Schriftliche Abiturprüfung Leistungskursfach Chemie - NACHTERMIN -

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1 Sächsisches Staatsministerium für Kultus Schuljahr 2006/07 Geltungsbereich: - Allgemein bildendes Gymnasium - Abendgymnasium und Kolleg - Schulfremde Prüfungsteilnehmer Schriftliche Abiturprüfung Leistungskursfach Chemie - NACHTERMIN - Material für den Prüfungsteilnehmer Allgemeine Arbeitshinweise Ihre Arbeitszeit (einschließlich Zeit zum Lesen aller Aufgaben und der Zeit zur Auswahl der Wahlaufgabe) beträgt 270 Minuten. Die Prüfungsarbeit besteht aus den zu bearbeitenden Teilen A, B und C (experimenteller Teil). Informieren Sie den Aufsicht führenden Lehrer, wenn Sie mit der experimentellen Bearbeitung des Teils C beginnen möchten. Bei Berechnungen muss der Lösungsweg zu erkennen sein. Werden GTR-Programme genutzt, so muss in der Darstellung des Lösungsweges deutlich werden, aus welchen Eingabedaten mit Hilfe des Programms welche Ergebnisse gewonnen wurden. Die im Anhang angegebenen Daten sind für Berechnungen zu verwenden. Erlaubte Hilfsmittel: Wörterbuch der deutschen Rechtschreibung Grafikfähiger, programmierbarer Taschenrechner ohne Computer-Algebra-System (GTR) Tabellen- und Formelsammlung ohne ausführliche Musterbeispiele (im Unterricht eingeführt) Zeichengeräte

2 Prüfungsinhalt Bearbeiten Sie die nachstehende Aufgabe. Teil A ( 25 BE ) Zink und Zinkverbindungen Zink ist ein lebensnotwendiges Spurenelement. Es ist in Organismen z.b. an der Regulierung von Oxidations- und Reduktionsprozessen beteiligt. 1 In wässrigen Lösungen sind Zink(II)-Ionen hydratisiert. 1.1 Erläutern Sie die Reaktion von hydratisierten Zink(II)-Ionen als Säure-Base-Reaktion nach BRÖNSTED. [Zn(H 2 0) 6 J H 2 0 [Zn(OH)(H 2 0) 5 ] + H Wird eine Lösung, die Zink(II)-Ionen enthält, mit Kalium-hexacyanoferrat(III)-Lösung versetzt, so fällt ein braungelber Niederschlag von Zink(II)-hexacyanoferrat(III) aus. Entwickeln Sie für die beschriebene Reaktion die Gleichung in Ionenschreibweise. Erreichbare BE-Anzahl: 4 2 Die Konzentration von Zink(II)-Ionen in einer Lösung wird durch eine komplexometrische Titration bestimmt. Als Maßlösung dient eine EDTA-Lösung und als Indikator Eriochromschwarz T. 2.1 Erläutern Sie das Prinzip der komplexometrischen Titration unter Beachtung der Endpunktbestimmung. Beziehen Sie in Ihre Ausführungen die nachfolgenden Reaktionsgleichungen ein. Me HIn 2- [Meln] - + H + [Meln] - + H 2 EDTA 2- HIn 2- + [MeEDTA] 2- + H + weinrot blau Hinweis: Me 2, : Metall-Ionen, In: Indikator, H 2 EDTA 2- : EDTA- Lösung 2.2 Der ph-wert ist bei dem beschriebenen Analyseverfahren zwischen ph = konstant zu halten. Treffen Sie aus nachfolgenden Chemikalien eine Auswahl zur Herstellung eines geeigneten Puffersystems