Rainer Steiger

Lösung:

1. 2·H₃O⁺ + 2·e^– → H₂ + 2·H₂O // – 2·H⁺
2. 2·H₂O + 2·e^– → H₂ + 2·OH^– // ·2
3. 4·H₂O + 4·e^– → 2·H₂ + 4·OH^–

Lösung:

1. 4·OH^– → O₂ + 2·H₂O resp. genauer:
2. 4·OH^– → O₂ + 2·H₂O + 4·e^– // plus 4H⁺
3. 4·OH^– + 4H⁺ → O₂ + 2·H₂O + 2H⁺ 2H⁺ + 4·e^–
4. 4·H₂O → O₂ + 2·H₃O⁺ + 2H⁺ + 4·e^– // plus 2·H₂O
5. 6·H₂O → O₂ + 2·H₃O⁺ + (2H⁺ + 2·H₂O) + 4·e^–
6. 6·H₂O → O₂ + 2·H₃O⁺ + ( 2·H₃O⁺ ) + 4·e^–
7. 6·H₂O → O₂ + 4·H₃O⁺ + 4·e^–

Lösung:

In 1 mol/L NaOH passiert mit metallischem Silber (Ag) unter normalen Bedingungen keine Redoxreaktion.
Silber ist zu edel: OH^– (und Wasser) sind kein Oxidationsmittel, das Ag zu Ag⁺ oxidieren könnte.

Lösung:

1. Sn + 2H₃O⁺ → Sn²⁺ + H₂ + 2·H₂O
2. Sn → Sn²⁺ , Oxzahlen 0 → +Ⅱ, Oxidation
3. Anstelle H₃O⁺ : H₂O + H⁺
       2·H⁺ → H₂ , Oxzahlen +Ⅰ → 0, Reduktion
4. Ja, die Oxidationszahlen der Säure nehmen von +Ⅰ auf O ab:
       Ein Oxidationsmittel wirkt oxidierend un

Lösung:

1. Korrekt
2. Korrekt
3. Falsch, je weiter unten rechts, desto stärker ist das Oxidationsmittel
4. Falsch, korrekt wäre: Reduktionsmittel gibt Elektronen ab
5. Falsch. korrekt wäre: Rosten ist eine spezielle Form der Korrosion von Eisen oder
       Alle Metalle können oxidiert werden, aber nicht alle rosten.
6. Korrekt wäre: Eine Substanz wird oxidiert, wenn sie Elektronen abgibt
7. Korrekt. Per Definition ist die Anode der Ort der Oxidation (Elektronenabgabe). Das gilt immer, unabhängig davon, ob es sich um galvanische Zelle oder eine Elektrolyse handelt.
8. Falsch. Korrekt wäre: … hat eine grosse Tendenz, Elektronen aufzunehmen
9. Korrekt.

Lösung:

todo

Lösung:

Cl(0)2 + 2Na(+i)O(-ii)H(i) -> Na(+i)Cl(-i) + Na(+i)Cl(i)O(-ii) + H(+i)2O(-ii)

{Cl: } {0} -> {-I} {: Reduktion}

{Cl: } {0} -> {+I} {: Oxidation}

{H: } {+I} -> {+I} {: keine Änderung}

{Na: } {+I} -> {+I} {: keine Änderung}

{O: } {-II} -> {-II} {: keine Änderung}

Es wird also beobachtet, dass das Chlor gleichzeitig oxidiert und reduziert wird! In solch einem Fall wird von einer Disproportionierung gesprochen. Und für Spezialisten: Die umgekehrt verlaufende Reaktion nennt man Komproportionierung oder Synproportionierung.

Lösung:

{a: } 3S(+iv)O(-ii)3^2- + Cr(+vi)2O(-ii)7^2- + 8H(+i)^+ -> 2Cr(+iii)^3+ + 3S(+vi)O(-ii)4^2- + 4H(+i)2O(-ii)

$itemColor1(white){leeeer} {S: } {IV} -> {VI} {: Oxidation}

$itemColor1(white){leeeer} {Cr: } {VI} -> {III} {: Reduktion}

$itemColor1(white){leeeer} {H: } {+I} -> {+I} {: keine Änderung}

$itemColor1(white){leeeer} {O: } {-II} -> {-II} {: keine Änderung}

{b:} N(-ii)2H(+i)4 + 4Fe(+iii)(C(+ii)N(-iii))6^3- + 4O(-ii)H(+i)^- -> N(0)2 + 4Fe(+ii)(C(+ii)N(-iii))6^4- + 4H(+i)2O(-ii)

$itemColor1(white){leeeer} {N: } {-II} -> {0} {: Oxidation}

$itemColor1(white){leeeer} {Fe: } {+III} -> {+II} {: Reduktion}

$itemColor1(white){leeeer} {H: } {+I} -> {+I} {: keine Änderung}

$itemColor1(white){leeeer} {C: } {+II} -> {+II} {: keine Änderung}

$itemColor1(white){leeeer} {O: } {-II} -> {-II} {: keine Änderung}

{c:} Ru(0) + 6Cl(-i)^- + 3N(+v)O(-ii)3^- + 6H(+i)^+ -> Ru(+iii)Cl(-i)6^3- + 3N(+iv)O(-ii)2 + 3H(+i)2O(-ii)

