Allgemeine und Anorganische Chemie mit Experimenten - Exam

Aufgabe 1)

Gegeben sei ein neutraler Atomkern eines Elements X mit einer Ordnungszahl von 16 und einer Massenzahl von 32.

• Elektronen: negativ geladen, befinden sich in Elektronenschalen um den Atomkern
• Protonen: positiv geladen, befinden sich im Atomkern
• Neutronen: neutral, ebenfalls im Atomkern
• Protonenzahl bestimmt das Element (Ordnungszahl)
• Massenzahl = Protonen + Neutronen
• Elektronenanzahl = Protonenzahl (bei neutralen Atomen)

a)

Bestimme die Anzahl der Protonen, Neutronen und Elektronen in diesem Atom von Element X.

Lösung:

Um die Anzahl der Protonen, Neutronen und Elektronen in diesem Atom von Element X zu bestimmen, müssen wir die gegebene Ordnungszahl und Massenzahl verwenden. Folgende Schritte helfen uns dabei:

• Die Ordnungszahl des Elements X ist 16, was bedeutet, dass das Atom 16 Protonen enthält.
• Die Massenzahl ist 32. Diese Zahl stellt die Summe der Protonen und Neutronen dar:

Massenzahl = Protonenanzahl + Neutronenanzahl

Wir wissen, dass:

• 32 = 16 (Protonenanzahl) + Neutronenanzahl
• Neutronenanzahl = 32 - 16 = 16 Neutronen
• In einem neutralen Atom entspricht die Anzahl der Elektronen der Anzahl der Protonen. Daher gibt es 16 Elektronen.

Zusammengefasst hat das Atom des Elements X:

• 16 Protonen
• 16 Neutronen
• 16 Elektronen

b)

Berechne die relative Atommasse dieses Atoms. Die relative Atommasse eines Protons und eines Neutrons sei jeweils 1,00728 u und 1,00866 u, während die eines Elektrons 0,00054858 u beträgt.

Lösung:

Um die relative Atommasse des Atoms von Element X zu berechnen, verwenden wir die gegebene relative Atommasse der Protonen, Neutronen und Elektronen. Wir müssen die Anzahl der jeweiligen Teilchen mit ihrer relativen Atommasse multiplizieren und anschließend alle Beträge addieren.

Gegebene Werte sind:

• Relative Atommasse eines Protons: 1,00728 u
• Relative Atommasse eines Neutrons: 1,00866 u
• Relative Atommasse eines Elektrons: 0,00054858 u

Berechnungsschritte:

• Anzahl der Protonen: 16
• Anzahl der Neutronen: 16
• Anzahl der Elektronen: 16
• Total: 48

Nun berechnen wir die jeweilige Masse:

• Masse der Protonen = 16 × 1,00728 u = 16,11648 u
• Masse der Neutronen = 16 × 1,00866 u = 16,13856 u
• Masse der Elektronen = 16 × 0,00054858 u = 0,00877728 u

Die totale relative Atommasse ist die Summe der oben berechneten Massen:

Relative Atommasse des Atoms = 16,11648 u + 16,13856 u + 0,00877728 u = 32,26381728 u

Daher ist die relative Atommasse des Atoms von Element X 32,26381728 u.

c)

Erkläre, wie sich die Elektronenkonfiguration ausgehend von der Ordnungszahl des Elementes X ableitet. Ordne die Elektronen auf die entsprechenden Schalen auf.

Lösung:

Die Elektronenkonfiguration gibt an, wie die Elektronen eines Atoms auf die verschiedenen Elektronenschalen verteilt sind. Wir leiten die Elektronenkonfiguration anhand der Ordnungszahl des Elements ab. Die Ordnungszahl von Element X ist 16, was bedeutet, dass es 16 Elektronen hat.

Elektronen verteilen sich nach bestimmten Regeln auf die Elektronenschalen:

• Die K-Schale (n=1) kann maximal 2 Elektronen aufnehmen.
• Die L-Schale (n=2) kann maximal 8 Elektronen aufnehmen.
• Die M-Schale (n=3) kann maximal 18 Elektronen aufnehmen (Für die ersten 20 Elemente werden in der Regel erst 8 Elektronen besetzt).

