Chemietutorium

Reinhard Bayerl Chemietutorium 1

Chemietutorium

Anorganische Chemie


Atomaufbau, PSE, Bindungen


1. Was bedeutet Sauerstoffisotop 16 und 18?


Isotope

• Isotope sind Atome desselben Elements, aber mit unterschiedlichen Massezahlen.

• Isotope eines Elements haben die gleiche Anzahl an Protonen, aber eine unterschiedliche Anzahl an Neutronen.

• Man unterscheidet sie an hochgestellten Zahlen vor den Symbolen.


Sauerstoffisotope:

16

8 O:18

8 O: 8 Protonen

8 Neutronen

8 Protonen

10 Neutronen

Gleiches Element, unterschiedliche Masse


2. Geben Sie in Kurzschreibweise den Aufbau der Elektronenhülle von:

• Ne

• P

• Ca

• Cr

• Zn

• Br an


Aufbau der Elektronenhülle:Atom: K-S. L-Schale M-Schale N-Schale

10Ne: 1s² 2s² 2p

15P: 1s² 2s² 2p 3s² 3p³

20Ca: 1s² 2s² 2p 3s² 3p 4s²

24Cr: 1s² 2s² 2p 3s² 3p 3d 4s¹

30Zn: 1s² 2s² 2p 3s² 3p 3d 4s²

35Br: 1s² 2s² 2p 3s² 3p 3d 4s² 4p

6

6

6

6

6

6 5

5

10

10

6

6

6

6



3. In welcher Schale erfolgt der Einbau der Elektronen bei den Haupt- und Nebengruppen-elementen sowie den Lanthaniden/ Aktiniden?


Elektroneneinbau

HauptgruppenelementeElektroneneinbau in den

äußersten Schalen

(s- und p-Unterschalen)

NebengruppenelementeElektroneneinbau in der zweitäußersten Schale

(d-Unterschale)

Lanthaniden/ AktinidenElektroneneinbau in der drittäußersten Schale

(f- Unterschale)



4. Versuchen Sie mit Hilfe des Atomaufbaus (Zellen-Schreibweise) zu erklären, warum Sn in Zinnverbindungen als Sn² sowie Sn (Eisen in

Eisenverbindungen als Fe² sowie Fe³ vorliegen kann?

+

+ +

4+


Bei der Ionenwertigkeit von Elementen kommen nur die Elektronen der äußersten Schalen in

Betracht!

Zinn:


Eisen:


5. Welche genaue Struktur hat das Wassermolekül? Wie lässt sich diese erklären?

• Elektronegativität von Sauerstoff: 3,44

• Elektronegativität von Wasserstoff: 2,20


H – O – H

Molekülstruktur von Wasser


6. Folgende Eigenschaften der Halogene sind mit Hilfe des Atomaufbaus zu erklären:

a) Die chemische Zusammensetzung der Halogenwasserstoffverbindungen!

b) Die saure Wirkung der Halogenwasser-stoffverbindungen

c) Die Ionenladung (=Ionenwertigkeit) der Halogenide!


a) Chemische Zusammensetzung:

• HX (X = F, Cl, Br, I) sind Nichtmetallverbindungen Atombindung

• Elektronegativität von H und X verschieden Atombindung ist polar


b) Saure Wirkung von HX in wässriger Lösung

HX + H2O H3O + X + _

HX sind Brönstedsäuren


c) Ionenladung der Halogenide

Ionenladung der Halogenide ist –1:Außenelektronenkonfiguration von Halogen X:

Außenelektronenkonfiguration von Halogen X :_


Säuren, Basen und Salze


7. Welche Säure – Base – Theorie kennen Sie und wie können diese kurz charakterisiert werden?


a) Säure – Base Theorie nach Arrhenius:

• Jede Verbindung, die bei der Dissoziation in wässriger Lösung H - Ionen abgibt, ist eine Säure