$itemColor1(white){leeeer} {Ru: } {0} -> {+III} {: Oxidation}

$itemColor1(white){leeeer} {N: } {+V} -> {+IV} {: Reduktion}

$itemColor1(white){leeeer} {Cl: } {-I} -> {-I} {: keine Änderung}

$itemColor1(white){leeeer} {H: } {+I} -> {+I} {: keine Änderung}

$itemColor1(white){leeeer} {O: } {-II} -> {-II} {: keine Änderung}

{d:} Cl(+v)O3(-ii)^- + 3S(+iv)O2(-ii) + 3H2(+i)O(-ii) -> 3S(+vi)O4(-ii)^2- + Cl(-i)^- + 6H(+i)^+

$itemColor1(white){leeeer} {Cl: } {+V} -> {-I} {: Reduktion}

$itemColor1(white){leeeer} {S: } {+IV} -> {+VI} {: Oxidation}

$itemColor1(white){leeeer} {H: } {+I} -> {+I} {: keine Änderung}

$itemColor1(white){leeeer} {O: } {-II} -> {-II} {: keine Änderung}

{e:} 3H(+i)2S(-ii) + 2H(+i)N(+v)O(-ii)3 -> 2N(+ii)O(-ii) + 3S(0) + 4H(+i)2O(-ii)

$itemColor1(white){leeeer} {S: } {-II} -> {0} {: Oxidation}

$itemColor1(white){leeeer} {N: } {+V} -> {+III} {: Reduktion}

$itemColor1(white){leeeer} {H: } {+I} -> {+I} {: keine Änderung}

$itemColor1(white){leeeer} {O: } {-II} -> {-II} {: keine Änderung}

{f:} K(+i)S(-ii)C(iv)N(-iii) + 4H(+i)2O(-iii) + 4I(0)2 -> K(+i)H(+i)S(+vi)O(-ii)4 + 7H(+i)I(-i) + I(+i)C(+ii)N(-iii)

$itemColor1(white){leeeer} {S: } {-II} -> {+VI} {: Oxidation}

$itemColor1(white){leeeer} {C: } {+IV} -> {+II} {: Reduktion}

$itemColor1(white){leeeer} {I: } {O} -> {-I} {: Reduktion}

$itemColor1(white){leeeer} {K: } {+I} -> {+I} {: keine Änderung}

$itemColor1(white){leeeer} {H: } {+I} -> {+I} {: keine Änderung}

$itemColor1(white){leeeer} {O: } {-II} -> {-II} {: keine Änderung}

Lösung:

{} 3S(+iv)O3(-ii)^2- + Cr(+vi)2O7(-ii)^2- + 8H(+i)^+ -> 2Cr(+iii)^3+ + 3S(+vi)O4(-ii)^2- + 4H(+i)2O(-ii)

{S: } {+IV} -> {+VI} {Oxidation}

{Cr: } {+VI} -> {+III} {Reduktion}

{H: } {+I} -> {+I} {keine Änderung}

Lösung:

Ag + 2HNO3 -> AgNO3 + NO2 + H2O

Ag(0) + 2H(+i)N(+v)O3(-ii) -> Ag(+i)N(+v)O(-ii)3 + N(+iv)O(-ii)2 + H(+i)2O(-ii)

{Ag: } {0} -> {+I} {Oxidation}

{N: } {+V} -> {+IV} {Reduktion}

{H: } {+I} -> {+I} {keine Änderung}

{O: } {-II} -> {-II} {keine Änderung}

Lösung:

1. Sind Metalle immer Reduktionsmittel? Ja
       Beachte, dass die Rede von Metallen ist
       also z.B… Me → Me⁺
       Redmittel: Wirken reduzierend und werden oxidiert
       Mg → Mg²⁺ + 2e^–
       Al → Al³⁺ + 3e^–
2. Sind Metallionen immer Oxidationsmittel? Nein
       Beachte, dass die Rede von Metallionen ist
       Oxmittel: wirken oxidierend und werden reduziert
       Mg²⁺ + 2e^– → Mg
       Al³⁺ + 3e^– → Al
       Cu²⁺ + 2e^– → Cu
       ABER … Cu⁺ kann (je nach Situation) zu Cu²⁺ oxidiert oder zu Cu reduziert werden.

Lösung:

Elektrolyse: 2·H₂O ⇄ 2·H₂ + 1·O₂
Bestimmen aller Oxidationszahlen, vom Edukte zum Produkt:
H: +Ⅰ –> 0
O: -Ⅱ –> 0
Die Oxidationszahlen ändern sich, das heisst also, dass es sich hier um eine Redoxreaktion handelt.

