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Anor­ga­ni­sche Chemie 1 Prüfungs­bei­spiele und Tipps

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Prüfungstipps
Bürgerliches Recht

Karl-Franzens-Universität Graz - KFU

2017; Lehrbuch Der Anorganischen Chemie

Ludwig P. ©
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sternsternstern_0.2stern_0.3stern_0.3
ID# 66714







1)Kohlenstoff in Form/Modifikation Graphit oder Diamant

2) NH3 besteht aus zwei Elementen: N und H, die normalerweise als N2 und H2 vorkommen. Daraus sollte man doch die Gleichung hinbekommen können?

1 N2 + 3 H2 : 2 NH3


3) Um eine möglichst hohe Ausbeute zu erzielen, muss man unter hohem Druck arbeiten. Warum?


4 Mole Gas als Ausgangsstoffe, 2 Mole Gas als Ergebnis; da 1 Mol Gas (unter Normbedingungen) 22,4 l Raum einnimmt, verringert sich bei der Reaktion der Druck, also hoher Druck, um mehr Ausbeute zu erhalten


3)Zeichnen Sie die Valenzstrichformel von NH3!


H

2     H-N:

H


Stickstoff hat 5 Valenzelektronen (steht in 5. Hauptgruppe), von denen 3 eine Elektronenpaarbindung mit 3 H eingehen, das verbleibende Elektronenpaar ist ein so genanntes freies Elektronenpaar, aber eben auch ein Elektronenpaar und durchaus vergleichbar mit den drei bindenden Elektronenpaaren! N braucht diese vier e-Paare, um auf eine volle 8er Schale zu kommen!


4) Wie ist das Ammoniakmolekül räumlich aufgebaut?

NH3 ist tetraedrisch (VSEPR Tabelle; die Summe der Bindenden und Nichtbindenden Elektronen-Paare ergibt dann die Struktur)

2 BINDENDE ELEKTRONENPAARE – LINEAR (180°)

3 BINDENDE ELEKTRONENPAARE – TRIGONAL PLANAR (120 °)

4 BINDENDE ELEKTRONENPAARE – TETRAEDRISCH (109°)

5 BINDENDE ELEKTRONENPAARE – TRIGONAL BIPYRAMIDAL (90°)

6 BINDENDE ELEKTRONENPAARE – OKTAEDRISCH (90°) 


2 BINDENDE UND 1 NICHTBIND. - Gewinkelt

3 BINDENDE UND 1 NICHTBIND. - TRIGONAL – PYRAMIDAL

2 BINDENDE 1 NICHTBIND. - GEWINKELT

4 BIND. 1 NICHTBIND. - TETRAEDRISCH VERZERRT

3 BIND 2 NICHTBIND. - T – FOERMIG

2 BIND 3 NICHTBIND. - LINEAR

5 BIND. 1 NICHTBIND. - QUADRATISCH – PYRAMIDAL

4 BIND. 2 NICHTBIND. - QUADRATISCH – PLANAR


5) Wofür kann man Ammoniak verwenden ?


1        Düngemittel / Synthese von HNO3


6)Geben Sie eine Valenzstrichformeln für H2O2 und AsH3 sowie die (formalen) Oxidationszahlen für alle Atome an:



H2O2


AsH3


+1

-1

H


H-O-O-H

-3 :As-H +1


-1

+1

H

Formale Oxidationsstufen:  O gewinnt (fast) immer, nur gegen sich selbst (und gegen Fluor) nicht, also -1 im H2O2.   .

Formale Ladung: -z.B. H2O - der Sauerstoff hat 6 valenzelektronen in der aeussersten Schale (die Gruppe in der das Element steht ist gleich der Anzahl der valenzelektronen). Das Wasserstoff hat 1 valenzelektron. Wenn man jetzt die Lewis Struktur von H2O zeichnen wuerde, waere das Sauerstoff in der Mitte und die 2 Wasserstoffe auf jeder Seite.

      

H – O – H  , der Sauerstoff hat 2 freie Elektronenpaare und zwei bindende Paare.

