Seminare - Fachrichtung Chemie und Lebensmittelchemie

Fakultät Mathematik und Naturwissenschaften, Fachrichtung Chemie und Lebensmittelchemie, Anorganische Chemie I
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SEMINARAUFGABEN
GRUNDLAGEN DER CHEMIE UND CHEMIE DER ELEMENTE
LEHRAMTSBEZOGENE STUDIENGÄNGE MIT CHEMIE ALS KOMBINATIONSFACH
TU Dresden, Wintersemester 2013/2014
Fakultät Mathematik und Naturwissenschaften
Ansprechpartner: Dr. Anja Günther
Professur für Anorganische Chemie I Neubau Chemische Institute, Raum 484
TU Dresden Telefon: 0351 463 32029
01062 Dresden E-Mail: anja.guenther@chemie.tu-dresden.de

1. Seminar: Methoden der Stofftrennung, Grundlagen der Stöchiometrie,
Herstellung von Lösungen, Luft und Umweltverschmutzung
I. Reine Stoffe und Stoffgemische
- Was verstehen Sie unter reinen Stoffen, heterogene und homogene
Stoffgemische! Geben Sie jeweils mehrere Beispiele an!
- Schlagen Sie Methoden vor, die für eine Trennung der von Ihnen genannten
Stoffgemische geeignet sind! Welche Unterschiede in welchen
physikalischen Eigenschaften werden dabei ausgenutzt?
- Formulieren Sie Kriterien für eine Unterscheidung zwischen Stoffgemischen
und chemischen Verbindungen!
II.
Grundlagen der Stöchiometrie
- Erläutern Sie an Hand von Beispielen aus der chemischen Praxis den Inhalt
des Gesetzes von den konstanten Proportionen, den multiplen Proportionen
und des Gesetzes von der Erhaltung der Masse!
- Was verstehen Sie unter den Begriffen relative Molekülmasse, Stoffmenge,
Massen-, Volumen- und Stoffmengenanteil, empirische Formel und
Molekularformel, Avogadro-Konstante? Geben Sie dazu jeweils mehrere
Beispiele an!
III.
Herstellung von Lösungen
- Verschaffen Sie sich einen Überblick über verschiedene Möglichkeiten zur
Angabe der Zusammensetzung einer Lösung (Molarität, Molalität, Normalität,
Stoffmengenanteil, Massenanteil)!
IV.
Luft und Umweltverschmutzung
- Luft ist ein Gasgemisch. Welche Eigenschaften besitzt Luft, welche
Komponenten sind in der natürlichen Luft enthalten und in welchem
Verhältnis liegen diese Komponenten vor?
- Erläutern Sie die Luft- Verflüssigung nach dem LINDE- Verfahren!
- Was sagt Ihnen der JOULE- THOMSON- Effekt?
Aufgaben zum Seminar 1:
1.1 30 g Kochsalz werden in 170 g H 2 O aufgelöst. Berechnen Sie den Massenanteil
(NaCl) des Kochsalzes in Lösung.
1.2 Eine wässrige Ammoniaklösung hat die Masse 354 g und enthält 17,7 g
gelöstes Ammoniak. Berechnen Sie den Massenanteil an Ammoniak in Prozent.
2

1.3 Eine wässrige Lösung von Ethanol enthält 0,21 mol EtOH und 0,79 mol H 2 O.
Berechnen Sie den Stoffmengenanteil EtOH in der Lösung und geben Sie ihn in
Prozent an.
1.4 Die Analyse einer Substanz ergab 1,59 % Wasserstoff, 22,22 % Stickstoff
und 76,19% Sauerstoff (Massenprozent) sowie die molare Masse M = 63 g/mol.
Welche empirische Formel und welche Molekularformel hat die Substanz?
1.5 Die Analyse einer Verbindung ergab 40% Kohlenstoff und 6,66% Wasserstoff.
Die Verbindung enthält außerdem Sauerstoff (Ergänzung zu 100%). Ermitteln Sie die
Summenformel! Die wässrige Lösung der Verbindung reagiert sauer. Um welche
Verbindung handelt es sich?
1.6 Gesucht ist die jeweilige Masse an Säure in 100 ml Lösung für
a) 1M H 2 SO 4 b) 0,1M H 3 PO 4 c) 0,05 M HNO 3
d) 0,1N H 2 SO 4 e) 0,1N H 3 PO 4 f) 0,1N HNO 3
1.7 Aus einer Salzsäure mit dem Massenanteil 10% HCl soll 1 l einer 1 N HCl-
Lösung hergestellt werden. Wie viel ml der konzentrierteren Säure wird hierfür
benötigt?
1.8 Aus konzentrierter Schwefelsäure (96%) soll 100 ml einer 5 mol/l H 2 SO 4 -
Lösung hergestellt werden. Wie viel ml der konzentrierteren Säure und wie viel
destilliertes Wasser wird hierfür benötigt? Wie gehen Sie beim Herstellen dieser
Lösung im Labor vor?
1.9 Aus 15 kg einer 65%igen HNO 3 soll durch Verdünnen mit Wasser eine 2%ige
HNO 3 hergestellt werden. Wie viel Wasser wird benötigt und wie viel 2%ige HNO 3
entsteht dabei? Nutzen Sie zur Berechnung das Mischungskreuz!
3

2. Seminar: Atombau und Periodensystem, der Wasserstoff und die
Edelgase
I. Das Periodensystem der Elemente und seine Geschichte
II.
III.
- Gehen Sie kurz auf die Entwicklung bzw. Geschichte des PSE ein!
- Erklären Sie den Aufbau des PSE!
- Welche Informationen können Sie dem PSE außer der Stellung der Elemente
entnehmen?
