Rundum Ch 1 LB L.sungen
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RUNDUM CHEMIE 1 Lehrerband, Lösungen Oberstufe 7.Klasse Lösungen zu den Aufgaben Lösungen Seite 3: Modell und Wirklichkeit 1. siedendes Wasser Eiszapfen Seite 5: Mischungen im Teilchenmodell 1. Gemischtyp Luft sublimierendes Trockeneis Mineralienkristalle Branntwein mögliche Aggregatzustände Beispiel Suspension heterogen fest/flüssig Wasserfarbe Legierung homogen fest/fest Messing Gemenge heterogen fest/fest Granit Gasgemisch homogen gasförmig/ gasförmig Luft Nebel heterogen flüssig/ gasförmig Wolke Rauch heterogen fest/ gasförmig Staubwolke Schaum heterogen gasförmig/ flüssig Lösung homogen flüssig/flüssig oder fest/flüssig oder gasförmig/flüssig Branntwein flüssig/flüssig Milch Emulsion heterogen Seifenschaum Zuckerwasser Mineralwasser Rundum Chemie 1 Lehrerband, Lösungen Teilchenmodelle: siehe Schülerband Seite 20 Seite 6: Ordnung unter den Stoffen 1. Stoffe Reinstoffe 2. Ein Feststoff löst sich in einer Flüssigkeit. Beispiel: Ein Stück Würfelzucker wird in Kaffee gelöst. Elemente fl Verd. Kond. g f Resubl. Erst. Subl. f fl Elemente Verbindungen Helium Sauerstoff Eisen Schwefel Kupfer Gold Silber Stickstoff Zink Chlor Aluminium Traubenzucker Kochsalz Essigsäure Alkohol Eis Kupferiodid Eisensulfid Bittersalz Wasser Kupfersulfat Kupfersulfathydrat Zinksulfid Iod Aggregatzustand: © 2006 Schulbuchverlag E. DORNER homogene Gemische heterogene Gemische 2. Seite 4: Überblick: Teilchenmodell 1.-4. Schm. 2 Verbindungen Gemische fest Teilchenmodell: → ← → ← fl → ← gasförmig Die Ordnung der Teilchen nimmt zu. → Die Anziehungskraft der Teilchen zueinander nimmt zu. g → ← Der Abstand zwischen den Teilchen wird größer. ← ← f flüssig Die Geschwindigkeit der Teilchen nimmt zu. → homogene Gemische Iodtinktur Trinkwasser Atemluft Weißgold Schokolade Knallgas Wein Benzin Schnaps Essigessenz heterogene Gemische Iodsalz Brausepulver Milch Bierschaum Regenwolke Schaumstoff Zigarrenrauch Sonnenmilch Disco-Nebel Orangensaft Eisenerz Erdgas Meerwasser Seite 7: Aktivierungsenergie 1. Das Holz muss angezündet werden. 2. Obwohl das Energieniveau des Holzes höher ist als das der Asche, ist das Stoffe im reaktionsbereitem Zustand Holz nicht im reaktionsbereiten (akti- Ausgangsstoffe vierten) Zustand. Um die Entzündungstemperatur zu erreichen, muss Endstoffe zuerst Energie von außen zugeführt werden. Lösungen zu den Aufgaben Lösungen 3. Die zum Ingangsetzen (Zünden) einer chemischen Reaktion benötigte Energie bezeichnet man als Aktivierungsenergie. Sie überführt die Ausgangsstoffe in einen reaktionsbereiten (aktivierten) Zustand. Energie 2. Calcium: Milchprodukte (Milch, Käse, Butter), Nüsse Stickstoff: Fleisch, Fisch, Eier, Hülsenfrüchte (Eiweißstoffe) Eisen: Fleisch, Vollkornprodukte, Nüsse Kalium: Obst und Gemüse, Nüsse 4. Energiegehalt im aktivierten Zustand Aktivierungsenergie Energiegehalt der Ausgangsstoffe Reaktionsenergie Energiegehalt der Reaktionsprodukte Zeit 3. Eisen ist ein wichtiger Bestandteil des sauerstofftransportierenden Blutbestandteils Hämoglobin. Außerdem ist es Bestandteil verschiedener Enzyme der Atmungskette. 4. Zink: 7–10 mg Chrom: 30–100 µg Selen: 30–70 µg Mangan: 2–5 mg Reaktion verläuft exotherm, Bsp: Verbrennung von Kohle Seite 10: Element – Elementsubstanz - Symbolik Energie Energiegehalt im aktivierten Zustand Aktivierungsenergie Energiegehalt der Reaktionsprodukte Reaktionsenergie Rundum Chemie 1 Lehrerband, Lösungen Energiegehalt der Ausgangsstoffe Zeit Reaktion verläuft endotherm, Bsp: Gewinnung von Eisen Seite 8: Elemente – Namen und Symbole 1. Ort: Berkelium, Dubnium, Erbium, Hafnium, Holmium, Lutetium, Magnesium, Strontium, Terbium, Ytterbium, Yttrium 2. Land/Kontinent: Americium, Europium, Francium, Gallium, Germanium, Indium, Polonium, Ruthenium, Scandium 3. Element: Molybdän, Platin, Protactinium, Quecksilber 4. Sagengestalt/Gottheit: Cer, Cobalt, Neptunium, Nickel, Niobium, Palladium, Plutonium, Tantal, Thorium, Titan, Uran, Vanadium 5. Personen: Bohrium, Curium, Einsteinium, Fermium, Gadolinium, Lawrencium, Meitnerium, Mendelevium, Nobelium, Rutherfordium, Samarium, Seaborgium 6. Gesteine/Mineralien: Barium, Beryllium, Bismut, Cadmium, Calcium, Fluor, Lithium, Samarium, Silicium, Wolfram, Zirconium 7. Rhenium nach dem Rhein 8. Argentinien © 2006 Schulbuchverlag E. DORNER Seite 9: Elemente in unserem Körper 1. 