und begründen Sie Ihre Entscheidung unter Einbeziehung einer Gleichung in lonenschreibweise. Auszuwählende Chemikalien: Salzsäure, Natriumchloridlösung, Essigsäure, Ammoniaklösung, Natriumacetatlösung und Ammoniumchloridlösung 3 Eine Bestimmung des Zink(II)-lonengehaltes kann auch auf elektrochemischem Weg erfolgen. Aus einer Silberhalbzelle und einer Zinkhalbzelle wird ein galvanisches Element aufgebaut. Die gemessene Spannung zwischen den beiden Halbzellen beträgt U=1,56V. Berechnen Sie unter Angabe einzelner Lösungsschritte die Stoffmengenkonzentration an Zink(II)-Ionen in der Zinkhalbzelle. Hinweis: Gehen Sie davon aus, dass die eingesetzte Silberelektrode ein Elektrodenpotenzial von E(Ag/Ag + ) = 0, 74 V besitzt. Erreichbare BE-Anzahl: 3

3 4 Die Phosphatierung von Metallen dient u. a. zum Korrosionsschutz und zur Erhöhung des Haftungsvermögens von Lacküberzügen auf Metallen. 4.1 Zur Vorbereitung der Zinkphosphatierung werden Metalle mit Säurelösungen behandelt. Beim Eintauchen von Eisenwerkstücken in eine phosphorsaure Lösung reagieren Hydronium-lonen mit Eisenatomen auf der Oberfläche des Metalls zu u. a. Eisen(II)- Ionen. Entwickeln Sie für die beschriebene Vorbehandlung die Gleichung in lonenschreibweise und erläutern Sie die Veränderung des ph-wertes in der Lösung. 4.2 Durch den Zusatz von Nitrit-Ionen als Oxidationsmittel wird die Wasserstoffentwicklung auf der Metalloberfläche eingeschränkt. Erläutern Sie diese Maßnahme unter Einbeziehung der nachfolgend angegebenen Standardpotenziale. Beziehen Sie in Ihre Darlegungen die Gleichung für die Reaktion der Nitrit-Ionen ein. Hinweis: Nitrit-Ionen werden zu Ammonium-lonen umgewandelt. E (NH4 + /NO2 ) = 0, 87 V E 0 (H2/2 H3O + ) = 0 V 4.3 Eine Besonderheit der Zinkphosphatierung ist die Bildung des schwerlöslichen Zink(II)- phosphat-tetrahydrats aus Hexaaquazink(II)lonen und Dihydrogenphosphat-Ionen auf der Werkstoffoberfläche. Entwickeln Sie für die beschriebene Reaktion die Gleichung in lonenschreibweise. 5 Die Herstellung von Zink(II)-sulfat erfolgt großtechnisch durch das Auflösen von u. a. mit Mangan- und Eisenverbindungen verunreinigtem Zinkoxid. 5.1 In einer sich anschließenden Reinigungsstufe werden Eisen(II)-Ionen oxidiert und als schwerlösliches Eisen(III)-hydroxid abgetrennt. Ermitteln Sie rechnerisch die mögliche Stoffmengenkonzentration an Eisen-Ionen in einer Eisen(II)- bzw. einer Eisen(III)- hydroxidlösung beim jeweiligen ph-wert von ph = 7. Begründen Sie, weshalb die Oxidation der Eisen(II)-Ionen nötig ist. 5.2 Die Abtrennung von Mangan(II)-Ionen wird durch nachfolgende Reaktion beschrieben: 2 KMnO MnSO H 2 O 5 MnO 2 + K 2 SO H 2 SO 4 Ermitteln Sie aus der vorgegebenen Gleichung die zugehörigen Teilgleichungen in lonenschreibweise.

