Fragensammlung Allgemeine & Anorganische … 1 & 2: Einleitung und Atombau 1) Gay-Lussac fand heraus, dass jeweils ein Volumen Wasserstoff-Gas mit einem Volumen Chlor-Gas zu zwei Volumina

Fragensammlung

Allgemeine & Anorganische Chemie für Biologie

CHE 170.1

Roland Sigel & Eva Freisinger Anorganisch-chemisches Institut, Universität Zürich

Diese Fragensammlung wurde auf Wunsch der Studierenden zusammengestellt. Sie besteht aus Fragen der Übungen zu CHE 170 sowie der Modulprüfungen der Jahre 2003-2009. Beachten Sie, dass die in der Vorlesung abgegebenen Übungen zu einem grossen Teil aus Fragen von Modulprüfungen bestehen und somit auch hier wieder aufgeführt sind. Sinn und Zweck dieser Sammlung ist es, das Gelernte an Beispielen zu überprüfen, und als Grundlage zur Prüfungsvorbereitung zu dienen. Selbstredend kann der gesamte Stoff der Vorlesung durch eine solche Sammlung nicht umfassend abgedeckt werden. Stoff und Thema der Modulprüfung sind wie in der Vorlesung angekündigt, der Inhalt des Skripts, der Vorlesung und der Übungen! Die Fragen sind nach Kapiteln (entsprechend dem Skript zur Vorlesung), bzw. nach Art der Fragen geordnet. Am Ende findet sich die Modulprüfung vom Januar 2008 als konkretes Beispiel. 1. Kapitel 1 & 2: Einleitung und Atombau 1) Gay-Lussac fand heraus, dass jeweils ein Volumen Wasserstoff-Gas mit einem Volumen Chlor-

Gas zu zwei Volumina Chlorwasserstoff reagieren. Stimmt diese Beobachtung mit der Hypothese überein, dass die Gase Wasserstoff und Chlor einatomig vorliegen? Erklären Sie Ihre Aussage. Welche Schlüsse lässt das Ergebnis des Experiments auf die Formel von Chlorwasserstoff zu?

2) Wieviele Elektronen entsprechen der Masse eines Protons? 3) Eine Schneeflocke durchschnittlicher Grösse enthält 1.7 · 1018 Wasser-Moleküle. Welches

Gewicht hat sie? 4) Ergänzen Sie die Kernreaktionen:

(a) 6530 Zn + … ––––––> 65

29 Cu + 11 H

(b) N147 + n ––––––> + … H1

1

(c) 21483 Bi ist sowohl ein α- als auch ein β-Strahler. Zu welchen beiden Isotopen zerfällt Bi? 214

83

5) Schreiben Sie die Symbole inklusive Massen- und Ordnungszahl der folgenden Elemente auf

und erläutern Sie, ob es sich jeweils um ein Metall, Halb- oder Nichtmetall handelt (benutzen Sie hierfür das Periodensystem).

(a) Brom (d) Radon (b) Selen (e) Mangan (c) Hafnium (f) Argon

Fragenkatalog, CHE170 Allgemeine & Anorganische Chemie für Biologie 2

6) Welche der folgenden Gleichungen stimmen mit dem Gesetz von der Erhaltung der Masse

überein?

(a) CHF3(g) + O ––––––> OH(g) + CF3(g) (b) 4 C3H5NO(g) + 19 O2(g) ––––––> 12 CO2(g) + 10 H2O(g) + 4 NO2(g) (c) CCl4(g) + O2(g) ––––––> COCl2(g) + Cl2(g) 2. Kapitel 3 und 4: Das Periodensystem und die chemische Bindung 1) Mit wievielen Elektronen können die Schalen mit den Hauptquantenzahlen n = 1, 2 und 3 maximal besetzt werden? 2) Geben Sie die Elektronenkonfiguration eines Germanium- und eines Aluminiumatoms an. Welches Elektron eines Aluminiumatoms ist am energiereichsten? 3) Geben Sie an, welche Elemente die folgenden Elektronenkonfigurationen besitzen:

a) 1s22s22p6; b) [Edelgas]ns2(n-1)d10np4

c) Benutzen Sie kein Periodensystem: Eisen steht an 6. Stelle in der ersten Übergangs- periode. Wie ist demnach seine Elektronenkonfiguration? Wie ist diejenige von Fe2+?

4) Berechnen Sie jeweils die Abschirmungskonstante σ sowie die effektive Kernladung Z* für ein Elektron aus den angegebenen Orbitalen.

a) Stickstoff, N: 1s und 2p b) Rhodium, Rh: 1s und 4d c) Hypothetisches Rh+, wobei das Elektron aus dem 1s-Orbital entfernt wurde: 1s und 4d

5) Ordnen Sie die folgenden Teilchen nach steigender Grösse:

a) Li+, Rb+, K+; b) Br–, Na+, Mg2+

6) H2S hat eine gewinkelte Struktur mit einem Bindungswinkel von ca. 90°. Welche Atomorbitale des S und des H müssen an den kovalenten S–H Bindungen beteiligt sein? 7) Erklären Sie anhand eines MO Schemas, warum He2

+ stabil ist, aber He2 nicht. 8) Zeichnen Sie das MO-Schema von NO+ und bestimmen Sie die Bindungsordnung. 9) Wie gross ist die Bindungsordnung in den Molekülen I2, N2, NO–, CN–? 10) Welche der folgenden Formeln muss falsch sein?

MnO MnO2 MnO4 MnF4 MnO42– MnO4

–

11) Zeichnen Sie die Lewis Formeln (Strichformeln mit bindenden und nicht-bindenden Elektronen,

sowie eventuellen formalen Ladungszahlen) folgender Moleküle:

a) N2 b) NO+ c) ClO4– d) CN– e) NO2

– f) NCCN g) SF6 h) OCN– i) NOCl j) H2SO4 k) H3PO4 l) SO4

2– m) S2O32–

Geben Sie jeweils die die Geometrie um die Zentralatome in c), e), g), und h) - m) an.

