Allgemeine und Anorganische Chemie - Exam

Aufgabe 1)

Atombau und chemisches VerhaltenBetrachte die Grundstruktur der Atome und deren Einfluss auf chemische Reaktionen. Du weißt, dass Atome aus Protonen, Neutronen und Elektronen bestehen. Die Elektronenkonfiguration hat großen Einfluss auf das chemische Verhalten der Elemente. Verschiedene Bindungstypen wie kovalente, ionische und metallische Bindungen basieren auf den Interaktionen von Elektronen. Die Valenzelektronen eines Atoms bestimmen seine Reaktivität und die Arten von Bindungen, die es eingehen kann. Das Periodensystem der Elemente hilft dabei, chemisches Verhalten vorherzusagen. Das Bohrsche Atommodell und die Quantentheorie erklären die Verteilung von Elektronen in verschiedenen Energiezuständen.

a)

Bestimme die Elektronenkonfiguration des Elementes Silizium (Si) und erläutere, wie diese Konfiguration die chemischen Eigenschaften von Silizium beeinflusst.

Lösung:

• Bestimmung der Elektronenkonfiguration von Silizium (Si): Um die Elektronenkonfiguration zu bestimmen, orientieren wir uns am Periodensystem der Elemente. Silizium (Si) hat die Ordnungszahl 14, was bedeutet, dass ein Siliziumatom 14 Protonen und somit auch 14 Elektronen besitzt. Die Elektronenkonfiguration gibt an, wie die Elektronen auf die verschiedenen Energiezustände bzw. Orbitale verteilt sind. Die Reihenfolge zur Besetzung der Orbitale erfolgt nach dem Aufbauprinzip (aufsteigende Energie): 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, usw.

• Die Elektronenkonfiguration von Silizium ist:
  • $$\text{Si: } 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^2$$

• Erläuterung der chemischen Eigenschaften von Silizium basierend auf der Elektronenkonfiguration:
• Silizium hat insgesamt 14 Elektronen, verteilt auf die folgenden Orbitale: 1s, 2s, 2p, 3s und 3p. Die äußerste Schale, die 3p-Schale, enthält 2 Elektronen. Diese Elektronen sind als Valenzelektronen bekannt und bestimmen maßgeblich das chemische Verhalten von Silizium.
• Da Silizium vier Valenzelektronen (2 in 3s- und 2 in 3p-Orbitalen) besitzt, kann es vier kovalente Bindungen eingehen. Diese Eigenschaft wird in der Bildung von Netzwerken wie beim Siliziumdioxid (SiO₂) und in seiner Verwendung in Halbleitermaterialien deutlich.
• Aufgrund seiner Elektronenkonfiguration verhält sich Silizium in chemischen Reaktionen ähnlich wie Kohlenstoff, da beide Elemente vier Valenzelektronen besitzen. Silizium tritt häufig in kovalenten Bindungen auf und kann sowohl mit Metallen als auch mit Nichtmetallen reagieren.
• Das Periodensystem hilft außerdem dabei, das vergleichbare Verhalten von Elementen innerhalb derselben Gruppe vorherzusagen. Silizium befindet sich in der 14. Gruppe und teilt Eigenschaften mit anderen Elementen dieser Gruppe, wie z.B. Kohlenstoff und Germanium.
• Durch die Betrachtung seiner Elektronenkonfiguration wird verständlich, warum Silizium in der Industrie und Technologie, insbesondere in der Herstellung von Halbleitern und Elektronik, eine so bedeutende Rolle spielt.

b)

Erkläre die Unterschiede zwischen kovalenten, ionischen und metallischen Bindungen. Gib für jeden Bindungstyp ein konkretes Beispielelement oder eine Verbindung an.

Lösung:

• Erklärung der Unterschiede zwischen kovalenten, ionischen und metallischen Bindungen:

• Kovalente Bindungen: Bei kovalenten Bindungen teilen sich zwei Atome ein oder mehrere Elektronenpaare, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Diese Bindungsart tritt insbesondere zwischen Nichtmetallen auf. Die Atome halten durch die gegenseitige Anziehung der gemeinsam genutzten Elektronen zusammen. Bei einer kovalenten Bindung ist die Elektronenpaarteilung gleichmäßig (nicht polar) oder ungleichmäßig (polar), je nach Elektronegativitätsdifferenz der gebundenen Atome.
  • Beispielfunktion: Eine typische kovalente Verbindung ist Wasser (\(\text{H}_2\text{O}\)). Wasserstoff (H) und Sauerstoff (O) teilen sich Elektronen, um stabile Elektronenkonfigurationen zu erreichen.

