Prüfungsfragen zu VO Allgemeine Chemie, Prof. Huber/Lösungen20090202

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Inhaltsverzeichnis

1 PSE
2 Polarität
3 MO Theorie
4 Transmission
5 Spektralphotometer
6 Satz von Hess
7 Elektrochemie
8 pH Wert
9 Titration
10 Haber Bosch
11 Gleichgewichtskonstante
12 Partialdrücke
13 Gleichgewicht
14 Oxidationszahlen
15 Konjugierte Basen
16 Säure / Basenpaare

PSE

1.1 Aluminium

1.2 Silizium

1.3 Aluminium

Polarität

H2O; Sauerstoff ist elektronegativer als Schwefel

MO Theorie

Anhand der MO Theorie überwiegt bei Ne2 der antibindende Anteil

Transmission

Angabe:

$T = 55% \!\,$

$\epsilon = 3500 \frac L {mol \cdot cm}\!\,$

$d = 1cm \!\,$

Formeln:

$E = log \frac 1 T$

$E = \epsilon \cdot c \cdot d$

Somit:

$c = \frac {log \frac 1 T} {\epsilon \cdot d} = 7,4 \cdot 10^{-5} \frac {mol} {L}$

Spektralphotometer

Siehe Skript Seite 78

Satz von Hess

Elektrochemie

1. Halbreaktion

$\mathrm{K(s) \longrightarrow K^+(aq) + e^- }$ (+2,93 V)

2. Halbreaktion

$\mathrm{2H_2O(l) +2 e^- \longrightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq)}$ (-0,83 V)

Reaktion mit Kalium mal zwei ergibt insgesamt

$\mathrm{2K(s) + 2H_2O(l) \longrightarrow 2K^+(aq) + H_2(g) + 2OH^-(aq)}$ (-5,03 V)

pH Wert

Angabe:

$pK_a = 3,75 \!\,$

$K_a = 10^{-3,75} \!\,$

$c = 0,03 \frac {mol} L \!\,$

Reaktion:

$\mathrm{HCOOH \ + \ H_2O \longrightarrow HCOO^- \ + \ H_3O^+}$

$K_a = \frac {[H COO^-] \cdot [H_3O]} {[H COOH]}$

$K_a = \frac {x \cdot x} {0,03 - x} \approx \frac {x^2} {0,03}$

$x = \sqrt { 10^{-3,75} \cdot 0,03} = 0,0023$

$pH = -log(x) = 2,63 \!\,$

Titration

Es handelt sich um die Titration einer schwachen Säure (ähnlich Essigsäure) mit einer starken Base (Siehe auch Seite 261 im Script) Den Anfangs pH Wert kennen wir aus Beispiel 8. Bis zum Äquivalenzpunkt liegt eine Pufferlösung vor, die wir mit Henderson-Hasselbalch ermitteln können. Weiters wissen wir, dass der Pufferpunkt bei pKa also 3,75 zu finden ist. Dies ist der Fall wenn 10ml NaOH hinzugegen werden und somit Säure und konjugierte Base im Verhältnis 1:1 vorliegen. Der Äquivalenzpunkt ist erreicht wenn 20ml NaOH hinzugeben werden und die Säure vollständig neutralisiert wurde (Achtung die Salze einer schwachen Säure mit starker Base sind auch basisch und nicht neutral)

Jenseits des ÄP berechnen wir den pH klassisch. Als negativer dekadischer Logarithmus der H+ Konzentration.

Ein paar Kurvenpunkte können wir via Henderson-Hasselbalch ermitteln

$pH = pK_S - \log \frac {c \left( \mathrm{HX}\right) } {c \left( \mathrm{X^{-}} \right)}$

Etwa für das Verhältnis 1:19

$3,75 - \log \frac {1} {19} = 5,02$

Jenseits des Äquivalenzpunktes etwa bei 30ml NaOH

$14 + \log \frac {0,3} {50} = 11,79$

Volumen NaOH	Gesamtvolumen	Stoffmengenverhältnis H-COOH / H-COO- (Puffer)	Überschüssige OH- Ionen	pH
0ml	20ml	-	-	2,63
5ml	25ml	3:1	-	3,27
10ml	30ml	1:1	-	3,75
15ml	35ml	1:3	-	4,22
19ml	39ml	1:19	-	5,02
19,9ml	39,9ml	1:199	-	6,05
20ml	40ml	-	-	-
20,1ml	40,1ml	-	0,003 mmol	9,87
21ml	41ml	-	0,03 mmol	10,86
30ml	50ml	-	0,3 mmol	11,79
40ml	60ml	-	0,6 mmol	12