Chemie Klausur Seminarfragen (mit Lösung) PDF

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Genaue Zusammenfassung der Fragen aus dem Chemieseminar mit Lösungen. Genial zur Klausurvorbereitung!...

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Fragen – Klausurvorbereitung – Chemie Seminar 1. Gleichen Sie diese Reaktionsgleichungen aus. a. Na + O2 → Na2O b. Al + O2 → Al2O3

4Na + O2 → 2Na2O 4Al + 3O2 → 2Al2O3

2. Schreiben Sie die Summenformel. a. b. c. d.

Kaliumbromid Magnesiumfluorid Calciumchlorid Magnesiumoxid

KBr MgF2 CaCl2 MgO

3. Schreiben Sie die Summenformel. a. b. c. d. e.

Natriumsulfat Kaliumnitrat Calciumphosphat Magnesiumbromid Natriumhydroxid

Na2SO4 KNO3 Ca3(PO4)2 MgBr2 NaOH

4. Vervollständigen Sie die Reaktionsgleichung. a. b. c. d.

Mg(OH)2 + H2SO3 → Ca(OH)2 + HNO3 → LiOH + H3PO4 → Ba(OH)2 + HCl →

Mg(OH)2 + H2SO3 → 2H2O + MgSO3 Ca(OH)2 + 2HNO3 → 2H2O + Ca(NO3)2 3LiOH + H3PO4 → 3H2O + Li3PO4 Ba(OH)2 + 2HCl → 2H2O + BaCl2

5. Berechnen Sie wie viel Milliliter von Salzsäure (C=7.707 mol/L) benötigt wird um 1L von 0.1 M Salzsäure zu erhalten. n1 = n2 C1V1 = C2V2

7.707 mol/L * V1 = 0.1 mol/L * 1 L

13 mL = V1

6. Berechnen Sie, wie viel mg Natriumhydroxid einem Milliliter 0.1 molarer Salzsäure entsprechen, um eine neutrale Lösung zu erhalten. Geben Sie die Reaktionsgleichung an. NaOH + HCl → H2O + NaCl n1 = n2 C1V1 = C2V2 CHCl = 0.1 M VHCl = 0.001 L nHCl = 0.0001 mol MNaOH = 40 g/mol M*n=m 40 g/mol * 0.0001 mol = 0.004 g = 4 mg 7. Für die Titration der Analyselösung Salzsäure (5ml) werden im Mittel 11.2mL einer 0.1M NaOH verbraucht. Berechnen Sie die titrierte Stoffmenge von Salzsäure. Schließen Sie daraus auf die Konzentration der Analysenlösung zurück. NaOH + HCl → H2O + NaCl n1 = n2 C1V1 = C2V2 CNaOH = 0.1 M VNaOH = 0.0112 L nNaOH = 1.12*10-3 mol VHCl = 0.005 L C1 * 0.005 L = 0.1 M * 0.0112 L C1 = 0.224 M = CHCl

8. Berechnen Sie, wie viel Milliliter 0.1 molarer Schwefelsäure den 26 mg Natriumhydroxid entsprechen, um eine neutrale Lösung zu erhalten? Geben Sie die Reaktionsgleichung an. H2SO4 + 2NaOH → 2H2O + Na2SO4 MNaOH = 40 g/mol m/N=n nH2SO4 = 0.5*nNaOH V=n/C

CH2SO4 = 0.1 M mNaOH = 26 mg = 0.026 g 0.026 g / 40 g/mol = 6.5*10-4 mol = nNaOH 3.25*10-4 mol / 0.1 M = 3.25*10-3 L = 3.25 mL

