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Schulaufgabenvorbereitung Q12 Chemie
Grundwissen:
– Ionenladungen kennen: Hauptgruppenelemente gemäß Oktettregel; z.B. Mg2+, S2–
Nebengruppenelemente: Zn2+, Hg2+, Ag+, verschiedene Ox.zahlen: Fe2+, Fe3+; Cu2+
CuI2O
– anorganische Säuren kennen: Formeln der Säuren und der korrespondierenden Basen
z.B. H2SO4/HSO4–; HSO4–/SO42–; einige "Säuren" existieren nur in Form ihrer korr.
Basen: Permanganat MnO4–, Manganat MnO42–; Chromat CrO42–, Dichromat Cr2O72–
– Protonenübertragungen formulieren können S1 + B2
B1 + S2: wenn zwei Stoffe
gegeben sind, die Protonenübertragung vollständig angeben können.
– MWG aufstellen können; Sonderformen kennen: Formel für die Säurekonstante KS und die
Basenkonstante; Ionenprodukt des Wassers; Löslichkeitsprodukt
– Organische Verbindungen systematisch benennen können und Ox.zahlen anhand einer
gegebenen Formel bestimmen können
– Elektronenübertragungen formulieren (ausgleichen) können und die Begriffe Oxidation,
Reduktion, e–-Donator (Reduktionsmittel), e–-Akzeptor (Oxidationsmittel) anwenden
können. Aus der Angabe müssen dabei die korrespondierende Redoxpaare ablesbar sein.
Gibbs-Helmholtzgleichung:
 Gleichung kennen
 Vorzeichen für H, S abschätzen können (in eindeutigen Fällen) und somit die Aussage
treffen können, ob ein freiwilliger exergonischer (G<0) oder endergonischer Prozess
vorliegt (G>0); Einfluss der Temperatur (wegen T · S)
Das Vorzeichen von H zeigt sich anhand einer Wärmebilanz (exotherm/endotherm);
Entropiezunahme (S>0) liegt vor, wenn die "Unordnung" zunimmt wegen:
die Teilchenzahl zunimmt (→Zersetzungsreaktion),
sich die Teilchen auf einem größeren Raum frei bewegen können (→Gas),
homogene Mischungen entstehen,
sich geordnete Strukturen auflösen (→Kristall schmilzt, löst sich).
Sinngemäß Gegenteiliges weist auf eine Entropieabnahme hin.
Säure-Basen-Gleichgewichte (Protolysegleichgewichte)
 Protonenübertragung nach Brönsted ersetzt ältere "Dissoziationstheorie" für Säuren und
Basen ("HCl → H+ + Cl–"). Die Tatsache, dass saure und basische Lösungen Elektrolyte
sind, wird von beiden Theorien erklärt.
 Allgemeines Reaktionsschema eines Protolysengleichgewichts kennen; korresp. S/B-Paare
formulieren können.
 Ionenprodukt KW von H2O anhand der MWG-Formulierung für die Autoprotolyse angeben
können. Zahlenwert kennen.
 pH und pOH: Definitionen kennen; wissen, dass wegen KW = 10–14 [mol2/l2] gilt:
pH + pOH = 14
 pH-Wert-Berechungen: Bei Lösungen starker Säuren und Basen den pH-Wert anhand
gegebener Konzentrationen oder Massenangaben berechnen können
(natürlich auch in "umgekehrter" Richtung: der pH einer Lösung ist 13 – Wie groß ist
c(OH–) in dieser Lösung bzw. wie viel g NaOH mussten in einem Liter gelöst werden um
diesen pH zu erzielen [pH 13  pOH = 1  c(OH–) = 0,1 mol/l  n(OH–) = 0,1 mol;
m = M  n  m = 40 g/mol  0,1 mol  m(NaOH) = 4 g])
 Anhand von pKS-Werten die Lage eines Protolysegleichgewichtes vorhersagen können;
Gleichgewicht liegt auf der Seite der schwächer reagierenden Stoffe
 Titrationen:
Äquivalenzpunktberechnungen (n1 = n2  c1 · v1 = c2 · v2)
Titrationskurven auswerten können → Äquivalenzpunkt, bei schwacher Säure: außerdem
Halbäquivalenzpunkt, Pufferbereich, Äquivalenzpunkt im schwach Basischen
Titrationskurven zeichnen können, wenn charakteristische Werte gegeben sind (pKS-Wert,
Äquivalenzpunkt)
 Puffer: Pufferphänomen erklären und anwenden können; Aufbau eines Puffergemischs;
Puffergleichung nach Henderson und Hasselbalch kennen  pH einer schwachen Säure im
Pufferbereich, d.h. in der Nähe des Halbäquivalenzpunktes angeben können
 Indikatoren: Verschiebung des Indikatorgleichgewichtes durch Säure-/Basenzugabe,
Umschlagsbereich (vgl. Puffer, Henderson-Hasselbalch-Gleichung),
Ursachen des Farbwechsel (→ besprochene Beispiele: Bromthymolblau, 4-Nitrophenol)
 Hinweis auf Besonderheiten mehrprotoniger Säuren:
wichtige Beispiele: H2SO4, H2CO3, H3PO4, Carbonsäuren mit mehreren Carboxylgruppen
H2SO4 ist die einzige Säure die in H2O freiwillig beide Protonen abgibt, das Gleichgewicht
H2SO4 + 2 H2O
HSO4– + H3O+ + H2O
SO42– + 2 H3O+
2–
liegt ganz auf der rechten Seite, SO4 hat praktisch keine basischen Eigenschaften
Außer bei H2SO4 weisen die Titrationskurven mehrere Puffer- und Äquivalenzpunkte auf;
z.B. bei H3PO4: erster Pufferpunkt bei pKS(H3PO4), zweiter Pufferpunkt bei pKS(H2PO4–)
dritter Pufferpunkt bei pKS(HPO42–); die Titrationskurve der H3PO4 ist im Buch abgebildet
 Redoxgleichgewichte:
Wissen, dass Redoxreaktionen im Unterschied zu Protolysen häufig hohe
Aktivierungsenergien aufweisen
Redoxreaktion mit Ladungsausgleich formulieren können
einfache Redoxgleichgewichte (zwischen Metallen und Metallionen "Fe + Cu2+"; zwischen
Metall und Nichtmetall "Zn + I2") beurteilen können: Beobachtungen auswerten, Lage des
Gleichgewichtes angeben, Vorzeichen des Redoxpotentials angeben bzw. auswerten
können; z.B. negatives Potential weist auf den stärkeren Donator hin
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