGADRO-Zahl, der Molmasse, dem Molvolumen
     sowie unter Stoffmengenkonzentration und Äquivalentkonzentration ?

8.  Wie groß ist die Stoffmenge von 138 g Natrium ?

9.  Berechnen Sie die Stoffmengenkonzentration einer wäßrigen Lösung von 5,5 mol gasförmigem
     Chlorwasserstof in 5 l Wasser !

10. Es sind 250 g einer wäßrigen Kaliumbromidlösung mit einem Massenanteil von 12 % herzustellen.
      Wieviel ist einzuwägen ? [30 g KBr und 220 g H2O]

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

12. Welche Masse Zinksulfat (ZnSO4 x 7 H2O) wird zur Herstellung von 0,8 l einer 0,1 M Zinksulfat-
       lösung gebraucht ? [23 g] (Lit.: z. B. Röbisch S. 56)
       Lit.: G. Röbisch, Elementare Stöchiometrie - größenrichtig und SI-gerecht.

13. 180 g einer Lösung mit einem Massenanteil an B von 68 % werden mit 140 g Lösungsmittel verdünnt.
      Welchen Massenanteil an B hat die verdünnte Lösung ? [ω=38,25 %] (Lit.: z. B. Röbisch S. 63)

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

15. Aus 0,9 kg Schwefelsäure mit einem Massenanteil von 78 % soll durch Zusatz von konz. Schwefel-
      säure (Massenanteil: 98 %) eine 83 %-ige Schwefelsäure hergestellt werden. Welche Masse an konz.
      Schwefelsäure ist zuzusetzen ? [m(H2SO4 conc.)=300 g] (Lit.: z. B. Röbisch S. 65)

16. Berechnen Sie die Massenanteile der Elemente Na, S und O in der Verbindung Na2SO4 !
      [ωNa=32,38 %, ωS=22,57 %, ωO=45,05 %] (Lit.: z. B. Röbisch S. 67)

17. Welche Masse an Roheisen kann man maximal aus 2 t Erz erhalten, das einen Massenanteil an Fe3O4
        von 72 % hat ? [mFe=1,04 t] (Lit.: z. B. Röbisch S. 68)

18. Welche Masse an „Kristallsoda“, Na2CO3 • 10 H2O, muß zur Herstellung von 750 g  5%-iger
      Natriumcarbonatlösung eingewogen werden? [101,2 g]

19. Die Elementaranalyse ergab folgende Massenanteile: Kohlenstoff  75,88 %, Wasserstoff 6,42 %,
      Stickstoff 17,81 %. Wie lautet die Verhältnisformel ? [C5H5N] (Lit.: z. B. Röbisch S. 69)

20. Wieviel g Blei(IV)-oxid entstehen bei der Oxidation von 20 g Blei ? [23,08 g]

21. Welche Masse Sauerstoff wird verbraucht, wenn 2 g Phosphor unter Bildung von P2O5 verbrannt
      werden ? [m=2,58 g] (Lit.: z. B. Röbisch S. 72)

22. Schwefelwasserstoff und Schwefeldioxid sollen zu Schwefel und Wasser umgesetzt werden. Welche
      Masse an Schwefel erhält man, wenn 70 kg H2S und 142 kg SO2 in das Reaktionsgefäß eingebracht
      werden ? [m(S)=98,7 kg] (Lit.: z. B. Röbisch S. 73)

23. Ergänzen Sie folgende Tabelle !
       
 
Name der Substanz
Stoffmenge / mol
Molmasse / g • mol-1
Masse dieser Stoffmenge / g
2 SO2
...
2
...
...
0,5 Mg
...
0,5
...
...
...
Kohlendioxid
...
44,01
132,03
...
Salpetersäure
...
63,02
...
...
Natriumcarbonat
...
...
106,0


24. Aus 50 g Magnesiumsulfat-Heptahydrat ("Bittersalz") soll eine Lösung hergestellt werden, die -
      bezogen auf wasserfreies Magnesiumsulfat - einen Massenanteil von 20 % hat.
      Welche Masse an Wasser ist zuzusetzen ? [72,1 g]