Der Prozess zur Bestimmung der Elektronenkonfiguration für Element X (Ordnungszahl 16):

• K-Schale: Diese Schale wird zuerst mit maximal 2 Elektronen gefüllt.
• L-Schale: Diese Schale wird danach mit maximal 8 Elektronen gefüllt.
• M-Schale: Die restlichen Elektronen werden in dieser Schale verteilt.

Jetzt ordnen wir die 16 Elektronen von Element X auf die entsprechenden Schalen auf:

• K-Schale: 2 Elektronen
• L-Schale: 8 Elektronen
• M-Schale: Die übrigen Elektronen kommen in diese Schale.
• 16 - (2+8) = 6 Elektronen
• Die Elektronenkonfiguration von X ist: 2, 8, 6.

Daher ist die Elektronenkonfiguration von Element X:

• K-Schale: 2 Elektronen
• L-Schale: 8 Elektronen
• M-Schale: 6 Elektronen

d)

Gegeben sei ein Ion von Element X mit einer zweifach positiven Ladung. Wie verändert sich die Anzahl der Protonen, Neutronen und Elektronen im Vergleich zum neutralen Atom?

Lösung:

Um die Auswirkungen der zweifach positiven Ladung auf ein Ion von Element X zu verstehen, betrachten wir die gegebenen Informationen:

• Die Ordnungszahl (Protonenzahl) des neutralen Atoms von Element X beträgt 16.
• Die Massenzahl (Summe von Protonen und Neutronen) beträgt 32.
• Da es sich um ein neutrales Atom handelt, entspricht die Anzahl der Elektronen der Anzahl der Protonen, also 16 Elektronen.

Wenn ein Ion eine zweifach positive Ladung hat, bedeutet dies, dass es zwei Elektronen weniger hat als das neutrale Atom. Dies ergibt sich daraus, dass Elektronen negativ geladen sind und der Verlust von Elektronen zu einer positiven Ladung führt.

• Protonenanzahl: bleibt unverändert bei 16 Protonen, da die Protonenzahl die Ordnungszahl des Elements bestimmt und sich nicht durch Ionisierung ändert.
• Neutronenanzahl: bleibt unverändert bei 16 Neutronen, da die Neutronenzahl keinen Einfluss auf die Ionenbildung hat.
• Elektronenanzahl: da das Ion eine zweifach positive Ladung hat, hat es zwei Elektronen weniger als das neutrale Atom, also 14 Elektronen (16 - 2).

Zusammenfassend hat das Ion von Element X mit einer zweifach positiven Ladung:

• 16 Protonen
• 16 Neutronen
• 14 Elektronen

Aufgabe 2)

Beschreibe die Unterschiede zwischen dem Bohr-Modell und dem Schrödinger-Modell. Gehe dabei auf die Konzepte der Elektronenbewegung und Energieniveaus ein, und wie sie in den beiden Modellen dargestellt werden.

Aufgabe 3)

Periodische Eigenschaften wie Elektronegativität und Ionisierungsenergie beschreiben, wie stark ein Atom Elektronen anzieht bzw. wie viel Energie benötigt wird, um ein Elektron zu entfernen.

• Elektronegativität: Maß für die Fähigkeit eines Atoms, in einer chemischen Bindung Elektronen anzuziehen.
• Ionisierungsenergie: Energie, die benötigt wird, um ein Elektron von einem Atom zu entfernen.
• Elektronegativität: Steigt in der Periode von links nach rechts, nimmt in der Gruppe von oben nach unten ab.
• Ionisierungsenergie: Steigt in der Periode von links nach rechts, nimmt in der Gruppe von oben nach unten ab.

a)

Vergleiche die Elektronegativitäten und Ionisierungsenergien von drei ausgewählten Elementen der 2. Periode (z.B. Beryllium, Kohlenstoff und Stickstoff). Diskutiere die Gründe für die Unterschiede und leite die allgemeinen Trends der periodischen Tabelle ab.

