20190923 Ergänzungsprüfung Chemie Niveau Fachmatur Pädagogik Seite 1 von 23 Anforderungen im Fach Chemie für die Ergänzungsprüfung auf Niveau Fachmaturität Pädagogik (Kandidierende mit Berufs- oder Fachmaturität für die Studiengänge Primarstufe und Kindergarten-Unterstufe) Einleitung Chemie ist die Lehre von den Stoffen und ihren Umwandlungen. Sie beschreibt die Struktur der Materie, aus der sowohl die belebte wie auch die unbelebte Natur besteht, sowie die Gesetzmässigkeiten, nach denen Stoffe miteinander reagieren. Dazu werden ausgehend von der Beobachtung stofflicher Phänomene Modellvorstellungen über die Beschaffenheit der kleinsten materiellen Bausteine entwickelt. Die Kenntnis der chemischen Grundprinzipien ist Basis für ein vertieftes Verständnis zahlreicher biologischer, ökologischer, medizinischer und industrieller Vorgänge. Das Fachwissen über stoffliche Vorgänge und über den dazugehörigen Energieumsatz erlaubt eine differenzierte Beurteilung der Chancen und Risiken, die der Gesellschaft aus den von chemischen Wissenschaften abgeleiteten Technologien erwachsen. Diese soll das Bewusstsein für einen nachhaltigen Umgang mit Ressourcen fördern. Kompetenzanforderungen An die Kandidatin oder den Kandidaten werden in den folgenden Themengebieten die nachfolgenden Anforderungen gestellt. Stoffe Reinstoff, Gemische — Die Begriffe „Reinstoff“, „Gemisch“, „Lösung“, „homogenes“ und „heterogenes Stoffsystem“ und „Phase“ definieren und zur Einteilung von Stoffen verwenden. — Die Aggregatzustände unterscheiden und erläutern. Trennverfahren — Die Unterschiede zwischen chemischen und physikalischen Vorgängen definieren. — Den Unterschied zwischen Mischung und Verbindung kennen. — Die folgenden Trennverfahren beschreiben und erklären: Filtration, Destillation, Extraktion, Chromatografie. Elementare Stoffe Elementarstoffe — Den Begriff „Elementarstoff“ definieren. — Elementarstoffe und Verbindungen unterscheiden. — Die Massen- und Ordnungszahl verwenden um ein Atom einem chemischen Element zuzuordnen (Symbol, Name). Atommodelle Atommodell nach Dalton — Das Atommodell nach Dalton beschreiben und anwenden. — Bedeutung von Elementsymbolen und der Formelsprache verstehen. — Möglichkeiten und Grenzen des Modells erläutern.
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Anforderungen im Fach Chemie für die Ergänzungsprüfung auf Niveau Fachmaturität Pädagogik (Kandidierende mit Berufs- oder Fachmaturität für die Studiengänge Primarstufe und Kindergarten-Unterstufe) Einleitung Chemie ist die Lehre von den Stoffen und ihren Umwandlungen. Sie beschreibt die Struktur der Materie, aus der sowohl die belebte wie auch die unbelebte Natur besteht, sowie die Gesetzmässigkeiten, nach denen Stoffe miteinander reagieren. Dazu werden ausgehend von der Beobachtung stofflicher Phänomene Modellvorstellungen über die Beschaffenheit der kleinsten materiellen Bausteine entwickelt. Die Kenntnis der chemischen Grundprinzipien ist Basis für ein vertieftes Verständnis zahlreicher biologischer, ökologischer, medizinischer und industrieller Vorgänge. Das Fachwissen über stoffliche Vorgänge und über den dazugehörigen Energieumsatz erlaubt eine differenzierte Beurteilung der Chancen und Risiken, die der Gesellschaft aus den von chemischen Wissenschaften abgeleiteten Technologien erwachsen. Diese soll das Bewusstsein für einen nachhaltigen Umgang mit Ressourcen fördern. Kompetenzanforderungen An die Kandidatin oder den Kandidaten werden in den folgenden Themengebieten die nachfolgenden Anforderungen gestellt. Stoffe Reinstoff, Gemische — Die Begriffe „Reinstoff“, „Gemisch“, „Lösung“, „homogenes“ und „heterogenes Stoffsystem“ und
„Phase“ definieren und zur Einteilung von Stoffen verwenden. — Die Aggregatzustände unterscheiden und erläutern. Trennverfahren — Die Unterschiede zwischen chemischen und physikalischen Vorgängen definieren. — Den Unterschied zwischen Mischung und Verbindung kennen. — Die folgenden Trennverfahren beschreiben und erklären: Filtration, Destillation, Extraktion,
Chromatografie. Elementare Stoffe Elementarstoffe — Den Begriff „Elementarstoff“ definieren. — Elementarstoffe und Verbindungen unterscheiden. — Die Massen- und Ordnungszahl verwenden um ein Atom einem chemischen Element zuzuordnen
(Symbol, Name). Atommodelle Atommodell nach Dalton — Das Atommodell nach Dalton beschreiben und anwenden. — Bedeutung von Elementsymbolen und der Formelsprache verstehen. — Möglichkeiten und Grenzen des Modells erläutern.
