Lösungen zu den Übungen der Experimentalvorlesung AC

Lösungen zu den Übungen zur Experimentalvorlesung AC
1. Stöchiometrisches Rechnen
1.1.
n (S) = 4 mol
n (S8) = 0,5 mol
1.19.
m (Al3+) = 270 mg
c (Al3+) = 0,1 mol/L
1.2.
n (P) = 8 mol
n (P4) = 2 mol
1.20.
m (Sb2S3) = 6,8 g
V (H2S) = 1,344 L
1.3.
m (P) = 24,8 g
m (P2) = 24,8 g
m (P4) = 12,4 g
1.21.
V (SO2) = 8,4 L
1.22.
V (CO2) = 1000 L
1.4.
m (1/3 As3+) = 15 g
1.23.
V (H2) = 10,08 L
1.5.
m (H2) = 0,09 g
m (He) = 0,18 g
1.24.
V (Cl2) = 0,18 L
1.25.
V (CO2) = 2000 L
1.6.
m (H2) = 0,09 g
m (Ne) = 0,9 g
1.7.
m (Ar) = 1,8 g
m (O2) = 1,44 g
m (He) = 0,18 g
2.1.
P: 15, 16, 15
Pd: 46, 108, 46
Pr: 59, 59, 59
1.8.
m (N2) = 1,26 g
m (C2H4) = 1,26 g
2.2.
1.9.
V (H2) = 22,4 L
V (He) = 22,4 L
V: 23, 28, 23
I : 53, 53, 53
Os : 76, 192, 76
2.3.
Cr: 24, 24, 28
Sr: 38, 88, 38
Zr: 40, 50, 40
2.4.
Ar: 18, 22, 18
Rh: 45, 103, 45
W: 74, 110, 74
2.5.
Nb: 93, 41, 41
Yb: 70, 103, 70
Pb: 82, 207, 82
2.6.
Na: 11, 12, 11
Y: 39, 39, 39
Au: 79, 197, 79
1.10.
m (Ar) = 1,8 g
1.11.
δ (O2) = 1,43 g/L
1.12.
δ (Cl2) = 3,17 g/L
1.13.
M (Th) = 204,41 g/mol
1.14.
m (P4) = 6,2 g
1.15.
n (S8) = 0,35 mol
1.16.
m (Cr2O3) = 161,12 g
1.17.
m (Al) = 54 g
m (Fe) = 100,8 g
1.18.
m (Cl2) = 7,1 g
2. Atombau
-1-
Lösungen zu den Übungen AC Experimentalvorlesung
50, 46, 52, 54
10, 10, 76, 76
42, 40, 52, 54
32, 30, 28, 54
42, 40, 52, 54
2.17.
104
56
2.8.
2.9.
2.10.
2.11.
16, 18, 40, 36
50, 48, 2, 0
42, 36, 32, 36
48, 48, 54, 50
2.18.
Valenzelektronenkonfiguration: ns²np³; wobei n für die jeweilige Periode steht
Es kann 3 e- aufnehmen oder 5 abgeben.
2.19.
Cl: 3s²3p5; nimmt ein e- auf
Ar: 3s²3p6; ist inert
K: 4s1; gibt ein e- ab
2.20.
ClF3: +III –I, SbCl5: +V –I, CaH2: +II –I, H3N: +I –III, BaO2: +II -I
OsO4: +VIII –II, SO2: +IV –II, KO2: +I -0,5, H2S: +I –II, BaH2: +II -I
P4O10: +V –II, Na3P: +I -III, S2O62-: +V –II, Na2S2: +I –I, N2O: +I –II
2.21.
NO2: +IV –III, NO3-: +V –II, NH3: -III +I, Fe2O3: +III –II, Mg3N2: +II -III
O2F2: +I –I, H4N2: +I –II, PO43-: +V –II, N2O: +I –II, OF2: +II -I
P4O10: +V –II, S2O32-: +II –II, S2Cl2: +I –I, ClF3: +III –I, KO2: +I -0,5
2.22.
Li2O: +I –II, Na2O2: +I –I, CsO3: +I -1/3, OsO4: +VIII –II, Cl2O7: +VII -II
CO: +II –II, Na2O: +I –II, TiCl3: +III –I, P4O10: +V –II, S4O62-: +2,5 -II
As4O6: +III –II, SF6: +VI –I, P2O74-: +V –II, ICl4-: +III –I, S2F2: +I -I
2.23.
S2O42-: +III –II, AlCl4-: +III –I, AlH4-: +III –I, XeF6: +VI –I, C2O42-: +III -II
FeCl4-: +III –I, SO2: +IV –II, SO42-: +VI –II, PO43-: +V –II, CO32-: +IV -II
ClO4-: +VII –II, ClO-: +I –II, S2Cl2: +I –I, CaH2: +II –I, SO3: +VI -II
3. 3.
