Chemie (Fach) / Laborübungen (Lektion)

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• Endotherme Reaktion positive Lösungsenthalpie; TE < TA → ΔT=negativ (ΔT= TE - TA ) z.B.: KNO3 lösen in H2O: Beim Auflösen von KNO3 in Wasser wird Energie verbraucht und noch mehr benötigt um das Kristallgitter aufzubrechen (→ Gitterenergie). Die Hydratisierungsenergie (=Solvatationsenergie) ist kleiner als die Gitterenergie, dies kann man auch an der Temperaturänderung erkennen:TE=19,4°C, TA=20,9°C → ΔT=-1,5°C
• Exotherme Reaktion: negative Lösungsenthalpie; TE > TA  ΔT=positiv (ΔT= TE - TA )z.B.: KOH lösen in H2O: Beim Auflösen von KOH in Wasser ist die Energie, die freigesetzt wird, größer als die Energie die benötigt wird um das Kristallgitter aufzubrechen. Außerdem sind starke Wechselwirkungen zwischen den freigesetzten Ionen (positive Partialladung und negative Partialladung) im Gange. Die überschüssige Energie wird in Form von Wärme abgegeben, das Wasser erwärmt sich. Es ergeben sich daher folgende Werte:TE=23,3°C, TA=21,2°C  ΔT=+2,1°C
• BaCl2 + 2NaOH →Ba(OH)2 + 2NaCl weißer NS (langsam)
• Al(NO3)3 + 3NaOH →Al(OH)3 + Na3(NO3)3 weißer NS; Im NaOH-Überschuss Auflösung [Al(OH)4]
• Pb(NO3)2 + 2NaOH Pb(OH)2 + 2NaNO3 weißer NS; Im NaOH-Überschuss Auflösung [Pb(OH)4]
• 2AgNO3 + NaOH →Ag2O + NaNO3 + HNO3 braun-schwarzer NS
• Pb(NO3)2 + 2NaCl →Pb(Cl)2 + Na2(NO3)2 weißer NS
• Al(NO3)3 + 3NaCl →Al(Cl)3 + Na3(NO3)3 weißer NS
• BaCl2 + Na2SO4 BaSO4 + Na2Cl2 weißer NS
• Pb(NO3)2 + Na2SO4 →PbSO4 + Na2(NO3)2 weißer NS
• 2AgNO3 + Na2SO4 Ag2SO4 + Na2(NO3)2 weißer NS
• 2Al(NO3)3 + K2CrO4 Al2(CrO4)3 + ? gelber NS
• 2AgNO3 + K2CrO4 →Ag2CrO4↓ + K2(NO3)2 roter NS
• BaCl2 + K2CrO4 →BaCrO4↓ + K2Cl2 gelber NS
• Komplexe: entstehen durch Vereinigung von mehreren chem. Beständigen Komponenten2 oder mehrere gelöste Komponente treten zu einer größeren (komplexeren) Einheit
• Starke Komplexe: dissoziieren sehr wenig in ihre Bestandteile; reagieren wegen geringer Dissoziation nicht für ihre Komponenten typisch→ sondern auf neue Art und Weise
• Schwache Komplexe stehen mit großem Anteil freier Bestandteile im Gleichgewicht
• Dissoziation angeregter/selbstständiger Vorgang der Teilung einer chem. Verbindung in ein oder mehrere Moleküle, Atome oder Ionen
• Ligand: Molekül oder Ion, das über ein Elektronenpaar verfügt, mit dem es sich an ein Zentralatom bindet und einen Komplex bildet
• Zähnigkeit Die Zahl der Stellen, mit denen ein Ligand sin ach ein Metallion binden kann
• Zentralatom: Atom oder Ion im Mittelpunkt eines Komplexes, an das Liganden gebunden sind.
• Koordinationszahl Die Anzahl der nächsten Nachbarionen um ein Ion in einem Ionenkristall oder die Anzahl der an ein Zentralatom direkt gebundenen Atome
• Cu-Blech mit AgNO3 Lösung färbt sich bläulich, am Cu-Blech: feine silbrige Kristallbildung
• Cu-Blech mit Hg(NO3)2 Lösung färbt sich bläulich, Quecksilber spiegel am Cu
• Zn-Blech mit HCl Gasbildung, Zn-Blech: dünkler
• Zn-Blech mit SnCl2 Abscheidung auf Zn zuerst schwarz, dann: schwammartig aufgehen (silber)
• Zn-Blech mit SbCl3 Abscheidung in schwarz, Gasbildung; Lösung wird farblos
• Zn-Blech mit Cu(NO3)2 Lösung wird von türkis zu grün, Zn-Blech: schwarz
• Zn-Blech mit AgNO3 Kristllbildung→ Zerfällt→ NS; Zn-Blech: braun
• Zn-Blech mit Hg(NO3)2 Quecksilberspiegel, LEICHTE Gasbildung
• FeSO4 mit H2O2 Gelbl. Färbung d. Lsg
• FeSO4 (mit H2O2) mit KSCN Rotbraune Lsg
• KI mit H2O2 rot Gelb. Färbung d. Lsg
• KI (mit H2O2) mit CHCl3 2 Phasen (o.: gelb, u.: rosa)bleibt rot spaltet sich auf
• KMnO4 mit H2O2 Wird farblosviolett
• KMnO4 mit Na2SO3 Wird farblos
• KMnO4 mit FeSO4 Wird farblos
• KMnO4 (mit FeSO4) mit KSCN rotbraune Lsg
• KMnO4 [(mit FeSO4) mit KSCN] mit Na2SO3 Orangebraune Lsgwird heller/gelblich
• KMnO4 mit KI Orange Färbung d. Lsg
• KMnO4 (mit KI) mit CHCl3 2 Phasen (o.: orange, u.: rosa)orange/violett
• KMnO4 [(mit KI) mit CHCl3] mit Na2SO3 2 Phasen (o.: farblos, u.: rosa) farblos/farblos
• Nernstsche Gleichung Ex,1= RT/zF * ln(cx/c1) =[V] z… Anzahl der übertragenen Elektronen z=1R… Allg. Gaskonstante R=8,3145 J K-1 mol-1F… Faraday Kosntante F=96 485 C mol-1T… Temperatur in K 0°C = 273,15 Kc… Konzentration der Ag+-Ionen
• Säuren Basen (Nach Arrhenius): Säuren = Verbindungen, die in wässrigen Lösungen dissoziieren und H3O+ (vereinfacht geschrieben H+) bildenBasen = bilden ein Kation und ein Hydroxid-Anion (OH-)
• Säuren Basen (Nach Brönstedt): Säuren = Verindungen, die Protonen abgeben können (=Protonendonatoren)Basen = Verbindungen, die Protonen aufnehmen können (=Protonenakzeptoren)
• pH-Wert: negative dekadische Logartihmus der H3O+-Ionen-Konzentration [H3O+].
• pOH-Wert: negative dekadische Logarithmus der OH--Ionen-Konzentration
• Salze von starken Basen mit starken Säuren beeinflussen den pH-Wert nicht pH = 7
• Salze von starken Basen mit schwachen Säuren ergeben eine basische Lösung  pH > 7
• Salze von schwachen Basen mit starken Säuren ergeben saure Lösung  pH < 7

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