Lösung:

1. CH₄ + 2·O₂ → 2·H₂O + CO₂
2. Aufgelistet wird jeweils der Übergang vom Edukte zum Produkt
       H: +Ⅰ → +Ⅰ
       C: -Ⅳ → +Ⅳ
       O: 0 → O in H₂O: -Ⅱ       O in CO₂: -Ⅱ
3. Wasserstoff: Die Oxzahlen des H verändern sich nicht
       Kohlenstoff: Veränderung von -Ⅳ auf +Ⅳ: Oxidation
       Sauerstoff: Veränderung von 0 auf -Ⅱ: Reduktion
4. Die Oxzahlen des Sauerstoff gehen von 0 (in O₂) auf jeweils -Ⅱ. Das O₂ wird also reduziert, ist hier also das Oxidationsmittel.

Lösung:

1. Reduktion: Elektronen werden aufgenommen, die Oxidationszahl wird kleiner, 'reduziert' sich
2. Oxidation: Elektronen werden abgegeben, die Oxidationszahl steigt

Lösung:

1. Reduktion: Der Stoff selbst nimmt Elektronen auf
2. Oxidation: Der Stoff selbst gibt Elektronen ab
3. Reduktionsmittel: Der Stoff selbst drückt einem anderen (!!) Stoff Elektronen auf, wirkt also reduzierend auf den anderen Stoff. Der Stoff selbst verliert also Elektronen, gibt also Elektronen ab, wird somit oxidiert.
   Kurz: Wirkt reduzierend und wird oxidiert.
4. Oxidationsmittel: Der Stoff selbst nimmt von einem anderen (!!) Stoff Elektronen auf, wirkt also oxidierend auf den anderen Stoff. Der Stoff selbst nimmt also Elektronen auf, wird also reduziert.
   Kurz: Wirkt oxidierend und wird reduziert.

Lösung:

Start-Tabelle-2

a) H2		H: 0
b) F2		F: 0
c) Na+		Na+: +Ⅰ
d) S2-		S2-: -Ⅱ
e) H2O		H: +Ⅰ	O: -Ⅱ
f) Fe3O4		Fe: +Ⅲ	O: -Ⅱ
g) CH4		C: -Ⅳ	H: +Ⅰ
h) CH3F		F: -Ⅰ	H: +Ⅰ	C: -Ⅱ
i) CHF3		F: -Ⅰ	H: +Ⅰ	C: +Ⅱ
j) CH4O		O: -Ⅱ	H: +Ⅰ	C: -Ⅱ
k) N2O4		N: +Ⅳ	O: -Ⅱ
l) NO		N: +Ⅱ	O: -Ⅱ
m) HNO3		H: +Ⅰ	N: +Ⅴ	O: -Ⅱ
n) H3O+		H: +Ⅰ	O:-II
o) NH+4		N: -Ⅲ	H: + I

Lösung:

1. · Beteiligte Reaktionen:
2.     Cu²⁺ + 2·e^– → Cu, z = 2
3.     6·H₂O → 4·H₃O⁺ + O₂ + 4·e^– ; z = 4
4. · m/M = I·t/(z·F)
5.     t = F·m·z/(I·M)
6.     t = 96485·0.8·2/(0.18·63.5)
7.     t = 13506 s = ca. 4 h
8. · m/M = n(O₂) = I·t/(z·F)
9.     n(O₂) = 0.18·13506/(4·96485) = 0.00629 mol
10. · p·V = n·R·T
11.     V(O₂)= n·R·T/p
12.     V(O₂) = 0.00629·8.314·298/101300
13.     V(O₂) = 0.000154 m³ = ca. 154 ml
14. · Einheiten: [mol·J/(mol·K)·K / N/m²]

Lösung:

1. · Kupfersulfatlösung: CuSO₄, resp. Cu²⁺/SO2-4
2.     Cu²⁺ + 2e^– → Cu, z = 2
3. · m/M = I·t/(z·F)
4.     m = I·t·M/(z·F) = 5.8·3600·3·63.5/(2·96485) = 20.6 g
5.     Einheiten: [A·s·g/mol/(A·s/mol)] = [g]
6. · Es gelte annäherungsweise: das Volumen (!) der Kugelschicht ist gleich der Kugeloberfläche multipliziert mit der Höhe, resp. Dicke (:d) der Schicht V = 4·π·r²·d
7. · Dichte = m/V
8.     m = Dichte · V = Dichte·4·π·r²·d
9.    
10.     → d = m/(Dichte·4·π·r²)
11.     d = 20.63/(8.9·4·π·8.3²) = 2.67·10^-3cm = 0.026 mm

Lösung:

1. · Das Volumen der zu versilbernden Oberfläche betrage:
2.     V= O·h = 120cm²·0.02cm = 2.4cm³
3. · Mit Dichte = m/V folgt:
4.     m=Dichte·V= 10.5/cm³ · 2.4 cm³ = 25.2 Gramm
5. · Silbernitrat: AgNO₃, dh. Ag⁺/NO–3
6.     Ag⁺ + 1e^– → Ag, z= 1
7. · m/M = I·t/(z·F)
8.     t = m·z·F/(M·I) = 25.2·1·96485/(107.9·10)
9.     t = 2253 s , ca. 40 Minuten