4 Teil B (20 BE ) Bearbeiten Sie die nachstehende Aufgabe. Struktur, Eigenschaften und Reaktionsverhalten organischer Naturstoffe 1 Harnstoff (H 2 N-CO-NH 2 ) wird als Endprodukt des Eiweißstoffwechsels im Organismus der Säugetiere gebildet. Mit salpetriger Säure (HNO 2 ) reagiert Harnstoff bei Standardbedingungen zu Kohlenstoffdioxid, Stickstoff und Wasser. Die molare Reaktionsenthalpie beträgt Δ R H = kj mol Entwickeln Sie für die Reaktion des Harnstoffs mit salpetriger Säure die Gleichung. 1.2 Berechnen Sie für die Bildung von 73 ml Stickstoff die Reaktionsenthalpie. Hinweis: Molares Volumen V m = 24,5 I mol Geben Sie für das Harnstoffmolekül zwei mesomere Grenzformeln an. 1.4 Ordnen Sie die Verbindungen Harnstoff, Aminomethan (CH 3 NH 2 ) und Ammoniak nach steigender Basizität. Begründen Sie Ihre Aussage mit Hilfe der Kenntnisse über I-Effekte an den Stickstoffatomen der entsprechenden Moleküle. Erreichbare BE-Anzahl: 8 2 Kohlenhydrate sind Energielieferanten im Stoffwechselprozess der Organismen. 2.1 Geben Sie die kettenförmige Strukturformel der Glucose an und leiten Sie daraus zwei Eigenschaften dieses Monosaccharids ab. 2.2 Im Blutzucker der Insekten wird ein Disaccharid (Trehalose) analysiert, das aus zwei D- Glucosemolekülen aufgebaut ist. Die Trehalose reagiert weder mit Fehlingscher Lösung noch mit ammoniakalischer Silbernitratlösung. Begründen Sie das Reaktionsverhalten dieses Zuckers. 2.3 Bei einigen Wiederkäuern wird die Cellulose zu Glucose abgebaut. Diese wird durch Bakterien zu Propansäure, Ethansäure, Kohlenstoffdioxid und Wasser vergoren. Entwickeln Sie für den genannten Gärprozess die Reaktionsgleichung. 3 Glycin (Aminoethansäure) ist ein Hydrolyseprodukt fast aller Eiweißstoffe. 3.1 Die quantitative Bestimmung der Stoffmengenkonzentration an Glycin wird nach VAN SLYKE anhand folgender Reaktion vorgenommen: CH 2 (NH 2 )-COOH + H 3 O + + NO 2 - CH 2 (OH)-COOH + N H 2 O 3.2 In der Leber pflanzenfressender Säugetiere wird Benzoesäure durch Glycin gebunden und mit dem Harn als Hippursäure (Benzoylglycin) ausgeschieden. Begründen Sie anhand einer Gleichung die vorliegende Reaktionsart. 3.3 Glycin ist auch Baustein des Hämoglobins - einer hochmolekularen Eisen(II)-komplexverbindung. Im Pferdehämoglobin beträgt der Massenanteil des Eisen(II)-Ions 0,335%. Berechnen Sie die molare Masse dieses Proteins.

5 Teil C (15 BE) Wählen Sie eine der nachstehenden Aufgaben aus und bearbeiten Sie diese. Aufgabe C 1 Komplexreaktionen des Kupfer(II)-sulfats 1 Die Stabilität von Komplexverbindungen kann qualitativ durch gekoppelte Komplexgleichgewichtsreaktionen überprüft werden. 1.1 Vergleichen Sie experimentell das Stabilitätsverhalten von Kupfer(II)-und Zink(II)- Komplexen. Notieren Sie Ihre Beobachtungen. Experiment A Versetzen Sie in einem Reagenzglas 7 ml Zink(II)-sulfatlösung mit 2 Tropfen Ammoniaklösung (w = 10 %; C) und schütteln Sie. Geben Sie 4 ml Ammoniaklösung zum Reaktionsgemisch. Schütteln Sie erneut. Experiment B Teilen Sie die Lösung aus Experiment A und geben Sie in einen Teil der Lösung 3 ml Kupfer(II)-sulfatlösung. Nutzen Sie den Inhalt des zweiten Reagenzglases als Vergleichslösung. 1.2 Werten Sie die Beobachtungsergebnisse von Experiment A unter Einbeziehung von Reaktionsgleichungen aus. 1.3 Leiten Sie anhand der Beobachtungsergebnisse aus Experiment B Aussagen zu den Komplexstabilitäten der untersuchten Zink(II)- und Kupfer(II)-Komplexverbindungen ab und begründen Sie diese. Nutzen Sie dazu Reaktionsgleichungen. 