25. Schwefelverbindungen sind unerwünschte Bestandteile mancher Öle. Der Schwefelgehalt kann
      bestimmt werden, indem der gesamte Schwefel in Sulfat-Ionen überführt wird und diese als BaSO4
      abgetrennt werden. Aus 6,3 g eines Öls wurden 1,063 g BaSO4 erhalten.
      Wieviel % Schwefel enthält das Öl ? [2,31 %]

26. Welches Volumen an Sauerstoff (unter Normalbedingungen) erhält man bei der thermischen
      Zersetzung von 30 g Kaliumchlorat ? Die Ausbeute soll 92,6 % betragen ? [7,6 l]

27. Wie lauten das Gesetz der konstanten Proportionen und das Gesetz der multiplen Proportionen ?

28. Nennen Sie die 4 Atomhypothesen von DALTON !

29. Was sind Katodenstrahlen und was Kanalstrahlen ? Wie entstehen und welche Eigenschaften besitzen sie ?

30. Wie wurde das Neutron entdeckt (CHADWICK 1932; Kernreaktionsgleichung angeben !) ?


Vorlesung 4 (25.10.2007)

31. Charakterisieren Sie die beim radioaktiven Zerfall auftretende Strahlung (3 Arten) !

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

33. Formulieren Sie die Kernreaktionsgleichung für den α-Zerfall von 226-Ra !

34. Wie ändern sich Massenzahl, Neutronenzahl und Protonenzahl beim α-Zerfall und beim ß(-)-Zerfall ?

35.  Erläutern Sie die Begriffe "Nuklide" und "Isotope" an je zwei Beispielen !

36. Erläutern Sie die Altersbestimmung C-haltiger Organismen !

37. Wodurch wird ein chemisches Element charakterisiert ? Was versteht man unter Reinelementen, und was unter Mischelementen ? Nennen Sie je je Beispiel !

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

39.  Was versteht man unter dem Massendefekt ?

40.  Formulieren Sie die Kernreaktionsgleichung für die erste künstliche Kernspaltung !


Vorlesungen 5 und 6 (29.10./01.11.2007)

41.  Beschreiben Sie den RUTHERFORDschen Streuversuch !

42.  Was sind die Grundgedanken des RUTHERFORDschen Atommodells ?

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

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

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

46.  Wie könnte man Diwasserstoff von nasc. Wasserstoff experimentell unterscheiden (Gleichung angeben !) ?

47.  Skizzieren Sie den Energieverlauf bei der Chlorknallgasexplosion ! Formulieren Sie die entsprechenden Reaktionsgleichungen !

48.  Begründen Sie, warum die Dissoziation von Chlor-Molekülen (ΔH=+243 kJ/mol) mit grünem Licht (λ=550 nm)
       nicht gelingt (mit Berechnung) ! h = 6,62608 • 10-34 J/s


Vorlesung 7 (05.11.2007)

49.  Nennen Sie die drei Gruppen binärer Wasserstoffverbindungen, die entsprechenden Strukturmerkmale und je zwei Beispiele !

50.  Formulieren Sie jeweils eine Reaktionsgleichung 
         a) Ammoniaksynthese (HABER-BOSCH-Verfahren)
         b) Hydrocracking
         c) Hydrotreating
         d) FISCHER-TROPSCH-Synthese
         e) Herstellung reiner Metalle mit Diwasserstoff !

51.  Nennen Sie Widersprüche, die eine Weiterentwicklung der Atommodelle nach DALTON und RUTHERFORD notwendig machten !
       Wie ist das Leuchten von Gasen in Geisler-Rören zu erklären ? 

52.  Wodurch unterscheiden sich Emissionsspektren von Absorptionsspektren ?

53.  Was versteht man unter einem Spektrum ?

54.  Welcher Grundwiderspruch zu den Gesetzen der klassischen Elektrodynamik bildete den Anlaß zur Formulierung der
        beiden BOHRschen Posulate ? Wie lauten sie ? Geben Sie auch je eine Gleichung an !

55.  Was ist der Grundgedanke der Quantentheorie (PLANCK 1900) ?

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

57.  Wie groß ist die mit der vierten BOHRschen Umlaufbahn verknüpfte Energie, wenn die mit der ersten Umlaufbahn verknüpfte Energie
       -13,60 eV beträgt ? [-0,85 V]

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


Vorlesung 8 (08.11.2007)

59.  Wie kann das 1. BOHRsche Postulat begründet werden ?

60.  Nennen Sie die Nachteile des BOHRschen Atommodells !

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

62.  Nennen Sie die drei Regeln/Prinzipien, die dem Aufbau von Mehrelektronensystemen und damit dem PSE zugrunde liegen !

