Grundkenntnisse Chemie

1. Geben Sie die Summenformeln an für: Natriumsulfat, Ammoniumnitrat, Eisen(III)chlorid und Natriumdihydrogenphosphat.

2. Geben Sie den Namen an für: NaCl, (NH₄)₂CO₃, H₂SO₄, PO₄^3-.

3. Was sind Salze? Nennen Sie ein mögliches Salz der Salzsäure, Schwefelsäure und Phosphorsäure

4. Welche Elemente befinden sich in der 8. Hauptgruppe des Periodensystems (kennen Sie Eigenschaften dieser Elemente?).

5. Was sind Halogenide?

6. Die Molmasse von Kaliumchlorid ist M=74.56 g/mol. Sie wollen 500 ml einer wässrigen Lösung mit der Konzentration von 0.1 mol/l an KCl herstellen. Wieviel KCl müssen Sie verwenden?

7. Erklären Sie die Begriffe Anion und Kation und geben Sie jeweils zwei Beispiele.

8. Erläutern Sie die Begriffe Säure, Base und Neutralisation. Wofür werden in diesem Zusammenhang Indikatoren verwendet?

9. Erklären Sie die Begriffe Oxidation und Reduktion und geben Sie jeweils ein Beispiel.

10. Erläutern Sie den Begriff Oxidationszahl. Wie groß ist die Oxidationszahl des Stickstoffs im Nitration (NO₃^-)?

Antworten:

1. Na₂SO₄, NH₄NO₃, FeCl₃, NaH₂PO₄

2. Natriumchlorid, Ammoniumcarbonat, Schwefelsäure, Phosphation

3. Allgemein sind Salze Verbindungen (in denen eine Ionenbindung vorliegt) aus einem positiv geladenen Basenrestion (meist ein Metallion) und einem negativ geladenen Säurerestion.

Salze: Natriumchlorid, Kaliumsulfat, Ammoniumphosphat

4. Edelgase. Chemisch inert (bedingt durch die maximal mögliche Anzahl der Elektronen auf der jeweils äussersten „Schale“), gasförmig, kommen in der Luft vor (Ar zu fast 1%, andere Edelgase als Spuren).

5. Verbindungen mit den Elementen der 7. Hauptgruppe (F,Cl,Br,I)

6. Sie müssen 0.5 * 0.1 * 74.56 g = 3.728 g Kaliumchlorid auf 500 ml Wasser lösen.

7. Anion = negativ geladenes Ion, Kation = positiv geladenes Ion,

Cl^-, NO₃^-, K⁺, Fe³⁺

8. Definition nach Brönstedt: Säuren=Protonendonator, Basen=Protonenakzeptor. Neutralisation=Allgemein die Umsetzung von H⁺- und OH^--Ionen. Indikatoren=Substanzen, bei denen mit Änderung des pH-Wertes eine Farbänderung auftritt.

9. Oxidation=Abgabe von Elektronen, Reduktion=Aufnahme von Elektronen.
Beispiel: die Bildung von Fe³⁺ aus Fe²⁺ ist eine Oxidation; die Bildung von elementarem Natrium (Na) aus dem Natriumion (Na⁺) ist eine Reduktion.

10. Die Oxidationszahl ist eine formale Grösse der Ladungsbilanz einer Verbindung zur Beurteilung von Redoxvorgängen. Die Oxidationszahl des Stickstoffs im Nitration ist: Ox(NO₃^-) = +V.

Quelle: Uni Lüneburg

Chemie-Klausuren

Kl.9/1

1. Beschreibe mit Hilfe des Teilchenmodells (“kleinste Teilchen”) das Verhalten von Wassermolekülen beim Verdampfen.

2.1 Gib 3 homogene Gemenge an (Bezeichnungen).

2.2 Definiere die bei 2.1 genannten Begriffe.

2.3 Gib je ein Beispiel (zu 2.1).

3.1 Entscheide, ob es sich bei folgenden Stoffen um Reinstoffe oder um Gemenge handelt. Unterstreiche die Gemenge und Reinstoffe unterschiedlich (Reinstoffe: _ _ _ ; Gemenge: ___):

Kupfer, Kochsalzlösung, Gold, Wasserdampf, Eis, Zuckerlösung.

3.2 Beschreibe für eines der bei 3.1 genannten Gemenge die Fraktioniermethode.

4. Welche der folgenden Stoffe sind Elemente, welche Verbindungen?

Begründe.

4.1 Jod

4.2 Kupferoxid

5. Entscheide, welche der folgenden Feststellungen richtig oder falsch sind:

- Luft lässt sich durch physikalische Vorgänge in ihre Bestandteile zerlegen.

- Verbindungen zwischen Sauerstoff und Metallen geben gasförmige Oxide.

- Luft ist eine Verbindung, weil sie auf der Erde eine nahezu konstante Zusammensetzung hat.

- Luft ist eine Verbindung aus Sauerstoff, Stickstoff, Edelgasen und Kohlendioxid.

