Originalklausur - lernhelfer.de · Biologie, Chemie, Physik sowie Politik und Wirtschaft Originalklausur mit Musterlösung In den Aufgabenstellungen werden unterschiedliche Operatoren

In den Aufgabenstellungen werden unterschiedliche Operatoren (Arbeitsan-weisungen) verwendet; sie weisen auf unterschiedliche Anforderungsbereiche (Schwierigkeitsgrade) hin und bedeuten, dass unterschiedlich viele Punkte erzielt werden können. Die Lösungen zeigen beispielhaft, welche Antworten die verschiedenen Operatoren erfordern.

Alles Wissenswerte rund um die Abiprüfung finden Sie im Buch im Kapitel „Prüfungsratgeber und Prüfungsaufgaben“.

Originalklausuren mit Musterlösungen zu weiteren Fächern finden Sie auf www.duden.de/abitur in der Rubrik „SMS Abi“. Das Passwort zum Download befindet sich auf der vorderen Umschlagklappe.

Die Veröffentlichung der Abitur-Prüfungsaufgaben erfolgt mit Genehmigung des zuständigen Kultusministeriums.

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Für die Fächer Deutsch, Englisch, Mathematik, Geschichte,Biologie, Chemie, Physik sowie Politik und Wirtschaft

Originalklausurmit Musterlösung

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Originalklausurmit Musterlösung

AbiturChemieAufgabeA: PhosphorverbindungenAufgabeB: Halogenierte organische VerbindungenAufgabeC: Aluminiumverbindungen

Signatur 53/1 (Chem-LK-ET/Ma) Seite 1 von 10

Sächsisches Staatsministerium Geltungsbereich: für Kultus - Allgemein bildendes Gymnasium - Abendgymnasium und Kolleg Schuljahr 2006/07 - Schulfremde Prüfungsteilnehmer ___________________________________________________________________

Schriftliche Abiturprüfung

Leistungskursfach Chemie

- E R S T T E R M I N -

Material für den Prüfungsteilnehmer

_________________________________________________________

Allgemeine Arbeitshinweise

Ihre Arbeitszeit (einschließlich Zeit zum Lesen aller Aufgaben und der Zeit zur Auswahl der Wahlaufgabe) beträgt 270 Minuten.

Die Prüfungsarbeit besteht aus den zu bearbeitenden Teilen A, B und C (experimenteller Teil). Informieren Sie den Aufsicht führenden Lehrer, wenn Sie mit der experimentellen Bearbeitung des Teils C beginnen möchten.

Bei Berechnungen muss der Lösungsweg zu erkennen sein. Werden GTR-Programme genutzt, so muss in der Darstellung des Lösungsweges deutlich werden, aus welchen Eingabedaten mit Hilfe des Programms welche Ergebnisse gewonnen wurden.

Die im Anhang angegebenen Daten sind für Berechnungen zu verwenden.

Erlaubte Hilfsmittel:

Wörterbuch der deutschen Rechtschreibung Grafikfähiger, programmierbarer Taschenrechner ohne Computer-Algebra-System (GTR) Tabellen- und Formelsammlung ohne ausführliche Musterbeispiele (im Unterricht eingeführt) Zeichengeräte


Prüfungsinhalt

Teil A ( 25 BE )

Bearbeiten Sie die nachstehende Aufgabe.

Phosphorverbindungen 1 Der menschliche Organismus enthält eine Vielzahl von Verbindungen

der Phosphorsäure. Sie ist eine dreiprotonige Säure.

1.1 Berechnen Sie den Protolysegrad der Phosphorsäure (c = 1 mol . l –1) für die erste Protolysestufe.

1.2 Beim Kohlenhydratstoffwechsel im Muskel entsteht neben anderen Stoffen auch Glycerinaldehyd-3-phosphorsäureester. Erläutern Sie unter Einbeziehung einer Reaktionsgleichung die Bildung dieser Verbindung aus 1 mol Glycerinaldehyd (2,3-Dihydroxy-propanal) und 1 mol Phosphorsäure. Verwenden Sie Strukturformeln. Hinweis: Strukturformel der Phosphorsäure OH I HO–P=O I OH

Erreichbare BE-Anzahl: 4

2 Phosphorverbindungen werden auch als starke Reduktionsmittel in der Metallurgie eingesetzt.

2.1 Silber(I)-Ionen können aus ihren Lösungen durch die Reaktion mit Monophosphan (PH3) als Silber abgeschieden werden. Als Nebenprodukt entsteht Phosphorsäure. Entwickeln Sie die Gleichung für die beschriebene Redoxreaktion. Gehen Sie von den Teilgleichungen der korrespondierenden Redoxpaare aus.