Lösung:

Um die Elektronegativitäten und Ionisierungsenergien von drei ausgewählten Elementen der 2. Periode (z.B. Beryllium, Kohlenstoff und Stickstoff) zu vergleichen, betrachten wir zunächst die allgemeinen Trends der periodischen Tabelle und die spezifischen Werte für diese Elemente.

• Elektronegativität: Beryllium (Be), Kohlenstoff (C) und Stickstoff (N) haben unterschiedliche Elektronegativitätswerte, die die Fähigkeit angeben, Elektronen in einer chemischen Bindung anzuziehen. Die typischen Werte sind:
  • Beryllium (Be): 1,57
  • Kohlenstoff (C): 2,55
  • Stickstoff (N): 3,04
• Ionisierungsenergie: Die Ionisierungsenergie ist die Energie, die benötigt wird, um ein Elektron von einem Atom zu entfernen. Übliche Werte für die erste Ionisierungsenergie dieser Elemente sind:
  • Beryllium (Be): 899,5 kJ/mol
  • Kohlenstoff (C): 1086,5 kJ/mol
  • Stickstoff (N): 1402,3 kJ/mol

Vergleich und Diskussion:

• Elektronegativität:
  • Die Elektronegativität nimmt in der Periode von links nach rechts zu. Dies liegt daran, dass die Anzahl der Protonen im Kern zunimmt, wodurch die Anziehungskraft auf die Elektronen in der äußeren Schale stärker wird.
  • Von den drei betrachteten Elementen zeigt Stickstoff die höchste Elektronegativität, gefolgt von Kohlenstoff, und schließlich Beryllium.
• Ionisierungsenergie:
  • Die Ionisierungsenergie nimmt ebenfalls in der Periode von links nach rechts zu. Je mehr Protonen im Kern vorhanden sind, desto stärker wird das Elektron an den Kern gebunden, weshalb mehr Energie benötigt wird, um es zu entfernen.
  • Stickstoff hat die höchste Ionisierungsenergie der drei Elemente, gefolgt von Kohlenstoff und schließlich Beryllium.

Allgemeine Trends der periodischen Tabelle:

• Die Elektronegativität und die Ionisierungsenergie nehmen im Allgemeinen in der Periode von links nach rechts zu.
• Diese Eigenschaften nehmen in der Gruppe von oben nach unten ab, da die Atome größer werden und die äußeren Elektronen weiter vom Kern entfernt sind, was zu einer geringeren Anziehungskraft führt.

Zusammenfassend lässt sich sagen, dass Stickstoff aufgrund der höchsten Anzahl an Protonen in der zweiten Periode eine höhere Elektronegativität und Ionisierungsenergie aufweist als Kohlenstoff und Beryllium. Diese Trends sind ein grundlegendes Merkmal des Periodensystems der Elemente und erklären viele der physikalischen und chemischen Eigenschaften der Elemente.

b)

Berechne die Energie, die benötigt wird, um die ersten beiden Elektronen von einem Boratom (B) zu entfernen, wenn die erste Ionisierungsenergie 800 kJ/mol und die zweite Ionisierungsenergie 2427 kJ/mol beträgt. Drücke deine Antwort in kJ/mol aus und erkläre, wieso die zweite Ionisierungsenergie eines Elements in der Regel höher ist als die erste.

Lösung:

Um die Energie zu berechnen, die benötigt wird, um die ersten beiden Elektronen von einem Boratom (B) zu entfernen, addieren wir die erste und die zweite Ionisierungsenergie:

• Erste Ionisierungsenergie: 800 kJ/mol
• Zweite Ionisierungsenergie: 2427 kJ/mol

Die Gesamtenergie, die benötigt wird, um die ersten beiden Elektronen zu entfernen, beträgt:

Gesamtenergie = erste Ionisierungsenergie + zweite Ionisierungsenergie

Setzen wir die gegebenen Werte ein:

Gesamtenergie = 800 kJ/mol + 2427 kJ/mol

Gesamtenergie = 3227 kJ/mol

Die Energie, die benötigt wird, um die ersten beiden Elektronen von einem Boratom zu entfernen, beträgt also 3227 kJ/mol.