Fe2+/58Fe2+: nein, ja
56
Fe2+/58Fe3+: ja, nein
56
Fe2+/59Co3+nein, ja
54
Fe/54Cr: ja, nein
2.12.
2.13.
2.14.
2.15.
2.16.
2.7.
Pd2+/106Pd2+: nein, ja, ja
23
Na/39K: nein, nein, ja
32 2- 40
S / Ca2+nein, ja, ja
Chemische Bindung
3.1.
CO2: linear, sp-hybridisiert
NO2-: gewinkelt, sp²-hybridisiert
3.2.
NO3-: trigonal-planar, sp²-hybridisiert
SiF4: tetraedrisch, sp³-hybridisiert
3.3.
Orbitale s, px, py, pz sowie Hybridorbitale sp, sp², sp³
3.4.
PF3: trigonal-pyramidal, sp³-hybridisiert
SF2: gewinkelt, sp³-hybridisiert
-2-
Lösungen zu den Übungen AC Experimentalvorlesung
3.5.
BBR3: trigonal-planar, sp²-hybridisiert
AsBr3: trigonal-pyramidal, sp³-hybridisiert
3.6.
Kovalente Bindung, Ionenbindung, Metallische Bindung
3.7.
CO32-: trigonal-planar, sp²-hybridisiert
SO32-: trigonal-pyramidal, sp³d²-hybridisiert
3.8.
NO3-: trigonal-planar, sp²-hybridisiert
ClO3-: trigonal-pyramidal, sp³d²-hybridisiert
3.9.
NaCl: Ionenbindung
HCl: polarisierte kovalente Bindung
4. Konzentrationsangaben und Herstellen von Lösungen
4.1.
V (NaOH) = 100 mL
4.2.
V (HNO3) = 2,5 mL
4.3.
V (HCl) = 100 mL
V (HCl) = 10 mL
4.4.
m (KMnO4) = 1,58 g
5. Massenwirkungsgesetz
5.1.
c ²( SO3 )
p ²( SO3 )
c 2 ( SO3 )
Kc =
= 2
⋅ ( RT ) 2−2−1
; Kp =
c ²( SO2 ) ⋅ c(O2 )
p ²( SO2 ) ⋅ p (O2 ) c ( SO2 ) ⋅ c(O2 )
5.2.
Druckerhöhung => Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts
Temperaturerhöhung => Gleichgewicht verschiebt sich nach links
p 4 (H 2 )
c 4 (H 2 )
c 4 (H 2 )
; Kp = 4
= 4
⋅ ( RT ) 4−4 = K c
Kc = 4
p ( H 2O) c ( H 2O)
c ( H 2O)
1
1
1
Kc =
; Kp =
=
⋅ ( RT ) 0−1
c(CO2 )
p (CO2 ) c(CO2 )
5.3.
5.4.
5.5.
5.6.
5.7.
Die Gleichgewichtskonzentration von Ammoniak ändert sich um den Faktor 100.
m (Pb2+) = 20,7 mg
V (H2O) = 106 m³
m (Ba2+) = 1,37 mg
m (Ba2+) = 1,37 * 10-4 mg
5.8. m (Ba2+) = 1,37 mg
5.9. m (Pb2+) = 20 mg
m (Pb2+) = 0,2 mg
5.10. m (Ag+) = 1 mg
m (Ag+) = 10-3 mg
-3-
Lösungen zu den Übungen AC Experimentalvorlesung
6. Säure/Base Reaktionen
6.1.
H3O+, H2O, HPO42H2SO4, NH4+, HI
HSO4-, NH3, OHHCO3-, [Al(H2O)6]3+, H2PO4-
6.2.
HSO4-, HClO4, HF
PH4+, H2CO3, H2PO4HBrO4, H6TeO6, H2SO3
HS-, H2SO3, HClO3
6.3.
HSO4-, N3-, [Fe(H2O)5OH]2+
CO32-, HS-, NH3
H5TeO6-, [Fe(H2O)5OH]2+, S2HSO3-, OH-, HCO3-
6.4.
HPO42-, H6SbO6-, H2AsO3H2PO4-, [Al(H2O)5OH]2+, IO4SO42-, N3-, H2O
PO43-, S2-, H5TeO6-
6.5.
HSO4-: ja, ja, ja
H6TeO6: ja, nein, nein
S2-: nein, ja, nein
H2O: ja, ja, ja
6.6.
O2-: nein, ja, nein
OH-: ja, ja, ja
HSO3-: ja, ja, ja
H3O+: ja, nein, nein
6.7.
H3PO4: ja, nein, nein
H2PO4-: ja, ja, ja
HPO42-: ja, ja, ja
PO43-: nein, ja, nein
7. pH-Wert
Berechnungen
7.1.