2.2 Kupfer(II)-Ionen lassen sich durch eine Sauerstoffsäure des Phosphors

zu Kupfer(I)-Ionen reduzieren. Entscheiden Sie unter Einbeziehung der angegebenen Standard- potenziale, ob Phosphinsäure (H3PO2) oder Phosphonsäure (H3PO3) das geeignetere Reduktionsmittel ist. Hinweis: E0 (H3PO2/H3PO3 ) = – 0,48 V E0 (H3PO3/H3PO4) = – 0,30 V E0 (Cu+/Cu2+) = 0,16 V

2.3 Das Monophosphanmolekül kann modellhaft als verzerrtes Tetraeder beschrieben werden. Die Bindungswinkel betragen 93,5°. Beschreiben Sie die Bindungsverhältnisse mit Hilfe des Orbitalmodells. Geben Sie die Ursache für den Bindungswinkel im Monophosphan- molekül an.

Erreichbare BE-Anzahl: 8 3 Grüne Pflanzen benötigen für ihr Wachstum unter anderem Phosphorsalze.

3.1

Entscheiden Sie, ob eine Natriumdihydrogenphosphatlösung sauer, basisch oder neutral reagiert. Begründen Sie. Beziehen Sie in Ihre Ausführungen die Reaktionsgleichung für das Protolysegleichgewicht ein.

3.2 Beschreiben Sie den Lösevorgang eines Salzes aus energetischer Sicht.

3.3 Calciumphosphat ist wegen seiner geringen Wasserlöslichkeit als Düngemittel ungeeignet. Durch Zugabe von halbkonzentrierter Schwefelsäure entsteht das als Dünger geeignete wasserlösliche Calciumdihydrogenphosphat. Erklären Sie unter Einbeziehung Ihrer Kenntnisse über das Löslichkeitsgleichgewicht und entsprechender Reaktionsgleichungen in Ionenschreibweise diese Vorgehensweise.



4 Phosphor, ein wichtiger Ausgangsstoff der Phosphat-Chemie, wird

aus Calciumphosphat durch Umsetzung mit Koks und Kies nach folgender Gleichung hergestellt: Ca3(PO4)2 + 3 SiO2 + 5 C → 3 CaSiO3 + 5 CO + 2 P ; ∆RH = 1542 kJ . mol –1.

4.1 Berechnen Sie die Reaktionsenthalpie für die Gewinnung von 1 t Phosphor.

4.2 Ermitteln Sie durch Berechnung die Masse an Koks, die theoretisch zur Bereitstellung der Energie für die Herstellung von 1 t Phosphor mindestens benötigt wird. Koks hat eine Verbrennungswärme von 29000 kJ . kg –1.



Teil B ( 20 BE )

Bearbeiten Sie die nachstehende Aufgabe.

Halogenierte organische Verbindungen

Die Herstellung einiger Pflanzenschutzmittel und Kunststoffe ist durch Synthesen organischer Verbindungen mit Halogenen möglich. 1 Monochlormethan, ein Zwischenprodukt der chemischen Industrie, kann

durch Substitutionsreaktion aus Methan und Chlor hergestellt werden. Die molare Reaktionsentropie für die Bildung von Monochlormethan beträgt ∆RS = 13 J . K –1 . mol –1.

1.1 Entwickeln Sie für diese Reaktion die Gleichung.

1.2 Diskutieren Sie unter Nutzung der GIBBS-HELMHOLTZ-Gleichung den exergonischen Verlauf dieser Reaktion.


2 Die isomeren Verbindungen 2-Monochlorpropansäure und 3-Monochlor-

propansäure sind Derivate der Propansäure.

2.1 Eine der oben genannten Verbindungen ist optisch aktiv. Erläutern Sie anhand der Strukturformel, worauf diese Eigenschaft zurückzuführen ist.

2.2 Vergleichen Sie die Säurestärke von 3-Monochlorpropansäure und Propansäure unter Einbeziehung der I-Effekte.

2.3 3-Monochlorpropanal reagiert mit Salpetersäure zu 3-Monochlorpropansäure nach folgender Reaktionsgleichung: 2 HNO3 + ClCH2–CH2–CHO → ClCH2–CH2–COOH + 2 NO2 + H2O Entwickeln Sie die Teilgleichungen für diese Redoxreaktion.



3 Lindan ist ein gesättigter Halogenkohlenwasserstoff, welcher als

Insektizid wirkt. Auf Grund der hohen Umweltbelastung wird Lindan seit 1978 nicht mehr als Holzschutzmittel verwendet.

Die quantitative Elementaranalyse dieses Stoffes ergab folgende Massenanteile für die beteiligten Elemente: ω(C) = 24,7 %; ω(H) = 2 %; ω(Cl) = 73,3 %. Die molare Masse wurde mit M = 291 g . mol –1 bestimmt. Ermitteln Sie die Summenformel und geben Sie eine mögliche Strukturformel an.

Erreichbare BE-Anzahl: 3 4 Die neue lichtdurchlässige Dachkonstruktion des Dresdener

Hauptbahnhofs besteht aus Teflon (Polytetrafluorethen, PTFE), einem der beständigsten halogenierten Hochleistungskunststoffe. Die Herstellung von Teflon erfolgt mit einem Peroxid (R–O–O–R) als Initiator.