• Jede Verbindung, die bei der Dissoziation in wässriger Lösung OH¯ - Ionen abgibt, ist eine Base

• Bsp: HCl H + ClNaOH Na + OH

+

+

_

_

+


b) Säure – Base – Theorie nach Brönsted:

• Säuren sind Partikel, die Protonen abspalten können

• Basen sind Partikel, die Protonen binden können

• Bsp: H2SO4 + H2O H3O + HSO4

Säure 1 Base 2 Säure 2 Base 1

_+


c) Säure – Base – Theorie nach Lewis:

• Eine Säure ist ein Molekül oder Ion, das eine Elektronenlücke aufweist

• Eine Base ist ein Molekül oder Ion, das ein einsames Elektronenpaar aufweist

• Bsp:


8. Geben Sie die Namen nachfolgender Soffe an:

• HCl

• H Cl

• H2S• H2SO3

• H2SO4

• H2SO5

• NaH2PO4

+ _• Ca(HCO3)2

• KHSO4

• FeCl3

• NaClO• N2O5

• SO3


• HCl

• H Cl

• H2S• H2SO3

• H2SO4

• H2SO5

• NaH2PO4

Chlorwasserstoff

Salzsäure

Schwefelwasserstoff

Schwefelige Säure

Schwefelsäure

Peroxoschwefelsäure

Natriumdihydrogenphosphat

_+


• Ca(HCO3)2

• KHSO4

• FeCl3

• NaClO• N2O5

• SO3

Calciumhydrogencarbonat

Kaliumhydrogensulfat

Eisen-III-chlorid

Natriumhypochlorit

Distickstoffpentoxid

Schwefeltrioxid


9. Geben Sie die Formeln nachfolgender Stoffe an:

• Kohlenmonoxid• Kupfer-I-oxid• Quecksilber-II-nitrat• Dikaliumhydrogenphosphat• Calciumdihydrogenphosphat• Blei-IV-sulfat


Formeln:

• Kohlenmonoxid• Kupfer-I-oxid• Quecksilber-II-nitrat• Dikaliumhydrogenphosphat• Calciumdihydrogenphosphat• Blei-IV-sulfat

CO Cu2O Hg(NO3)2

K2HPO4

Ca(H2PO4)2

Pb(SO4)2


10. Welche Stoffteilchen liegen vor in:a) Heliumgasb) Chlorgasc) Salzsäurelösungd) Schwefelsäurelösunge) Phosphorsäurelösungf) Natriumchloridlösungg) Ammoniakgash) Natriumcarbonatlösungi) Kaliumdihydrogenphosphat(Bei Lösungen sind meist Reaktionsgleichungen aufzustellen, um zu verstehen, welche Stoffteilchen durch Protolyse mit Wasser entstanden sind)


a) Atome b) Elementmoleküle (Cl2)c) Ionen (H , Cl )d) H2SO4 + H2O H3O + HSO4

HSO4 + H2O H3O + SO4 e) H3PO4 + H2O H3O + H2PO4

H2PO4 + H2O H3O + HPO4

HPO4 reagiert in wässriger Lösung basisch – nachdem eine Phophorlösung sauer ist, können die HPO4 -Teilchen nur zu H2PO4 - Teilchen zurückreagieren

+ _

+

+

_

2 – _

_

_2 – +

+

2 –

2 – _


f) NaCl Na + Cl

g) NH3 + H2O NH4 + OH

h) CO3 + H2O HCO3 + OH und Na -Ionen (basisches Salz)

i) H2PO4 +H2O H3O + HPO4 und K -Ionen ( saures Salz)

_

_

_

_

_

+

+

+

2 –

2 –

+

+

H2O


Massenwirkungsgesetz, Prinzip von Le Chatelier


11. Durch welche Eingriffe kann das chemische Gleichgewicht beeinflusst werden?

Wie heißt dieses Prinzip?