9. Wie viel Gramm NaOH sind nötig, um 17 g Kochsalz herzustellen? NaOH + HCl → H2O + NaCl n1 = n2 mNaCl = 17 g MNaCl = 58.44 g/mol m/M=n 17 g / 58.44 g/mol = 0.2909 mol = n1 = n2 MNaOH = 40 g/mol M*n=m 40 g/mol * 0.2909 mol = 11.63 g 10. Wie viel Milliliter einer Salpetersäure (70%) wird zur Herstellung von einem Liter 15%-ige Salpetersäure gebraucht? MHNO3 = 63.01 g/mol C1 = 0.7 M V1 = ? 0.7 M * V1 = 0.15 M * 1 L

n1 = n2 C1V1 = C2V2 C2 = 0.15 M V2 = 1 L V1 = 0.214 L = 214 mL

11. Was ist eine Säure? Eine Säure ist ein Stoff, der Protonen abgeben kann (Protonendonator). Eine Säure kann nur ein Proton abgeben, wenn eine Base zugegen ist. 12. Was ist eine Base? Eine Base ist ein Stoff, der Protonen aufnehmen kann (Protonenakzeptor). 13. Geben Sie zwei Beispiele von mehrprotonigen Säuren an. Schwefelsäure H2SO4, Phosphorsäure H3PO4 14. Was verstehen Sie unter dem Begriff Neutralisation? Als Neutralisation wird die spezielle Säure-Base-Reaktion der Säure H3O+ mit der Base OH- bezeichnet. Ein Proton (H+) reagiert mit einer Hydroxylgruppe (OH-) zu Wasser. 15. Beschreiben Sie, welche Schritte zur Herstellung der Maßlösung notwendig sind. Konzentration des Stoffes wissen, dann verdünnen und schließlich sicher in einem Behälter verstauen. 16. Wie werden die Säuren verdünnt? Was ist dabei zu beachten? „Erst das Wasser, dann die Säure, sonst passiert das Ungeheure!“ Zuerst gibt man das Wasser in ein Gefäß und danach gibt man die Säure dazu. Handschuhe, Laborkittel und Schutzbrille wichtig! 17. Was sind die pH-Indikatoren? Wofür werden sie benutzt? pH-Indikatoren sind organische Farbstoffe, die in Abhängigkeit vom pH-Wert ihre Farbe ändern. Sie sind selbst schwache Basen oder Säuren. Man nutzt sie zur Bestimmung des pH-Wertes. 18. Teilen Sie die folgenden Chemikalien den entsprechenden Gruppen zu (Starke Säure, Schwache Säure, Starke Base, Schwache Base, Salz): a. NaOH Natriumhydroxid starke Base b. H2SO4 Schwefelsäure starke Säure c. HCl Salzsäure starke Säure d. NH3 Ammoniak schwache Base e. KOH Kaliumhydroxid starke Base

f. g. h. i. j.

Na2CO3 CH3COOH MgCl2 KNO3 HNO2

Natriumcarbonat Essigsäure Magnesiumchlorid Kaliumnitrat Salpetrige Säure

Salz schwache Säure Salz Salz schwache Säure

19. Zeichnen Sie eine Titrationskurve einer Neutralisierungsreaktion von Natriumhydroxid und Schwefelsäure (H2SO4, pKs=-3.0, HSO4-, pKs2=1.92). Als Maßlösung wird dabei Natriumhydroxid verwendet. In welchem pH-Bereich erwarten Sie einen Äquivalenzpunkt. Titration: starke Säure, starke Base

