Schriftliche Abiturprüfung Leistungs

Sächsisches Staatsministerium
für Kultus
Geltungsbereich:
- allgemeinbildendes Gymnasium
- Abendgymnasium und Kolleg
- schulfremde Prüfungsteilnehmer
Schriftliche Abiturprüfung
Leistungs- und Grundkursfach Chemie
Abiturähnliche Musteraufgaben
1
Materialien zur Vorbereitung der schriftlichen Abiturprüfung im Grundkursfach
Chemie auf der Grundlage des neuen Lehrplans
1 Vorbemerkungen
Intention dieser Musteraufgaben ist es, allen Fachlehrern ein praktikables Hilfsmittel
zur Vorbereitung der Schüler auf die schriftliche Abiturprüfung im Grundkursfach
Biologie ab dem Schuljahr 2009/10 in die Hand zu geben.
Grundlage dieser abiturähnlichen Musterklausur bildeten folgende Dokumente:
- „Einheitliche Prüfungsanforderungen in der Abiturprüfung Chemie“ (Beschluss der Kultusministerkonferenz vom 01.12.1989 i.d.F. vom
05.02.2004)
- Lehrplan Chemie für das allgemeinbildende Gymnasium in Sachsen in der
für die gymnasiale Oberstufe ab 01. 08. 2008 gültigen Fassung
- „Hinweise zur Vorbereitung auf die Abiturprüfung und die Ergänzungsprüfungen 2010 an allgemein bildenden Gymnasien, Abendgymnasien und
Kollegs im Freistaat Sachsen“
2
2 Aufgabenmuster für das Leistungskursfach
Allgemeine Arbeitshinweise
Ihre Arbeitszeit (einschließlich Zeit zum Lesen aller Aufgaben und der Zeit zur
Auswahl von Wahlaufgaben) beträgt 270 Minuten.
Die Prüfungsarbeit besteht aus den zu bearbeitenden Teilen A, B und C
(experimenteller Teil).
Zur Bearbeitung des Teils A stehen maximal 60 Minuten zur Verfügung.
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 GTRProgramme genutzt, so muss in der Darstellung des Lösungsweges deutlich werden,
aus welchen Eingabedaten mit Hilfe des Programms welche Ergebnisse gewonnen
wurden.
Erlaubte Hilfsmittel:
Wörterbuch der deutschen Rechtschreibung,
Periodensystem der Elemente (Ausdruck wird am Beginn der Prüfung übergeben),
Zeichengeräte
Zusätzlich erlaubte Hilfsmittel im Teil B und C:
Grafikfähiger, programmierbarer Taschenrechner (GTR) mit und ohne ComputerAlgebra-System (CAS),
Tabellen- und Formelsammlung ohne ausführliche Musterbeispiele (im Unterricht
eingeführt)
3
Prüfungsinhalt
Teil A
( 15 BE )
Bearbeiten Sie die nachstehende Aufgabe.
Organische Verbindungen
1
Ethen (C2H4, θV = – 104,0 °C), Chlorethen (C2H3Cl, θV = – 13,9 °C) und
Ethan-1,2-diol (C2H4(OH)2, θV = 198,0 °C) sind Ausgangsstoffe zur
Herstellung von Kunststoffen.
1.1
Stellen Sie die Siedetemperaturen (θV ) dieser Stoffe in Abhängigkeit von
der molaren Masse grafisch dar und begründen Sie die unterschiedlichen
Siedetemperaturen mit dem Bau der Stoffe.
1.2
Geben Sie für ein im Chlorethen gebundenes Kohlenstoffatom das
Energieniveauschema in der Pauling-Schreibweise (Kästchenschreibweise)
an.
Erreichbare BE-Anzahl:
2
5
Chlorethen wird aus Ethin und Chlorwasserstoff hergestellt.
Entwickeln Sie dafür die Reaktionsgleichung.
Stellen Sie dar, wie die molare Reaktionsenthalpie dieser chemischen
Reaktion unter Nutzung der folgenden Angaben ermittelt werden kann.
∆BH (HCl) = – 92 kJ . mol –1
C2H6
→ C2H2 + 2 H2
C2H6 + 2 Cl2 → C2H4Cl2 + 2 HCl
C2H4Cl2
→ C2H3Cl + HCl
; ∆RH = + 312 kJ . mol –1
; ∆RH = – 226 kJ . mol –1
; ∆RH = + 72 kJ . mol –1
Erreichbare BE-Anzahl:
3
3
Ziegler-Natta-Katalysatoren sind metallorganische Verbindungen des
Aluminiums und Titans. Sie werden zur Gewinnung von Polyethen aus
Ethen verwendet.
3.1
Geben Sie einen Strukturausschnitt aus dem Makromolekül des Polyethens
an.
3.2
Leiten Sie aus der Stellung des Elements Titan im Periodensystem die
Elektronenkonfiguration für ein Titanatom im Grundzustand ab.
Begründen Sie davon ausgehend das häufige Auftreten der Oxidationszahl
+4 von Titan in Verbindungen.
4
3.3
Titan(IV)-Ionen können qualitativ nach einem Aufschluss mit Wasserstoffperoxid nachgewiesen werden. Dafür gilt die folgende Reaktionsgleichung
in Ionenschreibweise.
[Ti(OH)3]+ + H2O2 → [Ti(O2)OH]+ + 2 H2O
farblos
orangegelb
Benennen Sie das orangegelbe Komplex-Ion und prüfen Sie, ob eine
Redoxreaktion vorliegt.
Hinweis: O22 = Peroxid-Ion (Peroxo)
Erreichbare BE-Anzahl:
7
5
Teil B
( 30 BE )
Bearbeiten Sie die nachstehende Aufgabe.
Die Vielfalt der Stoffe
1
Ammoniak ist eine der bedeutendsten Grundchemikalien der chemischen
Industrie.
1.1
Das Ammoniakmolekül hat eine trigonal-pyramidale Struktur. Die Bindungswinkel betragen 107,3°.
Beschreiben Sie die Bindungsverhältnisse im Ammoniakmolekül mit Hilfe
des Orbitalmodells. Geben Sie die Ursache für den Bindungswinkel an.
1.2
Erläutern Sie das Lösen von Ammoniak in Wasser als Säure-Base-Reaktion
nach Brönsted.
1.3
Ammoniumnitrat, ein Bestandteil gewerblicher Sprengstoffe, zerfällt
höheren Temperaturen explosionsartig nach folgender Gleichung:
bei
2 NH4NO3 → 2 N2 + O2 + 4 H2O
Diskutieren Sie unter Nutzung der
exergonischen Verlauf dieser Reaktion.
Gibbs-Helmholtz-Gleichung
den
Erreichbare BE-Anzahl:
11
2
Elektrochemische Vorgänge bei der Elektrolyse einer Zinkbromidlösung mit
Kohleelektroden werden zur Stoffgewinnung und Energiespeicherung
genutzt.
2.1
Entwickeln Sie die Reaktionsgleichungen für die Anoden- und Katodenreaktion bei der Elektrolyse von Zinkbromid.
2.2
Berechnen Sie die Masse des in 3 Stunden abgeschiedenen Metalls, wenn
mit einer Stromstärke von 0,1 A gearbeitet wird. Der Wirkungsgrad beträgt
90 %.
2.3
Nach Beendigung der Elektrolyse ist mit einem angeschlossenen Voltmeter
eine Spannung messbar. Erklären Sie diese Beobachtung.
Erreichbare BE-Anzahl:
6
6
3
Indikator Phenolphthalein
Material:
M1
Struktur und Eigenschaften von Phenolphthalein:
OH
OH
O
O
Phenolphthalein ist in Wasser nicht löslich und findet meist in 0,1 %iger
alkoholischer Lösung Anwendung. Es ist selbst eine schwache Säure.
Phenolphthalein hat einen pKS-Wert von 9,2.
M2
Erklärung des Farbumschlags:
In Abhängigkeit vom pH-Wert der Lösung ändert das Phenolphthalein seine
Struktur und damit seine Farbe. Im niedrigen pH-Bereich liegt es in seiner
ungeladenen Grundform vor (A). Im höheren pH-Bereich werden die
Protonen an den Hydroxylgruppen abgespalten. In einer resultierenden
mesomeren Grenzstruktur ist ein chinoides System (als Chromophor)
vorhanden (B). In sehr stark basischer Umgebung lagert sich am zentralen
Kohlenstoffatom eine Hydroxylgruppe an (C), wodurch das Erreichen der
Chromophorstruktur unmöglich wird.
(A)
(B)
OH
O
- 2 H+
OH
O
O
O
+ 2 H+
O
O
7
+ OH
O
O
OH
O
O
(C)
Die Protolyse des Indikators wird vereinfacht durch folgendes Gleichgewicht
beschrieben:

→
A + 2 H2O ←

B 2 + 2 H3O+
(verändert nach Wikipedia)
3.1
Geben Sie die Säurekonstante von Phenolphthalein an.
3.2
Begründen Sie eine
Strukturmerkmalen.
3.3
Erläutern Sie unter Nutzung des Massenwirkungsgesetzes den Einfluss des
pH-Wertes auf die Farbänderung des Indikators.
3.4
Nennen Sie eine Neutralisationsanalyse bei der Phenolphthalein als
Indikator eingesetzt wird. Begründen Sie Ihre Entscheidung.
Eigenschaft
dieses
Indikators
anhand
Erreichbare BE-Anzahl:
von
8
8
Wählen Sie eine der Aufgaben 4 oder 5 aus und bearbeiten Sie diese.
Phosphate aus Düngemitteln und Haushaltchemikalien bewirken nicht selten eine
Überdüngung von Oberflächengewässern. Die Spätfolge ist eine starke Abnahme
des Sauerstoffgehalts.
Phosphat- und Sauerstoffgehalt müssen daher regelmäßig überprüft werden.
4
Erläutern Sie, wie experimentell ermittelt werden kann, ob die Stoffmengenkonzentration an gelösten Phosphat-Ionen in einer Wasserprobe den
Grenzwert von 5 . 10 –5 mol . l –1 überschreitet.
Nutzen Sie eine der angegebenen Gleichgewichtskonstanten.
KB (PO43−) = 2,3 . 10 –2 mol . l –1
KL (Ba3(PO4)2) = 6,0 . 10 –38 mol 5 . l –5
Beziehen Sie in Ihre Ausführungen entsprechende Berechnungen ein.
Erreichbare BE-Anzahl:
5
5
Zur Bestimmung des Sauerstoffs in einer Wasserprobe können verschiedene
Methoden angewandt werden.
5.1
Der qualitative Nachweis von Sauerstoff im Wasser kann mit der reduzierten
Leukoform des Farbstoffes Indigo erfolgen.
O
O
H
H
N
N
+ 2 eN
N
H
O
H
O
Ordnen Sie Indigo einer Farbstoffklasse zu und begründen Sie Ihre Zuordnung.
5.2
Bei der quantitativen Sauerstoffbestimmung wird bei pH > 7 die Wasserprobe
mit Mangan(II)-chloridlösung versetzt. Es fällt ein brauner Niederschlag von
Mangan(III)-hydroxid aus.
Entwickeln Sie für diese Reaktion die Reaktionsgleichung in Ionenschreibweise. Gehen Sie von den Teilgleichungen aus.
Erreichbare BE-Anzahl:
5
9
Teil C
( 15 BE )
Wählen Sie eine der nachstehenden Aufgaben aus und bearbeiten Sie diese.
Aufgabe C 1
Silbernitrat
Die quantitative Bestimmung von Silbernitrat in einer wässrigen Lösung kann
potentiometrisch oder durch Fällungstitration erfolgen.
1
Experiment A: Potentiometrische Bestimmung
Im Reagenzglas 1 befindet sich Silbernitratlösung bekannter Stoffmengenkonzentration (c(AgNO3) = 0,1 mol . l –1, Xi). Die Stoffmengenkonzentration
der Silbernitratlösung im Reagenzglas 2 ist kleiner als im Reagenzglas 1.
Tauchen Sie in beide Reagenzgläser jeweils einen Silberdraht und messen
Sie die Spannung zwischen den metallischen Phasen.
Als elektrolytischer Stromschlüssel dient ein mit gesättigter Kaliumnitratlösung getränkter Filterpapierstreifen.
1.1
Führen Sie das Experiment durch und notieren Sie Ihr Messergebnis.
1.2
Ordnen Sie den Elektroden des Konzentrationselements die Begriffe Anode
und Katode zu. Begründen Sie Ihre Entscheidung.
1.3
Berechnen Sie ausgehend von Ihrem Messergebnis die
konzentration der Silbernitratlösung im Reagenzglas 2.
2
Experiment B: Fällungstitration
Stoffmengen-
Bestimmen Sie durch Fällungstitration die Masse an gelöstem Silbernitrat in
der gegebenen Silbernitratlösung.
Arbeitsanleitung:
Säuern Sie 10 ml der Silbernitratlösung aus Gefäß 3 mit einigen Tropfen
verdünnter Salpetersäure (C) an. Geben Sie als Indikator 2 ml Ammoniumeisen(III)-sulfatlösung dazu und füllen Sie das Gemisch mit destilliertem
Wasser auf ca. 100 ml auf.
Titrieren Sie anschließend mit Ammoniumthiocyanatlösung als Maßlösung
(c = 0,05 mol . l –1, Xn) bis zum Farbumschlag nach hellorange.
2.1
Führen Sie die Titration mindestens zwei Mal durch und notieren Sie Ihre
Messergebnisse.
2.2
Entwickeln Sie für die Fällung von Silberthiocyanat die Reaktionsgleichung
in Ionenschreibweise.
2.3
Begründen Sie unter Einbeziehung einer Reaktionsgleichung die
auftretende Farbänderung im Bereich des Äquivalenzpunktes der Titration.
2.4
Berechnen Sie ausgehend von Ihren Messergebnissen die Masse an
gelöstem Silbernitrat in 50 ml Analyselösung.
10
Aufgabe C 2
Reaktionsarten
Kupfer(II)-Verbindungen zeigen eine Vielzahl von Reaktionen, die man den Redox-,
Säure-Base-, Fällungs- oder Ligandenaustauschreaktionen zuordnen kann.
Sie sollen drei der genannten Reaktionsarten durch Experimente belegen.
Für die Durchführung stehen Ihnen neben Reagenzgläsern und einem pHMessgerät folgende Chemikalien zur Verfügung:
Fehlingsche Lösungen I und II (C), Ammoniaklösung (C), Natronlauge (C),
konzentrierte Salzsäure (C), Maltoselösung, Saccharoselösung, Universalindikatorpapier, Zinkblech, Silberdraht, Kalium-hexacyanoferrat(II)-Lösung (gelbes
Blutlaugensalz)
1
Planen Sie drei Experimente. Wählen Sie dazu geeignete Chemikalien aus.
Hinweis : Beachten Sie, dass es sich um drei unterschiedliche Reaktionsarten handeln muss.
2
Führen Sie die Experimente durch und notieren Sie Ihre Beobachtungen.
3
Entwickeln Sie die Reaktionsgleichungen in Ionenschreibweise und
begründen Sie die jeweilige Reaktionsart.
11
Anhang
Gibbs-Helmholtz-Gleichung
∆RG = ∆RH – T · ∆RS
Standardbildungsenthalpien
∆BH 0
∆BH0 in kJ · mol –1
– 366
– 286
Stoff
NH4NO3
H2O (l)
Molare Standardentropien
S0
S0 in J . K –1 . mol –1
151
70
205
192
Stoff
NH4NO3
H2O(l)
O2
N2
Berechnung nach den Faraday`schen Gesetzen
I·t=z·n·F
Faraday-Konstante
F = 9,65 · 104 A · s · mol –1
Standardpotenzial: E0 (Ag/Ag+) = 0,80 V
Nernst´sche − Gleichung (bei 25 °C)
0,059 V
E = E0 + 
z
.
c (Ox)
lg 
c (Red)
12
1,0
I
24,0
1,5
4 Be
9,0
1,0
88,0
1,0
137,0
48,0
IV
4 0 Zr
1,5
91,0
1,3
1,4
Lantha- 178,5
noide
39Y
1,3
89,0
2 1 Sc 2 2 Ti
45,0
III
0,9
Actinoide
1,7
(266)
1,5
(262)
VII
1,9
(264)
7 5 Re
1,9
186,0
4 3 Tc
1,5
98,0
2 5 Mn
2,2
(267)
7 6 Os
2,2
190,0
4 4 Ru
1,8
101,0
2 6 Fe
56,0
Nebengruppen
55,0
0,9
1 1 Na
23,0
2,2
(268)
7 7 Ir
2,2
192,0
4 5 Rh
1,9
103,0
2 7 Co
59,0
VIII
2,2
(271)
7 8 Pt
2,2
195,0
4 6 Pd
1,8
106,0
2 8 Ni
59,0
Elementsymbol
2,4
(272)
7 9 Au
1,9
197,0
4 7 Ag
1,9
108,0
2 9 Cu
64,0
I
Periodensystem der Elemente
1,1
232,0
9 0 Th
1,3
(227)
8 9 Ac
1,1
1,5
9 1 Pa
231,0
1,1
5 8 Ce 5 9 Pr
1,1
141,0
–
5 7 La
–
(140)
–
150,5
–
152,0
1,7
92U
238,0
1,2
1,3
9 3 Np
237,0
–
1,3
9 4 Pu
(244)
1,2
1,3
9 5 Am
(243)
–
6 0 Nd 6 1 Pm 6 2 Sm 6 3 Eu
144,0
–
–
1,3
9 6 Cm
(247)
1,1
6 4 Gd
157,0
–
1,3
9 7 Bk
(247)
1,2
6 5 Tb
159,0
–
8 1 Tl
1,8
165,0
167,0
1,3
9 8 Cf
(251)
–
1,3
9 9 Es
(254)
1,2
75,0
2,1
15P
31,0
3,0
7 N
14,0
V
79,0
2,5
16S
32,0
3,5
8 O
16,0
VI
1,3
VII
80,0
3,0
1 7 Cl
35,5
4,0
9 F
19,0
2,0
122,0
2,4
128,0
2,8
127,0
1,9
209,0
(258)
1,2
6 9 Tm
169,0
1,9
(259)
1,1
7 0 Yb
173,0
1,9
8 2 Pb 8 3 Bi
1,8
207,0
2,5
(210)
2,2
(260)
1,2
7 1 Lu
175,0
2,0
8 4 Po 8 5 At
2,1
(209)
5 0 Sn 5 1 Sb 5 2 Te 5 3 I
1,8
119,0
1,3
1,3
1,3
1 0 0 Fm 1 0 1 Md 1 0 2 No 1 0 3 Lr
(257)
1,2
6 6 Dy 6 7 Ho 6 8 Er
162,5
1,7
204,0
4 9 In
1,6
115,0
1,9
(272)
–
73,0
1,8
1 4 Si
28,0
2,5
6 C
12,0
IV
Hauptgruppen
VIII
84,0
–
1 8 Ar
40,0
–
1 0 Ne
–
20,0
2 He
4,0
–
13
8 6 Rn
–
(222)
5 4 Xe
–
131,0
3 1 Ga 3 2 Ge 3 3 As 3 4 Se 3 5 Br 3 6 Kr
70,0
1,5
1 3 Al
27,0
2,0
5 B
11,0
III
8 0 Hg
1,7
201,0
4 8 Cd
1,6
112,0
3 0 Zn
65,0
II
1 0 4 Rf 1 0 5 Db 1 0 6 Sg 1 0 7 Bh 1 0 8 Hs 1 0 9 Mt 1 1 0 Ds 1 1 1 Rg 1 1 2 Uub
(261)
140,0
89103
Actinoide
139,0
8 8 Ra
226,0
Lanthanoide
0,7
7. 8 7 Fr
(223)
74W
1,8
184,0
4 2 Mo
1,6
96,0
2 4 Cr
52,00
VI
7 3 Ta
1,6
181,0
4 1 Nb
1,6
93,0
23V
51,0
V
Ordnungszahl
Elektronegativität
(gerundet)
Atommasse in u
6. 5 5 Cs 5 6 Ba 57-71 7 2 Hf
0,7
0,9
1,3
0,8
133,0
5. 3 7 Rb 3 8 Sr
0,8
85,5
2 0 Ca
40,0
39,0
4. 1 9 K
1,2
0,9
3. 1 1 Na 1 2 Mg
23,0
1,0
2. 3 Li
2,1
7,0
II
Hauptgruppen
1. 1 H
Periode
Erwartungsbild und Bewertungsmaßstab
erreichbare
BE-Anzahl:
Inhaltlich zu erwarten:
Teil A
Organische Verbindungen
– grafische Darstellung
z. B.
− Ethen besitzt geringste molare Masse, Molekül unpolar – schwache
Van-der-Waals-Kräfte
– Chlorethen besitzt größere molare Masse, Molekül polar – stärkere
Van-der-Waals-Kräfte und Dipol-Dipol-Kräfte
– Ethan-1,2-diol besitzt zwei Hydroxylgruppen – starke
Wasserstoffbrückenbindungen
1
1.2
– Energieniveauschema des sp2-hybridisierten Kohlenstoffatoms
1
2
z. B.
1.1

