Schriftliche Abiturprüfung Leistungs- und Grundkursfach …€¦ · Materialien zur Vorbereitung...

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“ (Be-schluss 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 Ergänzungsprü-fungen 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 GTR- Programme 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 Computer-Algebra-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: 5

2 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 ; ∆RH = + 312 kJ . mol –1 C2H6 + 2 Cl2 → C2H4Cl2 + 2 HCl ; ∆RH = – 226 kJ . mol –1 C2H4Cl2 → C2H3Cl + HCl ; ∆RH = + 72 kJ . mol –1


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 Wasserstoff-peroxid 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: O2

2 = Peroxid-Ion (Peroxo) Erreichbare BE-Anzahl: 7

5

Teil B ( 30 BE )


Die Vielfalt der Stoffe

1 Ammoniak ist eine der bedeutendsten Grundchemikalien der chemischen Industrie.

1.1 Das Ammoniakmolekül hat eine trigonal-pyramidale Struktur. Die Bindungs-winkel 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 bei höheren Temperaturen explosionsartig nach folgender Gleichung:

2 NH4NO3 → 2 N2 + O2 + 4 H2O Diskutieren Sie unter Nutzung der Gibbs-Helmholtz-Gleichung den exergonischen Verlauf dieser Reaktion.


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 Katoden-reaktion 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.


6

3 Indikator Phenolphthalein Material:

M 1 Struktur und Eigenschaften von Phenolphthalein:

OH

O

OH

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.

M 2 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

OH

O

- 2 H+

+ 2 H+

O

O

O

O

7

(C)

O

O

O

O

OH

+ OH

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 Eigenschaft dieses Indikators anhand von

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. Erreichbare BE-Anzahl: 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 Stoffmengen-

konzentration an gelösten Phosphat-Ionen in einer Wasserprobe den Grenzwert von 5 . 10 –5 mol . l –1 überschreitet. Nutzen Sie eine der angegebenen Gleichgewichtskonstanten. KB (PO4

3−) = 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.


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.

N

H

O

N

H

O

+ 2 e-

N

H

N

H

O

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 Ionen-schreibweise. Gehen Sie von den Teilgleichungen aus.


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 Stoffmengen-konzentration (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 Kaliumnitrat-lösung 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 Stoffmengen-

konzentration der Silbernitratlösung im Reagenzglas 2.

2 Experiment B: Fällungstitration 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 Ammonium-eisen(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 pH-Messgerät folgende Chemikalien zur Verfügung:

Fehlingsche Lösungen I und II (C), Ammoniaklösung (C), Natronlauge (C), konzentrierte Salzsäure (C), Maltoselösung, Saccharoselösung, Universal-indikatorpapier, 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 Reaktions- arten 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

Stoff ∆BH0 in kJ · mol –1 NH4NO3 – 366 H2O (l) – 286

Molare Standardentropien S0

Stoff S0 in J . K –1 . mol –1 NH4NO3 151 H2O(l) 70 O2 205 N2 192

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

0,059 V c (Ox) Nernst´sche − Gleichung (bei 25 °C) E = E0 + . lg z c (Red)

12

Perio

dens

yste

m d

er E

lem

ente

Hau

ptgr

uppe

n

H

aupt

grup

pen

Periode

I II

III

IV

V VI

VI

I VI

II 1.

1,0

1 H

2,1

4,0

2 H

e –

2.

7,0

3 L

i 1,

0

9,0

4 B

e 1,

5

11,0

5

B

2,0

12,0

6

C

2,5

14,0

7

N3,

0

16,0

8

O

3,5

19,0

9

F4,

0

20,0

10

Ne

–

N

eben

grup

pen

3.

23,0

11

Na

0,9

24,0

12

Mg

1,2

III

IV

V VI

VI

I VI

II I

II

27,0

13

Al

1,5

28,0

14

Si

1,8

31,0

15

P

2,1

32,0

16

S

2,5

35,5

17

Cl

3,0

40,0

18

Ar

–

4.