Prinzip von Le Chatelier:

Übt man auf ein Gleichgewichtssystem einen Zwang aus, so reagiert das System in der Weise, dass sich der Zwang verkleinert


Beeinflussung des chemischen Gleichgewicht:a) Veränderung der Konzentration: Produkte

werden gebildet bei der Zugabe von Edukten und der Entnahme von Produkten

b) Veränderung der Temperatur: Die Produktbildung wird begünstigt bei exothermen Reaktionen durch tiefe Temperaturen, bei endothermen Reaktionen durch hohe Temperaturen

c) Veränderung des Druckes: Das Gleichgewicht stellt sich so ein, dass die Zahl der Moleküle in der Gasphase verringert wird


12. Wie verschiebt sich das Ammoniak-Gleichgewicht:

• Durch Erhitzen

• Durch Abkühlen

• Durch Zugabe von NaOH, H2SO4, NH4Cl?


Ammoniakgleichgewicht:

NH3 + H2O NH4 + OH + _


Gleichgewichtsverschiebung:äußerer Zwang Ausweichen durch Gleichgewichtsverschiebung

Erhitzen Von NH3 ist der größte Teil gasförmig gelöst und entweicht beim Erwärmen

Abkühlen Beim Abkühlen löst sich mehr NH3 in Wasser

NaOH Die starke Base treibt die schwache Base aus ihrem Salz

H2SO4 Die OH¯ -Ionen werden von der Schwefelsäure zu H2O umgesetzt

NH4Cl Edukte werden durch Zugabe von Ammoniumionen gebildet


Konzentrations- und pH-Berechnungen von Säuren, Basen

und Salzen


13.

a) Wieviel g reines Natriumhydrogencarbonat benötigt man zur Herstellung von 5 l einmolarer Lösung (Atomgewicht C: 12, O: 16, H: 1, Na: 23)

b) Welchen %-Gehalt hat diese einmolare Lösung


13 a):

Geg.: - c(NaHCO3) = 1 mol/L

- V = 5 L

Ges.: m(NaHCO3)


13 a):• M(NaHCO3) = 23 + 1 + 12 + 3 x 16

= 84 g/mol

• n(NaHCO3) = c(NaHCO3) x V = 1 mol/L x 5 L =5 mol

• m(NaHCO3) = n(NaHCO3) x M(NaHCO3) = 5 mol x 84 g/mol

= 420 g


13 b):

• 1 Liter Wasser enthält 1 mol NaHCO3

• 1 mol NaHCO3 entspricht 84 g NaHCO3

• 1 Liter H2O entspricht 1000 g H2O

• % - Gehalt = 100% x 84 g / 1000 g = 8,4%

8,4 % - NaHCO3 – Lsg.


14.

a) Welcher pH-Wert stellt sich ein, wenn man 0,04 g NaOH (Atomgewicht Na: 23, O: 16, H: 1) in 100 ml H2O löst?

b) Wie ändert sich der pH Wert der Lösung von a), wenn man sie mit 10 ml 0,1 M – HCl- Lösung versetzt?


14 a):

• Geg.:- m(NaOH) = 0,04 g

- V = 100 ml = 0,1L

• Ges.: pH


14 a):

• M(NaOH) = 23 + 16 + 1

= 40 g/mol

• n(NaOH) = m(NaOH) / M (NaOH)

= 0,04 g / 40 g/mol

= 0,001 mol


14 a):

• c(NaOH) = n(NaOH) / V

= 0,001 mol / 0,1 L

= 0,01 mol/L

• c(OH ¯ ) = c(NaOH)

= 0,01 mol/L


14 a):

• pOH = – log [NaOH]

= – log [0,01]

= 2

• pH = 14 – pOH

= 14 – 2

= 12


14 b):