3 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. Element Sauerstoff Kohlenstoff Wasserstoff Calcium Stickstoff Phosphor Kalium Schwefel Natrium Chlor Magnesium Eisen Zink Anteil in % 64,0 17,6 10,0 3,2 3,2 0,626 0,226 0,2 0,15 0,15 0,038 0,006 0,004 1. a) Chemische Elemente sind reine Stoffe, die nur aus einer Atomart aufgebaut sind und die gleiche Anzahl von Protonen im Atomkern besitzen. Die Atome können durch Abgabe bzw. Aufnahme von Elektronen stabilere Teilchen bilden, die keine Atome mehr sind, aber dennoch zum chemischen Element gehören. b) Das Element Eisen ist ...., dessen Atom 26 Protonen ... Das Element Kupfer ist ...., dessen Atom 29 Protonen ... 2. Die Elementsubstanz Magnesium ist ein silber glänzender Stoff, der nur aus dem Element Magnesium besteht. Die Elementsubstanz Eisen ist ein metallisch glänzender Stoff, der nur aus dem Element Eisen besteht. 3. Symbol Elementsubstanz Anzahl der Atome des Elements 4 Al Aluminium vier Atome des Elements Aluminium 2 Ag Silber zwei Atome des Elements Silber 4 Fe Eisen 4 Atome des Elements Eisen 1C Kohlenstoff 1 Atom des Elements Kohlenstoff 2 Pb Blei 2 Atome des Elements Blei 4. Die einheitliche Symbolsprache ermöglicht eine problemlose internationale Verständigung über chemische Zusammenhänge. Seite 11: Die Berechnung der molaren Masse 1. a) Die molare Masse M ist der Quotient aus der Masse einer Stoffprobe m und der dazugehörigen Stoffmenge n: M = m · n–1 [g/mol]. b) Wasser H2O 18 g/mol Stickstoffmonoxid NO 30 g/mol Schwefeldioxid SO2 64 g/mol Kohlenstoffmonoxid CO 28 g/mol Stickstoffdioxid NO2 46 g/mol Schwefeltrioxid SO3 80 g/mol Kohlenstoffdioxid CO2 44 g/mol Distickstoffpentaoxid Chlordioxid N2O5 ClO2 108 g/mol 67,5 g/mol Ozon O3 48 g/mol Diphosphorpentaoxid Dichlorheptaoxid P2O5 Cl2O7 142 g/mol 183 g/mol Lösungen zu den Aufgaben Lösungen 2. 3. m [g] 256 83,2 84 76 96 n [mol] 4 2,6 3 4 8 M [g · mol–1] 64 32 28 44 12 SO2 S oder O2 N2 CO2 C Stoff Erhöhung der Temperatur 3. Stoff –1 M [g · mol ] n [mol] H2O SO2 CO2 SO3 P2O5 18 64 3 44 80 2 142 160 71 83,3 15 000 m [g] 192 2 88 0,5 Seite 12: Stöchiometrische Berechnungen Schritt für Schritt 2. Berechnen Sie, wie viel Gramm Schwefel zur Bildung von 66 g Eisen(II)-sulfid benötigt werden. a: Gesucht: mS Gegeben: mFeS = 66 g Rundum Chemie 1 Lehrerband, Lösungen b: Reaktionsgleichung: Fe + S → FeS c: Rechnung: 1 mol ⋅ 32 g ⋅ mol −1⋅ 66 g 1 mol ⋅ 88 g ⋅ mol −1 d: Ergebnis: mS = 24 g e: Antwort: Zur Bildung von 66 g Eisen(II)-sulfid werden 24 g Schwefel benötigt. 3. 2 g Fe: 2,8 g Fe2O3 26 g Fe: 37 g Fe2O3 15 g Fe: 22 g Fe2O3 Erhöhung des Druckes x x Erhöhung der Konzentration x x Erhöhung des Zerteilungsgrades x x Einsatz eines Katalysators x 4. Einsatz von Braunstein als Katalysator; Erwärmen der Wasserstoffperoxid-Lösung; Verwendung von höher konzentrierter Wasserstoffperoxid-Lösung 1. Nach dem Kern/Hülle-Modell enthalten Atome ebenso viele Protonen im Kern wie Elektronen in der Hülle; nach dem Schalenmodell sind die Elektronen in bestimmten Bahnen oder Schalen um den Kern angeordnet. Diese werden mit den Buchstaben K, L, M, N usw. bezeichnet. Die K-Schale kann 2 Elektronen, die L-Schale kann 8 Elektronen aufnehmen. Die Außenschale der Atome kann maximal 8 Elektronen aufnehmen. Die Atome der Edelgase besitzen solche maximal gefüllten Außenschalen. Sie sind daher chemisch sehr reaktionsträge. 2. Schalenmodell: Name: Es ergibt sich ein linearer Kurvenverlauf. 13+ 19+ 10+ Al K F Ne Aluminium Kalium Fluor Neon Abstand mFe2O3 50 40 30 © 2006 Schulbuchverlag E. DORNER 9+ 3. Energieniveauschema des Aluminium-Atoms 60 4 x Temperaturerhöhung ➞ Teilchen bewegen sich schneller. Druckerhöhung bei Gasen =ˆ Konzentrationserhöhung bei Flüssigkeiten =ˆ stärkere Zerteilung bei Feststoffen ➞ mehr Teilchen im Raum Elementsymbol: 32 g Fe: 46 g Fe2O3 40 g Fe: 57 g Fe2O3 Elektronen der M-Schale 3. Energiestufe Elektronen der L-Schale 2. Energiestufe Elektronen der K-Schale 20 Atomkern 10 0 0 x Seite 14: Atombau und Periodensystem m Fe n ⋅M = Fe Fe m FeS n FeS ⋅ M FeS mS = x 10 20 30 40 mFe 1. Energiestufe 13 p+ 14 n Energieniveauschema des Argon-Atoms Abstand Seite 13: Beeinflussung der Reaktionsgeschwindigkeit 1. Temperatur, Druck, Konzentration, Zerteilungsgrad, Verwendung eines Katalysators 2. Die Teilchen müssen zusammenstoßen, wobei sie eine gewisse Mindestenergie haben müssen und sich in der richtigen räumlichen Lage zueinander befinden müssen. Elektronen der M-Schale 3. Energiestufe Elektronen der L-Schale 2. Energiestufe Elektronen der K-Schale Atomkern 1. Energiestufe + 18 p 22 n Lösungen zu den Aufgaben Lösungen Seite 15: Elementfamilien und Periodensystem 1. 