write some exercises

UFO-PVK-Skript_Chemie-AC.loe

@@ -5,5 +5,8 @@
 \contentsline {exercise}{{\"U}bung\ 5:\ {Orbitalgrössen}\hspace {.66em}}{5}{Exercise.5}%
 \contentsline {exercise}{{\"U}bung\ 6:\ {Hauptquantenzahl}\hspace {.66em}}{5}{Exercise.6}%
 \contentsline {exercise}{{\"U}bung\ 7:\ {Bindungsarten}\hspace {.66em}}{6}{Exercise.7}%
-\contentsline {exercise}{{\"U}bung\ 8:\ {VSEPR}\hspace {.66em}}{12}{Exercise.8}%
-\contentsline {exercise}{{\"U}bung\ 9:\ {Licht}\hspace {.66em}}{18}{Exercise.9}%
+\contentsline {exercise}{{\"U}bung\ 8:\ {Oxidationszahlen}\hspace {.66em}}{8}{Exercise.8}%
+\contentsline {exercise}{{\"U}bung\ 9:\ {Oxidationszahlen, Formalladungen \& Resonanz}\hspace {.66em}}{10}{Exercise.9}%
+\contentsline {exercise}{{\"U}bung\ 10:\ {Molekülorbitale}\hspace {.66em}}{12}{Exercise.10}%
+\contentsline {exercise}{{\"U}bung\ 11:\ {VSEPR}\hspace {.66em}}{13}{Exercise.11}%
+\contentsline {exercise}{{\"U}bung\ 12:\ {Licht}\hspace {.66em}}{19}{Exercise.12}%

UFO-PVK-Skript_Chemie-AC.tex

@@ -18,15 +18,17 @@
 % left-aligned exercise title
 \renewcommand{\ExerciseHeader}{\textbf{\large\ExerciseName\ \ExerciseHeaderNB\ExerciseHeaderTitle\ExerciseHeaderOrigin}\par\medskip}
 
-% there is a bug in the exercise package which prints a 't' in the talbeofexample. this fixes that.
-\makeatletter\renewcommand{\@@@ExeEnv}{%
+% there is a bug in the exercise package which prints a 't' in the tableofexample. this fixes that.
+\makeatletter
+\renewcommand{\@@@ExeEnv}{%
     \pagebreak[1]\vskip\ExerciseSkipBefore
     \@QuestionLevel1
     \refstepExecounter
     \begingroup\@getExerciseInfo\ExerciseHeader
     \addcontentsline{\ext@exercise}{\toc@exercise}{\ExerciseName\
         \theExercise:\ \expandafter{\ExerciseTitle}\hspace{.66em}}
-    \endgroup\AtBeginExercise}\makeatother
+    \endgroup\AtBeginExercise}
+\makeatother
 
 %\setchemfig{cram width=0.5ex}
 
@@ -55,7 +57,9 @@
 \listofexercises
 
   \vspace*{1.2cm} \noindent \textbf{Disclaimer:} %really change this word m8
- Dieses Skript und alle weiteren Unterlagen von diesem Pr\"ufungs Vorbereitungs Kurs sind keine offiziellen Unterlagen und haben keinen Anspruch auf Richtigkeit oder Vollst\"andigkeit.
+ Dieses Skript und alle weiteren Unterlagen von diesem Pr\"ufungs Vorbereitungs Kurs sind keine offiziellen Unterlagen und haben keinen Anspruch auf Richtigkeit oder Vollst\"andigkeit.\par\bigskip
+
+Dieses Dokument und alle zugehörigen Unterlagen sind auf \url{https://gitlab.ethz.ch/schochal/ufo-pvk-chemie-ac.git} verfügbar. Kritik ist jederzeit willkommen (mittels \enquote{Issues}).
  
