Abi 1999 Chemie Lk Seite 1

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2 Abi 1999 Chemie Lk Seite 2 Hinweise für den Schüler Aufgabenauswahl: Von den 2 Prüfungsblöcken A und B ist einer auszuwählen. Bearbeitungszeit: die Die Arbeitszeit beträgt 300 Minuten, zusätzlich stehen 30 Minuten für Wahl des Prüfungsblockes zur Verfügung. Hilfsmittel: - nicht programmierbarer Taschenrechner - Tafelwerk, das an der Schule verwendet wird - Duden oder ein Nachschlagewerk zur Neuregelung der deutschen Rechtschreibung Sonstiges: Die chemische Zeichensprache und die chemischen Gesetzmäßigkeiten sind in angemessener Form anzuwenden, auch wenn es die Aufgabenstellung nicht unmittelbar fordert. Die Lösungen sind in sprachlich einwandfreier Form darzustellen. Bei Berechnungen ist die Anlage zu nutzen. Der Lösungsweg muß erkennbar sein. zu Die Ergebnisse der Berechnungen sind in einem sinnvollen Antwortsatz formulieren. Benötigte Chemikalien und Geräte sind schriftlich anzufordern. Entwürfe können ergänzend zur Bewertung nur herangezogen werden, wenn sie zusammenhängend konzipiert sind und die Reinschrift etwa Dreiviertel des erkennbar angestrebten Gesamtumfanges entspricht.

3 Abi 1999 Chemie Lk Seite 3 Block A Säuren 1. Aus wäßriger Ethansäurelösung mit einer Massenkonzentration von (17 BE) 150 g l -1 Ethansäure soll für ein Experiment 1 Liter wäßrige Ethansäurelösung der Konzentration c = 0,1 mol l -1 hergestellt werden. 1.1 Beschreiben Sie Ihr Vorgehen, um eine Ethansäurelösung der gewünschten Konzentration zu erhalten! 1.2 Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für das sich in der Lösung einstellende Gleichgewicht und das Massenwirkungsgesetz! 1.3 Berechnen Sie den ph-wert der Ethansäurelösung ( c = 0,1 mol l -1 )! Leiten Sie die Gleichung, die von Ihnen zur Berechnung der Hydronium- Ionen-Konzentration verwendet wurde, aus dem Massenwirkungsgesetz her! In 100 ml dieser Ethansäurelösung (c = 0,1 mol l ) löst man 0,82 g Natriumacetat. Erläutern Sie die Auswirkung dieser Maßnahme auf die Konzentration der am Gleichgewicht beteiligten Teilchen! Berechnen Sie den sich einstellenden ph-wert! ml dieses Gemisches werden mit 1 ml Natriumhydroxidlösung der Konzentration c = 0,1 mol l -1 versetzt. Diskutieren Sie, welchen Einfluß das auf den ph-wert der Lösung hat! Belegen Sie Ihre Aussagen auch durch Berechnungen (die Volumenzunahme kann vernachlässigt werden)! 2. Propansäure und Ethanol reagieren zu einem Ester. (10 BE) 2.1 Geben Sie für die ablaufende Gleichgewichtsreaktion die Reaktionsgleichung an! Benennen Sie den entstehenden Ester! 2.2 Geben Sie zwei Möglichkeiten an, welche die Bildung des Esters begünstigen, und begründen Sie Ihre Antwort! 2.3 Berechnen Sie die Stoffmengen Ethanol und Propansäure, die eingesetzt werden müssen, um 280 g Ester zu erhalten! Vor der Reaktion sind bereits 99 g Wasser vorhanden. Die Gleichgewichtskonstante beträgt Worin unterscheidet sich die Bildung des Wassers bei Neutralisationsreaktionen und Esterbildungsreaktionen? 3. Schwefelsäure ist eine wichtige Grundchemikalie. Ein Zwischenschritt für (7 BE) die Herstellung ist die Bildung von Schwefeltrioxid aus Schwefeldioxid. 3.1 Stellen Sie für diese Reaktion die Reaktionsgleichung auf, und berechnen Sie die molare Reaktionsenthalpie!

