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

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1 Abitur 2002 Chemie Lk Seite 2 Hinweise für den Schüler Aufgabenauswahl: Von den 2 Prüfungsblöcken A und B ist einer auszuwählen. Bearbeitungszeit: Die Arbeitszeit beträgt 300 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. Bei Berechnungen ist die Anlage 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 Gesamtumfanges entspricht.

2 Abitur 2002 Chemie Lk Seite 3 Block A Alles Essig? 1. Ägypter und Babylonier haben schon vor einigen tausend Jahren glucosehaltigen Saft in Tonkrügen zu Wein vergoren. Waren sie dabei nicht achtsam genug und ließen Luft eindringen, wurde der Wein zu Weinessig. 1.1 Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen für die Vergärung von Glucose zu Ethanol und für die anschließende Reaktion des Ethanols zu Ethansäure! Begründen Sie mit Hilfe der Oxidationszahlen, dass es sich bei der letzteren um eine Redoxreaktion handelt! Kennzeichnen Sie die Teilreaktionen! 1.2 Nennen Sie 2 gemeinsame und 2 unterschiedliche Eigenschaften von Ethansäure und Ethanol und erklären Sie diese Eigenschaften mit dem Bau der Moleküle! 2. Ethansäure wird in verdünnter wässriger Lösung unter anderem zur Oberflächenveredlung von Metallen, als Speisewürze und Konservierungsmittel verwendet. 2.1 Erläutern Sie anhand der Protolyse der Ethansäure die SäureBaseTheorie nach Brönsted! 2.2 In einer Konservenfabrik werden 10 m³ Ethansäurelösung mit dem phwert 3 benötigt. Berechnen Sie die Masse an Ethansäure, die dafür in Wasser gelöst werden muss! 2.3 Bei der Elektrolyse einer Ethansäurelösung entstanden innerhalb von 20 Minuten 5 ml Wasserstoff (Normbedingungen). Berechnen Sie die Stromstärke, mit der elektrolysiert wurde! 2.4 Experiment: Titrieren Sie die vorgegebene Ethansäurelösung mit Natronlauge der Konzentration c = 0,1 mol l 1, wobei Sie 10 ml der Ethansäurelösung vorlegen! Wählen Sie einen geeigneten Indikator! Begründen Sie Ihre Wahl! Berechnen Sie die Konzentration der Ethansäure! 3. Für das Beizen von Eisenblech zur Herstellung von Weißblech für Konservendosen wurde eine Mischung aus Ethansäure und Salzsäure verwendet. Nun soll festgestellt werden, ob das Lösungsgemisch noch die erforderlichen Säurekonzentrationen von jeweils mindestens c = 0,03 mol l 1 enthält. Dazu werden 100 ml des Gemisches mit Natronlauge der Konzentration c = 0,1 mol l 1 titriert, wobei sich folgende Kurve ergibt: 9 BE (5 BE) 13 BE (5 BE) 5 BE ph V (NaOH) [ml] 3.1 Interpretieren Sie den Kurvenverlauf unter Berücksichtigung der Protolysegleichgewichte der beiden Säuren! 3.2 Berechnen Sie mit Hilfe der Werte aus der Grafik die Konzentrationen der Säuren im Gemisch und überprüfen Sie, ob die geforderte Bedingung erfüllt ist!