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Kern-Hülle-Modell — Einfluss von Ladung und Distanz auf die elektrostatische Kraft zwischen zwei Körpern anhand des
Coulomb’schen Gesetzes angeben. — Ein Atommodell mit Kern und Elektronen beschreiben und Anwendungen nennen. — Die physikalischen Eigenschaften der drei Elementarteilchen (Neutron, Proton, Elektron) benennen
und ihren Aufenthaltsort im Atom angeben. – den Begriff „Isotop“ definieren und mit konkretem Beispiel belegen – Möglichkeiten und Grenzen des Modells aufzeigen
Schalenmodell – das Schalenmodell beschreiben und anwenden – Unterschiede in den Ionisierungsenergien der Atomsorten mithilfe des Schalenmodells deuten – Atomhüllenaufbau nach Bohr und die Besetzung der Schalen beschreiben – Valenzelektronen und Valenzschale definieren – Entwicklung der Atomgrössen innerhalb von Perioden und Hauptgruppen des Periodensystems
kennen und mithilfe des Schalenmodells deuten – Chemische Reaktivität von Metallen, Nichtmetallen und Edelgasen mit ihrem Aufbau der
Elektronenhülle begründen – Möglichkeiten und Grenzen des Modells aufzeigen
Kugelwolkenmodell – das Kugelwolkenmodell beschreiben und anwenden – Möglichkeiten und Grenzen des Modells aufzeigen
Elementarstoffe – den Begriff „Elementarstoff“ definieren – Elementarstoffe und Verbindungen unterscheiden – die Massen- und Ordnungszahl verwenden um ein Atom einem chemischen Element zuzuordnen
(Symbol, Name) Periodensystem
– die Aufbauprinzipien nach Atommasse und chemischen Eigenschaften des Periodensystems erklären
– den Begriff „Atommasse“ definieren – die Unterschiede in den Perioden und Hauptgruppen beschreiben – die Zahl der Valenzelektronen und die Kernladung eines Hauptgruppenelementes aus seiner
Position im Periodensystem ablesen – Im Periodensystem Metalle und Nichtmetalle identifizieren
Lewis-Schreibweise von Atomen – die Atome der Hauptgruppen in Lewis-Formel (Punkt-Strich Schreibweise für Einzelelektronen
respektive Elektronenpaare) darstellen Kovalente Bindung und Moleküle Kovalente Bindung
– das Zustandekommen einer kovalenten Bindung (Elektronenpaarbindungen) zwischen Nichtmetallatomen beschreiben
– den Begriff „Molekül“ definieren – Die unterschiedlichen Stoffeigenschaften von Diamant und Graphit anhand ihrer atomaren
Strukturen herleiten Lewis-Formel von Molekülen
– die Edelgasregel zur Herleitung von Molekülstrukturen anwenden – die Lewis-Formel für einfache Moleküle zeichnen können – Geometrie und räumliche Gestalt eines Moleküls mit Hilfe des Elektronenpaarabstossungs-
Modells (EPA) angeben
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Elektronegativität und Polarität — Das Konzept der Elektronegativität erläutern. — Die Polarität von Elektronenpaarbindungen beurteilen. — Die Bindungsstärke in einfachen Molekülen abschätzen. — Den Dipolcharakter von Molekülen bestimmen. Zwischenmolekulare Kräfte — Die Prinzipien der drei Arten zwischenmolekularer Kräfte (H-Brücken, Dipol-Dipol-Wechselwirkungen
und Van-der-Waals-Kräfte) erklären. — Die Anomalie des Wassers erklären. — Die relativen Stärken der zwischenmolekularen Kräfte vergleichen. — Den Zusammenhang zwischen Schmelz- und Siedetemperatur eines Reinstoffes und den ZMK
