chemie
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Kartei Details
| Karten | 133 |
|---|---|
| Sprache | Deutsch |
| Kategorie | Chemie |
| Stufe | Universität |
| Erstellt / Aktualisiert | 18.09.2023 / 18.10.2023 |
| Weblink |
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Was bedeutet in der Elektronenformel ein Punkt bzw. ein Strich am Elementsymbol?
Ein Punkt bedeutet ein ungepaartes Elektron; ein Strich steht für ein Elektronenpaar.
Was bedeutet die in einer chemischen Gleichung vor einer chemischen Formel stehende Zahl, was die schräg unten rechts am Elementsymbol geschriebene Zahl?
Die Zahl vor einer chemischen Formel gibt die Anzahl gleichartiger Reaktionspartner an; die Zahl unten rechts am Elementsymbol steht für die An- zahl der in einem Molekül vorhandenen gleichartigen Atome.
Was ist eine chemische Verbindung?
Chemische Verbindungen sind homogene, reine Stoffe, in denen zwei oder mehrere chemische Elemente miteinander in einer chemischen Bindung ver- knüpft sind.
Wie entsteht eine Ionenbindung?
Sie entsteht durch Elektronenübergänge zwischen den Atomen zweier chemischer Elemente. Die Elektronen abgebenden Atome werden zu Kationen (positiv geladen), die Atome des anderen chemischen Elements (mit größerer Elektronegativität) durch Elektronenaufnahme zu negativ geladenenAnionen. Kationen und Anionen werden in Kristallgittern aneinander gebunden
(z. B. Salze).
Was sind Salze?
Salze sind Ionenverbindungen, die in Kristallgittern positiv gelade- ne Kationen und negativ geladene Anionen enthalten; dabei muss mindestens ei- ne von H+-Ionen verschiedene Kationenart und eine von OH−- oder O2−-Ionen verschiedene Anionenart vorhanden sein.
Welches Vorzeichen und welche Ladungszahl haben Alkalimetallionen, Erdalkalimetallionen und Halogenionen in Ionenverbindungen?
Alkalimetallionen = +1; Erdalkalimetallionen = +2; Halogenid- ionen = −1.
Wie erklärt das Elektronengasmodell die metallische Bindung und die elektrische Leitfähigkeit der Metalle?
Bei der Metallbindung hält das „Elektronengas“ die positiv geladenen Metallionen im Metallgitter zusammen und ist über das Metallgitter leicht verschiebbar (elektrische Leitfähigkeit).
Geben Sie bei den folgenden Stoffen jeweils den Typ der chemischen Bin- dung an (unpolare/polare Atombindung, Ionenbindung, Metallbindung)! Ver- wenden Sie hierzu die in Tab. 1.8 aufgeführten Elektronegativitäten! KCl, Ti, HCl, N2, H2O, Ba, CaCl2, CO, Cl2, MgO.
Bei der Lösung ist zunächst zu berücksichtigen, ob es sich um ein Metall handelt; metallische Elemente sind auf der linken Seite des Periodensys- tems zu finden (Abschn. 1.4.2.5). Bei chemischen Verbindungen muss der Unter- schied in der Elektronegativität (ΔEN) der jeweiligen Elemente berechnet werden. Falls ΔEN ≥ 2,0, handelt es sich um eine Ionenbindung. Falls der Unterschied in der EN kleiner ist, liegt eine polare Atombindung vor; falls ΔEN = 0, ist die Bindung unpolar. Somit ergibt sich (Abb. 1.8): KCl: Ionenbindung (ΔEN = 2,2); Ti: Metallbindung; HCl: polare Atombindung (ΔEN = 0,9); N2: unpolare Atom- bindung (ΔEN = 0); H2O: polare Atombindung (ΔEN = 1,4); Ba: Metallbindung; CaCl2: Ionenbindung (ΔEN = 2,0); CO: polare Atombindung (ΔEN = 1,0); Cl2: unpolare Atombindung (ΔEN = 0); MgO: Ionenbindung (ΔEN = 2,3).
Wie entsteht ein Dipolmolekül? Geben Sie jeweils Beispiele für ein zwei- und dreiatomiges Molekül an! Wie kann man den Dipolcharakter eines Moleküls in einer chemischen Formel ausdrücken?
