c2b_default

Ökologie Test 1

Fragen Test Ökologie

Fragen Test Ökologie

48
0.0 (0)
Manuel Sieber
Manuel Sieber

Kartei Details

Karten 48
Sprache Deutsch
Kategorie Chemie
Stufe Grundschule
Erstellt / Aktualisiert 04.11.2013 / 30.03.2016
Weblink
https://card2brain.ch/box/oekologie_test_1
Einbinden
<iframe src="https://card2brain.ch/box/oekologie_test_1/embed" width="780" height="150" scrolling="no" frameborder="0"></iframe>
Lernen
  1. Wo befinden sich die Metalle im PSE?

In den linken 4/5

  1. Welches ist die grundlegendste Eigenschaft der Metallatome?

Sie geben Metalle ab, haben eine tiefe EN (EN<1.7)
  1. Die Neigung Valenzelektronen abzugeben nimmt im PSE von oben rechts nach unten links zu. Warum?

Nach Links nimmt die Kernladung ab, nach unten nimmt die Entfernung der Valenzelektronen vom Kern zu (die Elektrische Kraft wird damit schwächer und je mehr Elektronen im Atomrumpf sind, desto stärker auch die Abstossung der inneren Elektronen gegenüber den Valenzelektronen.

  1. Erklären Sie die metallischen Stoffeigenschaften Duktilität, Wärmeleitfähigkeit und elektrische Leitfähigkeit mit der atomaren Eigenschaft Valenzelektronen abzugeben und ein Elektronengas zu bilden.

Duktilität (da die Atomrümpfe relativ gut aneinander vorbeigleiten können, ist das Metall dehnbar und verformbar); Wärmeleitfähigkeit (Wärmebewegung der Teilchen kann durch Stossimpuls der recht gut beweglichen Atomrümpfe weitergegeben werden); elektrische Leitfähigkeit (die Valenzelektronen, welche das Elektronengas bilden, sind beweglich und können als elektrischen Strom durch das Metall fliessen. Sie können auch den Strohm als Stossimpuls weitergeben)

In welcher Weise präzisiert das Bändermodell das etwas einfachere Elektronengasmodell?

Melde dich an, um Bilder anzusehen.

Das Elektronengasmodell besagt, dass die Valenzelektronen in der metallischen Verbindung, ähnlich den Atomen in einem Gas, frei verschiebbar sind.Das Bändermodell präzisiert das Elektronengasmodell, indem es zwischen Energiebändern, Valenzband und Leitung

Leitungsband unterscheidet. Damit kann der Unterschied zwischen Leitern, Nicht-Leitern und Halbleitern beschrieben werden.

Die Energiebänder stellen die Energieniveaus (Elektronenschalen) im Atom dar. Wie die Abbildung (Beispiel Magnesium) zeigt, sind diese in zweifacher Hinsicht voneinander getrennt. Erstens sind gleiche Energieniveaus der inneren Schalen benachbarter Atome durch den Abstand zwischen den Atomen voneinander getrennt. Zweitens  bestehen zwischen den Bändern  eine und desselben Atoms Bandlücken (Energieunterschiede zwischen den Schalen oder Bändern). Elektronen können die Bandlücke überwinden, wenn ihnen entsprechend viel Energie zugeführt wird. Das Band, welches die Valenzelektronen enthält wird Valenzband genannt.

Worin unterscheiden sich die Valenzorbitale von Nicht-Leitern, Leitern und Halbleitern

 

Bei elektrischen Leitern überlappen sich die Valenzbänder, so dass die Valenzelektronen nicht mehr einem bestimmten Atom zugeordnet werden können und frei verschiebbar sind. In diesem Falle wird das Valenzband zum Leitungsband. Bei Metallen ist das Valenzband gleich dem Leitungsband. Daher sind diese ständig leitfähig.

Bei Halbleitern befinden sich die Valenzelektronen nicht im Leitungsband, doch ist die Bandlücke zwischen Valenzband und Leitungsband so gering, dass die Elektronen durch vergleichsweise geringe Energiezufuhr (sichtbares Licht) den Sprung in das Leitungsband schaffen. Halbleiter wie Silizium sin werden daher unter Lichteinfluss leitfähig.

Bei Nichtleitern ist die Bandlücke zwischen Valenzband und Leitungsband zu gross, als dass die Elektronen das Leitungsband erreichen könnten.
  1. Warum würde in einer Solarzelle ohne Dotierung kein Strom fliessen.