Aufbau des Atomkerns und radioaktiver Zerfall
- Wie lautet die Atomdefinition und erläutern Sie den Aufbau der Atomkerne.
Gehen Sie dazu auch auf die Elementarteilchen und den Massendefekt ein.
- Informieren Sie sich über die Symbolik bei der Kennzeichnung von
Atomkernen und vervollständigen Sie folgende Angaben: 32 S, 58 Fe, 3 1 ... 238
92...
- Erklären Sie die Begriffe Isotope, Isobare, Isotone und ordnen Sie folgende
Beispiele zu: 1 1 H
4
2 He
7
3 Li
2
1 H
- Erläutern Sie den Zusammenhang zwischen Häufigkeit von Isotopen und
relativer Atommasse!
- Magnesium kommt in der Natur als Isotopengemisch vor: 78,99 % 24 Mg (Ar =
23,99), 10 % 25 Mg (Ar = 24,99) und 11,01 % 26 Mg (Ar = 25,99).
7
4 Be
12
6 C
3
2 He
a) Welche relative und welche absolute Atommasse hat natürliches Mg?
b) Berechnen Sie den Zahlenwert der atomaren Masseneinheit u in g!
- Welche Strahlungsarten können beim radioaktiven Zerfall auftreten?
-
24
11 Na
zerfällt unter Aussendung von -Strahlung. Die Halbwertszeit beträgt 15
Stunden. Welches Element entsteht beim Zerfall? Wie lange dauert es, bis die
Aktivität der Probe auf 1% gesunken ist?
Atommodelle
- Erklären Sie auf der Grundlage des Bohr’schen Atommodells das
Zustandekommen von Linienspektren der Atome!
- Was verstehen Sie unter Welle-Teilchen Dualismus?
- Nennen Sie experimentelle Tatsachen, welche für die Teilchen- bzw. die
Wellennatur von Elektronen und “Licht” sprechen!
13
6 C
3
1 H
IV.
Wasserstoff
- Welche Isotope des Wasserstoffs sind Ihnen bekannt?
- Geben Sie zwei Möglichkeiten zur Darstellung von Wasserstoff aus Wasser
an und machen Sie eine vergleichende Bewertung (Verfügbarkeit, Ökonomie,
Reinheit usw.)
4

- Nennen Sie Besonderheiten und die Eigenschaften von Wasserstoff
- Welche Arten von Hydriden kennen Sie? Ordnen Sie KH, NH 3 und UH 3 zu und
finden Sie weitere Beispiele!
V. Edelgase
- Stellen Sie die Edelgase vor und beschreiben Sie die Gruppeneigenschaften!
- Wie sieht die Reaktivität der Elemente aus und begründen Sie diesen
Sachverhalt !
- Beschreiben Sie die Struktur von Xenonfluoriden!
Aufgaben zum Seminar 2:
2.1 Formulieren Sie die Gleichungen für die folgenden Kernreaktionen, wobei Sie
die Emission überschüssiger Energie als ein Quant der elektromagnetischen
Strahlung bezeichnen sollten:
a) 14 N + 4 He reagieren zu 17 O
b) 12 C + 1 H reagieren zu 13 N
c) 14 N + n reagieren zu 3 H und 12 C
2.2 Natriumdampflampen zur Straßenbeleuchtung strahlen ein charakteristisches
gelbes Licht der Wellenlänge 588 nm aus. Wie groß ist die Frequenz dieses Lichts?
Wie groß ist die Energie für ein Mol dieser Photonen (in kJ/mol)?
2.3 Geben Sie die Namen der folgenden Wasserstoffverbindungen an und
klassifizieren Sie diese:
a) BaH 2 ; b) SiH 4 ; c) NH 3 ; d) AsH 3 ; e) Pd 0.9 ; f) HI
2.4 Beschreiben Sie die drei häufig angewandten Methoden zur Synthese binärer
Wasserstoffverbindungen:
a) direkte Vereinigung: Bildung von PdH x
b) Metathese: Bildung von B 2 H 6 aus BCl 3
c) Protonierung eines Salzes: Bildung von HCl und NaHSO 4
2.5 Nennen Sie einige wichtige physikalische Unterschiede zwischen Wasserstoffverbindungen
der p-Block-Elemente aus der 2. und 3. Periode!
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3. Seminar: Quantenzahlen und Orbitale, Elektronenkonfigurationen von
Atomen und Ionen, die Halogene, Reaktionen in der Schmelze
I. Quantenzahlen und Orbitale
- Was gibt es für Quantenzahlen und was bedeuten diese?
- Stellen Sie die für die Hauptquantenzahlen n = 1....4 möglichen Werte von l,
m und s übersichtlich in einer Tabelle zusammen!
- Welche Werte hat die Bahndrehimpulsquantenzahl l für folgende
Elektronenniveaus: 2p, 5f, 3s, 4d?
- Wie viele Elektronen eines Atoms können folgende Quantenzahlen
gemeinsam haben: a) n=2, l=1, b) n=4, l=2, m=-2, c) n=2, d) n=3, l=2, m=+1?
- Welche Vorstellungen und welches Aussehen verknüpfen Sie mit den
Begriffen s-Orbital, p-Orbital, d-Orbital und f-Orbital?
Üben Sie das Periodensystem! Bis zum Ende des Semesters wird erwartet, dass
Sie es kennen!!
II.
Elektronenkonfigurationen von Atomen und Ionen
- Erstellen Sie sich in Vorbereitung auf das Seminar ein allgemeines
Energieniveauschema der Elemente mit n=1 bis n=6 mit allen möglichen
“Unterniveaus”!
- Erläutern Sie die Hundsche Regel und das Pauli-Prinzip!