63.  In welcher Reihenfolge werden die Energieniveaus (1s, 2s ...) besetzt ?

64.  Geben Sie die Elektronenkonfiguration von 6C, 13Al, 23V, 24Cr, 30Zn an !

65.  Geben Sie die Valenzelektronenkonfiguration von 9F, 20Ca und 26Fe an !

66.  Zeichnen Sie die Energieniveauschemata (mit Unterniveaus) für die in der Aufgabe 64 enthaltenen Elemente !
       Geben Sie für die zuletzt eingebauten Elektronen die Quantenzahlen an !


Vorlesung 9 (12.11.2007)

67.  Geben Sie die Elektronenkonfiguration von 42Mo, 47Ag, 57La, 79Au und 92U an !

68.  Geben Sie die Valenzelektronenkonfiguration von 33As und und 47Ag an !

69.  Zeichnen Sie die Energieniveauschemata (mit Unterniveaus) für die in der Aufgabe 67 enthaltenen Elemente !
       Geben Sie für die zuletzt eingebauten Elektronen die Quantenzahlen an !

70.  Charakterisieren Sie die 4 Elementblöcke des PSE hinsichtlich der für sie typischen Elektronenkonfiguration!           

71.  Definieren Sie folgende Begriffe! Welche Trends gibt es innerhalb der Hauptgruppe von oben nach unten und innerhalb
       der Periode von links nach rechts ? Geben Sie dafür jeweils eine Begründung !
          a) Atomradius
          b) Ionenradius
          c) Erste Ionisierungsenergie
          d) Elektronenaffinität
          e) Elektronegativität

          Periodensysteme im Internet:


Vorlesung 10 (15.11.2007)

72.  Nennen Sie die Hauptbestandteile der Luft mit den jeweiligen Anteilen !

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

74.  Nennen Sie 3 Gruppen von Sauerstoff-Verbindungen mit je zwei Beispielen !

75.  Nennen Sie die drei Sauerstoffisotope !

76.  Vergleichen Sie die Sauerstoffmenge in der Lithosphäre und in der Hydrosphäre !

77.  Vergleichen Sie die Anteile an Sauerstoff und Stickstoff in der Luft und im Wasser !

78.  Welcher Zusammenhang besteht zwischen der Löslichkeit eines Gases und dem Druck sowie der Temperatur ?

79.  Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die Oxidation von Schwefelblüte und Eisenpulver !

80.  Erläutern Sie das Prinzip des LINDE-Verfahrens !

81.  Was versteht man unter Katalyse und was unter einem Katalysator ? Worauf beruht die Wirkung eines Katalysators ?
       Skizzieren Sie die Energieänderung in Abhängigkeit vom Reaktionsverlauf für eine endotherme Reaktion ohne und mit
       Katalysator ! 

82.  Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die
        a) katalytische Zersetzung von Wasserstoffperoxid
        b) thermische Zersetzung von Kaliumchlorat
        c) Oxidation von Acetylen

83.  Wieviel g Sauerstoff werden zur Verbrennung von 1,5 g Wasserstoff benötigt ? Wieviel g Wasser entstehen dabei [12 g; 13,5 g]


Vorlesung 11 ( 19.11.2007)

84.  Als Atemgas für Taucher werden O2/He-Gemische verwendet. Eine Mischung von 40,0 g O2 und 40,0 g He hat den erforderlichen
       Gesamtdruck von 120 kPa. Wie groß sind die Partialdrücke und die Molenbrüche von O2 und He ?
       Molenbruch: χA = nA/(nA + nB)

85.  Nennnen Sie wesentliche Etappen der Entstehung des Sauerstoffs auf der Erde? Woher weiß man, daß die Erdhülle vor
       3,7 Milliarden Jahren keine bedeutenden Mengen an Sauerstoff enthielt ?

86.  Beschreiben Sie die Struktur des Ozonmoleküls ! Geben Sie auch die Resonanzstrukturen mit den entsprechenden LEWIS-
       Formeln an !