      

Wenn wir hier jetzt die Formalladung ausrechnen, hat der O eine Formalladung von Null, und die 2 wasserstoffe ebenso.

Sauerstoff: 6 valenzelektronen – wir haben hier 2 bindende Paare, also 2x2 Elektronen=4 e  Und zwei nichtbindende, also (2x2)/2 Elektronen=2 e (hier Teilen wir durch 2 weil nur die ersten elektronen auf jeder Seite des O im Prinzip dem Sauerstoff gehoeren die anderen 2 teilt er sich mit den 2 Wasserstofen) . Wenn wir Zusammen rechnen O=4e+2e=6e sehen wir das der Sauerstoff 6 bindende elektronen hat. 6 valenzelektronen – 6 bindende elektronen = 0,

Demnach it die Formalladung des Sauerstoffs 0.

Das gleiche macht man jetzt mit dem Wasserstoff, und wenn alle elemente die Fomalladung=0 haben ist das der Energieguenstigste Zustand der verbindung und d.h. die korrekte Lewis Strukturformel.                                                                                                                                                                                                                            

7)Beschreiben Sie stichwortartig die einzelnen Schritte, um ausgehend vom Sodaauszug Ihrer Analysensubstanz, die die vier so genannten einfachen Anionen Cl-, NO3-, SO42- und CO32- enthält, Chlorid nachzuweisen:


(1) Ansäuern mit HNO3

(2) tropfenweise AgNO3-Lösung zugeben

(3) weißer, käsiger Niederschlag (Resultat)


8) Warum ist es wichtig den Sodaauszug anzusäuern? Schreiben Sie die

Reaktionsgleichung für den Fall auf, dass Sie vergessen haben beim Chlorid-

Nachweis anzusäuern.


2 Ag+ + 1 CO32- 6 1 Ag2CO3


9)Nennen Sie vier (Metall-)Ionen, die sich aus saurer Lösung durch Einleiten von H2S als schwerlösliche Sulfide ausfällen lassen und deshalb in der Analyse zur so genannten H2S-Gruppe gehören:


Ag+ / Hg+ / Hg2+ / Pb2+ / Bi3+ / Cu2+ / Cd2+ / As3+ / Sb3+ / Sn2+


Nitrate zersetzen sich thermisch auf unterschiedliche Weise:


Beim Erhitzen von KNO3 entsteht ein farbloses Gas, das einen in dieses Gas gehaltenen glimmenden Holzspan zum Aufglühen bringt. Welches Gas ist entstanden?


O2 (Sauerstoff)


10)Wie heißt KNO3 mit Trivialnamen und wozu hat man es lange Zeit verwendet?


-Schreiben Sie die Reaktionsgleichung für die thermische Zersetzung von KNO3 auf:


2 KNO3 6 2 KNO2 + 1 O2

Beim Erhitzen von Pb(NO3)2 entsteht dagegen ein braunes Gas, das den glimmenden Holzspan zum Erlöschen bringt. Welches Gas ist hier entstanden?

-NO2


10) Schreiben Sie die Reaktionsgleichung für die thermische Zersetzung von

Pb(NO3)2 auf:


1 Pb(NO3)2------> 6 PbO + 2 NO2 + 1/2 O2


11) Wenn Sie hingegen NH4NO3 thermisch zersetzen, dann entsteht N2O. Schreiben Sie die Reaktionsgleichung dafür auf:


 NH4NO3  ----->N2O + 2 H2O


12) Geben Sie NH4NO3 u N2O richtige chemische Namen:

Ammoniumnitrat

Distickstoff(mon)oxid


13) Schreiben Sie die formalen Oxidationsstufen für alle Atome in NH4NO3 auf:


-3     +5

NH4NO3 +1 -2


N hat zwei Möglichkeiten: Abgabe von 5 oder Aufnahme von 3 Elektronen, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Und H hat überhaupt keine Alternative, sondern wird einfach H+ (als oxidationsstufe +1). Das Molekül besteht aus NH4+ und NO3-. Wegen der Unterschiede in den Elektronegativitäten hat N in NH4+ den >Kampf= um die Elektronen gewonnen: 4 werden von den 4 H zur Verfügung gestellt, drei davon bekommt N und wird -3, das 4. H+ sorgt für die Ionenladung. Im Falle von NO3- gilt: O gewinnt und bekommt insgesamt 3*2 Elektronen (3* O2-), eine negative Ladung sorgt für die Ladung des Ions, also muss N die restlichen 5 Elektronen liefern und wird +5.