Dotierung heisst, dass das Siliziumkristall mit Fremdatomen besetzt wird im Verhältnis von 1: 106 Si (Silizium) hat 4 freie Valenzelektronen, geht also mit seinen benachbarten Si-Atomen 4 Elektronenpaarbindungen  ein. Durch n-Dotierung (negativ-Dotierung) mit P (Phosphor; 5 Valenzelektronen) entsteht im Valenzband des dotierten Siliziumkristalls ein Elektronenüberschuss. Durch p-Dotierung (positiv-Dotierung) mit B (Bor; 3 Valenzelektronen) entsteht ein Elektronenmangel im Valenzband. Wenn Licht auf das Kristall trifft, gelangen die Elektronen des Valenzbandes ins Leitungsband. Die Elektronendifferenz im Leitungsband zwischen p- und n-dotierten Kristallen bildet die Voraussetzung zur Entstehung der Spannungsdifferenz, die zum Stromfluss führt.

  1. Erklären Sie die Stoffeigenschaft des metallischen Glanzes und der Lichtundurchlässigkeit von Metallen mit dem Bändermodell. Welche Eigenschaft der Metall-Atom-Orbitale ist dafür entscheidend?

Metallischer Glanz: Die Elektronen können im Leitungsband ein breites Spektrum von Lichtwellen absorbieren, indem sie innerhalb des breiten Bandes verschiedene Energiezustände einnehmen. Beim Zurückfallen auf den Ausganszustand wird das Licht wieder emittiert.

Lichtundurchlässigkeit: Weil sichtbares Licht aller Wellenlängen absorbiert werden kann (siehe Erklärung Glanz), sind Metalle Lichtundurchlässig.

  1. Warum werden in der Technik meist nicht reine Metalle, sondern Legierungen verwendet?

In Legierungen lassen sich Metalle in beliebigen Stoff und Mengenverhältnissen mischen. Die Stoffeigenschaften der Legierung hängen vom Mischungsverhältnis ab. So lassen sich Legierungen herstellen, die die technisch gewünschten Eigenschaften aufweisen.

  1. Welche grundlegende atomare Eigenschaft bestimmt zahlreiche Stoffeigenschaften der Nichtmetalle?

Sie haben die Tendenz zusätzliche Elektronen aufzunehmen, also eine hohe EN (EN>2.1)

Erklären Sie wie bei der Reaktion eines Metalls mit einem Nichtmetall Ionen entstehen

Das Metall gibt Valenzelektronen ab, wodurch es zum positiv geladen Ion (Kation) wird. Das Nichtmetall-Atom nimmt Elektronen auf, wodurch es zum negativ geladenen Ion (Anion) wird.

  1. Formulieren Sie einem „Je-desto-Satz“, welcher den Zusammenhang von EN und der Neigung Valenzelektronen abzugeben zeigt.

Je tiefer die EN, desto grösser die Neigung Elektronen abzugeben.

  1. Worin unterscheidet sich ein Salzgitter von einem Metall-Atom-Gitter?

Im Salzgitter sind Kationen und Anionen eingebunden. Im Metallatomgitter sind positiv geladene Atomrümpfe (Kationen) in ein Elektronengas von allen Atomrümpfen gemeinsamen Valenzelektronen eingebettet.

  1. Durch welche physikalische Kraft werden Ionen in einem Salzgitter (=Ionengitter) zusammengehalten?

Elektrische Kraft (=Coulomb Kraft Fc)
  1. Erklären Sie die Sprödheit von Salzen mittels der Natur der ionischen Bindung.

Sprödheit heisst, dass Salzkristalle bei Schlageinwirkung auseinanderbrechen. Dies erklärt sich damit, dass bei der Erschütterung gleichgeladenen Ionen kurzzeitig nebeneinander zu liegen kommen. Die gleichartigen Ladungen stossen sich ab, das Kristall zerspringt.

  1. Beschreiben Sie die Eigenschaft von Wassermolekülen, welche das Lösen von Salzen in Wasser erlaubt.

Wassermoleküle sind Dipole. Sie besitzen einen positiv und einen negativ geladenen Pol (Die Ladungen sind tiefer als eine Elementarladung). Dadurch können Wassermoleküle Ionen aus dem Kristallgitter herauslösen.

  1. Warum sind wässrige Salz-Lösungen und Salzschmelzen elektrisch leitfähig?

Da die Ionen darin frei beweglich sind.