39,0

19

K

0,8

40,0

20

Ca

1,0

45,0

21

Sc

1,3

48,0

22

Ti

1,5

51,0

23

V

1,6

52,0

0 24

Cr

1,6

55,0

25

Mn

1,5

56,0

26

Fe

1,8

59,0

27

Co

1,9

59,0

28

Ni

1,8

64,0

29

Cu

1,9

65,0

30

Zn

1,6

70,0

31

Ga

1,6

73,0

32

Ge

1,8

75,0

33

As

2,0

79,0

34

Se

2,4

80,0

35

Br

2,8

84,0

36

Kr

– 5.

85,5

37

Rb

0,8

88,0

38

Sr

1,0

89,0

39

Y

1,3

91,0

40

Zr

1,4

93,0

41

Nb

1,6

96,0

42

Mo

1,8

98,0

43

Tc1,

9

101,

0 44

Ru

2,2

103,

0 45

Rh

2,2

106,

0 46

Pd

2,2

108,

0 47

Ag

1,9

112,

0 48

Cd

1,7

115,

0 49

In

1,7

119,

0 50

Sn

1,8

122,

0 51

Sb

1,9

128,

0 52

Te

2,1

127,

0 53

I 2,

5

131,

0 54

Xe

– 6.

133,

0 55

Cs

0,7

137,

0 56

Ba

0,9

Lant

ha-

noid

e 57

-71

178,

5 72

Hf

1,3

181,

0 73

Ta

1,5

184,

0 74

W

1,7

186,

0 75

Re

1,9

190,

0 76

Os

2,2

192,

0 77

Ir

2,2

195,

0 78

Pt

2,2

197,

0 79

Au

2,4

201,

0 80

Hg

1,9

204,

0 81

Tl

1,8

207,

0 82

Pb

1,9

209,

0 83

Bi

1,9

(209

) 84

Po

2,0

(210

) 85

At

2,2

(222

) 86

Rn

– 7.

(223

) 87

Fr

0,7

226,

0 88

Ra

0,9

Acti-

noid

e 89

-10

3

(261

) 10

4Rf

–

(262

) 10

5Db

–

(266

) 10

6Sg

–

(264

) 10

7Bh

–

(267

) 10

8Hs

–

(268

) 10

9Mt

–

(271

) 11

0Ds

–

(272

) 11

1Rg

–

(272

) 11

2Uub

–

23,0

11

Na

0,9

Elem

ents

ymbo

l

A

tom

mas

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u

(ger

unde

t)

O

rdnu

ngsz

ahl

Ele

ktro

nega

tivitä

t

Lant

hano

ide

139,

0 57

La

1,1

140,

0 58

Ce

1,1

141,

0 59

Pr

1,1

144,

0 60

Nd

1,2

(140

) 61

Pm

–

150,

5 62

Sm

1,2

152,

0 63

Eu

–

157,

0 64

Gd

1,1

159,

0 65

Tb

1,2

162,

5 66

Dy

–

165,

0 67

Ho

1,2

167,

0 68

Er

1,2

169,

0 69

Tm

1,2

173,

0 70

Yb

1,1

175,

0 71

Lu1,

2

Actin

oide

(2

27)

89A

c 1,

1

232,

0 90

Th

1,3

231,

0 91

Pa

1,5

238,

0 92

U

1,7

237,

0 93

Np

1,3

(244

) 94

Pu

1,3

(243

) 95

Am

1,3

(247

) 96

Cm

1,3

(247

) 97

Bk

1,3

(251

) 98

Cf

1,3

(254

) 99

Es

1,3

(257

) 10

0Fm

1,3

(258

) 10

1Md

1,3

(259

) 10

2No

1,3

(260

) 10

3Lr

1,3

13

Erwartungsbild und Bewertungsmaßstab erreichbare

Inhaltlich zu erwarten: BE-Anzahl:

Teil A

Organische Verbindungen 1.1 – 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 3

1.2 – Energieniveauschema des sp2-hybridisierten Kohlenstoffatoms 1 2 z. B.