→
– C2H2 + HCl ←
 C2H3Cl
– Darstellung von Teilschritten und Gesamtreaktion
– molare Reaktionsenthalpie der Gesamtreaktion als Summe
der molaren Reaktionsenthalpien der Teilschritte
3.1
3.2
3.3
3
3
z. B.
− ... –CH2–CH2–...
1
z. B.
− 22Ti: [Ar] 3d24s2
– Abgabe der zwei 4s- und der zwei 3d-Valenzelektronen
– Erreichen der stabilen Elektronenkonfiguration des Argons
3
– Hydroxoperoxotitan(IV)-Ion
– keine Redoxreaktion
z. B.
– keine Änderung von Oxidationszahlen
3
15
14
erreichbare
BE-Anzahl:
Inhaltlich zu erwarten:
Teil B
Die Vielfalt der Stoffe
1.1
1.2
z. B.
– Ausbildung von vier sp3-Hybridorbitalen am Stickstoffatom
– Überlappung von drei sp3-Hybridorbitalen mit je einem
s-Orbital des Wasserstoffatoms zu einer sp3-s- σ-Bindung
– viertes Hybridorbital mit 2 Elektronen besetzt, keine Bindung
– Bindungswinkel bedingt durch Elektronenpaarabstoßung
z. B.
–
–
–
–
1.3
2.1
2.2
4
+