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

88.  Was versteht man unter Ozonolyse ? Wofür kann sie ausgenutzt werden ?

89.  Nennen Sie drei Verwendungsmöglichkeiten für Ozon !

90.  In der Ozonschicht existiert wird ständig Ozon gebildet und zerfällt wieder. Formulieren Sie dafür die entsprechenden
       Reaktionsgleichungen !

91.  Begründen Sie anhand von Reaktionsgleichungen die zerstörerische Wirkung von Chlorfluorkohlenwasserstoffen auf die Ozonschicht !

92.  Nennen Sie die drei Voraussetzungen für hohe Konzentrationen an Ozon in der bodennahen Luftschicht ? Warum ist in einigen ländlichen Gebieten die
       Ozonbelastung oft höher als in benachbarten Ballungszentren (siehe Skript S. 29) ?

     Für Interessenten:   

       Ozon in der Atmosphäre:

        Chemie und Umweltbelastung:


Vorlesung 12 ( 22.11.2007)

93.  Was versteht man unter der HEISENBERGschen Unschärferelation (Formulierung und Gleichung) ?

94.  Was besagt das Konzept der Materiewellen von DE BROGLIE (Formulierung und Gleichung) ?

95.  Warum ist der Versuch von DAVISSON und GERMER (1926) ein Beweis für den Wellencharakter der Elektronen ?

96.  Wie beschreibt Schrödinger das Elektron ? Worin besteht die besondere Bedeutung von |ψ|2 ? Geben Sie eine Formulierung für die
       Schrödinger-Gleichung !

97.  Was versteht man unter einem Atomorbital ? Wodurch unterscheiden sich Atomorbitale ?

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

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

100.  Geben Sie die Elektronenkonfiguration von 25Mn, 32Ge und 38Sr im Grundzustand an (PAULING-Schreibweise ) !


Vorlesung 13

101.  Wann kommt es zur Ausbildung chemischer Bindungen (Betrachtung der Energie und der Elektronenkonfiguration) ?

102.  Geben Sie einen Überblick über die Einteilung chemischer Bindungen!

103. Erläutern Sie das Wesen der kovalenten, der ionischen und der metallischen Bindung an je zwei Beispielen !

104.  Skizzieren Sie den Energieverlauf in Abhängigkeit vom Kernabstand beim Annähern zweier Wasserstoffatome ! Wie ist der Kernabstand
         im Gleichgewicht (Bindungslänge) von 74 pm zu erklären, obwohl der 1. Bohrsche Radius 53 pm beträgt ?

105.  Erläutern Sie die Grundgedanken der LEWIS-Theorie! Geben Sie die LEWIS-Formeln von Diwasserstoff, Dichlor, Disauerstoff, Distickstoff,
         Kohlendioxid und Wasser an !

106.  Was versteht man unter der Oktettregel ?

107.  Formulieren Sie die mesomeren Grenzstrukturen (Resonanzformeln) für HNO3, NO3-, CO32- und C6H6 !

108.  Erläutern Sie das Prinzip der Oktetterweiterung an den Beispielen PCl5 und SF6 !


Vorlesung 14 (29.11.2007)

109.  Wenden Sie die 18-Elektronen-Regel auf das Komplex-Ion [Co(NH3)6]3+ an !
         Was versteht man unter einer koordinativen (dativen) Bindung ?

110.  Erläutern sie das LEWIS-Säure-Base-Konzept an zwei selbstgewähltenen Beispielen !

111.  Berechnen Sie den ionischen Bindungsanteil in HCl (μ(HCl)exp = 3,44•10-30 Cm, q=1,6•10-19 C, d = 127 pm) !

112.  Zeichnen Sie die LEWIS-Formeln von CO2, HCl und H2O! Kennzeichnen Sie die Partialladungen ! Warum ist CO2 ein unpolares
         Molekül, im Gegensatz zu HCl und H2O ?

