Chemie GK Lernzettel-NRW Abitur 2018 PDF

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Chemie GK Lernzettel - NRW Abitur 2018 Inhalt Säuren und Basen...................................................................................................................... 4 Säuren und Basen im Alltag ................................................................................................... 4 BRÖNSTED – Konzept .......................................................................................................... 5 ARRHENIUS ....................................................................................................................... 5 Säuren und Basen nach BRÖNSTED ................................................................................ 5 1. Reaktion einer BRÖNSTED-Säure mit Wasser ............................................................. 5 2. Reaktion einer BRÖNSTED-Base mit Wasser............................................................... 5 3. Neutralisation .................................................................................................................. 5 4. Protolyse ohne Wasser................................................................................................... 5 Säure / Base – Paare.......................................................................................................... 5 Protolyse in Salzlösungen .................................................................................................. 5 Autoprotolyse und pH-Wert .................................................................................................... 6 Autoprotolyse ...................................................................................................................... 6 Gleichgewichtskonstante .................................................................................................... 6 pH-Wert ............................................................................................................................... 6 pH-Skala.............................................................................................................................. 6 Die Stärke von Säuren und Basen ......................................................................................... 7 Säurekonstante und pKs-Wert ............................................................................................ 7 Basenkonstante und pKB-Wert ........................................................................................... 7 Berechnung von pH-Werten ................................................................................................... 8 Puffersysteme ......................................................................................................................... 8 Titration ................................................................................................................................. 10 Endpunkttitration (von starken und schwachen Säuren mit starken Basen) ................... 10 Titrationskurve................................................................................................................... 10 Leitfähigkeitstitration ......................................................................................................... 11 Redoxtitration .................................................................................................................... 11 Glossar.................................................................................................................................. 12 Elektrochemie ........................................................................................................................... 14 Redoxreaktionen................................................................................................................... 14 Regeln zur Bestimmung von Oxidationszahlen ............................................................... 14 Donator/Akzeptor-Prinzip.................................................................................................. 14 Galvanische Zelle ................................................................................................................. 15 Zelldiagramm .................................................................................................................... 15 Standard-Wasserstoff-Elektrode .......................................................................................... 15

Elektrochemische Spannungsreihe...................................................................................... 16 NERNSTsche Gleichung ...................................................................................................... 16 Elektrolyse ............................................................................................................................ 17 FARADAYsche Gesetze....................................................................................................... 17 1. FARADAYsches Gesetz ............................................................................................... 17 2. FARADAYsches Gesetz ............................................................................................... 17 Akkumulatoren ...................................................................................................................... 17 Memory-Effekt ................................................................................................................... 18 Brennstoffzellen .................................................................................................................... 19 Korrosion............................................................................................................................... 20 Säurekorrosion .................................................................................................................. 20 Sauerstoff-Korrosion ......................................................................................................... 20 Korrosionsschutz .............................................................................................................. 20 Elektrochemische Gewinnung von Stoffen .......................................................................... 20 Herstellung von Zink ......................................................................................................... 20 Raffination von Kupfer ...................................................................................................... 21 Von der Tonerde zum Aluminium ..................................................................................... 21 Glossar.................................................................................................................................. 21 Organische Produkte - Werkstoffe und Farbstoffe .................................................................. 24 Organische Verbindungen und Reaktionswege .................................................................. 24 Kohlenwasserstoffe........................................................................................................... 24 Organische Sauerstoff-Verbindungen .............................................................................. 24 Reaktionsmechanismen ................................................................................................... 25 Verarbeitung von Erdöl und Erdgas ................................................................................. 26 Kunststoffe ............................................................................................................................ 27 Aufbau ............................................................................................................................... 27 Synthese ........................................................................................................................... 28 Farbstoffe .............................................................................................................................. 28 Farbigkeit........................................................................................................................... 28 Doppelbindungsisomerie .................................................................................................. 29 Mesomerie ........................................................................................................................ 29 Benzol (C6H6) .................................................................................................................... 29 Zweitsubstitution ............................................................................................................... 30 Cyanine ............................................................................................................................. 32 Anthrachinon-Farbstoffe ................................................................................................... 32 Azo-Farbstoffe................................................................................................................... 33 Triphenylmethan-Farbstoffe.............................................................................................. 33 Indigo-Synthese ................................................................................................................ 33