- Geben Sie die Elektronenkonfigurationen für die Elemente C, F, Ca, Ti, Cr, Cu,
Gd und für die Ionen Sc 3+ , Fe 3+ , Mn 2+ , Ti 3+ , La 3+ und Yb 3+ an! Was müssen
Sie bei den Übergangsmetallionen beachten?
- Warum ist für die Lanthanidenelemente die Oxidationsstufe 3+ die bevorzugte
Oxidationsstufe? Erklären Sie die davon abweichende relativ leichte
Darstellbarkeit von Eu 2+ - und Tb 4+ -Verbindungen!
III.
Die Halogene
- Welche Elemente gehören zur Gruppe der Halogene?
- Stellen Sie in einer Tabelle die wichtigsten Eigenschaften der Halogene
gegenüber! Wie reagieren die Elemente der 7. Hauptgruppe mit Wasser?
- Wie wird Fluor dargestellt?
- Erklären Sie die Abstufung der Siedepunkte bei den Halogenwasserstoffsäuren!
- Warum sollte man bei Arbeiten mit HF extrem vorsichtig sein. Welche
Gegenmaßnahmen können ergriffen werden?
- Geben Sie Beispiele an, die eine gewisse Sonderstellung des Fluors in der
Gruppe der Halogene belegen! Stellen Sie dazu die anderen Elemente in
Relation!
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- Erläutern Sie die verschiedenen Elektrolyseverfahren zur Chlorgewinnung
- Diskutieren Sie den Reaktionsmechanismus der Chlorknallgasreaktion!
- Formulieren Sie für die folgenden chemischen Reaktionen die Reaktionsgleichungen
und finden Sie Beispiele für Dis- und Synproportionierungen:
a) Durch Elektrolyse von wässriger KCl - Lösung und Einleiten des anodisch
gebildeten Chlors in die kathodisch gebildete Kalilauge bildet sich
Kaliumhypochlorit. Beim Erhitzen der Kaliumhypochloritlösung entsteht
Kaliumchlorat.
b) Iodat wird mit Hydrogensulfit zu Iodid und Sulfat umgesetzt. Bei weiterer
Zugabe von Iodat entsteht Iod.
c) Bromwasserstoff kann man im Labormaßstab bequem durch Reaktion von
Brom mit rotem Phosphor in Anwesenheit von Wasser herstellen.
d) Bei der Einwirkung von konzentrierter Schwefelsäure auf KClO 3 bildet sich
hochexplosives Chlordioxid.
- Formulieren Sie die Sauerstoffsäuren des Broms für alle möglichen
Oxidationsstufen dieses Elements unter Angabe der Summenformel, Name,
Valenzstrichformel, Oxidationszahl und Name des Anions!
IV.
Reaktionen in der Schmelze
- Warum gibt es Aufschlussverfahren?
- Nennen Sie die vier wichtigsten Aufschlussverfahren und erläutern Sie die
Vorgehensweise auch unter Angabe der dazugehörigen Reaktionsgleichungen!
Aufgaben zum Seminar 3:
3.1 Betrachten Sie die Darstellung für die 2s- und 2p-Orbitale. Vergleichen Sie:
a) die radiale Wellenfunktion
b) die radiale Verteilungsfunktion und
c) die winkelabhängige Wellenfunktion.
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4. Seminar: Periodische Änderung von Eigenschaften, Sauerstoff und
seine Verbindungen
I. Periodische Änderung von Eigenschaften
- Wie ist allgemein das PSE aufgebaut?
- Wie sind die Ionisierungsenergie, die Elektronenaffinität, die Elektronegativität,
die Oxidationszahl sowie die Atom- und Ionenradien definiert? Wie
ändern sich diese Parameter innerhalb der Gruppen und Perioden des PSE?
- Wie sind die Reaktivität und die Ionisierungsenergie der Alkalimetalle in der
Reaktion mit Wasser verknüpft? Wie lautet die dazugehörige Reaktionsgleichung?
- Erkennen Sie in den folgenden Paaren das jeweilige Atom oder Ion mit dem
größeren Radius: Cl oder S, Cl - oder S 2- , Na oder Mg, Mg 2+ oder Al 3+ !
(Verallgemeinern Sie Ihre Erkenntnisse!)
- Warum ist die zweite Ionisierungsenergie für Na größer als für Mg, obwohl
die erste für Na kleiner als für Mg ist?
- Suchen Sie für ausgewählte Elemente des PSE (H, Mg, S, Br, Pb, Tl, F, Mn,
Ti, Fe, Cu, Au) nach Beispielen für Verbindungen mit dem jeweiligen Element
in der höchsten und niedrigsten bekannten Oxidationsstufe! (Verallgemeinern
Sie Ihre Erkenntnisse!)
II.
Sauerstoff und seine Verbindungen
- Wo kommt Sauerstoff vor und welche Modifikationen gibt es?
- Gehen Sie auf die Eigenschaften von Sauerstoff ein und erklären Sie die
Bindung in O 2 mit dem MO-Schema. Benennen Sie dazu auch alle
Atomorbitale und Molekülorbitale. Wie wird die Bindungsordnung berechnet?
- Was ist der Unterschied zwischen Singulett- und Triplettsauerstoff?
- Die wichtigste Wasserstoffverbindung von Sauerstoff ist Wasser! Wieso hat
Wasser im Vergleich zu den anderen Wasserstoffverbindungen der Elemente
der 6. Hauptgruppe einen so hohen Siedepunkt?
- Was ist die Dichte-Anomalie des Wassers?
III.