  
 \vspace*{\fill} \begin{flushleft}
@@ -523,6 +527,103 @@ Tipps:
 \end{mdframed}
 \end{figure}
 
+\begin{Exercise}[label={ex:oxidationszahlen}, title={Oxidationszahlen}]
+	Bestimmen Sie die Oxidationszahl aller Atome in den folgenden Verbindungen.	Falls Formalladungen auftreten, zeichnen Sie diese ein!
+	\begin{figure}[H]
+		\begin{mdframed}
+			\begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
+				\centering
+				\chemfig{
+					P
+					(=[2]O)
+					(-[:-150]HO)
+					(-[:-15]OH)
+					(-[:-60]OH)
+				}
+				\caption{Phosphorsäure}
+			\end{subfigure}
+			\begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
+				\centering
+				\schemestart
+					\chemleft[
+					\chemfig{
+						Mn
+						(-[2,,,,rddbond]O)
+						(-[:-150,,,,rddbond]O)
+						(-[:-15,,,,rddbond]O)
+						(-[:-60,,,,rddbond]O)
+					}
+					\chemright]
+					\chemmove{\node[] at (0pt,35pt) {\footnotesize $-$};}
+				\schemestop
+				\caption{Permanganat}
+			\end{subfigure}
+			\begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
+				\centering
+				\chemfig{
+					N
+					(-[:120]H)
+					(-[:-165]H)
+					(-[:-120]H)
+					-B
+					(-[:60]H)
+					(-[:-15]H)
+					(-[:-60]H)
+				}
+				\caption{Amminboran}
+			\end{subfigure}
+		\end{mdframed}
+	\end{figure}
+	Lösung: \ref{\ExerciseLabel-Answer}
+\end{Exercise}
+
+\begin{Answer}[ref={ex:oxidationszahlen}]
+	\begin{figure}[H]
+		\begin{mdframed}
+			\begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
+				\centering
+				\chemfig{
+					P(!{ox}{+}{V}{6})
+					(=[2]O(!{ox}{-}{II}{2}))
+					(-[:-150]O(!{ox}{-}{II}{6})-[::-60,.7]H(!{ox}{+}{I}{6}))
+					(-[:-15]O(!{ox}{-}{II}{2})-[::60,.7]H(!{ox}{+}{I}{2}))
+					(-[:-60]O(!{ox}{-}{II}{6})-[::60,.7]H(!{ox}{+}{I}{6}))
+				}
+				\caption{Phosphorsäure}
+			\end{subfigure}
+			\begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
+				\centering
+				\schemestart
+					\chemleft[
+					\chemfig{
+						Mn(!{ox}{+}{VII}{3})
+						(-[2,,,,rddbond]O(!{ox}{-}{II}{2}))
+						(-[:-150,,,,rddbond]O(!{ox}{-}{II}{6}))
+						(-[:-15,,,,rddbond]O(!{ox}{-}{II}{6}))
+						(-[:-60,,,,rddbond]O(!{ox}{-}{II}{6}))
+					}
+					\chemright]
+					\chemmove{\node[] at (0pt,40pt) {\footnotesize $-$};}
+				\schemestop
+				\caption{Permanganat}
+			\end{subfigure}
+			\begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
+				\centering
+				\chemfig{
+					N(-[:60,.4,,,draw=none]\oplus)(!{ox}{-}{III}{:-80})
+					(-[:120]H(!{ox}{+}{I}{6}))
+					(-[:-165]H(!{ox}{+}{I}{6}))
+					(-[:-120]H(!{ox}{+}{I}{6}))
+					-B(-[:120,.4,,,draw=none]\ominus)(!{ox}{+}{III}{:-100})
+					(-[:60]H(!{ox}{-}{I}{6}))
+					(-[:-15]H(!{ox}{-}{I}{6}))
+					(-[:-60]H(!{ox}{-}{I}{6}))
+				}
+				\caption{Amminboran}
+			\end{subfigure}
+		\end{mdframed}
+	\end{figure}
+\end{Answer}
 \subsection{Formalladungen}
 
 Während für die Bestimmung der Oxidationszahlen beide Bindungselektronen dem \textit{elektronegativeren Atom} zugeordnet werden, werden für Formalladungen alle Bindungen \textit{homolytisch} (\enquote{in der Mitte}) gespalten. Falls sich die Valenzelektronenzahl im Grundzustand und nach der homolytischen Spaltung unterscheiden, tritt eine Formalladung auf.
@@ -645,11 +746,111 @@ Am folgenden Beispiel soll anhand von Chlorsäure (\ce{HClO3}) und Chloriger Sä
 \end{mdframed}
 \end{figure}
 