Roland Sigel & Eva Freisinger, Anorganisch-chemisches Institut, Universität Zürich, HS2009


12) Zeichnen Sie die Resonanzstrukturen der folgenden Moleküle oder Ionen:

a) ClO2 b) SeO2 c) HNO3 (H ist an Sauerstoff gebunden). 13) Welche der folgenden Teilchen sind Lewis-Säuren, welche Lewis-Basen? Zeichnen Sie (wo

möglich) die Lewis-Formeln.

NH3 BF3 ClO¯ CN¯ NO+ H¯ H+ SO3 Be2+ CO2 SCN¯ O O2–

14) Zeichnen Sie die Lewisformeln für Sulfat, Distickstofftrioxid, und Phosphorige Säure (2-

protonig: H3PO3). Notieren Sie jeweils auch die Oxidationsstufen aller Atome. 15) Gleichen Sie folgende Reaktionsgleichungen ab: (a) C(s) + F2(g) CF4(g) (b) N2O5(s) + H2O(l) HNO3(l) (c) C2H4(g) + O2(s) CO2(g) + H2O(g) (d) La2O3(s) + H2O(l) La(OH)3(s) (e) Li3N(s) + H2O(l) NH3(g) + LiOH(aq) LiN3(s) + H2O(l) NH3(g) + LiOH(aq) + O2(g) (f) C3H7OH(l) + O2(l) CO2(g) + H2O(l) (g) CCl4(g) + O2(g) CCl2O(g) + Cl2(g) 16) Wie lauten die Formeln der Ionenverbindungen folgender Elemente?

a) Li, O b) Sr, S c) Cs, Br d) Sc, F 17) Ordnen Sie die folgenden Bindungen nach zunehmender Polarität:

a) C⎯S, B⎯F, N⎯O; b) Pb⎯Cl, Pb⎯Pb, Pb⎯C; c) H⎯F, O⎯F, Be⎯F. 18) Welche der folgenden Moleküle haben ein Dipolmoment: I2, HCI, CH3OH, C(OH)4, CH4, H2O,

CO2? 19) Zeichnen Sie das MO-Diagramm vom Peroxid- und vom Superoxid-Ion und bestimmen Sie

jeweils die Bindungsordnung. 3. Kapitel 5: Die Aggregatzustände 1) Welchen ungefähren Gasdruck (in bar) hat 1 Mol ClO2 in einem geschlossenen Gefäss mit

einem Volumen von 5 L bei 25°C? Wie ist der Druck, wenn ClO2 in die Elemente zerfällt? 2) Für die Löslichkeit eines festen Stoffes in einem bestimmten Lösungsmittel sind neben

Entropiefaktoren hauptsächlich zwei Energiegrössen verantwortlich. Welche? 3) Die folgenden Stoffe lassen sich eindeutig als Legierung, Metallkomplexe, Salz, Element oder

als kovalente Verbindung klassifizieren:

a) N2O b) [Cu(NH3)4]2+ c) CuZn3 d) CaO e) O3 f) BN 4) Welche der Stoffeigenschaften – hohe elektrische Leitfähigkeit, hoher Schmelzpunkt, leichte

Löslichkeit in H2O, Leichtflüchtigkeit – passen auf Molekülgitter bzw. kovalente Atomgitter? Ordnen Sie untenstehende Stoffe den beiden genannten Gitterarten zu.

SiO2 CO2 BN CsF Al I2 SiC Na2O



5) Zeichnen Sie das Phasendiagramm von CO2. Bezeichnen Sie darin auch alle Phasenlinien, die

einzelnen Phasen sowie auch die wichtigen Punkte. 6) In welcher Grössenordnung liegt die benötigte Energie für die Reaktion Cl2(g) → 2 Cl(g)? Bei 20,

200 oder 2000 kJ/mol? 4. Kapitel 6, 7 und 8: Thermodynamik, chemische Gleichgewichte, Lösungen,

und Analytische Methoden 1) Ermitteln Sie mit Hilfe eines Kreisprozesses und unter Benutzung der unten angegebenen

thermodynamischen Daten die mittlere Bindungsenergie für eine C=O Doppelbindung in CO2.

C(s) C(g) 700 kJmol–1 C O2(g) 2 O(g) 500 kJmol–1 O2 C(s) + O2(g) CO2(g) –400 kJmol–1 CO2 2) Überlegen Sie für die folgenden Vorgänge, ob jeweils eine Zunahme oder eine Abnahme der

Entropie (∆S) sowie der Enthalpie (∆H) des chemischen Systems zu erwarten ist:

a) CO2(s) sublimiert zu CO2(g) ∆Sa ∆Ha

b) Erwärmung von CaCO3(s) ∆Sb ∆Hb

c) CO2(g) + CaO(s) CaCO3(s) ∆Sc ∆Hc 3) Wieviele m3 O2 entstehen beim thermischen Zerfall von 1 Mol KClO3? Die Reaktion (KClO3

KCl + 3/2 O2) wird im offenen Gefäss bei Normalbedingungen durchgeführt. 4) Ein geschlossenes Gefäss vom Volumen 5 L enthält bei 25 °C 1 Mol CaO und CO2 vom

Gasdruck 5 bar, sonst nichts. Wie gross wird der Gasdruck, wenn 90% des CaO mit CO2 reagiert haben?

5) Ein Reaktionsgefäss ist durch eine semipermeable Membran in zwei Kompartimente A und B

unterteilt; beide enthalten Lösungsmittel (H2O) und A zusätzlich einen gelösten Stoff S in der Konzentration cs, dessen Moleküle zu gross für die Poren der Membran sind. Wie gross ist der osmotische Druck π im Kompartiment A für cs = 1 M? Beachten Sie dabei, dass der osmotische Druck π analog zum Druck p mit Hilfe der idealen Gasgleichung beschrieben werden kann.