erkennen und auf Beispiele anwenden. — Die Mischbarkeit von Stoffen aufgrund ihrer Moleküle beurteilen. Metallbindung und Metalle — Metallische Eigenschaften benennen (Leitfähigkeit, Duktilität, Glanz). — Die metallische Bindung anhand des Elektronengas-Modells erläutern. — Die elektrische Leitfähigkeit erläutern. Ionenbindung und Salze — Die Bildung von Ionen aus einem Metall- und einem Nichtmetallatom erläutern. — Die Ladung der wichtigsten einatomigen Ionen angeben und daraus die Formeln der Verbindungen
ableiten. — Eigenschaften der Salze aufgrund ihres atomaren Aufbaus erklären (mechanisches Verhalten,
Schmelzpunkte, Löslichkeit, Sprödigkeit, el. Leitfähigkeit). — Allgemeine Regeln zur Benennung von Salzen anwenden können. — Die Kräfte in einem Ionengitter abschätzen. — Die Namen und Summenformeln der wichtigsten Komplexionen nennen (Sulfat-Ion, Phosphat-Ion,
Nitrat-Ion, Carbonat-Ion). — Kochsalz und seine Eigenschaften und Anwendungen kennen. — Die Vorgänge beim Lösen eines Salzes qualitativ erklären (Löslichkeit von Salzen in Wasser,
Eigenschaften von Salzlösungen). Chemische Reaktionen Reaktionsgleichung — Einfache Reaktionsgleichungen aufstellen. — Die Begriffe „Mol“, „molare Masse“ (auch „Molmasse“), „Avogadrozahl“ und „molare
Konzentration“ definieren. Energieumsatz chemischer Reaktionen — Den Begriff „Reaktionsenthalpie“ kennen. — Exotherme und endotherme Vorgänge qualitativ erklären. — Energiediagramme zeichnen und aufzeigen. Energie bei chemischen Reaktionen — Bei einfachen Reaktionen von molekularen Stoffen an Hand der Bindungspolaritäten abschätzen, ob
der Vorgang exotherm oder endotherm verlaufen wird. Säure/Base-Reaktionen Protonenspender, Protonenempfänger — Säuren und Basen nach Brønsted als Protonenspender und Protonenempfänger definieren und
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Protolysegleichgewichte — Reaktionsgleichungen für Säure/Base-Reaktionen mit Hilfe der Säure/Base-Tabelle aufstellen und
abschätzen können, ob eine Reaktion abläuft oder nicht. — Stärke von Säuren und Basen abschätzen. — Das Konzept der "Schwächeren" und "Stärkeren" Säure und Base anwenden. pH-Wert — Saure, neutrale und basische Lösungen auf der pH-Skala einordnen. — Den pH-Wert definieren und die Konzentrationen der Hydroniumionen (H3O+aq) angeben. — Definition von sauren, basischen und neutralen Lösungen kennen. Redox-Reaktionen — Die Begriffe Oxidation und Reduktion als Elektronenverschiebung definieren. — Redoxgleichungen für einfache Redoxvorgänge formulieren und entscheiden ob eine Reaktion abläuft
oder nicht. — Regeln für die Erstellung von Oxidationszahlen anwenden. — Verbrennungsreaktionen als Redox-Prozesse formulieren.
Organische Chemie Sonderfall Kohlenstoff — Die Vielfalt der Kohlenstoffverbindungen erklären. — Organische und anorganische Chemie definieren und typische Vertreter benennen. — Typisches Verhalten organischer Verbindung kennen (Verbrennung, unterschiedliche Reaktivität, — Aggregatzustand bei RT, Mischbarkeit mit Wasser...). — Konstitutionsisomere erkennen und definieren können. Funktionelle Gruppen — Die funktionellen Gruppen der folgenden Stoffklassen angeben: Alkane, Alkene, Alkine, Alkohole,
Carbonsäuren. IUPAC-Nomenklatur — Die homologe Reihe der Alkane bis Decan mit Seitenketten kennen.
