Schriftliche Abiturprüfung Leistungskursfach Chemie - NACHTERMIN -

Sächsisches Staatsministerium
für Kultus
Schuljahr 2006/07
Geltungsbereich:
- Allgemein bildendes Gymnasium
- Abendgymnasium und Kolleg
- Schulfremde Prüfungsteilnehmer
Schriftliche Abiturprüfung
Leistungskursfach Chemie
- NACHTERMIN 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.
Zink und Zinkverbindungen
Zink ist ein lebensnotwendiges Spurenelement. Es ist in Organismen z.B. an der Regulierung
von Oxidations- und Reduktionsprozessen beteiligt.
1
In wässrigen Lösungen sind Zink(II)-Ionen hydratisiert.
1.1
Erläutern Sie die Reaktion von hydratisierten Zink(II)-Ionen als Säure-Base-Reaktion
nach BRÖNSTED.
[Zn(H20)6J2+ + H20 → [Zn(OH)(H20)5] + H30+
1.2
Wird eine Lösung, die Zink(II)-Ionen enthält, mit Kalium-hexacyanoferrat(III)-Lösung
versetzt, so fällt ein braungelber Niederschlag von Zink(II)-hexacyanoferrat(III) aus.
Entwickeln Sie für die beschriebene Reaktion die Gleichung in Ionenschreibweise.
Erreichbare BE-Anzahl:
2
2.1
2.2
Die Konzentration von Zink(II)-Ionen in einer Lösung wird durch eine
komplexometrische Titration bestimmt.
Als Maßlösung dient eine EDTA-Lösung und als Indikator
Eriochromschwarz T.
Erläutern Sie das Prinzip der komplexometrischen Titration unter Beachtung der
Endpunktbestimmung. Beziehen Sie in Ihre Ausführungen die nachfolgenden
Reaktionsgleichungen ein.
Me2 + + HIn2- → [Meln]- + H+
[Meln]- + H2EDTA2- → HIn2- + [MeEDTA] 2- + H+
weinrot
blau
Hinweis: Me 2,: Metall-Ionen, In: Indikator, H2 EDTA 2- : EDTA- Lösung
Der pH-Wert ist bei dem beschriebenen Analyseverfahren zwischen pH = 8 ... 10
konstant zu halten.
Treffen Sie aus nachfolgenden Chemikalien eine Auswahl zur Herstellung eines
geeigneten Puffersystems und begründen Sie Ihre Entscheidung unter Einbeziehung
einer Gleichung in lonenschreibweise.
Auszuwählende Chemikalien:
Salzsäure, Natriumchloridlösung, Essigsäure, Ammoniaklösung,
Natriumacetatlösung und Ammoniumchloridlösung
Erreichbare BE-Anzahl:
3
4
6
Eine Bestimmung des Zink(II)-lonengehaltes kann auch auf elektrochemischem
Weg erfolgen.
Aus einer Silberhalbzelle und einer Zinkhalbzelle wird ein galvanisches Element
aufgebaut.
Die gemessene Spannung zwischen den beiden Halbzellen beträgt U=1,56V.
Berechnen Sie unter Angabe einzelner Lösungsschritte die
Stoffmengenkonzentration an Zink(II)-Ionen in der Zinkhalbzelle.
Hinweis: Gehen Sie davon aus, dass die eingesetzte Silberelektrode ein
Elektrodenpotenzial von E(Ag/Ag+) = 0, 74 V besitzt.
Erreichbare BE-Anzahl:
3
4
4.1
4.2
Die Phosphatierung von Metallen dient u. a. zum Korrosionsschutz und zur Erhöhung
des Haftungsvermögens von Lacküberzügen auf Metallen.
Zur Vorbereitung der Zinkphosphatierung werden Metalle mit Säurelösungen behandelt.
Beim Eintauchen von Eisenwerkstücken in eine phosphorsaure Lösung reagieren
Hydronium-lonen mit Eisenatomen auf der Oberfläche des Metalls zu u. a. Eisen(II)Ionen.