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

114.  Welcher Zusammenhang besteht zwischen dem Mehrfachbindungsanteil und der Bindungslänge ?


------------------Ende Teil 1---------------------------------------------------------------------------------------


Vorlesung 15 (03.12.2007)

115.  Nennen Sie die 4 Regeln des VSEPR-Modells und erläutern Sie diese an je einem Beispiel !

116. Welche Geometrien sind für Molekülverbindungen der allgemeinen Zusammensetzung
        AB2, AB3, AB3E, AB4, AB4E2, AB5 und AB6 zu erwarten ?
        Ordnen Sie die Verbindungen BeCl2, CO2, BF3, CO32-, NO3-, CH4, PCl5,
        SF6, SO32-, NH3, XeF4, PCl3 dem jeweligen Strukturtyp zu !


Vorlesung 16 (10.12.2007)

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

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

119.  Was versteht man unter der Doppelbindungsregel ? Womit kann sie begründet werden ?

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

121.  Nennen Sie 6 Arten der Hybridisierung, die zugehörige Zahl der gebildeten Hybridorbitale mit ihrer jeweiligen Orientierung (Geometrie)
         und je ein Beispiel !


Vorlesung 17 (13.12.2007)

122.  Worin besteht der Grundgedanke der MO-Theorie ? Was versteht man unter der LCAO-Methode ?

123.  Zeichnen Sie das MO-Schema für Diwasserstoff ! Warum existiert He2 nicht ? Berechnen Sie die entsprechenden Bindungsordnungen !

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

125.  Zeichnen Sie das MO-Schema von Disauerstoff (Triplett-Sauerstoff) ! Erklären Sie die Bezeichnung Triplett-Sauerstoff !

126.  In welchen Strukturmerkmalen (π*-Orbitale angeben) und in welchen Eigenschaften unterscheidet sich der Triplett-Sauerstoff vom Singulett-
         Sauerstoff ? Wofür kann deshalb der Singulett-Sauerstoff verwendet werden ?

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

128.  Wie kommt die Färbung der Blätter im Herbst zustande ?

129.  Beschreiben Sie die Struktur des Wasserstoffperoxid-Moleküls (111 °!) und geben Sie dafür eine Begründung !
         Wie ist die Stärke der O-O-Bindung einzuschätzen ?

130.  Formulieren Sie die Redoxgleichungen für die Wirkung von H2O2 (saures Mileu)
         a) als Oxidationsmittel (Iodid-Ionen werden zu Iod oxidiert) und
         b) als Reduktionsmittel (Permanganat-Ionen werden zu Mangan2+-Ionen reduziert, bei gleichzeitiger O2-Bildung) !


Vorlesung 18 (17.12.2007)

131.  Zeichnen Sie das Zustandsdiagramm des Wassers mit folgenden charakteristischen Kurven bzw. Punkten:
         Schmelz-, Sublimations-, Dampdruckkurve; Schmelz-, Tripel- und kritischer Punkt.
         Leiten Sie daraus fünf wesentliche Schlußfolgerungen ab !

132.  Wie kann der Bindungswinkel im Wassermolekül von 104,5 ° begründet werden ?

133.  Nennen sie sechs Eigenschaften des Wassers !

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

135.  Beschreiben Sie die Struktur von Eis !

136.  Was versteht man unter der Dichteanomalie des Wassers ! Nennen Sie vier sich daraus ergebende Konsequenzen !

137.  Wie wird die Energie zur Überwindung der Gitterenergie beim Lösen von
         a) Molekülverbindungen (Molekülgitter, z.B. Zucker)
         b) Ionenverbindungen (Ionengitter, z.B. NaCl)
         aufgebracht ?

138.  Definieren Sie die Begriffe Kationen, Anionen, Katode, Anode !

139.  Wodurch unterscheiden sich Elektrolyte von Nichtelektrolyten (mit Begründung, je zwei Beispiele angeben !) ?

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


Vorlesung 19 (20.12.2007)

141.  Die Leitfähigkeit folgender Systeme wurde gemessen: Wasser, Natriumchlorid-Lösung, Salzsäure, Saccharose-Lösung, Essigsäure.
        Ordnen sie die genannten Verbindungen nach steigender Leitfähigkeit. Wie sind die Unterschiede zu begründen ?

142.  Was versteht man unter Kryoskopie und unter Ebullioskopie ? Wozu können die Methoden ausgenutzt werden ?

143.  Nennen Sie 3 kolligative Eigenschaften ! Was versteht man unter diesem Begriff ?

144.  Was versteht man unter Osmose ? Beschreiben und begründen Sie die Veränderungen an den Erythrocyten beim Kontakt mit
         a) Wasser, b) NaCl (ω=20 %) oder c) (ω=0,9 %; isotonische Kochsalzlösung) !