• Ionische Bindungen: Bei ionischen Bindungen werden Elektronen vollständig von einem Atom zu einem anderen Atom übertragen, was zu positiv (Kationen) und negativ (Anionen) geladenen Ionen führt. Diese Ionen ziehen sich aufgrund ihrer entgegengesetzten Ladungen an und bilden eine starke elektrostatische Kraft. Ionische Bindungen treten häufig zwischen Metallen und Nichtmetallen auf. Die riesige elektrostatische Kraft führt zur Bildung eines Kristallgitters.
  • Beispielfunktion: Eine typische ionische Verbindung ist Natriumchlorid (\(\text{NaCl}\)). Natrium (Na) gibt ein Elektron an Chlor (Cl) ab, was zu positiven Natriumionen (\(\text{Na}^+\)) und negativen Chloridionen (\(\text{Cl}^-\)) führt. Diese ziehen sich durch elektrostatische Kräfte an und bilden ein stabilen Kristall.

• Metallische Bindungen: Bei metallischen Bindungen gibt es eine delokalisierte “Elektronengas”-Wolke, die von positiv geladenen Metallionen umgeben ist. Die frei beweglichen Elektronen wirken als Kitt, der die Metallionen zusammenhält. Diese Bindung ist charakteristisch für Metalle und bewirkt Eigenschaften wie elektrische Leitfähigkeit, Duktilität und Metallglanz.
  • Beispielfunktion: Ein typisches Metall mit metallischer Bindung ist Kupfer (\(\text{Cu}\)). In Kupfermetall sind die Elektronen frei beweglich und bilden eine Elektronenwolke, die das Metallgitter zusammenhält.

c)

Leite anhand des Periodensystems die Reaktivität von Natrium (Na) und Chlor (Cl) her und erkläre, wie die Valenzelektronen beider Elemente das Verhalten in einer chemischen Reaktion bestimmen.

Lösung:

• Leitung der Reaktivität von Natrium (Na) und Chlor (Cl) anhand des Periodensystems:
• • Natrium (Na) ist ein Alkalimetall und befindet sich in der 1. Gruppe des Periodensystems. Chlor (Cl) ist ein Halogen und befindet sich in der 17. Gruppe. Diese Positionen im Periodensystem geben uns wichtige Hinweise auf ihre chemischen Reaktivitäten.

• Valenzelektronen und ihre Bedeutung:
• • Natrium (Na): Natrium hat die Ordnungszahl 11, was bedeutet, dass es 11 Elektronen hat. Dessen Elektronenkonfiguration ist: $$\text{Na: } 1s^2 2s^2 2p^6 3s^1 $$Das Natriumatom hat nur ein Valenzelektron im 3s-Orbital. Um eine stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen, neigt Natrium dazu, dieses eine Elektron abzugeben. Dadurch wird es zu einem Natriumion (\(\text{Na}^+\)) mit einer voll besetzten äußeren Schale. Diese Tendenz zur Abgabe des Valenzelektrons macht Natrium sehr reaktiv.
  • Chlor (Cl): Chlor hat die Ordnungszahl 17, was bedeutet, dass es 17 Elektronen hat. Dessen Elektronenkonfiguration ist: $$\text{Cl: } 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5 $$Chlor hat sieben Valenzelektronen in der dritten Schale (3s- und 3p-Orbitale) und benötigt nur ein Elektron, um die stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen. Daher neigt Chlor dazu, ein Elektron aufzunehmen und bildet ein Chloridion (\(\text{Cl}^-\)). Diese Tendenz zur Aufnahme eines Elektrons macht Chlor ebenfalls sehr reaktiv.

