Lösungsvorschlag (Gruppe B) Chemieklausur 2010/11

Lösungsvorschlag (Gruppe B) Chemieklausur 2010/11
1)
c2(Fe) • c(Al2O3)
K= ------------------------c(Al) • c(Fe2O3)
Bei Temperaturerhöhung wird das Gleichgewicht nach links verschoben, die Konzentration der
Edukte im Nenner wird grösser, dadurch wird K kleiner.
(Gruppe A: nach rechts, K wird grösser)
2)
120 g NaCl in 100 mL entspricht 1200 g NaCl in 1000 mL.
58 g ≙ 1 mol/L
1200 g ≙ x
--------------------1200 g •1 mol/L
x = ------------------------ = 20,69 mol/L
58 g
(Gruppe A: 13,79 mol/L)
3)
c(Ca2+) ist limitierend. c(Ca2+) legt somit die maximale Löslichkeit der Verbindung fest.
c(OH-)
c(Ca ) = --------- ; c(OH-) = 10-2 (mol/L) (weil pH = 12 ⇒pOH = 2)
2
2+
c(OH-) 10-2 mol/L
c(Ca ) = --------- = --------------- = 5 • 10-3 mol/L
2
2
(Gruppe A: 5 • 10-4 mol/L)
2+
4)
Die N-H Bindung ist polar, das H-Atom trägt eine positive Partialladung, die heterolytische Abspaltung eines Protons wäre möglich, Ammoniak kann als Brönstedt-Säure fungieren.
Beim Einleiten von Ammoniak in Wasser (= Lösungsmittel und Reaktionspartner) ist aber aufgrund
der noch größeren Polarität der O-H-Bindung des Wassers und der dadurch bedingten großen Unterschiede der pKs-Werte das Wassermolekül eine wesentlich stärkere Säure als das Ammoniakmolekül.
Daraus folgt, dass Ammoniak in Wasser bevorzugt als Protonenakzeptor (Base) und weniger als Säure
wirkt.
5)
Bei einer Neutralisationstitration liegt am Neutralpunkt eine Lösung mit einem pH-Wert von 7,0 vor.
Der Äquivalenzpunkt ist der Punkt, bei dem gerade die der Säure (Base) äquivalente Menge Base
(Säure) zugesetzt ist. Am Äquivalenzpunkt liegen reine Salzlösungen vor.
Neutral- und Äquivalenzpunkt fallen bei der Titration einer starken Säure (wie z.B. HCl) mit einer
starken Base (z.B. NaOH) zusammen.
Es entsteht in diesem Fall Kochsalz (NaCl). Die jeweils konjugierte Base (Cl-) bzw. Säure (Na+) ist in
diesem Fall schwächer basisch bzw. schwächer sauer als H2O (kann sowohl als Base als auch als
Säure agieren) und üben somit keinen Einfluss auf das Protolysegleichgewicht des Wassers aus. Der
pH-Wert bleibt bei 7,0.
6)
a) HCl: pH = -log 0,2 = 0,699
CH3COOH: pH = - log K s • c = - log 10-5 • 0,2 = 2,85 oder pH =
1
1
(pK s - log c) = (5 - log 0,2) = 2,85
2
2
1
1
(pK b - log c) = (9 - log 0,2) = 4,85; pH = 14 - pOH = 9,15
2
2
(Gruppe A: a) pH = 1; pH = 3; b) pH =9)
b) pOH =
7)
Mg(OH)2 + 2 HNO3 → Mg(NO3 )2 + 2H2O
n (NO-3 ) = 2 • n(Mg 2+ )
c(NO-3 ) • V(NO-3 ) = 2 • c(Mg 2+ ) • V(Mg 2+ )
c(NO-3 ) • V(NO-3 ) 0,5 mol/L • 0,01 L
c(Mg 2+ ) =
=
= 0,0625 mol/L
2 • 0,04 L
2 • V(Mg 2+ )
(Gruppe A : 0,1 mol/L)
8)
CH3COOH + H2O → CH3COO- + H3O+
Eine schwache Säure, wie z.B. die Essigsäure liegt nur geringgradig dissoziiert vor. Undissozierter
Anteil und dissoziierter Anteil befinden sich im Gleichgewicht. Wird z.B. H+ zugegeben so werden
von links Anionen nachgeliefert. Der pH-Wert verändert sich erst dann, wenn der undissoziierte
Anteil aufgebraucht ist.
Eine starke Säure liegt i.d.R. zu 100% dissoziiert vor und verändert sofort den pH-Wert. Es liegt
somit auch kein Gleichgewicht mit einem undissoziierten Anteil vor (keine Pufferkapazität!)
9)
(A) Redoxreaktion, Disproportionierung
(B) keine Redoxreaktion, Oxidationszahlen ändern sich nicht
Stärkere Säure (HCl) treibt die schwächere Säure (H2C2O4) aus ihrer Salzbindung aus und geht selbst
eine Salzbindung ein.
(C) Redoxreaktion
(D) keine Redoxreaktion, Oxidationszahlen ändern sich nicht
Ligandenaustauschreaktion

Download Report