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Übungsaufgaben für die Klausurvorbereitung „Allgemeine Chemie“ Themenblock I Namen, chemische Formeln und Vorkommen

Aufgabe 1:

Nennen Sie Elemente die in der Natur gediegen (elementar) vorkommen.

Aufgabe 2:

Nennen Sie die Summenformel der folgenden Verbindungen. (a) Wasser (d) Bauxit (g) Ätzkali

Aufgabe 3:

(b) Natron (e) gelöschter Kalk

Nennen Sie die Trivialnamen sowie die systematischen Namen der folgenden Verbindungen. (a) NaOH (d) CaSO4 (g) NH4Cl

Aufgabe 4:

Aufgabe 5:

Aufgabe 6:

(c) kalziniertes Soda (f) gebrannter Kalk

(b) Na2CO3 (e) N2O

(c) HF (f) K2CO3

Benennen Sie die folgenden Komplexe (nach IUPAC): (a) Na[Al(OH)4]

(b) K[Al(OH)4]

(d) Ba[SbF6]

(e) [Ca(H2O)6]Br2

(f) [Pt(NH3)4][PtCl4]

(g) [Pt(NH3)4][ZnCl4]

(c) K2[SbF6]

(h) Na[Au(CN)2]

Nennen Sie die wichtigsten Vorkommen (Name und Summenformel) der folgenden Elemente: (a) H

(b) Al

(f) Mg

(g) Li

(c) Si

(d) I

(e) Br

(a) Notieren Sie die Summenformel der verschiedenen Sauerstoffsäuren des Schwefels und des Broms und benennen Sie diese. (b) Wie heißen die Natriumsalze dieser Säuren? (c) Bestimmen Sie die Oxidationsstufe des Schwefels und des Broms in diesen Verbindungen.

Themenblock II Lewis-Formeln und Oxidationszahlen

Aufgabe 1:

Aufgabe 2:

Stellen Sie die Lewis-Formeln für die folgenden Verbindungen auf und bestimmen die die Oxidationszahlen aller Atome. Die Oktettregel soll für alle Atome einschließlich der dritten Periode eingehalten werden. (a) H2S

(b) O2

(c) O3

(d) CO

(e) CO2

(f) H2CO3

(g) N2

(h) NO

(i) NO2

(j) H4SiO4

(k) H3PO4

(l) N2O5

(m) H2SO4

(n) H2SO3

(o) SO3

Bestimmen Sie die Oxidationszahlen der Atome folgender Verbindungen und Ionen: (a) I2Cl6

(b) SiH4

(c) H3PO2

(d) KMnO4

(e) VOCl3

(f) Mg3P2

(g) N2O4

(h) Si3N4

(i) NaHCO3

(j) Pb3O4

(k) KH2PO4

(l) NH4NO3

(m) CH3OH

(n) H2CO

(o) HCOOH

(p) Fe2O

(q) MnO4–

(r) NO3–

(s) SO3–

(t) ClO3–

(u) NO2–

(v) SiF62–

(w) H2O2

(x) FeS2

(y) CaP

(z) N2H4

Themenblock III Reaktionsgleichungen und typische chemische Reaktionen

Aufgabe 1:

Vervollständigen Sie die folgenden Reaktionsgleichungen: CaH2

+

H2O



CO2

+

H 2O



Li2O

+

H 2O



K 2O

+

H 2O



CaO

+

H 2O



Al(OH)3

+

NaOH



Al(OH)3

+

H3O+



Mg

+

CO2



Ca

+

H 2O



Na

+

H 2O



K

+

H 2O



K

+

O2



S8

+

O2



Ca

+

H2



Li

+

N2



P4

+

O2



SO2

+

H 2O



SO3

+

H 2O



SO3

+

H2SO4



N 2O 5

+

H 2O



Na2O

+

H 2O



Na2O2

+

H 2O



P4O10

+

H 2O



CaO

+

H 2O



Mg

+

SiO2



NH3

+

HCl



Themenblock IV Strukturen von Molekülen und Festkörpern

Aufgabe 1:

Welche Gestalt haben die folgenden Moleküle nach dem VSEPR-Modell? (a) H2O

(b) SeO3

(c) O2

(d) SF4

(e) SO3

(f) SO2

(g) XeF2

(h) XeF4

(i) XeF6

(j) NH3

(k) BrF3

(l) PF5

(m) PF3

(n) CH4

(o) SiF4

(p) IF7

Aufgabe 2:

Nennen Sie für die folgenden wichtigen Strukturtypen ionischer Festkörper die Koordinationszahl und das Koordinationspolyeder der Kationen und der Anionen. (a) CaF2

(b) CsCl

(c) NaCl

(d) ZnS (Zinkblende und Wurzit)

(e) SiO2

Aufgabe 3:

In den meisten Metallen sind die Atome nach Art einer dichtesteten Kugelpackung angeordnet. Welche der beiden Möglichkeiten gibt es dabei und worin unterscheiden sie sich? Geben Sie die Koordinationszahlen der Metallatome für beide Möglichkeiten an.

