Nachweis molekularer Stoffe. Fällungsreaktionen zum Nachweis von Ionen. GW 9 Chemie

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1 Nachweis molekularer Stoffe Nenne die spezifischen Nachweisreaktionen, anhand derer man Wasserstoff H2, Sauerstoff O2, Kohlenstoffdioxid CO2 und Wasser H2O nachweisen kann. Beschreibe außerdem die Beobachtung des Kohlenstoffdioxidnachweises und erkläre diese. Wasserstoff Sauerstoff Kohlenstoffdioxid Wasser Knallgasprobe Glimmspanprobe Kalkwasserprobe Kupfersulfat Wird Kohlenstoffdioxid in Kalkwasser eingeleitet bildet sich das schwer lösliche Calciumcarbonat CaCO3 das als Niederschlag ausfällt. Fällungsreaktionen zum Nachweis von Ionen Nenne die Nachweisreagenzien für Halogenide und Sulfationen SO4 2- und jeweils die Produkte, welche als Niederschläge ausfallen. Ion Nachweisreagenz Produkt (Niederschlag) Cl -, Br -, I - Silbernitratlösung AgNO3 (aq) AgCl (s), AgBr (s), AgI (s) SO4 2- Bariumchloridlösung BaCl2 (aq) BaSO4 (s)

2 Formelzeichen und Einheiten der quantitativen Analytik Erstelle eine Tabelle, welche alle benötigten Größen in der quantitativen Analytik aufgreift und ordne die zugehörigen Formelzeichen und Einheiten zu. Formelzeichen Einheit Stoffmenge n mol Teilchenzahl N - Avogadrokonstante NA mol - 1 Masse m g molare Masse M g/mol Volumen V l molares Volumen Vm l/mol Stoffmengen- konzentration c mol/l Gleichungen der quantitativen Analytik Formuliere alle Gleichungen zur Berechnung der wichtigsten Größen in der quantitativen Analytik.

3 Der räumliche Bau von Molekülen Nenne die wesentlichen Grundaussagen des VSEPR- Modells (Valence Shell Electron Pair Repulsion = Elektronenpaar- Abstoßungs- Modell). Skizziere die am häufigsten vorkommenden Molekülgeometrien anhand drei freigewählter Beispiele, berücksichtige dabei die Bindungswinkel. Nenne die Bindungswinkel und Molekülgeometrie des Ammoniak- und Wassermoleküls. Die Elektronenpaare verhalten sich so, als ob sie einander abstoßen würden, und ordnen sich daher in möglichst großer Entfernung voneinander an. Das Orbital eines nicht bindenden Elektronenpaars nimmt einen etwas größeren Raum ein als das Orbital eines bindenden Paares. Beispiel: CO2 Beispiel: BF3 Beispiel: CH4 Ammoniak NH3 à 107,3 à trigonal pyramidal Wasser H2O à 104,5 à gewinkelt Abkürzung EN Elektronegativität und polare Atombindung Definiere den Begriff Elektronegativität und erkläre, wie man ermitteln kann, ob in einem Molekül eine polare Atombindung vorliegt. Elektronegativität ist ein relatives Maß für die Fähigkeit eines Atoms, in einer chemischen Bindung das Bindungselektronenpaar an sich zu ziehen. Je stärker sich die Bindungspartner in ihren EN- Werten unterscheiden, umso größer ist die Ladungsverschiebung, desto größer ist die Polarität. Ab einer EN- Differenz von 0,3 liegt eine polare Atombindung vor. Ab einer EN- Differenz von 0,7 liegt eine Ionenbindung vor.

4 Zwischenmolekulare Kräfte Nenne alle zwischenmolekularen Kräfte nach aufsteigender Stärke. Erkläre das Zustandekommen der einzelnen Wechselwirkungen. Van- der- Waals- Wechselwirkungen Zwischen unpolaren Molekülen gibt es schwache Wechselwirkungen, die auf spontan induzierten Dipolen beruhen. Dipol- Dipol- Wechselwirkungen Zwischen Dipol- Molekülen treten Wechselwirkungen auf, diese sind elektrostatischer Natur. Wasserstoffbrücken- bindungen Sie bestehen zwischen einem stark positiv polarisiertem Wasserstoffatom und einem stark negativ polarisierten Atom mit einem freien Elektronenpaar (F, Cl, O und N) eines benachbarten Moleküls. Dipole sind nach außen elektrisch ungeladene Moleküle, bei denen die Schwerpunkte positiver und negativer Ladungen im Molekül nicht zusammenfallen.: Sie besitzen einen positiven und einen negativen Pol. Dipole Erkläre, wann ein polares Molekül ein Dipol ist und skizziere ein Beispiel. Quelle Zeichnung: chemie.de/images/j11/chembi8.jpg