Lösung:

1. · 10 A = 10 C/s
2. · Anzahl Elektronen pro Sekunde:
3.     10/1.602·10^-19 = 6.24·10¹⁹
4. · Totale Masse(e^–) pro Sekunde:
5.     6.24·10¹⁹·9.1E.31 = 5.68·10^-11 kg
6. · Wie lange bis total 1 kg:
7.     1/5.68·10^-11 = 1.76·10¹⁰ s = ca. 558 Jahre

Lösung:

1. CuCl₂: Ionen Cu²⁺ resp. Cl^–
       Cu²⁺ + 2e^– → Cu, z = 2
2. m/M = I·t/(z·F)
       t = m·z·F/(M·I) = 3.5·2·96485/(63.546·0.45)
       t = 23618 s = ca. 6.6 h

Lösung:

Hinweis: 35 µm entsprechen 35·10^-6m

1. Das Volumen der zu verchromenden Oberfläche betrage:
       V= O·h = 15m^2·35·10-6m = 0.000525 m³ = 525 cm³
2. Mit Dichte = m/V folgt:
       m=Dichte·V= 7.15g/cm³ · 525 cm³ = 3753.75 Gramm
3. CrO₃, beteiligte Ionen: Cr⁶⁺/O^2-
       Cr⁶⁺ + 6e^– → Cr, z = 6
4. m/M = I·t/(z·F)
       t = m·z·F/(M·I) = 96485·6·3753/(52·450)
       t = 92848 s (bei einem Wirkungsgrad von 100%)
5. Wirkungsgrad von 90%: 103164 Sekunden

Lösung:

Silbernitrat: AgNO₃, Metallion: Ag⁺
Hinweis 1: m/M = I·t/(z·F)
Hinweis 2: In einem ersten Schritt von einen Wirkungsgrad von 100% ausgehen.
Aus m/M = I·t/(z·F) folgt:
m = (I·t·M)/(z·F) = (2.54·45·60·107.87) / (1·96485) = 7.67 g
Mit Wirkungsgrad 90%: 6.9 Gramm
Einheiten: [(A·s·g/mol)/(C/mol)], [A] = [C/s]

Lösung:

Aus m/M = I·t/(z·F) folgt:
m = (I·t·M)/(z·F) = (2.5·30·60·63.546) / (2·96485) = 1.48 g
Mit Wirkungsgrad 92.5%: 1.37 Gramm
Einheiten: [(A·s·g/mol)/(C/mol)], [A] = [C/s]

Lösung:

Ein Gemisch aus (mindestens) zwei Metallen wird Legierung genannt. Idealerweise hat die Mischung eine bessere, praktischere Eigenschaft als das reine Metall selbst. Z.B. ist eine Mischung auf Kupfer und Zink (Messing) härter als die reinen Elemente selbst.

Lösung:

Nur die Elmente Eisen, Nickel und Kobalt sind magnetisch. Auch einige Seltene-Erden-Metalle wie Neodym, Gadolinium und Dysprosium können magnetisch sein, oft aber nur bei bestimmten Temperaturen oder in Legierungen, wie z.B. in den starken Neodym-Magneten.
Von den ca. 100 zu den Metallen gehörenden Elementen sind somit ca. 5 Prozent magnetisch, also ist der Magnetismus keine typische Eigenschaft sondern eher eine Ausnahme.

Lösung:

1. Elektrische Leitfähigkeit
2. Wärmeleitfähigkeit
3. Verformbarkeit
4. Glanz

Lösung:

Aus Definitionen folgt:

1. Es gilt: 1·CaCO₃ ⇄ 1·Ca²⁺ + 1·CO2-3
2. somit gilt auch: c(CaCO₃) = c(Ca²⁺) = c(CO2-3)
3. es folgt aus: L_p(CaCO₃) = c(Ca²⁺) · c(CO2-3)
       und weil z.B. (Ca²⁺⁾ = c(Ca²⁺)
       L_p(CaCO₃) = c(Ca²⁺) · c(Ca²⁺) = c²(Ca²⁺)     oder
       L_p(CaCO₃) = c(CO2-3) · c(CO2-3) = c²(CO2-3)     oder
       L_p(CaCO₃) = c(CaCO₃) · c(CaCO₃) = c²(CaCO₃)
4. → c(CaCO₃) = √(L_p) = = √ L_p = 6.93·10^-5 mol/l

Nun kann mittels c=n/V=m/M/V auf 'm' zurückgeschlossen werden:

m = c(CaCO₃)·M(CaCO₃)·V = 6.93·10^-5 mol/l · 100.1 g/mol · 200 l = 1.39 Gramm

Auf die grosse Wassermenge gesehen löst sich nur wenig Kalk, nämlich ca. 1.4 Gramm.