Vorlesung 20 (07.01.2008)

145.  Worin besteht das Wesen der Ionenbeziehung ? Charakterisieren Sie die folgenden Verbindungen hinsichtlich ihrer Bindungsart:
         CO2, KCl, HCl, ZnS, O2, HI !

146.  Nennen Sie drei Eigenschaften, die für Ionenverbindungen (Salze) charakteristisch sind !

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

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

149.  Nennen Sie allgemeine Prinzipien für den Aufbau von Ionenverbindungen (Symmetrie, KOZ, Packung) !

150.  Nennen Sie für KA-Strukturen und für KA2-Strukturen jeweils drei Gittertypen !

           Für Interessenten:

           ( AB-Gitter:        Caesiumchlorid-Gitter     Natriumchlorid-Gitter     Zinkblende-Gitter
             AB2-Gitter:       Fluorit-Gitter                  Rutil-Gitter                     Cristobalit-Gitter  )        

151.  Beschreiben Sie für je zwei selbstgewählte Ionengitter (KA und KA2) hinsichtlich KOZ, Geometrie und Radienverhältnis !

152.  Wie lautet der HESSsche Satz ?

153.  Erläutern Sie, wie man mit Hilfe des HABER-BORN-Kreisprozesses die Gitterenergie ermitteln kann !


Vorlesung 21 (10.10.2008)

154.  Viele Salze sind trotz hoher Gitterenergie gut wasserlöslich ? Wie kann dieser Sachverhalt begründet werden ?

155.  Diskutieren Sie den Einfluß von Energie- und Wahrscheinlichkeitsparametern auf den freiwilligen Ablauf chemischer Reaktionen !

156.  Was versteht man unter der Aktivität eines Ions in einer Lösung ? In welchem Fall kann mit der Konzentration anstelle der Aktivität gerechnet
         werden (mit Begründung) ?

157.  Berechnen Sie für die Iodwasserstoffsynthese Kp, wenn Kc bei 490 °C 45,9 beträgt !

158.  Bei der Reaktion von 1 mol Ethanol mit 1 mol Essigsäure werden 2/3 mol Essigsäureäthylester und 2/3 mol Wasser gebildet.
         Berechnen Sie die Geichgewichtskonstante ! [4]

159.  Diskutieren Sie die Lage des chemischen Gleichgewichts in Abhängigkeit von der Gleichgewichtskonstante K sowie den Zusammenhang
         zwischen freier Reaktionsenthalpie und K !

160.  Erläutern Sie den Einfluß der Konzentrationen der Reaktionsteilnehmer auf die Lage des chemischen Gleichgewichts am Beispiel der Oxidation
         von Schwefeldioxid !

161.  Erläutern Sie den Einfluß der Temperatur und des Druckes (Gesamtdruck) auf die Lage des chemischen Gleichgewichts am Beispiel
         der Ammoniaksynthese (ΔH=-92,4 kJ/mol)!


Vorlesung 22 (14.01.2008)

162.  Was versteht man unter dem Prinzip von Le Chatelier und Braun ?

163.  Erläutern Sie am Beispiel der Iodwasserstoffsynthese
         a)  den Zusammenhang zwischen der Gleichgewichtskonstante und den Geschwindigkeitskonstanten der Hin- und Rückreaktion
         b)  wie die Reaktionsgeschwindigkeit der Hin- und die Reaktionsgeschwindigkeit der Rückreaktion definiert ist !

164.  Welche empirische Regel gilt für den Einfluß einer Temperaturerhöhung auf die Reaktionsgeschwindigkeit ?

165.  Zu welchem Bruchteil zersetzt sich Iodwasserstoff, wenn Kp bei 25 °C 808 beträgt [6,57 %] ?

166.  Im Wassergasgleichgewicht (Kohlenmonoxid und Wasserdampf stehen im Gleichgewicht mit Kohlendioxid und Wasserstoff) liegen bei
         530 °C folgende Volumenteile vor: CO2: 33,33 %; H2: 33,33 %; CO: 16,66 %; H2O: 16,66 %.
         Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante ! Wie sind die Konzentrationsverhältnisse bei 970 °C, wenn K für diese Temperatur 0,64 beträgt !
         [4; H2 und CO2 zu je 22,1 %; CO und H2O zu je 27,8 %].