• Verhalten in einer chemischen Reaktion:
• • Wenn Natrium und Chlor miteinander reagieren, gibt Natrium sein Valenzelektron an Chlor ab. Dies führt zur Bildung eines Natriumions (\(\text{Na}^+\)) und eines Chloridions (\(\text{Cl}^-\)). Die Anziehung zwischen diesen entgegengesetzt geladenen Ionen führt zur Bildung eines stabilen ionischen Verbundes, nämlich Natriumchlorid (\(\text{NaCl}\)). Diese Verbindung ist ein typisches Beispiel für eine ionische Bindung.
  • Zusammengefasst:
  • Natrium gibt leicht sein einziges Valenzelektron ab, weil es dadurch eine stabile Edelgaskonfiguration erreicht, was seine hohe Reaktivität erklärt.
  • Chlor nimmt leicht ein Elektron auf, um eine stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen, was ebenfalls seine hohe Reaktivität erklärt.
  • Die chemische Reaktivität von Natrium und Chlor, basierend auf ihren Valenzelektronen, führt zur Bildung einer stabilen ionischen Verbindung, wenn sie miteinander reagieren.

d)

Das Bohrsche Atommodell beschreibt die Elektronenschalen und deren Energieniveaus. Berechne die Energie eines Elektrons im n=3-Niveau eines Wasserstoffatoms. Verwende die Formel: \[ E_n = - \frac{13.6 \text{ eV}}{n^2} \]

Lösung:

• Berechnung der Energie eines Elektrons im n=3-Niveau eines Wasserstoffatoms:
• Das Bohrsche Atommodell beschreibt die Energie eines Elektrons in einem Hauptenergieniveau (n) durch die folgende Formel:
  • \[ E_n = - \frac{13.6 \text{ eV}}{n^2} \]

• Für n = 3 setzen wir n in die Formel ein:
  • \[ E_{3} = - \frac{13.6 \text{ eV}}{3^2} \]

• Als nächsten Schritt wird n \textsuperscript{2} berechnet:
  • \[ 3^2 = 9 \]

• Danach wird die Energie berechnet:
  • \[ E_{3} = - \frac{13.6 \text{ eV}}{9} \] \[ E_{3} = -1.511 \text{ eV} \]

• Endergebnis: Die Energie eines Elektrons im n=3-Niveau eines Wasserstoffatoms beträgt -1.511 eV.

Aufgabe 2)

Die Elektronenkonfiguration ist entscheidend für das Verständnis der chemischen Eigenschaften und Reaktionen der Elemente. Betrachte die Elektronenkonfiguration von Kohlenstoff (C), Sauerstoff (O) und Eisen (Fe) und beantworte die folgenden Fragen.

a)

Teil a) Bestimme die Elektronenkonfiguration von Kohlenstoff (C). Wie viele Valenzelektronen hat Kohlenstoff und wie verteilt sich diese Elektronenkonfiguration auf die verschiedenen Orbitale? Nenne und erkläre die verwendeten Regeln.

Lösung:

Um die Elektronenkonfiguration von Kohlenstoff (C) zu bestimmen, musst Du zunächst die Atomnummer von Kohlenstoff kennen. Kohlenstoff hat die Atomnummer 6, das bedeutet, dass er 6 Elektronen hat. Diese Elektronen werden auf die verschiedenen Orbitale unter Beachtung bestimmter Regeln verteilt.

• Aufbauprinzip: Elektronen füllen die Orbitale in einer Reihenfolge zunehmender Energie. Dies bedeutet, dass Orbitale mit niedrigerer Energie zuerst gefüllt werden. Im Fall von Kohlenstoff:
  • 1s: 2 Elektronen
  • 2s: 2 Elektronen
  • 2p: 2 Elektronen
  Du würdest dies also schreiben als 1s² 2s² 2p².
• Hundsche Regel: Bei der Besetzung von Orbitalen gleicher Energie (z.B. den drei 2p-Orbitalen) werden die Elektronen so verteilt, dass so viele ungepaarte Elektronen wie möglich vorhanden sind. Das bedeutet für Kohlenstoff: Die 2p-Orbitale werden zunächst mit einzelnen Elektronen besetzt (2p: ↑↓ __ __), dann wird das erste 2p-Orbital mit einem zweiten Elektron gepaart (2p: ↑↓ ↑ __).
• Pauli-Prinzip: Kein Elektron in einem Atom kann in seinem quantenmechanischen Zustand vollständig mit einem anderen Elektron übereinstimmen. Das bedeutet, jedes Orbital kann nur zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin aufnehmen. Das 2s-Orbital ist daher vollständig gefüllt (2s: ↑↓), ebenso wie das 1s-Orbital (1s: ↑↓).

Wenn wir diese Regeln anwenden, erhalten wir die Elektronenkonfiguration von Kohlenstoff: 1s² 2s² 2p².

Valenzelektronen: Valenzelektronen sind die Elektronen in der äußeren Schale eines Atoms. Für Kohlenstoff sind dies die Elektronen in der zweiten Schale (n=2), also: 2s² 2p². Kohlenstoff hat somit 4 Valenzelektronen.