Textilien ............................................................................................................................. 34 Färbeverfahren für Textilien .............................................................................................. 35 Spektroskopie ................................................................................................................... 35 Glossar.................................................................................................................................. 35

Säuren und Basen Säuren und Basen im Alltag Haushaltschemikalien und Kosmetika     

Entkalker, WC-Reiniger →stark sauer (pH ≈ 2) Universalreiniger, Duschgels, Parfüm → wenig sauer (pH ≈ 5) Seife → sehr schwach alkalisch (pH ≈ 7,5) Chlorreiniger, Backofenspray → alkalisch (pH ≈ 10-11) Rohrreiniger → stark alkalisch (pH ≈ 13)

Lebensmittel      

Laugengebäck, Kaugummi → schwach alkalisch (pH ≈ 8) Leitungswasser, Kochsalz, Zucker → neutral (pH = 7) Obst → mittelmäßig bis schwach sauer (pH ≈ 4-6) Essig, Kiwi, Cola → sauer (pH ≈ 3) Zitrone → stark sauer (pH ≈ 2) Phosphorsäure, Ascorbinsäure als Zusatz

Tiere und Pflanzen 

Brennnessel: Ameisensäure (Methansäure)

Name

Kohlensäure

Essigsäure

Summen-/ Strukturformel

H2CO3

C2H2COOH

Vorkommen/ Herstellung

CO2 + H2O

Verwendung

Apfelsäure

Milchsäure C3H6O3

C4H6O5

→ H2CO3

- Verpackungstechnik - Getränke

-

Pflanzensäfte Oxidation von Ethanol

-

Lebensmittel Reinigungsmittel

- Stoffwechselpro dukt von Pilzen und Bakterien

-

Weinbau Lebensmittelzusatzstoff Fortpflanzung von Apfelbäumen

- Milchsäuregährung - saure Milch - sauer werdendes Gemüse, Obst, Bier, Wein - im Magensaft - Kosmetik - Nahrungsmittel

Name

Phosphorsäure

Ascorbinsäure

Zitronensäure

Summen-/ Strukturformel

H3PO4

C6H8O6

C6H8O7

Vorkommen/ Herstellung

-

-

Obst (v.a. Zitruspflanzen), Gemüse Synthese aus C6Zuckern

-

Lebensmittel Dünger Chemieindustrie

-

-

Verwendung

-

Bestandteil der DNA, RNA und vieler Koenzyme Umsetzung von Apatit mit Schwefelsäure

Lebensmittel Düngemittel Reinigungsmittel

-

-

-

Früchte, Beeren, Nadelhölzer, Tabakblätter Zitronensaft wird mit Ammoniak-Lsg versetzt + gefiltert, danach mit Schwefelsäure versetzt + gefiltert Lebensmittel Antioxidationsmittel Reinigungsmittel Wasserenthärter

BRÖNSTED – Konzept ARRHENIUS   

Säure: Wasserstoffverbindung, die in wässriger Lösung unter Bildung von Wasserstoff-Ionen (H+) und Säurerest-Ionen zerfällt (dissoziiert) Base: Verbindung, die in wässriger Lösung in Hydroxid-Ionen (OH-) und BaserestIonen zerfällt Neutralisation: Vereinigung von H + und OH- zu H2O

Säuren und Basen nach BRÖNSTED  

Säure: neutrales oder geladenes Teilchen, dass Protonen abgeben kann  Protonendonator Base: Teilchen, dass Protonen aufnehmen kann  Protonenakzeptor

1. Reaktion einer BRÖNSTED-Säure mit Wasser + − 𝐻𝐶𝑙(𝑠) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ↔ 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞 ) + 𝐶𝑙(𝑎𝑞 )

2. Reaktion einer BRÖNSTED-Base mit Wasser − 𝑁𝐻3 (𝑎𝑞 ) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ↔ 𝑁𝐻4+(𝑎𝑞 ) + 𝑂𝐻(𝑎𝑞 )