4.1 Nennen Sie die Schritte des radikalischen Mechanismus zur Herstellung von PTFE und entwickeln Sie dazu die entsprechenden Reaktionsgleichungen.

4.2 Erläutern Sie die Stabilität der C–F-Bindung des Teflons unter Einbeziehung der folgenden Angaben. H I Cl F Elektronegativität 2,1 2,5 3,0 4,0 Bindungsenthalpie C–X in kJ . mol –1 413 218 339 489

Erreichbare BE-Anzahl:

6


Teil C ( 15 BE )

Wählen Sie eine der nachstehenden Aufgaben aus und bearbeiten Sie diese. Aufgabe C 1 Aluminiumverbindungen

Aluminium kommt in der Natur wegen seiner großen Sauerstoffaffinität nur in Form von Verbindungen vor. Es ist das am häufigsten vorkommende Metall in der Erdrinde. 1 Untersuchen Sie experimentell das Reaktionsverhalten ausgewählter

Aluminiumverbindungen. Führen Sie folgende Experimente durch. Notieren Sie alle Beobachtungen. Experiment A A 1: Versetzen Sie 5 ml Aluminiumchloridlösung mit etwa 10 Tropfen Natriumhydroxidlösung (C). Schütteln Sie das Gemisch und verteilen Sie den Inhalt auf zwei Reagenzgläser. Geben Sie in das erste Reagenzglas weitere 3 ml Natrium- hydroxidlösung (C). A 2: Fügen Sie dem Inhalt des zweiten Reagenzglases 3 ml Salz- säure (Xi) zu. Experiment B Geben Sie zu 3 ml Aluminiumchloridlösung Natriumhydroxid- lösung (C) im Überschuss. Versetzen Sie diese Lösung mit der bereitgestellten Masse an Ammoniumchlorid und erwärmen Sie das Gemisch vorsichtig. Halten Sie während des Erwärmens einen angefeuchteten Indikatorstreifen über die Reagenzglasöffnung. Experiment C Versetzen Sie 7 ml Natriumhydrogencarbonatlösung mit 5 ml Aluminiumchloridlösung. Prüfen Sie, ob es sich bei dem entstehenden Gas um Kohlenstoffdioxid handelt. Fordern Sie vom Aufsicht führenden Lehrer ein geeignetes Nachweismittel an.


Experiment D Führen Sie folgendes Modellexperiment einer Aluminium-Luft-Zelle durch: Legen Sie eine Petrischale mit Aluminiumfolie aus. Geben Sie in die Mitte etwa 5 g Natriumchlorid, welches Sie mit einigen Tropfen Wasser anfeuchten. Legen Sie ein Stück Holzkohle auf das Salz. Verbinden Sie die Aluminiumfolie und die Holzkohle leitend mit einem Spannungsmessgerät.

2 Auswertung

2.1 Geben Sie für die Bildung des Aluminiumhydroxids (Experiment A1)

eine Reaktionsgleichung in Ionenschreibweise an.

2.2 Erläutern Sie ausgehend von Ihren Beobachtungen das Verhalten von Aluminiumhydroxid in stark basischer (Experiment A1) und in saurer (Experiment A 2) Lösung. Beziehen Sie Reaktionsgleichungen in Ionenschreibweise ein.

2.3 Leiten Sie aus den Beobachtungen von Experiment B ab, welche Verbindungen entstanden sind.

2.4 Entwickeln Sie für die Reaktion zwischen Natriumhydrogencarbonat- lösung mit Aluminiumchloridlösung im Experiment C die Gleichung in Ionenschreibweise. Begründen Sie die vorliegende Reaktionsart.

2.5 Entwickeln Sie für das Modellexperiment D die Teilgleichungen für die Anoden- und die Katodenreaktion.

2.6 Ordnen Sie die Aluminium-Luft-Zelle einer Art elektrochemischer Spannungsquellen zu und begründen Sie diese.


Aufgabe C 2 Oxalsäure (Ethandisäure)

1 Der Nachweis von Calcium-Ionen kann z.B. mit Ammoniumoxalat

(NH4)2(COO)2 erfolgen. Führen Sie nachfolgende Experimente durch. Experiment A Versetzen Sie 4 ml der bereitgestellten Calciumchloridlösung mit 4 ml Ammoniumoxalatlösung. Experiment B Geben Sie zu dem Reaktionsgemisch aus Experiment A 4 ml Salzsäure (Xi).

1.1 Notieren Sie alle Beobachtungen.

1.2 Entwickeln Sie für die bei Experiment A ablaufende Reaktion die Gleichung in Ionenschreibweise.

1.3 Leiten Sie aus den Beobachtungen von Experiment B die pH- Abhängigkeit der Löslichkeit des schwerlöslichen Salzes ab.