Zusammengefasst: Die Elektronenkonfiguration von Kohlenstoff (C) ist 1s² 2s² 2p².Er hat insgesamt 4 Valenzelektronen, die sich so aufteilen: 2 im 2s-Orbital und 2 im 2p-Orbital .

b)

Teil b) Gib die Elektronenkonfiguration von Sauerstoff (O) an und vergleiche sie mit der von Kohlenstoff (C). Zeige auf, welche Ähnlichkeiten und Unterschiede bezüglich der Besetzung der Orbitale und der Anzahl der Valenzelektronen bestehen.

Lösung:

Um die Elektronenkonfiguration von Sauerstoff (O) zu bestimmen, beachtest Du zunächst die Atomnummer von Sauerstoff. Sauerstoff hat die Atomnummer 8, das bedeutet, dass er 8 Elektronen hat. Diese Elektronen werden nach den gleichen Regeln wie bei Kohlenstoff verteilt:

• Aufbauprinzip: Elektronen besetzen die Orbitale in der Reihenfolge steigender Energie. Für Sauerstoff bedeutet das:
  • 1s: 2 Elektronen
  • 2s: 2 Elektronen
  • 2p: 4 Elektronen
  Die Elektronenkonfiguration lautet daher: 1s² 2s² 2p⁴.
• Hundsche Regel: Orbitale gleicher Energie werden zunächst mit einem Elektron besetzt, bevor ein zweites Elektron hinzukommt. Das bedeutet für Sauerstoff:Die 2p-Orbitale werden zunächst jeweils mit einem Elektron besetzt und dann mit dem zweiten Elektron aufgefüllt: 2p: ↑↓ ↑↓ ↑__
• Pauli-Prinzip: Jedes Orbital kann maximal zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin haben. Das bedeutet vollständige Besetzung der 1s- und 2s-Orbitale: 1s: ↑↓ 2s: ↑↓

Wenn wir diese Regeln anwenden, erhalten wir die Elektronenkonfiguration von Sauerstoff: 1s² 2s² 2p⁴.

Vergleich: Sowohl Kohlenstoff als auch Sauerstoff haben Elektronen in ihren 1s-, 2s- und 2p-Orbitalen. Jedoch besteht der Hauptunterschied in der Anzahl der Elektronen in den 2p-Orbitalen.

• Kohlenstoff (C): 1s² 2s² 2p² 4 Valenzelektronen (2 im 2s-Orbital und 2 im 2p-Orbital).
• Sauerstoff (O): 1s² 2s² 2p⁴ 6 Valenzelektronen (2 im 2s-Orbital und 4 im 2p-Orbital).

Ähnlichkeiten:

• Beide haben die Elektronen in den selben Orbitalen (1s, 2s, 2p).
• Die 1s- und 2s-Orbitale sind vollständig besetzt (jedes mit 2 Elektronen).

Unterschiede:

• Sauerstoff hat zwei zusätzliche Elektronen im Vergleich zu Kohlenstoff, die in den 2p-Orbitalen verteilt sind.
• Sauerstoff hat 6 Valenzelektronen, während Kohlenstoff 4 Valenzelektronen besitzt.
• Die Elektronenkonfiguration für 2p sieht daher so aus: Kohlenstoff: 2p² (↑↓ ↑ __), Sauerstoff: 2p⁴ (↑↓ ↑↓ ↑ __).

c)

Teil c) Ermittle die Elektronenkonfiguration von Eisen (Fe) und stelle die Konfiguration in der Kurzschreibweise dar. Gilt die Hundsche Regel auch für Übergangselemente wie Eisen? Begründe deine Antwort unter Berücksichtigung von d-Orbitalen.

Lösung:

Eisen (Fe) hat die Atomnummer 26, das bedeutet, dass es 26 Elektronen hat. Diese müssen auf die Orbitale gemäß dem Aufbauprinzip, der Hundschen Regel und dem Pauli-Prinzip verteilt werden.

Vorgehensweise: Die Elektronen werden zunächst in die niedrigsten Energieschalen und Orbitale verteilt:

• 1s: 2 Elektronen
• 2s: 2 Elektronen
• 2p: 6 Elektronen
• 3s: 2 Elektronen
• 3p: 6 Elektronen
• 4s: 2 Elektronen
• 3d: 6 Elektronen

Dies ergibt die Elektronenkonfiguration: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶.