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Empfohlene Literatur Nachfolgende Literaturhinweise enthalten die für die Prüfung relevanten Themengebiete. — Stieger, Markus et al.: Elemente. Grundlagen der Chemie für Schweizer Maturitätsschulen. Klett und
Balmer Verlag, Zug, 2007, ISBN: 978-3-264-83645-5 — Bütikofer, Markus et al.: AKAD Lektionen, Compendio Bildungsmedien AG, Zürich, 2011.
Folgende Hefte sind zur Vorbereitung empfohlen: CH 501 – 504, CH 512, CH 513, CH 521 - 524
— Taschenrechner (erlaubt sind ausschliesslich folgende Modelle: „CASIO FX-991DE PLUS“, alle Modelle von Texas Instruments mit der Bezeichnung „TI-30“ oder „TI-34“ im Namen oder „HP 300s+ Wissenschaftstaschenrechner“)
— Keine Formelsammlung oder sonstiges Informationsmaterial. Alle notwendigen Daten (z.B. PSE, Tabellen, Formeln) werden zur Verfügung gestellt (vgl. Anhang zu den Musteraufgaben).
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Musteraufgaben Lösungen weiter hinten Aufgabe 1a) Eine einfache Salatsauce wird durch Mischen folgender Zutaten hergestellt: Speiseöl, Speiseessig, Salz und Pfeffer. Wählen Sie jeweils 2 der 4 Inhaltsstoffe aus, die zusammen – isoliert von den beiden nicht betrachteten – eine Lösung, eine Suspension, eine Emulsion bilden.
- die beiden Stoffe ________________ und ________________ bilden eine Lösung.
- die beiden Stoffe ________________ und ________________ bilden eine
Suspension.
- die beiden Stoffe ________________ und ________________ bilden eine Emulsion.
1b) Wie lässt sich eine Emulsion trennen?
Aufgabe 2) Raureif (bestehend aus feinen Eiskristallen) kann an kalten Wintertagen „verschwinden“, ohne dass flüssiges Wasser heruntertropft. Wie heisst dieser Phasenübergang? Aufgabe 3) Ein zweifach positiv geladenes Blei-Ion hat eine Masse von 209u. Bestimmen Sie die Anzahl der Elementarteilchen von diesem Nuklid. Aufgabe 4) Bilanzieren Sie die folgenden Reaktionsgleichungen. a) FeS + O2 Fe3O4 + SO2
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b) NH3 + O2 NO + H2O Aufgabe 5) Weshalb werden die Atomdurchmesser innerhalb einer Periode von links nach rechts immer kleiner? Aufgabe 6) Sind die folgenden Aussagen korrekt oder falsch? Kreuzen Sie an. Bei inkorrekten Antworten werden Punkte abgezogen. Die minimale Bewertung für diese Aufgabe beträgt 0 Punkte. korrekt falsch Moleküle von Kohlenstoffdioxid (CO2) enthalten Mehrfachbindungen.
Für die Lewis-Formel werden ausschliesslich die Valenzelektronen
berücksichtigt. Natrium und Chlor vereinigen sich in einer Elektronenpaarbindung.
Die Verbindung von zwei Wasserstoffatomen zu einem
Wasserstoffmolekül ist ein exothermer Prozess. Das Wassermolekül (H2O) ist linear.
N-H und O-H Bindungen sind polar, Cl-Cl Bindungen hingegen nicht.
Aufgabe 7) Erklären Sie den Unterschied der Siedepunkte von Schwefelwasserstoff (H2S; -60.4°C) und Wasser (H2O; 100°C).