Erklärung:

Die zweite Ionisierungsenergie eines Elements ist in der Regel höher als die erste, weil nach dem Entfernen des ersten Elektrons das verbleibende Atom eine höhere positive Ladung hat (es wird zu einem Kation). Diese positive Ladung führt zu einer stärkeren elektrostatischen Anziehung der verbleibenden Elektronen zum Kern, wodurch es schwieriger und energieaufwändiger wird, ein weiteres Elektron zu entfernen. Darüber hinaus führt der Verlust eines Elektrons auch zu einer Reduzierung des Abstandes zwischen den verbleibenden Elektronen und dem Kern, was die Anziehung weiter verstärkt.

Aufgabe 4)

Du erklärst die Unterschiede zwischen Ionenbindungen und kovalenten Bindungen und betrachtest dabei typische Beispiele und die Bedeutung der Polarität in Molekülen.

a)

Erläutere die Bildung einer Ionenbindung am Beispiel von Natriumchlorid (NaCl). Beschreibe die Vorgänge hinsichtlich der Elektronenübertragung und der resultierenden Ionen.

Lösung:

Bildung einer Ionenbindung am Beispiel von Natriumchlorid (NaCl)

Eine Ionenbindung entsteht durch die Übertragung von Elektronen von einem Atom auf ein anderes. Dies führt zur Bildung von Ionen, die entgegengesetzte elektrische Ladungen haben und sich daher elektrostatisch anziehen. Am Beispiel von Natriumchlorid (NaCl) kann dies wie folgt beschrieben werden:

1. Ausgangsstoffe:

• Natrium (Na): Ein Alkalimetall mit der Elektronenkonfiguration 1s²2s²2p⁶3s¹. Es hat ein Elektron in seiner äußersten Schale.
• Chlor (Cl): Ein Halogen mit der Elektronenkonfiguration 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵. Es benötigt ein weiteres Elektron, um die Oktettregel zu erfüllen.

2. Elektronenübertragung:

• Natrium gibt sein einzelnes äußeres Elektron ab, um eine stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen. Dies führt dazu, dass Natrium ein positiv geladenes Ion (Na⁺) wird.
• Chlor nimmt das Elektron auf, das von Natrium abgegeben wird, um ebenfalls eine stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen. Dies führt dazu, dass Chlor ein negativ geladenes Ion (Cl^-) wird.

3. Bildung der Ionenbindung:

• Das positiv geladene Natriumion (Na⁺) und das negativ geladene Chloridion (Cl^-) ziehen sich aufgrund ihrer entgegengesetzten Ladungen elektrostatisch an.
• Diese elektrostatische Anziehungskraft führt zur Bildung einer Ionenbindung und bildet das salzartige Kristallgitter im Natriumchlorid (NaCl).

Die chemische Gleichung, die diesen Prozess beschreibt, lautet:

 Na (s) + 1/2 Cl2 (g) → NaCl (s) 

Zusammenfassung:

Bei der Bildung von Natriumchlorid (NaCl) gibt Natrium ein Elektron ab und wird zu einem Na⁺-Ion. Chlor nimmt dieses Elektron auf und wird zu einem Cl^--Ion. Die entgegengesetzten Ladungen der resultierenden Ionen führen zu einer starken elektrostatischen Anziehungskraft, die die Ionen zusammenhält und eine Ionenbindung bildet.

b)

Beschreibe die kovalente Bindung im Wasserstoffmolekül (H₂). Gehe dabei auf die Elektronenpaarteilung zwischen den Atomen ein.