3 Abitur 2002 Chemie Lk Seite 4 4. Nach dem Beizen wird das Eisenblech verzinnt, so dass eine hauchdünne Zinnschicht das Eisen vor Korrosion schützt. 4.1 Erläutern Sie den Korrosionsvorgang, wenn die Zinnschicht an einer Stelle zerstört ist! 4.2 Aus Mangel an Gläsern füllt ein Ökobauer Essiggurken in Weißblechdosen ab. Die Ethansäure in der Gurkenbrühe hat etwa eine Konzentration von c = 0,5 mol l 1. Berechnen Sie, ob bei einer solchen Konzentration die Zinnschicht des Weißblechs angegriffen wird! Werten Sie die Entscheidung des Ökobauern! 7 BE 5. Ethansäure ist ein Bestandteil von Acetatpuffern. Um 1 Liter Pufferlösung zu erhalten, 4 BE werden 50 g Natriumacetat und 30 g Ethansäure gelöst. 5.1 Berechnen Sie das Volumen Natronlauge der Konzentration c = 2,0 mol l 1, das dieser Lösung bis zum Äquivalenzpunkt (phsprung) zugesetzt werden kann! 5.2 Berechnen Sie den phwert der beschriebenen Pufferlösung! 6. Gleichgewichtsreaktionen sind in der organischen Chemie weit verbreitet. Zu ihnen 4 BE zählt auch die Synthese von Ethansäureethylester. 6.1 Erläutern Sie an diesem Beispiel zwei Merkmale des chemischen Gleichgewichts! 6.2 Nennen und begründen Sie 2 verschiedene Möglichkeiten, wie durch Konzentrationsveränderungen eine Verschiebung des Gleichgewichts zu Gunsten des Esters erreicht werden kann! 7. Bei der Verbrennung organischer Stoffe entsteht u.a. Wasser als Reaktionsprodukt. 18 BE Zur Untersuchung eines solchen Vorganges wurde Ethansäure verbrannt. 7.1 Stellen Sie die Reaktionsgleichung für die vollständige Oxidation von Ethansäure (1 BE) auf! 7.2 Die entstehenden Gase werden über wasserfreies Kupfer(II)sulfat geleitet. Dabei wird das wasserfreie Kupfer(II)sulfat in Kupfer(II)sulfatpentahydrat (CuSO 4 5H 2 O) umgewandelt. Berechnen Sie die Masse an wasserfreiem Kupfer(II)sulfat, die erforderlich ist, um den bei der Verbrennung von 1 mol Ethansäure entstehenden Wasserdampf vollständig zu binden! 7.3 Im Kupfer(II)sulfatpentahydrat ist ein Wassermolekül an das SulfatIon gebunden, während die anderen 4 Wassermoleküle an das Kupfer(II)Ion gebunden sind. Erläutern Sie den Aufbau dieses komplexen Kations einschließlich der Bindungsverhältnisse! Berücksichtigen Sie dabei die Elektronenkonfiguration des Kupfer(II) Ions! 7.4 Nach der Reaktion soll das Kupfer(II)sulfatpentahydrat für weitere Prozesse wieder vollständig entwässert werden. Berechnen Sie die Mindesttemperatur, bei der die Entwässerung exergonisch verläuft, wenn Wasserdampf entsteht! 7.5 Beschreiben Sie die Triebkräfte einer chemischen Reaktion und erläutern Sie drei (5 BE) Möglichkeiten für einen freiwilligen Verlauf! 7.6 Das andere Gas, das neben Wasserdampf bei der Verbrennung von Ethansäure entsteht, wird in eine alkalische Lösung geleitet, in der sich sofort ein weißer Niederschlag bildet. Entscheiden und begründen Sie, welche alkalische Lösung eingesetzt werden kann! Geben Sie an, wie der entstandene Niederschlag wieder aufgelöst werden kann und entwickeln Sie dafür eine Reaktionsgleichung!