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Aufgabe 8) Nachfolgend stehen die Summenformeln verschiedener chemischer Verbindungen. a) Welche dieser Verbindungen sind Elektronenpaarbindungen? Umkreisen Sie diese. Na2S CH3Br N2H4 C2H5F KBr CuAu2 CHCl3 Al2O3 b) Zeichnen Sie die Lewis-Formel der umkreisten Moleküle. Aufgabe 9) Bestimmen Sie die Namen bzw. die Verhältnisformeln folgender Salze: a) ZnSO4 b) AgNO3 c) Ammoniumsulfid
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d) Calciumphosphat Aufgabe 10) Stellen Sie für die folgenden Reaktionen die vollständigen Reaktions-gleichungen auf. Machen Sie jeweils eine Aussage über die Vollständigkeit der Reaktion. a) Kaliumphosphat reagiert mit Kaliumhydrogencarbonat. b) Essigsäure reagiert mit Ammoniak. Aufgabe 11) Kreuzen Sie an. Pro Zeile können auch mehrere Antworten richtig sein. Korrekt gesetzte Kreuze geben ½ Punkt, bei nicht korrekten Antworten wird ½ Punkt abgezogen. Die minimale Bewertung für diese Aufgabe beträgt 0 Punkte. Welcher Bindungstyp liegt bei den folgenden Stoffen oder Teilchen vor? Ionenbindung kovalente Bindung metallische Bindung Carbonat Chlor (Cl2) Essigsäure Eisen Calciumsulfat Natriumchlorid
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Aufgabe 12) Beurteilen Sie die folgenden Aussagen auf Ihre Richtigkeit. Korrekt gesetzte Kreuze geben ½ Punkt, bei nicht korrekten Antworten wird ½ Punkt abgezogen. Die minimale Bewertung für diese Aufgabe beträgt 0 Punkte. korrekt falsch Eine wässrige Lösung mit pOH = 4 ist sauer.
Bei pH = 8 gibt es mehr Oxonium- als Hydoxid-Ionen.
Eine Base ist laut Brönsted ein Teilchen das H+-Ionen abgibt.
Das Oxid-Ion hat keine korrespondierende Base.
Aufgabe 13) Bestimmen Sie die Oxidationszahlen von allen Elementen in den folgenden Substanzen. Br2 NaCl CHF3 MgMnO4 KNO3 Aufgabe 14) Es ist die folgende Verbindung gegeben.
a) Bestimmen Sie den IUPAC-Namen.
b) Die Verbindung wird verbrannt. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung.
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Aufgabe 15) Zeichnen Sie alle Konstitutionsisomere zu C5H10. (Hinweis: es gibt eine cyclische und fünf offenkettige Isomere.)
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Musteraufgaben Mit Lösungen Aufgabe 1a) Eine einfache Salatsauce wird durch Mischen folgender Zutaten hergestellt: Speiseöl, Speiseessig, Salz und Pfeffer. Wählen Sie jeweils 2 der 4 Inhaltsstoffe aus, die zusammen – isoliert von den beiden nicht betrachteten – eine Lösung, eine Suspension, eine Emulsion bilden.
- die beiden Stoffe ___Speiseessig__ und ________Salz____ bilden eine Lösung.
- die beiden Stoffe ___Pfeffer______ und ___Speiseessig___ bilden eine Suspension.
- die beiden Stoffe _____Speiseöl_____ und ___Speiseessig_____ bilden eine
Emulsion.
1b) Wie lässt sich eine Emulsion trennen?
Eine Emulsion wird mit Hilfe von Dekantieren oder Zentrifugieren getrennt. Aufgabe 2) Raureif (bestehend aus feinen Eiskristallen) kann an kalten Wintertagen „verschwinden“, ohne dass flüssiges Wasser heruntertropft. Wie heisst dieser Phasenübergang? Der Phasenübergang von fest (s) nach gasförmig (g) wird Sublimation genannt. Aufgabe 3) Ein zweifach positiv geladenes Blei-Ion hat eine Masse von 209u. Bestimmen Sie die Anzahl der Elementarteilchen von diesem Nuklid. Blei (Pb) bedeutet, dass das Nuklid 82 p+ aufweist. p+ + n = 209 => 127 n Ion ist (2+) geladen => 2e- weniger als p+ => 80 e-
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Aufgabe 4) Bilanzieren Sie die folgenden Reaktionsgleichungen. a) 3 FeS + 5 O2 (1) Fe3O4 + 3 SO2 b) 4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O Aufgabe 5) Weshalb werden die Atomdurchmesser innerhalb einer Periode von links nach rechts immer kleiner? Die Elektronen befinden sich nach dem Modell von Bohr auf einer Schale (Umlaufbahn). Innerhalb einer Periode nimmt zwar die Anzahl an Elektronen von links nach rechts zu, die Anzahl der Protonen im Kern steigt aber ebenso an. Dies führt dazu, dass auf die Elektronen in der Umlaufbahn eine stärkere Coulomb-Kraft wirkt, welche zu einem etwas kleineren Schalendurchmesser führt Aufgabe 6) Sind die folgenden Aussagen korrekt oder falsch? Kreuzen Sie an. Bei inkorrekten Antworten werden Punkte abgezogen. Die minimale Bewertung für diese Aufgabe beträgt 0 Punkte. korrekt falsch X Moleküle von Kohlenstoffdioxid (CO2) enthalten Mehrfachbindungen.