2 Bestimmen Sie durch eine Redoxtitration die Stoffmengenkonzentration

der gegebenen Oxalsäurelösung. Arbeitsanleitung: Versetzen Sie 10 ml der Analysenlösung mit 10 ml Schwefelsäure (ω = 38 %; C). Füllen Sie das Gemisch mit destilliertem Wasser auf ca. 100 ml auf. Erwärmen Sie die Lösung auf ca. 70 °C. Titrieren Sie anschließend mit einer Kaliumpermanganatlösung (c = 0,02 mol . l –1). Beenden Sie die Titration bei einer dauerhaften Violettfärbung der Lösung. Führen Sie die Titration mindestens zwei Mal durch.

2.1 Notieren Sie Ihre Messwerte.


2.2

Entwickeln Sie für die bei der Titration ablaufende Reaktion die Gleichung in Ionenschreibweise. Gehen Sie von Teilgleichungen aus.

2.3 Berechnen Sie die Stoffmengenkonzentration der untersuchten Oxalsäurelösung.

3 Ein Liter Oxalsäurelösung der Stoffmengenkonzentration c = 0,01 mol . l –1

soll hergestellt werden. Berechnen Sie die Masse an Oxalsäure-Dihydrat, die zu lösen ist. Beschreiben Sie die Herstellung der Lösung.

Anhang Säurekonstanten KS und Basenkonstante KB Stoff / Teilchen Säurekonstante KS

in mol . l –1

Basenkonstante KB in mol . l –1

Phosphorsäure (KS 1) 7,5 . 10 –3 Dihydrogenphosphat-Ion 6,2 . 10 –8 1,3 . 10 –12

GIBBS – HELMHOLTZ – Gleichung ∆RG = ∆RH – T . ∆RS Standardbildungsenthalpien ∆BH 0 Stoff ∆BH 0 in kJ . mol –1 CH4 – 75 CH3Cl – 86 HCl (g) – 92

© Dudenverlag, Bibliographisches Institut & F. A. Brockhaus AG, Mannheim, 2008 1

Musterlösung für die Prüfungsaufgaben Abitur Prüfungsfach: Chemie (Sachsen 2007, Wahlaufgabe C2) Hinweis: Die gesamte Abiturprüfung besteht aus den Teilen A, B und wahlweise C1 oder C2. Hier wird die Lösung der Wahlaufgabe C2 beschrieben.

I. Aufgabenstellung A Phosphorverbindungen 1 Phosphorsäure 1.1 Die Protolyse der Phosphorsäure verläuft in drei Stufen:

1. Stufe: H3PO4 + H2O → H2PO4– + H3O+

2. Stufe: H2PO4– + H2O → HPO4

2– + H3O+

3. Stufe: HPO42– + H2O → PO4

3– + H3O+.

Im Material ist die Säurekonstante der Phosphorsäure mit KS = 7,5 · 10–3 mol · l–1 angegeben. Dieser Wert bezieht sich auf die erste Protolysestufe.

Der gesuchte Protolysegrad α gibt an, welcher Anteil der ursprünglich vorhandenen Säure in Ionen dissoziiert ist. Wenn man die undissoziierte Säure mit HA bezeichnet und das Säure-Anion mit A–, dann ergibt sich

(HA))O(H

(HA))(A

0

3

0

-

cc

cc +

==α ,

wobei c0 die ursprünglich eingewogene Konzentration bedeutet und c die im Gleichgewicht vorliegende Konzentration.

Die Säurekonstante KS ist nach dem Massenwirkungsgesetz definiert als

(HA))O(H)(A

0

3-

S ccc

K+⋅

= .

Man kann durch Einsetzen der oberen in die untere Gleichung eine neue Gleichung zur Berechnung von α formulieren:

(HA)02

S cK ⋅= α .

Auflösen nach α ergibt:


%7,8086603,0lmol 1,0

lmol 107,5(HA) 1-

-1-3

0

S ≈=⋅

⋅⋅==

cKa .

1.2 Bei einer Veresterung reagieren eine Hydroxylgruppe eines Alkohols und eine

Carboxylgruppe einer Säure unter Wasserabspaltung zu einem Ester; es handelt sich um eine säurekatalysierte Kondensationsreaktion. In diesem Beispiel stellt der Glycerinaldehyd (2,3-Dihydroxy-propanal) eine seiner Alkoholfunktionen zur Verfügung, die mit der Phosphorsäure reagiert. Aus dem Aufgabentext kann man entnehmen, dass dies die Hydroxylgruppe in der 3-Stellung ist, denn es entsteht Glycerinaldehyd-3-phosphorsäureester.