Lösung:

Es gilt:
— 1·NaCl ⇄ 1·Na⁺ + 1·Cl^–
— c(NaCl) = c(Na⁺) = c(Cl^–)
— L_p(NaCl) = 18.26 mol²/l² = c(Na⁺)·c(Cl^–) = c²(Na⁺) = c²(Cl^–) = c²(NaCl)
–> c(NaCl) = √(L_p) = 4.27 mol/l
aus c=n/V= m/M/V      folgt: m = c·V·M
für 1.0 Liter: m(NaCl) = c(NaCl)·V·M(NaCl) = 4.27 mol/l·1.0 l · 58.5 g/mol = 249.8 g
für 0.3 Liter: m(NaCl) = c(NaCl)·V·M(NaCl) = 4.27 mol/l·0.3 l · 58.5 g/mol = 74.9 g

Lösung:

Hinweis Die beteilgten Ionen sind Al³⁺ resp. O^2-

1. Al₂O₃ ⇄ 2·Al³⁺ + 3·O^2-
2. L_p = c²(Al³⁺)·c³(O^2-)
3. Es gilt für die Anzahl der Teilchen, beachte '=':
       c(Al₂O₃) = ½·c(Al³⁺) = ⅓·c(O^2-)      
       c(Al³⁺) = 2·c(Al₂O₃)       sowie:
       c(O^2-) = 3·c(Al₂O₃)       somit gilt:
4. L_p = [2·c(Al₂O₃)]² · [3·c(Al₂O₃)]³
5. L_p = 4·27·c²(Al₂O₃)·c³(Al₂O₃) = 108·c⁵(Al₂O₃)
6. c(Al₂O₃) = 5te-Wurzel aus (L_p/108) = 5te-Wurzel aus (1·10^-33/108) = 9.8·10^-8 mol/l
7. Aus c=n/V=m/M/V folgt …
       m = c·V·M = 9.8·10^-8 mol/L · 1.0 L · 102 g/mol = 9.9·10^-6 g = 1·10^-5 g

Es lösen sich also maximal ca. 0.00001 Gramm Aluminiumoxid in einem Liter Wasser. Das Salz ist wirkich sehr schlecht löslich in Wasser.

Lösung:

Hinweis Die beteilgten Ionen sind Al³⁺ resp. F^–

1. AlF₃ ⇄ Al³⁺ + 3·F^–
2. L_p = c(Al³⁺)·c³(F^–)
3. Es gilt für die Anzahl der Teilchen, beachte '=':
       c(AlF₃) = c(Al³⁺) = ⅓·c(F^–)      
       3·c(AlF₃) = 3·c(Al³⁺) = c(F^–)       somit gilt:
       c(Al³⁺) = c(AlF₃)       sowie:
       c(F^–) = 3·c(AlF₃)
4. L_p = c(Al³⁺)·c³(F^–) = c(AlF₃)·c³(3·c(AlF₃)) = 27·c⁴(c(AlF₃)
5. c(AlF₃) = ∜(L_p/27) = 0.00123 mol/L
6. Aus c=n/V=m/M/V folgt …
       m = c·V·M = 1.23·10^-3 mol/L · 1 L · 84 g/mol = 0.1038 g

Es lösen sich also maximal ca. 0.1 Gramm Aluminiumfluorid in einem Liter Wasser. Das Salz ist schlecht löslich in Wasser.

Lösung:

Hinweis Die beteilgten Ionen sind Mg²⁺ resp. Br^–

1. 1·MgBr₂ ⇄ 1·Mg²⁺ + 2·Br^–
2. Es gilt daher 2·c(MgBr₂) = 2·c(Mg²⁺) = c(Br^–)
3. a) falls c(Br^–) = 2·c(Mg²⁺)
4.     L_p = c(Mg²⁺)·c²(Br^–) = c(Mg²⁺)·(2c(Mg²⁺))² = 4c³(Mg²⁺)
5.     c(Mg²⁺) = c(MgBr₂) = ∛(L_p/4) = 0.055 mol/L
6.     m = c·V·M = 0.055mol/l · 1.0 L · 184.113 g/mol =10.24 g/L
7.    
8. b) falls c(Mg²⁺) = c(MgBr₂) = ½·c(Br^–)
9.     L_p = ½·c(Br^–) ·c²(Br^–) = ½·c³(Br^–)
       resp. c(Br^–) =∛(2·L_p)
10.     c(Br^–) = 2c(MgBr₂)
11. Somit c(MgBr₂) = ½·c(Br^–) = ½·∛(2·L_p)
        = ∛(1/8)·∛(2·L_p) = ∛(2·L_p/8) = ∛(L_p/4)
12.     Es ergibt sich die gleiche Lösung wie bei a): c(MgBr₂) = ∛(L_p/4) = 0.055 mol/L
13.     Der Rest wäre also auch identisch und somit m=10.24 g/L

Lösung:

Es gilt:
— 1·NaCl ⇄ 1·Na⁺ + 1·Cl^–
— c(NaCl) = c(Na⁺) = c(Cl^–)
— L_p(NaCl) = c(Na⁺)·c(Cl^–)
— c = n/V = m/M/V
— c(NaCl) = 100g/58.5 g/mol / 0.4 l = 4.27 mol/l
— L_p(NaCl) = 4.27 mol/l · 4.27 mol/l = 18.26 mol²/l²

Lösung:

Es gilt:
— CaSO₄ ⇄ Ca²⁺ + SO2-4      L_p(CaSO₄) = c(Ca²⁺)·c(SO2-4)
— Ionenprodukt(CaSO₄) = 10^-2 mol/l · 10^-4 mol/l = 10^-6 mol²/l²
— somit: 10^-6 mol²/l² < L_p (=2·10^-5 mol²/l²).
— Die Lösung ist also ungesättigt.

