Aufgabenblock — AFB I
Zehn Grundaufgaben aus dem Block 2.3 „Vorbereitung Klausur II“: Regel kennen, Begriff nennen, Wert einsetzen. Das sind die sicheren Punkte in jeder Arbeit — von der Wasserstoffbrücke über die Anomalie und das Lösen von Salzen bis zu Ionen- und Molekülverbindungen. Aufgaben ohne Eingabefeld löst du schriftlich und vergleichst dann mit der Lösung.
Schwefelwasserstoff \(\mathrm{H_2S}\) ist wie Wasser gewinkelt gebaut. Bestimme mit den Pauling-Werten aus der Skizze die Elektronegativitätsdifferenz \(\Delta\mathrm{EN}\) der S–H-Bindung.
Lösung anzeigen
Unter 0,5: Die S–H-Bindung ist praktisch unpolar, das H-Atom kaum \(\delta^+\). Zwischen \(\mathrm{H_2S}\)-Molekülen bilden sich deshalb keine Wasserstoffbrücken — ganz anders als bei O–H mit \(\Delta\mathrm{EN} = 1{,}24\).
Wasserstoffperoxid \(\mathrm{H{-}O{-}O{-}H}\) ist eine farblose Flüssigkeit. Gib an, wie viele Wasserstoffbrücken ein Molekül höchstens gleichzeitig eingehen kann.
Lösung anzeigen
Deshalb siedet Wasserstoffperoxid erst bei etwa 150 °C.
Das Diagramm zeigt die Dichte \(\rho\) von flüssigem Wasser zwischen 0 °C und 12 °C. Lies ab, bei welcher Temperatur Wasser seine größte Dichte hat.
Lösung anzeigen
Eine Eiswürfelschale wird mit 240 g Wasser gefüllt und ins Gefrierfach gestellt. Eis hat die Dichte \(\rho = 0{,}917\ \mathrm{g/cm^3}\). Berechne das Volumen des entstehenden Eises auf eine Nachkommastelle.
Lösung anzeigen
Aus 240 cm³ Wasser werden rund 262 cm³ Eis — etwa 9 % mehr. Deshalb wölben sich Eiswürfel in der Mitte nach oben.
Nenne die drei Arten von Anziehungskräften zwischen Molekülen, die du kennengelernt hast — geordnet von der schwächsten zur stärksten — und gib zu jeder einen Stoff als Beispiel an.
Lösung anzeigen
2. Dipol-Dipol-Kräfte, z. B. zwischen Chlorwasserstoffmolekülen \(\mathrm{HCl}\).
3. Wasserstoffbrücken, z. B. zwischen Ethanolmolekülen \(\mathrm{C_2H_5OH}\).
Van-der-Waals-Kräfte wirken immer zusätzlich.
Strontiumiodid \(\mathrm{SrI_2}\) löst sich gut in Wasser. Zeichne in die Vorlage je vier Wassermoleküle um das \(\mathrm{Sr^{2+}}\)-Ion und um das \(\mathrm{I^-}\)-Ion richtig ausgerichtet ein und kennzeichne an einem Molekül die Teilladungen.
Lösung anzeigen
Um \(\mathrm{I^-}\) (Anion): je ein H-Atom zeigt zum Ion.
Teilladungen: \(\delta^-\) am O-Atom, \(\delta^+\) an beiden H-Atomen. Das Iodid-Ion wird größer gezeichnet als das Strontium-Ion.
Natriumsulfat \(\mathrm{Na_2SO_4}\) enthält das Sulfat-Ion \(\mathrm{SO_4^{2-}}\). Stelle die Lösungsgleichung auf und gib an, wie viele hydratisierte Ionen aus einer Formeleinheit entstehen.
Lösung anzeigen
Ladungsbilanz rechts: \(2\cdot(+1) + (-2) = 0\).
Für Caesiumchlorid \(\mathrm{CsCl}\) gelten die Gitterenergie \(+659\ \tfrac{\text{kJ}}{\text{mol}}\) und die Hydratationsenergie \(-642\ \tfrac{\text{kJ}}{\text{mol}}\). Bestätige durch Rechnung, dass sich Caesiumchlorid endotherm löst. Gib die Lösungswärme mit Vorzeichen ein.
Lösung anzeigen
Positiv: Der Vorgang ist endotherm, die Lösung kühlt sich ab.
Schwefel besteht aus \(\mathrm{S_8}\)-Molekülen und schmilzt bei 115 °C, Calciumoxid \(\mathrm{CaO}\) aus \(\mathrm{Ca^{2+}}\)- und \(\mathrm{O^{2-}}\)-Ionen und schmilzt erst bei etwa 2600 °C. Beschreibe für beide Stoffe, was beim Schmelzen auf der Teilchenebene überwunden wird.
Lösung anzeigen
Calciumoxid: Überwunden wird die starke, allseitige Anziehung zwischen den zweifach geladenen Ionen im Ionengitter — dafür ist sehr viel Energie nötig.
In fünf Gefäßen wird mit gleicher Spannung geprüft, ob eine Lampe im Stromkreis leuchtet (siehe Skizze). Ordne jedem Gefäß „leitet“ oder „leitet nicht“ zu und gib an, in wie vielen Gefäßen die Lampe leuchtet.