Glycerinaldehyd + Phosphorsäure ⇄ Glycerinaldehyd-3-phosphorsäureester + Wasser

2 Phosphorverbindungen 2.1 In diesem Beispiel werden Ag+-Ionen durch Monophosphan (PH3) zu elementarem Silber

reduziert, wobei als weiteres Reaktionsprodukt Phosphorsäure entsteht. Mit diesen Textinformationen lassen sich Reduktion und Oxidation als getrennte Teilgleichungen formulieren. Zunächst formuliert man die Elektronenübergänge, danach stellt man Ladungs- und Stoffbilanz richtig.

a) Elektronenübergänge:

Reduktion: Ag+ + e– Ag0 ⏐ . 8

Oxidation: P-III P+V + 8 e–

b) Erweiterte Teilgleichungen unter Berücksichtigung von Ladungs- und Stoffbilanz:

Reduktion: 8 Ag+ + 8 e– 8 Ag0

Oxidation: P-IIIH3 + 15 H2O P+VO43- + 8 e– + 11 H3O+

8 Ag+ + PH3 + 15 H2O 8 Ag + PO43– + 11 H3O+

2.2 Damit eine Redoxreaktion möglichst glatt abläuft, sollte die Differenz der Standardpotenziale der beteiligten Redoxpaare möglichst groß sein. In diesem Fall betragen die Differenzen

ΔE0 = E0(Cu+/Cu2+) – E0(H3PO2/H3PO3) = 0,16 V – (– 0,48 V) = 0,64 V und

ΔE0 = E0(Cu+/Cu2+) – E0(H3PO3/H3PO4) = 0,16 V – (– 0,30 V) = 0,46 V,

also ist Phosphinsäure das geeignetere Reduktionsmittel.

2.3 Man kann zur Erklärung der Bindungsverhältnisse und der Molekülgeometrie das Orbital-Modell heranziehen, wobei Feinheiten – insbesondere Bindungswinkel – zusätzlich durch das VEPA-Modell (Valenz-Elektronenpaar-Abstoßungs-Modell) erklärt werden können.

Phosphor steht in der 5. Hauptgruppe. Ein Phosphoratom hat 5 Valenzelektronen. Die Elektronenpaar-Strichformel für PH3 sieht so aus:


Die vier Elektronenpaare des Phosphors (drei bindende, ein freies) können in vier sp3-Hybridorbitalen untergebracht werden. Wären alle vier Elektronenpaare gleichwertig, würde sich als Molekülgeometrie ein idealer Tetraeder ergeben mit einem Bindungswinkel von 109,5°. In diesem Fall benötigt das freie Elektronenpaar jedoch mehr Platz als die bindenden Elektronenpaare (σ-Bindungen mit den 1s-Orbitalen der Wasserstoffatome). Das freie Elektronenpaar „drückt“ die bindenden Elektronenpaare zusammen, der Bindungswinkel wird geringer (93,5°, vgl. Material) und der Tetraeder wird dadurch verzerrt.

3. Phosphorsalze 3.1 Im Natriumdihydrogenphosphat ist das Dihydrogenphosphat-Anion H2PO4

– enthalten. Dieses kann sowohl als Säure reagieren (Protonenabgabe) als auch als Base (Protonenaufnahme). Es ist also ein amphoteres Teilchen. Die jeweiligen Protolyse-Gleichgewichte lauten:

Säurewirkung: H2PO4– + H2O → HPO4

2– + H3O+ KS = 6,2 · 10–8 mol . l–1

Basewirkung: H2PO4– + H2O → H3PO4 + OH– KB = 1,3 · 10–12 mol . l–1.

(Die Säure- und Basekonstanten sind im Anhang der Aufgabenstellung gegeben.) Durch Vergleich der Werte von KS und KB erkennt man, dass der Wert von KS deutlich größer ist als der von KB. Das Dihydrogenphosphat-Anion reagiert also bevorzugt als Säure. Die außerdem in der Lösung befindlichen Natrium-Ionen haben keinen Einfluss auf den pH-Wert der Lösung.

3.2 Das Lösen eines Salzes in Wasser kann als chemische Reaktion aufgefasst werden: Das Ionengitter des Salzes wird zerstört, stattdessen werden die Ionen von Wassermolekülen umgeben (sie werden solvatisiert bzw. hydratisiert).

Die GIBBS-HELMHOLTZ-Gleichung beschreibt den energetischen Verlauf einer chemischen Reaktion:

ΔG = ΔH – T · ΔS.

Wenn die freie Enthalpie ΔG negativ ist, läuft der betreffende Vorgang freiwillig ab (exergonisch), wenn ΔG hingegen positiv ist, läuft der Vorgang nicht freiwillig ab (endergonisch). Die freie Enthalpie wird von der Reaktionsenthalpie, der Temperatur und der Reaktionsentropie bestimmt.

Zunächst kann man die Reaktionsenthalpie ΔRH des Lösungsvorgangs betrachten. Hierzu muss die Gitterenthalpie des Ionengitters ΔGH in das System hineingesteckt werden, um das Ionengitter zu zerstören und freie Ionen zu erzeugen. Hingegen ist die Hydratation der beteiligten Ionensorten ein exergonischer Vorgang, die Hydratationsenthalpie ΔHH wird frei:

ΔRH = ΔHH – ΔGH.