→
NH3 + H2O ←
 NH4 + OH
NH3 – Base (Protonenakzeptor)
H2O – Säure (Protonendonator)
Protonenübergang von der Säure zur Base
z. B.
– ∆RH < 0
– ∆RS > 0
– ∆RG < 0; exergonischer Verlauf bei jeder Temperatur
– Anode:
– Katode:
2 Br → Br2 + 2 e
Zn2+ + 2 e → Zn
4
3
2
– Ansatz
– m ≈ 0,33 g
2
z. B.
– Abscheidungsprodukte der Elektrolyse bewirken die Bildung einer
galvanischen Zelle Zn/Zn2+, 2 Br−/Br2
– Potenzialdifferenz zwischen den zwei Halbzellen verursacht
Spannung
2
3.1
– KS ≈ 6,31 · 1010 mol . l –1
1
3.2
– Begründung einer Eigenschaft anhand von Strukturmerkmalen
2
3.3
– MWG
z. B.
– pH-Wert sinkt: c (H3O+) steigt; Quotient > KS, Gleichgewicht gestört;
verstärkte Bildung der Indikatorsäure A - Lösung farblos
– pH-Wert steigt: c (H3O+) sinkt; Quotient < KS, Gleichgewicht gestört;
verstärkte Bildung der Indikatorbase B2 - Lösung farbig
3
– Neutralisation einer sehr starken Base mit einer schwächeren Säure
– Äquivalenzpunkt liegt im basischen Bereich
2
2.3
3.4
4
− Erläuterung des experimentellen Vorgehens
15
– Angabe erwarteter Beobachtungen
– Nutzung einer Gleichgewichtskonstante
– Reaktionsgleichung in Ionenschreibweise für das betrachtete
chemische Gleichgewicht
– Berechnungen mit Bezug zum gegebenen Grenzwert
5.1
5.2
5
z. B.
– Carbonylfarbstoffe
– zwei konjugierte Carbonylgruppen
2
z. B.
– Mn2+ + 3 OH –
– O2 + 2 H2O + 4 e –

→
←


→
←


→
– 4 Mn2+ + O2 + 2 H2O + 8 OH – ←

Mn(OH)3 + e –
l .4
4 OH –
4 Mn(OH)3
3
30
16
erreichbare
BE-Anzahl:
Inhaltlich zu erwarten:
Aufgabe C1
Silbernitrat
1.1
– Durchführung
– Messwert
1
1
1.2
– Reagenzglas 1: Katode, Reagenzglas 2: Anode
z. B.
− kleinere Stoffmengenkonzentration an Ag+ fördert Oxidation von
Silber – Anode
2
– Ansatz
– c(AgNO3) ≈ 0,01 mol . l –1
2
2.1
– Durchführung
– Messwerte
1
1
2.2

→
– Ag+ + SCN− ←

2.3
− Anstieg der Stoffmengenkonzentration an Thiocynat-Ionen
– Reaktion der Thiocyanat-Ionen mit Eisen(III)-Ionen unter Bildung
eines roten Komplexes
z. B.
1.3