Bei zweiatomigen Molekülen entsteht ein Dipolmolekül, wenn zwei Atome mit unterschiedlicher Elektronegativität kovalent miteinander verbunden sind. Beispiel und Kennzeichnung des Dipolcharakters:
Bei mehratomigen Molekülen entsteht ein Dipolmolekül, wenn Atome mit un- terschiedlicher Elektronegativität miteinander verbunden sind und wenn die Ladungsverschiebung aufgrund des Elektronegativitätsunterschieds nicht durch die Molekülsymmetrie aufgehoben wird. Beispiele:
Was versteht man unter
a) Ion-Dipol-Wechselwirkung
b) Dipol-Dipol-Wechselwirkung
c) Van-der-Waals-Kräften
d) Wasserstoffbrücken?
Nennen Sie jeweils ein Beispiel für Moleküle, bei denen die Wechselwirkung auf- tritt!
a) Wechselwirkung zwischen Ion und Dipolmolekül, Na+ und H2O;
b) Wechselwirkung zwischen Dipolmolekülen, HCl-Moleküle;
c) Wechselwirkung zwischen unpolaren Molekülen, Cl2 -Moleküle;
d) Wechselwirkung zwischen einem stark positiv polarisierten H und einem
stark elektronegativen Atom eines benachbarten Moleküls (O, N, oder F), H2 O-Moleküle.
Geben Sie bei den folgenden Elementpaaren jeweils an, welche Art der Bindung – unpolare Atombindung, polare Atombindung oder Ionenbindung – vor- liegt, und begründen Sie Ihre Entscheidung.
a) KundBr
b) HundS
c) NundN
d) PundCl
e) CundS
f) SiundCl
a) Ionenbindung, da Elektronegativitätsdifferenz (ΔEN = 2,0);
b) schwach polare Atombindung (ΔEN = 0,4);
c) unpolare Atombindung (ΔEN = 0);
d) polareAtombindung(ΔEN=0,9);
e) unpolare Atombindung (ΔEN = 0);
f) polare Atombindung (ΔEN = 1,2).
Ordnen Sie die folgenden Bindungen nach zunehmender Polarität und ge- ben Sie die Begründung dafür an.
C–O , C–F , C–N
Welches Atom trägt jeweils die negative Partialladung?
Zunehmende Polarität: C−N < C−O < C−F; Begründung: steigen- de EN-Differenz zwischen den Atomen. Die negative Partialladung tragen jeweils die Atome N, O bzw. F.
Welche der folgenden Bindungen sind stärker polar und warum?
a) N–H oder P–H
b) C–O oder C–S
c) N–Cl oder N–Br
d) S–Cl oder S–F
Dies sind: a) N–H; b) C–O; c) N–Br; d) S–F; Begründung: jeweils höhere EN-Differenz zwischen den Atomen.
Geben Sie an, bei welchen der folgenden Verbindungen es sich um polare Moleküle handelt und begründen Sie Ihre Wahl: CS2 (linear), CF4 (tetraedrisch), H2S (gewinkelt), PH3 (pyramidal), SCO (linear). Die jeweilige Molekülstruktur ist in Klammern angegeben.
CS2 ist unpolar, da unpolare Bindungen (ΔEN = 0) vorliegen; CF4 ist unpolar; es liegen polare Bindungen (ΔEN = 1,5) vor, aber da das Molekül tetraedrische Struktur hat, heben sich die Ladungsverschiebungen aufgrund der Symmetrie auf; H2S ist polar, da polare Bindungen auftreten (ΔEN = 0,4) sowie eine gewinkelte Molekülstruktur; die Ladungsverschiebungen werden durch die Symmetrie nicht aufgehoben; PH3 ist unpolar, da unpolare Bindungen vorliegen (ΔEN = 0); SCO ist polar, da die C–O-Bindung polar ist (ΔEN = 1,0).
Geben Sie für die folgenden Moleküle alle intermolekularen Wechselwir- kungen an und begründen Sie Ihre Antwort:
Cl2 , HF, C6H6 , SO2 , H2Se.
Bei Cl2 liegen nur Van-der-Waals-Wechselwirkungen vor, da die Bindung unpolar ist.