Nachweisreaktionen ausgewählter Elemente der 1., 2. und 7. Hauptgruppe
Geben Sie Nachweisreaktionen für die folgenden Ionen oder Moleküle an, Sie
können sich am Praktikumsskript orientieren, finden Sie weitere Nachweisreaktionen
und gehen Sie auf mögliche Störreaktionen ein:
- Nachweis von Carbonaten als BaCO 3
- Fällung und Auflösung von Silberhalogeniden
- Reaktion von Halogeniden mit schwer flüchtigen Säuren
- Nachweis von Li +
- Nachweis von NH 4
+
8

- Nachweis von K +
- Nachweis von Mg 2+
- Nachweis von Ca 2+ , Sr 2+ , Ba 2+ mit dem Chromat-Sulfat-Verfahren
- Nachweis von F −
Aufgaben zum Seminar 4:
4.1 Vergleichen Sie die ersten Ionisierungsenergien von Strontium, Barium und
Radium. Erklären Sie den nicht monotonen Verlauf über die Lanthanoidenkontraktion.
4.2 Die zweiten Ionisierungsenergien einiger Elemente der 4. Periode betragen:
Ca (11,87 ev); Sc (12,80 eV); Ti (13,58 eV); V (14,15 eV); Cr (16,50 eV); Mn (15,64 eV)
Geben Sie jeweils das Orbital an, aus dem das Elektron entfernt wird und erklären
Sie den Trend.
4.3 Erklären Sie Element für Element die in der 3. Periode beobachteten Trends in
(a) der Ionisierungsenergie, (b) der Elektronenaffinität und (c) der Elektronegativität.
4.4 Erklären Sie, warum die beiden Elemente Niob (5. Periode) und Tantal (6.
Periode) den gleichen Metallradius aufweisen.
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5. Seminar: Das chemische Gleichgewicht und das MWG, Grundlagen
der Säure-Base-Theorien, Schwefel und das Kontaktverfahren
I. Das chemische Gleichgewicht und das Massenwirkungsgesetz
- Was ist das chemische Gleichgewicht? Erklären Sie dieses anhand einer
ausgewählten Reaktion!
- Wie wird das Massenwirkungsgesetz auf Reaktion angewendet? Wenden Sie
dieses auf verschiedene Reaktionstypen an! Wie ist die Gleichgewichtskonstante
K definiert und von welcher Größe ist diese abhängig? Wie sind die
Aktivität und die Konzentration miteinander verknüpft? Welche Vereinfachung
nimmt man in Lösungen an?
II.
III.
Grundlagen Säure-Base-Theorien und pH-Wert Berechnungen
- Welche Säure-Base-Theorien gibt es? Stellen Sie die Theorie nach Arrhenius,
Brönstedt und Lowry und von Lewis genau vor! Vergleichen Sie zudem die
unterschiedlichen Säure-Base-Theorien indem Sie diese in Tabellenform
gegenüber stellen! Gibt es Säuren die nach der einen Definition Säuren sind
und nach der anderen nicht? Finden Sie dazu Beispiele!
- Was ist eine Protolysereaktion? Erklären Sie das anhand von Beispielreaktionen!
- Was verstehen Sie unter Ampholyte? Was ist der Unterschied zwischen
starken und schwachen Ampholyten? Geben Sie Beispiele an!
- Wie ist der pH-Wert definiert? Wie wird der pH-Wert für starke/schwache
Säuren/Basen und für Salze berechnet?
- Wie wird die Säuren- bzw. Basenkonstante berechnet? Wählen Sie dazu eine
Beispielreaktion!
- Was ist ein Puffersystem und wie „wirkt“ es (Beispiele finden!)? Wie wird
der pH-Wert einer Pufferlösung berechnet?
- Wie kann der pH-Wert über visuelle und instrumentelle Methoden bestimmt
werden?
Schwefel und das Kontaktverfahren
- Nennen Sie einige typische sulfidische Erze!
- Wiederholen Sie die Begriffe Modifikation, Enantiotropie, Monotropie sowie
metastabile Phase am Beispiel des Schwefels! Nennen Sie die
unterschiedlichen Modifikationen des Schwefels!
- Wie können Sie zwischen Lösungen, die zum einen Sulfitionen und zum
anderen Sulfationen enthalten, unterscheiden?
- Erläutern Sie das Frasch-Verfahren!
- Nach welchem Verfahren wird Schwefel heutzutage dargestellt? Erläutern Sie
dieses Verfahren!
- Schwefelsäure wird über das Kontaktverfahren hergestellt! Erläutern Sie
dieses Verfahren!
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- Bestimmen Sie die Oxidationszahlen aller Elemente in H 2 SO 4 , SO 3 , S 3 – , S 2 O 3
2–
und S 4 O 6 2– !
IV.
Qualitative Analyse eines unbekannten Substanzgemisches
- Beschreiben Sie eine mögliche Herangehensweise um eine Analyse die
folgende Ionen enthalten kann korrekt nachzuweisen:
Li + , Na + , K + , NH 4 + , Mg 2+ , Ca 2+ , Sr 2+ , Ba 2+ , F − , Cl − , Br − und I −
- Wie sehen die Bedingungen für die Nachweisreaktionen der angegeben Ionen
aus? Auf welche Störungen von Fremdionen müssen Sie bei den einzelnen
Nachweisreaktionen achten?
Aufgaben zum Seminar 5:
5.1 Ethanol und Essigsäure reagieren miteinander unter Bildung des Esters
Essigsäureethylester und Wasser nach der Gleichung:
C 2 H 5 OH + HOOC-CH 3 C 2 H 5 OOC-CH 3 + H 2 O
Geht man von 1 mol Ethanol und 1 mol Essigsäure aus, so wird das Gleichgewicht
erreicht, wenn 2/3 mol Ester und 2/3 mol Wasser gebildet sind.
a) Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante dieser Veresterungsreaktion.
b) Welche Gleichgewichtskonstante erhält man, wenn man von 1 mol Ester und 1
mol Wasser ausgeht?