20. Analog zu Versuch 4A werden für die Titration der Essigsäureanalyse im Mittel 11.2 mL einer 0.1M NaOH verbraucht. a. Stellen Sie die Reaktionsgleichung auf und wie lautet die Äquivalenzbeziehung? CH3COOH+ NaOH → CH3COONa +H2O Äquivalenzbeziehung 1:1 b. Berechnen Sie die titrierte Stoffmenge Essigsäure. V*C=n 0.0112 L * 0.1 M = 0.00112 mol → NaOH c. Schließen Sie daraus auf die Konzentration der Analysenlösung zurück. C=n/V 0.00112 mol / 0.010 L = 1.12*10-5 M 21. Analog zu Versuch 4B durchgeführt werden im Mittel 22 mL einer 0.1M NaOH verbraucht. Berechnen Sie a. Die titrierte Stoffmenge und Masse Essigsäure C*V=n 0.1 M * 0.022 L = 0.0022 mol n*M=m 0.0022 mol * 60.05 g/mol = 0.13211 g b. Die in den 20g des Essigs enthaltene Masse Essigsäure (7%ig) 20 g * 0.07 = 1.4 g c. Und schließlich den Massenanteil in Prozent. 1.4 / 20 = 7% 22. Sie führen eine komplexometrische Titration mit EDTA-Lösung (C=0,01mol/L) durch. Bis zum Umschlagpunkt verbrauchen sie 10 ml Maßlösung. a. Wie viel g CaO entspricht diese Menge der Maßlösung? n=C*V 0.01 mol/L * 0.01 L = 0.0001 mol = 0.1 mmol m=M*n 0.0001 mol * 56.0774 g/mol = 5.60774*10-3 g = 0.00560774 g b. Wie groß ist die Calciumoxid-Konz. einer Lösung (20 ml), die 1 mL EDTA-Lösung entspricht? nEDTA = nCaO C1V1 = C2V2 0.01 M * 1 mL = C2 * 20 mL C2 = 0.0005 M 23. Benennen Sie folgende Komplexe: a. [PtCl2(NH3)4]Cl2 Tetrammindichloroplatindichlorid b. [Ni(NH3)6]Cl2 Hexamminnickeldichlorid c. [CoCl2(H2O)4]2SO4 Tetraaquadichlorocobaltdisulfat

d. Hg[Co(SCN)4]

Quecksilbertetrathiocyanocobaltat

24. Berechnen Sie, wie viel mg Kaliumhydroxid einem Milliliter 0.1 molarer Schwefelsäure entsprechen, um eine neutrale Lösung zu erhalten. Geben Sie die Reaktionsgleichung an. 2KOH + H2SO4 ↔ 2H2O + K2SO4 n(KOH) = 2*n(H2SO4) 0.1 M * 0.001 L = 0.0001 mol n(H2SO4) = 0.0001 mol n(KOH) = 0.0002 mol n*M=m 0.0002 mol * 56.1056 g/mol = 11.2211mg 25. Berechnen Sie, wie viel Milliliter 0.2 molarer Schwefelsäure den 30 mg Natriumhydroxid entsprechen, um eine neutrale Salz zu erhalten. Geben Sie die Reaktionsgleichung an. 2NaOH + H2SO4 ↔ Na2SO4 + 2H2O n(NaOH) = 2*n(H2SO4) m/M=n 0.03g / 39.997g/mol = 7.5*10-4 mol = n(NaOH) n(H2SO4) = 0.5*(7.5*10-4) mol C*V=n