Kw = c(H3O+) · c(OH-) = 10-14
mol²/L²
pH = - lg c(H3O+) = - lg
Kw = 7
7.2.
starke Säure: pH = - lg c(HA) =
- lg c(H3O+)
starke Base: pOH = - lg c(B-) =
-lg c(OH-) => pH = 14 - pOH
7.3.
mittelstarke/schwache Säure:
pH = ½ (pKS - lg c(HA))
mittelstarke/schwache
Base:
pOH = ½ (pKS - lg c(B )) =>
pH = 14 - pOH
7.4.
pH (KCl) = 7
pH (KOH) = 13
pH (NH3) = 11
7.5.
pH (KJ) = 7
ph (HCl) = 1
pH (HAc) = 3
7.6.
7.7.
pH (HCN) = 5
pH (HCl) = 2
pH (HCN) = 5,5
pH = 9
pH = 7
pH = 5
n (HPO4-) = 0,25 mol
pH = 1
pH = 11,2
pH = 12
pH = 7
7.8.
7.9.
7.10.
7.11.
7.12.
7.13.
7.14.
7.15.
8. Redox-Reaktionen
8.1.
8.2.
8.3.
3, 1, 1
2, 3, 4, 3
1, 2, 1, 1, 4
2, 5, 2
3, 6, 5, 1, 3
2, 5, 6, 2, 5, 14
2, 1, 2
1, 12, 4, 3
3, 6, 5, 1, 3
-4-
Lösungen zu den Übungen AC Experimentalvorlesung
8.4.
8.5.
8.6.
8.7.
8.8.
8.9.
8.10.
8.11.
8.12.
8.13.
8.14.
1, 2, 1
5, 1, 6, 3, 9
2, 1, 3, 2, 1, 3
2, 3, 2
2, 1, 2, 1, 4
1, 1, 2, 1, 1, 4
2, 1, 2
2, 6, 2, 3
1, 5, 6, 3, 9
2, 5, 2
1, 12, 4, 3
2, 3, 4, 5, 2
2, 3, 2
4, 5, 4, 6
2, 5, 6, 2, 5, 3
1, 2, 1, 2
3, 1, 2, 1
2, 5, 6, 2, 5, 14
2, 1, 2
1, 2, 2, 1, 4
3, 6, 5, 1, 3
2, 2, 1, 3
4, 3, 2, 6
1, 2, 4, 1, 2, 6
2, 9, 1, 6
4, 1, 5, 8, 2
3, 10, 6, 5
2, 1, 1, 2
1, 2, 1, 2
1, 2, 4, 1, 2, 6
2, 3, 2
2, 3, 2, 2
3, 8, 9, 4
8.15. NO3-: Ox-Mittel
NH2-: Red-Mittel
NO2-: Ox- und Red-Mittel
8.16. IO4-: Ox-Mittel
I-: Red-Mittel
I2: Ox- und Red-Mittel
8.17. HCl: Red-Mittel
HClO2: Ox- und Red-Mittel
HClO4: Ox-Mittel
8.18. KClO4: Ox-Mittel
KCl: Red-Mittel
Cl2: Ox- und Red-Mittel
ClO2: Ox- und Red-Mittel
8.19. NaCl: Red-Mittel
NaClO3: Ox- und Red-Mittel
NaClO4: Ox-Mittel
8.20. H-: Red-Mittel
H2: Ox- und Red-Mittel
H+: Ox-Mittel
8.21. Sym-/Komproportionierung
8.22. Disproportionierung
8.23. Disproportionierung
8.24. Sym-/Komproportionierung
8.25. O: 4s²4p5; nimmt 1e- auf, OxMittel
Ne: 2s²2p6; inert
Mg: 3s²; gibt 2e- ab, Red-Mittel
8.26. Br: 4s²4p5; nimmt 1 e- auf, OxMittel
Kr: 4s²4p6; inert
Rb: 5s1; gibt 1e- ab, Red-Mittel
8.27. Cl: 3s²3p5; nimmt 1 e- auf, OxMittel
Ar: 3s²3p6; inert
K: 4s1; gibt 1e- ab, Red-Mittel
-5-
Lösungen zu den Übungen AC Experimentalvorlesung
9. Komplexchemie
9.1.
9.2.
Hg2+ hat 5d10 –Konfiguration, das I hat voll besetzte 5 p Orbitale. Das Hg2+ kann
als Lewis-Säure reagieren und freie Orbitale für eine Bindung zur Verfügung
stellen. Dies können sowohl 6s, 6p oder 5dz 2 Orbitale sein, die dann zur Bildung
eines linearen HgI2-Komplexes genutzt werden. Das I- Teilchen stellt je ein
Elektronenpaar zur Verfügung und reagiert als Lewis-Base. Es entsteht ein
Komplex.
BF3 verfügt über ein nicht besetztes p-Orbital und kann mithin als Lewis-Säure,
das Fluoridion hat freie Elektronenpaare und kann als Lewis-Base,
Elektronenpaardonator, fungieren. Es bildet sich ein BF4- Komplex.
-6-

Download Report