Bei HF treten Wasserstoffbrücken auf, da ein stark positiv polarisiertes H- und stark elektronegatives F-Atom wechselwirken. Es sind auch Van-der-Waals- Wechselwirkungen vorhanden, welche aber im Vergleich zu den Wasserstoff- brücken vernachlässigbar sind.
Bei C6 H6 liegen nur Van-der-Waals-Wechselwirkungen vor, da das Molekül – wie alle Kohlenwasserstoffe – nicht polar ist.
Bei SO2 liegen Dipol-Dipol-Wechselwirkungen vor, da das Molekül polare Bindungen besitzt (ΔEN = 1,0) und gewinkelte Struktur hat. Zusätzlich treten Van-der-Waals-Wechselwirkungen auf.
Bei H2Se treten Dipol-Dipol-Wechselwirkungen auf, da die Bindungen (schwach) polar sind (ΔEN = 0,3) und das Molekül – wie H2O – gewinkelte Struktur auf- weist. Es wirken auch Van-der-Waals-Kräfte, die aufgrund der großen Zahl von polarisierbaren Elektronen die intermolekularen Wechselwirkungen dominieren.
Erklären Sie anhand der zwischenmolekularen Wechselwirkungen folgen- de Beobachtungen:
a) die Verdampfungswärme von Neon ist niedriger als die von Xenon,
b) der Siedepunkt von HF liegt viel höher als der von HCl und HBr,
c) der Schmelzpunkt von Cl2 ist niedriger als der von I2,
d) CH4 ist bei Raumtemperatur und 1 bar gasförmig, CCl4 ist eine Flüssigkeit,
während CBr4 ein Feststoff ist.
a) Bei beiden Edelgasatomen liegen nur Van-der-Waals-Wechselwirkungen vor; diese sind bei Xenon stärker (mehr polarisierbare Elektronen);
b) bei HF treten Wasserstoffbrücken auf, HCl und HBr besitzen nur „normale“ Dipol-Dipol-Wechselwirkungen;
c) bei beiden unpolaren Molekülen sind nur Van-der-Waals-Wechselwirkungen vorhanden; bei I2 besitzt mehr polarisierbare Elektronen;
d) alledreiStoffesindaufgrundderTetraedersymmetrieunpolar;dieAnzahlder polarisierbaren Elektronen nimmt in der Reihenfolge CH4 < CCl4 < CBr4 zu, wodurch die Stärke der Van-der-Waals-Wechselwirkungen zunimmt und da- her auch die Schmelz- und Siedepunkte.
Bei welchen Molekülen treten Wasserstoffbrücken-Wechselwirkungen auf
und warum?
H2O, CH4 , CO2 , HF, HCl.
Wasserstoffbrücken treten bei H2O und HF auf, da nur hier stark positiv polarisierte Wasserstoffatome und stark negativ polarisierte Atome (O bzw. F) vorliegen.
Ordnen Sie folgende Stoffe − von links nach rechts − nach steigendem Sie- depunkt und begründen Sie Ihre Entscheidung: NaF, O2, HCl, He, HF.
Siedepunkte steigen in folgender Reihenfolge: He < O2 < HCl < HF < NaF. Diese Reihenfolge kann mit der unterschiedlichen Stärke der intermo- lekularen Wechselwirkungen erklärt werden. Bei He und O2 treten nur (schwa- che) Van-der-Waals-Wechselwirkungen auf. O2 hat mehr polarisierbare Elek- tronen als He, deshalb sind hier die Van-der-Waals Wechselwirkungen stärker. Bei HCl sind Dipol-Dipol-Wechselwirkungen vorhanden; bei HF wechselwirken Wasserstoffbrücken und bei NaF liegt eine Ionenbindung vor (ΔEN = 3,1).
Erklären Sie anhand der zwischenmolekularen Wechselwirkungen, warum die Siedepunkte der Halogenwasserstoffe in der Reihenfolge HCl, HBr, HI ansteigen, obwohl die Unterschiede in der Elektronegativität zwischen H und den Halogenen in dieser Reihenfolge geringer werden!
Aufgrund der stark zunehmenden Anzahl der polarisierbaren Elek- tronen werden die Van-der-Waals-Wechselwirkungen deutlich stärker und domi- nieren die intermolekularen Wechselwirkungen im Vergleich zu den Dipol-Dipol- Wechselwirkungen.