1 1 2 13 14 15 16 17 18 1. Nach Abgabe eines Elektrons hat das Lithium-Ion einen Überschuss an positiver Ladung. Nach Aufnahme eines Elektrons hat das Chlorid-Ion einen Überschuss an negativer Ladung. H 2 Ne 3 Na Mg 2.) Cl 4 20+ 16+ 20+ 16+ S Ca2+ 5 6 Elementfamilie Elementfamilie Alkalimetalle Erdalkalimetalle 2. Gruppe: . . . . Elementname: Periode: . . . 16,0: . . . . . . O: . . . . . . . . 8: . . . . . . . . Grenze Metalle/Nichtmetalle Elementfamilie Elementfamilie Halogene Edelgase 16 Sauerstoff 2 Atommasse in u Elementsymbol Ordnungszahl + F 12+ + Mg + 9+ 9+ F F Ca2+, S2– : Argon-Atom; – – Mg2+ + F + Seite 18: Atombindung – Oktettregel – Elektronenformel I Stoffkl. M S Stoffe a) Name der Molekülsubstanz Wasser S (in Wasser) HCl HCl b) c) B F2 x Ne x F2 x x x x x d) NaBr x x e) Ca(OH)2 x x x x Seite 16: Ein spiralförmiges Periodensystem x Formel der Molekülsubstanz H2O O Ladungsverteilung im Molekül Schmelztemperatur in °C Li + Siedetemperatur in °C 17+ 3+ Cl Li+ + CO2 O C O H N H •• • •• • H H O •• •• C •• •• O 1,4 0,9 1,0 gewinkelt gewinkelt gestreckt 105° 107° 180° symmetr. polar polar unpolar ––––––––– sehr gut mäßig löslich S = 0 S = –78 S = –57 V = 100 V = –33 V = –79* vorhanden vorhanden vorhanden schwach nicht vorh. 17+ Aussage über zwischenmolekulare Kräfte (VAN-DER-WAALS-Kräfte) Cl – Aussage über Wasserstoffsehr stark brückenbindungen * sublimiert unter Druck H N unsymmetr. unsymmetr. Dipolcharakter der Moleküle Löslichkeit in Wasser H H Elektronenformel in Punkt• • schreibweise unter Berück- • O • sichtigung des Elektronen•• •• H H paarabstoßungsmodells (EPA-Modell) 3+ NH3 Kalottenmodell Gestalten Sie die Atome farbig: Stickstoff blau, Sauerstoff rot, Kohlenstoff schwarz, Wasserstoff grau. Elektronenformel in H Strichschreibweise unter Anwendung der Oktettregel (Markierung durch Kreise) Seite 17: Wie sich Ionen bilden Ammoniak Kohlenstoffdioxid •• A V • • Teilchenart E •• Stoffart •• VF •• Bsp. MF räumliche Struktur (Bindungswinkel zwischen den Atomen) © 2006 Schulbuchverlag E. DORNER 9+ 12+ F– und Mg2+: Neon-Atom Elektronegativitätsdifferenz der Bindungspartner 5 S2– + b) 9+ 3. Rundum Chemie 1 Lehrerband, Lösungen Ca Lösungen zu den Aufgaben Seite 19: Ionenbindung – Ionensubstanzen 1. Die Ionensubstanz Kaliumchlorid ist aus positiv geladenen Kalium-Ionen und negativ geladenen Chlorid-Ionen aufgebaut. Kaliumchlorid ist ein Salz. Die symmetrische Anordnung der Ionen bezeichnet man als Ionengitter. Das Zahlenverhältnis der Kalium-Ionen und Chlorid-Ionen im Ionengitter beträgt 1 : 1. Die in den Ionenkristallen auftretende Bindungsart heißt Ionenbindung (Ionenbeziehung). Diese Bindungsart ist durch spezielle Merkmale und Eigenschaften gekennzeichnet. Von den Ionen gehen starke elektrische Kräfte aus. Sie wirken in allen Richtungen des Raumes. Aus den elektrischen Kräften zwischen den positiv und negativ geladenen Ionen erklären sich die relativ hohen Schmelztemperaturen und Siedetemperaturen der Ionensubstanzen. Im Ionenkristall sind die Ionen unbeweglich und leiten den elektrischen Strom nicht. Beim Schmelzen und Lösen im Wasser müssen die Gitterkräfte überwunden werden. Aus im Gitter unbeweglichen Ionen entstehen frei bewegliche Ionen. Die Schmelzen und Lösungen leiten den elektrischen Strom. Die frei beweglichen Ionen sind die Ladungsträger. Den Zerfall von Ionensubstanzen in frei bewegliche Ionen bezeichnet man als elektrolytische Dissoziation. Mit Hilfe der chemischen Zeichensprache schreibt der Chemiker die Dissoziationsgleichungen, z. B.: KCl K+ + Cl– 3. Dissoziationsgleichung Name des Anions + Cl– Natrium-Ion Chlorid-Ion + 2 l– Magnesium-Ion Iodid-Ion + + 3 Br– Aluminium-Ion Bromid-Ion CuCl2 Cu2+ + 2 Cl– Kupfer(II)-Ion Chlorid-Ion CaCl2 Ca2+ + 2 Cl– Calcium-Ion Chlorid-Ion Mgl2 Mg AlBr3 Al3 4. a) Kaliumbromid: KBr K+ + Br– b) Natriumiodid: NaI Na+ + I– c) Magnesiumchlorid: MgCl2 Mg2+ + 2 Cl– d) Aluminiumfluorid: AlF3 Al3+ + 3 F– Seite 21: Vergleich: Atombindung – polare Bindung – Ionenbindung Atombindung polare Atombindung Ionenbindung 1. a) Kaliumchlorid 770 °C ja Düngemittel; Herstellung v. Kalilauge Calciumchlorid 772 °C ja Kühlmittel, Trockenmittel Silberbromid 430 °C nein 1. b) Calciumchlorid Magnesiumoxid Aluminiumoxid Natriumsulfid Bariumbromid + Cl– O2– O2– S2– Br– ∆EN = 0 1:2 1:1 2:3 2:1 1:2 H •• Cl •• ∆EN = 0,9 2. a) Das gemeinsame Das gemeinsame Fotografie CaCl2 MgO Al2O3 Na2S BaBr2 Cl •• Cl •• Elektronenpaar chemische Verhältnis- ZahlenZeichen für formel verhältnis Kationen Anionen der Ionen der Ionen Ca2 + Mg2 3+ Al Na+ + Ba2 •• b) Elektronenpaar H+ Mg2+ Al3+ I– O2– Teilgleichung für die Bildung der