Themenblock V Redoxbegriff und Redoxgleichungen

Aufgabe 1:

Erklären Sie die Begriffe Oxidation und Reduktion. Nennen Sie ein Beispiel für eine Redoxreaktion sowie ein Beispiel für eine Reaktion, die keine Redoxreaktion darstellt. Erläutern Sie Kriterien mit denen eine Redoxreaktion erkannt werden kann.

Aufgabe 2:

Erklären Sie die Begriffe Oxidationsmittel und Reduktionsmittel anhand eines von Ihnen frei gewählten Beispiels.

Aufgabe 3:

Erläutern Sie die Begriffe Komproportionierung und Disproportionierung an jeweils einem von Ihnen frei gewählten Beispiel.

Aufgabe 4:

Stellen Sie folgende Redoxgleichungen sowie die Teilgleichung für die Reduktion und die Oxidation auf.

(a) Eisen(III)-Ionen reagieren mit Iodid-Ionen zu Eisen(II)-Ionen und Iod. (b) Dichromat-Ionen reagieren mit Iodid-Ionen zu Iod und Chrom(III)-Ionen. Die Reaktion findet im sauren pH-Wert-Bereich statt. (c) Schweflige Säure reagiert mit Iod zu Schwefelsäure und Iodwasserstoff. (sauer) (d) Chrom(III)-Oxid reagiert mit Nitrat-Ionen zu Chromat-Ionen und NitritIonen. (sauer) (f) Iod und Chlor reagieren zu Iodat-Ionen und Chlorid-Ionen. (sauer) (g) Stickstoffmonoxid und Salpetersäure reagieren zu Distickstofftetroxid und Wasser. (sauer) (h) Nitrat und Zink reagieren im basischen Milieu zu Ammoniak und Zinkat (ZnO22–).

Themenblock VI Gleichgewichtsreaktionen, Massenwirkungsgesetz und das Prinzip von LeChatelier

Aufgabe 1:

Aufgabe 2:

Welchen Einfluss hat eine erhöhte Temperatur bzw. ein erhöhter Druck auf die Lage des Gleichgewichts der folgenden Reaktionen? (a)

C(s) + H2O(g)



CO(g) + H2(g)

endotherm

(b)

CO(g) + H2O(g)



CO2 + H2

exotherm

(c)

N2(g) + 3 H2(g)



2 NH3(g)

exotherm

(d)

2 SO2(g) + O2(g)



2 SO3(g)

exotherm

(e)

C(s) + CO2(g)



2 CO(g)

endotherm

Formulieren Sie das Massenwirkungsgesetz für folgende Reaktionen: (a) I2(aq) + I–(aq)  I3–(aq) (b) H2SO4(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + HSO4–(aq) (c) HSO4–(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + SO42–(aq) (d) AgCl(s)  Ag+(aq) + Cl–(aq) (e) CH3COOH(l) + C2H5OH(l)  CH3COOC2H5(l) + H2O(l) (f) 2 NO2  N2O4 (g) Fe2O3 + 3 CO  2 Fe + 3 CO2 (h) N2 + O2  2 NO

Aufgabe 3:

Erläutern Sie mit Hilfe des Massenwirkungsgesetzes den Zusammenhang: pH + pOH = 14

Aufgabe 4:

Bei 25°C lösen sich 0,00188 g AgCl in einem Liter Wasser. Wie groß ist das Löslichkeitsprodukt von AgCl? M(AgCl) = 143 g/mol

Aufgabe 5:

400 mg PbCl2 werden bei 25°C in einen Liter Wasser gegeben. Löst sich PbCl2 vollständig auf? L(PbCl2) = 1,6 10–5 mol3/L3 M(PbCl2) = 278,11 g/mol

Themenblock VII Säure-Base-Begriff und Säure-Base-Reaktionen und pH-Wert Berechnung

Aufgabe 1:

Erläutern Sie die Begriffe Säure, Base, Säure-Base-Reaktion sowie Neutralisationsreaktion an einem von Ihnen frei gewählten Beispiel.

