Chemie Klausur Verständnisfragen (mit Lösung) PDF

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

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Verständnisfragen / Aufgaben Versuch 1 - Herstellung einer 0.1 M HCl-Maßlösung 1. Geben Sie die Reaktionsgleichung der Umsetzung an. (Natriumcarbonat und Salzsäure)

Na2CO3 + 2HCL → 2NaCl + H2O + CO2 2. Was ist ein "Urtiter" und was für Eigenschaften muss eine Urtitersubstanz aufweisen? Eine Urtitersubstanz (oder primärer Standard) ist eine gut wägbare Reinstsubstanz (das heißt unbegrenzt haltbar, inert gegen Zersetzung an der Luft (z. B. nicht hygroskopisch), große Molmasse), die in Wasser leicht löslich ist und sich zur Herstellung von Lösungen mit genau bekanntem Gehalt (Urtiterlösungen) eignet. Eigenschaften: absolut rein und definiert zusammengesetzt, unbegrenzt haltbar und längere Zeit titerbeständig, müssen mit Maßlösungen reagieren, sollen hohe Äquivalentmasse aufweisen 3. Warum weicht die Konzentration der hergestellten Salzsäure von 0.100 M ab und was bedeutet „Einstellen einer Säure“? Die Abweichung entsteht durch systematische oder zufällige Fehler: z.B. Temperaturfehler, Ablesefehler, Tropfenfehler, Nachlauffehler, Übertitrieren Das Einstellen einer Säure ist das mehrmalige Titrieren zur Bestimmung der Konzentration. 4. Warum wird die Lösung nach Erreichen des Umschlagspunktes zum Sieden erhitzt und warum führt dies eventuell zur erneuten Gelbfärbung der Lösung? Die Lösung wird erhitzt, damit das im Wasser gelöste CO2, welches bei der Neutralisation entsteht, verdampft und somit eine unverfälschte Färbung durch einen Indikator vorliegt, die den pH-Wert-Umschlag anzeigt. 5. Warum ist Methylorange gegenüber Methylrot als Indikator bei dieser Titration besser geeignet? Zu welcher Stoffklasse gehören diese beiden Indikatoren? Stoffklasse: Natriumsalze, Azofarbstoffe, Säure-Basen-Indikatoren Methylorange eignet sich besser, weil der Umschlagspunkt bei Methylorange ideal für unseren Versuch ist. Methylrot würde vor dem geplanten Umschlagspunkt einen Farbumschlag verursachen. 6. Was ist beim Verdünnen konzentrierter Säuren zu beachten und wie ist dabei vorzugehen? „Erst das Wasser, dann die Säure, sonst passiert das Ungeheure!“ – stark exotherme Reaktion Schutzbrille, Handschuhe, Laborkittel Versuch 2 - Acidimetrische Bestimmung einer Natronlauge 1. Geben Sie die Reaktionsgleichung der Umsetzung an. (Natriumhydroxid und Salzsäure)

HCL + NaOH → H2O + NaCl 2. Nennen Sie Fehlerquellen, die zu einer Abweichung des ermittelten Wertes vom Sollwert führen können. Beispiele: Ablesefehler, Abtropffehler, Übertitrieren, falscher Versuchsaufbau, Temperaturfehler, zu schnelles Titrieren 3. Geben Sie die beiden pH-abhängigen Strukturformeln von Bromthymolblau an. Welche Farbe weist es im sauren, basischen und bei pH = pKS auf? saurer Bereich – gelb basischer Bereich - blau pH = pKS - grün

Versuch 3 - Herstellung einer 0.1 M NaOH-Maßlösung 1. Geben Sie die Reaktionsgleichung der Umsetzung an. (Natriumhydroxid und Salzsäure)

HCL + NaOH → H2O + NaCl 2. Berechnen Sie, wie viel mg Natriumhydroxid einem Milliliter 0.1 molarer Salzsäure entsprechen m=M*n

M=m/n

n=m/M C * V = n → 0,1 mol/l * 0,001 Liter = 1 * 10-4 mol

CHCl = 0,1 mol/l und VHCl = 0,001 Liter nHCl = nNaOH

MNaOH = 39,997 g/mol

nHCl = 1 * 10-4 mol

39,997 g/mol * (1 * 10-4) mol = 0,0039997 g = 3,9997 mg

3. Warum eignet sich Natriumhydroxid nicht als Urtiter? Natriumhydroxid reagiert an der Luft mit CO2 und wandelt sich dann zu Natriumcarbonat um. Natriumhydroxid ist außerdem hygroskopisch (zieht Wasser an). 4. Was müssen Sie beim Umgang mit Natriumhydroxid beachten? Augen, Haut, Kleidung, Umgebung schützen! → Schutzbrille, Handschuhe, Laborkittel! Nach jeder Arbeit und beim versehentlichen Berühren müssen unbedingt die Hände gewaschen werden. Korrosiv gegen Metalle! 5. Geben Sie Beispiele für geeignete Urtiter für die Einstellung von Laugen? Oxalsäure C2H2O4, Benzoesäure C7H6O2 Versuch 4 - Bestimmung der Konzentration einer Essigsäure 1. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung und geben Sie die Äquivalenzbeziehung an.