n/C=V 3.75*10-4 mol / 0.2 M = 1.875*10-3 L = 0.001875 L = 1.875 mL 26. Berechnen Sie, wie viel Milliliter einer konzentrierten, hundertprozentigen Schwefelsäure zur Herstellung von einem Liter zwanzigprozentigen Schwefelsäure gebraucht werden. C1 = 1 M V1 = ? n1 = n2 1 * V1 = 0.2 * 1 V1 = 0.2 L = 200 mL C2 = 0.2 M V2 = 1 L n2 = 0.2 mol 27. Berechnen Sie einen pH-Wert von beiden Säuren. Welche der beiden Säuren ist die stärkere? 0.001 mol/L HCl pKs=-3 starke Säure: - log (C) 1 mol/L CH3COOH pKs= 4.75 schwache Säure: 0.5 (pKs – log (C)) HCl → - log (0.001) = 3 CH3COOH → 0.5 (4.75 – log (1)) = 2.375 28. Geben Sie die Produkte der folgenden Reaktionen an, falls diese Reaktionen stattfinden können: a. NaF+ HBr → NaF+ HBr → NaBr + HF (geht) b. CH3COOH + Na2SO4 → 2CH3COOH + Na2SO4 → 2CH3COONa + H2SO4 (geht nicht) c. H2SO3+ Ca(OH)2 → H2SO3+ Ca(OH)2 → CaSO3 + 2H2O (geht) d. HClO4+ K3PO4 → 3HClO4+ K3PO4 → H3PO4 + 3KClO4 (geht) e. HNO2+ NaNO3 → HNO2+ NaNO3 → NaNO2 + HNO3 (geht nicht) f. Na2CO3+ H2S → Na2CO3+ H2S → Na2S + H2CO3 (geht teilweise) 29. Was für einen pH-Wert zeigen folgende Salze, die in der Neutralisierungsreaktionen entstehen (Säure, Base, pH der wässerigen Lösung): a. NaCl Säure: HCl Base: NaOH pH-Wert: 7 b. NH4NO3 Säure: HNO3 Base: NH3 pH-Wert: 7 c. KNO2 Säure: HNO3 Base: KOH pH-Wert: 7 30. Berechnen Sie einen pH Wert von beiden Säuren. Welche der Säuren ist die Stärkere? a. H2CO3, pKs=6.52, C=0.1 mol /L → 0.5 (6.52 – log 0.1) = 3.76 (schwache Säure) b. H2SO4, Ks=103, C=0.02 mol /L → - log (0.02) = 1.7 (starke Säure) Schwefelsäure ist die stärkere Säure. 31. Geben Sie die meisten Fehlerquellen bei Titration an. Ablesefehler, Übertitration, zu schnelles Titrieren 32. Was für einen Indikator würden sie bei einer Titration einer starken Säure mit schwacher Base verwenden? Methylorange 33. Wie wird eine automatische Titration durchgeführt? Was beobachtet man dabei? Die Titration wird durch die Start-Taste am Computer in Gang gesetzt. Zunächst wird eine bestimmte Portion der Probelösung aus dem hinteren Vorratsgefäß vorgelegt, dann erfolgt die schrittweise Zugabe der Maßlösung (aus dem vorderen Behälter). Am Ende der automatisch ablaufenden Titration kann man über den