→
– [Fe(H2O)6] + 3 SCN− ←

2.4
1
AgSCN
[Fe(SCN)3(H2O)3] + 3 H2O
– Ansatz
– m (AgNO3) ≈ 85 mg
3
2
1
15
Aufgabe C 2
Reaktionsarten
1
– Erkennen der Fehlingschen Lösung I als Kupfer(II)-sulfatlösung
– Planung von drei unterschiedlichen Experimenten und Auswahl
geeigneter Chemikalien
1
3
2
– Durchführung
– Beobachtungen
2
3
3
– Reaktionsgleichungen in Ionenschreibweise
– Begründung der jeweiligen Reaktionsart
3
3
15
17
Aufgabenmuster für das Grundkursfach
Allgemeine Arbeitshinweise
Ihre Arbeitszeit (einschließlich Zeit zum Lesen aller Aufgaben und der Zeit zur
Auswahl von Wahlaufgaben) beträgt 210 Minuten.
Die Prüfungsarbeit besteht aus den zu bearbeitenden Teilen A, B und C
(experimenteller Teil).
Zur Bearbeitung des Teils A stehen maximal 60 Minuten zur Verfügung.
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,
Periodensystem der Elemente (Ausdruck wird am Beginn der Prüfung übergeben),
Zeichengeräte
Zusätzlich erlaubte Hilfsmittel im Teil B und C:
Grafikfähiger, programmierbarer Taschenrechner (GTR) mit oder ohne ComputerAlgebra-System (CAS),
Tabellen- und Formelsammlung ohne ausführliche Musterbeispiele (im Unterricht
eingeführt)
18
Prüfungsinhalt
Teil A
( 15 BE )
Bearbeiten Sie die nachstehende Aufgabe.
Aromatische Verbindungen
Aromatische Verbindungen gehören zu den wichtigsten chemischen Rohstoffen. Sie
sind in Kunststoffen, in Synthesefasern und im Ottokraftstoff vertreten.
Schlüsselprodukte der Aromatenchemie sind die sogenannten BTX- Aromaten
Benzol (Benzen), Toluol (Methylbenzol) und Xylol (Dimethylbenzol) sowie Phenol
(Hydroxybenzol).
1
Entwickeln Sie für die vollständige Verbrennung einer der aufgeführten
Verbindungen die Reaktionsgleichung.
Erreichbare BE-Anzahl:
2
Erläutern Sie die besonderen Struktur- und Bindungsverhältnisse des
Benzols, die man als aromatischen Zustand bezeichnet.
Erreichbare BE-Anzahl:
3
6
Die Substitution ist eine typische Reaktion der Aromaten.
Erklären Sie diese Aussage am Beispiel der Reaktion von Benzol mit Chlor
unter Einbeziehung einer Reaktionsgleichung.
Erreichbare BE-Anzahl:
4
1
3
Toluol ist nur gering in Wasser löslich. Die Wasserlöslichkeit von Phenol ist
dagegen deutlich höher. Begründen Sie anhand der Strukturformeln diesen
Sachverhalt.
Erreichbare BE-Anzahl:
5
19
Teil B
( 30 BE )
Bearbeiten Sie die nachstehende Aufgabe.
Kupfer
1
Kupfervorkommen
Material:
M1
“Großes Kupfervorkommen in der Lausitz“
In der Lausitz könnte eine der größten Kupferlagerstätten in Europa
erschlossen werden. Zwischen Spremberg und Weißwasser liegen in etwa
1000 m Tiefe rund 1,5 Millionen Tonnen Kupfererz. Positive Schätzungen
gehen von einem Kupfergehalt von 2% aus. Geologen hatten die
Kupferflöze schon in den 1950er Jahren entdeckt, allerdings wurde das
Vorkommen aus wirtschaftlichen Gründen nicht abgebaut. Neben Kupfer
enthält das Erz noch weitere Metalle wie Silber, Blei und Zink.
(verändert nach mdr.de/Nachrichten; 26. Januar 2007)
M2
Tabelle
Jahr
1990
2000
2006
Weltweite Minenproduktion (Mio. t)
8,957
13,238
15,026
476
709
662
204
310
312
272
399
350
1815 $
1813 $
6727 $
Deutsche Produktion (Tausend t)
raffiniertes Kupfer
davon aus primären Vorstoffen
davon aus sekundären Vorstoffen
(Altmetall)
Kupferpreis pro 1000 kg
(London Metal Exchange)
(Quelle: Deutsches Kupferinstitut)
1.1
Berechnen Sie die Masse an elementarem Kupfer im Lausitzer
Erzvorkommen und diskutieren Sie die Bedeutung des Kupfervorkommens
durch Auswertung der Materialien M 1 und M 2.
1.2
Begründen Sie ausgehend vom Atombau die Stellung des Elementes
Kupfer im Periodensystem der Elemente.
Erreichbare BE-Anzahl:
7
20
2
Die Gewinnung von Kupfer aus Kupferglanz (Kupfer(I)-sulfid) kann nach
dem Röstreaktionsverfahren erfolgen. Der Vorgang im Röstofen erfolgt bei
900 °C in zwei Reaktionsschritten.
I
II
2 Cu2S + 3 O2 → 2 Cu2O + 2 SO2
2 Cu2O + Cu2S → 6 Cu + SO2
Die Wirtschaftlichkeit der Kupferhütte wird bei einer Tagesleistung von 136 t
Kupfer erreicht.
Wählen Sie eine der Aufgaben 2.1 oder 2.2 aus und bearbeiten Sie diese.
2.1
Berechnen Sie für beide Reaktionen die molaren Reaktionsenthalpien und
beurteilen Sie den Energieumsatz des Gesamtprozesses.
2.2
Ermitteln Sie für beide Redoxreaktionen jeweils Reduktions- und
Oxidationsmittel und erläutern Sie an einem der beiden Beispiele diese
Reaktionsart.
Erreichbare BE-Anzahl:
3
5
Berechnen Sie die notwendige Masse an Kupfer(I)-sulfid für eine Tagesproduktion nach dem unter 2 beschriebenen Verfahren.
Erreichbare BE-Anzahl:
2
4
Das beim Rösten anfallende Schwefeldioxid wird mit Sauerstoff zu
Schwefeltrioxid umgesetzt.
4.1
Entwickeln Sie für diese Gleichgewichtsreaktion die Reaktionsgleichung und
geben Sie das Massenwirkungsgesetz an.
4.2
Diskutieren Sie die Temperatur-, Druck- und Konzentrationsabhängigkeit
der Gleichgewichtslage.
Erreichbare BE-Anzahl:
6
21
5
Kupfer und Kupfer(II)-salze werden seit langem bei elektrochemischen
Reaktionen eingesetzt. Die Abbildung zeigt dazu eine Anwendung, die auf
eine Erfindung aus dem Jahr 1836 zurückgeht.
Erläutern Sie den Aufbau und die Funktionsweise der abgebildeten
chemisch-technischen Anwendung. Gehen Sie dabei auch auf die