Warum hat Ethanol C2H5OH eine niedrigere Viskosität als Ethylenglykol C2 H4 (OH)2 ?
Ethylenglykol besitzt zwei OH-Gruppen, während Ethanol nur eine OH-Gruppe hat. Es können sich daher zwei Wasserstoffbrücken ausbilden. Da- durch werden insgesamt die intermolekularen Wechselwirkungen von Ethylen- glykol deutlich stärker und damit die Viskosität erhöht.
Welche der folgenden Substanzen hat jeweils die höhere Siedetemperatur? Begründen Sie Ihre Antwort!
a) H2S oder H2O
b) KCl oder CH3 Cl
c) C2 H5 OH oder CH3 OCH3
d) CH4 oder C4H10
a) H2O hat die höhere Siedetemperatur, da eine starke Wasserstoffbrücken- Wechselwirkung auftritt. H2S ist nur schwach polar (schwache Dipol-Dipol- Wechselwirkungen, ΔEN = 0,4 und Van-der-Waals-Wechselwirkungen).
b) KCl hat die höhere Siedetemperatur, da hier Ionenverbindungen auftreten (ΔEN = 2,2). CH3Cl ist ein schwach polares Molekül (ΔEN(C−Cl) = 0,5) und die intermolekularen Wechselwirkungen werden durch die Van-der-Waals- Kräfte dominiert.
c) C2H5OH hat die höhere Siedetemperatur, da sich Wasserstoffbrücken zwi- schen den OH-Gruppen ausbilden können; bei CH3OCH3 können sich keine Wasserstoffbrücken ausbilden.
d) Beides sind Kohlenwasserstoffe, bei denen nur Van-der-Waals-Wechselwir- kungen auftreten. C4H10 hat den höheren Siedepunkt, da aufgrund der grö- ßeren Zahl polarisierbarer Elektronen die Van-der-Waals-Kräfte größer sind.
Erklären Sie die folgenden Eigenschaften mithilfe der jeweils auftretenden zwischenmolekularen Wechselwirkungen. Bei 20 °C und 1 bar Druck gilt folgen- des:
∙ KCl ist ein Feststoff,
∙ PCl3 ist eine Flüssigkeit,
∙ Cl2 liegt gasförmig vor.
Bei KCl ist die Differenz der Elektronegativitäten > 2, deshalb liegt eine Ionenverbindung mit sehr hohem Schmelz- und Siedepunkt vor.
Bei PCl3 ist die Differenz der Elektronegativitäten < 1 und es hat eine pyramidale Molekülstruktur. Es treten deshalb schwache Dipol-Dipol-Wechselwirkung sowie relativ starke Van-der-Waals-Wechselwirkung auf (aufgrund er großen Zahl po- larisierbarer Elektronen).
Bei Cl2 treten nur Van-der-Waals-Wechselwirkungen auf, welche schwächer als bei PCl3 sind (weniger polarisierbare Elektronen).
Erläutern und begründen Sie die folgenden Stoffeigenschaften:
a) Der Siedepunkt von NH3 beträgt –33 °C, während der von NF3 bei –129 °C liegt (jeweils bei 1 bar).
b) Der Dampfdruck von Methanol (CH3 OH) ist größer als der von Wasser.
c) Es tritt folgende Reihenfolge der Schmelzpunkte auf: I2 > IBr > ICl.
d) Der Siedepunkt von SO2 beträgt bei 1bar –10°C und SO2 wird im elektrischen
Feld abgelenkt. Die Sublimationstemperatur von CO2 bei 1 bar beträgt –79 °C und es wird nicht im elektrischen Feld abgelenkt.
a) Beide Moleküle haben eine pyramidale Struktur und sind aufgrund der Un- terschiede in der Elektronegativität der jeweiligen Atome polar. Bei NH3 tritt jedoch Wasserstoffbrücken-Wechselwirkung auf, welche als besonders starke Dipol-Dipol-Wechselwirkung betrachtet werden kann.