Lösung:

Kovalente Bindung im Wasserstoffmolekül (H₂)

Eine kovalente Bindung entsteht durch die gemeinsame Nutzung von Elektronenpaaren zwischen Atomen. Dies ermöglicht den Atomen, eine stabile Elektronenkonfiguration zu erreichen, die der eines Edelgases ähnelt. Am Beispiel des Wasserstoffmoleküls (H₂) kann die Bildung einer kovalenten Bindung wie folgt beschrieben werden:

1. Ausgangsstoffe:

• Wasserstoffatome (H): Jedes Wasserstoffatom besitzt ein einzelnes Elektron und benötigt ein weiteres Elektron, um die stabile Edelgaskonfiguration (ähnlich Helium) zu erreichen.

2. Elektronenpaarbindung:

• Zwei Wasserstoffatome nähern sich einander an.
• Jedes Wasserstoffatom steuert sein einzelnes Elektron bei, wodurch ein gemeinsames Elektronenpaar gebildet wird.
• Dieses gemeinsame Elektronenpaar befindet sich in der Überlappung der Elektronenwolken beider Wasserstoffatome und hält die Atome zusammen.

3. Bildung des Moleküls:

• Durch die gemeinsame Nutzung der beiden Elektronen erreichen beide Wasserstoffatome eine stabile Elektronenkonfiguration, die der Heliumkonfiguration ähnelt.
• Die resultierende Verbindung ist das Wasserstoffmolekül (H₂), das durch eine kovalente Bindung zusammengehalten wird.

Elektronenverteilung:

• Die Elektronenpaarbindung wird oft durch einen Bindungsstrich zwischen den beiden Atomen dargestellt, z.B., H-H.
• Dies bedeutet, dass zwei Elektronen (ein Elektronenpaar) beide Atome zusammenhalten.

Die chemische Gleichung, die diesen Prozess beschreibt, lautet:

 H + H → H2 

Zusammenfassung:

Bei der Bildung eines Wasserstoffmoleküls (H₂) steuert jedes Wasserstoffatom ein Elektron zu einem gemeinsamen Elektronenpaar bei. Dieses gemeinsame Elektronenpaar bildet die kovalente Bindung, die die beiden Wasserstoffatome zusammenhält und ihnen eine stabile Elektronenkonfiguration verleiht.

c)

Im Fall des Wassermoleküls (H₂O) handelt es sich um eine polare kovalente Bindung. Erkläre den Begriff der Polarität und wie sie sich im Wassermolekül äußert. Verwende dabei das Konzept der Elektronegativität.

Lösung:

Polarität im Wassermolekül (H₂O) und der Begriff der Polarität

1. Definition der Polarität:

• Polarität entsteht in Molekülen durch ungleiche Verteilung der Elektronen zwischen Atomen, die unterschiedliche Elektronegativitäten haben.
• Elektronegativität ist die Fähigkeit eines Atoms, Elektronen in einer chemischen Bindung zu sich heranzuziehen.

2. Polarität im Wassermolekül (H₂O):

• Das Wassermolekül besteht aus zwei Wasserstoffatomen (H) und einem Sauerstoffatom (O).
• Sauerstoff hat eine höhere Elektronegativität (≈3.44 auf der Pauling-Skala) als Wasserstoff (≈2.20 auf der Pauling-Skala).
• Da Sauerstoff elektronegativer ist als Wasserstoff, zieht es die gemeinsamen Elektronenpaare in den O-H-Bindungen stärker zu sich hin.

3. Ergebnis der Elektronenverteilung:

• Die Elektronenverteilung in den O-H-Bindungen ist ungleich. Die Elektronen sind näher am Sauerstoffatom als an den Wasserstoffatomen.
• Dies erzeugt eine Teilladung: Das Sauerstoffatom wird teilweise negativ (δ-) und die Wasserstoffatome werden teilweise positiv (δ+).

4. Struktur des Wassermoleküls:

• Das Wassermolekül hat eine gewinkelte Struktur (Bindungswinkel von etwa 104,5°) aufgrund von zwei freien Elektronenpaaren am Sauerstoffatom.
• Diese Struktur verstärkt die Polarität, da die Ladungstrennung deutlicher wird.