Kurzschreibweise: In der Kurzschreibweise verwenden wir das nächstgelegene Edelgas mit einer niedrigeren Elektronenzahl als Bezugspunkt. Für Eisen (Fe) ist das Edelgas Argon (Ar), das die Elektronenkonfiguration 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ hat. Daher ist die Kurzschreibweise für Eisen:

[Ar] 4s² 3d⁶

Hundsche Regel und Übergangselemente: Die Hundsche Regel besagt, dass Orbitale gleicher Energie (wie die 5 d-Orbitale) zunächst einzeln mit Elektronen gleicher Spinausrichtung besetzt werden, bevor ein zweites Elektron hinzugefügt wird. Dies gilt auch für die d-Orbitale bei Übergangselementen:

• Übergangselemente wie Eisen füllen nach der Reihenfolge der Energiepegel die d-Orbitale und folgen dabei der Hundschen Regel.
• Für Eisen bedeutet dies, dass die sechs Elektronen im 3d-Orbital so verteilt werden, dass zunächst jedes der fünf 3d-Orbitale mit einem Elektron besetzt wird, bevor das sechste Elektron hinzukommt: 3d: ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑.

Zusammengefasst:Die Elektronenkonfiguration von Eisen (Fe) ist: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶.In der Kurzschreibweise lautet sie: [Ar] 4s² 3d⁶.Die Hundsche Regel gilt auch für Übergangselemente wie Eisen, insbesondere die Verteilung der Elektronen auf die d-Orbitale.

Aufgabe 3)

Betrachte die Unterschiede zwischen kovalenten und ionischen Bindungen. Kovalente Bindungen entstehen durch das Teilen von Elektronen zwischen Atomen, während bei ionischen Bindungen Elektronen von einem Atom auf ein anderes übertragen werden und dabei Ionen entstehen.

• Kovalente Bindungen: Gemeinsame Nutzung von Elektronenpaaren zwischen AtomenBeispiel: H₂, O₂Elektronegativitätsdifferenz: niedrig
• Ionische Bindungen: Übertragung von Elektronen von einem Atom auf ein anderesBeispiel: NaClElektronegativitätsdifferenz: hoch
• Kovalente Bindungen: Molekülformeln; Ionische Bindungen: Ionengitterstruktur
• Kovalent: Apolare (gleichartige) oder polare (unterschiedliche) Verteilung; Ionisch: Vollständiger Transfer von Elektronen

a)

a) Zeichne die Lewis-Strukture für die Verbindungen H₂O und NaCl. Erläutere, welche Art von Bindung in jeder Verbindung vorliegt und wie die Elektronegativitätsdifferenz dies beeinflusst.

Lösung:

Um die Lewis-Struktur für die Verbindungen H₂O und NaCl zu zeichnen und die Art der Bindung sowie den Einfluss der Elektronegativitätsdifferenz zu erläutern, gehen wir Schritt für Schritt vor:

Lewis-Struktur von H₂O

• Schritt 1: Bestimmung der Anzahl der ValenzelektronenWasserstoff (H) hat 1 Valenzelektron und Sauerstoff (O) hat 6 Valenzelektronen. Da wir zwei Wasserstoffatome und ein Sauerstoffatom haben, ist die Gesamtzahl der Valenzelektronen:2 \times 1 (H) + 1 \times 6 (O) = 8 Valenzelektronen.
• Schritt 2: Zeichnung des MolekülgerüstsSauerstoff wird in die Mitte gesetzt, da es das elektronegativere Element ist, und die beiden Wasserstoffatome werden daran gebunden.
• Schritt 3: Verteilung der ElektronenVerteilen der restlichen Elektronen, um die Oktettregel für den Sauerstoff zu erfüllen:

H - O - H  |    .  . 

Die Punkte repräsentieren die nicht-bindenden Elektronenpaare des Sauerstoffs. Jeder Wasserstoff teilt ein Elektronenpaar mit dem Sauerstoff, um eine kovalente Bindung zu bilden.

• Art der BindungIn H₂O liegen kovalente Bindungen vor. Elektronen werden zwischen dem Sauerstoff und den Wasserstoffatomen geteilt.
• ElektronegativitätsdifferenzDie Elektronegativitätsdifferenz zwischen Sauerstoff und Wasserstoff ist moderat, was zu polar kovalenten Bindungen führt. Sauerstoff zieht die bindenden Elektronen stärker an als Wasserstoff, was eine Ungleichverteilung der Elektronen zur Folge hat.