-er glimmt auf


14) N2O wirkt im Gegensatz zu Stickstoff und dessen anderen Oxiden nicht erstickend, sondern unterstützt die Atmung, weil es sich relativ leicht zersetzt. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für diese Zersetzung:


2 N2O ---->2 N2 + 1 O2


15) Nitrate sind die Salze der Salpetersäure HNO3, die man durch Einleiten von NO2 in Wasser herstellen kann. Stellen Sie die Reaktionsgleichung für diese Redoxreaktion auf:


2 NO2 + 1 H2O --->1 HNO3 + 1 HNO2


16) Sie sollen 1 Liter einer 0,1 molare Lösung von HCl herstellen. Wie viel g HCl müssen Sie dazu in 1 l Wasser lösen (H: 1 g/mol); Cl: 35,5 g/mol)?


HCl: 1 + 35,5 = 36,5 g/mol ² 0,1 molar = 0,1 mol/l: 3,65 g HCl


1 Mol HCl hat die Masse von 1x 1 g(/Mol) (von H) + 1x 35,5 g(/Mol) (von Cl) = 36,5 g/Mol,

0,1 Mol haben demnach die Masse von 36,5/10 = 3,65 g.


17)Da HCl ein Gas ist, wird es leichter sein, das entsprechenden Volumen abzumessen. Wie viel ml HCl müssen Sie denn abmessen, um 1 Liter 0,1 molarer HCl-Lösung herstellen zu können?


1 mol HCl = 22,4 l; 0,1 mol HCl = 2,24 l


17) 1 Mol eines jeden Gases nimmt (unter Normbedingungen) das gleiche Volumen, nämlich 22,4 Liter ein, folglich nehmen 0,1 Mol eines Gases 22,4/10 = 2,24 Liter ein.



-0,1 mol/l


 0,1 molare Lösung von HCl, bedeutet, dass in 1 Liter jeweils 0,1 Mol H+ und Cl- vorhanden sind, weil HCl vollständig dissoziiert ist.


19)Welchen pH-Wert messen Sie deshalb in dieser Lösung?


-lg (0,1) = -lg (10-1) = 1


Der pH-Wert ist definitionsgemäß der negative dekadische (nicht der natürliche) Logarithmus der H+-Ionenkonzentration.


18) Wie heißt HCl-Lösung mit Trivialnamen und wie mit richtigem chemischen Namen?


Salzsäure

Chlorwasserstoffsäure


Gibt es für die HCl ein Säureanhydrid?                                  JA         NEIN


19) Was ist denn das Säureanhydrid der Schwefelsäure H2SO4?   SO3


 das Säureanhydrid ist der Stoff (das Nichtmetalloxid!), das sich in Wasser lösen muss, um eine Säure zu bekommen.



     FeSO4                     Eisen(II)-sulfat

Fe2(SO4)3     Eisen(III)-sulfat


  

NaH2PO4

Natriumdihydrogenphosphat

2

Na2HPO4

Dinatriumhydrogenphosphat

NaHCO3          Natriumhydrogencarbonat


21) SAUERSTOFFSAEUREN DER HALOGENE

BSW.