X Für die Lewis-Formel werden ausschliesslich die Valenzelektronen
berücksichtigt. X Natrium und Chlor vereinigen sich in einer Elektronenpaarbindung.
X Die Verbindung von zwei Wasserstoffatomen zu einem
Wasserstoffmolekül ist ein exothermer Prozess. X Das Wassermolekül (H2O) ist linear.
X N-H und O-H Bindungen sind polar, Cl-Cl Bindungen hingegen nicht.
Aufgabe 7) Erklären Sie den Unterschied der Siedepunkte von Schwefelwasserstoff (H2S; -60.4°C) und Wasser (H2O; 100°C). Beide Moleküle haben eine gewinkelte Struktur, beide Moleküle sind polar. Wasser kann aber im Gegensatz zu H2S zusätzlich H-Brücken ausbilden, was zu einem höheren Siedepunkt führt
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Aufgabe 8) Nachfolgend stehen die Summenformeln verschiedener chemischer Verbindungen. a) Welche dieser Verbindungen sind Elektronenpaarbindungen? Umkreisen Sie diese. Na2S CH3Br N2H4 C2H5F KBr CuAu2 CHCl3 Al2O3 b) Zeichnen Sie die Lewis-Formel der umkreisten Moleküle.
Aufgabe 9) Bestimmen Sie die Namen bzw. die Verhältnisformeln folgender Salze: a) ZnSO4 Zink(II)-sulfat b) AgNO3 Silber(I)-nitrat c) Ammoniumsulfid (NH4)2S d) Calciumphosphat Ca3(PO4)2 Aufgabe 10) Stellen Sie für die folgenden Reaktionen die vollständigen Reaktions-gleichungen auf. Machen Sie jeweils eine Aussage über die Vollständigkeit der Reaktion.
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a) Kaliumphosphat reagiert mit Kaliumhydrogencarbonat. K3PO4 + KHCO3 K2HPO4 + K2CO3 Reaktion findet vollständig statt b) Essigsäure reagiert mit Ammoniak. CH3COOH + NH3 CH3COO- + NH4+ Reaktion findet vollständig statt Aufgabe 11) Kreuzen Sie an. Pro Zeile können auch mehrere Antworten richtig sein. Korrekt gesetzte Kreuze geben ½ Punkt, bei nicht korrekten Antworten wird ½ Punkt abgezogen. Die minimale Bewertung für diese Aufgabe beträgt 0 Punkte. Welcher Bindungstyp liegt bei den folgenden Stoffen oder Teilchen vor? Ionenbindung kovalente Bindung metallische Bindung Carbonat X Chlor (Cl2) X Essigsäure X Eisen X Calciumsulfat X X Natriumchlorid X
Aufgabe 12) Beurteilen Sie die folgenden Aussagen auf Ihre Richtigkeit. Korrekt gesetzte Kreuze geben ½ Punkt, bei nicht korrekten Antworten wird ½ Punkt abgezogen. Die minimale Bewertung für diese Aufgabe beträgt 0 Punkte. korrekt falsch X Eine wässrige Lösung mit pOH = 4 ist sauer.
X Bei pH = 8 gibt es mehr Oxonium- als Hydoxid-Ionen.
X Eine Base ist laut Brönsted ein Teilchen das H+-Ionen abgibt.
X Das Oxid-Ion hat keine korrespondierende Base.
Aufgabe 13) Bestimmen Sie die Oxidationszahlen von allen Elementen in den folgenden Substanzen. 0 I -I II I -I II VI -II I V -II Br2 NaCl CHF3 MgMnO4 KNO3
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Aufgabe 14) Es ist die folgende Verbindung gegeben.
a) Bestimmen Sie den IUPAC-Namen.
3-Ethyl-2,5,5-trimethyl-6-propyl-decan
b) Die Verbindung wird verbrannt. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung. 2 C18H38 + 55 O2 36 CO2 + 38 H2O Aufgabe 15) Zeichnen Sie alle Konstitutionsisomere zu C5H10. (Hinweis: es gibt eine cyclische und fünf offenkettige Isomere.)