4 Abitur 2002 Chemie Lk Seite 5 Block B 1. Ammoniak gehört zu den in großer Menge synthetisierten Grundstoffen der chemischen Industrie. 1.1 Formulieren Sie die Reaktionsgleichung und das Massenwirkungsgesetz für die Synthese des Ammoniaks aus den Elementen! 1.2 Unter Standardbedingungen wird die Gleichgewichtskonstante mit K c = l 2 mol 2 angegeben. Bringt man jedoch Wasserstoff und Stickstoff im stöchiometrischen Verhältnis in ein Gefäß, das danach sofort verschlossen wird, so ist auch nach einigen Tagen kein Ammoniak nachweisbar. Erklären Sie diesen Sachverhalt ohne Berechnungen! 1.3 Erläutern Sie die theoretisch günstigsten Bedingungen für eine hohe Ammoniakausbeute! 1.4 In der Technik arbeitet man bei folgenden Bedingungen: 17 BE (1 BE) (1 BE) Temperatur: 450 C; Druck: 2030 MPa; Katalysator: Eisen Begründen Sie die Abweichung von den theoretischen Werten! 1.5 Unter den in 1.4 genannten Bedingungen wird im Gleichgewicht im Gasgemisch höchstens ein Ammoniakanteil von 25 % erreicht. Erläutern Sie 2 technische Prinzipien, die angewandt werden, um die Ammoniaksynthese trotzdem kostengünstig zu gestalten! 1.6 Für Gasgleichgewichte gibt man häufig eine Konstante an, die aus den Gleichgewichtspartialdrücken berechnet wird. Gegeben ist ein Stoffgemisch von Stickstoff, Wasserstoff und Ammoniak bei 200 C, das sich im Gleichgewichtszustand befindet. Folgende Werte sind bekannt: Gesamtdruck: p = Pa; Gesamtvolumen: V = 60 l; Partialdrücke: p(n 2 ) = 1, Pa; p( H 2 ) = 3, Pa. Berechnen Sie über die Partialdrücke die Gleichgewichtskonstante K p sowie die Stoffmenge und die Konzentration von Ammoniak! 1.7 Ammoniak wird unter anderem zur Rauchgasentschwefelung genutzt. Das dabei entstehende Ammoniumsulfat wird als Düngemittel verwendet. Erläutern Sie unter Verwendung von Reaktionsgleichungen, wie die Ionen dieses Salzes nachgewiesen werden können! 2. Zur Herstellung von Wasserstoff für die Ammoniaksynthese kann von Methan und Wasserdampf ausgegangen werden: 9 BE CH 4(g) + H 2 O (g) I CO (g) + 3H 2(g) 2.1 Berechnen Sie für diese Reaktion die molare Reaktionsenthalpie R H m! (1 BE) 2.2 Erläutern Sie die Triebkräfte dieser chemischen Reaktion und ihr Zusammenwirken!

5 Abitur 2002 Chemie Lk Seite Interpretieren Sie die folgende grafische Darstellung zur Reaktion von 2. und äußern Sie sich über die thermodynamische Wahrscheinlichkeit des Ablaufes dieser Reaktion! kj mol 1 T R S 200 R H R G; R H; T R S T / K R G Aus dem Synthesegas für die Ammoniaksynthese wird das Kohlenstoffmonoxid durch Konvertierung weitgehend entfernt. (3BE) CO (g) + H 2 O (g) I CO 2(g) + H 2(g) Ermitteln Sie die Stoffmenge Wasserstoff im Gleichgewicht, wenn zu Beginn der Reaktion 1 mol Kohlenstoffmonoxid, 3 mol Wasserdampf und 1 mol Wasserstoff vorlagen! Kc = Bei Nachweisreaktionen finden häufig auch Komplexbildungen statt. 