– C2H2 + HCl ← C →

2H3Cl – Darstellung von Teilschritten und Gesamtreaktion – molare Reaktionsenthalpie der Gesamtreaktion als Summe der molaren Reaktionsenthalpien der Teilschritte

3

3.1 z. B.

− ... –CH2–CH2–... 1

3.2 z. B. − 22Ti: [Ar] 3d24s2 – Abgabe der zwei 4s- und der zwei 3d-Valenzelektronen – Erreichen der stabilen Elektronenkonfiguration des Argons

3

3.3 – Hydroxoperoxotitan(IV)-Ion – keine Redoxreaktion z. B. – keine Änderung von Oxidationszahlen

3

15

14

erreichbare Inhaltlich zu erwarten: BE-Anzahl:

Teil B

Die Vielfalt der Stoffe

1.1 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

4

1.2 z. B. – NH3 + H2O ← NH

→4+ + OH

– NH3 – Base (Protonenakzeptor) – H2O – Säure (Protonendonator) – Protonenübergang von der Säure zur Base

4

1.3 z. B. – ∆RH < 0 – ∆RS > 0 – ∆RG < 0; exergonischer Verlauf bei jeder Temperatur

3

2.1 – Anode: 2 Br → Br2 + 2 e

– Katode: Zn2+ + 2 e → Zn 2

2.2 – Ansatz – m ≈ 0,33 g

2

2.3 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 · 1010 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

3.4 – Neutralisation einer sehr starken Base mit einer schwächeren Säure – Äquivalenzpunkt liegt im basischen Bereich

2

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

5.1 z. B. – Carbonylfarbstoffe – zwei konjugierte Carbonylgruppen

2

5.2 z. B. – Mn2+ + 3 OH – ← Mn(OH)

→3 + e – l . 4

– O2 + 2 H2O + 4 e – 4 OH← → –

– 4 Mn2+ + O2 + 2 H2O + 8 OH – 4 Mn(OH)3 ←

→

3

30

16


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

1.3 – Ansatz – c(AgNO3) ≈ 0,01 mol . l –1

2

2.1 – Durchführung – Messwerte

1 1

2.2 – Ag+ + SCN− ← AgSCN → 1

2.3 − Anstieg der Stoffmengenkonzentration an Thiocynat-Ionen – Reaktion der Thiocyanat-Ionen mit Eisen(III)-Ionen unter Bildung eines roten Komplexes z. B. – [Fe(H2O)6] + 3 SCN− ← [Fe(SCN)

→3(H2O)3] + 3 H2O

3

2.4 – Ansatz – m (AgNO3) ≈ 85 mg

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 Computer-Algebra-System (CAS), Tabellen- und Formelsammlung ohne ausführliche Musterbeispiele (im Unterricht eingeführt)

18

Prüfungsinhalt

Teil A ( 15 BE )


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: 1

2 Erläutern Sie die besonderen Struktur- und Bindungsverhältnisse des

Benzols, die man als aromatischen Zustand bezeichnet. Erreichbare BE-Anzahl: 6

3 Die Substitution ist eine typische Reaktion der Aromaten. Erklären Sie diese Aussage am Beispiel der Reaktion von Benzol mit Chlor unter Einbeziehung einer Reaktionsgleichung.


4 Toluol ist nur gering in Wasser löslich. Die Wasserlöslichkeit von Phenol ist

dagegen deutlich höher. Begründen Sie anhand der Strukturformeln diesen Sachverhalt.


19

Teil B ( 30 BE )


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

Deutsche Produktion (Tausend t)

raffiniertes Kupfer 476 709 662

davon aus primären Vorstoffen 204 310 312

davon aus sekundären Vorstoffen

(Altmetall) 272 399 350

Kupferpreis pro 1000 kg

(London Metal Exchange) 1815 $ 1813 $ 6727 $

(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 2 Cu2S + 3 O2 → 2 Cu2O + 2 SO2 II 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.