• Geg.:- c(HCl) = 0,1 mol/L

- V = 10 ml

• Ges.: pH

• Rgl.: NaOH + HCl H2O + NaCl


14 b):• n(HCl) = c(HCl) x V

= 0,1 mol/L x 0,01L= 0,001 mol

• Aus a): n(NaOH) = 0,001 moln(NaOH) = n(HCl)Die H und OH¯-Ionen reagieren so lange zu H2O bis

sich [H ] = [OH¯] = 10 eingestellt hatDie wässrige Lösung reagiert neutralpH = 7

-7+

+


15. Berechnen Sie den pH-Wert folgender Lösungen:

a) 1/10 M – HClb) 1/10 M – HNO3

c) 1/10 M – H2CO3

d) 1/10 M – KH2PO4

e) 1/10 M – NH3aq

f) 1/100 M – Na2HPO4


a): 1/10 M – HCl

• Rgl.: HCl + H2O H3O + Cl¯

• HCl ist eine starke Säure

• Das Gleichgewicht liegt ganz auf der rechten Seite

• c(H3O ) = c(HCl)

• c(H3O ) = 0,1 mol/L = 10

• pH = – log [H3O ] = 1

+

+

+

+

– 1


b): 1/10 M – HNO3

• Rgl.: HNO3 + H2O H3O + NO3¯

• HNO3 ist eine starke Säure

• Das Gleichgewicht liegt ganz auf der rechten Seite

• c(H3O ) = c(HNO3)

• c(H3O ) = 0,1 mol/L = 10

• pH = – log[H3O ] = 1

+

+

+

+

– 1


c): 1/10 M – H2CO3

• Rgl.: H2CO3 + H2O H3O + HCO3¯

• H2CO3 ist eine schwache Säure

• Zur pH – Wertberechnung müssen die pKS und pKB – Werte aus dem Merkblatt: „Säure-Basen-Paare“ entnommen werden

+


c): 1/10 M – H2CO3

• Geg.: - c(H2CO3) = 0,1 mol/L

- pKSH2CO3 = 6,52

• Ges.: pH

• MWG: KS = [H3O ] x [HCO3¯ ]

[H2CO3]

+


c): 1/10 M – H2CO3

• [H3O ] = [HCO3¯ ]

• KS =

• [H3O ]² = KS x [H2CO3]• [H3O ] = √ KS x [H2CO3]

= √ 10 x 0,1= √10 = 10

• pH = – log 10 = 3,76

[H3O ] x [H3O ][H2CO3]

+

+ +

+

– 6,52

– 7,52

– 3,76

– 3,76

+


d): 1/10 M – KH2PO4

• Geg.:- c(KH2PO4) = 0,1 mol/ L

- pKSH2PO4 = 7,12

• Ges.: pH

2 –


d): 1/10 M – KH2PO4

• Rgl.: KH2PO4 K + H2PO4¯

H2PO4¯ + H2O H3O + HPO4

• H2PO4¯ ist eine schwache Säure

• MWG: KS =

+

+ 2 –

[H3O ] x [HPO4 ][H2PO4¯ ]

+ 2 –

reagiert in H2O


d): 1/10 M – KH2PO4

• [KH2PO4] = [H2PO4¯ ]

• [H3O ] = [HPO4 ]

• KS = [H3O ] x [H3O ]

[H2PO4¯]

+ +

+ 2 –


d): 1/10 M – KH2PO4

• [H3O ]² = KS x [H2PO4¯ ]

• [H3O ] = √ KS x [H2PO4¯ ]

• [H3O ] = √ 10 x 10

• [H3O ] = √ 10

• [H3O ] = 10

• pH = 4,06

+

+

– 7,12 – 1

– 8,12

– 4,06


e): 1/10 M – NH3aq

• Geg.:- c(NH3aq) = 0,1 mol/ L

- pKB NH3 = 4,75

• Ges.: pH


e): 1/10 M – NH3aq

• Rgl.: NH3 + H2O NH4 + OH¯

• NH3 ist eine schwache Base

• MWG: KB = [NH4 ] x [OH¯ ]