5.2 Berechnen Sie die Massenkonzentrationen in g/l und die Stoffmengenkonzentrationen
in mol/l der H + und OH – -Ionen in neutralem Wasser bei 25 °C und 37 °C.
Das Ionenprodukt des Wassers hat bei diesen Temperaturen Zahlenwerte von 1,0 ·
10 -14 mol 2 /l 2 und 2,6 · 10 -14 mol 2 /l 2 .
5.3 Berechnen Sie die pH-Werte des Wassers aus Aufgabe 5.2 bei den dort
angegebenen Temperaturen.
5.4 In 200 ml Essigsäurelösung der Konzentration 0,1 mol/l werden 2 g wasserfreies
Natriumacetat gelöst. Die dadurch bedingte geringfügige Volumenvergrößerung
soll bei der Berechnung unberücksichtigt bleiben. Berechnen Sie den pH-
Wert der Lösung.
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6. Seminar: Grundlagen Redoxreaktionen, Stickstoff und seine
Verbindungen
I. Grundlagen Redoxreaktionen, Redoxprozesse, NERNST’sche Gleichung
- Was sind Redoxreaktionen, Oxidation, Reduktion, Oxidationsmittel und
Reduktionsmittel?
- Was ist die Oxidationszahl und wie werden die Oxidationszahlen bestimmt?
- Wie werden Redoxgleichungen aufgestellt? Gehen Sie auch auf den
Ladungsausgleich und die Stoffbilanz ein!
- Was sind galvanische Halbzellen und galvanische Elemente? Erläutern Sie
dies eindeutig an einem Beispiel!
- Wann läuft eine Redoxreaktion freiwillig ab? Wie kann wenn die
Redoxreaktion nicht freiwillig abläuft diese erzwungen werden (wie heißt
diese Art der Reaktion dann)?
- Was besagt die elektrochemische Spannungsreihe und wie sind die einzelnen
Redoxpaare angeordnet? Wie werden die Standardpotenziale der Redoxpaare
ermittelt?
- Was ist das Redoxpotenzial und nach welcher Gleichung kann es berechnet
werden?
- Redoxreaktionen können auch pH-Abhängigkeit sein. Was müssen Sie bei der
Nernst-Gleichung beachten? Was ist das DANIELL-Element? Wie berechnet
sich die elektromotorische Kraft für das DANIELL-Element?
II.
Stickstoff und seine Verbindungen
- Welche Elemente gehören zur Gruppe der Pentrele? Gehen Sie auf die
Gruppeneigenschaften ein!
- Welche physikalischen Eigenschaften besitzt Stickstoff und für was wird er
verwendet? Wie kann Stickstoff technisch und im Labormaßstab hergestellt
werden?
- Zeichnen Sie das MO-Schema von Stickstoff!
- Nennen Sie Wasserstoffverbindungen des Stickstoffs mit unterschiedlichen
Oxidationsstufen? Die wichtigste Wasserstoffverbindung des Stickstoffs ist
Ammoniak. Gehen Sie auf die Eigenschaften und die Verwendung von
Ammoniak ein!
- Wie wird Ammoniak großtechnisch hergestellt? Wie heißt dieses Verfahren?
- Nennen Sie Sauerstoffverbindungen des Stickstoffs mit unterschiedlichen
Oxidationsstufen?
- Wie wird Salpetersäure hergestellt und wie heißt dieses Verfahren?
- Warum ist folgende Valenzstrichformel für das Nitration falsch? Zeichnen Sie
die richtige Valenzstrichformel!
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III.
Reaktionen und Nachweise von Anionen anorganischer Säuren
Geben Sie Nachweisreaktionen für die folgenden Ionen oder Moleküle an, Sie
können sich am Praktikumsskript orientieren, finden Sie weitere Nachweisreaktionen
und gehen Sie auf mögliche Störreaktionen ein:
- NO 3 − /NO 2
−
- PO 4
3−
- S 2−
- SO 3
2−
- S 2 O 3
2−
Aufgaben zum Seminar 6:
6.1 Beim Verbrennen von Magnesiummetall in Chlorgasatmosphäre wird
Magnesiumchlorid gebildet. Stellen Sie die Reaktionsgleichung auf!
6.2 Berechnen Sie die Ionenladung des
a) Heptamolybdations [Mo +VI 7O 24 ]
b) Dodekamolybdatophosphations [P +V (Mo +VI 3O 10 ) 4 ]
c) Oktacyanowolframat(IV)-ions [W(CN) 8 ].
6.3 Wie lauten die Oxidationszahlen der Elemente Pt, I und W in folgenden
Verbindungen:
a) Kaliumhexachloroplatinat K 2 [PtCl 6 ]
b) Orthoperiodsäure H 5 [IO 6 ]
c) Metawolframsäure H 8 [W 12 O 40 ].
6.4 Bei der katalytischen Verbrennung von Ammoniakgas mit Sauerstoff am
Platinkontakt werden Stickstoffmonoxid und Wasser gebildet. Geben Sie die
Reaktionsgleichung an.
6.5 Bei der Oxidation von Iod mit Salpetersäure werden Iodsäure HIO 3 , Stickstoffmonoxid
und Wasser gebildet. Stellen Sie die Reaktionsgleichung auf.
6.6 Geben Sie die Reaktionsgleichung für die Darstellung von Orthophosphorsäure
H 3 PO 4 durch Einwirken von verdünnter Salpetersäure auf weißen
Phosphor in der Siedehitze an, wenn als Nebenprodukt Stickstoffmonoxid gebildet
wird.