Ionen aus Atomen H → H+ + e– Mg → Mg2+ + 2 e– Al → Al3+ + 3 e– – I+e → I– O + 2 e– → O2– •• ∆EN = 2,1 Außenelektronen gehen von einem befindet sich befindet sich Atom zum symmetrisch asymmetrisch anderen Atom zwischen zwischen über, Bildung beiden Atomen. beiden Atomen. von Ionen. Es treten Es treten Ladun- noch Ladungs- Ladungsschwer- gen auf. schwerpunkte punkte auf. c) ∆EN ist 0. ∆EN ist kleiner 1,7. ∆EN ist größer 1,7. d) Es treten Elektrostatische Im Ionengitter zwischenmole- Kräfte führen treten starke kulare Kräfte zur Dipolbildung. auf Ladung Anzahl der des Ions abge. aufge. Elektr. Elektr. +1 1 – +2 2 – +3 3 – –1 – 1 –2 – 2 ] weder Ladungen 2. Ion [ Na+ •• Cl •• • • ja •• Kochsalz, Herstellung von Chlor 801 °C •• Natriumchlorid (Steinsalz) •• Verw. des Salzes •• Name des Salzes SchmelzLöslichkeit temperatur in Wasser •• 2. Name des Stoffes © 2006 Schulbuchverlag E. DORNER Name des Kations 2+ Seite 20: Dissoziation von Ionensubstanzen 1. 6 Na+ NaCl •• Rundum Chemie 1 Lehrerband, Lösungen Lösungen e) elektrische Kräfte auf. Beim Lösen im Beim Lösen im Wasser bilden Wasser bilden sich keine Ionen. sich durch Defor- Beim Lösen im Wasser entstehen frei bewegliche mierung der Dipol- Ionen (durch ZerMoleküle Ionen. fall des Ionenkristalls). Lösungen Lösungen zu den Aufgaben Seite 22: So bilden sich Moleküle 1. Energie Seite 24: Eigenschaften saurer Lösungen 1. a) Indikatoren Energie Energie L K b) Phenolphthalein: farblos; Bromthymolblau: gelb; UniL K versalindikator: gelb bis rot K Wasserstoff Sauerstoff Stickstoff H• – •O• – – • N• • 2. 2. und 3. Saure Lösungen leiten den elektrischen Strom: Sie enthalten Ionen: Wasserstoff-Ionen, H+ (aq). 4. Bei der Reaktion bildet sich ein Gas. anziehende Kräfte abstoßende Kräfte Kräfte im Wasserstoff-Molekül Mg (s) + 2 H+ (aq) + 2 Cl – (aq) → Mg2+ (aq) + 2 Cl– (aq) + H2 (g) zwischen zwei Wasserstoff-Atomen 5. Säuren sind Molekülverbindungen, die beim lösen in Wasser in Wasserstoff-Ionen und Säurerest-Ionen zerfallen. 4. NaOH (s) → Na+ (aq) + OH– (aq) 2 Na (s) + 2 H2O (l) → 2 Na+ (aq) + 2 OH– (aq) + H2 (g) 5. CaO (s) + 2 H2O (l) → Ca2+ (aq) + 2 OH– (aq) 6. Eine Neutralisation: H+ (aq) + OH– (aq) → H2O (l) 7 saure Lösung + Nichtmetalloxid Bildung von sauerstoffhaltigen Säuren: Wasser Säure Wasser NO3– Nitrat-Ion HNO3 NO2 Stickstoffdioxid Salpetersäure Dihydrogenphosphat-Ion H2PO4– Hydrogenphosphat-Ion HPO42– Phosphat-Ion PO43– H3PO4 P2O5 Phosphoroxid Phosphorsäure HSO4– SO42– Hydrogensulfat-Ion Sulfat-Ion H2SO4 SO3 Schwefeltrioxid Schwefelsäure HSO3– SO32– Hydrogensulfit-Ion Sulfit-Ion H2SO3 Schweflige Säure SO2 H2CO3 Schwefeldioxid Säure 4. Bei mechanischen Einwirkungen werden in einem Metall die Metall-Ionen im Metallgitter verschoben. Die Atomrümpfe stoßen sich nicht ab, weil sie vom Elektronengas zusammengehalten werden. Die Gitterstruktur ändert sich nicht. Formel Name 3. Die Elektronen sind im Elektronengas frei beweglich. Sie werden leicht von Atom zu Atom verschoben, wenn eine elektrische Spannung angelegt wird. Nichtmetalloxid © 2006 Schulbuchverlag E. DORNER 2. Hydrogencarbonat-Ion Carbonat-Ion Formel HCO 3 CO 32- Seite 26: Überblick: Säuren und saure Lösungen Kohlensäure Seite 23: Metallische Bindung – Eigenschaften der Metalle 1. Der weitaus größte Teil der chemischen Elemente sind Metalle. Zu ihnen gehören die Hälfte aller Gruppenelemente und alle Übergangsgruppenelemente. Sie zeichnen sich durch folgende charakteristische Eigenschaften aus: Sie leiten die Wärme und den elektrischen Strom sehr gut. Typisch sind auch die plastische Verformbarkeit und der metallische Glanz. Die besonderen Eigenschaften der Metalle hängen mit dem Bau der Atome und der Anordnung der Atome in den Metallgittern zusammen. 2. und 3. Alkalische Lösungen leiten den elektrischen Strom: Sie enthalten Ionen: Hydroxid-Ionen, OH– (aq). Kohlenstoff- CO2 dioxid 3. Im Wasserstoff-Molekül überlappen sich die beiden KSchalen. Dadurch entsteht ein gemeinsames Eletronenpaar. Jedes der beiden so aneinander gebundenen Atome hat zwei Elektronen zur Verfügung und damit eine stabile Elektronenanordnung. Bei der Bildung von Molekülen aus Atomen wird Energie frei. Moleküle sind Teilchen mit mindestens einem gemeinsamen Elektronenpaar. Weitere Stoffe, die solche zweiatomigen Moleküle bilden, sind zum Beispiel: Sauerstoff, Stickstoff, Chlor. – – O2: \/O ÷ O\/ 4. Cl: ı Cl – Cl ı ; N2: ıN ≡ Nı – – Seite 25: Eigenschaften alkalischer Lösungen 1. a) Indikatoren b) Phenolphthalein: rot; Bromthymolblau: blau; Universalindikator: blau bis violett Säurerest-Ion gleich