[NH3]

+

+


e): 1/10 M – NH3aq

• [OH¯ ] = [NH4 ]

• [OH¯ ] = √ KB x [NH3]

• [OH¯ ] = √ 10 x 10

• [OH¯ ] = √ 10

• [OH¯ ] = 10

• pOH = 2,87

• pH = 14 – pOH = 11,13

– 4,75

– 5,75

– 2,87

– 1

+


f): 1/10 M – Na2HPO4

• Geg.:- c(Na2HPO4) = 0,01 mol/ L

- pKB HPO4 = 6,88

• Ges.: pH

2 –


f): 1/10 M – Na2HPO4

• Rgl.: Na2HPO4 2 Na + HPO4

• HPO4 + H2O H2PO4¯ + OH¯

• HPO4¯ ist eine schwache Base

• MWG: KB =

reagiert in H2O

[H2PO4¯ ] x [OH¯ ][HPO4 ]

+ 2 –

2 –

2 –


f): 1/10 M – Na2HPO4

• [OH¯] = [H2PO4¯]

• [OH¯] = √ KB x [HPO4 ]

• [OH¯] = √ 10 x 10

• [OH¯] = √ 10

• [OH¯] = 10

• pOH = 4,44

• pH = 14 – pOH = 9,56

– 6,88

– 8,88

– 4,44

– 2

2 –


Puffergemische


16. Berechnen Sie den pH-Wert der nachfolgenden Puffermischung!

a) Welchen pH-Wert hat ein Phosphatpuffer, in dem eine 1/100 M – NaH2PO4 und eine 1/100 M – Na2HPO4 Lösung vorliegt?

b) Welchen pH-Wert hat ein Ammoniak-Ammoniumpuffer, der durch Mischen von 1 L 1/100 M – NH3aq und 2 L 1/1000 M – NH4Cl entsteht?

c) Welcher pH-Wert stellt sich ein, wenn man 1 Liter einer 1/10 M – Kohlensäurelösung mit 8,4 g NaHCO (Na: 23, H: 1, C: 12, O: 16) abpuffert? [NaHCO3] = [HCO3¯]


16 a):

• Geg.:- c(NaH2PO4) = c(H2PO4¯)

= 0,01 mol/ L

- c(Na2HPO4) = c(HPO4 )

= 0,01 mol/L

- pKS H2PO4¯ = 7,12

2 –


16 a):

• Rgl.: H2PO4¯ + H2O H3O + HPO4

• MWG: KS =

+ 2 –

[HPO4 ] x [H3O ][H2PO4¯ ]

2 – +


1. Möglichkeit: aus MWG ausrechnen:

• [H3O ] = KS x

• [H3O ] = Ks x

• [H3O ] = Ks• pH = pKS

• pH = 7,12

+ [H2PO4¯][HPO4 ]2 –

0,01 mol/ L0,01 mol/ L

+

+


2. Möglichkeit: Henderson-Hasselbalch-Gleichung:

• pH = pKS + log

• pH = 7,12 + log

• pH = 7,12 + log 1

• pH = 7,12

[Salz][Säure]

0,01 mol/ L0,01 mol/ L


Merke:

Bei äquimolaren Puffer ( [Salz] = [Säure] bzw. n(Salz) = n(Säure) ) ist:

pH = pKS


16 b):

• Geg.:- c(NH3aq) = 0,01 mol/ L

- V(NH3aq) = 1 L

- c(NH4Cl) = 0,001 mol/ L

- V(NH4Cl) = 2 L

- pKB NH3 = 4,75

- pKS NH4 = 9,25

• Ges.: - pH

+


16 b):

• Rgl.: NH4 + H2O H3O + NH3

• MWG: KS =

+ +

[H3O ] x [NH3][NH4 ]

+

+


16 b):