3 Berechnen Sie die notwendige Masse an Kupfer(I)-sulfid für eine Tages-produktion 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.


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 Reaktions-gleichungen 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 ∆BH 0 in kJ . mol –1 Kupfer(I)-oxid – 171 Kupfer(I)-sulfid – 81 Schwefeldioxid – 297 Schwefeltrioxid – 396

Standardpotenziale E0

Redoxpaar E0 in V Cu/Cu2+ + 0,35 Ni/Ni2+ − 0,23 Zn/Zn2+ − 0,76 Al/Al3+ − 1,66

25

Perio

dens

yste

m d

er E

lem

ente

Hau

ptgr

uppe

n

H

aupt

grup

pen

Periode

I II

III

IV

V VI

VI

I VI

II 1. 1,

0 1

H

2,

1

4,0

2

He

– 2. 7,

0 3

Li

1,0

9,0

4 B

e 1,

5

11,0

5

B

2,0

12,0

6

C

2,5

14,0

7

N3,

0

16,0

8

O

3,5

19,0

9

F

4,0

20,0

10

Ne

–

Neb

engr

uppe

n 3. 23

,0

11N

a 0,

9

24,0

12

Mg

1,2

III

IV

V VI

VI

I VI

II I

II

27,0

13

Al

1,5

28,0

14

Si

1,8

31,0

15

P

2,1

32,0

16

S

2,5

35,5

17

Cl

3,0

40,0

18

Ar

–

4. 39

,0

19K

0,8

40,0

20

Ca

1,0

45,0

21

Sc

1,3

48,0

22

Ti

1,5

51,0

23

V

1,6

52,0

0 24

Cr

1,6

55,0

25

Mn

1,5

56,0

26

Fe1,

8

59,0

27

Co

1,9

59,0

28

Ni

1,8

64,0

29

Cu

1,9

65,0

30

Zn

1,6

70,0

31

Ga

1,6

73,0

32

Ge

1,8

75,0

33

As

2,0

79,0

34

Se

2,4

80,0

35

Br

2,8

84,0

36

Kr

– 5. 85

,5

37R

b0,

8

88,0

38

Sr

1,0

89,0

39

Y

1,3

91,0

40

Zr

1,4

93,0

41

Nb

1,6

96,0

42

Mo

1,8

98,0

43

Tc1,

9

101,

0 44

Ru

2,2

103,

0 45

Rh

2,2

106,

0 46

Pd

2,2

108,

0 47

Ag

1,9

112,

0 48

Cd

1,7

115,

0 49

In

1,7

119,

0 50

Sn

1,8

122,

0 51

Sb

1,9

128,

0 52

Te2,

1

127,

0 53

I 2,

5

131,

0 54

Xe

– 6. 13

3,0

55C

s 0,

7

137,

0 56

Ba

0,9

Lant

ha-

noid

e 57

-71

178,

5 72

Hf

1,3

181,

0 73

Ta

1,5

184,

0 74

W1,

7

186,

0 75

Re

1,9

190,

0 76

Os

2,2

192,

0 77

Ir

2,2

195,

0 78

Pt

2,2

197,

0 79

Au

2,4

201,

0 80

Hg

1,9

204,

0 81

Tl

1,8

207,

0 82

Pb

1,9

209,

0 83

Bi

1,9

(209

) 84

Po

2,0

(210

) 85

At

2,2

(222

) 86

Rn

– 7. (2

23)

87Fr

0,

7

226,

0 88

Ra

0,9

Acti-

noid

e 89

-10

3

(261

) 10

4Rf

–

(262

) 10

5Db

–

(266

) 10

6Sg

–

(264

) 10

7Bh

–

(267

) 10

8Hs

–

(268

) 10

9Mt

–

(271

) 11

0Ds

–

(272

) 11

1Rg

–

(272

) 11

2Uub

–

23,0

11

Na

0,9

Elem

ents

ymbo

l

A

tom

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se in

u

(ger

unde

t)