4 Abi 1999 Chemie Lk Seite Bei Untersuchungen zu dieser Gleichgewichtsreaktion wurden drei Ansätze eines Schwefeldioxid-Sauerstoff-Gemisches im Volumenverhältnis 2:1 zur Reaktion gebracht. Die folgende Tabelle zeigt die Konzentration des gebildeten Schwefeltrioxids in Abhängigkeit von der Zeit bei übereinstimmenden Drücken. t in s (Sekunden) Versuch a c (SO 3 ) in mol l -1 0,013 0,014 0,014 0,014 0,014 0,014 Versuch b c (SO 3 ) in mol l -1 0,004 0,007 0,010 0,010 0,010 0,010 Versuch c c (SO 3 ) in mol l -1 0,002 0,003 0,007 0,010 0,013 0,014 Folgende Reaktionsbedingungen sind gegeben: X: bei T = 650 K ohne Katalysator; Y: bei T = 850 K ohne Katalysator; Z: bei T = 650 K mit Katalysator. Ordnen Sie die einzelnen Versuche den jeweiligen Versuchsbedingungen zu, und begründen Sie Ihre Zuordnung! 3.3 Erläutern Sie die Wirkung eines Katalysators! 4. Säuren sind oft an Redoxreaktionen beteiligt. (15 BE) 4.1 Experiment: Ihnen liegen zwei Natriumsulfitlösungen vor. Die erste wurde mit Schwefelsäure angesäuert, die zweite nicht. Geben Sie zu beiden tropfenweise Kaliumpermanganatlösung hinzu, und notieren Sie Ihre Beobachtungsergebnisse! Entwickeln Sie die chemischen Gleichungen für die abgelaufenen Reaktionen! Nutzen Sie die vorliegende Tabelle! Erklären Sie ohne Berechnungen die ph-abhängigkeit der Reaktionen mit Hilfe der NERNSTschen Gleichung! Teilchen in Lösung Permanganat-Ionen Manganat(VI)-Ionen Manganat(V)-Ionen Mangan(IV)-oxid (Braunstein) Mangan(II)-Ionen Farbe der wäßrigen Lösung violett grün blau gelb/braun (kaum löslich) farblos - schwach rosa 4.2 Nach dem 1. Faradayschen Gesetz ist die bei einer Elektrolyse abgeschiedene Stoffmenge eines Stoffes der transportierten Ladung direkt proportional. Planen Sie eine Versuchsdurchführung, um diesen Zusammenhang anhand der Elektrolyse verdünnter Salzsäure (Chlorwasserstoffsäure) zu bestätigen! 4.3 Berechnen Sie das Volumen an Chlor im Normzustand, das bei der Elektrolyse von Salzsäure entsteht, wenn ein Strom von 0,5 A eine Stunde fließt!

5 Abi 1999 Chemie Lk Seite Berechnen Sie den ph-wert der Lösung, wenn 100 ml Salzsäure, c = 1 mol l -1, unter den gleichen Bedingungen wie bei 4.3 elektrolysiert wurden! 5. Gegeben ist ein Dipeptid, das bei der hydrolytischen Spaltung in ein Ge- (11 BE) misch aus Glycin (2-Aminoethansäure) und Asparaginsäure (2-Aminobutan-1,4-disäure zerfällt. 5.1 Für das Dipeptid sind drei Strukturen denkbar. Geben Sie die Strukturformeln dieser Dipeptide an! 5.2 Wäßrige Lösungen von Glycin und Asparaginsäure werden mit einem Polarimeter untersucht. Nennen und begründen Sie die möglichen Beobachtungen! 5.3 Glycin ist ein Feststoff und hat eine molare Masse von 75 g mol -1. Es gibt andere Verbindungen, die eine größere Molekülmasse haben, wie z. B. die Butansäure, aber flüssig sind. Erklären Sie diesen Sachverhalt! 5.4 Für Glycin kann unter Normaldruck keine Schmelztemperatur ermittelt werden, da es sich beim Erhitzen zersetzt. Wie ist diese Beobachtung zu erklären? 5.5 Glycin wird als Medikament gegen Magenübersäuerung eingesetzt. Begründen Sie diese Einsatzmöglichkeit unter Zuhilfenahme einer Reaktionsgleichung!