Lösung:

Hinweise:
— In einem ersten Schritt gilt es, zuerst sich zu überlegen, in welche Ionen das Salz 'zerfällt', ausgleichen und dann das Löslichkeitsprodukt definieren.
— Die mehratomige Anionen – Kationen erkennen. 'Zerfallen' nicht weiter.
— Die ausgeglichenene Reaktion für ein (!) Eduktteilchen formulieren!

1. NaCl ⇄ Na⁺ + Cl^–      L_p(NaCl) = c(Na⁺)·c(Cl^–)
2. CaCO₃ ⇄ Ca²⁺ + CO2-3      L_p(CaCO₃) = c(Ca²⁺)·c(CO2-3)
3. CaF₂ ⇄ Ca²⁺ + 2F^–      L_p(CaF₂) = c(Ca²⁺)·c²(F^–)
4. NH₄Cl ⇄ NH+4 + Cl^–      L_p(NH₄Cl) = c(NH+4)·c(Cl^–)
5. AlBr₃ ⇄ Al³⁺ + 3 Br^–      L_p(AlBr₃) = c(Al³⁺)·c³(Br^–)
6. Fe₂O₃ ⇄ 2Fe³⁺ + 3O^2-      L_p(Fe₂O₃) = c²(Fe³⁺)·c³(O^2-)
7. CaSO₄ ⇄ Ca²⁺ + SO2-4      L_p(CaSO₄) = c(Ca²⁺)·c(SO2-4)

Lösung:

1. 1 M CuSO₄ bedeutet, dass pro Liter (Lösungmittel, sehr üblicherweise Wasser) 1 mol Kupfersulfat gelöst sind.
2. Herstellung: 1 mol wiegt 159.6 Gramm. Es werden also 159.6 Gramm Kupfersulfat eingewogen und soviel Wasser beigefügt, bis die Marke von 1 Liter erreicht ist. Das Eigenvolumen des Kupfersulfates muss nicht berücksichtigt werden.
3. Näherungsweise kann angenommen werden, dass ca. 1 Liter Wasser = 1000 Gramm benötigt wird. Dies wären (1000/18) 55.5 mol Wasser. Das Verhältnis der Ionen beträgt also:
       Cu²⁺ zu SO24 zu Wasser = 1 : 1 : 55.5

Lösung:

Betrachte den umgekehrten Fall: das Lösen von Ionen von Wasser. Da zwischen diesen beiden Teilchen eine Ion-Dipol-Wechselwirkung besteht, muss eine Kraft zum Trennen aufgewendet werden. Nun haben wir eigentlich einen umgekehrten Vorgang, nämlich das Anlagern des Wassers an ein Ion. Aus logischer Sicht muss nun für den umgekehrten Fall ('Lösen einer Dipol-Ion-Wechselwirkung') die gleiche 'Menge' Energie frei werden wie beim Anlagern eines Ions an einen Dipol. Einziger Unterschied: das Vorzeichen der Energie. Die Energie selbst wird Hydratationsenergie genannt.

Lösung:

Wasser kann sich um ein Ion anlagern, diese Schicht um das Ion wird Hydrathülle genannt. Achtung: es gibt einen Unterschied in der räumlichen Anordnung der Wassermolekül, wenn ein Kation oder Anion vorliegt.

Lösung:

1. F_c = k·Q₁·Q₂/r²
       Q₁ = Q₂ = Elementarladung = 1.60222·10^-19 C
       F_c = (8.9875·10⁹)·(1.6022·10^-19)² / r²
       F_c = 2.31·10^-28 / r² [N]
2. F_G = G·m₁·m₂/r²
       · Einzelne Atome nehmen … u (Unit)
       · 1 u = 1.66·10^-27 kg
       · m(Na⁺) = 22.99 u
       · m(Cl^–) = 35.45 u
       · F_G = 6.67·10^-11·22.99u·35.45u / r²
       · F_G = 1.5·10^-61 / r² [N]
3. Faktor x = F_c/F_G
       x = (2.31·10^-28 / r² ) / (1.5·10^-61 / r² ) = 1.5·10³³

Beachte, dass der Abstand der Ionen sich rauskürzt. Als Resultat kann gesagt werden, dass die Coulombkraft eindeutig stärker ist als die Gravitationskraft.