CH3COOH+ NaOH → CH3COONa +H2O Äquivalenzbeziehung 1:1 2. Was ist Eisessig und welches Gefahrenpotential geht von diesem aus? Was ist bei Verschütten größerer Mengen zu unternehmen? Eisessig: reine (99-100%ig), bei 16,6 °C zu eisähnlichen Kristallen erstarrende Essigsäure Gefahrenpotential: ätzend, entzündlich Bei Verschüttung größerer Mengen muss das Eindringen in die Kanalisation verhindert werden. Die Flüssigkeit muss aufgefangen und entsorgt werden. Der gesäuberte Bereich muss anschließend gründlich gelüftet werden. 3. Zu welcher Stoffklasse gehört Essigsäure und weshalb ist sie eine Brønsted-Säure? Stoffklasse: gesättigte, aliphatische Monocarbonsäure Brønsted-Säure, da es sich um einen Protonendonator handelt. (Gibt Protonen ab) 4. Geben Sie die beiden pH-abhängigen Strukturformeln von Phenolphthalein an. Saurer und neutraler Bereich: lactoide Form. Bei Zugabe von Alkalien öffnet sich der Lactonring und man erhält die chinoide Form. Bei pH=8,2 erfolgt ein Farbumschlag von Farblos nach Rosa. Durch Zugabe von Säure wird der Farbumschlag wieder rückgängig gemacht. Aus diesem Grund eignet sich Phenolphthalein als Indikator. Bei einem sehr hohen pH-Wert nahe 14 wird es wieder farblos. Bei einem ganz niedrigen pH-Wert kleiner als Null färbt sich der Indikator rotorange.

Versuch 5 - Aufnahme von Titrationskurven mit einem pH-Meter 1. Geben Sie für die Titration die Reaktionsgleichung an. (Natriumhydroxid und Salzsäure)

HCL + NaOH → H2O + NaCl 2. Markieren Sie die folgenden Positionen im Graph und geben Sie die Paare pH-Wert + Verbrauchsvolumen tabellarisch an: a) Äquivalenzpunkt, b) Neutralpunkt, c) pHmin und pHmax, d) das halbe Verbrauchsvolumen zum Erreichen des Äquivalenzpunkts (VÄq/2). 3. Weshalb wird die Maßlösung im Bereich des Äquivalenzpunktes in kleineren Schritten zugegeben? Da es am Äquivalenzpunkt einen pH-Sprung gibt, muss hier besonders sorgfältig titriert werden. Ein Tropfen zu viel kann schon eine Übertitration verursachen. 4. Vergleichen Sie die Titration mit einem pH-Meter zur Titration mit einem Farbindikator. Worin bestehen Vor- und Nachteile dieser Methoden? pH-Meter

Vorteile: breit anwendbar, sehr genau, Automatisierung möglich Nachteile: zusätzliches Gerät notwendig

Farbindikator

Vorteile: einfache, schnelle Handhabung Nachteile: Wahl des Indikators ist sehr wichtig, nicht geeignet für Lösungen mit starker Eigenfarbe

Versuch 6 - Halbautomatische Titration von Phosphorsäure 1. Stellen Sie die Teil- und Gesamtreaktionsgleichungen auf.

H3PO4 + 3NaOH → 3H2O + Na3PO4 H3PO4 + NaOH → H2PO4- + H2O + Na+ H2PO4 + 2NaOH → HPO42- + 2H2O + 2Na+ HPO4 + 4NaOH → PO43- + 4H2O + 4Na+ 2. Diskutieren Sie den Verlauf der Titrationskurve: Wie viele Wendestellen weist die Titrationskurve auf? Wie viele Äquivalenzpunkte erwarten Sie und wie viele zeigt die Titrationskurve? Erwartung: 3 Wendestellen, 3 Äquivalenzpunkte Ergebnis: 2 Äquivalenzpunkte Da sich die pKs-Werte um mehr als 5 unterscheiden (H3PO4 = 1.96 ; H2PO4- = 7.12 ; HPO42- = 12.32),sind die drei Gleichgewichte unabhängig voneinander und es treten mehrere pH-Sprünge auf. Jede Teilabgabe eines Protons ergibt einen Sprung. Aufgrund der entstehenden Negativität bei der Abspaltung eines Protons, wird nun die doppelte Menge an Ladung benötigt um die Abspaltung des zweiten Protons zu bewerkstelligen. Versuch 7 - Komplexometrische Bestimmung der Wasserhärte 1. Wie viele Metallionen werden pro EDTA-Molekül gebunden?