Fuer Chlor: HClO4, HClO3, HClO2, HClO

Fuer Brom: HBrO4, HBrO3, HBrO2, HBrO

Fuer Iod: HIO4, HIO3, HIO2, HIO

Man sollte auch den Namen und Lewis Formel der Saeure wissen

Halogensauerstoffsäuren besitzen die allgemeine Summenformel HXOn (X = F, Cl, Br, I, At; n = 1, 2, 3, 4).  Die folgende Tabelle zeigt eine Einteilung der Halogensauerstoffsäuren und die Salzart und Name der jeweiligen Saeure:


Säuren

Säuren


Salze


Oxidationsstufe

Name

Summen-
 formeltyp

Name


+1

Hypohalogenige Säuren
 Halogen(I)-säuren

HXO

Hypohalogenite
 

MXO

+3

Halogenige Säuren
 Halogen(III)-säuren

HXO2

Halogenite
 

MXO2

+5

Halogensäuren
 Halogen(V)-säuren

HXO3

Halogenate
 

MXO3

+7

Perhalogensäuren
 Halogen(VII)-säuren

HXO4

Perhalogenate


Hypochlorige Säure (HClO), ist eine nur schwach dissoziierende Säure. Sie wirkt bleichend und oxidierend.

Sie wird durch Einleiten von Chlor in Wasser hergestellt. Gleichzeitig erfolgt die Beseitigung der entstehenden Salzsäure durch Quecksilberoxid.

Cl 2 O + H 2 O 2   H C l O

Die Chlorige Säure - Da sie sich auch in verdünnter kalter Lösung rasch in Wasser, ClO2 und HCl zersetzt, ist sie praktisch in freier Form technisch bedeutungslos

5 H C l O 2 → 4 C l O 2 + H C l + 2 H 2 O

Die Salze der Chlorigen Säure sind die Chlorite. Im Gegensatz zur freien Säure sind sie beständiger und können isoliert werden.

Chlorsäure  Die farblose Lösung findet als starkes Oxidationsmittel Verwendung.

Perchlorsäure, HClO4, ist eine Sauerstoffsäure des Chlors und Ihre Salze heißen Perchlorate .

Als Hypobromige Säure (HBrO) . Sie ist nur in Lösung beständig und kann nicht rein erhalten werden. Ihre Salze werden als Hypobromite bezeichnet.

  Br2+H2O---->HOBr+Hbr

Um die Entstehung von Bromwasserstoffsäure zu unterbinden wird obige Reaktion in Gegenwart von Quecksilber(II)-oxid durchgeführt.

2Br2+3HgO+H2O--->HgBr2+2HgO+2HOBr

Aufgrund ihrer oxidierenden Eigenschaft finden Hypobromitlösungen Anwendung als Bleichmittel und Desinfektionsmittel. Am besten funktioniert sie in Kombination mit der Hypochlorigen Säure

Bromige Säure HBrO2 (Bromite) In freier Form ist die Säure nicht beständig.

-Zwischenprodukt der Oxidation von Hypobromiger Säure zu Bromsäure. Diese kann entweder auf klassisch-chemischem oder auf elektrochemischem Wege durch anodische Oxidation bewerkstelligt werden.

HOBr + HClO → HBrO2 + HCl

Sie entsteht des Weiteren durch Synproportionierung aus Bromsäure und Bromwasserstoffsäure.

2 HBrO3 + HBr → 3 HBrO2

Ihre Darstellung kann durch Umsetzung von Bariumbromat mit verdünnter Schwefelsäure erfolgen.

Perbromsäure - HBrO4 (Salze=Perbromate).

 Sie kann nur durch sehr starke Oxidationsmittel, wie molekularem Fluor , aus Bromat-haltigen Lösungen hergestellt werden.
BrO3- + F2 + 2 OH- → BrO3- + 2 F- + 2 H2O


22) Nennen Sie in aufsteigender Reihenfolge die elemente der X-Nebengruppe und stellen Sie einen davon dar.

z.B.

Die elemente der 3. Nebengruppe sind:

Scandium, Ytrium, Lanthan

Scandium darstellung:

-auf chemischem und elektrochemischem Wege.

-Zur Gewinnung von Scandium geht man zum Teil von Thortveitit aus, der in Scandium-Trifluorid oder – trichlorid verwandelt wird, zum Teilvon Sc-haltigen im Zuge der Urangewinnung anfallenden Nebenprodukten.

In beiden Fällen erhält man eine Sc/Zn- Legierung, aus der sich das Zink abdestillieren lässt.