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6.7 Iodwasserstoff wird durch Bromwasser zu Iodsäure oxidiert, wobei das Brom
zu Bromwasserstoff reduziert wird. Geben Sie die Reaktionsgleichung an.
6.8 Bestimmen Sie die Koeffizienten in folgenden Ionengleichungen:
a) MnO 4 – + Sn 2+ + H + Mn 2+ + Sn 4+ + H 2 O
b) BrO 3 – + H + + Fe 2+ Br – + H 2 O + Fe 3+
c) Cr 2 O 7 2– + H + + I – Cr 3+ + H 2 O + I 2
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7. Seminar: Die chemischen Bindungen Teil I: Die Ionenbindung,
Phosphor und seine Verbindungen
I. Die Ionenbindung
- Beschreiben Sie die Charakteristika von Ionenbindungen!
- Gehen Sie auf die typischen Eigenschaften von Verbindungen mit
Ionenbindung ein!
- Erläutern Sie die Begriffe Gitterkonstante und Elementarzelle!
- Informieren Sie sich über die Strukturen von NaCl, CsCl, ZnS, CaF 2 und NiAs!
- Welche Kenngrößen der am Aufbau von Ionengittern beteiligten Ionen sind
bestimmend für den resultierenden Gittertyp?
- Erläutern Sie am Beispiel der Strukturen von NaCl, CsCl und ZnS (Sphalerit)
Zusammenhänge zwischen Radienquotienten r K /r A und Strukturtyp!
- Was ist der Ionenradius und wie verändert sich dieser?
- Was besagt die Gitterenergie?
II.
Phosphor und seine Verbindungen
- Gehen Sie auf die Darstellung von Phosphor aus Calciumphosphat ein!
- Welche Modifikationen von Phosphor gibt es? Wie erfolgt die Umwandlung
der einzelnen Modifikationen? Gehen Sie dazu auch auf die Begriffe
monotrope und enantiotrope Umwandlung ein sowie vergleichen Sie die
Umwandlung der Schwefelmodifikationen!
- Ordnen Sie die Phosphormodifikationen nach ihrer thermodynamischen
Stabilität und ihrer Reaktivität!
- Welche Oxidationsstufen kann Phosphor annehmen? Geben Sie zu jeder
möglichen Oxidationsstufe ein Verbindungsbeispiel an!
- Phosphonsäure (phosphorige Säure) verbraucht bei der Neutralisation mit
NaOH nur zwei Äquivalente Hydroxid, Phosphinsäure (hypophosphorige
Säure) sogar nur ein Äquivalent. Erklären Sie den Grund mit Hilfe der
Valenzstrichformeln der Säuren.
Aufgaben zum Seminar 7:
7.1 Beschreiben Sie die Synthese von Phosphorsäure und geben Sie für jeden
Einzelschritt eine vollständige Reaktionsgleichung an. Gehen Sie dabei vom Mineral
Hydroxylapatit aus, und geben Sie die Bedingungen zur Herstellung von
a) hochreiner Phosphorsäure und
b) technischer Phosphorsäure zur Düngemittelherstellung an.
Erklären Sie den großen Unterschied in den Kosten zwischen den beiden Methoden.
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7.2 Geben Sie die vollständigen Reaktionsgleichungen für jede der folgenden
Reaktionen an:
a) Oxidation von P 4 mit beschränkter Luftzufuhr
b) Oxidation von P 4 mit voller Luftzufuhr
c) Reaktion des Produktes aus Reaktion b) mit einem Überschuss an Wasser
d) Reaktion des Produktes aus c) mit einer Lösung von CaCl 2 , und benennen Sie das
Reaktionsprodukt.
7.3 Geben Sie die vollständigen Reaktionsgleichungen für die Reaktion von PCl 5 an:
a) Wasser (1:1)
b) Wasser im Überschuss
c) mit AlCl 3
Geben Sie zusätzlich die Strukturen der Reaktionsprodukte an.
7.4 Berechnen Sie mit Hilfe von Standardreduktionspotentialen das
Standardpotential der Reaktion von H 3 PO 2 mit Cu 2+ . Sind HPO 3 2– und H 2 PO 2 – als
Oxidations- oder Reduktionsmittel einsetzbar?
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8. Seminar: Die chemischen Bindungen Teil II: die Atombindung, das
VSEPR-Konzept, MO-Theorie, die Tetrele
I. Die Atombindung
- Beschreiben Sie die Charakteristika von Atombindungen!
- Geben Sie die Elektronenkonfigurationen der Elemente der 2. und 3. Periode
an und die Zahl der möglichen Atombindungen!
- Beschreiben Sie kurz die Valenzbindungstheorie und gehen Sie auf die
Begriffe Hybridisierung ein.
- Beschreiben Sie die Bindungsverhältnisse im Methan, Ethan, Ethen, Ethin,
Benzol, Diamant und Graphit.
II.
Das VSEPR-Konzept
- Erläutern Sie die grundlegenden Regeln, nach denen die Molekülstruktur mit
Hilfe des VSEPR-Modells ermittelt wird! Welche geometrischen Anordnungen
folgen aus dem Modell für eine unterschiedliche Anzahl von “Elektronenaufenthaltsräumen“
(Orbitalen)?
- Welche geometrische Anordnung dieser Aufenthaltsräume und welche
Strukturen erwarten Sie für CS 2 , NO 2 – , NH 3 , BrF 5 , SeF 6 , XeF 2 , XeF 4 , XeOF 4 ,
PCl 5 , SF 4 ?
III.