Entwickeln Sie für die beschriebene Vorbehandlung die Gleichung in
lonenschreibweise und erläutern Sie die Veränderung des pH-Wertes in der
Lösung.
Durch den Zusatz von Nitrit-Ionen als Oxidationsmittel wird die Wasserstoffentwicklung
auf der Metalloberfläche eingeschränkt.
Erläutern Sie diese Maßnahme unter Einbeziehung der nachfolgend
angegebenen Standardpotenziale. Beziehen Sie in Ihre Darlegungen die
Gleichung für die Reaktion der Nitrit-Ionen ein.
Hinweis: Nitrit-Ionen werden zu Ammonium-lonen umgewandelt.
E° (NH4 +/NO2 ) = 0, 87 V
E0 (H2/2 H3O+) = 0 V
4.3
Eine Besonderheit der Zinkphosphatierung ist die Bildung des schwerlöslichen Zink(II)phosphat-Tetrahydrats aus Hexaaquazink(II)lonen und Dihydrogenphosphat-Ionen auf
der Werkstoffoberfläche. Entwickeln Sie für die beschriebene Reaktion die Gleichung in
lonenschreibweise.
Erreichbare BE-Anzahl:
5
5.1
5.2
6
Die Herstellung von Zink(II)-sulfat erfolgt großtechnisch durch das Auflösen von u. a.
mit Mangan- und Eisenverbindungen verunreinigtem Zinkoxid.
In einer sich anschließenden Reinigungsstufe werden Eisen(II)-Ionen oxidiert und als
schwerlösliches Eisen(III)-hydroxid abgetrennt. Ermitteln Sie rechnerisch die mögliche
Stoffmengenkonzentration an Eisen-Ionen in einer Eisen(II)- bzw. einer Eisen(III)hydroxidlösung beim jeweiligen pH-Wert von pH = 7.
Begründen Sie, weshalb die Oxidation der Eisen(II)-Ionen nötig ist.
Die Abtrennung von Mangan(II)-Ionen wird durch nachfolgende Reaktion beschrieben:
2 KMnO4 + 3 MnSO4 + 2 H2O → 5 MnO2 + K2SO4 + 2 H2SO4
Ermitteln Sie aus der vorgegebenen Gleichung die zugehörigen
Teilgleichungen in lonenschreibweise.
Erreichbare BE-Anzahl:
6
Teil B
(20 BE )
Bearbeiten Sie die nachstehende Aufgabe.
Struktur, Eigenschaften und Reaktionsverhalten organischer Naturstoffe
1
1.1
1.2
1.3
1.4
Harnstoff (H2N-CO-NH2) wird als Endprodukt des Eiweißstoffwechsels im
Organismus der Säugetiere gebildet.
Mit salpetriger Säure (HNO2) reagiert Harnstoff bei Standardbedingungen zu
Kohlenstoffdioxid, Stickstoff und Wasser.
Die molare Reaktionsenthalpie beträgt ΔRH = - 759 kJ · mol-1.
Entwickeln Sie für die Reaktion des Harnstoffs mit salpetriger Säure die Gleichung.
Berechnen Sie für die Bildung von 73 ml Stickstoff die Reaktionsenthalpie.
Hinweis: Molares Volumen Vm = 24,5 I · mol -1
Geben Sie für das Harnstoffmolekül zwei mesomere Grenzformeln an.
Ordnen Sie die Verbindungen Harnstoff, Aminomethan (CH3NH2) und Ammoniak nach
steigender Basizität.
Begründen Sie Ihre Aussage mit Hilfe der Kenntnisse über I-Effekte an den
Stickstoffatomen der entsprechenden Moleküle.
Erreichbare BE-Anzahl:
2
2.1
2.2
2.3
Kohlenhydrate sind Energielieferanten im Stoffwechselprozess der Organismen.