b) Am Wassermolekül (H2O) können sich zwei Wasserstoffbrücken bilden (je- weils am polaren H-Atom); bei Methanol CH3OH kann sich an der OH-Grup- pe nur eine Wasserstoffbrücke bilden. Bei der CH3 -Gruppe treten nur schwa- che Van-der-Waals-Wechselwirkungen auf.
c) Bei allen Molekülen liegen Van-der-Waals-Wechselwirkungen vor. Die Zahl der polarisierbaren Elektronen nimmt in folgender Reihenfolge zu: I2 > IBr > ICl. Bei IBr und ICl treten zusätzlich noch schwache Dipol-Dipol-Wechsel- wirkungen auf.
d) Beide Moleküle haben aufgrund des Unterschieds in den Elektronegativitäten polare Bindungen (ΔEN(S−O) = 1,0, ΔEN(C−O) = 1,0). SO2 ist im Gegensatz zu CO2 ein gewinkeltes Molekül und besitzt damit ein Dipolmoment. Dies erklärt den höheren Siedepunkt und die Ablenkung im elektrischen Feld.
Ordnen Sie die Siedepunkte (bei 1bar) –48; –42; 97; 118; 290°C den folgenden Stoffen 1-Propanol C3H7OH, Propan C3H8, Propantriol (Glycerin) C3H5(OH)3, Propen C3H6, 1-Butanol C4H9OH zu und begründen Sie Ihre Ent- scheidung.
Bei Propen und Propan treten nur schwache Van-der-Waals-Wech- selwirkungen auf; Propen hat den niedrigeren Siedepunkt, da weniger polarisier- bare Elektronen vorhanden sind. Bei 1-Propanol und 1-Butanol wirken neben den Van-der-Waals-Wechselwirkungen auch Wasserstoffbrücken-Wechselwir- kungen über die OH-Gruppen; 1-Butanol hat aufgrund der größeren Anzahl polarisierbarer Elektronen stärkere Van-der-Waals-Wechselwirkungen. Propan- triol besitzt drei OH-Gruppen, welche Wasserstoffbrücken-Wechselwirkungen ausbilden können. Deshalb ist die Reihenfolge der Siedepunkte:
PropenC3H6 (−48°C),PropanC3H8 (−42°C),1-PropanolC3H7OH(97°C),Bu- tanolC4H9OH(118°C),PropantriolC3H5(OH)3 (290°C).
Warum besitzt H2O einen höheren Schmelzpunkt (0 °C) als HF (–83 °C), obwohl die HF-Bindung stärker polar als die H–O-Bindung ist (ΔEN = 1,9 im Vergleich zu ΔEN = 1,4)?
Beim H2O können an den polaren H-Atomen jeweils zwei H-Brü- cken auftreten, während beim HF nur ein polares H-Atom vorhanden ist, welches Wasserstoffbrücken ausbilden kann (siehe auch Aufgabe 2.29b). Durch die stär- keren zwischenmolekularen Kräfte ist der Schmelzpunkt beim H2O höher.
Was besagen die Gesetze von den konstanten und multiplen Proportionen?
Das Gesetz der konstanten Proportionen besagt: Chemische Ele- mente verbinden sich immer in bestimmten, konstanten, genau definierten Ge- wichtsverhältnissen zu einer chemischen Verbindung.
Das Gesetz der multiplen Proportionen besagt: Bilden chemische Elemente meh- rere verschiedenartige Verbindungen, so verhalten sich die Massen eines chemi- schen Elements, die sich mit einer gegebenen Masse des anderen Elements ver- binden, zueinander im Verhältnis einfacher Zahlen.
Was versteht man unter der relativen Atommasse, was unter der relativen
Molekülmasse?
Beides sind dimensionslose Maßzahlen und beziehen sich auf 1/12 des Nuklids C 12. Dabei gibt die relative Atommasse an, wievielmal schwerer durchschnittlich (im natürlichen Isotopenverhältnis) ein Atom des betreffenden Elements ist, und die relative Molekülmasse wievielmal schwerer das Molekül ei- nes chemischen Stoffes ist (es entspricht der Summe der relativen Atommassen in einem Molekül).
Warum kommt es bei den Zahlenwerten der relativen Atommassen von vielen Elementen zu erheblichen Abweichungen von den ganzzahligen Werten?
