1.1 Womit befasst sich die Chemie?

1.2 Was versteht man unter dem Begriff „Stoff“?

1.3 Was sind homogene Stoffe?

1.4 Was sind heterogene Stoffe?

1.5 Was bezeichnet man als Phase?

1.6 Was sind Substanzen?

1.7 Was versteht man unter stofflichen Umsetzungen oder chemischen Reaktionen?

1.8 In welchen Teilen der Atome ereignen sich Veränderungen bei chemischen Reaktionen?

1.9 Von welcher Größenordnung sind a) Atomdurchmesser, b) Atomkerndurchmesser?

1.10 Welche Elementarteilchen enthält a) die Atomhülle, b) der Atomkern? Welches Vorzeichen haben die elektrischen Ladungen der Elementarteilchen?

1.11 Was sind chemische Elemente und wie werden sie gekennzeichnet?

1.12 Nennen Sie die chemischen Symbole für die Elemente Wasserstoff, Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff, Schwefel, Chlor, Natrium, Kalium, Calcium, Eisen, Silber und Quecksilber!

1.13 Was bedeutet die Massenzahl eines Atoms und wie wird sie gekennzeichnet?

1.14 Was zeigt die Kernladungszahl (Ordnungszahl) an und wie wird sie gekennzeichnet?

1.15 Was sind Isotope?

1.16 Wie viele Neutronen haben die Uranisotope?

1.17 Wie heißen die Isotope des Wasserstoffs und wie werden sie gekennzeichnet?

1.18 Worin müssen die Atome einer Nuklidart übereinstimmen?

1.19 Wie viele Elektronen kann die erste Elektronenschale (K-Schale) maximal haben?

1.20 Wie viele Elektronen kann ab der zweiten Elektronenschale (L-Schale) die jeweils äußerste Elektronenschale maximal enthalten?

1.21 In welchem Atommodell werden die Elektronen als um den Kern (wie Planeten um die Sonne) kreisende Teilchen dargestellt?

1.22 Was besagt die Heisenberg’sche Unschärferelation?

1.23 Was besagt die Schrödinger-Gleichung?

1.24 Welchen Dualismus kann man bei Elektronen feststellen?

1.25 Was bezeichnet die Hauptquantenzahl n im Atom?

1.26 Wie bezeichnet man die innerste Elektronenschale (erste Schale) im Atom? Wie die zweite, dritte und vierte Schale?

1.27 Was gibt die Nebenquantenzahl l an?

1.28 Welche Gestalt haben s-, welche p-, d- und f-Orbitale?

1.29 Geben Sie die Elektronenanordnung der Elemente Sauerstoff, Calcium, Kupfer und Brom an!

1.30 Wie heißen die vier Quantenzahlen?

1.31 Was besagt das Pauli-Prinzip?

1.32 Was besagt die Hund’sche Regel?

1.33 Was versteht man unter dem Begriff „Edelgaskonfiguration“?

1.34 Wie bezeichnet man die waagerechten Zeilen im Periodensystem der Elemente? Wie nennt man die senkrechten Spalten?

1.35 Im Periodensystem: Wo stehen die Metalle, wo die Nichtmetalle? Wie verläuft die Grenze zwischen beiden?

1.36 Was sind Hauptgruppenelemente, Nebengruppenelemente, was Lanthanoide und Actinoide? Was versteht man unter inneren und äußeren Übergangselementen?

1.37 Welche Gruppenbezeichnungen kennen Sie für die Elemente der ersten, zweiten, sechsten, siebten und achten Hauptgruppe?

1.38 Was sind Ionen, was Kationen, was Anionen?

1.39 Was versteht man unter dem Begriff „Elektronegativität“?

1.40 Wie ändern sich die Ionisierungsenergie, die Elektronegativität, die Atomund Ionendurchmesser und der metallische Charakter mit der Lage der Elemente im Periodensystem?

2.1 Wie heißen die drei Arten der chemischen Bindung und wie die drei Arten der zwischenmolekularen Wechselwirkungen?

2.2 Was versteht man unter einem Molekül?

2.3 Was bedeutet in der Elektronenformel ein Punkt bzw. ein Strich am Elementsymbol?

2.4 Was bedeutet die in einer chemischen Gleichung vor einer chemischen Formel stehende Zahl, was die schräg unten rechts am Elementsymbol geschriebene Zahl?