Geben Sie die kettenförmige Strukturformel der Glucose an und leiten Sie daraus zwei
Eigenschaften dieses Monosaccharids ab.
Im Blutzucker der Insekten wird ein Disaccharid (Trehalose) analysiert, das aus zwei DGlucosemolekülen aufgebaut ist.
Die Trehalose reagiert weder mit Fehlingscher Lösung noch mit ammoniakalischer
Silbernitratlösung.
Begründen Sie das Reaktionsverhalten dieses Zuckers.
Bei einigen Wiederkäuern wird die Cellulose zu Glucose abgebaut. Diese wird durch
Bakterien zu Propansäure, Ethansäure, Kohlenstoffdioxid und Wasser vergoren.
Entwickeln Sie für den genannten Gärprozess die Reaktionsgleichung.
Erreichbare BE-Anzahl:
3
3.1
3.2
3.3
8
6
Glycin (Aminoethansäure) ist ein Hydrolyseprodukt fast aller Eiweißstoffe.
Die quantitative Bestimmung der Stoffmengenkonzentration an Glycin
wird nach VAN SLYKE anhand folgender Reaktion vorgenommen:
CH2(NH2)-COOH + H3O+ + NO2- → CH2(OH)-COOH + N2 + 2 H2O
In der Leber pflanzenfressender Säugetiere wird Benzoesäure durch
Glycin gebunden und mit dem Harn als Hippursäure (Benzoylglycin)
ausgeschieden.
Begründen Sie anhand einer Gleichung die vorliegende Reaktionsart.
Glycin ist auch Baustein des Hämoglobins - einer hochmolekularen
Eisen(II)-komplexverbindung. Im Pferdehämoglobin beträgt der Massenanteil des
Eisen(II)-Ions 0,335%.
Berechnen Sie die molare Masse dieses Proteins.
Erreichbare BE-Anzahl:
6
Teil C
(15 BE)
Wählen Sie eine der nachstehenden Aufgaben aus und bearbeiten Sie diese.
Aufgabe C 1
1
1.1
1.2
1.3
2
2.1
2.2
2.3
Komplexreaktionen des Kupfer(II)-sulfats
Die Stabilität von Komplexverbindungen kann qualitativ durch gekoppelte
Komplexgleichgewichtsreaktionen überprüft werden.
Vergleichen Sie experimentell das Stabilitätsverhalten von Kupfer(II)-und Zink(II)Komplexen.
Notieren Sie Ihre Beobachtungen.
Experiment A
Versetzen Sie in einem Reagenzglas 7 ml Zink(II)-sulfatlösung mit 2
Tropfen Ammoniaklösung (w = 10 %; C) und schütteln Sie. Geben Sie 4 ml
Ammoniaklösung zum Reaktionsgemisch. Schütteln Sie erneut.
Experiment B
Teilen Sie die Lösung aus Experiment A und geben Sie in einen Teil
der Lösung 3 ml Kupfer(II)-sulfatlösung. Nutzen Sie den Inhalt des
zweiten Reagenzglases als Vergleichslösung.
Werten Sie die Beobachtungsergebnisse von Experiment A unter Einbeziehung von
Reaktionsgleichungen aus.
Leiten Sie anhand der Beobachtungsergebnisse aus Experiment B Aussagen zu den
Komplexstabilitäten der untersuchten Zink(II)- und Kupfer(II)-Komplexverbindungen
ab und begründen Sie diese.
Nutzen Sie dazu Reaktionsgleichungen.
Bei farbigen Komplexverbindungen lassen sich die stöchiometrischen Verhältnisse des
Zentralteilchens zum Liganden durch die „Methode der molaren Verhältnisse"
ermitteln.
Bestimmen Sie die Anzahl der Ammoniakliganden im Kupfer(II)-Komplex
experimentell.
Experiment C
Geben Sie in 7 Reagenzgläser, die jeweils 1 g Ammoniumnitrat enthalten,
destilliertes Wasser von 9 ml, 8 ml, 7 ml, 6 ml, 5 ml, 4 ml und 3 ml dazu.