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Anhang zur Prüfung (wird als Hilfsmittel bei der Prüfung abgegeben) Säuren- und Basennamen
Säuren Ampholyte Basen
Hydronium-Ion
H3O+
Wasser
H2O
Hydroxid-Ion
OH-
Oxid-Ion
O2- Chlorwasserstoff HCl
Chlorid-Ion Cl-
Schwefelwasserstoff H2S
Hydrogensulfid-Ion HS-
Sulfid-Ion S2-
Ammonium-Ion NH4
+
Ammoniak NH3
Amid-Ion NH2
-
Kohlensäure H2CO3
Hydrogencarbonat-Ion HCO3
-
Carbonat-Ion CO3
2-
Salpetersäure HNO3
Nitrat-Ion NO3
-
Salpetrige Säure HNO2
Nitrit-Ion NO2
-
Phosphorsäure H3PO4
Dihydrogenphosphat- Ion
H2PO4-
Hydrogenphosphat- Ion HPO4
2-
Phosphat-Ion PO4
3- Schwefelsäure H2SO4
Hydrogensulfat-Ion HSO4
-
Sulfat-Ion SO4
2-
Schweflige Säure H2SO3
Hydrogensulfit-Ion HSO3
-
Sulfit-Ion SO3
2-
Essigsäure CH3COOH
Acetat-Ion
CH3COO-
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Säuren- und Basenkonstanten
pKS Säure korrespondie- rende Base
pKB
star
ke
Säur
en
Volls
tänd
ige
Prot
onen
- ab
gabe
Kein
e Pr
oton
en-
aufn
ahm
e
sehr
sc
hwac
he
Base
n
HClO4 ClO4-
HI I-
HCl Cl-
H2SO4 HSO4-
-1.74 H3O+ H2O 15.74
mitt
elst
arke
Säu
ren
schw
ache
Bas
en
-1.32 HNO3 NO3- 15.32
1.25 HOOC-COOH HOOC-COO- 12.75
1.92 HSO4- SO42- 12.08
1.96 H2SO3 HSO3- 12.04
2.13 H3PO4 H2PO4- 11.87
3.14 HF F- 10.86
3.35 HNO2 NO2- 10.65
3.75 HCOOH HCOO- 10.25
3.86 CH3CHOHCOOH CH3CHOHCOO- 10.14
4.29 HCOO-COO- -COO-COO- 9.71
schw
ache
Säu
ren
4.75 CH3COOH CH3COO- 9.25
4.85 [AI(H2O)6]3+ [AI(OH)(H2O)5]2+ 9.15
6.52 H2CO3 HCO3-- 7.48
6.92 H2S HS- 7.08
7.00 HSO3- SO32- 7.00
7.20 H2PO4- HPO42- 6.80
9.25 NH4+ NH3 4.75
9.40 HCN CN- 4.60
10.40 HCO3- CO32- 3.60
mitt
elst
ark
e Ba
sen
12.36 HPO42- PO43- 1.64
13.00 HS- S2- 1.00
15.74 H2O OH- -1.74
Sehr
sc
hwac
he
Säur
en
Kein
e
Prot
onen
- ab
gabe
C2H5OH C2H5O-
Volls
tänd
ige
Prot
onen
-au
fnah
me
Star
ke B
asen
NH3 NH2-
OH- O2-
H2 H-
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Redox-Potentiale
reduzierte Form oxidierte Form ϕ° (Volt)
Li
K
Ca
Na
Mg
Al
S2O42- + 4OH-
H2 + 2OH-
Zn
Cr
S2-
Fe
Cd
Co
Ni
Sn
Pb
Li+ + e−
K+ + e−
Ca2+ + 2e−
Na+ + e−
Mg2+ + 2e−
Al3+ + 3e−
2SO32- + 2H2O + 2e−
2H2O + 2e−
Zn2+ + 2e−
Cr3+ + 3e−
S + 2e−
Fe2+ + 2e−
Cd2+ + 2e−
Co2+ + 2e−
Ni2+ + 2e−
Sn2+ + 2e−
Pb2+ + 2e−
- 3.045
- 2.92
- 2.76
- 2.711
- 2.375
- 1.706
- 1.40
- 0.84
- 0.763
- 0.74
- 0.508
- 0.409
- 0.403
- 0.28
- 0.23
- 0.136
- 0.126
H2 2H+ + 2e− 0
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