2 Bei farbigen Komplexverbindungen lassen sich die stöchiometrischen Verhältnisse des Zentralteilchens zum Liganden durch die Methode der molaren Verhältnisse" ermitteln. 2.1 Bestimmen Sie die Anzahl der Ammoniakliganden im Kupfer(II)-Komplex experimentell. Experiment C Geben Sie in 7 Reagenzgläser, die jeweils 1 g Ammoniumnitrat enthalten, destilliertes Wasser von 9 ml, 8 ml, 7 ml, 6 ml, 5 ml, 4 ml und 3 ml dazu. Schütteln Sie jedes Reagenzglas so lange, bis sich das Salz aufgelöst hat. Versetzen Sie jede Lösung nacheinander mit 1 ml Kupfer(II)sulfatlösung (c = 0,1 mol I -1 ). Geben Sie in die 7 Reagenzgläser der Reihe nach 0 ml, 1 ml, 2 ml, 3 ml, 4 ml, 5 ml und 6 ml Ammoniaklösung (c = 0,1 mol I -1 ). Vergleichen Sie die Farbänderungen. 2.2 Begründen Sie die Notwendigkeit der Ammoniumnitratzugabe zur Kupfer(II)- sulfatlösung. Beziehen Sie Reaktionsgleichungen ein. 2.3 Leiten Sie aus dem Farbvergleich des Amminkupfer(II)-Komplexes das Stoffmengenverhältnis von Zentralteilchen und Liganden ab. Geben Sie die Formel für dieses Komplex-Ion an.

6 Aufgabe C 2 Harnstoff Die Harnstoffsynthese im Jahre 1928 durch Friedrich Wöhler war der Ausgangspunkt für die Entwicklung der organischen Chemie. 1 Sie erhalten in zwei nummerierten Reagenzgläsern die Feststoffe Harnstoff und Thioharnstoff (H 2 N-CS-NH 2 ) (Xn; N). Bestimmen Sie experimentell unter dem Abzug, in welchem Reagenzglas sich welcher Feststoff befindet. Fordern Sie die für die Identifizierung notwendigen Chemikalien beim Aufsicht führenden Lehrer an und notieren Sie Ihre experimentellen Ergebnisse. 2 Untersuchen Sie das Reaktionsverhalten des Harnstoffs. Führen Sie dazu folgende Experimente durch. Notieren Sie alle Beobachtungen. Experiment A Erhitzen Sie in einem Reagenzglas vorsichtig 1 g Harnstoff mit 2 ml Natriumhydroxidlösung (C) und prüfen Sie das sich entwickelnde Gas mit einem angefeuchteten Universalindikatorpapierstreifen. Experiment B Versetzen Sie das abgekühlte, nun Carbonat-Ionen enthaltende, Stoffgemisch aus Experiment A mit 3 ml konzentrierter Salzsäure (C). Identifizieren Sie das entweichende Gas. Fordern Sie vom Aufsicht führenden Lehrer ein geeignetes Nachweismittel schriftlich an. Experiment C Lösen Sie unter dem Abzug in dem bereit gestellten Kunststoffbecher 2 g Harnstoff in 5 ml Methanal (Formaldehyd; (T)) unter Rühren auf, entfernen Sie den Rührstab und fügen Sie dem Reaktionsgemisch 1 Tropfen konzentrierte Schwefelsäure (C) zu. Schwenken Sie den Becher bis eine sichtbare Reaktion eintritt. 3 Auswertung 3.1 Leiten Sie aus den Reaktionen der gasförmigen Reaktionsprodukte gegenüber dem Indikator im Experiment A und gegenüber dem angeforderten Nachweismittel im Experiment B ab, welche Verbindungen entstanden sind. 3.2 Entwickeln Sie, ausgehend von der Reaktion des Harnstoffs mit Natriumhydroxidlösung, die Reaktionsgleichungen für die Auswertung des Experimentes B. 3.3 Stellen Sie einen Formelausschnitt (mindestens 3 Bausteine) der Struktur des Reaktionsproduktes von Experiment C dar. Anhang Standardpotenziale E 0 Redoxpaar Standardpotenzial E 0 in V Zn/Zn 2+ = -0,76 Löslichkeitsprodukte K L Stoff K L Fe(OH) mol 4 l -4 Fe(OH) mol 3 l -3