  1. Welche der folgenden Verbindungen sind Salze, begründen Sie: K2CrO4, C5H12, H2O2, CaCO3, CsBr, CaSO4.

K2CrO4 (Salz, Metall-Nichtmetall)  C5H12 (kein Salz, da nur Nichtmetalle)  H2O2, (kein Salz , da nur Nichtmetalle) CaCO3 (Salz, Metall-Nichtmetall)   CsBr (Salz, Metall-Nichtmetall)  CaSO4 (Salz, Metall-Nichtmetall) 

  1. Gegeben sind die Verhältnisformeln einiger Salze. Geben Sie für alle Ionen die Ladungen an und versuchen Sie die Salze zu benennen. Welche Ionen sind nicht edelgasähnlich: SnCl2, Ga2O3, TiO2, BaF2, Cu2S, NiS, Rb2O, CaSe?

SnCl2 (Zinnchlorid: Sn 2+; Cl 1-); Ga2O3 (Galliumioxid: Ga 3+; O 2-); TiO2 (Titanoxid: Ti 4+; O 2-) BaF2 (Bariumfluorid: Ba 2+: F 1-); Cu2S (Kupfersulfid: Cu 1+; S 2-); NiS (Nickelsulfid: Ni 2+; S 2-); Rb2O Rubidiumoxid: Rb 1+; O2-), CaSe (Calziumselenid: Ca 2+; Se 2-)

  1. Natriumchlorid und Kalziumoxid haben sehr unterschiedlich hohe Schmelzpunkte. Kalziumoxid schmilzt bei 2570°C, Natriumchlorid schmilzt bei 800°C. Was könnte der Grund für diese grosse Diskrepanz sein?

In CaO sind Ionen mit doppelter Elementarladung verbunden. Im NaCl sind Ionen mit einfacher Elementarladung verbunden.

  1. Welche Unterschiede bezüglich der Lösungsenthalpie („Energiebilanz“ des Lösungsvorgangs) bestehen zwischen NaCl und KNO3?

Der Lösungsvorgang von KNO3 benötigt viel Energie (vor allem zur Überwindung der Gitterenergie). Daher steigt die Löslichkeit mit zunehmender Temperatur an. Bei NaCl hingegen gleichen sich Gitterenergie, Bindungsenergie und Solvatationsenergie weitgehend aus. Daher ist die Löslichkeit von NaCl kaum temperaturabhängig.

  1. Kontrollieren Sie die folgenden Summenformeln und korrigieren Sie diese nötigenfalls:  RbCl2, SrO, MgF3, Li2S, Be2Br.

RbCl, SrO, MgF2, Li2S, BeBr2
  1. Warum gefriert Salzwasser bei tieferen Temperaturen als reines Wasser? Stellen Sie eine Hypothese auf.

eigene

  1. Welche synonymen Bezeichnungen gibt es für die kovalente Bindung?

Molekularbindung, Elektronenpaarbindung, Atombindung

  1. Formulieren Sie die Oktettregel in Ihren eigenen Worten.

Hauptgruppenelemente gehen Verbindungen eingehen  so ein, dass deren Aussenschale die Elektronenkonstellation der Edelgase mit 4 Elektronenpaaren (8 Valenzelektronen) erreicht. Diese Regel wird Oktettregel genannt. Der Zustand heisst auch Edelgaszustand. Eine Ausnahme bildet H, dessen Edelgaszustand mit 2 Elektronen erreicht ist.

  1. Stellen Sie folgende Edelgase in der Lewis-Schreibweise dar und erklären Sie, warum die Edelgase keine Verbindungen mit anderen Stoffen eingehen wollen: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.
Melde dich an, um Bilder anzusehen.

bild

  1. Stellen Sie die Reaktionsgleichungen für die Bildung folgender Moleküle aus den Atomen in der Lewis-Schreibweise dar: Wasserstoffchlorid, Schwefelwasserstoff, Ammoniak (NH3), Kohlenmonoxid, Tetrachlorkohlenstoff, Dichlordifluormethan, Ozon (O3).
Melde dich an, um Bilder anzusehen.

bild

Begründen Sie anhand des Orbitalmodells, warum eine 100%-ige Ionenbindung nicht existiert

Ein Orbital beschreibt einen Aufenthalts-Wahrscheinlichkeits-Raum für Elektronen. In der Ionenbindung Besteht immer eine, wenn auch geringe, Wahrscheinlichkeit dafür, dass das vom Metallatom abgegebenen Elektron vom Metall-Ion angezogen wird und sich in dessen Orbitalen befindet. Der EN-Unterschied zwischen Metall- und Nichtmetallatom bewirkt die Elektronenabgabe des Metallatom an das Nichtmetallatom. Der Ladungsunterschied zwischen Metall-Ion und Nichtmetall-Ion aber zieht das Elektron teilweise auch wieder zum Metall-Ion zurück.