6) Formulieren Sie das Löslichkeitsprodukt der folgenden Verbindungen:

a) CdS b) Fe3(AsO4)2 c) CaF2; die Löslichkeit von CaF2 beträgt bei 35 °C 1.24 · 10–3 M. Welchen Wert hat das

Löslichkeitsprodukt LP? 7) Das LP von AgIO3 beträgt 3.0 · 10–8 M2. Bildet sich ein Niederschlag, wenn 100 mL einer 10

mM AgNO3-Lösung mit 10 mL einer 10 mM NaIO3-Lösung versetzt werden? 8) Wieviel g Magnesium befinden sich in 200 mL einer gesättigten Magnesiumhydroxid-Lösung

und wie gross ist der pH? LP = 0.5⋅10–12 M3



9) Gleichen Sie folgende Reaktionsgleichungen ab und formulieren Sie das Massenwirkungsgesetz:

(a) NH4NO2 (f) N2 (g) + H2O (g) (b) N2O4 (g) NO2 (g) (c) Fe3O4 (f) + H2 (g) FeO (f) + H2O (g) (d) NH3 (g) + O2 (g) N2 (g) + H2O (g) 10) Zn(OH)2 hat ein Löslichkeitsprodukt von 4.5·10–17 M3. Wieviel ZnCl2 löst sich in einer auf pH

= 8 gepufferten Lösung? 11) Pepsin ist ein menschliches Protein im Verdauungstrakt. Eine Lösung von 500 mg Pepsin in 30

mL Wasser zeigt unter Standardbedingungen einen osmotischen Druck von 0.0116 bar. Berechnen Sie die Menge an Pepsin (in mol) und daraus das Molekulargewicht von Pepsin.

12) Skizzieren Sie die Geschwindigkeitsverteilung der Teilchen von O2 bei Raumtemperatur und

bei 400 K. 13) Für ein kleines Peptid mit einem Molekulargewicht von 870 wird in einer Lösung, die 2.175 mg

Substanz in 10 mL Wasser enthält, bei 250 nm in einer 0.2 cm Küvette eine Extinktion von 0.625 gemessen. Wie gross ist der molare Extinktionskoeffizient des Peptids?

14) Die Konzentrationen der folgenden wässrigen Lösungen sind volumetrisch zu bestimmen: H2C2O4, Fe(II), Mn(II), Cu(II), NH3, I–. Welches Titrationsmittel würden Sie jeweils wählen und wie würden Sie den Endpunkt der

Titration erkennen? 5. Kapitel 10: Säure-Base Reaktionen 1) Aufgrund der angegebenen pKs-Werte ist für die folgenden vier Säuren-Basen-Reaktionen die

Gleichgewichtslage zu entscheiden (links oder rechts): Säure pKs HCO3

– 10 CH3COOH 5 HCN 9 (a) HCO3

– + CH3COO– CO32– + CH3COOH

NH4+ 9 (b) CN– + CH3COOH HCN + CH3COO–

H3PO4 2 (c) NH4+ + H2PO4

– NH3 + H3PO4 HPO4

2– 12 (d) HPO42– + NH3 PO4

3– + NH4+

2) Es soll eine möglichst wenig saure 10–2 M Lösung eines Al-Salzes hergestellt werden, ohne dass

Al(OH)3 ausfällt. Welches ist der höchst mögliche pH-Wert? Das Löslichkeitsprodukt von Al(OH)3 beträgt 10–32 M4.

3) Wie verschiebt sich die Lage folgender Gleichgewichte (nach links oder rechts) bei Zugabe von

HNO3?

(a) Cu2+ + 4 Cl– CuCl42– (c) Ni(CN)4

2– Ni(CN)3– + CN–

(b) Cu2+ + 4 NH3 Cu(NH3)42+ (d) HCO3

– + H+ CO2 + H2O 4) Berechnen Sie die Stoffportion KOH, die benötigt wird, um 2 L einer Lösung mit dem pH-Wert

9.00 zu bekommen.



5) Geben Sie an, ob die Lösungen folgender Verbindungen sauer oder basisch sind: HF, KCN, CaO, NaH, HClO4, H2C2O4, KOH, H3PO4. 6) Die (gerundeten) pKs Werte von Oxalsäure sind 2 und 4. Wie gross ist die [C2O4

2–] einer 10–2 M H2C2O4 Lösung vom pH 0?

7) Berechnen Sie den pH Wert einer 10−9 M NaOH Lösung. 8) Benennen Sie die konjugierte Base zu Schwefelsäure (pKs = −3) und berechnen Sie ihren pKB

Wert. 9) Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen von Calciumoxid, Bor(III)oxid und Selen(IV)oxid

mit Wasser. Geben Sie auch an, ob die Lösung basisch oder sauer wird. 10) Milchsäure, HC3H5O3, kann ein Proton übertragen. Eine Milchsäure-Lösung der Konzentration

0.1 M hat einen pH Wert von 2.44. Berechnen Sie Ks. 11) Die pKs-Werte der Quadratsäure (C4H2O4) betragen 1.5 und 3.5. Eine 0.1 M wässrige

Quadratsäurelösung wird mit einer 0.5 M NaOH titriert. Berechnen Sie die pH-Werte während der Titration (i) zu Beginn, nach Zugabe von (ii) 0.5, (iii)

1, (iv) 1.5 und (v) 2 Äquivalenten NaOH, sowie (vi) an einem Punkt nach mehrfacher Übertitration (z. B. nach Zugabe von 6 Äquivalenten NaOH). Vernachlässigen Sie dabei jegliche Verdünnungseffekte durch die Basenzugabe.