Die Molekülorbitaltheorie
- Was sind Molekülorbitale? Wie unterscheiden sich bindende und antibindende
MO bezüglich der Elektronendichte zwischen den Kernen und bezüglich ihrer
Energie?
- Was ist ein HOMO bzw. LUMO?
- Erläutern Sie auf der Grundlage selbst gewählter Beispiele die Charakteristika
π- und -Bindungen!
- Zeichnen Sie das MO-Diagramm für zweiatomige homonukleare Moleküle
bzw. Molekülionen der 1. Achterperiode des PSE und tragen Sie die
entsprechende Anzahl Elektronen für N 2 , F 2 , und O 2 ein! Ermitteln Sie die
Bindungsordnung!
- Ordnen Sie nachstehende Teilchen nach steigender Bindungsordnung:
O 2 , O 2 – , O 2 + , O 2 2+ , O 2 2– . Für welche Teilchen erwarten Sie Paramagnetismus?
- Modell der Hybridisierung: Was sind Hybridorbitale? Sind Sie “real”?
- Welche geometrische Anordnung bilden Hybridorbitale des Typs sp, sp 2 , sp 3
und d 2 sp 3 ?
IV. Die Tetrele: Die Elemente der 4. Hauptgruppe
- Welche Elemente gehören zur Gruppe der Tetrele?
- Gehen Sie auf die Gruppeneigenschaften ein!
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- Graphit und Diamant sind zwei Modifikationen des Kohlenstoffs. Beschreiben
Sie beide Strukturen und gehen Sie zudem auf die Eigenschaften ein! Welche
ist bei Raumtemperatur thermodynamisch stabil? Erklären Sie die
Unterschiede in den Eigenschaften von Graphit und Diamant.
- Welche weiteren Kohlenstoffmodifikationen gibt es? Wie sind diese
aufgebaut?
- Gehen Sie auf das Zustandsdiagramm von Kohlenstoff ein!
- Wie können Diamanten auch künstlich hergestellt werden?
- Welche Oxidationsstufen kann das Element in seinen Verbindungen
einnehmen? Geben Sie Beispiele an!
- Was sind Carbide und in welche Klassen werden diese Verbindungen
unterteilt?
- Was ist das Boudouard-Gleichgewicht und von welcher Größe ist dieses abhängig?
Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen!
- Warum ist Kohlenstoffmonoxid so gefährlich?
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9. Seminar: Die chemischen Bindungen Teil III: die Metallbindung,
Wasserhärte, der Treibhauseffekt und Silizium
I. Die Metallbindung
- Wo stehen die Metalle, Halbmetalle und Nichtmetalle im PSE?
- Welche zwei Theorien zur Metallbindung gibt es? Erklären Sie diese
eindeutig!
- Nennen und beschreiben Sie typische metallische Eigenschaften!
- Wie verhält sich die Leitfähigkeit bzw. der elektrische Widerstand in
Abhängigkeit von der Temperatur bei metallischen Leitern und Halbleitern?
- Beschreiben Sie die typischen Metallstrukturen! Gehen Sie dazu unter
anderem auf die Begriffe Kugelpackung, Stapelpackung und Koordinationspolyeder
ein!
- Erklären Sie mit Hilfe des Bändermodells die Unterschiede zwischen
metallischen Leitern, Halbleitern und Isolatoren! Geben Sie jeweils Beispiele
an!
II.
III.
Wasserhärte
- Wie entsteht Wasserhärte? Gehen Sie auch auf die Gesamthärte, die
Carbonathärte und die Nichtcarbonathärte ein! Welche Ionen zählen zu den
Härtebildnern?
- Warum ist die Wasserhärte von Region zu Region unterschiedlich?
- In welcher Einheit wir die Wasserhärte angegeben?
- Wie kann die Wasserhärte beseitigt werden?
Treibhauseffekt
- Wie kommt dieser Effekt zustande? Beschreiben Sie genau die CO 2 -
Problematik!
IV.
Silizium
- Diskutieren Sie die Chemie der Herstellung von hochreinem Si vom natürlichen
Vorkommen bis zum Einkristall!
- Gehen Sie auf Eigenschaften und Verwendung von Silizium ein!
- SiO 2 ist völlig verschieden von CO 2 ! Begründen Sie diese Tatsache!
- Informieren Sie sich über die Struktursystematik natürlich vorkommender
Silikate (kurze Grundlagen und Beispiele)!
V. Reaktionen und Nachweise von ausgewählten Metallen
Geben Sie Nachweisreaktionen für die folgenden Ionen oder Moleküle an, Sie
können sich am Praktikumsskript orientieren, finden Sie weitere Nachweisreaktionen
und gehen Sie auf mögliche Störreaktionen ein:
- Nachweis von Fe 2+ / 3+
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- Nachweis von Mn 2+
- Nachweis von Zn 2+
- Nachweis von Co 2+
- Nachweis von Ni 2+
- Beschreiben Sie zudem eine mögliche Herangehensweise um eine Analyse
die diese Ionen enthält korrekt nachzuweisen (Trennschema Ammoniumsulfidgruppe)
Aufgaben zum Seminar 9:
9.1 Ein Silikat der Zusammensetzung MSiO 4 wurde aufgeschlossen und der Si-
Gehalt als SiO 2 bestimmt. 1.833 g Silikat ergaben 0,6008 g SiO 2 . Ermitteln Sie,
welches Metall M im Silikat enthalten ist!
9.2 Ein Leitungswasser enthält 0,146 g Calciumhydrogencarbonat und 0,120 g
Calciumsulfat pro Liter. Berechnen Sie die Gesamthärte des Wassers
a) in mmol Ca 2+ -Ionen * l -1
b) in mg Ca 2+ -Ionen * l -1
c) in der Einheit °DH.