3. Neutralisation + − + − − + 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞 ) + 𝐶𝑙(𝑎𝑞 ) + 𝑁𝑎(𝑎𝑞 ) + 𝑂𝐻(𝑎𝑞 ) → 𝐶𝑙(𝑎𝑞 ) + 𝑁𝑎(𝑎𝑞 ) + 𝐻2 𝑂(𝑙)

4. Protolyse ohne Wasser − 𝑁𝐻3 (𝑎𝑞 ) + 𝐻𝐶𝑙(𝑠) → 𝑁𝐻4+𝐶𝑙(𝑠)

Säure / Base – Paare 𝐻𝐴

+𝐵

↔ 𝐴−

+ 𝐻𝐵 +

HA/A- und HB+/B

𝑆ä𝑢𝑟𝑒1 + 𝐵𝑎𝑠𝑒2 ↔ 𝐵𝑎𝑠𝑒1 + 𝑆ä𝑢𝑟𝑒2 

Ampholyte: können je nach Reaktionspartner als Säure oder Base reagieren, z.B. H2O + HCl oder H2O + NH3

Protolyse in Salzlösungen   

Salze wie Natriumchlorid (NaCl) oder Kaliumnitrat (KNO3) sind neutral Bsp. für saure Reaktion: Ammoniumchlorid-Lösung 𝑁𝐻4+(𝑎𝑞 ) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ↔ 𝑁𝐻3 𝑎𝑞 + 𝐻3 𝑂 +(𝑎𝑞 ) Bsp. für alkalische Reaktion: Natriumcarbonat-Lösung 𝐶𝑂32−(𝑎𝑞 ) + 𝐻2 𝑂 𝑙 ↔ 𝐻𝐶𝑂3−(𝑎𝑞 ) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞 )

Eine Säure/Base-Reaktion im Sinne BRÖNSTEDs entspricht der Übertragung von Protonen von einer Teilchenart auf eine andere. Die Säure wirkt dabei als Protonendonator, die Base als Protonenakzeptor. Autoprotolyse und pH-Wert 

Autoprotolyse = Säure/Base-Reaktion zwischen zwei gleichartigen Teilchen Bsp. Wasser (bei 25°C) + − 2𝐻2 𝑂 (𝑙) ↔ 𝐻3 𝑂(𝑎𝑞 ) + 𝑂𝐻 (𝑎𝑞 )



Gleichgewichtskonstante: 𝐾𝑐 = 𝐾𝑊 = 𝐾𝑊 =



𝑐(𝐻3 𝑂 +)∗ 𝑐 (𝑂𝐻 − ) 𝑐 2 (𝐻2 𝑂) 𝐾𝑐 ∗ 𝑐 2 (𝐻2 𝑂) = 10−7 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑙 −1 ∗

| * c2(H2O)  da c für H2O konstant 𝑐(𝐻3 𝑂+ ) ∗ 𝑐(𝑂𝐻−) | KW ist das Ionenprodukt des Wassers 10−7 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑙−1 = 10−14 𝑚𝑜𝑙 2 ∗ 𝑙 −2

pH-Wert: hängt mit der Konzentration der Oxonium-Ionen zusammen 𝑝𝐻 = − lg 𝑐(𝐻3 𝑂 +) 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑙 −1

𝑐(𝐻3 𝑂 +) 𝑚𝑜𝑙 ∗𝑙 −1

= 10−𝑝𝐻 𝑐(𝑂𝐻 − )

𝑝𝑂𝐻 = − lg 𝑚𝑜𝑙 ∗𝑙−1 𝐾

𝑝𝐾𝑊 = − lg 𝑚𝑜𝑙𝑊∗𝑙−1 𝑝𝐾𝑊 = 𝑝𝑂𝐻 + 𝑝𝐻

| bei Raumtemperatur gilt somit: pH + pOH = 14

pH-Skala  

𝑐(𝐻3 𝑂 +) = 𝑐(𝑂𝐻−) = 10−7 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑙−1 → 𝑝𝐻 = 7 bei Säuren: 𝑐(𝐻3 𝑂 +) > 10−7 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑙 −1 ; 𝑐(𝑂𝐻−) < 10−7 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑙 −1 bei Basen: 𝑐(𝑂𝐻−) > 10−7 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑙 −1 ; 𝑐(𝐻3 𝑂+ ) < 10−7 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑙 −1

Das Ionenprodukt KW = c(H3O+) * c(OH-) ist für verdünnte, wässrige Lösungen konstant. Auf Grundlage dieser wurde der pH-Wert als negativer Logarithmus des Zahlenwertes der Konzentration der Hydronium-Ionen definiert. Rechenbeispiel: Eine Seifenlösung hat den pH-Wert = 8,5. Bennen Sie die Konzentration der HydroniumIonen und der Hydroxid-Ionen in der Lösung. Berechnung von c(H3O+): gegeben: pH = 8,5 c(H3O+) = 10-pH mol*l-1 c(H3O+) = 10-8,5 mol*l-1 = 3,2*10-9 mol*l-1

Die Stärke von Säuren und Basen  

als Maß für die Stärke – Lage des Protolysegleichgewichts ! AUSNAHME: Sonderfälle, bei denen die Reaktion vollständig abläuft (z.B. HCl) BRÖNSTED: - Hydronium-Ion (H3O+) stärkste, in Wasser existenzfähige Säure - Hydroxid-Ion (OH-) stärkste, in Wasser existenzfähige Base

Säurekonstante und pKs-Wert 

Bsp. Essigsäure (CH3COOH) bei 0,1 mol*l-1 und pH=2,8  c(H3O+)=1,6*10-3 mol*l-1 𝐻3 𝑂+(𝑎𝑞 ) + 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂−(𝑎𝑞 )

𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 (𝑎𝑞 ) + 𝐻2 𝑂 (𝑙) 

Gleichgewichtskonstante: 𝑐 𝐻3 𝑂 + ∗𝑐 (𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂 −) | * c(H2O) 𝑐 𝐻2 𝑂 ∗𝑐 (𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻) + 𝑐 𝐻3 𝑂 ∗𝑐 (𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂 − ) 𝐾𝑠 = 𝐾 ∗ 𝑐 𝐻2 𝑂 = 𝑐(𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂𝐻)

𝐾=

3



(bei 25°C) | Ks: Säurekonstante

Je kleiner der Ks-Wert, umso stärker die Säure, also die Tendenz zur Abgabe von Protonen.

𝑝𝐾𝑠 = −𝑙𝑔

𝐾𝑠 𝑚𝑜𝑙 ∗𝑙 −1 2,2∗10−5

𝑝𝐾𝑠 = −𝑙𝑔 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑙 −1 = 4,65  Essigsäure ist eine mittelstarke Säure. Basenkonstante und pKB-Wert 

Bsp. Natriumacetat; Acetat-Ionen (CH3COO-) pH=9; c(OH-)=10-5 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂−(𝑎𝑞 ) + 𝐻2 𝑂 (𝑙) 𝐾𝐵 = 𝐾 ∗ 𝑐 𝐻2 𝑂 = 

𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 (𝑎𝑞 ) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞 )

𝑐 𝑂𝐻 − ∗𝑐 (𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 ) 𝑐(𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂 − )

| KB: Basenkonstante

Je kleiner der KB-Wert, umso stärker die Base, also die Tendenz zur Aufnahme von Protonen. 10 −9

𝑝𝐾𝐵 = −𝑙𝑔 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑙 −1 = 9  Das Acetat-Ion iste eine schwache Base.  