12) Ihr Nachbar ist eine etwas saure Person und hat sein Swimmingpool mit 0.1 M HCl gefüllt. Sie

sind ein experimentierfreudiger Chemiker und werfen ihrem Nachbarn einen Brocken Lithium in seinen Swimmingpool. Sie beobachten eine heftige Reaktion.

i) Stellen Sie die beiden Halbgleichungen sowie die Gesamtgleichung der Reaktion auf. ii) Berechnen Sie die EMK (∆E) obiger Reaktion, wenn ansonsten Standardbedingungen

herrschen (d.h. ausser [HCl] = 0.1 M). (E°Li+/Li = –3.045). iii) Wie gross ist die Gleichgewichtskonstante und ∆G für obige Reaktion unter den gegebenen

Bedingungen? 13) Geben Sie an, ob die Lösungen folgender Verbindungen sauer oder basisch sind: HI, KOCN, Na2C2, LiH, FeCl3. Begründen Sie Ihre Antwort mit je einer Reaktionsgleichung. 14) Welche(s) der folgenden Gemische sind gepuffert: Begründen Sie Ihren Entscheid.

KH2PO4 + Na2HPO4 , Verhältnis 1:1 H3PO4 + NaOH , Verhältnis 1:2 15) Methylrot hat einen Umschlagbereich von pH 4-6. Warum kann man diesen Indikator bei der

Gehaltsbestimmung einer wässrigen Essigsäurelösung durch Titration mit NaOH nicht verwenden?

16) Erläutern Sie anhand einer Reaktionsgleichung, weshalb eine wässrige Lösung von

Kaliumcarbonat basisch reagiert.



6. Kapitel 11: Komplexbildung 1) Die folgenden Gleichgewichtsreaktionen sind gegeben:

a) [AgCl2]– + 2 CN– [Ag(CN)2]– + 2 Cl–

b) CH3HgI + HCl CH3HgCl + HI c) AgF + LiI AgI + LiF Geben Sie jeweils an, ob die Gleichgewichtskonstante grösser oder kleiner als 1 ist und

begründen Sie. 2) Bei den folgenden Komplexformeln des II-wertigen Kupfers, des III-wertigen Eisens und des

III-wertigen Aluminiums ist die Ladung zu ergänzen: [CuCl4], [Cu(NH3)4], [Cu(CN)4], [Fe(CN)6], [Fe(C2O4)3], [FeCl4], [AlF6], [Al(OH)4].

3) Die Komplexbildungskonstante von [FeII(Glycin)3]− beträgt ca. 109 M–3. In welcher

Konzentration muss die Aminosäure Glycin in einer ca. 10–3 M Fe2+-Lösung vorliegen, damit mindestens 90% des Eisens in Form von [FeII(Glycin)3]− komplexiert sind?

4) Man kennt drei verschiedene CrIII-Komplexe der gleichen stöchiometrischen Zusammensetzung

CrCl3 · 6 H2O:

a) [Cr(H2O)6]Cl3 b) [Cr(H2O)5Cl]Cl2 · H2O c) [Cr(H2O)4Cl2]Cl · 2 H2O Wie verhalten sich diese Komplexe gegen AgNO3 und Trocknungsmittel? 5) Welche Arten der Isomerie sind bei [Co(glycinato)2(thiocyanato)2]− möglich? Zeichnen Sie die

isomeren Komplexe. 6) Welche Arten der Isomerie sind bei [Co(en)2Cl2]+ möglich? Zeichnen Sie die isomeren

Komplexe. en = Ethylendiamin = 1,2-Diaminoethan 7) Betrachten Sie das Komplexsalz [Fe(CN)2(NH3)4]Cl.

(i) Bezeichnen Sie die Oxidationsstufe des Metallzentrums und geben Sie die Geometrie des Komplexes an.

(ii) Ist bei diesem Komplexsalz eine Strukturisomerie möglich? Falls ja, notieren Sie das entsprechende Isomer und bezeichnen Sie die Art der Isomerie.

(iii) Zeichnen Sie alle möglichen Stereoisomere des Komplexes [Fe(CN)2(NH3)4]+ und bezeichnen Sie diese.

8) Die Komplexbildungskonstante von [Zn(NH3)4]2+ beträgt ca. 109 M–4. In welcher Konzentration

muss NH3 in einer ca. 10–3 M Zn2+-Lösung vorliegen, damit mindestens 90% des Zinks in Form von [Zn(NH3)4]2+ komplexiert sind?

7. Kapitel 12: Redoxreaktionen und -gleichgewichte 1) Formulieren Sie die Halbgleichungen für die folgenden Redoxprozesse und ergänzen Sie die

Gesamtreaktion stöchiometrisch. Geben Sie auch die Oxidationszahlen aller Atome an. a) Fe2+ + H2O2 Fe3+ + H2O (in saurer Lösung) b) Fleckensalz: Rost + Oxalsäurelösung Fe2+ + CO2



c) I– + MnO2 I2 + Mn2+ (in saurer Lösung d) Cr2O7

2− + Cl− Cr3+ + Cl2 (in saurer Lösung) 2) In der "Schwefelatmung" der Archae-Bakterien wird Glucose mit Schwefel und Wasser zu

Schwefelwasserstoff und Kohlendioxid umgesetzt. Formulieren Sie die beiden Halbgleichungen für diesen Redoxprozess sowie die Gleichung der

Gesamtreaktion. Geben Sie auch die mittleren Oxidationszahlen aller Atome an. 3) Von welchen Grössen hängt das an einer Pt-Elektrode gemessene Redoxpotential (und damit

das Oxidationsvermögen) von O2 in wässriger Lösung ab? Wie lautet die Nernst'sche Gleichung für diese Reaktion?