2.5 Wie entsteht eine σ-Bindung? Welche Elektronenorbitale können σ-Bindungen eingehen?

2.6 Wie kommt eine π-Bindung zustande?

2.7 Was ist eine chemische Verbindung?

2.8 Aus welchen Bindungsarten sind Doppelbindungen, aus welchen Dreifachbindungen aufgebaut?

2.9 Wie entsteht eine Ionenbindung?

2.10 Was sind Salze?

2.11 Was versteht man unter Kristallhydraten?

2.12 Welches Vorzeichen und welche Ladungszahl haben Alkalimetallionen, Erdalkalimetallionen und Halogenionen in Ionenverbindungen?

2.13 Wie erklärt das Elektronengasmodell die metallische Bindung und die elektrische Leitfähigkeit der Metalle?

2.14 Geben Sie bei den folgenden Stoffen jeweils den Typ der chemischen Bindung an (unpolare/polare Atombindung, Ionenbindung, Metallbindung)! Verwenden Sie hierzu die in Tab. 1.8 aufgeführten Elektronegativitäten! KCl, Ti, HCl, N₂, H₂O, Ba, CaCl₂, CO, Cl₂, MgO.

2.15 Wie entsteht ein Dipolmolekül? Geben Sie jeweils Beispiele für ein zwei-und dreiatomiges Molekül an! Wie kann man den Dipolcharakter eines Moleküls in einer chemischen Formel ausdrücken?

2.16 Was versteht man unter

• a) Ion-Dipol-Wechselwirkung
• b) Dipol-Dipol-Wechselwirkung
• c) Van-der-Waals-Kräften
• d) Wasserstoffbrücken?

Nennen Sie jeweils ein Beispiel für Moleküle, bei denen die Wechselwirkung auftritt!

2.17 Geben Sie bei den folgenden Elementpaaren jeweils an, welche Art der Bindung – unpolare Atombindung, polare Atombindung oder Ionenbindung – vorliegt, und begründen Sie Ihre Entscheidung.

• a) K und Br
• b) H und S
• c) N und N
• d) P und Cl
• e) C und S
• f) Si und Cl

Verwenden Sie hierzu die in Tab. 1.8 aufgeführten Elektronegativitäten.

2.18 Ordnen Sie die folgenden Bindungen nach zunehmender Polarität und geben Sie die Begründung dafür an.

Welches Atom trägt jeweils die negative Partialladung?

2.19 Welche der folgenden Bindungen sind stärker polar und warum?

• a) N–H oder P–H
• b) C–O oder C–S
• c) N–Cl oder N–Br
• d) S–Cl oder S–F

2.20 Geben Sie an, bei welchen der folgenden Verbindungen es sich um polare Moleküle handelt und begründen Sie Ihre Wahl: CS₂ (linear), CF₄ (tetraedrisch), H₂S (gewinkelt), PH₃ (pyramidal), SCO(linear). Die jeweilige Molekülstruktur ist in Klammern angegeben.

2.21 Geben Sie für die folgenden Moleküle alle intermolekularen Wechselwirkungen an und begründen Sie Ihre Antwort:

2.22 Erklären Sie anhand der zwischenmolekularen Wechselwirkungen folgende Beobachtungen:

• a) die Verdampfungswärme von Neon ist niedriger als die von Xenon,
• b) der Siedepunkt von HF liegt viel höher als der von HCl und HBr,
• c) der Schmelzpunkt von Cl₂ ist niedriger als der von I₂,
• d) CH₄ ist bei Raumtemperatur und 1 bar gasförmig, CCl₄ ist eine Flüssigkeit, während CBr₄ ein Feststoff ist.

2.23 Bei welchen Molekülen treten Wasserstoffbrücken-Wechselwirkungen auf und warum?

2.24 Ordnen Sie folgende Stoffe – von links nach rechts – nach steigendem Siedepunkt und begründen Sie Ihre Entscheidung: NaF, O₂, HCl, He, HF.

2.25 Erklären Sie anhand der zwischenmolekularen Wechselwirkungen, warum die Siedepunkte der Halogenwasserstoffe in der Reihenfolge HCl, HBr, HI ansteigen, obwohl die Unterschiede in der Elektronegativität zwischen H und den Halogenen in dieser Reihenfolge geringer werden!