Dies beruht auf zwei Effekten:
1. Die meisten Elemente bestehen aus Isotopengemischen mit unterschiedlichen Massenzahlen;
2. dem Einfluss des Massendefektes gemäß der Einstein’schen Beziehung E = mc2 (Abschn. 2.6.2).
Was ist ein Mol?
Ein Mol ist diejenige Stoffmenge in Gramm, die durch die relative Atommasse, relative Molekülmasse oder relative Formelmasse angegeben ist.
Berechnen Sie die molare Masse folgender Verbindungen: CH4, SO2, CaCl2 und CuSO4!
M(CH4) = 16 g∕mol; M(SO2) = 64,1 g∕mol; M(CaCl2) = 111,1 g∕mol; M(CuSO4) = 159,6 g∕mol
Welche Größenordnung hat die Avogadro-Konstante?
Die Avogadro-Konstante NA beträgt etwa 6 ⋅ 10hoch23.
Wie viele Atome sind in einem Würfel aus Kupfer (Dichte: d = 8,92 g∕cm3 )
mit der Kantenlänge 1 cm enthalten?
Die Zahl der Atome berechnet sich nach der Formel z = (m∕M)NA . Ein Würfel mit 1 cm Kantenlänge besitzt eine Masse von m = 8,92 g. Die molare Masse von Kupfer beträgt 63,5 g/mol. Damit berechnet sich die Zahl der Atome: z = (8,92∕63,5)6 ⋅ 1023 = 8,43 ⋅ 1022.
Was versteht man unter stöchiometrischen Berechnungen?
Stöchiometrische Berechnungen sind mengenmäßige Kalkulationen
bei chemischen Stoffumsetzungen.
Was sind exotherme, was endotherme Reaktionen?
Bei exothermen Prozessen wird Wärme frei, bei endothermen wird Wärme verbraucht.
Welche Bedeutung hat die Aktivierungsenergie beim Zustandekommen
chemischer Reaktionen?
Die Aktivierungsenergie wird benötigt, um bestehende chemische Bindungen zu lösen, damit die so aktivierten Reaktionspartner neue Bindungen eingehen können.
Was ist die allgemeine Definition von Oxidation und Reduktion hinsicht- lich der dabei stattfindenden Elektronenübergänge?
Oxidation=Abspaltung von Elektronen, Reduktion=Aufnahme von Elektronen.
Was ist ein Reduktionsmittel, was ein Oxidationsmittel?
Oxidationsmittel = Stoff, der Elektronen aufnimmt; Reduktionsmit- tel = Stoff, der Elektronen abgibt.
Erklären Sie den Unterschied zwischen Oxidationszahl und Ladungszahl!
Ladungszahlen geben die tatsächlich messbaren Ladungen von Io- nen an. Die Oxidationszahl ist nur eine formale Ladungszahl; sie gibt also nicht die tatsächlichen Bindungsverhältnisse wieder.
Geben Sie die Oxidationszahlen der Atome in den folgenden Verbindungen
an:
O2 , H2SO4 , BaCrO4 , CaCl2 , HClO4 , H2S , Al2O3 , H3PO4 , Na2CO3
O2 = 0
H2SO4 = +1+6–2
BaCrO4 = +2+6–2
CaCl2 = +2–1
HClO4 = +1+7–2
H2S = +1–2
Al2O3 = +3–2
H3PO4 = +1+5–2
Na2CO3 = +1+4–2
Welche Stoffe sind in den folgenden Gleichungen das Reduktions-, welche das Oxidationsmittel? Welche Spezies wird reduziert, welche oxidiert?
a) Fe2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Fe
b) CH4+2O2→CO2+2H2O
c) Ca+Cl2→CaCl2
Generell gilt: Das Reduktionsmittel gibt Elektronen ab, das Oxida- tionsmittel nimmt Elektronen auf. Es sollten deshalb alle Oxidationszahlen der an der Reaktion beteiligten Stoffe ermittelt werden, um anschließend zu schau- en, bei welchen Stoffen Elektronen abgegeben bzw. aufgenommen werden (siehe auch Übungsbeispiel 4.5 im Lehrbuch). Das Oxidationsmittel wird jeweils redu- ziert, das Reduktionsmittel oxidiert.
Sieh Lösungen Buch