Bildschirm am Computer eine Messwert-Tabelle oder eine Titrationskurve anzeigen lassen. Der Umschlagspunkt kann wie bei einer manuellen Titration durch den Farbumschlag in der Flüssigkeit erkannt werden. Der Computer druckt eine Titrationskurve aus, auf der die Äquivalenzpunkte (EP) markiert sind. 34. Was verstehen Sie unter den Begriffen „Äquivalenzpunkt“ und „Neutralpunkt“? Äquivalenzpunkt: Der Punkt, an dem die Stoffmengen der Säure und der Base gleich sind. Neutralpunkt: Der Punkt bei einer Neutralisationsreaktion, an dem die Menge an OH--Ionen gleich der Menge an H3O+-Ionen ist. 35. Erklären Sie an dem Beispiel von Schwefelsäure, wie eine Säure verdünnt wird. Dichte von Schwefelsäure auf die Konzentration rechnen (bei 100% einfach Dichte=Masse auf 1 L), Masse auf 1 L geteilt durch die molare Masse der Schwefelsäure, bei z.B. 18 molarer Schwefelsäure setzt man es gleich: 18 M * X mL = 1 M * 1000 mL, dadurch hat man dann die mL Menge, 56 mL auf 1 L verdünnen für eine 1 M Lösung. 36. Geben Sie je ein Beispiel von starker Säure und schwacher Base an. starke Säure: Schwefelsäure H2SO4, schwache Base: Wasser H2O 37. Eine Pufferlösung wird aus 1g Ammoniumchlorid und 1000 ml 0.02 M Ammoniaklösung hergestellt. Berechnen Sie den pH-Wert (pKb = 4.74). m/M = n 1 g / 53,491 g/mol = 0.01869 mol = nAmmoniumchlorid pKs = 14 - pKb nAmmoniak = 0.02 mol pH = 9.26 – log10 (0.01869 / 0.02) = 9.29 38. Wie ändert sich der pH-Wert nach Zugabe von weiteren 2g Ammoniumchlorid? pKb(Ammoniak)=4.75; MNH3=17.03 g/mol; MNH4Cl=53.49 g/mol m/M = n 3 g / 53,491 g/mol = 0.05608 mol = nAmmoniumchlorid pKs = 14 - pKb nAmmoniak = 0.02 mol pH = 9.25 – log10 (0.05608 / 0.02) = 8.80 39. Wieviel g Natriumacetat soll man zu 500 ml Essigsäure (C=1.0 mol/L) zugeben, um ein Puffer mit pH = 4.2 zu erhalten? (pKs=4.75; MCH3COONa=82 g/mol) 4.2 = 4.75 – log10 (1 / Base) / - 4.75 - 0.55 = -log10 (1 / Base) / : (-1) 0.55 = log10 (1 / Base) / umstellen 100.55 = 1 / Base / * Base 100.55 * Base = 1 / : 100.55 0.55 Base = 1 / 10 = 0.2818 (gerundet) 0.2818 M * 0.5 L = 0.1409 mol C*V=n 0.1409 mol * 82 g/mol = 11.55 g n*M=m 40. Berechnen Sie die pH-Wertdifferenzen bei Zugabe von 0.05 mol/l HCl zu einer Lösung aus: a. 1 M CH3COOH/CH3COONa (1:1, jeweils 1 M), pH = 4.75 – log (1.05 / 0.95) = 4.71 Differenz: - 0.04 b. 0.1 M CH3COOH/CH3COONa (1:1) pH = 4.75 – log (0.15 / 0.05) = 4.27 Differenz: - 0.48 41. Was ist die Pufferkapazität? Die Menge an Säure oder Base, die von einem Puffer ohne wesentliche Änderung des pH-Werts abgefangen werden kann. Sie ist somit ein Maß für die Stabilität des pH-Werts einer Lösung bei Zugabe von starken Basen oder starken Säuren. 42. Wieviel % CH3COOH liegen bei einer 0.01 M Lösung dissoziiert vor? pH = 0.5 (pKs – log (CSäure) ) = 0.5 (4.76 – log 0.01) = 3.38 C(H3O+) = 10-3.38 M = 0.000417 M Dissoziationsgrad: 0.000417 M / 0.01 M = 0.0417 = 4.17%

