Hinweise für den Schüler. Von den 2 Prüfungsblöcken A und B ist einer auszuwählen.

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1 Abitur 2003 Chemie Gk Seite 2 Hinweise für den Schüler Aufgabenauswahl: Bearbeitungszeit: Von den 2 Prüfungsblöcken A und B ist einer auszuwählen. Die Arbeitszeit beträgt 210 Minuten, zusätzlich stehen 30 Minuten für die 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. Für Berechnungen sind die Tabellenwerte des Anhangs zu nutzen. Der Lösungsweg muss erkennbar sein. Die Ergebnisse der Berechnungen sind in einem sinnvollen Antwortsatz zu 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 Gesamtumfangs entspricht.

2 Abitur 2003 Chemie Gk Seite 3 Block A Chemische Gleichgewichte ausgewogen oder gestört 1. Elektrochemische Prozesse werden unter anderem zur Bereitstellung von elektrischer 20 BE Energie und zur Herstellung von Stoffen genutzt. 1.1 Erläutern Sie die Begriffe potentielle und echte Elektrolyte am Beispiel! 1.2 Experiment: a) Geben Sie zu 2 ml Kupfer(II)-sulfatlösung (c = 0,5 mol l ) etwa 500 mg Zinkpulver. b) Prüfen Sie, ob die Reaktion exotherm oder endotherm verläuft. c) Verdünnen Sie das Gemisch mit etwa 5 ml destilliertem Wasser und trennen Sie das Gemisch durch Filtrieren. d) Prüfen Sie anschließend das Filtrat auf das Vorhandensein von Kupfer(II)- Ionen. Fordern Sie die dazu notwendigen Chemikalien schriftlich an Notieren Sie Ihre Beobachtungen! Formulieren Sie zu den abgelaufenen Reaktionen die Reaktionsgleichung und die (4 BE) Gleichungen für die Teilreaktionen! Begründen Sie warum die Reaktionen im Experiment 1.2 ablaufen bzw. nicht ablaufen! Stellen Sie die energetischen Veränderungen der Redoxreaktion grafisch dar und interpretieren Sie! 1.3 Erläutern Sie den Aufbau komplexer Ionen einschließlich eines Bindungsmodelles (4 BE) an einem selbstgewählten Beispiel! 1.4 Welche Masse Kupfer wird bei einer Elektrolyse abgeschieden, wenn ein Gleichstrom von 5 A 20 Minuten durch eine Kupfer(II)-sulfatlösung fließt und die Stromausbeute 88 % beträgt! 2. Eine wichtige chemische Reaktion, die zur Ausbildung eines Gleichgewichtes führt, ist die Methanolsynthese. Methanol wird heute großtechnisch aus Synthesegas, einem Gemisch aus Kohlenstoffmonooxid und Wasserstoff hergestellt. 2.1 Formulieren Sie die Reaktionsgleichung und das Massenwirkungsgesetz für diese Synthese! 2.2 Nennen und begründen Sie die Auswirkung einer Konzentrationserhöhung von Wasserstoff auf die Ausbeute an Methanol und auf die Gleichgewichtskonstante K C! 2.3 Das Synthesegas wird durch die Konvertierung mit Wasserstoff angereichert, gleichzeitig verringert sich der Kohlenstoffmonooxidgehalt nach folgender chemischer Gleichung: CO + H 2 O CO 2 + H 2 Berechnen Sie die Stoffmenge Wasserdampf, die eingesetzt werden muss, um aus einem Gasgemisch von 50 mol Kohlenstoffmonooxid und 50 mol Wasserstoff 97 % des Kohlenstoffmonooxids zu entfernen! Bei dieser Reaktion (T = C) beträgt die Gleichgewichtskonstante K c = Methanol findet zum Beispiel auch als Kraftstoff Verwendung. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für die vollständige Verbrennung von flüssigem Methanol zu gasförmigen Reaktionsprodukten und berechnen Sie die molare Reaktionsenthalpie bei Standardbedingungen! Bestimmen Sie die Volumenarbeit (Normbedingungen) bei der Verbrennung von 10 Litern Methanol (Dichte ρ = 0,79 g cm - ³)! 2.5 Kraftfahrzeuge können auch mit Wasserstoff betrieben werden. Werten Sie den Einsatz von Methanol bzw. Wasserstoff als Kraftstoff aus ökologischer Sicht! 15 BE (6 BE)