geladenen Kernen bzw. Elektronen Name Rundum Chemie 1 Lehrerband, Lösungen positivem Kern und negativen Elektronen Ausgleich der Kräfte durch: gemeinsames Elektronenpaar zwischen den Kernen Formel Name des Ions Anziehung zwischen: Abstoßung zwischen: Iodid-Ion Hl (aq) saure Lösung Seite 28: Säuren, Basen, Salze – alles klar? 1. Indikatoren: z. B. Universalindikator-Lösung, Phenolphthalein, Lackmus 2. Formel Natriumhydroxid NaOH Kaliumhydroxid KOH Calciumhydroxid Ca(OH)2 Bariumhydroxid Ba(OH)2 2. NaOH → Na+ + OH– © 2006 Schulbuchverlag E. DORNER 8 Hydrogenhalogenid Wasserstoff-Ionen Hydroxid-Ionen Name der Gegen-Ionen Säurerest-Ionen in der Lösung Metall-Ionen Leitfähigkeit + + ätzend (C) ätzend (C) konz. Lösung verd. Lösung reizend (Xi) reizend (Xi) HCl H + Cl – H2SO4 2 H+ + SO42– NaOH Na+ + OH– Ca(OH)2 Ca2+ + 2 OH– 3. Vereinigung von Wasserstoff-Ionen und Hydroxid-Ionen zu Wasser, Bildung von Salzlösungen (Salze), Wärme wird frei. 4. Ca(NO3)2 KF Zahlenverhältnis der Ione 1:1 1:1 1:2 1:2 Ca(OH)2 → Ca2+ + 2 OH– 4. Natriumhydroxid Kaliumhydroxid Calciumhydroxid Bariumhydroxid Name der wirksamen Ionen in der Lösung (Beispiele) chemische Zeichen für Kationen Anionen OH– Na+ + OH– K Ca2+ OH– Ba2+ OH– Bezeichnung für Feststoffe Ätznatron Ätzkali Löschkalk Bariumhydroxid-Hydrat blaugrün bis blau Dissoziationsgleichungen 3. festes Kaliumhydroxid: keine elektrische Leitfähigkeit, Ionen im Ionengitter Kaliumhydroxid-Lösung: elektrische Leitfähigkeit auf Grund frei beweglicher Ionen Hydroxid basische Lösung orange bis rot + Seite 27: Überblick: Hydroxide 1. Name des Stoffes saure Lösung Farbe mit Indikator: z. B. Universalindikator Gefahrstoffsymbol Halogen + Wasserstoff Bildung von Hydrogenhalogenid: I2 Iod Hydrogeniodid Br2 Brom Hydrogenbromid Cl2 Chlor Hydrogenchlorid F2 Fluor Hydrogenfluorid Wasser Bromid-Ion HBr (aq) I– Chlorid-Ion HCl (aq) Cl– Fluorid-Ion HF (aq) Formel F Säurerest-Ion Name des Ions Formel Säure Name Formel Name Halogen Rundum Chemie 1 Lehrerband, Lösungen Br– Lösungen zu den Aufgaben Lösungen Bezeichnung für Lösungen Natronlauge Kalilauge Kalkwasser Barytwasser Li2SO3 HNO3 ; Ca(OH)2 HF; KOH H2SO3 ; LiOH H3PO4 ; KOH K3PO4 5. a) 2 H+ + SO42– + 2 K++ 2 OH– → 2 K+ + SO42– + 2 H2O b) 2 H+ + 2 OH– → 2 H2O 6. Na3PO4 3 Na+ + PO43– ; Ca(HCO3)2 Ca2+ + 2 HCO3– Seite 29: Reaktionen mit Protonenübergang 1. a) Das Wasser-Molekül gibt ein H+ an + das AmmoniakMolekül ab; es entH steht ein Hydroxid- H – N – H + H – O → H – N – H Ion und ein AmmoH H H nium-Ion. + – + O H b) Protonenabgabe: → H+ + OH– H2O → NH4+ + Protonenaufnahme: NH3 + H Gesamtreaktion: NH3 + H2O → NH4+ + OH– 5. Hydroxid Gewinnung aus Beispiele für die Verwendung der Hydroxide Natriumhydroxid Steinsalz (NaCl) Herstellung von Seifen, Waschmittel, Zellwolle, Kunstseide Kaliumhydroxid Kali (KCl) Industriereiniger, Batterieflüssigkeit Calciumhydroxid Kalkstein (CaCO3) Bauindustrie als Mörtelbestandteil 2. a) + + Cl – H + O–H H b) Hydronium-Ion → Cl + H–O–H H Lösungen zu den Aufgaben Lösungen c) Protonenabgabe: HCl → H+ + Cl– + Protonenaufnahme: H2O + H → H3O+ Gesamtreaktion: HCl + H2O → Cl– + H3O+ 3. a) b) c) NH3 + HCl H2S + H2O H2SO4 + H2O HSO4– + H2O → → → → 2. a) ±0 NH4+ + Cl– HS– + H3O+ HSO4– + H3O+ SO42–+ H3O+ Red: 2 H+ + 2 e– → H2 b) ±0 ±0 Rundum Chemie 1 Lehrerband, Lösungen © 2006 Schulbuchverlag E. DORNER 9 ±0 ±0 + 2 H+ (aq) + 2 Cl– (aq) → Ca2+ (aq) + 2 Cl– (aq) + H2 (g) Ca(OH)2 (s) + 2 H+ (aq) + 2 Cl– (aq) → Ca2+ (aq) + 2 Cl– (aq) + 2 H2O (l) Calciumhydroxid + Salzsäure → Calciumchlorid-Lösung + Wasser Metallhydroxid + saure Lösung → Salz-Lösung + Wasser Name der Säure Formel Name des Salzes Formel Ionen Salzsäure HCl (aq) Kaliumchlorid KCl K+; Cl– Na2SO4 Red: Cl2 + 2 e– → 2 Cl– Es findet kein Elektronenübergang statt; die Oxidationszahlen ändern sich nicht, daher keine Redoxreaktion. e) ±0 ±0 + SO42– + SO32– Na ; +1 –2 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) Ox: H2 → 2 H+ + 2 e– ; Red: O2 + 4 e– → 2 O2– 3. ±0 ±0 +3 –1 2 Al + 3 Cl2 → 2 AlCl3 2 Al → 2 Al3+ + 6 e– 3 Cl2 + 6 e– → 6 Cl– Elektronenabgabe = Oxidation Elektronenaufnahme = Reduktion Seite 32: Oxidationszahlen 1. ±0 Mg; ±0 +6 –2 ±0 +2 Cl2 ; SO3 ; N2 ; Mg(OH)2 ; +2 –2+1 H3PO4 ; Natriumsulfat –1 AgNO3 (ag) + NaCl (ag) → AgCl (s) + NaNO3 (aq) +1 +5 –2 2. H2SO4 +2 d) CaO (s) + 2 H+ (aq) + 2 Cl– (aq) → Ca2+ (aq) + 2 Cl– (aq) + H2O (l) Schwefelsäure +3 –2 Red: 2 Fe3+ + 6 e– → 2 Fe Ox: Mg → Mg2+ + 2 e– ; Calciumoxid + Salzsäure → Calciumchlorid-Lösung + Wasser Metalloxid + saure Lösung → Salz-Lösung + Wasser d) –2 Mg (s) + Cl2 (g) → MgCl2 (s) Calcium + Salzsäure → Calciumchlorid-Lösung + Wasserstoff Metall + saure Lösung → Salz-Lösung + Wasserstoff c) +3 Ox: 2 Al → 2 Al3+ + 6 e– ; Ca (s) + Cl2 (g) → CaCl2 (s) Calcium + Chlor → Calciumchlorid Metall + Nichtmetall → Salz Ca (s) ±0 Ox: Zn → Zn2+ + 2 e– ; c) b) +2 –1 2 Al (s) + Fe2O3 (s) → 2 Fe (s) + Al2O3 (s) Seite 30: Bildung und Benennung von Salzen 1. a) +1 –1 Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl2 (aq) + H2 (g) Ca(OH)2 ; –2 +1 +2 +5 –2 +2 H2SO3 Natriumsulfit Na2SO3 Na ; Kohlensäure H2CO3 Natriumcarbonat Na2CO3 Kohlensäure H2CO3 Natriumhydrogencarbonat NaHCO3 Na+; HCO3– Salpetersäure HNO3 Calciumnitrat Ca(NO3)2 Ca2+; NO3– Na+; CO32– + ; PO43– 3+ – Phosphorsäure H3PO4 Kaliumphosphat K3PO4 K Iodwasserstoffsäure Aluminiumiodid All3 Al ; I Kaliumhydrogensulfat KHSO4– HI Schwefelsäure H2SO4 + K; HSO4– = = = = Oxidation Reduktion Oxidation Reduktion K2O +5 –2 +1 –1 +1 +6 –2 Na2SO4 2. +1 –5 –2 +3 –2 +1 +3 –1 Cu2SO4 Al(OH)3 FeCl2 richtig Fe S +1 +5 –2 Mg(NO3)2 +2 +10 –2 P2O5 +2–2 SiO2 +2 +5 +4 Mg P Si +3 –2 +1 +3 –2 +6 –3 Ca(OH)2 NO2– CO2 +2 Ca Seite 31: Redoxreaktionen 1. Elektronenabgabe Elektronenaufnahme Oxidationszahl wird größer. Oxidationszahl wird kleiner. +1 –2 CO2 ; Cu(NO3)2; Mg3(PO4)3; HCl; +6 Schweflige Säure +4 –2 + 4 –2 richtig CO2 Seite 33: Redoxreaktion und Protolyse 1. a) NH3 (g) + HCl (g) → NH4Cl (s) Reaktion mit Protonenübergang, weil H+ von HCl auf NH3 übertragen worden ist. Lösungen zu den Aufgaben Lösungen b) Zn (s) + 2 HNO3 (aq) → Zn(NO3)2 (aq) + H2 (g) Redoxreaktion, weil sich die Oxidationszahlen ändern 0 +2 +1 0 (Zn → Zn; H → H). 3. a) Atomanordnung Atomanordnung im Metall Kupfer im Metall Zink Atomanordnung in der Legierung Messing c) 2 NH4+ + SO42– + Ba2+ + 2 Cl – → BaSO4 ↓ + 2 NH4+ + 2 Cl – Fällungsreaktion, weil sich ein weißer Niederschlag aus BaSO4 bildet. 2. Redoxreaktion Beispielreaktion: erste Teilreaktion: Zn (s) + 2 HNO3 (aq) → NH3 (g) + HCl (g) → NH4Cl (s) Zn(NO3)2 (aq) + H2 (g) Oxidation (Elektronenabgabe) Säurereaktion (Protonenabgabe) Teilgleichung: Zn → Zn2+ + 2 e – HCl → H+ + Cl – zweite Teilreaktion: Basereaktion (Protonenaufnahme) Reduktion (Elektronenaufnahme) Teilgleichung: 2 H+ + 2 e – → H2 Rundum Chemie 1 Lehrerband, Lösungen Reaktion mit Protonenübergang (Protolyse) H+ + NH3 → NH4+ Mittel: Oxidationsmittel: H+ Akzeptor: (Elektronen aufnehmen- (Protonen aufnehmender Stoff/e-Akzeptor) der Stoff/p-Donator) Reduktionsmittel: Zn Säure: HCl Base: NH3 Donator: (e–-abgebender Stoff/ e-Donator) (p+-abgebender Stoff/ p-Donator) übergehende Teilchen: Elektronen (e–) Protonen (p+); H + 3. a) Redoxreaktion: z. B. Hochofenprozess: 1. C (s) + O2 (g) → CO2 (g); 2. CO2 (g) + C (s) → 2 CO (g) b) Protolysereaktion: z. B. Düngemittelproduktion: NH3 (g) + HCl (g) → NH4Cl (s) Seite 34: Eigenschaften und Verwendung von Metallen 1. © 2006 Schulbuchverlag E. DORNER 10 Verwendung im Alltag und in der Technik elektrische Leitfähigkeit Kabel in der Elektrotechnik Wärmeleitfähigkeit Heizgeräte, Kühlschlangen plastische Herstellung von Draht, Folien Verformbarkeit metallischer Glanz Herstellung von Schmuck Korrosionsbeständigkeit Dachrinnen, Fahrzeugteile (Beständigkeit gegen Rosten) 3.c) Blasinstrumente, Türbeschläge, Haltegriffe Seite 35: Vorgänge im Hochofen 1. a) In der Vorwärmzone werden Koks, Eisenerz und Kalkstein aufgewärmt, bis sie eine Temperatur von 500 °C erreicht haben. b) In der Reduktionszone wird Eisenoxid durch Kohlenstoffmonoxid reduziert. Es entstehen Eisen und Kohlenstoffdioxid. c) Das eigentliche Reduktionsmittel ist Kohlenstoffmonoxid. Es bildet sich in der Schmelzzone aus Kohlenstoff und Sauerstoff und in der Reduktionszone aus Kohlendioxid und Kohlenstoff. d) Durch die flüssige Schlacke, die auf dem flüssigen Eisen schwimmt, wird das Eisen vor erneuter Oxidation geschützt. 2. Vorwärmzone: 200 °C–500 °C Reduktionszone: 900 °C Schmelzzone: 1400 °C–2000 °C 3. Schlacke entsteht aus dem Gesteinsanteil (Gangart) des Erzes und den Zuschlägen. 3. Fe2O3 (s) + 3 CO (g) → 2 Fe (l) + 3 CO2 (g) Eigenschaft 3.b) Messing ist leichter als Gold. Gold hat eine größere Dichte als Kupfer und Zink. geeignete Metalle Cu Cu, Fe Al, Cu Au, Ag, Pt Cr, Zn 2. Verwendungsmöglichkeit Metalle Akkumulatoren (Fahrzeugbatterie) Überzug als Schutz vor Korrosion Teile für Flugzeuge und Fahrzeuge Stahl für Brücken und Maschinen Leiterelement in der Elektrotechnik Schmuckgegenstände, Zahnfüllungen Blei Zink Aluminium Eisen Kupfer Gold 4. Roheisen besteht aus Eisen (etwa 90 %), Kohlenstoff (etwa 4 %) und weiteren Stoffen (Mangan, Silicium, Phosphor, Schwefel). 