• n(NH3) = c(NH3) x V(NH3)

= 0,01 mol/ L x 1 L

= 0,01 mol

• n(NH4 ) = c(NH4 ) x V(NH4 )

= 0,001 mol/ L x 2 L

= 0,002 mol

+ + +


Henderson-Hasselbalch-Gleichung:

• pH = KS + log

• pH = 9,25 + log

• pH = 9,25 + log 5

• pH = 9,95

n(NH3)n(NH4 )+

0,01 mol0,002 mol


16 c):

• Geg.:- m(NaHCO3) = 8,4 g

- c(H2CO3) = 0,1 mol/ L

- V(H2CO3) = 1 L

- pKS H2CO3 = 6,52

• Ges.: - pH


16 c):

• Rgl.: H2CO3 + H2O H3O + HCO3¯

• MWG: KS =

+

[H3O ] x [HCO3¯][H2CO3]

+


16 c):• M(NaHCO3) = 23 + 1 + 12 + 3x16

= 84 g/ mol• n(NaHCO3) = m(NaHCO3) /

M(NaHCO3)

= 8,4 g / 84 g/mol

= 0,1 mol• n(H2CO3) = c(H2CO3) x V(H2CO3)

= 0,1 mol/ L x 1 L

= 0,1 mol


Henderson-Hasselbalch-Gleichung:

• pH = KS + log

• pH = 6,52 + log

• pH = 6,52 + log 1

• pH = 6,52 = pKS

n(HCO3¯)n(H2CO3)

0,1 mol0,1 mol


Löslichkeitsprodukt


17. Berechnen Sie, ob Niederschläge ausfallen, wenn

a) Eine 1/1000 M – Silbernitrat- und eine 1/100 M – Kaliumchloridlösung

b) Eine 1/1000 M – Sr – Lösung und eine 1/100 M - OH¯ – Lösung

c) Eine 1/10 M – Pb – Lösung und eine 1/10 M – Cl¯ – Lösung zusammengeschüttet werden

d) Welchen Vorteil hat die Angabe des Löslichkeits-produktes gegenüber jeder Löslichkeitsangabe für einen Stoff?

(Löslichkeitsprodukt für Silberchlorid: 10 , Strontiumhydroxid: 10 , Blei – II – chlorid: 10 )

2+

2+

– 10 – 4 – 5


17 a):

• Geg.:- c(AgNO3) = 1/1000 mol/ L

- c(KCl) = 1/100 mol/ L

- Lp AgCl = 10 mol²/ L²

• Rgl.: AgNO3 + KCl AgCl + KNO3

– 10


17 a):

• [Ag ] = c(AgNO3)

= 1/1000 mol/ L

• [Cl¯] = c(KCl)

= 1/100 mol/ L

• Ionenprodukt:

[Ag ] x [Cl¯] = 10 x 10 = 10

+

+ – 3 – 2 – 5


17 a):

10 > Lp AgCl = 10

Niederschlag!

– 5 – 10


17 b):

• Geg.:- c(Sr ) = 1/1000 mol/ L

- c(OH¯) = 1/100 mol/ L

- Lp Sr(OH)2 = 10 mol³/ L³

• Rgl.: Sr + 2 OH¯ Sr(OH)2

2+

2+

– 4


17 b):

• Ionenprodukt:

[Sr ] x [OH¯]² = 10 x (10 )²

= 10

10 < Lp Sr(OH)2 = 10Kein Niederschlag!