-%TODO: Add some exercises for this section such as: 
-\cmt{Zeichnen Sie die folgenden Moleküle in Lewis-Struktur, zeichen sie Formalladungen ein und geben sie die Oxidationszahlen für die fett geschriebenen Atomen an. Falls Resonanz vorhanden ist, geben sie die mesomeren Grenzstrukturen an. Welche Moleküle sind isoelektronisch?\\
-	1) \ce{\textbf{N}O2+}, 2) \ce{O3}, 3) \ce{C\textbf{O}2}, 4) \ce{H3\textbf{P}O4}, 5) \ce{[\textbf{Si}O2]_n}, 6) \ce{[C\textbf{N}2]^2-}, 7) \ce{\textbf{Cl}O2}, 8) \ce{\textbf{N}2H4}
-}
-%TODO: Make the solutions to this
+\begin{Exercise}[label={ex:formalladungen},title={Oxidationszahlen, Formalladungen \& Resonanz}]
+Zeichnen Sie die folgenden Moleküle in Lewis-Struktur, zeichen sie Formalladungen ein und geben sie die Oxidationszahlen für die fett geschriebenen Atomen an. Falls Resonanz vorhanden ist, geben sie die mesomeren Grenzstrukturen an. Welche Moleküle sind isoelektronisch?
+\begin{enumerate}
+  \item \ce{\textbf{N}O2+}
+  \item \ce{O3}
+  \item \ce{C\textbf{O}2}
+  \item \ce{B(OH)3}
+  \item \ce{(\textbf{SI}O2)_n}
+  \item \ce{(C\textbf{N}2)^2-}
+  \item \ce{\textbf{Cl}O2}
+  \item \ce{\textbf{N}2H4}
+  \item \ce{P(OH)3}
+\end{enumerate}
+Lösung: \ref{\ExerciseLabel-Answer}
+\end{Exercise}
+
+\begin{Answer}[ref={ex:formalladungen}]
+  \begin{figure}[H]
+    \begin{mdframed}
+      \begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
+        \centering
+        \chemfig{\lewis{35,O}=[0]\chemabove{N}{\oplus}(!{ox}{+}{V}{6})=[0]\lewis{17,O}}
+        \caption{1: \ce{NO2+}}
+      \end{subfigure}
+      \begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
+        \centering
+        \schemestart
+          \chemfig{\lewis{46,O}=[:30]\lewis{2,O}(-[1,0.4,,,,draw=none]\oplus)-[:-30]\lewis{026,O}(-[1,0.4,,,,draw=none]\ominus)}
+          \arrow{<->}[90,.5]
+          \chemfig{\lewis{06,O}=[:150]\lewis{2,O}(-[3,0.4,,,,draw=none]\oplus)-[:-150]\lewis{426,O}(-[3,0.4,,,,draw=none]\ominus)}
+        \schemestop
+        \caption{2: \ce{O3}}
+      \end{subfigure}
+      \begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
+        \centering
+        \chemfig{\lewis{35,O}(!{ox}{-}{II}{6})=[0]C=[0]\lewis{17,O}(!{ox}{-}{II}{6})}
+        \caption{3: \ce{CO2}}
+      \end{subfigure}
+    \end{mdframed}
+  \end{figure}
+  \begin{figure}[H]
+    \begin{mdframed}
+      \begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
+        \centering
+        \chemfig{B(-[:150]H\lewis{26,O})(-[:30]\lewis{26,O}H)(-[6]\lewis{46,O}H)}