4) Welches Potential hat eine Silberelektrode, die in eine 0.01 M Silbernitratlösung eintaucht? (E°Ag+/Ag = 0.80 V) 5) Welches Potential hat eine Goldelektrode, die in eine 0.1 M Goldchloridlösung eintaucht? (E°Au3+/Au = 1.50V) 6) Das Potential der Wasserstoffelektrode ist pH-abhängig. Berechnen Sie das Elektrodenpotential

bei pH = 0, 7 und 14.

7) Skizzieren Sie eine galvanische Zelle, in der die folgende Redox-Reaktion abläuft:

Sn + ClO– + H2O Sn2+ + Cl– + 2 OH–

Bezeichnen Sie jeweils Anode & Kathode, Elektrodenmaterial, Ionen in Lösung, sowie die Bewegungsrichtung der Ionen und Elektronen. Berechnen Sie ausserdem die EMK, die die galvanische Zelle unter Standardbedingungen aufweist (E°ClO¯/Cl¯ = 0.89V).

8) Skizzieren Sie eine galvanische Zelle, in der die folgende Redoxreaktion abläuft:

Pb + 2 HClO + 2 H+ Pb2+ + Cl2 + 2 H2O

Bezeichnen Sie jeweils Anode & Kathode, Elektrodenmaterial, Ionen in Lösung, sowie die Bewegungsrichtung der Ionen und Elektronen. Berechnen Sie ausserdem die EMK, die die galvanische Zelle unter Standardbedingungen aufweist (E°HClO/Cl2 = 1.63 V, E°Pb2+/Pb = −0.13 V).

9) Die Reduktion von Cu2+ zu Cu+ mit Iodid ist unter Standardbedingungen nicht möglich. Die

Fällung von Cu+ als CuI(s) (LPCuI=1.27⋅10–12 M2) beeinflusst die Gleichgewichtslage jedoch derart, dass es zu einer Reaktion kommen kann. Berechnen Sie ECu2+/Cu+ für [Cu2+] = [I–] = 0.05 M.

10) Berechnen Sie E° für das Redoxpaar Hg2+/Hg aus den beiden folgenden Standardpotentialen:

Hg22+/Hg, E° = 0.79 V und Hg2+/Hg2

2+, E° = 0.92 V. 11) Durch Erhitzen von Chloraten, wie KClO3, auf ca. 400 °C (Schmelze!) erhält man

Kaliumperchlorat (KClO4) und Kaliumchlorid (KCl). Formulieren Sie die beiden Halbgleichungen sowie die Gesamtreaktion dieser Disproportionierung.

12) Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante der Disproportionierung von Hg2

2+ zu Hg und Hg2+. Findet die Disproportionierung statt?

E°(Hg22+/Hg) = 0.79 V und E°(Hg2+/Hg2

2+) = 0.92 V



13) Berechnen Sie die folgenden Gleichgewichtskonstanten und formulieren Sie die dazugehörigen Reaktionsgleichungen. Welches Gleichgewicht liegt stärker auf Seiten der Produkte?

]I][Fe[

]I][Fe[3

2/12

2

−+

+

=K und 2232

22

]I[]Fe[]I[]Fe[

−+

+

=K'

E°(Fe3+/Fe2+) = 0.77 V und E°(I2/2I–) = 0.534 V 14) Betrachten Sie folgendes Gleichgewicht:

2 I– + NO3– + 3 H+ I2 + HNO2 + H2O

Berechnen Sie die EMK bei pH = O und bei pH = 14. In welchem Fall erhalten Sie "mehr" Produkt? Bei welchem pH-Wert ist ∆E = 0?

E° (I2/2I–) = 0.54 V und E° (NO3–/HNO2) = 0.94 V

15) Berechnen Sie das Standardpotential E°SO4

2¯/ S2O32¯ aus untenstehenden Angaben. Zeichnen Sie

dazu auch ein Latimer-Diagramm und ergänzen Sie die Oxidationsstufen des Schwefels. E°SO4

2¯/ SO32¯ = – 0.94 V E°SO3

2¯ / S2O32¯ = – 0.58 V

16) Elektrolyse von Wasser zu H2 und O2: Geben Sie die beiden Halbreaktionen an, die an der

Anode, bzw. der Kathode ablaufen. 17) Welche Energie steht zur Verfügung, wenn 1 mol Elektronen eine Potentialdifferenz von ∆E = 1

Volt durchlaufen? 18) Vervollständigen und gleichen Sie die folgenden Reaktionsgleichungen ab. Notieren Sie auch

jeweils die beiden Halbreaktionen und bezeichnen Sie die Oxidation, bzw. Reduktion:

(a) As + ClO3– H3AsO3 + HClO saure Lösung

(b) As2O3 + NO3– H3AsO4 + N2O3 saure Lösung

19) Welche der folgenden vier Redoxreaktionen finden unter den angegebenen Bedingungen

praktisch nicht statt? Schlagen Sie die für Ihre Überlegungen notwendigen Standardpotentiale in einem Lehrbuch nach.

(a) Zn + 2 H+ Zn2+ + H2 (b) Cu + 2 H+ Cu2+ + H2 (c) 4 Cu+ + O2 + 4 H+ 4 Cu2+ + 2 H2O (d) NO2

– + 2 H+ + I– NO + ½ I2 + H2O 20) (i) Skizzieren Sie die galvanische Zelle, welche analog dem Daniell-Element aufgebaut ist, aber

eine Eisen (Fe) Elektrode anstelle einer Zn-Elektrode enthält: Bezeichnen Sie jeweils Anode & Kathode, Elektrodenmaterial, Ionen in Lösung, sowie die Bewegungsrichtung der Ionen und Elektronen. (ii) Berechnen Sie die EMK (= ∆E) sowie die Freie Gibb'sche Enthalpie dieser galvanischen Zelle unter Standardbedingungen (E°Fe2+/Fe = –0.44 V und E°Cu2+/Cu = 0.34 V).

(iii) Wie gross wird die EMK, wenn die Fe2+ Konzentration nur 0.1 M ist? Schreiben Sie dazu auch die entsprechende Nernst'sche Gleichung auf.