Lewis-Struktur von NaCl

• Schritt 1: Bestimmung der Anzahl der ValenzelektronenNatrium (Na) hat 1 Valenzelektron und Chlor (Cl) hat 7 Valenzelektronen. Die Gesamtzahl der Valenzelektronen beträgt hier nicht wie bei kovalenten Bindungen, da wir eine vollständige Übertragung betrachten.
• Schritt 2: Übertragung der ElektronenDas eine Valenzelektron von Natrium wird auf Chlor übertragen, wodurch Natrium ein Kation (Na⁺) und Chlor ein Anion (Cl^-) wird.

Na [ -> ] Cl     [1 Valenzelektron] -> [7 Valenzelektronen]  Na^+ und Cl^-

Die eckigen Klammern zeigen die Übertragung der Elektronen an. Nach der Übertragung hat Chlor eine volle Außenschale aus 8 Elektronen.

• Art der BindungIn NaCl liegt eine ionische Bindung vor. Natrium gibt ein Elektron ab, das von Chlor aufgenommen wird, wodurch zwei Ionen entstehen, die durch elektrostatische Anziehung zusammengehalten werden.
• ElektronegativitätsdifferenzDie Elektronegativitätsdifferenz zwischen Natrium und Chlor ist sehr hoch, was die Bildung einer ionischen Bindung begünstigt. Chlor hat eine wesentlich höhere Elektronegativität und zieht das Elektron vollständig zu sich.

b)

b) Berechne die Gesamtenergie des Ionengitters von NaCl, wenn die Gitterenergie \breaks 786 kJ/mol beträgt. Wie verhält sich dies im Vergleich zu den Bindungsenergien kovalenter Verbindungen wie H₂ (432 kJ/mol) und O₂ (498 kJ/mol)? Was sagt dies über die Stabilität der ionischen Bindung im Vergleich zu kovalenten Bindungen aus?

Lösung:

Um die Gesamtenergie des Ionengitters von NaCl zu berechnen und sie mit den Bindungsenergien kovalenter Verbindungen wie H₂ und O₂ zu vergleichen, gehen wir Schritt für Schritt vor:

Gitterenergie von NaCl

• Gegebene Gitterenergie: 786 kJ/mol
• Berechnung der Gesamtenergie: Da die Gitterenergie bereits in kJ/mol angegeben ist, entspricht dies der benötigten Energie, um ein Mol Natriumchlorid in seine einzelnen Ionen im gasförmigen Zustand zu zerlegen.

Die berechnete Gitterenergie für ein Mol NaCl beträgt also 786 kJ.

Vergleich mit kovalenten Bindungsenergien

• Bindungsenergie von H₂: 432 kJ/mol
• Bindungsenergie von O₂: 498 kJ/mol

Vergleichen wir nun die Energiewerte:

• NaCl: 786 kJ/mol
• H₂: 432 kJ/mol
• O₂: 498 kJ/mol

Die Gitterenergie von NaCl (786 kJ/mol) ist deutlich höher als die Bindungsenergie von beiden kovalenten Verbindungen H₂ (432 kJ/mol) und O₂ (498 kJ/mol).

Interpretation und Stabilität der Bindungen

• Stabilität der ionischen Bindungen: Die höhere Gitterenergie von NaCl im Vergleich zu den Bindungsenergien von H₂ und O₂ deutet darauf hin, dass ionische Verbindungen wie NaCl besonders stabile Bindungen haben. Diese hohe Gitterenergie ist ein Maß für die starke elektrostatische Anziehung zwischen den positiv geladenen Natrium-Ionen (Na⁺) und den negativ geladenen Chlorid-Ionen (Cl^-).
• Stabilität der kovalenten Bindungen: Die Bindungsenergien von H₂ (432 kJ/mol) und O₂ (498 kJ/mol) sind geringer als die Gitterenergie von NaCl, was darauf hinweist, dass kovalente Bindungen im Allgemeinen weniger Energie benötigen, um gespalten zu werden und damit weniger stabil sind als die ionischen Bindungen in NaCl.

Zusammenfassend lässt sich sagen, dass die hohe Gitterenergie von NaCl die starke Stabilität ionischer Verbindungen unterstreicht, während kovalente Bindungen wie in H₂ und O₂ eine geringere Stabilität aufweisen.

c)

c) Diskutiere die Polarität der Verbindung H₂O. Welche Faktoren tragen zur Polarität bei und wie beeinflusst die Polarität die physikalischen Eigenschaften (z.B., Schmelzpunkt, Siedepunkt) der Verbindung im Vergleich zu apolaren Molekülen wie O₂? Nutze die Elektronegativitätswerte für Wasserstoff (2.1) und Sauerstoff (3.5) für Deine Argumentation.