6. Unter einer Glasglocke wird Phosphor verbrannt. Warum steigt das Wasser unter der Glasglocke an, und wie hoch steigt es an? Begründe kurz.

7. Die „kleinsten Teilchen“ der Verbindungen sind immer Moleküle, die der Elemente häufig Moleküle; worin unterscheiden sie sich?

8. Ein Aluminium-Schwefel-Gemenge wird kurz erhitzt, dann läuft die Reaktion von selbst ab; es entsteht Aluminiumsulfid (Al2S3).

8.1 Stelle die Reaktionsgleichung auf.

8.2 Um welche Art von Reaktion handelt es sich (bezogen auf die Energie)? Begründe kurz.

8.3 Gib für diese Reaktion das Energieniveaudiagramm an.

9. Magnesiumoxid (MgO) reagiert mit Kohlenstoff unter Bildung von Kohlendioxid (CO2).

9.1 Stelle die Reaktionsgleichung auf.

9.2 Benenne Oxidations- und Reduktionsmittel.

9.3 Um welche Art von Reaktion handelt es sich (bezogen auf den Sauerstoff)? Begründe kurz.

Kl.9/2

1.1 Kalk löst sich nicht in Wasser, Zucker jedoch sehr gut. Erkläre das unterschiedliche Lösungsverhalten.

1.2 Erkläre kurz, wieso an heißen Tagen immer wieder Fische ersticken.

1.3 Was geschieht bei der Reaktion von Wasserdampf mit glühendem Zink (Zn ist 2-wertig); gib die Reaktionsgleichung an.

2.1 Formuliere die Bildung von Wasserstoff und Magnesiumoxid aus Magnesium und Wasser in einer Reaktionsgleichung.

2.2 Warum darf man brennendes Magnesium nicht mit Wasser löschen?

2.3 Wie lässt sich feststellen, ob ein mit einer Glasplatte abgedeckter Standzylinder Wasserstoff enthält?

2.4 Wasserstoff wurde zur Füllung von Zeppelinen benutzt. Warum?

Inwiefern bestanden dabei gewisse Gefahren?

2.5 In welchem Verhältnis müssen Luft und Wasserstoff gemischt werden, damit das Verhältnis von Sauerstoff und Wasserstoff eine möglichst große Wirkung der Knallgasexplosion hat?

Gib die Knallgasreaktionsgleichung an.

3.1 Wie reagiert Cäsium mit Wasser? Gib die Reaktionsgleichung an.

3.2 Gib folgende Formeln an

Lithiumchlorid:

Cäsiumchlorid:

Cäsiumhydroxid:

Magnesiumhydroxid:

Strontiumhydroxid:

3.3 Wie lassen sich die Alkalimetalle leicht nachweisen?

3.4 Gib die Reaktionsgleichung von Calcium mit Sauerstoff an.

3.5 Das Halogen Jod reagiert mit Lithium unter Salzbildung, ebenso Brom mit Beryllium; gib die Reaktionsgleichungen an.

3.6 Begründe kurz, weshalb man Alkalimetalle, Erdalkalimetalle und Halogene zu Elementgruppen zusammenfasst?

4.1 Gegeben sind die Substanzformeln einiger Oxide bzw. Chloride; gib die Wertigkeit der jeweils mit Sauerstoff bzw. Chlor verbundenen Elemente an.

PbO2, AgCl, Fe2O3, BaCl2, CuCl, CrO3, N2O5

4.2 Gib die Formeln der nachfolgenden Verbindungen an.

Eisen(II)-oxid:

Kupfer(II)-hydroxid:

Silber(I)-oxid:Blei(II)-oxid:

Zink(II)-chlorid:

Eisen(III)-bromid:

Kl.9/3

1.1 Erläutere kurz den Unterschied zwischen der Elektronenpaarbindung (= Atombindung) und der Ionenbindung.

1.2 Welche Bindungsart liegt bei folgenden Verbindungen vor; zeichne die Elektronenstrichformeln (= Strukturformeln) und gib die Polarisation (falls vorhanden) an; kennzeichne die Dipolmoleküle mit einem „D“

Cl2, HBr, CaF2, F2, H2S, BaO

Unpolare Atombindung:

Polare Atombindung:

Ionenbindung:

1.3 Erkläre, warum Wasser relativ hoch siedet.

2. Definiere folgenden Begriffe:

Modifikationen:

Elektronegativität:

3.1 Wie entstehen negativ geladene Ionen, wie positive; wie werden sie genannt?

3.2 Wievielfach positiv oder negativ sind die Ionen der 7. Hauptgruppe und der 4. Hauptgruppe? Begründe kurz.

3.3 Erkläre die leichte Spaltbarkeit der Salze.

3.4 Stelle die Reaktionsgleichung auf und gib die Ionenschreibweise an für die Bildung von

a) Calciumchlorid:

b) Kaliumoxid:

c) Magnesiumbromid:

4. Gib für Natrium, Barium und Aluminium je folgendes an:

- Elektronenzahl

- Neutronenzahl

- Protonenzahl

- Formel der Ionen

Kl.10/1

1. Bindungslehre

1.1 Welche Bindungsart überwiegt in folgenden Verbindungen? Begründe!

a) Lithiumfluorid (LiF) b) Jod (J2) c) Siliciumwasserstoff (SiH4)

1.2 Formuliere die Strukturformeln folgender Verbindungen und trage die Teilladungen der Atome ein.

a) H2Se b) CF4 c) H2O d) CHCl3 e) PCl3

1.3 Die Verbindung Phosphin (PH3) siedet niedriger als die Verbindung Ammoniak (NH3), obwohl sie eine größere Molekülmasse besitzt. Gib die Elektronenstrichformel und die Ladungsverteilung in den beiden Verbindungen an. Begründe die unterschiedlichen Siedepunkte.

2. Ionisierungsenergie

2.1 Was versteht man unter Ionisierungsenergie?

2.2 Folgende Darstellung zeigt das Ionisierungsenergiediagramm für alle Elektronen eines Elementes. Gib an, um welches Element es sich handelt und zeichne das Schalenmodell.

2.3 Begründe kurz den Energieverlauf.

2.4 Kennzeichne für Chlor die Ionisierungsenergien für das 3., 11. und 17. Elektron in das Diagramm hinein.

3. Elektronegativität

3.1 Vergleiche die Elektronegativität von Chlor und Brom. Begründe den Unterschied!

Kl.10/2

1. Säure-Base-Theorie

1.1 Definiere die Begriffe Säure und Base nach Brönsted.

1.2 Gib jeweils an, welche Teilchen bei folgenden Reaktionen in wässriger Lösung vorliegen und welche Teilchen als Säure bzw. Base reagieren.

{Fe2+S2-} + 2 HCl à {Fe2+2Cl-} + H2SCa(OH)2 + 2 HBr à {Ca2+2Br-} + 2 H2O

1.3 Erkläre am Beispiel HPO4 2- den Begriff Ampholyt. (Text und Reaktionsgleichung)

1.4 Eine Lösung von Soda Na2CO3 reagiert in Wasser alkalisch (basisch). Erkläre diese Reaktion mit einer Reaktionsgleichung und kurzem Text.

2. Salzbildung

2.1 Gib die Möglichkeiten zur Bildung von Lithiumfluorid an.

(Allg. Wort- und Reaktionsgleichungen)

2.2 Formuliere die Reaktionsgleichungen für die Reaktionen von Salzsäure mit:

Natronlauge, Magnesium, Magnesiumoxid

3. Titration

Zur Titration von 90 ml unbekannter KOH-Lösung werden 60 ml einer 0,3 molaren Salzsäure verbraucht.

3.1 Gib die Reaktionsgleichung an. (Vorgänge in wässriger Lösung!)

3.2 Welche Konzentration hatte die Kaliumhydroxid-Lösung?

3.3 Wie viel Gramm Kaliumhydroxid waren in den 60 ml Lösung enthalten?

Kl.10/3

1. Einige Elemente treten in verschiedenen Verbindungen in unterschiedlichen Oxidationszahlen auf. Gib die Formeln der Oxide folgender Elemente an. Die Oxidationszahlen sind jeweils angegeben.

Mn(II) Mn(IV) Mn(VII) Hg(I)

2. Gib für alle Teilchen in folgenden Verbindungen die Oxidationszahlen an.

H2S MgSO4 Na+ P3- SO3 2- Ca Cu(NO3)2

3. Gib die Reaktionsgleichung für die Reaktion von Magnesium mit Stickstoff an und erkläre an diesem Beispiel die Begriffe ‚Oxidation’, ‚Reduktion’ und ‚Redoxreaktion’.

4. Welche der folgenden Reaktionen sind Redoxreaktionen? Kennzeichne die Teilreaktionen durch Pfeile und gib die Oxidationszahlen an.

2 Na + Br2 à 2 NaBrCaCO3 à CaO + CO2

CaCl2 + H2SO4 à CaSO4 + 2 HCl

CO + H2O à CO2 + H2

5. Bei nebenstehendem Versuch wird jeweils ein Metall in eine Metallsalzlösung gegeben. Formuliere die möglichen Reaktionen.

Al + Ag+ à

Sn + Zn2+ à

Sn + H+ à

Mn + Fe2+ à

6. Eine wässrige Lösung von Zinnjodid (Zinn: Sn) wird mit dem abgebildeten Aufbau elektrolysiert.

a) Formuliere die Reaktionen am Pluspol und am Minuspol.

b) Gib die Gesamtgleichung an.

7. Eine Metallmünze soll vernickelt werden. Dazu wählt man den abgebildeten Versuchsaufbau. Erkläre das Prinzip dieses Versuchs.