5. Für die Herstellung von 800 kg Roheisen benötigt man 1 600 kg Eisenerz, 400 kg Koks, 240 kg Zuschläge und 1 200 m3 Heißluft. Als Nebenprodukte bilden sich 2 400 kg Gichtgas und 480 kg Schlacke. Seite 36: Eigenschaften der Halogene 1. – Zunahme der Atommasse – Zunahme des Atomradius – Zunahme der Schmelztemperatur – Zunahme der Siedetemperatur – Zunahme der Dichte – Abnahme der Reaktivität gegenüber Wasserstoff – Abnahme der Reaktivität gegenüber Metallen 2. Eisen + Chlor → Eisenchlorid Wasserstoff + Brom → Hydrogenbromid Natrium + Iod → Natriumiodid Mg + Cl2 → MgCl2 2 Na + I2 → 2 NaI 2 K + Br2 → 2 KBr 2 Li + F2 → 2 LiF Cu + Cl2 → CuCl2 Cl2 + 2 KI → 2 KCl + I2 Lösungen Lösungen zu den Aufgaben Seite 37: Reaktivität der Halogene im Vergleich Seite 40: Eigenschaften der Erdalkalimetalle 1. 2 Na (l) + Cl2 (g) → 2 NaCl (s) 1. a) – Zunahme der Atommasse – Zunahme des Atomradius – Zunahme der Dichte – Abnahme der Härte – Zunahme der Reaktivität gegenüber Sauerstoff – Zunahme der Reaktivität gegenüber Wasser – Zunahme der Löslichkeit des Hydroxids 2. Alle Halogene müssen in ähnlicher Konzentration vorliegen. Daher müssen sie gasförmig sein. Das Natrium muss immer gleich heiß und das Natriumstück immer gleich groß sein. 3. a), b) Natriumbromid + Chlorwasser → Natriumchlorid + Brom 2 NaBr + Cl2 → 2 NaCl + Br2 Natriumiodid + Hydrogenbromid → Natriumbromid + Iod 2 NaI + Br2 → 2 NaBr + I2 © 2006 Schulbuchverlag E. DORNER Rundum Chemie 1 Lehrerband, Lösungen Natriumiodid + Chlorwasser → Natriumchlorid + Iod 2 NaI + Cl2 → 2 NaCl + I2 11 Seite 38: Eigenschaften der Edelgase 1. – Zunahme der Atommasse – Zunahme des Atomradius – Zunahme der Schmelztemperatur – Zunahme der Siedetemperatur – Zunahme der Dichte 2. Helium: Ballongas, Bestandteil des Atemgases für Taucher, Kühlmittel Neon: Füllgas in Leuchtstoffröhren, Laser Argon: Schutzgas beim Schweißen, Füllgas in Glühlampen Krypton: Füllgas in Kryptonlampen, Füllgas für Geiger-Müller-Zähler Xenon: Füllgas in Speziallampen (z. B. Pkw-Scheinwerfer, Flutlichtanlagen) 3. a) V (Ballon) = 3 m3; ρ (Luft) = 1,2 g · L–1 m (Luft) = r (Luft) · V (Ballon) = 1,2 g · L–1 · 3 000 L = 3 600 g b) V (Ballon) = 3 m3; r (He) = 0,17 g · L–1 m (He) = r (He) · V (Ballon) = 0,17 g · L–1 · 3 000 L = 510 g c) m (Ballonmaterial) + m (He) < m (Luft) m (Ballonmaterial) < m (Luft) – m (He) m (Ballonmaterial) < 3 600 g – 510 g m (Ballonmaterial) < 3 090 g Seite 39: Eigenschaften der Alkalimetalle 1. – Zunahme der Atommasse – Zunahme des Atomradius – Abnahme der Schmelztemperatur – Zunahme der Dichte – Abnahme der Härte – Zunahme der Reaktivität gegenüber Sauerstoff – Zunahme der Reaktivität gegenüber Wasser 2. Kalium + Wasser → Kaliumhydroxid + Wasserstoff Natrium + Wasser → Natriumhydroxid + Wasserstoff Lithium + Sauerstoff → Lithiumoxid 2 Cs + 2 H2O → 2 CsOH + H2 2 Rb + 2 H2O → 2 RbOH + H2 4 Li + O2 → 2 Li2O b) Die Schmelztemperatur ändert sich nicht eindeutig parallel zur Atommasse: Die Schmelztemperatur von Magnesium liegt niedriger als die Schmelztemperatur von Calcium. 2. Calcium + Wasser → Calciumhydroxid + Wasserstoff Bariumoxid + Wasser → Bariumhydroxid Sr + 2 H2O → Sr(OH)2 + H2 2 Mg + O2 → 2 MgO Ba + 2 H2O → Ba(OH)2 + H2 Seite 41: Ähnlich und doch verschieden 1. Ca (s) + 2 H2O (l) → Ca(OH)2 (s) + H2 (g); exotherm Alkalimetallhydroxid: MeOH Erdalkalimetallhydroxid: Me(OH)2 2. Hydroxide der Alkalimetalle lösen sich gut in Wasser. Hydroxide der Erdalkalimetalle lösen sich nur wenig in Wasser. Carbonate der Alkalimetalle lösen sich gut in Wasser. Carbonate der Erdalkalimetalle lösen sich nur wenig in Wasser. 3. Alkalimetall-Ion: Me+, Erdalkalimetall-Ion: Me2+ Seite 42: Ammoniak Technische Durchführung der Ammoniaksynthese 1. a) Mit steigender Temperatur sinkt die Ausbeute an NH3. b) Mit steigendem Druck wächst die Ausbeute an NH3; 30 MPa besser als 20 MPa. c) Bei niedrigerer Temperatur arbeitet der Katalysator nicht, weil die Reaktionsgeschwindigkeit zu gering ist; bei höherem Druck ist der Arbeitsschutz zu aufwändig. Salpetersäure und ihre Reaktionen 1. a) 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O; exotherm b) 4 NO + 2 O2 → 4 NO2; exotherm c) 4 NO2 + 2 H2O + O2 → 4 HNO3; exotherm 2. Beim Einleiten entstehen Wasserstoff-Ionen, die die Farbänderung bewirken. Wasser HNO3 → H+ (aq) + NO3– (aq) Lösungen Lösungen zu den Aufgaben c) CaCO3 (s) + 2 H+ (aq) → Ca2+ (aq) + H2O (l) + CO2 (g) Seite 43: Vom Sand zum Glas 1. Rohstoffe: Schmelze: 1 Quarzsand SiO2 2 Soda Na 2 CO 3 3 Kalk CaCO 3 5 4 Zn (s) + 2 H+ (aq) Formgebung: C2 1300 °C Pressen 6 Ziehen 7 Blasen 8 2. Quarzsand, Soda, gemahlener Kalkstein werden gemischt und auf 1300 °C erwärmt. Es entweicht Kohlenstoffdioxid. Die zähflüssige Schmelze wird bei 900 °C weiterverarbeitet. 