Lösung:

Um die Polarität der Verbindung H₂O zu diskutieren, betrachten wir die relevanten Faktoren und deren Einfluss auf die physikalischen Eigenschaften im Vergleich zu apolaren Molekülen wie O₂. Nutze dazu die Elektronegativitätswerte für Wasserstoff (2,1) und Sauerstoff (3,5) für die Argumentation.

Polarität von H₂O

• Elektronegativität: Die Elektronegativitätswerte für Wasserstoff und Sauerstoff sind wie folgt:Wasserstoff (H): 2,1Sauerstoff (O): 3,5
• Elektronegativitätsdifferenz: Die Differenz zwischen den Elektronegativitäten von Sauerstoff und Wasserstoff beträgt:\begin{equation} \text{ΔEN} = 3,5 - 2,1 = 1,4 \end{equation}Dies ist eine signifikante Differenz, die auf eine Polarität der Bindung hindeutet.
• Bindungen: Aufgrund dieser Elektronegativitätsdifferenz zieht der Sauerstoff die Bindungselektronen stärker an. Dadurch entstehen polar kovalente Bindungen, in denen das Elektronenpaar näher am Sauerstoff als am Wasserstoff ist.
• Dipolmoment: Weil die Elektronen näher am Sauerstoff als am Wasserstoff sind, entsteht eine partial negative Ladung am Sauerstoff und eine partial positive Ladung an den Wasserstoffatomen. Wegen der gewinkelten Molekülstruktur führt dies zu einem permanenten Dipolmoment.

Einfluss der Polarität auf physikalische Eigenschaften

• Zwischenmolekulare Kräfte: Die Polarität des Wassermoleküls führt zu starken intermolekularen Kräften wie Wasserstoffbrückenbindungen. Diese Wasserstoffbrückenbindungen sind deutlich stärker als die van-der-Waals-Kräfte, die zwischen apolaren Molekülen wie O₂ wirken.
• Schmelz- und Siedepunkt: Aufgrund dieser starken intermolekularen Wasserstoffbrückenbindungen hat Wasser hohe Schmelz- und Siedepunkte im Vergleich zu apolaren Molekülen.Beispiele:Schmelzpunkt von H₂O: 0°CSiedepunkt von H₂O: 100°CZum Vergleich:Siedepunkt von O₂: -183°C
• Löslichkeit und Verdampfungswärme: Die Polarität des Wassers führt auch zu einer hohen Verdampfungswärme und großen Löslichkeit für andere polare Verbindungen oder Ionen, was für viele chemische und biologische Prozesse entscheidend ist.

Schlussfolgerung

Zusammenfassend lässt sich sagen, dass die Polarität von H₂O, resultierend aus der signifikanten Elektronegativitätsdifferenz und der Molekülgeometrie, für wichtige physikalische Eigenschaften wie hohe Schmelz- und Siedepunkte, starke intermolekulare Kräfte und besondere Löslichkeitseigenschaften sorgt. Diese Unterschiede sind wiederum deutlich im Vergleich zu apolaren Molekülen wie O₂, welche auf schwächere van-der-Waals-Kräfte angewiesen sind und daher niedrigere Schmelz- und Siedepunkte aufweisen.

Aufgabe 4)

Thermodynamik in der ChemieThermodynamik untersucht die Energieänderungen und Gleichgewichtszustände chemischer Systeme.

• Hauptsätze der Thermodynamik:
  • 1. Hauptsatz: Energieerhaltung; \( \Delta U = q + w \)
  • 2. Hauptsatz: Entropiezunahme; \( \Delta S \geq 0 \)
• Gibbs-Energie: \( G = H - TS \) beschreibt die Spontanität von Prozessen \( \Delta G \lt 0 \) spontan
• Enthalpie (H): Wärmeinhalt eines Systems; \( \Delta H = H_{Produkte} - H_{Edukte} \)
• Freie Enthalpie und Temperaturabhängigkeit: \( \Delta G = \Delta H - T \Delta S \)

a)

Ein System verliert 150 J Wärme an die Umgebung und verrichtet 40 J Arbeit. Berechne die Änderung der inneren Energie (ΔU) des Systems gemäß dem ersten Hauptsatz der Thermodynamik.