9 BE 3.1 Entwickeln Sie die Formel für Ammoniak in Elektronenschreibweise und erklären Sie, warum Ammoniak als Ligand geeignet ist! Geben Sie für 2 weitere Substanzen, die als Ligand geeignet wären, die Formeln in Elektronenschreibweise an! 3.2 Tollens Reagens (ammoniakalische Silbernitratlösung) als Nachweismittel für die Aldehydgruppe enthält Ammoniak, um zu verhindern, dass sich die Silber Ionen mit HydroxidIonen zu schwerlöslichem Silberhydroxid umsetzen. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für die Reaktion zwischen Ammoniak und Silbernitrat! Erläutern Sie den Bau der entstehenden Verbindung einschließlich der chemischen Bindung (Silber hat die Koordinationszahl 2)! (5 BE)

6 Abitur 2002 Chemie Lk Seite 7 4. Auf klassischem Wege soll eine organische Substanz, die aus den Elementen 13 BE Kohlenstoff, Wasserstoff und Sauerstoff besteht, identifiziert werden. Die ermittelte molare Masse beträgt etwa 45,6 g mol 1. Weiterhin sind folgende Eigenschaften bekannt: flüssig, brennbar, charakteristischer Geruch, mit Wasser mischbar. Zur Bestimmung der Anzahl der Kohlenstoffatome wurde eine Probe von 0,068 g verdampft. Das entstehende Gas hätte unter Normbedingungen ein Volumen von 33 ml. Nach der Oxidation mit Kupfer(II)oxid entstanden 66 ml Kohlendioxid (Normbedingungen). 4.1 Bestimmen Sie die Anzahl der Kohlenstoffatome und die Summenformel! (5 BE) Entwickeln Sie daraus zwei Strukturformeln! Entscheiden Sie, welcher Stoff vorlag! Begründen Sie! 4.2 Experiment: Identifizierung von Stoffen Bestimmen Sie mit Hilfe von Nachweisreaktionen, in welchem Reagenzglas (5 BE) sich Ethanol, Glucoselösung, Wasser bzw. Essigsäurelösung befinden! Fordern Sie die benötigten Nachweismittel an! Formulieren Sie für die Nachweise drei Reaktionsgleichungen! 5. Galvanische Elemente sind elektrochemische Spannungsquellen, die durch 12 BE Kombination von Metall / MetallIonen Elektroden gebildet werden. 5.1 Verbindet man zwei Silberhalbzellen leitend miteinander, kann unter bestimmten Voraussetzungen eine Spannung gemessen werden Erklären Sie diesen Sachverhalt! Unter welchen Bedingungen würde man eine relativ hohe Zellspannung erhalten? (1 BE) Eine Schülergruppe soll nach folgender Anleitung ein galvanisches Element (6 BE) herstellen: Silberchlorid wird in einem Becherglas mit reinem Wasser und in einem anderen Becherglas mit Chlorwasserstoffsäure (Salzsäure) der Konzentration c(hcl) = 0,1 mol l 1 übergossen, wobei jeweils ein Bodensatz erhalten bleibt. In jedes Becherglas wird ein Silberblech gestellt. Beide Bechergläser werden durch einen Stromschlüssel leitend verbunden. Berechnen Sie, welche Spannung nach einiger Zeit zwischen den beiden Silberblechen abgelesen werden kann und geben Sie die Polung dieses galvanischen Elements an! 5.2 Eine galvanische Zelle besteht aus einer Standardwasserstoffelektrode und einer unbekannten Halbzelle (Standardbedingungen). Beim Verdünnen des Elektrolyten in der unbekannten Halbzelle wird die gemessene Zellspannung größer. Geben Sie an und begründen Sie, welche der folgenden Halbzellen diese Bedingung erfüllen: a) die Zn 2+ / ZnHalbzelle b) die Cu 2+ / CuHalbzelle c) die Cl / Cl 2 Halbzelle!