+        \caption{3: \ce{B(OH)3}}
+      \end{subfigure}
+      \begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
+        \centering
+        \schemestart
+          \chemfig{Si
+            (-[::0]\lewis{60,O}-[::60]Si(-[::90,.5,,,dashed])(-[::0,.5,,,dashed])(-[::-90,.5,,,dashed]))
+            (-[::90]\lewis{20,O}-[::60]Si(-[::90,.5,,,dashed])(-[::0,.5,,,dashed])(-[::-90,.5,,,dashed]))
+            (-[::180]\lewis{24,O}-[::60]Si(-[::90,.5,,,dashed])(-[::0,.5,,,dashed])(-[::-90,.5,,,dashed]))
+            (-[::270]\lewis{46,O}-[::60]Si(-[::90,.5,,,dashed])(-[::0,.5,,,dashed])(-[::-90,.5,,,dashed]))
+            (!{ox}{+}{IV}{3})
+          }
+          \arrow{->}[-90,.5,,,draw=none]
+          \chemfig{
+            \vphantom{X}-[@{left,.5}0,.7,,,draw=none]
+            Si
+            (-[2]\lewis{42,O}-[:30,.5,,,dashed])
+            (-[:-30]\lewis{57,O}-[:30,.5,,,dashed])
+            (>:[:-165])
+            (<[:-120])
+            -[@{right,.5}0,2.5,,,draw=none]\vphantom{X}
+          }
+          \polymerdelim[height = 35pt, delimiters={[]}]{left}{right}
+        \schemestop
+        \caption{5: \ce{(SiO2)_n}}
+      \end{subfigure}
+      \begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
+        \centering
+        \chemfig{\chemabove{\lewis{35,N}}{\ominus}(!{ox}{-}{II}{6})=[0]C=[0]\chemabove{\lewis{17,N}}{\ominus}(!{ox}{-}{II}{6})}
+        \caption{6: \ce{CN2^2-}}
+      \end{subfigure}
+    \end{mdframed}
+  \end{figure}
+  \begin{figure}[H]
+    \begin{mdframed}
+      \begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
+        \centering
+        \chemfig{\lewis{46,O}=[:30]\lewis{26.,Cl}(!{ox}{+}{IV}{2})=[:-30]\lewis{60,O}}
+        \caption{7: \ce{ClO2}}
+      \end{subfigure}
+      \begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
+        \centering
+        \chemfig{\lewis{2,N}(!{ox}{-}{II}{2})(-[:-165]H)(-[:-120]H)-\lewis{2,N}(!{ox}{-}{II}{2})(-[:-15]H)(-[:-60]H)}
+        \caption{8: \ce{N2H4}}
+      \end{subfigure}
+      \begin{subfigure}[b]{0.33\linewidth}
+        \centering
+        \chemfig{
+          \lewis{2,P}
+          (-[:-15]\lewis{62,O}-[::60]H)
+          (-[:-60]\lewis{46,O}-[::60]H)
+          (-[:-150]\lewis{06,O}-[::-60]H)
+        }
+        \caption{9: \ce{P(OH)3}}
+      \end{subfigure}
+    \end{mdframed}
+  \end{figure}
+  \paragraph{Isoelektronisch} \ce{NO2+}, \ce{CO2}, \ce{CN2^{2-}}. 
+\end{Answer}
+
 \subsection{Molekülorbitale}
 