167.  Geben Sie die Arrheniusgleichung in logarithmischer Form und in Form einer Geradengleichung an ! Interpretieren Sie die Gleichung
         mit Hilfe der Stoßtheorie ! Skizzieren Sie den Verlauf der Funktion graphisch ! Wie kann daraus die Aktivierungsenergie ermittelt werden ?


Vorlesung 23 (17.01.2008)

168.  Nennen Sie fünf leichtlösliche und fünf schwerlösliche Stoffe (Lösungsmittel: Wasser) !

169.  Was versteht man unter dem Löslichkeitsprodukt ? Erläutern Sie es an einem selbstgewählten Beispiel !

170.  Berechnen Sie die Löslichkeit von
         a) Quecksilber(II)-sulfid,  KL = 3•10-54 mol2/l2
         b) Blei(II)-chlorid,  KL = 2,12•10-5 mol3/l3 !

171.  Erläutern Sie, warum bei der argentometrischen Chlorid-Bestimmung nach MOHR der Titrationsendpunkt
         an der Braunfärbung der Lösung erkannt werden kann (Gleichungen, Löslichkeiten) !
         KL(AgCl) = 2•10-10 mol2/l2,   KL (Ag2CrO4) = 4•10-12 mol3/l3

172.  Wie wirken sich gleichionige Zusätze auf die Löslichkeit aus ? Um wieviel sinkt die Löslichkeit von AgCl, wenn anstelle
         von reinem Wasser eine Lösung verwendet wird, deren Konzentration an Chlorid-Ionen 10-1 beträgt (KL s.o.) ?

173.  In welchen Fällen verbessert sich die Löslichkeit bei gleichionigen Zusätzen ! Formulieren Sie zwei Reaktionsgleichungen
         als Beispiel !

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


Vorlesung 24 (21.01.2008)

175.  Nennen Sie drei Nachteile des Säure-Base-Konzepts von ARRHENIUS !

176.  Erläutern Sie das Säure-Base-Konzept von BRÖNSTED und LOWRY !

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

178.  Was versteht man unter dem Ionenprodukt des Wassers ?

179.  Mit welchen Größen kann die Stärke einer Säure oder einer Base beschrieben werden ?
         Welcher Zusammenhang besteht zwischen diesen Größen ? 

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


Vorlesung 25 (24.01.2008)

181.  Nennen Sie je zwei sehr starke, starke, mittelstarke und schwache Säuren !

182.  Was versteht man unter dem nivellierenden Effekt des Wassers ?

183.  Welche Reaktion erwarten Sie für die wäßrigen Lösungen von
          a)  Na3PO4
          b)  Na2CO3
          c)  KCl
          d)  [Fe(H2O)6]3+
          e)  Na2SO4 ?

184.  Berechnen Sie die pH-Werte von
          a)  0,5 M HCl
          b)  0,05 M H2SO4
          c)  0,2 M Hac; pKS(Hac) = 4,74
          d)  1 M NH4Cl; pKB(NH3) = 4,75
          e)  Natriumdihydrogenphosphat-Lösung
                (pKS1=2,16; pKS2=7,21; pKS3=12,32 der Phosphorsäure)
          f)  0.2 M NaOH
          g)  0.5 M Ca(OH)2 !

185.  Entscheiden Sie, welche der nachfolgend genannten Reaktionen tatsächlich stattfinden ! Begründen Sie Ihre Entscheidung !
         a)  Salzsäure + Ammoniak
         b)  Ammoniumchlorid + Natronlauge
         c)  Natriumhydrogencarbonat + Ammoniak
         d)  Natriumchlorid + Essigsäure
               pKS(HCl) = -7;  pKS(NH4+) = 9,25;  pKB(OH-) = -1,74;   pKS(HCO3-) = 10,33


Vorlesung 26 (28.01.2008)

186.  Was versteht man unter dem Umschlagspunkt eines Indikators ? Warum ist für die praktische Anwendung der Umschlagsbereich relevant ?