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10. Seminar: Die zwischenmolekularen Wechselwirkungen, Blei und der
Bleiakkumulator, die Elemente der 3. Hauptgruppe und Erscheinungsformen
von Materie Teil I
I. Die zwischenmolekularen Wechselwirkungen
- Beschreiben Sie die zwischenmolekularen Wechselwirkungen.
- Was ist ein Dipolmoment? Erläutern Sie dies an einem selbst gewählten
Beispiel!
- Nachdem Sie jetzt alle Bindungstypen kennengelernt haben stellen Sie diese
übersichtlich in einer Tabelle zusammen und gehen Sie auf die jeweiligen
Merkmale ein! Geben Sie zudem jeweils Verbindungsbeispiele an!
II.
Blei
- Gehen Sie auf die Eigenschaften und die Verwendung von Blei ein!
- Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für das Röstreduktions- und das
Röstreaktionsverfahren zur Herstellung von Blei!
- Erläutern Sie die Funktionsweise des Bleiakkumulators!
III.
Triele: Die Elemente der 3. Hauptgruppe
- Erläutern Sie das Wesen von Elektronenmangelverbindungen am Beispiel der
Bindungsverhältnisse im Diboran! Wie kann man Diboran herstellen?
- Erläutern Sie den Prozess der technischen Herstellung von Aluminium aus
Bauxit!
- Erläutern Sie kurz das Thermit-Verfahren!
IV.
Erscheinungsformen der Materie Teil I
- In welchem der drei Aggregatzustände ein Stoff vorliegt, hängt von welchen
Zustandsgrößen ab? Die einzelnen Zustände (Phasen) gehen durch Phasenübergänge
ineinander über. Wie heißen diese Phasenübergange zwischen den drei
Aggregatzuständen?
- Nennen und erläutern Sie Beispiele für Sublimationsvorgänge!
- Wie ändern sich der Ordnungszustand/die innere Energie bei Phasenübergängen?
- Beschreiben Sie die beiden Zustandsgrößen Temperatur und Druck!
V. Reaktionen und Nachweise von ausgewählten Metallen
Geben Sie Nachweisreaktionen für die folgenden Ionen oder Moleküle an, Sie
können sich am Praktikumsskript orientieren, finden Sie weitere Nachweisreaktionen
und gehen Sie auf mögliche Störreaktionen ein:
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- Nachweis von Hg + und Hg 2+
- Nachweis von Pb 2+
- Nachweis von Bi 3+
- Nachweis von Cu + und Cu 2+
- Nachweis von Cd 2+
- Nachweis von Sb 3+
- Nachweis von Sn 2+ / 4+
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11. Seminar: Die Elemente der 1. und 2. Hauptgruppe, Erscheinungsformen
von Materie Teil II
I. Die Elemente der 1. und 2. Hauptgruppe
- Die meisten Alkali- und Erdalkalielemente (welche?) müssen unter Petroleum
aufbewahrt werden. Welche Reaktionen will man hierdurch verhindern?
Begründen Sie, warum die Reaktivität mit steigender Ordnungszahl zunimmt!
- Wie kann man Natriumreste gefahrlos beseitigen?
- Vergleichen Sie verschiedene Verfahren zur technischen Darstellung von NaOH
(z. B. Reinheit der Lauge, Umweltverträglichkeit des Verfahrens, Ökonomie)!
- Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für folgende Reaktionen: Kalium mit
Sauerstoff, Natriumoxid mit Wasser, Lithium mit Stickstoff!
- Wie wird Natrium gewonnen?
- Bestimmen Sie die Oxidationszahlen aller Elemente im Oxid Li 2 O, im Peroxid
Na 2 O 2 und im Superoxid KO 2 !
- Erklären Sie das SOLVAY-Verfahren zur Darstellung von Soda!
II.
III.
Erscheinungsformen der Materie Teil II
- Welchen Einfluss hat die Temperatur auf Gase?
- Die Gasgesetze: Was besagt das Gesetz von Gay-Lussac? Wie ist der Druck
abhängig von der Temperatur? Was besagt das Gesetz von Boyle-Mariott? Wie
ist der Druck abhängig vom Volumen?
- Was sind ideale Gase und wie lautet die Formel für das ideale Gasgesetz?
- Was sind reale Gase?
- Was besagt das Gesetz von Avogadro und von Dalton?
- Was sind Lösungen?
- Beschreiben Sie den Lösungsvorgang und die Gesamtenthalpie des
Lösungsvorgangs!
- Was ist die Hydratation und die Hydrathülle?
- Was ist die Löslichkeit und wie ist das Löslichkeitsprodukt definiert?
- Gehen Sie auf die Temperaturabhängigkeit der Löslichkeit ein!
Qualitative Analyse eines unbekannten Substanzgemisches
- Beschreiben Sie eine mögliche Herangehensweise um eine Analyse die
folgende Ionen enthalten kann korrekt nachzuweisen:
Hg +/2+ , Pb 2+ , Bi 3+ , Cu +/2+ , Cd 2+ , Sb 3+ , Sn 2+ / 4+
(Trennschema Schwefelwasserstoffgruppe)
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- Wie sehen die Bedingungen für die Nachweisreaktionen der angegeben Ionen
aus? Auf welche Störungen von Fremdionen müssen Sie bei den einzelnen
Nachweisreaktionen achten?
Aufgaben zum Seminar 11:
12.1 Natrium kann durch Schmelzflusselektrolyse von NaCl hergestellt werden. Wie
viel m 3 Meerwasser müssten aufgearbeitet werden, damit aus dem gewonnenen
NaCl 10 kg metallisches Natrium hergestellt werden kann? Das Meerwasser enthält
ca. 10 g NaCl pro Liter.
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