2+ – 3 – 2

– 7

– 7 – 4


17 c):

• Geg.:- c(Pb ) = 1/10 mol/ L

- c(Cl ¯) = 1/10 mol/ L

- Lp PbCl2 = 10 mol³/ L³

Rgl.: Pb + 2 Cl¯ PbCl2

2+

– 5

2+


17 c):

• Ionenprodukt:

[Pb ] x [Cl¯]² = 10 x (10 )²

= 10

10 > Lp PbCl2 = 10 Niederschlag

2+

– 5

– 1 – 1

– 3

– 3


17 d) Vorteile des Löslichkeitsproduktes:• Man kann auch bei schwerlöslichen Salzen

bestimmen, wie viel sich in Wasser löst

• Man kann rechnerisch überprüfen, ob sich ein Niederschlag bildet oder nicht

• Man kann anhand des Löslichkeitsproduktes die Masse des gelösten Salzes bestimmen


18. In einer Lösung liegen nebeneinander vor:

• 1/10 M – MgCl2

• 1/10 M – NH3aq

• 1 M – NH4Cl.

Erklären Sie eingehend (einschließlich Berechnung: Löslichkeitsprodukt Magnesiumhydroxid = 10 mol³/ L³), warum kein Niederschlag entsteht.

– 12


18.:

Zur Berechnung des Ionenproduktes [Mg ] x [OH¯] muss zunächst die [OH¯] des NH3/ NH4Cl – Puffergemisches berechnet werden.

2 +


Berechnung von [OH¯]

• Geg.:- c(NH3aq) = 0,1 mol/ L

- c(NH4 ) = c(NH4Cl)

= 1 mol/ L

- pKS NH4 = 9,25

• Ges.: [OH¯]

+

+


Berechnung von [OH¯]

• Rgl.: NH4 + H2O H3O + NH3

• MWG: KS =

• pH = pKS + log

• pH = 9,25 + log

+ +

[H3O ] x [NH3][NH4 ]

+

+

c(NH3)c(NH4 )+

0,1 mol/ L1 mol/ L


Berechnung von [OH¯]• pH = 9,25 – 1 • pH = 8,25

• pOH = 14 – pH = 14 – 8,25 = 5,75

[OH¯] = 10 mol/ L– 5,75


Berechnung des Ionenproduktes:

• Geg.:- [Mg ] = c( MgCl2)

= 0,1 mol/ L

- [OH¯] = 10 mol/ L

- Lp Mg(OH)2 = 10 mol³ / L³

• Ges.: Wert des Ionenproduktes

2 +

– 5,75

– 12


Berechnung des Ionenproduktes:

• Rgl.: Mg + 2 OH¯ Mg(OH)2

Ionenprodukt = [Mg ] x [OH¯]²

= 10 mol/ L x (10 mol/ L)²

= 10 mol³/ L³10 mol³/ L³ < Lp Mg(OH)2 = 10 mol³/ L³ kein Niederschlag

2 +

2 +

– 5,75– 1

– 12,5

– 12,5 – 12


19. Berechnen Sie die Löslichkeit c(CaCO3) und die gelöste Menge (mg) von CaCO3 in reinem Wasser. (Lp CaCO3 = 10 mol²/ L²) – 8


Berechnung der Löslichkeit von CaCO3:

• Geg.:Lp CaCO3 = 10 mol²/ L²

• Ges.: - c(CaCO3)

- m(CaCO3)

• Rgl.: CaCO3 Ca + CO3

– 8

2 + 2 –


• Lp CaCO3 = [Ca ] x [CO3 ]

• c(CaCO3) = [Ca ] = [CO3 ]

• c(CaCO3)² = Lp CaCO3

• c(CaCO3) = √ Lp CaCO3

= √ 10 mol²/ L² = 10 mol/ L

Berechnung der Löslichkeit von CaCO3:

2 + 2 –

2 + 2 –

– 8 – 4


In einem Liter Wasser gelöste Menge Kalk:

• M(CaCO3)= 40 + 12 + 3 x 16

= 100 g/ mol

• n(CaCO3) = c(CaCO3) x V

= 10 mol/ L x 1L

= 10 mol

– 4

– 4


In einem Liter Wasser gelöste Menge Kalk:

• m(CaCO3) = n(CaCO3) x M(CaCO3)