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

188.  Erklären Sie die Wirkungsweise der nachfolgend genannten Puffersysteme anhand der jeweiligen Reaktionsgleichungen !
          a) Essigsäure/Acetat-Puffer    b) Ammoniak/Ammoniumchlorid-Puffer   c) Dihydrogenphosphat/Hydrogenphosphat-Puffer
          d) Carbonat/Hydrogencarbonat-Puffer

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

          Für Interessenten:


Vorlesung 27 (31.01.2008)

190.  Wie entstehen Komplexe und wie sind sie zusammengesetzt ? Warum bilden die Nebengruppenelemente besonders viele Komplexverbindungen ?

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

192.  Definieren Sie die Begriffe Koordinationszahl und Zähnigkeit !

193.  Was versteht man in der Komplexchemie unter Maskierung ? Erläutern Sie diesen Sachverhalt an einem Beispiel !

194.  Geben Sie die Namen bzw. Formeln für folgende Komplexverbindungen an:
         a)  Hexaquachrom(III)-chlorid
         b)  Na3[(Cu(CN)4] 
         c)  Dichlorotetraaquachrom(III)-chlorid
         d)  Natriumhexahydroxostannat(IV)
         e)  Kaliumhexacyanoferrat(II) - gelbes Blutlaugensalz.

195.  Begründen Sie durch Angabe der Strukturformeln und der Haftatome, warum Ethylendiamin ein zweizähniger und Ethylendiamintetraacetat (EDTA)
         ein sechszähniger Ligand ist ! Wie nennt man Komplexe mit solchen mehrzähnigen Liganden und wodurch zeichnen sie sich aus ?


Vorlesung 28  (04.02.2008)

196.   Was versteht man unter Oxidationen, Reduktionen, Oxidationsmittel, Reduktionsmittel ? Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die
          a) Verbrennung von Magnesium an der Luft
          b) Reaktion von Magnesium mit Kohlendioxid
          c) für die Reaktion von Kohlenmonoxid mit Eisen(III)-oxid (Hochofenprozeß) !
         Ordnen Sie die genannten Begriffe zu !

197.  Welche der nachfolgenden Reaktionen finden statt (Reaktionsgleichungen vervollständigen !) ?
         Begründen Sie den Sachverhalt ! Verwenden Sie dazu die Begriffe Reduktionskraft/Oxidationskraft, unedel/edel sowie hoher Lösungsdruck/Tendenz
         sich abzuscheiden !
         a)  Cu (s) + Ag+ (aq)
         b)  Zn (s) + Cu2+ (aq)
         c)  Cu (s) + Zn2+ (aq)

198.  Ordnen Sie die Halogenid-Ionen Cl-, Br- und I- nach steigender Reduktionskraft !
         Welche der wäßrigen Lösungen von Chlor, Brom und Iod besitzt das stärkste Oxidationsvermögen ?

199.  Ein Kupferblech wird in eine Silbernitratlösung getaucht. Erläutern Sie die Vorgänge, die zur Entstehung der elektrochemischen Doppelschicht
         führen !

200.  Skizzieren Sie eine Versuchsanordnung, bei der die Kombination der räumlich getrennten korrespondierenden Redoxpaare Cu(s)/Cu2+(aq)
         und Ag(s)/Ag+(aq) zur Stromgewinnung genutzt werden kann ! Kennzeichnen Sie Oxidation, Reduktion, Anode und Katode,
         Orte mit hohem und niedrigem Elektronendruck, Orte mit höherem und niedrigerem Potential sowie die Richtung des Stromflusses !

201.  Wie ist eine Normalwasserstoffelektrode aufgebaut und wozu dient sie ?

202.  Zeichnen Sie in ein Energiediagramm die Standardelektrodenpotentiale (Standardredoxpotentiale, Normalpotentiale) für die nachfolgend
         genannten korrespondierenden Redoxpaare ein !
         E0 (Al/Al3+) = -1,68 V, E0 (Cu/Cu2+) = +0,34 V, E0 (Ag/Ag+) = +0,80 V, E0 (Zn/Zn2+) = -0,76 V.
         Welche maximale Potentialdifferenz kann bei diesen Beispielen zur Umwandlung chemischer in elektrischer Energie ausgenutzt
         werden (unter Standardbedingungen) ?