O

rdnu

ngsz

ahl

Ele

ktro

nega

tivitä

t

Lant

hano

ide

139,

0 57

La

1,1

140,

0 58

Ce

1,1

141,

0 59

Pr

1,1

144,

0 60

Nd

1,2

(140

) 61

Pm

–

150,

5 62

Sm

1,2

152,

0 63

Eu

–

157,

0 64

Gd

1,1

159,

0 65

Tb

1,2

162,

5 66

Dy

–

165,

0 67

Ho

1,2

167,

0 68

Er

1,2

169,

0 69

Tm

1,2

173,

0 70

Yb

1,1

175,

0 71

Lu

1,2

Actin

oide

(2

27)

89A

c 1,

1

232,

0 90

Th

1,3

231,

0 91

Pa

1,5

238,

0 92

U

1,7

237,

0 93

Np

1,3

(244

) 94

Pu

1,3

(243

) 95

Am

1,3

(247

) 96

Cm

1,3

(247

) 97

Bk

1,3

(251

) 98

Cf

1,3

(254

) 99

Es

1,3

(257

) 10

0Fm

1,3

(258

) 10

1Md

1,3

(259

) 10

2No

1,3

(260

) 10

3Lr

1,3

26

Erwartungsbild und Bewertungsmaßstab


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 C← →

6H5Cl + HCl – Substitution ist Austausch von Atomen oder Atomgruppen – Austausch von Wasserstoffatomen durch Chloratome

3

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

2 3

15

27


Teil B

Kupfer

1.1 – Ansatz – m = 30000 t z. B. – mit Bezug auf Weltproduktion und deutsche Jahresproduktion – Vorkommen eher klein – Argument für den Abbau: steigender Weltmarktpreis

4

1.2 z. B. − Anzahl besetzter Hauptenergieniveaus 4 – Periodennummer − höchstbesetztes Energieniveau d-Niveau – Nebengruppe − Anzahl der Valenzelektronen 1 – Gruppennummer

3

2.1 – 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

5

2.2 z. B.

– Gleichung I: Redm. Cu2S, Oxm. O2 – Gleichung II: Redm. Cu2S, Oxm. Cu2O (Cu2S) – Erläuterung der Redoxreaktion am gewählten Beispiel (Teilprozesse, Elektronenübergang, Teilgleichungen)

2 3

3 – Ansatz

– m (Cu2S) ≈ 170 t 2

4.1

– 2 SO2 + O2 ← 2 SO →

3 – c2 (SO3) KC = ——————— c2 (SO2) . c (O2)

2

4.2 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

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 – Cu

– Anodenreaktion: Zn Zn← →

← → 2+ + 2 e

– Zellreaktion: Cu2+ + Zn ← Zn → 2+ + Cu

– Umwandlung chemischer in elektrische Energie – Ansatz zur Berechnung der Zellspannung z. B. – Messwert entspricht Zellspannung bei Verwendung einer Standard- kupfer- und Standardzinkelektrode

1 6 1 2

30

29


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 Haushaltsreiniger

1.1 − pH ≈ 2 1 1.2 − Ansatz

− pH ≈ 2 z. B. − CH3COOH + H2O CH←

→3COO− + H3O+

− Überschuss an Hydronium-Ionen, saure Reaktion

4

2.1 z. B.

– Anforderung Bariumhydroxidlösung – Durchführung

2

2.2 z. B. – Gas- und Wärmeentwicklung, Auflösung Calciumcarbonat, weißer Niederschlag im Nachweismittel – 2 H3O+ + CaCO3 Ca←

→ 2+ + CO2 + 3 H2O

– CO2 + Ba2+ + 2 OH− BaCO← →

3 + H2O

3

2.3 z. B. – Säure-Base-Reaktion – Protonenübergang von der Säure zur Base

2

3.1 – Durchführung

z. B. – t (bei 40 °C) < t (bei 20 °C)

2

3.2 z. B. – Reaktionsgeschwindigkeit nimmt mit steigender Temperatur zu

1

15

31

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