Energieumwandlung ein und überprüfen Sie durch Berechnung den
angezeigten Messwert.
Erreichbare BE-Anzahl:
10
22
Teil C
( 15 BE )
Wählen Sie eine der nachstehenden Aufgaben aus und bearbeiten Sie diese.
Aufgabe C 1
Qualitative Analyse
Citronensäure (Xi) und Kochsalz sind Haushaltschemikalien, die aufgrund ihres
Aussehens leicht verwechselt werden können.
Hinweis: Formel der Citronensäure:
HO–C(CH2–COOH)2–COOH
Weisen Sie experimentell nach, in welchem der mit A und B gekennzeichneten
Gefäße sich die jeweiligen Stoffe befinden.
Die Citronensäure soll anhand beider funktioneller Gruppen identifiziert werden.
1
Planen Sie Ihr experimentelles Vorgehen.
Fordern Sie benötigte Nachweismittel schriftlich beim Aufsicht führenden
Lehrer an.
2
Führen Sie die Analyse durch und notieren Sie Ihre Beobachtungen.
3
Ordnen Sie die Stoffe den Gefäßen zu und erläutern Sie in der Auswertung
die chemischen Reaktionen, die den Nachweisen zugrunde liegen.
23
Aufgabe C 2
Haushaltsreiniger
Haushaltsreiniger enthalten oft Essigsäure. Auf der Packung stehen dann unter
anderem folgende Warnhinweise:
„Nicht für Marmor verwenden. Nicht auf heißen oder beschädigten Oberflächen
verwenden.“
1
Experiment A
1.1
Bestimmen Sie experimentell den pH-Wert einer Essigsäurelösung
(c = 4 mol .l –1, C).
1.2
Bestätigen Sie den experimentell ermittelten pH-Wert durch eine
Berechnung und begründen Sie den Charakter der Lösung mit Hilfe einer
Reaktionsgleichung in Ionenschreibweise.
2
Experiment B
2.1
Bauen Sie eine Apparatur zum Auffangen von Gasen auf und weisen Sie
das bei der chemischen Reaktion von 0,2 g Calciumcarbonat (gepulvert) mit
3 ml Essigsäure (c = 4 mol . l –1, C) entstehende Gas nach. Fordern Sie das
benötigte Nachweismittel beim Aufsicht führenden Lehrer schriftlich an.
2.2
Notieren Sie alle Beobachtungen und entwickeln Sie die Reaktionsgleichungen für die abgelaufenen Reaktionen.
2.3
Ordnen Sie die Gasbildungsreaktion einer Reaktionsart zu. Begründen Sie
die Zuordnung.
3
Experiment C
3.1
Füllen Sie zwei große Reagenzgläser mit je 5 ml Essigsäure
(c = 4 mol . l –1, C). Erwärmen Sie eins davon im Wasserbad auf 40°C.
Geben Sie in beide Reagenzgläser 0,2 g Calciumcarbonat und messen Sie
die Zeiten bis zur völligen Auflösung des Feststoffs. Notieren Sie ihre
Beobachtungen.
3.2
Werten Sie Ihre Beobachtungen aus.
24
Anhang
Standardbildungsenthalpien ∆BH 0
Stoff
Kupfer(I)-oxid
Kupfer(I)-sulfid
Schwefeldioxid
Schwefeltrioxid
∆BH 0 in kJ . mol –1
– 171
– 81
– 297
– 396
Standardpotenziale E0
Redoxpaar
Cu/Cu2+
Ni/Ni2+
Zn/Zn2+
Al/Al3+
E0 in V
+ 0,35
− 0,23
− 0,76
− 1,66
25
1,0
I
1,5
24,0
4 Be
9,0
1,0
88,0
48,0
IV
1,0
137,0
4 0 Zr
1,5
91,0
1,3
1,4
Lantha- 178,5
noide
39Y
1,3
89,0
0,9
8 8 Ra
226,0
Actinoide
Lanthanoide
0,7
7. 8 7 Fr
(223)
1,7
(266)
VII
1,9
(264)
7 5 Re
1,9
186,0
4 3 Tc
1,5
98,0
2 5 Mn
2,2
(267)
7 6 Os
2,2
190,0
4 4 Ru
1,8
101,0
2 6 Fe
56,0
Nebengruppen
55,0
0,9
1 1 Na
23,0
2,2
(268)
7 7 Ir
2,2
192,0
4 5 Rh
1,9
103,0
2 7 Co
59,0
VIII
2,2
(271)
7 8 Pt
2,2
195,0
4 6 Pd
1,8
106,0
2 8 Ni
59,0
Elementsymbol
2,4
(272)
7 9 Au
1,9
197,0
4 7 Ag
1,9
108,0
2 9 Cu
64,0
I
Periodensystem der Elemente
1,1
232,0
9 0 Th
1,3
1,1
(227)
8 9 Ac
1,1
1,5
9 1 Pa
231,0
1,1
5 8 Ce 5 9 Pr
141,0
140,0
–
5 7 La
–
(140)
–
150,5
–
152,0
–
1,7
92U
238,0
1,2
1,3
9 3 Np
237,0
–
1,3
9 4 Pu
(244)
1,2
1,3
9 5 Am
(243)
–
6 0 Nd 6 1 Pm 6 2 Sm 6 3 Eu
144,0
–
1,3
9 6 Cm
(247)
1,1
6 4 Gd
157,0
–
1,3
9 7 Bk
(247)
1,2
6 5 Tb
159,0
–
1,8
165,0
1,3
9 8 Cf
(251)
–
1,3
9 9 Es
(254)
1,2
75,0
2,1
15P
3,0
31,0
7 N
14,0
V
79,0
2,5
16S
3,5
32,0
8 O
16,0
VI
VIII
–
40,0
1 0 Ne
–
20,0
He
2
4,0
80,0
3,0
84,0
–
1 7 Cl 1 8 Ar
4,0
35,5
9 F
19,0
VII
2,0
122,0
2,4
128,0
2,8
127,0
1,9
209,0
1,9
(258)
1,2
6 9 Tm
169,0
1,9
2,0
7 0 Yb
(259)
1,1
2,5
(210)
1,3
1,3
1,3
–
(222)
5 4 Xe
–
131,0
(260)
1,2
7 1 Lu
175,0
2,2
1,3
–
8 4 Po 8 5 At 8 6 Rn
2,1
(209)
173,0
8 2 Pb 8 3 Bi
1,8
207,0
5 0 Sn 5 1 Sb 5 2 Te 5 3 I
1,8
119,0
1 0 0 Fm 1 0 1 Md 1 0 2 No 1 0 3 Lr
(257)
1,2
6 6 Dy 6 7 Ho 6 8 Er
162,5
167,0
8 1 Tl
1,7
204,0
4 9 In
1,6
115,0
1,9
(272)
–
73,0
1,8
1 4 Si
2,5
28,0
6 C
12,0
IV
Hauptgruppen
3 1 Ga 3 2 Ge 3 3 As 3 4 Se 3 5 Br 3 6 Kr
70,0
1,5
1 3 Al
2,0
27,0
5 B
11,0
III
8 0 Hg
1,7
201,0
4 8 Cd
1,6
112,0
3 0 Zn
65,0
II
1 0 4 Rf 1 0 5 Db 1 0 6 Sg 1 0 7 Bh 1 0 8 Hs 1 0 9 Mt 1 1 0 Ds 1 1 1 Rg 1 1 2 Uub
(261)
74W
1,5
(262)
1,8
184,0
4 2 Mo
1,6
96,0
2 4 Cr
52,00
VI
7 3 Ta
1,6
181,0
4 1 Nb
1,6
93,0
23V
51,0
V
139,0
89103
Actinoide
6. 5 5 Cs 5 6 Ba 57-71 7 2 Hf
0,7
0,9
1,3
0,8
133,0
5. 3 7 Rb 3 8 Sr
0,8
85,5
45,0
III
Ordnungszahl
Elektronegativität
(gerundet)
Atommasse in u
2 0 Ca 2 1 Sc 2 2 Ti
40,0
39,0
4. 1 9 K
1,2
0,9
3. 1 1 Na 1 2 Mg
1,0
23,0
2. 3 Li
7,0
2,1
II
Hauptgruppen
1. 1 H
Periode
26
Erwartungsbild und Bewertungsmaßstab
erreichbare
BE-Anzahl:
Inhaltlich zu erwarten:
Teil A
Aromatische Verbindungen
1
– Reaktionsgleichung
1
2
– Strukturformel
z. B.
– cyclisches, planares Molekül
– Einfachbindungen zwischen den C-Atomen sowie zwischen den
C- und H- Atomen
– pro C- Atom ein delokalisiertes Valenzelektron
– Elektronensextett
– Hückel-Regel: 4n + 2, n = 1
6
3
z. B.