5. Auswirkungen der Polarität:

• Die polaren Eigenschaften des Wassermoleküls führen zu vielen seiner einzigartigen physikalischen und chemischen Eigenschaften, wie z.B. hoher Siedepunkt, Oberflächenspannung und Löslichkeit vieler Substanzen.
• Wasser kann Wasserstoffbrückenbindungen eingehen, die entscheidend für die Struktur und Funktion biologischer Moleküle sind.

Zusammenfassung:

Polarität in Molekülen entsteht durch Unterschiede in der Elektronegativität der beteiligten Atome. Im Fall des Wassermoleküls (H₂O) führt die höhere Elektronegativität des Sauerstoffs im Vergleich zu Wasserstoff zu einer ungleichen Elektronenverteilung. Dies resultiert in einer Teilladung an den Atomen und verleiht dem Wassermolekül seine polaren Eigenschaften. Diese Polarität ist entscheidend für viele der besonderen Eigenschaften von Wasser.

d)

Der Unterschied zwischen Ionenbindungen und kovalenten Bindungen hat Auswirkungen auf die physikalischen Eigenschaften der resultierenden Verbindungen. Vergleiche die physikalischen Eigenschaften (Schmelzpunkt, Siedepunkt, elektrische Leitfähigkeit) von NaCl und H₂ im festen und flüssigen Zustand und erkläre die Ursachen für diese Unterschiede.

Lösung:

Vergleich der physikalischen Eigenschaften von NaCl und H₂

Die physikalischen Eigenschaften wie Schmelzpunkt, Siedepunkt und elektrische Leitfähigkeit von Verbindungen werden stark von der Art der Bindung beeinflusst, die zwischen den Atomen besteht. Nachfolgend werden die Eigenschaften von Natriumchlorid (NaCl) und Wasserstoff (H₂) verglichen und erklärt:

1. Schmelzpunkt und Siedepunkt

• NaCl:
• Schmelzpunkt: Hoch (801°C)
• Siedepunkt: Sehr hoch (1413°C)
• Erklärung: Natriumchlorid besteht aus Ionen, die durch starke elektrostatische Kräfte (Ionenbindungen) im Kristallgitter zusammengehalten werden. Diese starken Kräfte erfordern viel Energie, um überwunden zu werden, was zu hohen Schmelz- und Siedepunkten führt.
• H₂:
• Schmelzpunkt: Sehr niedrig (-259,16°C)
• Siedepunkt: Sehr niedrig (-252,87°C)
• Erklärung: Wasserstoffmoleküle (H₂) sind durch kovalente Bindungen zusammengehalten. Zwischen den Molekülen wirken nur schwache Van-der-Waals-Kräfte (die schwächsten intermolekularen Kräfte). Diese schwachen Kräfte erfordern nur wenig Energie, um überwunden zu werden, was zu niedrigen Schmelz- und Siedepunkten führt.

2. Elektrische Leitfähigkeit

• NaCl:
• Im festen Zustand: Leitet keinen Strom
• Im geschmolzenen oder gelösten Zustand: Leitet Strom
• Erklärung: Im festen Zustand sind die Ionen im Kristallgitter von NaCl fixiert und können sich nicht bewegen, weshalb kein Strom geleitet wird. Im geschmolzenen oder gelösten Zustand sind die Ionen frei beweglich und können elektrischen Strom leiten.
• H₂:
• Im festen und flüssigen Zustand: Leitet keinen Strom
• Erklärung: Wasserstoffmoleküle sind elektrisch neutral. Es gibt keine frei beweglichen Ladungsträger (Ionen oder freie Elektronen), weshalb H₂ im festen und flüssigen Zustand keinen elektrischen Strom leiten kann.

Zusammenfassung:

Die Unterschiede in den physikalischen Eigenschaften von NaCl und H₂ sind hauptsächlich auf die Art der Bindung zurückzuführen. NaCl, mit seinen Ionenbindungen, zeigt hohe Schmelz- und Siedepunkte sowie elektrische Leitfähigkeit im geschmolzenen oder gelösten Zustand. H₂ hingegen, mit seinen kovalenten Bindungen und schwachen intermolekularen Kräften, hat sehr niedrige Schmelz- und Siedepunkte und leitet keinen Strom.