5 Säuren und saure Lösungen Definiere die Begriffe Säure und saure Lösung. Formuliere eine allgemeine Formel für die Bildung einer Säure und einer sauren Lösung mit je einer selbstgewählten Reaktionsgleichung. Säuren sind Protonendonatoren saure Lösungen sind wässrige Lösungen, die hydratisierte Oxonium- Ionen (H3O + aq) enthalten. Nichtmetalloxid + Wasser à Säure Bsp.: CO2 (g) + H2O (l) à H2CO3 (aq) Säure + Wasser à Oxonium- Ion + Säurerest- Ion Bsp.: HCl (g) + H2O (l) à H3O + (aq) + Cl - (aq) Basen sind Protonenakzeptoren Alkalische (basische) Lösungen sind wässrige Lösungen, die Hydroxid- Ionen (OH - aq) enthalten. Basen (Laugen) und alkalische Lösungen Definiere den Begriff Base (Lauge) und alkalische Lösung Formuliere drei mögliche allgemeine Formeln für die Bildung alkalischer Lösung mit je einer selbstgewählten Reaktionsgleichung. Metallhydroxid + Wasser à Metall- Ionen + Hydroxid- Ionen + Wasser Bsp.: NaOH (s) + H2O (l) à Na + (aq) + OH - (aq) + H2O (l) Metalloxid + Wasser à Metall- Ionen + Hydroxid- Ionen Bsp.: CaO (s) + H2O (l) à Ca 2+ (aq) + 2 OH - (aq) Alkali- /Erdalkalimetalle + Wasser à Metall- Ionen + Hydroxid- Ionen+ Wasserstoff Bsp.: 2 Li (s) + 2 H2O (l) à 2 Li + (aq) + 2 OH - (aq) + H2 (g)

6 Ampholyte Definiere den Begriff Ampholyt und nenne Beispiele. Formuliere zugehörige Reaktionsgleichungen, welche dieses Phänomen verdeutlichen. Ampholyte können sowohl Protonen aufnehmen als auch Protonen abgeben. Bsp.: HSO4 - (Hydrogensulfat); HCO3 - (Hydrogencarbonat); NH3 (Ammoniak) H2O (l) + HCl (g) à H3O + (aq) + Cl - (aq) H2O (l) + NH3 (aq) à OH - (aq) + NH4 + (aq) Indikatoren und ph- Skala Definiere die Begriffe Indikator und ph- Skala. Vervollständige folgende Tabelle. sauer neutral basisch Bromthymolblau Phenolphthalein Universal- indikator ph- Wert Indikatoren sind Farbstoffe, welche durch Farbänderung anzeigen, ob eine Lösung sauer, basisch oder neutral ist. Der ph- Wert ist ein Maß für den Gehalt einer Lösung an Oxonium- Ionen. sauer neutral basisch Bromthymolblau gelb grün blau Phenolphthalein farblos farblos violett Universal- indikator rot grün/gelb blau ph- Wert