Wenn also der Betrag der Hydratationsenthalpie größer ist als der Betrag der Gitterenthalpie, ist die Reaktionsenthalpie des Lösungsvorganges kleiner als 0 und die freie Enthalpie ist auf jeden Fall negativ, der Vorgang ist exergonisch.

Wenn der Betrag der Hydratationsenthalpie kleiner ist als der Betrag der Gitterenthalpie, ist die Reaktionsenthalpie des Lösungsvorganges größer als 0. Nun kommt es darauf an, welchen Beitrag der „Entropieterm“ T · ΔS in der GIBBS-HELMHOLTZ-Gleichung liefert. Die Temperatur ist immer > 0 K, also positiv. Die Entropie nimmt beim Lösen eines Salzes ebenfalls immer zu. Der Entropieterm ist also auf jeden Fall negativ. Er kann eine kleine positive Reaktionsenthalpie kompensieren. Ist die Reaktionsenthalpie jedoch stark positiv, vermag es der Entropieterm nicht mehr, die freie Enthalpie in den negativen Bereich zu bringen, der Prozess bleibt insgesamt endergonisch und läuft nicht freiwillig ab.

3.3 Calciumphosphat Ca3(PO4)2 ist schwer löslich, Calciumdihydrogenphosphat Ca(H2PO4)2 ist dagegen gut wasserlöslich. Das Lösungsgleichgewicht für Calciumphosphat lässt sich folgendermaßen formulieren:

Ca3(PO4)2 (s) ⇄ 3 Ca2+ (aq) + 2 PO43– (aq).

Also muss man Bedingungen schaffen, die die Bildung von H2PO4–-Ionen gegenüber

PO43–-Ionen begünstigen und dem o. g. Gleichgewicht die PO4

3–-Ionen entziehen. Dies gelingt durch die Zugabe von halbkonzentrierter Schwefelsäure, die einen Überschuss an H3O+-Ionen bereitstellt und damit das folgende Gleichgewicht auf die rechte Seite verschiebt:

PO43–+ 2 H3O+ ⇄ H2PO4

– + 2 H2O.

4 Herstellung von elementarem Phosphor 4.1 Die gegebene Reaktionsenthalpie bezieht sich auf die Bildung von 2 mol Phosphor, vgl.

Reaktionsgleichung. Für die Bildung von 1 mol Phosphor muss also eine Reaktionsenthalpie von ΔH = 771 kJ · mol–1 aufgewendet werden.

Eine Tonne Phosphor entspricht einer Stoffmenge von

mol1,25832molg 31

g00000011- =

⋅==

Mmn .

Die so berechnete Stoffmenge wird mit der molaren Reaktionsenthalpie multipliziert. Man erhält 2,4871 · 107 kJ ≈ 24,9 GJ.

4.2 Die für die o. g. Reaktion erforderliche Energie soll durch die Verbrennung von Koks aufgebracht werden:

t0,86kg62,857kgkJ 00029

kJ104871,21-

7≈=

⋅⋅

=m .


II. Aufgabenstellung B Halogenierte organische Verbindungen 1 Bildung von Monochlormethan 1.1 Reaktionsgleichung:

CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl.

1.2 Die GIBBS-HELMHOLTZ-Gleichung beschreibt den energetischen Verlauf einer chemischen Reaktion.

ΔRGm = ΔRHm – T · ΔRSm.

Zunächst wird die molare Reaktionsenthalpie ΔRHm für die gegebene Reaktion aus den Bildungsenthalpien der beteiligten Stoffe (Satz von HESS) berechnet:

ΔRHm = ΔBHm(CH3Cl) + ΔBHm(HCl) – ΔBHm(CH4) – ΔBHm(Cl2).

Die molare Bildungsenthalpie von Chlor ist Null, da es sich um das Element im Standardzustand handelt. Die übrigen Werte entnimmt man der Tabelle im Anhang der Aufgabenstellung.

ΔRHm = – 86 kJ · mol–1 + (– 92 kJ · mol–1) – (– 75 kJ · mol–1) – 0 kJ · mol–1

= – 103 kJ · mol–1.

Die molare Reaktionsenthalpie für diese Reaktion ist kleiner als Null, die Reaktion ist exotherm. Aus dem gegebenen Wert von ΔRSm = 13 J · K–1 · mol–1 entnimmt man, dass die Entropie bei dieser Reaktion zunimmt. Also ist die molare freie Reaktionsenthalpie ΔRGm bei jeder Temperatur negativ, die Reaktion verläuft bei jeder Temperatur freiwillig und ist exergonisch.