  1. Erläutern Sie, wie die EN-Differenz entscheidet, ob eine Bindung ionisch, polar kovalent oder unpolar kovalent ist.

Metallischen Bindungen:      ΔEN < 0.5

Kovalenten Bindungen:         0 < ΔEN < 1.8

Ionische Bindungen:            ΔEN >1.8

  1. Nennen Sie Verbindungen aus ihrer Umwelt oder ihres alltäglichen Lebens und geben Sie an ob diese metallisch, ionisch oder kovalent sind.

bsp

Worin liegt der Unterschied zwischen einer polaren Bindung und einem polaren Molekül

Der Begriff „Bindung“ bezieht sich nur auf eine Elektronenpaarbindung zwischen zwei Atomen innerhalb eines Moleküls. Diese Bindung kann polar oder unpolar sein, je nach ΔEN zwischen beteiligten Atomen. Ein Molekül kann polare Bindungen enthalten und doch unpolar sein, denn ein Molekül hat nur dann verschiedene Ladungspole, wenn die polaren Bindungen innerhalb des Moleküls unsymmetrisch verteilt sind.

 

  1. Gibt es polare Moleküle aus unpolaren Bindungen oder unpolare Moleküle aus polaren Bindungen? Begründen Sie.

Ein Molekül, welches nur aus unpolaren Bindungen aufgebaut ist, kann nicht polar sein. Ein Molekül, welches polare Bindungen enthält kann polar oder unpolar sein, abhängig von der räumlichen (Symmetrie) Verteilung der polaren Bindungen. Vergleichen Sie dazu die beiden Moleküle H2O und CF4.

  1. Ordnen Sie die folgenden Atome nach steigender Fähigkeit, Aussenelektronen anzuziehen: Cl, F, Br, C, H, I

F, Cl, Br, C, I, H

  1. Ordnen Sie die folgenden Atombindungen nach steigender Polarität: H-0, F-H, N-Cl, P-l, C-Br, C-F

C-Br ΔEN 0.2

N-Cl ΔEN  0.3

H-0 ΔEN 1.3

C-F ΔEN 1.5

F-H ΔEN 1.8

P-l ΔEN 2.0

  1. Quarz ist Siliziumoxid und hat die Summenformel SiO2. Die Molekularstruktur ist aber eine Vernetzung aus SiO4-Tetraedern. Stellen Sie das SiO4-Molekül in der Valenz-Elektronen-Schreibweise dar und zeichnen Sie es als Tetraeder: wo befindet sich das Si-Atom, wo sind die O-Atome, wie sieht die Bindung aus?
Melde dich an, um Bilder anzusehen.

bild

  1. Reihen Sie die folgenden Anziehungskräfte nach steigender Stärke für gleich grosse Teilchen: Ion-Ion, Van-der-Waals, Dipol.

Van-der-Waals, Dipol, Ion-Ion

  1. Zeichnen Sie in der Valenzelektronen-Schreibweise mehrere Wassermoleküle, welche über Wasserstoffbrücken aneinanderhängen. Zeigen Sie in der Zeichnung korrekt die Polarität der Bindungen, sowie Teilladungen.
Melde dich an, um Bilder anzusehen.

bild

  1. Welche Verbindung siedet höher, Butan (C4H10) oder Pentan (C5H12)? Begründen Sie Ihre Aussage.

Pentan siedet bei höherer Temperatur. Beide Moleküle sind unpolar und werden von Van-der-Waals Kräften aneinander gehalten. Pentan besitzt mehr verschiebbare Elektronen.

  1. Weshalb hat Stickstoff den tieferen Siedepunkt (-196° C) als Sauerstoff (- 183° C)?

Beide Moleküle sind unpolar. Sauerstoff hat mehr verschiebbare Elektronen als Stickstoff. Die Van-der-Waals Kräfte sind damit stärker.

  1. Welcher Stoff siedet höher: NH3 oder AsH3 ?

Ammoniak (NH3) -33°C  (insgesamt 10 Elektronen)

Arsenwasserstoff (AsH3) -117°C  (insgesamt 36 Elektronen)

Beide Moleküle sind polar. Aufgrund der grösseren EN von N gegenüber As ist die Bindung in Ammoniak stärker polar als in Arsenwasserstoff. Beide Moleküle sind geometrisch gleich gebaut. Beide sind unsymmetrisch, also Dipole.

Lernen