 Um mittels Orbitaltheorie nun auch Bindungen oder sogar ganze Moleküle beschreiben zu können, werden aus den Atomorbitalen \textit{Molekülorbitale} gebildet. Dazu werden Atomorbitale, welche derselben Symmetrie angehören, miteinander \textit{linear kombiniert}: Eine Lösung dieser Linearkombination ist die Summe der Wellenfunktionen, die Andere die Differenz. Dabei wichtig zu verstehen ist, dass die Anzahl der MO immer der Anzahl der AO entsprechen muss. \par\smallskip
@@ -757,12 +958,89 @@ Die BO beschreibt in etwa, wie viele Bindunge zwischen zwei Atomen vorliegen. Be
 
 Generell gilt, dass eine höhere BO zu einer stärkeren Bindung und somit zu einer kürzeren Bindung führt.
 
-%TODO: Make an excersie here and add the solution:
 \cmt{Example: Zeichen sie MO-Schema von \ce{NO} und \ce{NO-} mit Hilfe des vorgegebenen Schemas: (Draw the Grundstruktur, leave out the electrons)\\
 	
 Sind die Moleküle diamagnetisch? Was ist die Bindungsordnung? Welches hat die längste Bindungslänge?
 }
 
+\begin{Exercise}[label={ex:mo}, title={Molekülorbitale}]
+	Tragen Sie die Elektronen in dis Molekülorbital-Template für Kohlenmonoxid und Cyanid ein und berechnen Sie die Bindungsordnung dieser Teilchen. Was fällt ihnen auf?
+	\begin{figure}[H]
+		\begin{mdframed}
+			\begin{subfigure}{0.5\linewidth}
+				\centering
+				\begin{modiagram}[labels, names, style=round]
+				 \atom[C]{left}{
+				   2p = {0}
+				 }
+				 \atom[O]{right}{
+				   2p = {0}
+				 }
+				 \molecule[\ce{CO}]{
+				   2pMO  = {}
+				 }
+				\end{modiagram}
+				\caption{MO-Diagramm für CO}
+			\end{subfigure}\hfill
+			\begin{subfigure}{0.49\linewidth}
+				\centering
+				\begin{modiagram}[labels, names, style=round]
+				 \atom[C]{left}{
+				   2p = {0}
+				 }
+				 \atom[\ce{N-}]{right}{
+				   2p = {0}
+				 }
+				 \molecule[\ce{CN-}]{
+				   2pMO  = {}
+				 }
+			\end{modiagram}
+			\caption{MO-Diagramm für \ce{CN-}}
+		\end{subfigure}
+	\end{mdframed}
+\end{figure}
+Lösung: \ref{\ExerciseLabel-Answer}
+\end{Exercise}
+
+\begin{Answer}[ref={ex:mo}]
+	\begin{figure}[H]
+		\begin{mdframed}
+			\begin{subfigure}{0.5\linewidth}
+				\centering
+				\begin{modiagram}[labels, names, style=round]
+				 \atom[C]{left}{
+				   2p = {0; up, up}
+				 }
+				 \atom[O]{right}{
+				   2p = {0; pair, up, up}
+				 }
+				 \molecule[\ce{CO}]{
+				   2pMO  = {;pair, pair, pair}
+				 }
+				\end{modiagram}
+				\caption{MO-Diagramm für CO}
+			\end{subfigure}\hfill
+			\begin{subfigure}{0.49\linewidth}
+				\centering
+				\begin{modiagram}[labels, names, style=round]
+				 \atom[C]{left}{
+				   2p = {0; up, up}
+				 }
+				 \atom[\ce{N-}]{right}{
+				   2p = {0; pair, up, up}
+				 }
+				 \molecule[\ce{CN-}]{
+				   2pMO  = {;pair, pair, pair}
+				 }
+			\end{modiagram}
+			\caption{MO-Diagramm für \ce{CN-}}
+		\end{subfigure}
+		\caption{Es ist sichtbar, dass die MO-Diagramme genau gleich aussehen. Insofern sind CO und \ce{CN-} \textit{isoelektronisch}. Die Bindugnsordnung beträgt bei beiden Verbindungen 3.}
+	\end{mdframed}
+\end{figure}
+
+\end{Answer}
+
 \section{VSEPR/VSEPD}
 W\"ahrend die Lewis-Struktur aufzeigen kann, welche Atome wie miteinander binden, ist das VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) Modell dazu da, um zu zeigen, wie die Atome r\"aumlich mit einander stehen. VSEPR wird immer nach dem gleichen Schema angewandt.
 
@@ -983,6 +1261,8 @@ Komplexe sind neben z.B. Salzen, Metallen, flüchtigen Stoffen, etc. eine eigene
 	\end{mdframed}
 \end{figure}
 
+\paragraph{18 VE-Regel} Generell gilt, dass die Summe der Valenzelektronen des Zentralteilchens (s- und d-Elektronen) und der doppelten Koordinationszahl 18 niemals überschreiten darf: $n_\text{s} + n_\text{d} + 2\cdot\text{KZ} \leq 18$. Das kommt daher, dass (von f-Orbtalen abgesehen) 2 s-Orbitale, 10 d-Orbitale und 6 p-Orbitale für eine Hauptquantenzahl auftreten.
+
 
 \subsection{Licht}
 F\"ur die Beschreibung von elektro-magnetischer Strahlung sind einige Zahlen wichtig:

latex-include/preamble.tex

@@ -101,4 +101,4 @@
 \setlist[itemize]{noitemsep, nolistsep}
 \setlist[enumerate]{noitemsep, nolistsep}
 
-%\textbackslash\{\}definesubmol\{ox\}3\{-[\#3,0.4,,,,draw=none]\#2-[4,0.2,,,,draw=none]\{\#1\}\}\definesubmol{ox}3{-[#3,0.4,,,,draw=none]#2-[4,0.2,,,,draw=none]{#1}}
+\definesubmol{ox}3{-[#3,0.4,,,,draw=none]#2-[4,0.2,,,,draw=none]{#1}}