8. Kapitel 13: Klassifizierung von Reaktionssystemen, Reaktionstypen und Reaktanden

1) Welche Aussagen treffen zu? Ein elektrophiles Reagens

a) reagiert mit H2O unter Abspaltung von OH–. b) hat eine gesättigte Valenzschale. c) hat Säureeigenschaften. d) Beantworten Sie zusätzlich, welche der folgenden Moleküle bzw. Ionen elektrophile

Eigenschaften besitzen: CO2, CCl4, F–, Mg2+, BCl3, PCl3, NCl3, FeCl3 und [AlF6]3–

e) gibt leicht Radikale.

Begründen Sie jeweils Ihre Antwort. 9. Kapitel 14: Kinetik und Mechanismen chemischer Reaktionen 1) Beim Reaktorunfall in Tschernobyl vor mehr als 20 Jahren wurden hauptsächlich die beiden

radioaktiven Isotope 131Iod (τ1/2 = 8 Tage) und 137Cäsium (τ1/2 = 30 Jahre) freigesetzt. a) Berechnen Sie die Zeit, nach der die Menge an 131Iod auf 0.1% der ursprünglich

freigesetzten Menge gesunken ist. b) Berechnen Sie, wieviel % der ursprünglich freigesetzten Menge an 137Cäsium noch heute

(=20 Jahre) vorhanden ist.

2) a) Schreiben Sie eine vollständige Reaktionsgleichung für die Oxidation von I– zu Iod mit

H2O2 in saurer wässriger Lösung. b) Der erste und langsamste Teilschritt dieses Prozesses ist: H2O2 + I– HOI + OH–

Formulieren Sie das Geschwindigkeitsgesetz für die Bildung von I2? c) Bei dieser bimolekularen Umsetzung von I– (10–2 M) mit H2O2 (10–2 M) wird nach

Mischung der Reaktionspartner in der ersten Sekunde elementares Iod in der Konzentration 10–6 M gebildet. Schätzen Sie die Geschwindigkeitskonstante der Reaktion ab und geben Sie auch deren Dimension an.

3) Die Geschwindigkeitskonstante der Hydrolyse von Rohrzucker in 0.5 M HCl beträgt bei 25°C

3.62·10–5 s–1 und die Aktivierungsenergie 108.4 kJ mol–1. Berechnen Sie die Geschwindigkeitskonstante der Reaktion bei 40°C.

4) Für die Zerfallsreaktion CH3-O-CH3 CH4 + CO + H2

wurden folgende Gesamtdrücke in Abhängigkeit von der Zeit gemessen: t (in h): 0 0.5 0.7 1.0

p (in atm): 0.592 1.047 1.176 1.329 Bestimmen Sie die Reaktionsordnung, die Geschwindigkeitskonstante und die Halbwertszeit. 5) Berechnen Sie die Zerfallskonstante und die Halbwertszeit des Isotops , wenn nach 81h

45min nur noch 10% der Ausgangsmenge vorhanden sind. 10. Kapitel 15: Systematik 1) PbCl2 löst sich in HCl-Lösung schlechter als in H2O (LPPbCl2 = 2·10–5 M3). Warum? Im

Gegensatz dazu wächst die Löslichkeit von AuCl3 mit steigender HCl-Konzentration. Begründen Sie das Verhalten von AuCl3 durch eine Reaktionsgleichung und bezeichnen Sie den Reaktionstyp.



2) Für die folgenden Reaktionen sind jeweils die Reaktionsgleichungen zu formulieren und die Reaktionstypen anzugeben:

a) Umsetzung von Bortrifluorid in basischer wässriger Lösung zu Borhydroxid unter Freisetzung von Fluoridionen.

b) Erhitzen von Sulfurylchlorid (SO2Cl2) ergibt Schwefeldioxid und Chlor. c) Umsetzung von elementarem Phosphor mit Wasser zu Phosphorsäure. d) Versetzen einer wässrigen Lösung von Cobaltdichlorid mit einem Überschuss an

Ethylendiamin. e) Versetzen von festem Natriumhydroxid mit Wasser. f) Umsetzung von elementarem Zink mit einem 2-wertigen Kupfersalz in wässriger Lösung.

g) Umsetzung eines löslichen einwertigen Kupfersalzes mit Kaliumiodid in wässriger Lösung. 3) Formulieren Sie Reaktionsgleichungen für die folgenden Reaktionen und bezeichnen Sie jeweils den Reaktionstyp:

a) festes Bariumperoxid und Wasser / anschliessendes Versetzen mit verdünnter Schwefelsäure b) Kaliumhydroxid-Lösung und Kohlendioxid c) festes Eisen(II)oxid und verdünnte Salzsäure (H+ Ionen!) d) Eisen(II)chlorid-Lösung und Natronlauge e) Natriumsulfid-Lösung und verdünnte Schwefelsäure (H+ Ionen!) f) Schwefeltrioxid und Schwefelsäure g) Calcium und Wasser / Calciumoxid und Wasser h) Erhitzen von Calciumcarbonat /

Einleiten des gasförmigen Produktes in verdünnte Natronlauge i) Fluor und Wasserstoff / Fluor und Schwefel

k) Stickstoffmonoxid und Luft bei Raumtemperatur 4) Geben Sie je ein Beispiel für eine Stickstoffverbindung an, in der der Stickstoff eine der

möglichen Oxidationsstufen enthält (+V bis –III). Zeichnen Sie ebenfalls die Lewis-Formeln. 11. Ja/nein Fragen Bezeichnen Sie jeweils, ob folgende Aussagen korrekt (ja) oder falsch (nein) sind:

_____ Bei Hauptgruppenelementen sind die p-Elektronen immer die Valenzelektronen. _____ In die Schale mit der Hauptquantenzahl n=3 können genau 18 Elektronen eingefügt

werden. _____ Tritium 3H besitzt im Kern 2 Protonen und 1 Neutron. _____ Das Periodensystem der Elemente entsteht, wenn man die Elemente nach steigender

Atommasse anordnet. _____ Die Massenzahl eines Elements ist gleich der Summe der Massen der Protonen und

Elektronen. _____ Die Avogadro-Konstante NA (Loschmidtsche Zahl NL) ist die Zahl der Moleküle in einem

Liter Gas. _____ Durch die Solvatisierung von Teilchen wird der Siedepunkt erhöht, aber der Gefrierpunkt

einer Lösung erniedrigt. _____ Beim Schmelzpunkt erfolgt die Energieaufnahme ohne Temperaturerhöhung. _____ Erhöht man die Temperatur eines Gases, so steigt die Geschwindigkeit aller Teilchen. _____ Die Oberflächenspannung steigt mit Zunahme des Gewichtes der Flüssigkeitsteilchen. _____ Das Gesetz von Avogadro besagt, dass ideale Gase bei gleichem Druck und gleicher

Temperatur immer gleiche Volumina einnehmen. _____ Eis verflüssigt sich unter hohem Druck weil durch die auftretende Reibung Wärme

entsteht.



12. Wissensfragen 1) Was versteht man unter den folgenden Begriffen? Geben Sie auch jeweils ein Beispiel.

a) Komproportionierung n) Sublimation b) Disproportionierung o) Fliessleichgewicht c) Lewis-Säure p) Arrhenius-Base d) Elektrophil q) konjugiertes Säure-Base-Paar e) Wechselzahl r) pH Indikator f) Molalität s) Ampholyt g) Passivierung t) Ionisierungsisomerie h) Chelatisierung u) Oxidationszahl i) homogene Katalyse v) Oxidationsmittel j) Isotopeneffekt w) Brennstoffzelle k) Hybridisierung x) Eliminierung l) intromolekulare H-Brücken y) Hydrolyse m) Legierung z) Stosszahl


Modulprüfung CHE170, Proffs. Roland Sigel & Eva Freisinger, HS2007 1/10

Schriftliche Modulprüfung

CHE170.1 Allgemeine und Anorganische Chemie

für Studierende der Biologie

HS 2007

Dienstag, 15.01.2008, 10.00 – 12.00 Uhr

Hörsäle 30 & 45

Universität Zürich-Irchel Richtzeit: ca. 15 Minuten pro Aufgabe. Beilage: Periodensystem der Elemente, Konstanten Die Verwendung eines einfachen Taschenrechners ist erlaubt. Note: Zum Erreichen der Maximalpunktzahl sind von den gestellten 8 Aufgaben alle 8

vollständig richtig zu lösen.

Bitte ausfüllen: Name .................................................................................................................... Vorname .................................................................................................................... Geburtsdatum .................................................................................................................... Matrikelnummer .................................................................................................................... Unterschrift .................................................................................................................... Es werden nur Lösungen bewertet, die auf den folgenden numerierten Aufgabenblättern formuliert sind. Reicht der Platz nicht aus, so kann auch die Rückseite des gleichen Aufgabenblattes verwendet werden.


Aufgabe 1 Atombau und Biologisches a) Bezeichnen Sie jeweils, ob folgende Aussagen korrekt (ja) oder falsch (nein) sind: [5 Punkte]

_____ Elektronen können in einem Atom jeden beliebigen Energiewert annehmen. _____ Das Periodensystem der Elemente entsteht, wenn man die Elemente nach steigender

Atommasse anordnet. _____ Die Massenzahl eines Elements ist gleich der Summe der Massen der Protonen und

Elektronen. _____ Die Avogadro-Konstante NA (Loschmidtsche Zahl NL) ist die Zahl der Moleküle in

einem Liter Gas. _____ In die Schale mit der Hauptquantenzahl n=3 können 16 Elektronen eingefügt

werden. _____ Tritium 3H besitzt im Kern 2 Protonen und 1 Neutron. _____ In einer Gruppe des Periodensystems nimmt die Elektronenaffinität in der Regel von

oben nach unten ab. _____ In einer Gruppe des Periodensystems nimmt die Ionisierungsenergie in der Regel von

oben nach unten ab. _____ Sauerstoff ist immer elektronegativer als Schwefel. _____ Das Kohlenstoff-Isotop 13C ist stabil

b) Geben Sie ein Beispiel wo und in welcher Form Iod in biologischen Systemen vorkommt?

[1 Punkt] c) Nennen Sie je ein biologisches Molekül mit einem Zn-, Fe-, und Co-Zentrum und geben Sie

jeweils auch die Funktion des Metallions (oder des Enzyms) an. [3 Punkte] d) Erläutern Sie kurz die Problematik der Trinkwasserfluorierung. [1 Punkt]


Aufgabe 2 Vom Kernzerfall zu Elektronen a) Uranerz enthält 16 % (Gewichts- %) reines . Wie gross ist der Massenverlust (in %) an

in 1 kg Uranerz nach fünf Halbwertszeiten? [2 Punkte] U238

9223892 U

b) Ergänzen Sie folgende Kernreaktion: [3 Punkte] + n → + ................ 14

7 N 11H

→ ...........… + 4

2 He 23892 U

………… 23491Pa ⎯⎯→⎯−β

c) Wie heissen die drei natürlichen Zerfallsreihen? [3 Punkte] d) Welche zwei der folgenden Formeln müssen falsch sein [2 Punkte] VO VO2 VO3 V2O5 VO4

3– V2O72–

e) Geben Sie eine isoelektronische Verbindung zu NO2

– an. [1 Punkt]


Aufgabe 3 Bindung und Struktur von Molekülen a) Zeichnen Sie das Molekülorbital-Diagramm für NO und berechnen Sie die Bindungsordnung.