3. Die Bindungen zwischen den Silicium-Atomen und den Sauerstoff-Atomen in den Silicium-Tetraedern brechen beim Schmelzen auf. Das Kristallgitter bricht zusammen. 4. ➅ Gläser, Schüsseln, ➆ Glasscheiben, ➇ Glaskugeln, Vasen, teure Trinkgläser Seite 44: Der technische Kalkkreislauf 1. f: CO2 Rundum Chemie 1 Lehrerband, Lösungen f: H 2O b: CaCO3 c: Calciumcarbonat d: Brennen Seite 46: Wie funktioniert ein Katalysator im Auto? 1. Stickstoff, Wasser, Stickstoffmonoxid, Stickstoffdioxid, Kohlenstoffmonoxid, Kohlenstoffdioxid 2. b) 2 C8H18 + 25 O2 → 16 CO2 + 18 H2O 3. a) 2 CO + O2 → 2 CO2 → 2 CO2 + N2 b) Kohlenstoffmonoxid wird durch Sauerstoff zu Kohlenstoffdioxid oxidiert. Außerdem reagiert Kohlenstoffmonoxid mit Stickstoffmonoxid zu Kohlenstoffdioxid und Stickstoff. 3. Fahrzeugtyp Benzinfahrzeug Dieselfahrzeug a: Löschkalk b: Ca(OH)2 Kohlenstoffmonoxid 1,5 g pro km 0,5 g pro km Stickstoffoxide 0,2 g pro km 0,5 g pro km Seite 47: Was man über Waldbrände wissen sollte c: Calciumhydroxid 1. Zigarettenstummel, Grillfeuer, Brandstiftung, Unfälle a: Branntkalk c: Calciumoxid d: Löschen exother m e: H 2O 2. Die Reaktionsprodukte jeder Reaktion dienen als Ausgangsstoffe der Folgereaktionen. © 2006 Schulbuchverlag E. DORNER e) Seen in kalkhaltigen Gebieten versauern nicht so schnell, da die Säuren durch die Reaktion mit Kalk verbraucht werden. endother m e: CO2 b: CaO 12 d) 2 CO + 2 NO a: Kalkstein d: Abbinden → Zn2+ (aq) + H2 (g) 3. CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g) → Ca(OH)2 (s) CaO (s) + H2O (l) Ca(OH)2 (s) + CO2 (g) → CaCO3 (s) + H2O (l) Seite 45: Saurer Regen 1. Die Luft enthält Kohlenstoffdioxid und durch vulkanische Aktivitäten auch etwas Schwefeldioxid. Diese Gase setzen sich mit Regen zu schwach sauren Lösungen um. 2. a), b) CO2 (g) + H2O (l) → H2CO3 (aq) 2 NO2 (g) + H2O (l) → HNO3 (aq) + HNO2 (aq) SO2 (g) + H2O (l) → H2SO3 (aq) SO3 (s) + H2O (l) → H2SO4 (aq) 2. Erdfeuer zerstören die Wurzeln. Das führt zum Absterben der Pflanzen. Bodenfeuer zerstören die Pflanzen. Als Folge von Bodenfeuern werden die Mineralstoffe des Bodens leichter ausgewaschen. Dies führt zu Mangelerscheinungen. Kronenfeuer zerstören die dichten Baumkronen, bieten aber jungen Pflanzen gute Wachstumsbedingungen. Vollfeuer führen zum Absterben der Pflanzen, da Blätter, Nadeln und Knospen zerstört werden. 3. Feuerschneisen bilden eine Sperre für die Ausbreitung eines Feuers. Laubholzstreifen behindern in Nadelholzbeständen die Ausbreitung des Feuers, weil Laubbäume nicht so schnell in Flammen aufgehen wie Nadelbäume. Durch größere Abstände zu Straßen wird die Gefahr der Entstehung von Brandherden durch brennende Zigarettenstummel oder durch Unfälle vermindert. Trockenes Unterholz ist leicht entzündbar und brennt lichterloh. Informationstafeln geben Hinweise auf Waldbrandgefahren und schränken die Gefahren durch Verbote und Regeln ein. Lösungen Lösungen zu den Aufgaben Seite 48: Stoffeigenschaften und Teilchenmodell 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. A, B, D, E A, B A, B B, C C A, B A, B, C A, D, F A, B, D, E B, D, E A, B B, C B (A), B Rundum Chemie 1 Lehrerband, Lösungen Seite 49: Mischen und Trennen 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. C, D D, E C, D, E B, C C A A, B, C, E, H, I, K B, C B, D A, D A, B Seite 50: Chemische Reaktionen und Atome – die kleinsten Teilchen der Materie 1. A, D 2. C 3. A, B 4. B 5. B, C 6. B 7. A, C 8. C 9. D 10. C, D 11. D 12. C, D 13. B, C, D 14. A, B, E © 2006 Schulbuchverlag E. DORNER Seite 51: Säuren und Basen 13 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 4. 15. C, D, E A, C B, D B, D C A, D A, D B, C C, E C, E A, C A, C, D B, E A, B, D A, B Seite 52: Redoxreaktionen und Metall 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. A, C C A (C), D B A A, D A, C, D A, E B A A, C C, D B, E Seite 53: Chemische Verwandtschaften 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. 15. B B, A, A B, D A, B B, B C B A, A, B, D, E C, D C C D, F E, F D, E C Seite 54: Wasser – der Stoff Nummer Eins 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. C, D A, C A, C, C, D, A C, D, A, E B, D A, C, A, B A D, E E E F Seite 55: Chemie und Umwelt 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. A, B, A, B, A, B, B, A, B, B, A, B, B, B D, E C D B, C C C, D B, C C C, D B, C C, D C, D, E