Aufgabe 2:

Formulieren Sie die Neutralisationsreaktionen für die folgenden Säure-BasePaare. (a) Salzsäure und Natronlauge (b) Schwefelsäure und Kalilauge (c) Phosphorsäure und Ammoniak (d) Blausäure und Calciumhydroxid

Aufgabe 3:

Formulieren Sie die Protolysereaktion für folgende Säuren und Laugen mit Wasser. Formulieren Sie für mehrbasige Säuren die jeweiligen Teilgleichungen. (a) HCl

(b) H2SO4

(c) H3PO4

(d) NH3

(f) HBr

(g) HF

(h) HNO3

(i) CH3COOH

(e) HCO3–

(j) HCN Aufgabe 4:

Formulieren Sie die Reaktion von Al(OH)3 in einer sauren sowie in einer alkalischen Lösung.

Aufgabe 5:

Berechnen Sie den pH-Wert folgender Lösungen unter der Annahme, dass alle Protolysestufen der einer starken Säure entsprechen. (a) HCl

c = 0,001mol/L

(b) HCl

c = 0,01mol/L

(c) H2SO4

c = 0,5 mol/L

(d) H2SO4

c = 0,05 mol/L

(e) NaOH,

c = 1mol/L

(f) NH3,

c =1 mol/L

(g) NaOH,

c = 0,01 mol/L

(h) Ca(OH)2,

c = 0,05 mol/L

(i) Mg(OH)2 ,

c = 0,5 mol/L

Aufgabe 6:

Essigsäure ist eine schwache Säure (KS = 1,8 10-5 mol/L). Wie groß ist der pH-Wert einer 0,3 mol/L CH3COOH-Lösung.

Aufgabe 7:

Eine Pufferlösung aus 0,1 mol CH3COOH (HAc) und 0,1 mol CH3COONa in 1 Liter wässriger Lösung wird jeweils mit 0,001, 0,01 und 0,1 mol HCl versetzt. Wie ändert sich der pH-Wert der Lösung? KS = 1,76 10-5 · mol/L

Themenblock VIII Stöchiometrie

Aufgabe 1:

Berechnen Sie die Stoffmenge (n) von: (a) 12 l N2 (b) 18,25 g HCl (c) 11 g CO2 (d) 48 ml Argon (e) 126 g Kupfer

Aufgabe 2:

Berechnen Sie die Konzentration (c) von: (a) 58,5 mg Natriumchlorid in 2 L Wasser (b) 37,25 g Kaliumchlorid in 500 ml Wasser c) 73 g HCl in 1 L Wasser.

Aufgabe 3:

Geben Sie die Konzentration (c) der folgenden Lösung nach angegebener Verdünnung an: (a) 500 ml 1 molare Natriumchlorid Lösung werden auf 1 L aufgefüllt. (b) 1000 ml 0,4 molare Natriumchlorid Lösung werden auf 1,5 L aufgefüllt. (c) 200 ml 0,2 molare Natriumchlorid Lösung werden auf 600 ml aufgefüllt. (d) 500 ml 1,5 molare Natriumchlorid Lösung werden auf 3 L aufgefüllt. (e) 100 ml 1 molare Natriumchlorid Lösung werden auf 1 L aufgefüllt. (f) 10 ml 1 molare Natriumchlorid Lösung werden auf 1 L aufgefüllt.

Aufgabe 4:

Wie viele Liter CO2 entstehen bei der Verbrennung von 1,2 kg Kohle? Wie viele Liter Sauerstoff werden verbraucht?

Aufgabe 5:

63,5 g Kupfer sollen mit Schwefel vollständig zur Reaktion gebracht werden. Berechnen Sie die notwendige Masse Schwefel die benötigt wird sowie die Masse des entstehenden Produkts.

Themenblock IX Elektronenkonfiguration und MO-Diagramme

Aufgabe 1:

Wie lautet die Valenzelektronenkonfiguration für die folgenden Atome und Ionen? (a) Cl

(b) Sb

(c) Ga3+

(d) P3+

(e) S2-

Aufgabe 2:

Erläutern Sie anhand der entsprechenden Molekülorbitaldiagramme den Unterschied von Singulett- und Triplett-Sauerstoff. Treffen Sie Aussagen über die Anzahl und die Auswirkung der ungepaarten Elektronen.

Aufgabe 3:

Bestimmen Sie jeweils anhand der MO-Diagramme für O2 und F2 die Bindungsordnung.

Aufgabe 4:

Bestimmen Sie für das N2-Molekül anhand des MO-Diagramms die Bindungsordnung.

Themenblock X Kernreaktionsgleichungen

Aufgabe 1:

Erläutern Sie die drei Strahlungsarten radioaktiver Strahlung.

Aufgabe 2:

Vervollständigen Sie folgende Kernreaktionsgleichungen: (a)

226 88 Ra

(b)

40 19 K

(c)

1

(d)

222 86 Rn

+



+

0

H



+

0

14



+

0

3

6



C

–1e

–1e

–1e

(e)

87 37 Rb



+

0

(f)

235 92 U



+

2

–1e 4

He...