[3 Punkte] b) Erklären Sie, weshalb in H2O der Bindungswinkel 104.5° beträgt, während er in H2S ca. 90°

ist. [2 Punkte] c) Zeichnen Sie die Lewis-Formeln (inklusive nicht-bindender Elektronenpaare und

Formalladungen) folgender Moleküle: [4 Punkte] CN– NCCN FSSF HClO4 d) Erwarten Sie, dass das He2

+ Molekül stabil ist? Begründen Sie? [1 Punkt]


Aufgabe 4 Festkörper a) Zeichnen Sie eine Elementarzelle des NaCl-Gitters und geben Sie die jeweilige

Koordinationszahl der beiden Ionentypen an. [3 Punkte] b) Benennen Sie die Gittertypen (z.B. Ionengitter, Molekülgitter, etc.) der Festkörper

untenstehender Stoffe und geben Sie jeweils die Art der zwischenmolekularen Kräfte an. [4 Punkte]

BN CaF2 Al O2 c) Wie lauten die Summenformeln der Ionenverbindungen folgender Elemente? Bezeichnen Sie

auch die Oxidationsstufen aller Atome in den Verbindungen. [3 Punkte] (i) Na, O (ii) Al, O (iii) Ca, N


Aufgabe 5 Gleichgewichte und Reaktionen a) Für die Löslichkeit eines festen Stoffes in einem bestimmten Lösungsmittel sind neben

Entropiefaktoren hauptsächlich zwei Energiegrössen verantwortlich. Welche? [2 Punkte] b) Geben Sie für folgende Vorgänge an, ob eine Zunahme oder eine Abnahme der Entropie sowie

der Enthalpie des chemischen System zu erwarten ist: [3 Punkte]

(i) Erhitzen von CaCO3(s) ∆Si ∆Hi (ii) Knallgasreaktion ∆Si ∆Hi

(iii) NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s) ∆Si ∆Hi c) Für die Zersetzung von Ameisensäure HCO2H

HCO2H(l) → CO2(g) + H2(g) gelten H° = 15.7 kJ mol–1 und S° = 215 J mol–1 K–1. Verläuft diese Zersetzungsreaktion

bei 27°C endergon oder exergon? Begründen Sie rechnerisch. [2 Punkte] d) Welchen ungefähren Gasdruck (in bar) hat 1 Mol OF2 in einem geschlossenen Gefäss mit

einem Volumen von 5 L bei 25°C? Wie gross wäre der Druck, wenn OF2 in die Elemente zerfiele? Schreiben Sie auch die Reaktionsgleichung für den Zerfall auf. [2 Punkte]


Aufgabe 6 Säure – Base – und Zerfallsreaktionen a) Die gerundeten pKs-Werte von Oxalsäure sind 2 und 4. Eine 0.1 M wässrige Oxalsäurelösung

wird mit einer 0.5 M NaOH tiltriert. Berechnen Sie die pH-Werte während der Titration (i) am Start, nach der Zugabe von (ii) 0.5, (iii) 1, (iv) 1.5 und (v) 2 Äquivalenten NaOH.

Vernachlässigen Sie dabei jegliche Verdünnungseffekte und gehen Sie davon aus, dass zu Beginn das erste H+ vollständig dissoziiert ist. [5 Punkte]

b) Zeichnen Sie die entsprechende Titrationskurve zu a). Vergessen Sie dabei nicht, die Achsen

vollständig zu beschriften. [2 Punkte]

Modulprüfung CHE170, Proffs. Roland Sigel & Eva Freisinger, HS2007 8/10c) Welche Säure-Base-Eigenschaften hat das einfach deprotonierte Oxalsäureanion HC2O4

–? [1 Punkt]

d) Wie verschiebt sich die Lage folgender Gleichgewichte (nach links, rechts oder gar nicht) in

wässriger Lösung bei Zugabe von 0.1 M H2SO4? [3 Punkte] (i) HCO3

– + H+ CO2 + H2O (ii) Ba2+ + 2Cl– BaCl2 (iii) Zn2+ + 4Cl– ZnCl4

2–


Aufgabe 7 Redox - Reaktionen a) Gleichen Sie folgende Reaktionen stöchiometrisch ab und formulieren Sie jeweils das

Massenwirkungsgesetz: [3 Punkte] (i) C3H7OH(l) + O2(g) → CO(g) + H2O(l) (ii) B2S3(s) + H2O(l) → H3BO3(s) + H2S(g) b) Welches Potential hat eine Kupferelektrode, die in eine 0.01 M CuCl2-Lösung eintaucht?

E°Cu(II)/Cu = 0.34 V [3 Punkte] c) Geben Sie die Gleichungen der beiden Halb-, sowie der Gesamtreaktion für die Umwandlung

von Stickstoffdioxid in basischer Lösung, zu Nitrit und Nitrat an. [3 Punkte] d) Wie nennt man diese Art von Redoxreaktion unter c)? [1 Punkt]


Aufgabe 8 Komplexe a) Welche Art von Stereoisomerie tritt beim Komplex PtCl2(NH3)2 auf? Zeichnen und benennen Sie. [3 Punkte] b) Formulieren Sie die Reaktion von Aluminium in stark saurer, bzw. basischer Lösung und

geben Sie jeweils auch die Formel des gebildeten Komplexes an. Warum löst sich Aluminium nicht in H2O bei pH 7? [3 Punkte]

c) Das Löslichkeitsprodukt von Lithiumphosphat beträgt 2.37·10–4 M4. Wieviel Gramm

Lithiumphosphat lösen sich in 1 L Wasser? [3 Punkte]

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Fragensammlung Allgemeine & Anorganische … 1 & 2: Einleitung und Atombau 1) Gay-Lussac fand heraus, dass jeweils ein Volumen Wasserstoff-Gas mit einem Volumen Chlor-Gas zu zwei Volumina