2.26 Warum hat Ethanol C₂H₅OH eine niedrigere Viskosität als Ethylenglykol C₂H₄(OH)₂?

2.27 Welche der folgenden Substanzen hat jeweils die höhere Siedetemperatur? Begründen Sie Ihre Antwort!

• a) H₂S oder H₂O
• b) KCl oder CH₃Cl
• c) C₂H₅OH oder CH₃OCH₃
• d) CH₄ oder C₄H₁₀

2.28 Erklären Sie die folgenden Eigenschaften mithilfe der jeweils auftretenden zwischenmolekularen Wechselwirkungen. Bei 20 °C und 1 bar Druck gilt folgendes:

• KCl ist ein Feststoff,
• PCl₃ ist eine Flüssigkeit,
• Cl₂ liegt gasförmig vor.

2.29 Erläutern und begründen Sie die folgenden Stoffeigenschaften:

• a) Der Siedepunkt von NH₃ beträgt –33 °C, während der von NF₃ bei –129 °C liegt (jeweils bei 1 bar).
• b) Der Dampfdruck von Methanol (CH₃OH) ist größer als der von Wasser.
• c) Es tritt folgende Reihenfolge der Schmelzpunkte auf: I₂ > IBr > ICl.
• d) Der Siedepunkt von SO₂ beträgt bei 1 bar –10 °C und SO₂ wird im elektrischen Feld abgelenkt. Die Sublimationstemperatur von CO₂ bei 1 bar beträgt –79 °C und es wird nicht im elektrischen Feld abgelenkt.

2.30 Ordnen Sie die Siedepunkte (bei 1 bar) –48; –42; 97; 118; 290 °C den folgenden Stoffen 1-Propanol C₃H₇OH, Propan C₃H₈, Propantriol (Glycerin) C₃H₅(OH)₃, Propen C₃H₆, 1-Butanol C₄H₉OH zu und begründen Sie Ihre Entscheidung.

2.31 Warum besitzt H₂O einen höheren Schmelzpunkt (0°C) als HF (–83 °C), obwohl die HF-Bindung stärker polar als die H–O-Bindung ist (∆EN = 1,9 im Vergleich zu ∆EN = 1,4)?

2.32 Was besagen die Gesetze von den konstanten und multiplen Proportionen?

2.33 Was versteht man unter der relativen Atommasse, was unter der relativen Molekülmasse?

2.34 Warum kommt es bei den Zahlenwerten der relativen Atommassen von vielen Elementen zu erheblichen Abweichungen von den ganzzahligen Werten?

2.35 Was ist ein Mol?

2.36 Berechnen Sie die molare Masse folgender Verbindungen: CH₄, SO₂, CaCl₂ und CuSO₄!

2.37 Welche Größenordnung hat die Avogadro-Konstante?

2.38 Wie viele Atome sind in einem Würfel aus Kupfer (Dichte: d = 8,92 g/cm³) mit der Kantenlänge 1 cm enthalten?

3.1 Aus einem Drucktank, gefüllt mit Stickstoff (25 bar, 250 l, 20 °C), wird Gas entnommen. Dabei sinken Druck und Temperatur auf 20 bar und 15 °C. Berechnen Sie die Masse an entnommenem Stickstoff.

3.2 Welche Auswirkungen haben die zwischenmolekularen Wechselwirkungen auf den Aggregatzustand eines Stoffes bei Raumtemperatur?

3.3 Was sind die modellmäßigen Grundlagen des idealen Gases? Unter welchen Bedingungen sind diese Annahmen bei Gasen annähernd erfüllt?

3.4 Eine Gasflasche mit Sauerstoff hat bei 20 °C einen Druck von 200 bar. Wie groß ist der Druck bei 35 °C (Annahme: Sauerstoff = ideales Gas)?

3.5 Zum Betrieb eines Personenbusses mit Brennstoffzellen (siehe Abschn. 10.3.3 im Lehrbuch) sind im Dach sieben mit Wasserstoff gefüllte Hochdruckbehälter angebracht (Volumen jeweils V = 150 l, Druck p = 300 bar). Wie groß ist die gespeicherte Wasserstoffmenge in kg (Annahme: Wasserstoff = ideales Gas; T =25°C)?

3.6 Für einen Heißluftballon findet man folgende Angaben: Volumen V = 4250 m³, Leergewicht m_L = 288 kg, Temperatur der Heißluft T_H = 105 °C, maximale Tragfähigkeit m_T = 912 kg. Überprüfen Sie die Angabe der Tragfähigkeit durch eine theoretische Abschätzung bei Umgebungsbedingungen von 20 °C und 1 bar (Annahme: ideale Gase).