Lösung:

Berechnung der Änderung der inneren Energie (ΔU) nach dem ersten Hauptsatz der ThermodynamikUm die Änderung der inneren Energie (ΔU) eines Systems zu bestimmen, das 150 J Wärme (q) an die Umgebung verliert und 40 J Arbeit (w) verrichtet, können wir den ersten Hauptsatz der Thermodynamik verwenden:

• Erster Hauptsatz der Thermodynamik: ΔU = q + w

Schritte zur Lösung:

• Wärmeverlust: Da das System Wärme verliert, ist q negativ. Also ist q = -150 J.
• Arbeit verrichtet: Da das System Arbeit an die Umgebung verrichtet, ist w negativ. Also ist w = -40 J.
• Änderung der inneren Energie: Setze die Werte in die Formel ein:
• ΔU = q + w
• ΔU = (-150 J) + (-40 J)
• ΔU = -190 J

Ergebnis: Die Änderung der inneren Energie (ΔU) des Systems beträgt -190 J. Das bedeutet, dass die innere Energie des Systems um 190 J abgenommen hat.

b)

Für eine chemische Reaktion beträgt die Änderung der Enthalpie (\Delta H) -100 kJ und die Änderung der Entropie (\Delta S) 200 J/K. Bestimme die Gibbs-Energieänderung (\Delta G) bei 25°C (298 K) und entscheide, ob die Reaktion spontan ist.

Lösung:

Berechnung der Gibbs-Energieänderung (ΔG) und die Bestimmung der Spontanität einer chemischen ReaktionFür eine chemische Reaktion gelten folgende Werte:

• Änderung der Enthalpie (ΔH): -100 kJ
• Änderung der Entropie (ΔS): 200 J/K
• Temperatur (T): 25°C (298 K)

Formel zur Berechnung der Gibbs-Energieänderung (ΔG):

• ΔG = ΔH - TΔS

Schritte zur Lösung:

• Einheiten anpassen: ΔH in J umrechnenΔH = -100 kJ = -100,000 J
• Einsetzen der Werte in die Formel:ΔG = (-100,000 J) - (298 K * 200 J/K)ΔG = -100,000 J - 59,600 JΔG = -159,600 J
• Umrechnung in kJ: ΔG = -159.6 kJ

Ergebnis: Die Gibbs-Energieänderung (ΔG) beträgt -159.6 kJ.Da ΔG negativ ist (ΔG < 0), ist die Reaktion spontan.

c)

Eine reversible, isotherme Expansion eines idealen Gases erfolgt bei 300 K und einem externen Druck von 2 atm. Das Volumen ändert sich von 1 Liter auf 3 Liter. Berechne die Arbeit (w), die dabei verrichtet wird.

Lösung:

Berechnung der Arbeit (w) bei einer reversiblen, isothermen Expansion eines idealen GasesUm die Arbeit (w) zu berechnen, die bei einer reversiblen, isothermen Expansion eines idealen Gases verrichtet wird, verwenden wir die folgende Gleichung:

• \( w = - nRT \times \text{ln} \frac{V_f}{V_i} \)

Dabei:

• T = 300 K
• V_i = 1 Liter
• V_f = 3 Liter

Schritte zur Lösung:

• Gaskonstante R: R = 0.0821 \(\frac{L \times atm}{K \times mol} \)
• Um Druck als Produkt nutzen: Obwohl die Stoffmenge n nicht gegeben ist, können wir in atm*L arbeiten.
• Berechnen der Arbeit (w):

Einsetzen der Werte in die Gleichung:\( w = - n \times (0.0821 \frac{L \times atm}{K \times mol}) \times 300 \times \text{ln} \frac{3}{1} \) Berechnen des natürlichen Logarithmus von 3:\( \text{ln}(3) ≈ 1.0986 \) Formel mit Werten einsetzen:\( w = - n \times (0.0821) \times 300 \times 1.0986 \)\( w ≈ - n \times 27.03 \) Da n nicht gegeben ist, können wir den Wert pro Mol betrachten:Umrechnung von atm*L in Joule:1 atm*L = 101.325 J\( w ≈ -27.03 \times 101.325 \text{ J} \)\( w ≈ -2,738.23 \text{ J} \) Ergebnis: Die verrichtete Arbeit beträgt etwa -2738.23 J pro Mol. Das negative Vorzeichen zeigt an, dass das System Arbeit verrichtet hat.