3 Abitur 2003 Chemie Gk Seite 4 noch Block A 3. Bei der unvollständigen Oxidation von Methanol entsteht Methansäure. 5 BE 3.1 Geben Sie die Reaktionsgleichung unter Verwendung von Strukturformeln an! (1 BE) 3.2 Kennzeichnen und benennen Sie die 2 funktionellen Gruppen der Methansäure! 3.3 Geben Sie jeweils eine Identifizierungsmöglichkeit der funktionellen Gruppen an (Identifizierungsmittel und Beobachtung)! Block B Finden Sie den richtigen Typ 1. Zur Systematisierung in der Chemie können als ein Kriterium die Reaktionstypen herangezogen werden. 1.1 Experiment: Ihnen werden 3 Reagenzgläser mit 3 verschiedenen Salzen gegeben. Ermitteln Sie durch geeignete Nachweisreaktionen, in welchen der Reagenzgläser sich das Salz Ammoniumchlorid befindet! Fordern Sie die dafür benötigten Geräte und Chemikalien schriftlich an! Nennen Sie die Beobachtungen und formulieren Sie die 2 Reaktionsgleichungen für den Nachweis der Ammonium-Ionen und die Reaktionsgleichung für den Nachweis der Chlorid-Ionen! 1.2 Kennzeichnen Sie für die Reaktion des entstehenden Gases mit Wasser die korrespondierenden Paare, bestimmen Sie den Reaktionstyp und begründen Sie die Zuordnung! 2. Durch die Elektrolyse einer wässrigen Natriumchloridlösung kann man Wasserstoff und Chlor herstellen. Dafür gilt folgende Reaktionsgleichung: 9 BE (7 BE) 11 BE 2 Na Cl H 2 O 2 Na + + 2OH - + H 2 + Cl Erläutern Sie an diesem Beispiel das Wesen der Elektrolyse unter Nutzung der Vorgänge an der Anode und der Katode! 2.2 Begründen Sie, warum hierbei kein Natrium abgeschieden wird! (1 BE) 2.3 Berechnen Sie, wieviel m³ Chlor im Normzustand pro Stunde in einer Elektrolysezelle abgeschieden werden, wenn mit einer Stromstärke von 380 ka gearbei- tet wird! Die Stromausbeute beträgt 90%! (Hinweis: z = 2) 2.4 Vergleichen Sie die Vorgänge im galvanischen Element mit denen einer Elektrolysezelle!