Schütteln Sie jedes Reagenzglas so lange, bis sich das Salz aufgelöst hat.
Versetzen Sie jede Lösung nacheinander mit 1 ml Kupfer(II)sulfatlösung
(c = 0,1 mol · I-1).
Geben Sie in die 7 Reagenzgläser der Reihe nach 0 ml, 1 ml,
2 ml, 3 ml, 4 ml, 5 ml und 6 ml Ammoniaklösung (c = 0,1 mol · I-1). Vergleichen
Sie die Farbänderungen.
Begründen Sie die Notwendigkeit der Ammoniumnitratzugabe zur Kupfer(II)sulfatlösung. Beziehen Sie Reaktionsgleichungen ein.
Leiten Sie aus dem Farbvergleich des Amminkupfer(II)-Komplexes das
Stoffmengenverhältnis von Zentralteilchen und Liganden ab. Geben Sie die Formel für
dieses Komplex-Ion an.
Aufgabe C 2
Harnstoff
Die Harnstoffsynthese im Jahre 1928 durch Friedrich Wöhler war der Ausgangspunkt für die
Entwicklung der organischen Chemie.
1
2
3
3.1
3.2
3.3
Sie erhalten in zwei nummerierten Reagenzgläsern die Feststoffe Harnstoff und
Thioharnstoff (H2N-CS-NH2) (Xn; N).
Bestimmen Sie experimentell unter dem Abzug, in welchem Reagenzglas sich
welcher Feststoff befindet.
Fordern Sie die für die Identifizierung notwendigen Chemikalien beim Aufsicht
führenden Lehrer an und notieren Sie Ihre experimentellen Ergebnisse.
Untersuchen Sie das Reaktionsverhalten des Harnstoffs.
Führen Sie dazu folgende Experimente durch. Notieren Sie alle Beobachtungen.
Experiment A
Erhitzen Sie in einem Reagenzglas vorsichtig 1 g Harnstoff mit
2 ml Natriumhydroxidlösung (C) und prüfen Sie das sich entwickelnde Gas mit
einem angefeuchteten Universalindikatorpapierstreifen.
Experiment B
Versetzen Sie das abgekühlte, nun Carbonat-Ionen enthaltende, Stoffgemisch
aus Experiment A mit 3 ml konzentrierter Salzsäure (C). Identifizieren Sie das
entweichende Gas.
Fordern Sie vom Aufsicht führenden Lehrer ein geeignetes Nachweismittel schriftlich
an.
Experiment C
Lösen Sie unter dem Abzug in dem bereit gestellten Kunststoffbecher 2 g
Harnstoff in 5 ml Methanal (Formaldehyd; (T)) unter Rühren auf, entfernen Sie
den Rührstab und fügen Sie dem Reaktionsgemisch 1 Tropfen konzentrierte
Schwefelsäure (C) zu. Schwenken Sie den Becher bis eine sichtbare Reaktion
eintritt.
Auswertung
Leiten Sie aus den Reaktionen der gasförmigen Reaktionsprodukte gegenüber dem
Indikator im Experiment A und gegenüber dem angeforderten Nachweismittel im
Experiment B ab, welche Verbindungen entstanden sind.
Entwickeln Sie, ausgehend von der Reaktion des Harnstoffs mit Natriumhydroxidlösung,
die Reaktionsgleichungen für die Auswertung des Experimentes B.
Stellen Sie einen Formelausschnitt (mindestens 3 Bausteine) der Struktur des
Reaktionsproduktes von Experiment C dar.
Anhang
Standardpotenziale E0
Redoxpaar Standardpotenzial E0 in V
Zn/Zn2+ = -0,76
Löslichkeitsprodukte KL
Stoff
Fe(OH)3
Fe(OH)2
KL
4 · 10-40 mol4 · l-4
8 · 10-16 mol3 · l-3