Ein EDTA-Molekül bindet ein Metallion.

→

2. Berechnen Sie die Stoffmengenkonzentration der titrierten Metallionen und den Grad deutscher Härte (°dH) um. Ordnen Sie dem untersuchten Leitungswasser mit Hilfe der nachfolgenden Tabelle den Härtebereich zu.

Stoffmengenkonzentration der titrierten Metallionen: 2.406 mmol/L → 13.52 °dH, Härtebereich: 2, Mittelhart

3. Vergleichen Sie Ihren bestimmten Wert mit den offiziellen Analysedaten der Wasserwerke für Ihren Wohnort. Unser ermittelter Wert liegt im Bereich der offiziellen Analysedaten der Wasserwerke. (1.3-2.5 mmol/L, 7-14°dH) 4. Warum ist bei der komplexometrischen Titrationen mit EDTA eine wirksame Pufferung des Analyten unerlässlich? Zur Stabilisierung des pH-Werts, weil die Säuregruppen mit -COOH leicht das EDTA-Molekül angreifen können und damit die Ergebnisse verfälschen. 5. Erläutern Sie die Begriffe temporäre und permanente Wasserhärte, Gesamt-, Calcium- und Magnesiumhärte. temporäre Wasserhärte: wird durch den Gehalt an Hydrogencarbonaten verursacht, kann durch Erhitzen entfernt werden permanente Wasserhärte: wird durch die Sulfate verursacht, bleibt beim Erhitzen unverändert Gesamthärte: Summe der im Wasser vorhandenen Erdalkalien Calcium und Magnesium (selten Strontium und Barium) Calciumhärte: Konzentration von Calciumionen im Wasser Magnesiumhärte: Konzentration von Magnesiumionen im Wasser Versuch 8 - Herstellung eines Essigsäure-Acetat-Puffers 1. Warum bewirken die Zusätze von Wasserstoff- und Hydroxidionen zu Pufferlösungen zunächst nur geringe pHWertänderungen? Wasserstoff- und Hydroxidionen werden von der Pufferlösung abgefangen. Sie reagieren zu der entsprechenden konjugierten Säure oder Base des Puffers und verbleiben demnach in der Lösung. 2. Zu einem Liter eines Acetatpuffers wird Natronlauge zugegeben. Es wird angenommen, dass keine Volumenänderung durch den Baseneintrag auftritt. a) Berechnen Sie die pH-Werte der Puffer-Lösung nach Zugabe unterschiedlicher Mengen an Base. Berechnen Sie die Differenz der resultierenden pH-Werte zum Ausgangs pH-Wert der Pufferlösung (pH). 1 L Acetatpuffer (0.5 M CH3COOH + 0.5 M CH3COONa) n(NaOH) [mol] 0 0.05 0.10 0.15 pH-Wert 4.742 4.829 4.918 5.011 ∆pH 0 0.087 0.176 0.269 1 L Acetatpuffer (1.0 M CH3COOH + 1.0 M CH3COONa) n(NaOH) [mol] 0 0.05 0.10 0.15 pH-Wert 4,742 4.785 4.829 4.873 ∆pH 0 0.043 0.087 0.131 Berechnung: pH = pKS = 4,742

0.20 5.110 0.368

0.25 5.219 0.477

0.40 5.696 0.954

0.20 4.918 0.176

0.40 5.110 0.368

0.80 5.696 0.954

Für n(NaOH) [mol] Zugabe von 0 → 4,742 – log10 (0,5 / 0,5) Für n(NaOH) [mol] Zugabe von 0.05 → 4,742 – log10 (0,45 / 0,55) b) Tragen Sie die pH-Werte gegen die Stoffmenge der zugegebenen Base in einem gemeinsamen Graphen auf.

c) Was lässt sich aus dem Graphen und den berechneten Werten über die Pufferkapazität der beiden Acetatpuffer schließen? 1 Molarer Puffer hat höhere Kapazität. Am letzten Wert der Tabelle sieht man, dass man bei doppelt molaren Puffer auch die doppelte Menge an Säure/Base zugeben kann. Versuch 9 - Qualitative Untersuchung der Pufferwirkung 1. Erklären Sie mit Reaktionsgleichungen die Wirkungsweise von Pufferlösungen an den in A) und B) experimentell durchgeführten Beispielen.