6 Abi 1999 Chemie Lk Seite 6 Block B Stoffe und Reaktionen 1. Die meisten chemischen Elemente weisen metallische Eigenschaften auf. (22 BE) 1.1 Erläutern Sie am Beispiel des Mangans den Zusammenhang zwischen Elektronenkonfiguration und der Stellung des Elements im Periodensystem der Elemente! 1.2 Metalle wie Magnesium und Calcium treten in Verbindungen nur mit einer Oxidationszahl auf, Mangan und Chrom dagegen mit mehreren. Geben Sie eine Erklärung! 1.3 Zum Erkennen von Mangan wird bei Analysen die Oxidationsschmelze eingesetzt. Wird Mangan(II)-sulfat mit überschüssigem Kaliumnitrat und Natriumcarbonat verrieben, entsteht beim Erhitzen in der Magnesiarinne eine grüne Schmelze durch Manganat-Ionen (MnO 2-4 ). Es entweicht Kohlenstoffdioxid, und es bilden sich Nitrit-Ionen (NO - 2 ). Geben Sie die Redoxpaare für die Umsetzung an! Entwickeln Sie für die abgelaufene Redoxreaktion die Ionengleichung! 1.4 Bei Einwirkung von Natronlauge auf 13 g eines Gemisches aus Eisen, Kupfer und Aluminium löst sich nur das Aluminium unter Bildung von 6,72 Litern Wasserstoff (Normzustand) und Natriumtetrahydroxoaluminat. Beachten Sie: Wasser ist hier ein Ausgangsstoff. In einem 2. Versuch werden erneut 13 g des Gemisches eingesetzt. Bei Zugabe von Salzsäure (Chlorwasserstoffsäure) entstehen 8,96 Liter Wasserstoff im Normzustand. Geben Sie die Massenanteile der einzelnen Metalle in dem Gemisch an! Hinweis: Eisen tritt in der Reaktion zweiwertig auf. 1.5 Zink und Zinn werden in großem Maße als Korrosionsschutz von Eisen eingesetzt Vergleichen Sie die Korrosionsvorgänge, die bei Oberflächenbeschädigung von verzinktem und verzinntem Eisen in saurem Milieu auftreten! Die Korrosion am Eisen kann auch durch Sauerstoff erfolgen. Geben Sie die Kathodenreaktion an! 1.6 Bei einer weiteren Methode des Korrosionsschutzes, die man vor allem bei unterirdischen Rohrleitungen anwendet, wird der zu schützende Gegenstand über eine Gleichstromquelle mit einer Elektrode aus Graphit oder Eisenschrott verbunden. Durch das Erdreich entsteht ein geschlossener Stromkreis. Entscheiden Sie, mit welchem Pol der Stromquelle die Rohrleitung geschaltet werden muß, und begründen Sie Ihre Entscheidung! 2. Nebengruppenelemente sind häufig am Aufbau von Komplexverbindungen (16 BE) beteiligt. 2.1 Die quantitative Analyse einer Komplexverbindung ergab, daß bei der Bildung der Komplex-Ionen 327 mg Zink-Ionen mit 340 mg Ammoniak reagiert hatten. Ermittteln Sie rechnerisch aus den Angaben die Formel des komplexen Ions! Erläutern Sie seinen Aufbau einschließlich der Bindungsverhältnisse! 2.2 Experiment: Lösen Sie etwas wasserfreies Kupfer(II)-sulfat in destilliertem Wasser! Versetzen Sie die Lösung tropfenweise mit Ammoniakwasser bis wieder eine klare Lösung entsteht! Geben Sie zu der erhaltenen Lösung einige Tropfen Natriumsulfidlösung!

7 Abi 1999 Chemie Lk Seite 7 Erklären Sie Ihre Beobachtungen unter Verwendung von 4 Ionengleichungen! 3. Ammoniak wird aus Stickstoff und Wasserstoff in einer Gleichgewichtsreak- (6 BE) tion bei einem Druck von kpa und einer Temperatur von 450 C hergestellt. Im Gleichgewicht liegt Ammoniak mit einem Volumenanteil von 37 % vor. 3.1 Geben Sie die Reaktionsgleichung an! 3.2 Welche Volumenanteile an Stickstoff und an Wasserstoff (in %) enthält das Gemisch im Gleichgewichtszustand, wenn die Ausgangsstoffe im stöchiometrischen Verhältnis vorlagen? 3.3 Berechnen Sie die Gleichgewichtskonstante K p mit Hilfe der Partialdrücke! 4. Viele Reaktionen in wäßriger Lösung sind Säure-Base-Reaktionen. (7 BE) 4.1 Eine wäßrige Ammoniaklösung der Konzentration c = 0,5 mol l -1 hat einen ph-wert von 11,47. Berechnen Sie den K B -Wert von Ammoniak! 4.2 Für die Titration einer Ammoniaklösung stehen einmal Salzsäure und zum anderen Ethansäure zur Verfügung. Geben Sie die Ionengleichung für die Reaktion an, die beiden Titrationen zugrunde liegt! 4.3 Begründen Sie, warum Salzsäure für die Titration der Ammoniaklösung besser geeignet ist als Essigsäure! 4.4 Eine Probe von 25 ml wäßriger Ammoniaklösung wird mit Salzsäure der Konzentration c = 1 mol l -1 titriert. Dabei werden 15 ml der Säure verbraucht. Berechnen Sie die Masse an Ammoniak in einem Liter der Analysenlösung! 5. Zur Einteilung von Lösungen in die Gruppen stark sauer, schwach sauer, stark ( 4 BE) basisch stehen 2 Indikatoren zur Verfügung. Indikatorsäure ph-bereich des Farbwechsels Methylorange 3,1-4,4 rot gelborange Phenolphthalein 8,2-10,0 farblos rot 5.1 Entscheiden Sie, welcher Indikator für die Zuordnung der Lösungen zur jeweiligen Gruppe geeignet ist! 5.2 Erläutern Sie anhand der Reaktionsgleichung für ein Indikatorgleichgewicht, durch welche Teilchenart (HIn, In - ) bei Methylorange die Farben hervorgerufen werden! 6. Mit Hilfe der Gibbs-Helmholtz-Gleichung kann der Verlauf chemischer Reak- ( 5 BE) tionen vorausgesagt werden. 6.1 Ammoniumcarbonat zerfällt bereits bei Zimmertemperatur in Ammoniak und andere gasförmige Stoffe. Ammoniumchlorid ist wesentlich beständiger. Belegen Sie die Stabilität von Ammoniumchlorid bei 25 C durch Berechnung! 6.2 Diskutieren Sie ohne Berechnung, warum sich Ammoniumcarbonat anders verhält!