7 Bei einer Säure- Base- Reaktion geht eine Säure durch Protonenabgabe in ihre korrespondierende Base, eine Base durch Protonenaufnahme in ihre korrespondirende Säure über: Säure- Base- Reaktion und Neutralisation Erkläre beide Begriffe mit den nötigen Fachbegriffen. Formuliere jeweils eine allgemeine Reaktionsgleichung. Formuliere jeweils eine selbstgewählte Reaktionsgleichung. Paar 1 HX + B à X - + HB + Paar 2 Säure 1 Base 1 Base 2 Säure 2 Bsp.: NH4Cl + NaOH à NH3 + Na + + Cl - + H2O Eine Neutralisation liegt vor, wenn eine saure Lösung mit einer basischen Lösung reagiert, dabei entstehen Wasser und im Wasser gelöste Salze. saure Lösung + basische Lösung à Salz + Wasser Bsp.: NaOH (aq) + HCl (aq) à Na + (aq) + Cl - (aq) + H2O (l) Titration Erkläre folgende Begriffe: Maßlösung (Titrant), Probe (Vorlage), Äquivalenzpunkt, Titrationskurve Maßlösung: eingesetzte Säure oder Base mit bekannter Konzentration Probe: zu bestimmende Base oder Säure mit unbekannter Konzentration Äquivalenzpunkt: Punkt der Titration, an dem äquivalente Mengen von Titrant und Probe vorliegen Titrationskurve: Messergebnisse werden in ein Koordinatensystem eingetragen; x- Achse: Zugabemenge Titrant, y- Achse: ph- Wert (mit ph- Meter gemessen)

8 Redoxreaktionen sind Elektronenübertragungsreaktionen Erkläre und markiere anhand folgender Redoxgleichung die Begriffe Reduktionsmittel, Oxidationsmittel, Oxidation, Reduktion: 2 Fe (s) + 3Br2 (g) à 2FeBr3 (s) Bestimme die Oxidationszahlen in dieser Gleichung. Oxidation = Elektronenabgabe, die Oxidationszahl erhöht sich; Reduktion = Elektronenaufnahme, die Oxidationszahl erniedrigt sich Reduktionsmittel = Elektronendonator (wird selbst oxidiert); Oxidationsmittel = Elektronenakzeptor (wird selbst reduziert) 0 0 +III - I 2 Fe (s) + 3Br2 (g) à 2FeBr3 (s) Reduktionsmittel Oxidationsmittel Bestimmung der Oxidationszahlen Erkläre anhand folgender Beispiele die Regeln zur Aufstellung der Oxidationszahlen I +I +I- II +I+VI- II - III+I O2 Fe Cl - Na + H2O H2SO4 NH4 + Die Oxidationszahl der Atome in Elementen ist stets 0 Die Oxidationszahl eines Atomions ist gleich seiner Ladungszahl Die Oxidationszahl von Wasserstoff in Molekülen ist +I von Sauerstoff meist II (Ausnahme in H2O2!) Bei Molekülen ist die Summe der Oxidationszahlen 0 Bei Molekülionen ist die Summe der Oxidationszahlen gleich der Ionenladung

9 Redoxgleichungen aufstellen Nenne mit Hilfe folgender Redoxgleichung mit Teilgleichungen die Regeln zum Aufstellen von Redoxreaktionen. Edukte: K2Cr2O7 und K2SO3 +IV- II +VI- II Produkte: K2SO4 und KCl und CrCl3 Ox.: SO H2O à SO e H3O + (OZ von Schwefel IVà VI ) /*3 +VI II +III Red.: Cr2O e H3O + à 2 Cr H2O (OZ von Chrom VI à III) 1. Edukte und Produkte notieren 2. Oxidationszahlen bestimmen 3. Ausgleich der Oxidationszahlenänderung durch Elektronen 4. Ladungsausgleich mit Oxoniumionen (im sauren) oder Hydroxid- Ionen (im basischen) 5. Massenausgleich mit Wassermolekülen (Tipp: an den Sauerstoffatomen orientieren) 6. Ausgleich der Elektronenzahl 7. Aufstellen der Redoxgleichung und Stoffgleichung Redox.: 3 K2SO3 + K2Cr2O7 + 8 HCl à 3 K2SO4 + 2 CrCl3 + 2 KCl + 4 H2O Elektrolyse erzwungene Redoxreaktionen Erkläre anhand folgender Abbildung die Elektrolyse einer Zinkbromidlösung (mit Beobachtung)und formuliere die zugehörigen Teilgleichungen. Die Zinkkationen wandern zum Minuspol (Kathode) und nehmen Elektronen auf (werden reduziert) es scheidet sich elementares Zink ab: Zn e - à Zn Die Bromanionen wandern zum Pluspol (Anode) und geben Elektrone ab (werden oxidiert) es sinken gelbbraune Schlieren nach unten: 2Br - à Br2 + 2e - Quelle Abb.:

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