Bei 25°C: pKs(HA) + pKB(A-) = 14 Ks * KB = KW

Der pKS-Wert ist ein Maß für die Stärke einer Säure. Je kleiner der Wet ist, umso stärker ist die Säure. Je schwächer einer Säure ist, umso schwächer ist die dazugehörige Base. Berechnung von pH-Werten

• HA ist kaum protolysiert • c0(HA) ≈ c(HA) • pH = 0,5 * pKS-lg c0(HA)

• B ist fast vollständig protolysiert • c(OH-) ≈ c0(B) • pH = 14-lg c0(B)

Schwache Säuren

Schwache Basen

Starke Säuren

Starke Basen

• B kaum protolysiert • c0(B) ≈ c(B) • pH = 14- (0,5 *pKB-lg c0(B)

• HA ist fast vollständig protolysiert • c(H3O+) ≈ c0(HA) • pH = -lg c0(HA)

Bei vollständiger Protolyse ergibt sich der pH-Wert direkt aus der Ausgangskonzentration. Bei geringem Ausmaß berücksichtigt man sie Gleichgewichtslage über die Anwendung von Nährungsformeln. Rechenbeispiel: In 500 ml Wasser wird 1g Ammoniumchlorid gelöst. Lösung.

Berechnen Sie den pH-Wert der

Protolyseverhalten Das NH 4+-Ion reagiert als schwache Säure (pKS=9,3). Das Cl--Ion geht keine Protolyse ein. 𝑁𝐻4+(𝑎𝑞 ) + 𝐻2 𝑂 𝑙 ↔ 𝑁𝐻3 (𝑎𝑞 ) + 𝐻3 𝑂+(𝑎𝑞 )

 

Berechnung der Ausgangskonzentration m(NH 4Cl) = 1g; M(NH4Cl) = 53,5g*mol-1; V(Lsg.) = 500ml n=

m M

=

1g -1

53,5g*mol n V

c0(NH4+) = =

= 0,019mol

0,019mol 0,5l

= 0,038mol*l-1

Berechnung des pH-Wertes Nährungsformel für geringfügig protolysierte Säuren: pH = 0,5 (pKS -lg c0(NH4+)) = 0,5 (9,3-lg 0,038 mol*l-1) = 5,4 Puffersysteme  

Pufferlösungen enthalten etwa gleiche Stoffmengen einer mittelstarken oder schwachen Säure HA und der zugehörigen Base A-. Der pH-Wert ergibt sich mit Hilfe der Henderson-Hesselbach-Gleichung: pH = pKS + lg

-

c(A ) c(HA)

; pH = pKS + lg

n(A- ) n(HA)

Pufferwirkung:

Puffer sind Lösungen, deren pH-Werte sich bei Zugabe begrenzter Mengen von sauren oder alkalischen Lösungen nur geringfügig verändert. Sie enthalten jeweils eine mittelstarke oder schwache Säure und die zugehörige Base in etwa gleicher Konzentration.

Rechenbeispiel Ammoniak / Ammoniumpuffer Eine Pufferlösung enthält Ammoniak und Ammoniumchlorid mit einer Konzentration von jeweils 0,1 mol*l-1. Auf 100 ml dieser Lösung werden 2 ml Salzsäure (1 mol*l-1) beziehungsweise 2 ml Natronlauge (1 mol*l-1) zugefügt. Berechnen Sie die pH-Werte, die sich nach der Zugabe von Salzsäure, bzw. Natronlauge einstellen. pH-Wert nach Zugabe von Salzsäure n0(NH3) = n0(NH 4+) = 01 mol*l-1 * 0,1 l = 0,01 mol n0(H3O+) = 1 mol*l-1 * 0,002 l = 0,002 mol 

Es werden demnach 0,002 mol NH3-Moleküle in NH4+-Ionen überführt:

n(NH3) = 0,01 mol - 0,002 mol = 0,008 mol n(NH4+) = 0,01 mol + 0,002 mol = 0,012 mol pH = pKS + lg

c(NH3) +

c(NH4)

= 9,3 + lg

0,008mol 0,012mol

= 9,12

pH-Wert nach Zugabe von Natronlauge n0(OH-) = 1 mol*l-1 * 0,002 l = 0,002 mol 

Durch die Zugabe von Natronlauge werden 0,002 mol NH 4+-Ionen in NH 3Moleküle überführt:

n(NH3) = 0,01 mol + 0,002 mol = 0,012 mol n(NH4+) = 0,01 mol - 0,002 mol = 0,008 mol

pH = pKS + lg
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