Lösung:

c=n/V=m/M/v      –> m =c·V·M = 0.2 mol/l·0.4 l · 58.5 g/mol = 4.68 g
Herstellung: 4.68 g NaCl werden in ein Becherglas gegeben. Nun wird mit Wasser bis an die Marke 0.4 Liter aufgefüllt.
Die Antwort: es werden nun 0.4 Liter hinzugefügt ist nicht vollständig korrekt, weil dies (minimal) nicht die gleiche Menge ist wie wenn man bis auf die Marke 0.4 Liter auffüllt: das NaCl beansprucht ein kleines Volumen.

Lösung:

Es handelt sich dabei um mehratomige Anionen:

1. Sulfat: SO2-4
2. Nitrat: NO–3
3. Carbonat: CO2-3
4. Hydrogensulfat: HSO–4
5. Phosphat: PO3-4

Die gezeichneten Lewisstrukturen findet man im Video. noch nichts gemacht

Lösung:

Es gibt keine bekannte Verbindung mit der chemischen Formel MgO₄. Magnesium bildet in der Regel Verbindungen mit einer Oxidationszahl von +2, was bedeutet, dass Magnesiumionen (Mg²⁺⁾ vorliegen. Daher wäre Verbindung Magnesiumoxid (MgO) zu erwarten.

Zudem: Beim MgO₄ müsste das Magnesium eine Ladung von 8+ haben, da die Sauerstoffionen ja ein Ladung von jeweils -2 haben. Ein Blick auf die üblichen Ladungen zeigt, dass irgendwo bei einer Ladung von ca. 5+ das Atom derart postiv geladen ist, dass es Elektronen aufnimmt, egal woher und somit seine (positive) Ladung verkleinert.

Quintessenz: Ein Kauf lohnt sich nicht.

Lösung:

Die Antworten können unterschiedlich sein. Es gibt tausende von Salzen. Antwort von chatgpt, inklusive dessen Geschwätzigkeit:
Salze sind Verbindungen, die aus positiv geladenen Metallionen und negativ geladenen Nichtmetallionen (Anionen) bestehen. Hier sind zehn Beispiele für typische Salze:

1. Natriumchlorid (NaCl): Gewöhnliches Kochsalz, das in der Küche verwendet wird.
2. Kaliumnitrat (KNO₃): Ein Salz, das in der Lebensmittelindustrie und als Düngemittel verwendet wird.
3. Calciumcarbonat (CaCO₃): Dieses Salz kommt in Kalkstein, Kreide und Marmor vor.
4. Eisen(II)-sulfat (FeSO₄): Ein Salz, das oft als Düngemittel und zur Wasserbehandlung verwendet wird.
5. Natriumcarbonat (Na₂CO₃): Auch bekannt als Soda, wird in der Glasproduktion und als Reinigungsmittel verwendet.
6. Natriumsulfat (Na₂SO₄): Ein Salz, das als Trocknungsmittel und in der Seifenherstellung verwendet wird.
7. Aluminiumoxid (Al₂O₃): Dieses Salz kommt in der Natur als Bauxit vor und wird zur Aluminiumgewinnung verwendet.
8. Ammoniumchlorid (NH₄Cl): Ein Salz, das in einigen Säure-Basen-Reaktionen und in der Medizin verwendet wird.
9. Natriumhydrogencarbonat (NaHCO₃): Auch bekannt als Natron, wird in Backpulver verwendet.
10. Kalziumchlorid (CaCl₂): Ein Salz, das als Festigungsmittel in Lebensmitteln und als Streusalz im Winter verwendet wird.

Diese Beispiele zeigen die Vielfalt der Salze, die in verschiedenen Bereichen wie Lebensmittelindustrie, Landwirtschaft, Chemie und Medizin Anwendung finden.
Kommentar: Die Namen inklusive der Salzformeln sind tadellos. Quintessenz: Das typische (aktuell) Erfinden von Fakten seitens chatgpt konnte nicht beobachtet werden. Ein Check mit anderen Quellen aber gut und wichtig.

Lösung:

1. NaCl: Natriumchlorid
2. F^– : Fluorid
3. SO2-4 : Sulfat
4. O^2- : Oxid
5. NaNO₃ : Natriumnitrat
6. Al₂O₃: Aluminiumoxid
7. FeO: Eisen(II)oxid
8. Fe₂O₃: Eisen(III)oxid
9. NaS: Natriumsulfid
10. C^4- : Carbid
11. CaO₂: Calciumoxid
12. NaHCO₃^–: Natriumhydrogencarbonat
13. Na₂SO₄: Natriumsulfat
14. NH₄⁺: Ammonium
15. PbS: Blei(II)-sulfid
16. Al₄C₃: Aluminiumcarbid
17. (NH₄)(NO₃): Ammoniumnitrat
18. AlBr₃ : Aluminiumbromid
19. Fe(NO₃)₃ : Eisen-III-nitrat
20. (NH₄)₂S : Ammoniumsulfid
21. Fe₃(PO₄)₂ : Eisen-II-phosphat
22. Fe(HPO₄) : Eisen-II-hydrogenphosphat
23. Fe(H₂PO₄)₃ : Eisen-III-dihydrogenphosphat
24. Fe₂(SO₄)₃ : Eisen-III-sulfat
25. Fe(HSO4)₂ : Eisen-II-hydrogensulfat