2 Monochlorpropansäuren 2.1 Voraussetzung für optische Aktivität ist das Vorhandensein eines asymmetrischen

(chiralen) Kohlenstoffatoms, d. h. eines Kohlenstoffatoms mit vier verschiedenen Substituenten. Aus den Elektronenpaar-Strichformeln der beiden in Frage kommenden Verbindungen kann man ablesen, dass dies nur bei der 2-Monochlorpropansäure der Fall sein kann. Dort hat das Kohlenstoffatom C-2 vier verschiedene Substituenten: H, Cl, eine Methylgruppe (CH3) und eine Carboxylgruppe (COOH). Chirale Kohlenstoffatome werden in Formeln oft mit Sternchen markiert.

2.2 Mit dem Begriff „Induktiver Effekt“ bezeichnet man die elektronenziehende oder -schiebende Wirkung von Substituenten, die über σ-Bindungen erfolgt. Chlor hat einen elektronenziehenden Effekt, also einen –I-Effekt, der sich am stärksten am unmittelbar benachbarten Kohlenstoffatom bemerkbar macht, aber auch am nächsten und übernächsten Kohlenstoffatom noch spürbar ist. Dadurch wird das Kohlenstoffatom der Carboxylgruppe in der 3-Monochlorpropansäure stärker positiv polarisiert als in der unsubstituierten Propansäure und zieht folglich Elektronendichte vom Hydroxyl-


Sauerstoff ab. Deshalb wird das Proton der Carboxylgruppe bei der 3-Monochlorpropansäure leichter abgespalten als bei der Propansäure.

In diesem Beispiel wird die Aldehydgruppe des 3-Monochlorpropanals zur Carboxylgruppe oxidiert. Die Oxidationsstufe des Kohlenstoffs erhöht sich von +I auf +III. Gleichzeitig wird Salpetersäure zu NO2 reduziert, die Oxidationsstufe des Stickstoffs erniedrigt sich von +V auf +IV.


Reduktion: N+V + e– N+IV ⏐ . 2

Oxidation: C+I C+III + 2 e–


Reduktion: 2 HNO3 + 2 e– 2 NO2 + H2O + [O]

Oxidation: ClH2C—CH2—CHO + [O] ClH2C—CH2—COOH + 2 e–

2 HNO3 + ClH2C—CH2—CHO ClH2C—CH2—COOH + 2 NO2 + H2O

3 Lindan 3.1 Die Summenformel von Lindan lautet CxHyClz. Die relativen Massenanteile der Elemente

Kohlenstoff, Wasserstoff und Chlor sind im Aufgabentext gegeben. Man berechnet nun die relativen Stoffmengenanteile:

99,5molg 12,0

molg291247,0(C)(Lindan)(C)(C) 1-

-1=

⋅⋅⋅

=⋅

=MMn ω

82,5molg 1,0

molg29102,0(H)(Lindan)(H)(H) 1-

-1=

⋅⋅⋅

=⋅

=MMn ω

01,6molg 35,5

molg291733,0(Cl)

(Lindan)(Cl)(Cl) 1-

-1=

⋅⋅⋅

=⋅

=MMn ω

.

Die empirische Formel von Lindan lautet also C6H6Cl6. Es gibt also ein Doppelbindungs-Äquivalent im Molekül. Da im Aufgabentext erwähnt ist, dass es sich um eine gesättigte Verbindung handelt, können keine Doppelbindungen vorhanden sein. Stattdessen muss ein cyclisches Molekül vorliegen. Die einfachste denkbare Variante leitet sich vom Cyclohexan ab. Allerdings kann man über die genaue Position der Chloratome keine Aussagen machen, ebenso wenig über die Stereochemie an den einzelnen Kohlenstoffatomen.

Eine mögliche Strukturformel:


4 Teflon 4.1 Die Herstellung von Teflon (Polytetrafluorethen, PTFE) erfolgt über einen radikalischen

Mechanismus. Radikalreaktionen verlaufen immer über die Schritte Kettenstart, Kettenfortpflanzung und Kettenabbruch. Als Initiator wird ein Peroxid zugegeben.

Kettenstart: R—O—O—R 2 R—O

F2CCF2 + R—O RO—CF2—CF2 (≙ R1CF2 )

Kettenfortpflanzung: R1CF2 + F2CCF2 R1CF2—CF2—CF2 (≙ R2CF2 )

Kettenabbruch: 2 R2CF2 R2CF2—CF2R2

4.2 Die C—F-Bindungsenergie ist deutlich größer als die Bindungsenergie von C—C-, C—H- oder C—Cl-Bindungen. Daher ist die C—F-Bindung besonders stabil, stabiler als beispielsweise die C—Cl-Bindung im Polyvinylchlorid (PVC).

III. Aufgabenstellung C2 Oxalsäure 1 Nachweis von Calcium-Ionen mit Oxalat-Ionen 1.1 Beobachtungen:

Experiment A: Ein weißer, feinkristalliner Niederschlag entsteht. Experiment B: Bei Zugabe von Salzsäure löst sich der Niederschlag wieder auf.