3.7 Was besagt das Gesetz von Avogadro?

3.8 Welche Einflussgrößen muss man bei einem realen Gas berücksichtigen?

3.9 Was versteht man unter dem Joule-Thomson-Effekt?

3.10 Was ist die kritische Temperatur, was der kritische Druck eines Gases?

3.11 Wodurch unterscheiden sich Flüssigkeiten und Schmelzen von festen Stoffen?

3.12 Was versteht man unter Anisotropie?

3.13 Welche Gittertypen hat das kubische Kristallsystem?

3.14 Was gibt die Gitterenergie eines Ionenkristalls an, und welche Stoffeigenschaften werden durch sie bestimmt?

3.15 Welche Struktur haben amorphe Feststoffe?

3.16 Was versteht man unter homogenen, was unter heterogenen Mischungen?

3.17 Wo muss man Raumentlüftungen anbringen, wenn man mit diesen die folgenden Gase oder Dämpfe durch Absaugen aus den Räumen entfernen will: H₂ (Wasserstoffgas); CH₄ (Methan, Erdgas); Cl₂ (Chlorgas); CO₂ (Kohlendioxid); C₃H₈ (Propan); C₄H₁₀ (Butan)?

3.18 Was sind physikalische Gemenge?

3.19 Was sind Emulsionen, was Suspensionen?

3.20 Was sind kolloide Lösungen oder Dispersionen?

3.21 Woran kann man kolloide Lösungen erkennen?

3.22 Welche der folgenden Stoffe sollten vermutlich gut, welche schlecht in Wasser löslich sein (begründen Sie Ihre Entscheidung): CH₃OH, C₂H₆, NaF, HCl, O₂?

3.23 Welche der folgenden Stoffe sollten vermutlich besser in Wasser, welche besser in Benzin löslich sein: Br₂, CH₄, KCl, HCl, I₂, NH₃? Begründen Sie Ihre Entscheidung!

3.24 Erklären Sie folgende Beobachtungen:

• a) Ethanol C₂H₅OH ist mit Wasser mischbar, während Pentanol C₅H₁₁OH in Wasser nur noch sehr wenig löslich ist.
• b) I₂ löst sich besser in Ethanol als in Wasser.

3.25 Was versteht man unter dem Stoffmengengehalt?

3.26 Was bedeutet die Gehaltsangabe ppm?

3.27 Welche Massenkonzentration hat eine Kupfersulfatlösung (CuSO₄) mit einer Stoffmengenkonzentration von 1 mol/l?

3.28 Die Atmosphäre hat einen CO₂-Gehalt von etwa 400 ppm. Wie groß ist die Massenkonzentration in (mg/m³)?

3.29 Was gibt die Molalität an?

3.30 250 ml einer Kochsalzlösung der Konzentration 90 g/l soll auf eine Konzentration von 50 g/l verdünnt werden. Wie viel Wasser ist zuzugeben?

3.31 Konzentrierte wässrige Salzsäure hat einen Massengehalt von 38 % (Dichte: ρ = 1,19 g/cm³). Berechnen Sie a) die Stoffmengenkonzentration und b) die Molalität!

3.32 Was versteht man unter Diffusion, was unter Osmose? Was ist umgekehrte Osmose (Umkehrosmose)?

3.33 Wovon hängt der osmotische Druck ab, wovon ist er im idealen Fall unabhängig?

3.34 Eine Menge von 0,25 g Insulin werden zur Bestimmung der Molmasse in 0,5 l Wasser gelöst und der osmotische Druck in einer Pfeffer’schen Zelle bestimmt. Bei 20 °C wird ein osmotischer Druck von 210 Pa gemessen. Berechnen Sie die Molmasse des Insulinmoleküls!

3.35 Berechnen Sie jeweils den osmotischen Druck folgender wässriger Lösungen (bei 25 °C):

• a) 5 g/l Glucose (C₆H₁₂O₆),
• b) 5 g/l CaCl₂.

3.36 Zwei Salzlösungen sind durch eine semipermeable Membran in einem U-Rohr getrennt. Eine Lösung enthält 65 g/l NaCl, die andere 90 g/l Na₂SO₄.