      4. Nebengruppe

      Titanium, Zirkonium, Hafnium

-Als Titanschwamm erhaelt man das Metall bei der Reduktion von Titantetrachlorid mit Magnesium (Kroll-Prozess)

-Die technische Gewinnung beinhaltet hiernach die Herstellung von TiCl4 aus TiO2, die Reduktion von TiCl4 zu Ti sowie gegebenfalls ie Reinigung des erhaltenen Titans.

Herstellung von TiCl4 aus TiO2: TiCl4 entsteht beim ueberleiten von Cl ueber ein gluehender Gemenge von Koks und Titandioxid bei 700-1000°C:

TiO2  + 2C +2Cl----->TiCl4 +2CO

-Reduktion von TiCl4 zu Ti:

TiCl4 +2 Mg ------>Ti+2 MgCl2


5.Nebengruppe

-techniche Darstellung durch Reduktion von Vanadiumpentaoxid mit Al oder Ferrosilicum (BILDUNG VON WENIGER REINEM V), sowie mit Ca (BILDUNG VON REINEM VANADIUM):

V2O5+5Ca------>2V+5CaO


6. Nebengruppe

Chrom, Molybdaenglanz, Wolfram

-technische Darstellung von " metallischem Chrom" auf chemischen Wege aus Chrom(III)-Oxid  Cr2O3 als auch auf elektrochemischem Wege aus auf elektrochemischem Wege aus Chrom(III) - bzw. Chrom(VI)-Salzloesnugen.


7. Nebengruppe

Mangan, Technetium, Rhenium

Mangan-----> technische Darstellung, Elektrolyse von MnSO4 – Lsg(Kathoden aus Rostfreiem Stahl)

MnSO4+H2O----->Mn+H2SO4+½ O2


8. Nebengruppe

Eisen, Ruthenium, Osmium


-Das durch Reduktion entstehende Eisen enthaelt ca. 4% C und wird Roheisen gennannt, wobei man ganz allgemein unter der Bezeichnung RoheisenEisensorten mit einem Kohlenstoffgehalt >1,7% versteht.

-Durch Verringerung seines Kohlenstoffsgehaltes kann man in den schmiedbaren und beim Schmelzen allmählich erreichenden "Stahl" (<1,7%C)


9. Nebengruppe

Cobalt, Rhodium, Iridium

Cobalt Darstellung – gediegen in "Eisenmeteoriten" sowie im "Erderzen" und kommt in der "Litosphaere" gebunden in Form von Cobalterzen sowie Cobalthaltigen Erzen

-zur technichen Darstellung werden die: Nickel-Cobalt-Kupfer Erze in der beim Nickel heschilderten Weise aufgearbeitet, wobei man einen ROHSTEIN erhaelt, der das Ni, Co und u in Form von Sulfien und Arsenidem enthaelt. DIese Material wird dann mit Soda und Salpeter abgeroestet, wobei S und As teils entweichen, teils zusammen mit den Oxien von Kupfer, Ni und Co als Sulfat und Arsenat im Roestgut zurueckbleiben.

-Die verbleibend Metalloxide werden in heisser HCl und mit Kalkmilch fraktionierend gefaellt. Hierbei resultiert schliesslich Cobalt(II,III)-oxid Co3O4, das mit Koks oder aluminothermisch zu metallischem Co reduziert wird.


10.Nebengruppe

Nickel, Palladium und Platin

Palladium und Platin herstellung:

-fuer die technische Darstellung der Platinmetalle in Form des durch Komplexbildunga – und Redoxprozesse weiter in die einzelnen Platinmetalle(hier Pd, Pt) aufgetrennten -" Rohplatin" dienen heute vorwiegend Erze aus primaeren Lagerstaetten.

-Gewinnung des Rohplatin bei gediegenem Vorkommen durch Wasch- und Sedimentationsprozesse.


23)Oxidationsstufen der Hauptgruppenelemente + Beispiel fuer jede Oxidationsstufe + Lewis Struktur (fast immer bei der Pruefung dabei)

  • Fluor https://www.chemie.de

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