1.2 Das Auftreten eines Niederschlags zeigt die Bildung eines schwer löslichen Salzes an. Im Reaktionsgemisch sind die Ionensorten NH4

+, Ca2+, Cl– und C2O42– enthalten.

Calciumchlorid und Ammoniumoxalat wurden bereits in gelöster Form eingesetzt. Ammoniumchlorid ist bekanntermaßen leicht löslich. Es kommt also nur Calciumoxalat als Niederschlag in Frage:

Ca2+(aq) + C2O42– (aq) ⇄ CaC2O4 (s).

1.3 Wenn man die Lösung mit Salzsäure versetzt, bietet man H3O+-Ionen im Überschuss an. Diese können mit den Oxalat-Ionen zu der leicht löslichen Oxalsäure reagieren, die als schwache Säure nur wenig dissoziiert vorliegt:

C2O42– (aq) + H3O+ (aq) ⇄ H2C2O4 (aq).

Auf diese Weise werden dem unter 1.2 beschriebenen Lösungsgleichgewicht von Calciumoxalat die gelösten Oxalat-Ionen entzogen. Folglich verschiebt sich das


Lösungsgleichgewicht nach links, um Oxalat-Ionen nachzubilden. Das feste Calciumoxalat löst sich bei einer Erniedrigung des pH-Werts also auf.

2 Manganometrische Analyse einer Oxalsäure-Lösung 2.1 Beobachtungen (beispielhaft):

Beim Zutropfen der KMnO4-Lösung beobachtet man eine Entfärbung, die gegen Ende der Titration langsamer verläuft. Der Endpunkt ist erreicht, wenn die violette Farbe des zugetropften Permanganats bestehen bleibt. Man beobachtet außerdem während der Titration eine leichte Gasentwicklung. 1. Titration: 12,4 ml 2. Titration: 12,6 ml 3. Titration: 12,5 ml Mittelwert: 12,5 ml

2.2 In diesem Beispiel werden die Oxalat-Ionen zu Kohlenstoffdioxid oxidiert. Gleichzeitig werden die MnO4

–-Ionen zu Mn2+-Ionen reduziert, welche die wässrige Lösung blassrosa färben.


Reduktion: Mn+VII + 5 e– Mn+II ⏐ . 2

Oxidation: 2 C+III 2 C+IV + 2 e– ⏐ . 5


Reduktion: 2 MnO4– + 10 e– + 16 H3O+ 2 Mn2+ + 24 H2O

Oxidation: 5 C2O42– 10 CO2 + 10 e–

2 MnO4– + 5 C2O4

2– + 16 H3O+ 2 Mn2+ + 10 CO2 + 24 H2O

2.3 Die Konzentration der Kaliumpermanganat-Lösung beträgt 0,02 mol · l–1. Aus der in Aufgabe 2.2 hergeleiteten Redoxgleichung entnimmt man das Verhältnis der stöchiometrischen Koeffizienten von MnO4

– und C2O42–, nämlich 2 : 5. Das bedeutet,

dass ein ml der Kaliumpermanganat-Lösung, die 0,00002 mol MnO4–-Ionen enthält,

0,00005 mol Oxalsäure oxidiert. Bei einem mittleren Verbrauch von 12,5 ml Kaliumpermanganat-Lösung werden also 12,5 ml . 0,00005 mol · l–1 = 0,000625 mol Oxalsäure oxidiert, die in jeweils 10 ml Probelösung enthalten waren. Die Oxalsäure-Konzentration der Probelösung beträgt also 0,0625 mol · l–1.

3 Herstellung einer Oxalsäure-Stammlösung 3.1 Oxalsäure-Dihydrat (abgekürzt OD) hat die Formel H2C2O4

. 2 H2O (= H6C2O6). Die Molmasse beträgt:

M(OD) = 6 . M(H) + 2 . M(C) + 6 . M(O) = 6 . 1,0 g · mol–1 + 2 . 12,0 g · mol–1 + 6 . 16,0 g · mol–1 = 126,0 g · mol–1.

Um einen Liter einer Oxalsäure-Lösung mit der Stoffmengenkonzentration c = 0,01 mol · l–1 herzustellen, muss man also 0,01 mol = 1,26 g Oxalsäure-Dihydrat in einen 1000 ml-Messkolben überführen, in etwas destilliertem Wasser vollständig auflösen und den Messkolben dann bis zur Markierung mit destilliertem Wasser auffüllen.


Die hier abgedruckten Lösungsvorschläge sind nicht die amtlichen Lösungen des zuständigen Kultusministeriums. Impressum: Alle Rechte vorbehalten. Nachdruck, auch auszugsweise, vorbehaltlich der Rechte die sich aus den Schranken des UrhG ergeben, nicht gestattet. © Dudenverlag, Bibliographisches Institut & F. A. Brockhaus AG, Mannheim 2008 Redaktion: Heike Krüger-Beer, Christa Becker, Dr. Angelika Fallert-Müller

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