4 Abitur 2003 Chemie Gk Seite 5 noch Block B 3. Kenngrößen wässriger Lösungen sind z.b. Konzentration und ph-wert. 6 BE 3.1 Definieren Sie den Begriff ph-wert und begründen Sie, warum dieser auch für Basen angegeben werden kann! 3.2 Berechnen Sie den ph-wert einer Natronlauge mit der Konzentration (1 BE) c = 0,1 mol l! 3.3 Salzsäure und Essigsäure haben bei gleicher Konzentration unterschiedliche ph-werte. z.b. c(hcl) = 0,1 mol l ph = 1 c(ch 3 COOH) = 0,1 mol l ph = 2,9 Begründen Sie die unterschiedlichen ph-werte! Formulieren Sie die Protolysegleichung für die Essigsäure! 3.4 Eine Lösung von Ammoniumnitrat in Wasser reagiert sauer. Stellen Sie für diese Reaktion die Reaktionsgleichung auf! 4. An Reaktionen zur Bildung von Halogenwasserstoffen kann man chemische Gleichgewichte und ihre Thermodynamik untersuchen. 4.1 Chlor und Wasserstoff reagieren nach folgender Reaktionsgleichung miteinander: H 2(g) + Cl 2(g) 2 HCl (g) Berechnen Sie die molare Reaktionsenthalpie dieser Reaktion! Vergleichen Sie diese mit der Bildungsenthalpie von Chlorwasserstoff und begründen Sie den Unterschied! 4.2 Machen Sie anhand der Reaktionsgleichung von 4.1 Aussagen über die Entropieänderung dieser Reaktion! Worin besteht die Triebkraft für den freiwilligen Verlauf dieser chemischen Reaktion? 4.3 Berechnen Sie für die Reaktion (1BE) 7 BE H 2(g) + I 2(g) 2 HI (g) die Gleichgewichtskonstante K C, wenn sich 1 mol Iod und 1 mol Wasserstoff zu 70% umsetzen! 5. Die Ionenkonzentration schwerlöslicher Salze in gesättigten Lösungen kann 7 BE über das Löslichkeitsprodukt bestimmt werden. 5.1 Beschreiben Sie den Aufbau eines Salzkristalls und die Vorgänge bei dessen Auflösen in Wasser! 5.2 Eine Spatelspitze Bariumsulfat wird in Wasser aufgeschlämmt, so dass eine gesättigte Lösung entsteht Berechnen Sie die Konzentration der Barium-Ionen! (1 BE) Ermitteln Sie die Masse Bariumsulfat, die in 5 Liter Wasser gelöst werden kann! 5.3 Zu einer Lösung, die Sulfat- und Carbonat-Ionen jeweils in einer Konzentration von c = 0,2 mol l enthält, wird tropfenweise Bariumchlorid-Lösung gegeben. Welches Salz fällt zuerst aus? Berechnen Sie die Konzentration der Barium-Ionen, bei der die Fällung beginnt!

5 Abitur 2003 Chemie Gk Seite 6 Standardelektrodenpotentiale (alphabetisch geordnet) Element/Verbindung oxidierte Form I reduzierte Form E in V Blei Pb 2+ (aq) + 2 e - I Pb (s) - 0,13 PbO 2(s) + 4 H + (aq) + 2 e - I Pb 2+ (aq) + 4 H 2 O (l) 1,46 Chlor Cl 2(g) + 2 e - I 2 Cl - (aq) 1,36 Eisen Fe 2+ (aq) + 2 e - I Fe (s) - 0,41 Fe 3+ (aq) + e - I Fe 2+ (aq) 0,77 Gold Au 3+ (aq) + 3 e - I Au (s) 1,41 Kupfer Cu 2+ (aq) + 2 e - I Cu (s) 0,35 Natrium Na + (aq) + e - I Na (s) - 2,71 Wasserstoff (ph = 7) 2 H 2 O (l) + 2 e - I H 2(g) + 2 OH - (aq) - 0,41 Zink Zn 2+ (aq) + 2 e - I Zn (s) - 0,76 Thermodynamische Daten Formel Zustand molare Standard- Bildungsenthalpie B H 0 m in kj. mol molare Standardentropie S 0 m in J. K. mol Chlor Cl 2 g Chlorwasserstoff HCl g Kohlendioxid CO 2 g Methanol CH 3 OH g Methanol CH 3 OH l Sauerstoff O 2 g Wasser H 2 O g Wasser H 2 O l Wasserstoff H 2 g Säurekonstanten und Basekonstanten bei 22 C Formel der Säure Säurekonstante K S in mol l Formel der Base Basekonstante K B inmol l HCl 1, Cl - 1, H 2 SO 4 1, HSO 4 1, H 3 O + 5, OH - 5, CH 3 COOH 1, CH 3 COO - 5, H 2 O 1, Löslichkeitsprodukte bei 25 C Name Formel Zahlenwert Einheit Bariumcarbonat BaCO mol 2 l -2 Bariumsulfat BaSO mol 2 l -2 Normbedingungen: T n = 273 K; p n = 101,3 kpa Faradaysches Gesetz: I t = n F z Faraday-Konstante: F = 9,65 10 A s mol Zustandsgleichung ideales Gas p V n = R T 4 1