Versuch A: CH3COONa + HCl → NaCl + CH3COOH Protonen von der HCl werden von den Acetat-Ionen des Natriums abgefangen, somit wird die starke HCl zu schwacher Essigsäure abgeschwächt. CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O Hydroxidionen der starken Base NaOH werden von den Protonen der Essigsäure abgespalten und werden somit in die schwache Base Natriumacetat umgewandelt. Versuch B: NH4+ + NaOH → Na+ + Cl- + H2O + NH3 Bei der Reaktion von Ammoniumchlorid und NaOH entstehen sowohl Natrium als auch Chlorid, welche zusammen ein neutrales Salz bilden. Zudem entstehen noch pH-neutrales Wasser sowie die schwache Säure Ammoniak. Wie man an den Reaktionsgleichungen erkennen kann, zersetzt ein Puffer starke Säuren/Basen zu schwachen oder pH-neutralen Stoffen. Dies bewirkt Stabilisierung des pH-Wertes. Erst wenn die Pufferkapazität erschöpft ist, kommt es zu einem Anstieg/Abstieg des pH-Wertes. 2. Diskutieren Sie die Genauigkeit der pH-Bestimmung mit dem Universalindikatorpapier. Universalindikatorpapier eignet sich für die grobe Bestimmung des pH-Wertes. Universalindikatorpapier ist deshalb nicht für Titrationen bestimmt, wo ein möglichst genau definierter Umschlagspunkt erwünscht ist – hier verwendet man Einzelsubstanzen wie Methylorange oder Phenolphthalein. Versuch 10 a und b - Nachweisreaktionen ausgewählter Kationen und Anionen 1. Was versteht man unter dem Begriff einer qualitativen Analyse? Die qualitative Analyse beschäftigt sich mit dem Nachweis chemischer Elemente, funktioneller Gruppen oder Verbindungen, ohne deren Mengenverhältnisse zu berücksichtigen. Dieser geschieht durch Nachweisreaktionen oder auf instrumentellem Wege. 2. Warum muss beim Nachweis von Nitrit/Nitrat mit dem Lunges-Reagenz Nitrit für den Nachweis von Nitrat entstört werden, nicht jedoch Nitrat beim Nachweis von Nitrit? Da die Reaktion nur Nitrit direkt nachweisen kann, muss das Nitrat erst durch Zinkstaub und Amidoschwefelsäure zu Nitrit reduziert werden. Ohne Zink dient es nur dem Nachweis von Nitrit. Für einen Nachweis von Nitrit ist dies nicht notwendig. 3. Warum müssen manche Versuche (z.B. O (ii), P (ii), S und T) unter dem Abzug durchgeführt werden? Man muss unter dem Abzug arbeiten, weil giftige Gase entstehen und die Reagenzien ätzende Wirkung haben. 4. Bei Zugabe von Schwefelsäure zu Ihrer Probe entstehen braune Gase. Was könnte es sein? Bromid(nachweis)

Versuch 11 - Analyse I (4 Einzelsalze) 1. Zeichnen Sie die Strukturformel von SO4 2- , SO3 2- und S2O3 2-

S2O3 22. Ordnen Sie die Halogene nach steigender Oxidationskraft. von schwach zu stark: Astat, Iod, Brom, Chlor, Fluor 3. Geben Sie sowohl die Strukturformel von den Säuren an, als auch die Oxidationsstufe von Chlor in diesen Molekülen: Chlorige Säure, Chlorsäure, Hypochlorige Säure und Perchlorsäure.

Versuch 12 und 13 - Analyse II (Stoffgemisch, sechs Ionen) und Analyse III (Stoffgemisch, unbekannte Anzahl der Ionen) 1. Warum muss man einen Sodaauszug kochen? Das zu analysierende Stoffgemisch wird mit der ungefähr vier- bis fünffachen Menge an kristallinem Natriumcarbonat versetzt. Nach Zusatz von Wasser wird das Gemisch für ca. 10 Minuten gekocht (aufgeschlossen) und anschließend abfiltriert. Die Carbonationen reagieren beim Sieden mit Wasser zu Hydrogencarbonat- und Hydroxidionen (Säure-Base-Reaktion). Viele Kationen werden so als Carbonate und Hydroxide im Filtrat festgehalten. 2. Warum kann man Carbonat nicht aus dem Sodaauszug nachweisen? Da Carbonate abfiltriert werden, kann man diese aus dem Sodaauszug nicht nachweisen.

Es fehlt noch: Versuch 5: 2

Versuch 7: 2

Versuch 8: 2b...