• a) Was passiert im drucklosen Zustand?
• b) Welchen Druck müsste man auf welcher Seite des U-Rohrs ausüben, damit beide Flüssigkeitsspiegel auf gleiche Höhe kommen?

Dichteunterschiede zwischen beiden Salzlösungen sind zu vernachlässigen.

3.37 Wie kann man hydratisierte Ionen als Aquakomplexe kennzeichnen?

3.38 Wodurch ist zu erklären, dass bestimmte Salze beim Lösen in Wasser zur Erwärmung führen, andere zur Temperaturerniedrigung? Warum lösen sich manche Salze nicht in Wasser?

3.39 Was versteht man unter Entropie?

3.40 Wann können Naturvorgänge, speziell auch chemische Reaktionen, freiwillig ablaufen?

3.41 Was versteht man unter der freien Enthalpie und durch welche Gleichung hängt diese von der Enthalpie und Entropie ab?

3.42 Was sind exergonische, was endergonische Vorgänge?

3.43 Warum kann ein Bergsteiger auf der Spitze des Mount Everest typischerweise kein frisch bereitetes hart gekochtes Frühstücksei genießen?

3.44 Was versteht man unter einem dynamischen Gleichgewicht? Wie groß ist bei diesem die Änderung der freien Enthalpie ∆G?

3.45 Was versteht man unter der Schmelzenthalpie, was gibt die Verdampfungsenthalpie an?

3.46 Wie bezeichnet man den Übergang eines festen Stoffes unmittelbar in die Gasphase? Was versteht man unter der Gefriertrocknung?

3.47 Wie lautet die Gibbs’sche Phasenregel?

3.48 Wie viel Freiheiten hat man, Zustandsvariablen zu verändern:

• a) in einem Einstoff system beim Vorliegen von zwei Phasen bzw. von einer Phase,
• b) in einem Zweistoffsystem beim Vorliegen von drei Phasen?

3.49 Erklären Sie das Prinzip eines Dampfkochtopfs!

3.50 Was versteht man unter „Gefriertrocknung“?

3.51 Schmilzt das Eis, gefriert das Wasser oder ändert sich nichts, wenn man ein Zweiphasensystem aus Eis und Wasser bei 0 °C unter hohen Druck setzt?

3.52 Welche Salz-Eis-Kältemischungen kennen Sie? Welche Temperaturen kann man damit größenordnungsmäßig erzeugen?

3.53 Welcher Vorgang führt bei der technischen Kälteerzeugung zur Entstehung der gewünschten tiefen Temperaturen?

3.54 Welches Kältemittel wird in Großkältemaschinen verwendet? Aus welchem Grund? Welche Kältemittel verwendet man in mittleren und kleinen Kältemaschinen?

3.55 Welche vier Umwandlungsstufen durchläuft das Kältemittel in einer Kompressionskältemaschine?

3.56 Wozu verwendet man Wärmepumpen?

3.57 Welchen Zweck verfolgt man beim Destillieren, und welche Vorgänge spielen sich dabei ab?

3.58 Was ist eine fraktionierte Destillation?

3.59 Wozu dienen Rektifizierkolonnen?

3.60 Welche Arten von Böden werden in Kolonnen verwendet?

3.61 Wodurch kann man die Trennwirkung von Füllkörperkolonnen kennzeichnen?

4.1 Was versteht man unter stöchiometrischen Berechnungen?

4.2 Was sind exotherme, was endotherme Reaktionen?

4.3 Welche Bedeutung hat die Aktivierungsenergie beim Zustandekommen chemischer Reaktionen?

4.4 Was versteht man bei Reaktionen unter „Enthalpie“, was unter der „inneren Energie“?

4.5 Was ist ein Katalysator, was ein Inhibitor?

4.6 Was bezeichnet man als Katalysatorgifte? Nennen Sie ein Beispiel!

4.7 Was bedeutet es, wenn ein Stoff in einem metastabilen Zustand vorliegt?

4.8 Erklären Sie den Unterschied zwischen homogener und heterogener Katalyse!

4.9 Bei einem PKW soll die gesamte Tankfüllung an Benzin (60 l) vollständig verbrannt werden (Annahme: Benzin – ein Gemisch aus sehr vielen Kohlenwasserstoffen – bestehe nur aus Oktan C₈H₁₈, Dichte von Oktan d = 0,7 g/cm³):