= 10 mol x 100 g/ mol

= 10 g

= 10 mg

– 4

– 2


Redoxreaktionen


20. Geben Sie die Oxidationszahlen der angegebenen Elemente in den nachfolgenden

Verbindungen an:

Element Cr Pb S N Mn O Cu

Verbindung K2Cr2O7 PbO2 H2SO5 HNO3 KMnO4 H2O2 Cu2S

Oxidations-zahl


Oxidationszahlen:

Element Cr Pb S N Mn O Cu

Verbindung K2Cr2O7 PbO2 H2SO5 HNO3 KMnO4 H2O2 Cu2S

Oxidations-zahl + 6 + 4 + 6 + 5 + 7 – 1 + 1


21. Formulieren Sie die Redoxgleichungen (mit Teilgleichungen) folgender Prozessen:

a) Ag / Zn

b) HgSO4 / Fe

c) Cl2 / Al

d) HCl / Mg

e) KMnO4 in saurer Lösung / KJ

f) Salpetersäure / Cu

+


Schritte bei der Formulierung der Teilgleichungen:

• Bestimmung der Oxidationszahlen

• „Elementausgleich“

• „Elektronenausgleich“

• „Ladungsausgleich“

• „Atomausgleich“


21 a):

Ox.: Zn Zn + 2 e¯

Red.: Ag + e¯ Ag | x 2

Redox.: Zn + 2 Ag Zn + 2 Ag

2+

2+

+

+


21 b):

Ox.: Fe Fe + 2 e¯

Red.: Hg +2 e¯ Hg

Redox.: Fe + Hg Fe + Hg

2+

2+

2+

+


21 c):

Ox.: Al Al + 3 e¯ | x 2

Red.: Cl2 + 2 e¯ 2 Cl¯ | x 3

Redox: 2 Al + 3 Cl2 2 Al + 6 Cl¯

3+

3+


21 d):

Ox.: Mg Mg + 2 e¯

Red.: 2 H + 2 e¯ H2Redox.: Mg + 2 H Mg + H2

2+

2++

+


21 e):

Ox.: 2 J¯ J2 + 2 e¯ | x 5

Red.:MnO4¯+5e¯+8H Mn + 4 H2O | x 2

Redox: 10J¯+ 2MnO4¯+16H 5 J2 + 2 Mn + 8 H2O

+

+

2+

2+


21 f):

Ox.: Cu Cu + 2 e¯ | x 3

Red.: NO3¯+3e¯+4H NO + 2 H2O | x 2

Redox: 3Cu +2NO3¯+8H 3Cu + 2NO + 4H2O

2+

2+

+

+


22. Warum erfolgt keine Reaktion in folgenden Fällen?

a) Zn / Cu

b) Cl2 / Al

c) Nitrat in bas. Lösung / NaCl

3+


22 a):

• Zn: Zn Zn + 2 e¯

• Cu: Cu Cu + 2 e¯

• In beiden Fällen liegen die reduzierten Teilchen der Redoxpaare vor kein Elektronenaustausch möglich!

2+

2+


22 b):

• Cl2: Cl2 + 2e¯ 2 Cl¯

• Al : Al + 3e¯ Al

• In beiden Fällen liegen die oxidierten Teilchen der Redoxpaare vor kein Elektronenaustausch möglich

3+3+


22 c):

• NO3¯: NO3¯+2e¯+H2O NO2¯+ 2OH¯

• Na : Na + e¯ Na

• In beiden Fällen liegen die oxidierten Teilchen der Redoxpaare vor kein Elektonenaustausch möglich

++


22 c):

• NO3¯: NO3¯+2e¯+H2O NO2¯+ 2OH¯

• Cl¯ : 2 Cl¯ Cl2 + 2e¯

• Aber: Elektromotorische Kraft:

NO3¯/NO2¯: +0,01V < Cl2/Cl¯: +1,36V

Geht nicht!

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