→
– C6H6 + Cl2 ←
 C6H5Cl + HCl
– Substitution ist Austausch von Atomen oder Atomgruppen
– Austausch von Wasserstoffatomen durch Chloratome
4
– Strukturformeln
z. B.
– Toluolmolekül unpolar – kaum Wechselwirkungen mit polaren
Wassermolekülen
– Phenolmolekül besitzt polare Hydroxylgruppe - Ausbildung von
Wasserstoffbrückenbindungen zu Wassermolekülen
– Protolyse der Hydroxylgruppe bewirkt Bildung löslicher Ionen
3
2
3
15
27
erreichbare
BE-Anzahl:
Inhaltlich zu erwarten:
Teil B
Kupfer
1.1
1.2
2.1
2.2
3
4.1
4.2
– Ansatz
– m = 30000 t
z. B.
– mit Bezug auf Weltproduktion und deutsche Jahresproduktion –
Vorkommen eher klein
– Argument für den Abbau: steigender Weltmarktpreis
4
z. B.
− Anzahl besetzter Hauptenergieniveaus 4 – Periodennummer
− höchstbesetztes Energieniveau d-Niveau – Nebengruppe
− Anzahl der Valenzelektronen 1 – Gruppennummer
3
–
–
–
–
Ansatz
∆RH (I) = – 774 kJ . mol –1
∆RH (II)= + 126 kJ . mol –1
Reaktion I verläuft exotherm – Energieabgabe, Reaktion II verläuft
endotherm – Energieaufnahme
– Gesamtprozess verläuft exotherm, da bei Reaktion I mehr Energie
frei als bei Reaktion II benötigt wird
z. B.
– Gleichung I: Redm. Cu2S, Oxm. O2
– Gleichung II: Redm. Cu2S, Oxm. Cu2O (Cu2S)
– Erläuterung der Redoxreaktion am gewählten Beispiel
(Teilprozesse, Elektronenübergang, Teilgleichungen)
– Ansatz
– m (Cu2S) ≈ 170 t