43. Geben Sie fünf Beispiele von Pufferlösungen an. Beispiele: Acetat-Puffer aus Essigsäure und Natriumacetat, Ammoniumpuffer aus Ammoniumchlorid und Ammoniak, Phosphatpuffer, Kohlensäure-Silicat-Puffer, Blutpuffer(Zusammensetzung aus 4 Puffern: Kohlensäure-Bicarbonat-System, Hämoglobin, Proteinpuffer, Phosphatpuffer) 44. Wie sieht die Henderson-Hasselbalch-Gleichung aus? Was beschreibt sie? Beschreibt ein Säure-Base-Gleichgewicht einer teilweise dissoziierten, also schwachen Säure oder Base in wässriger Lösung. Mit Hilfe dieser Gleichung kann man den pH-Wert einer solchen Lösung berechnen. A = Base, HA = Säure

45. Was ist ein Puffer? Geben Sie drei Beispiele an. Ein Puffersystem, kurz Puffer, ist ein Stoffgemisch, dessen pH-Wert (Konzentration der Wasserstoffionen) sich bei Zugabe einer Säure oder Base wesentlich weniger stark ändert, als dies in einem ungepufferten System der Fall wäre. Beispiele: Acetat-Puffer aus Essigsäure und Natriumacetat, Ammoniumpuffer aus Ammoniumchlorid und Ammoniak, Phosphatpuffer 46. Wie kann man die Stärke des Puffers erhöhen? Menge der schwachen Säure/Base erhöhen. 47. Welche pH-Bestimmung finden Sie genauer, die mit einem Indikator oder Universalindikatorpapier. Wann werden Sie sich für die Ansatz von Indikator und wann die Universalindikatorpapier entscheiden? Begründen Sie ihren Wahl. 48. Was ist das Lungens-Reagenz und welche Ionen können damit nachgewiesen werden? Lunges Reagenz ist eine nach Georg Lunge benannte Lösung aus Lunge I (Sulfanilsäure) und Lunge II (1Naphthylamin, auch α-Naphthylamin) und dient in der anorganischen Analytik zum Nachweis von Nitrit und Nitrat. 49. Welche Flammenfärbung zeigen Sr2+, Ba2+, Li+-Kationen? Karminrot, grün, rot 50. Wie würden Sie Ammonium-Ionen nachweisen? Reaktion mit Alkalihydroxiden: Etwas Ammoniumsalz mit ein paar Tropfen NaOH auf ein Uhrglas, Indikatorpapier ändert die Farbe, charakteristischer Geruch. oder Rauch: über verdünnten oder konzentrierten Ammoniak wird ein Glasstab mit einem Tropfen konzentrierter Salzsäure HCl gehalten. Es bildet sich weißer Rauch. 51. Was verstehen sie unter „Fehling-Probe“? Was können Sie damit nachweisen? Die Fehling-Probe dient zum Nachweis einer Aldehydgruppe (-CHO) in Aldehyden und reduzierenden Zuckern. (Nachweis von Zucker im Harn) Fehling 1 + 2 zu Zucker und dann erwärmen, bildet roten Niederschlag von Cu2O 52. Bestimmen Sie die Oxidationszahl eines jeden Atoms in den genannten Verbindungen!

a. b. c. d. e. f. g. h.

Kaliumchlorid (KCl) Magnetit (Fe3O4) Kaliumdichromat(K2Cr2O7) Kaliumpermanganat (KMnO4) Braunstein (MnO2) Wasserstoffperoxid (H2O2) Kaliumperchlorat (KClO4) Eisenthiocyanat (Fe(SCN)3)

K +1 Cl -1 Fe2 +3 Fe1 +2 O -2 K +1 Cr +6 O -2 K +1 Mn +7 O -2 Mn +4 O -2 H +1 O -1 K +1 Cl +7 O -2 Fe +3 S -2 C +4 N -3

53. Was ist eine Redoxreaktion? Eine Redoxreaktion ist eine chemische Reaktion, bei der ein Reaktionspartner Elektronen auf den anderen überträgt. Elektronenabgabe wird Oxidation genannt, Elektronenaufnahme Reduktion. Oxidationen sind oft exotherm. Bei jeder Redoxreaktion reagiert ein Stoff A, der Elektronen abgibt (Reduktionsmittel, Donator genannt) mit mindestens einem Stoff B, der diese Elektronen aufnimmt (Oxidationsmittel, Akzeptor) A → A+ + eOxidation: Stoff A gibt als Reduktionsmittel ein Elektron ab. B + e- → BReduktion: Das Elektron wird vom Oxidationsmittel B aufgenommen. A + B → A+ + B- Redoxreaktion: Stoff A gibt ein Elektron an Stoff B ab. Redoxreaktionen sind von grundlegender Bedeutung in der Chemie: Jeder Stoffwechsel- und Verbrennungsvorgang, viele technische Produktionsprozesse und viele Nachweisreaktionen basieren auf solchen Elektronenübertragungs-Reaktionen. 54. Stellen Sie korrekt folgende Gleichungen auf! a. Cu + HNO3 ↔ Cu(NO3)2 + NO + H2O b. MnO4- + C2O42+ + H+ ↔ Mn2++ CO2 + H2O c. BrO3- + I- ↔ Br- + IO3d. S2- + H2O2+ OH- ↔ S + O2 + H2O e. Mn2+ + NO3- + CO32- ↔ MnO42- + NO2- + CO2...