Lösung:

1. NaCl: Na⁺ / Cl^–
2. Al₂O₃: Al³⁺ / O^2-
3. MgO: Mg²⁺ / O^2-
4. KBr: K⁺ / Br^–
5. FeO: Fe²⁺ / O^2-
6. Fe₂O₃: Fe³⁺ / O^2-
7. Na₂O: Na⁺ / O^2-
8. CaO: Ca²⁺ / O^2-
9. (NH₄)₂HPO₄ : NH+4 / HPO2-4
10. Ca(H₂PO₄)₂ : Ca²⁺ / H₂PO–4
11. Fe(NO₃)₃ : Fe³⁺ / NO–3
12. Ba(ClO₃)₂ : Ba²⁺ / ClO–3
13. Ca(OH)₂: Ca²⁺ / OH^–
14. Ca₃(PO₄)₂ : Ca²⁺ / PO3-4
15. Zn(HCO₃)₂ : Zn²⁺ / HCO–3
16. LiCO₃ : Li⁺ / CO2-3
17. Na₂H₂P₂O₇ : Na⁺ / H₂P₂O2+7

Lösung:

1. Na + ½ Cl₂ –> NaCl
2. Mg + ½ O₂ –> MgO
3. K + ½ Br₂ –> KBr
4. 4·Al + 3·O₂ –> 2·Al₂O₃
5. Fe + ½ O₂ –> FeO
6. 2·Fe + 3/2·O₂ –> Fe₂O₃
7. 2·Na + ½ O₂ –> Na₂O
8. Ca + ½ O₂ –> CaO

Lösung:

Name des Salzes	Kation	Lewisformel des Anions	Salzformel
Natriumsulfat	Na+	SO2-4	Na2SO4
Kaliumnitrat	K+	NO–3	KNO3
Calciumphosphat	Ca2+	PO3-4	Ca3(PO4)2
Magnesiumcarbonat	Mg2+	CO2-3	MgCO3
Ammoniumchlorid	NH+4	Cl–	NH4Cl
Blei(II)-sulfid	Pb2+	S2-	PbS
Eisen(II)-oxid	Fe2+	O2-	FeO
Eisen(III)-oxid	Fe3+	O2-	Fe2O3
Aluminiumcarbid	Al3+	C4-	Al4C3
Kaliumpermanganat	K+	MnO–4	KMnO4
Natriumacetat	Na+	CH3COO–	NaCH3COO
Aluminiumoxid	Al3+	O2-	Al2O3

Lösung:

	Na+	NH+4	Fe2+	Mn2+	Al3+	Fe3+
Br–	NaBr	NH4Br	FeBr2	MnBr2	AlBr3	FeBr3
NO3–	NaNO3	(NH4)(NO3)	Fe(NO3)2	Mn(NO3)2	Al(NO3)3	Fe(NO3)3
H2PO4–	NaH2PO4	(NH4)(H2PO4)	Fe(H2PO4)2	Mn(H2PO4)2	Al(H2PO4)3	Fe(H2PO4)3
O2-	Na2O	(NH4)2O	FeO	MnO	Al2O3	Fe2O3
S2-	Na2S	(NH4)2S	FeS	MnS	Al2S3	Fe2S3
SO2-4	Na2SO4	(NH4)2(SO4)	FeSO4	MnSO4	Al2(SO4)3	Fe2(SO4)3
CO2-3	Na2CO3	(NH4)2(CO3)	FeCO3	MnCO3	Al2(CO3)3	Fe2(CO3)3
PO3-4	Na3PO4	(NH4)3PO4	Fe3(PO4)2	Mn3(PO4)2	AlPO4	FePO4

Lösung:

	Al3+	NH+4	Fe2+	Fe3+	Na+	Mn2+
O2-	Al2O3	(NH4)2O	FeO	Fe2O3	Na2O	MnO
Br–	AlBr3	NH4Br	FeBr2	FeBr3	NaBr	MnBr2
S2-	Al2S3	(NH4)2S	FeS	Fe2S3	Na2S	MnS
NO3–	Al(NO3)3	(NH4)(NO3)	Fe(NO3)2	Fe(NO3)3	NaNO3	Mn(NO3)2
SO2-4	Al2(SO4)3	(NH4)2(SO4)	FeSO4	Fe2(SO4)3	Na2SO4	MnSO4
H2PO4–	Al(H2PO4)3	(NH4)(H2PO4)	Fe(H2PO4)2	Fe(H2PO4)3	NaH2PO4	Mn(H2PO4)2
CO2-3	Al2(CO3)3	(NH4)2(CO3)	FeCO3	Fe2(CO3)3	Na2CO3	MnCO3
PO3-4	AlPO4	(NH4)3PO4	Fe3(PO4)2	FePO4	Na3PO4	Mn3(PO4)2

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