→
– 2 SO2 + O2 ←

–
c2 (SO3)
KC = ———————
c2 (SO2) . c (O2)
5
2
3
2
2 SO3
z. B.
− ∆RH = –198 kJ . mol –1
– Temperaturerniedrigung fördert Hinreaktion , da exotherm
– Druckerhöhung fördert Hinreaktion, da Volumenabnahme
– Erhöhung der Konzentration eines Ausgangsstoffes fördert
Reaktion unter Verbrauch dieses Stoffes
2
4
28
5
– Abbildung entspricht galvanischer Zelle als Spannungsquelle
z. B.
– E0 (Cu/Cu2+) > E0 (Zn/Zn2+)
– Katode/Pluspol – Kupferhalbzelle
– Anode/Minuspol – Zinkhalbzelle

→
– Katodenreaktion: Cu2+ + 2 e – ←


→
– Anodenreaktion: Zn ←

1
Cu
Zn2+ + 2 e

→
– Zellreaktion: Cu2+ + Zn ←

Zn2+ + Cu
– Umwandlung chemischer in elektrische Energie
– Ansatz zur Berechnung der Zellspannung
z. B.
– Messwert entspricht Zellspannung bei Verwendung einer Standardkupfer- und Standardzinkelektrode
6
1
2
30
29
erreichbare
BE-Anzahl:
Inhaltlich zu erwarten:
Teil C
Aufgabe C 1
Qualitative Analyse
1
– Plan für experimentelles Vorgehen
– Anforderung der Chemikalien
3
1
2
– Durchführung
– Beobachtungen
1
3
3
– Zuordnung Inhalt Gefäß A und B
z. B.
– Ionen aus einer Lösung fallen durch Überschreitung des
Löslichkeitsprodukts als schwer löslicher Niederschlag aus

→
– Ag+ + Cl ←
 AgCl
– Protoloyse – Protonenübergang von der Citronensäure zum Wasser

→
– HO–C(CH2–COOH)2–COOH + H2O ←

HO–C(CH2–COOH)2–COO− + H3O+
– Abspaltung des Wasserstoffatoms der Hydroxylgruppe am
Citronensäuremolekül und der OH-Gruppen des Borsäuremoleküls
führt zur Bildung eines flüchtigen Borsäureesters

→
– H3BO3 + 3 HO–C(CH2–COOH)2–COOH ←

B(O–C(CH2–COOH)2–COOH)3 + 3 H2O
7
15
30
Aufgabe C 2
1.1
− pH ≈ 2
1.2
− Ansatz
− pH ≈ 2
z. B.
− CH3COOH + H2O
2.1
2.2
Haushaltsreiniger
1

→
←

CH3COO− + H3O+
− Überschuss an Hydronium-Ionen, saure Reaktion
4
z. B.
– Anforderung Bariumhydroxidlösung
– Durchführung
2
z. B.
– Gas- und Wärmeentwicklung, Auflösung Calciumcarbonat, weißer
Niederschlag im Nachweismittel

→
– 2 H3O+ + CaCO3 ←

Ca2+ + CO2 + 3 H2O

→
– CO2 + Ba2+ + 2 OH− ←

2.3
3.1
3.2
BaCO3
+ H2O
3
z. B.
– Säure-Base-Reaktion
– Protonenübergang von der Säure zur Base
2
– Durchführung
z. B.
– t (bei 40 °C) < t (bei 20 °C)
2
z. B.
– Reaktionsgeschwindigkeit nimmt mit steigender Temperatur zu
1
15
31