7 Abitur 2002 Chemie Lk Seite 8 Standardelektrodenpotentiale 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 Kupfer Cu 2+ (aq) + 2 e I Cu (s) 0,35 Mangan MnO 4 (aq) + 8 H + (aq) + 5 e I Mn 2+ (aq) + 4 H 2 O (l) 1,51 Natrium Na + (aq) + e I Na (s) 2,71 Nickel Ni 2+ (aq) + 2 e I Ni (s) 0,23 Sauerstoff O 2 (g) + 2 H 2 O (l) + 4 e I 4 OH (aq) 0,40 O 2 (g) + 4 H + (aq) + 4 e I 2 H 2 O (l) 1,23 Silber Ag + (aq) + e I Ag (s) 0,80 Wasserstoff 2 H + (aq) + 2 e I H 2(g) 0,00 2 H 2 O (l) + 2 e I H 2(g) + 2 OH (aq) 0,83 Zink Zn 2+ (aq) + 2 e I Zn (s) 0,76 Zinn Sn 2+ (aq) + 2 e I Sn (s) 0,14 Hinweis: Die Elektrodenpotentiale sind alphabetisch nach Elementen geordnet. Thermodynamische Daten Formel Zustand molare Standard Bildungsenthalpie molare Standardentropie S 0 m in J. K 1. mol 1 B H 0 m in kj. mol 1 Aluminium Al s 0 28 Aluminiumoxid Al 2 O 3 s Ammoniak NH 3 g Chlor Cl 2 g Chlorwasserstoff HCl g Distickstofftetraoxid N 2 O 4 g Eisen Fe s 0 27 Eisen(III)oxid Fe 2 O 3 s Ethanol C 2 H 5 OH g HydroniumIonen H 3 O + aq HydroxidIonen OH aq Kohlendioxid CO 2 g Kohlenmonoxid CO g Kupfer(II)sulfat CuSO 4 s Kupfer(II)sulfat5 CuSO 4 5 s hydrat H 2 O Methan CH 4 g Nonan C 9 H 20 l Wasser H 2 O g Wasser H 2 O l Wasserstoff H 2 g WasserstoffIonen H + aq 0 0

8 Abitur 2002 Chemie Lk Seite 9 Säurekonstanten und Basekonstanten bei 22 C Formel der Säure Säurekonstante K S in mol l 1 Formel der Base Basekonstante K B in mol l 1 HCl 1, O 2 1, H 2 SO 4 1, NH 2 1, H 3 O + 5, OH 5, HNO 3 2, PO 4 4, HSO 4 1, CO 3 2, H 3 PO 4 7, NH 3 1, C 6 H 5 COOH 6, HPO 4 1, CH 3 COOH 1, HCO 3 3, [Al(H 2 O) 6 ] 3+ 1, [AlOH(H 2 O) 5 ] 2+ 7, H 2 CO 3 3, CH 3 COO 5, H 2 PO 4 6, C 6 H 5 COO 1, NH 4 5, H 2 PO 4 1, HCO 3 4, SO 4 8, HPO 4 2, H 2 O 1, H 2 O 1, Cl 1, Löslichkeitsprodukte bei 25 C Name Formel Zahlenwert Einheit Bariumsulfat BaSO mol 2 l 2 Calciumphosphat Ca 3 (PO 4 ) mol 5 l 5 Calciumsulfat CaSO mol 2 l 2 Eisen(II)sulfid FeS mol 2 l 2 Kupfer(II)sulfid CuS mol 2 l 2 Magnesiumhydroxid Mg(OH) mol 3 l 3 Silberbromid AgBr mol 2 l 2 Silberchlorid AgCl mol 2 l 2 Silberiodid AgI mol 2 l 2 Normbedingungen: T n = 273 K; p n = 101,3 kpa + c(ha) ca HendersonHasselbalchGleichung: c(h3o ) = K S oder ph = pks + log ( ) c(a ) cha phwert mittelstarker bis sehr schwacher Säuren: ph = 1 ( lg{ [ ]}) 2 pk s c 0 HA m(h2o) cp(h2o) T molare Reaktionsenthalpie (Kalorimetergleichung): RHm = n 1 c (H O) = 4,19 J K g Faradaysches Gesetz: I t = n F z FaradayKonstante: F = 9,65 10 p A s mol NernstGleichung: 0 0,059 V c (Ox) 0,059 V U = U + lg oder U = U 0 + lg c (Me z + ) z c(red) z GibbsHelmholtzGleichung: G = H T S Allgemeine Gaskonstante R = 8,314 kpa l K 1 mol 1 Zustandsgleichung ideales Gas n = p V R T 1