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Diese Seite ist umfangreich. Hier sind Klassenarbeitsfragen der Jahrgangsstufe 11 in der Erwachsenenbildung zusammengestellt. Warnung! Die Lösungen zu den Klassenarbeiten stehen hier nicht.

Beispielklausur nach ca. 5 Doppelstunden

Fragen zur Klausur nach 7 -10 Doppelstunden

Beispielklausur nach ca. 12 Doppelstunden

60 Klausurfragen zum Thema Bindungen

E   Klausurfragen nach 23 - 30 Doppelstunden

Beispielklausur 4

A  Beispielklausur nach ca. 5 Doppelstunden

1. Erläutern Sie den sonstigen Bau des Elementes, das hier beschrieben ist:

1.1. Ein Element hat 33 Protonen im Kern. (1)

1.2. Ein Element hat mindestens die Masse 44 u. (1)

2. Schreiben Sie die Formel des gesuchten Elementes hin:

Das Element hat 10 Außenelektronen auf dem Orbital der fünften Schale. (1/2)

3. Mehrere Elemente der Hauptgruppe haben auf der Außenschale 6 Elektronen. Um welche Elemente kann es sich handeln? Nennen Sie drei Element-Symbole. (1)

4. Erechnen Sie die durchschnittliche Masse folgender Verbindung und benennen Sie die Verbindung: BBr5 (1 1/2)

5. Errechnen Sie die durchschnittliche Masse dieses Stoffes: H3PO4 (1)

6. Nennen Sie einen „idealen" Bindungspartner für das Element Aluminium. Formulieren und benennen Sie die Verbindung. (2)

7. Wie kann man die Elementarteilchen unterscheiden, aus denen Atome aufgebaut sind? (1)

8. Was sind die Gemeinsamkeiten der Nebengruppenelemente im Bau und in den chemischen Eigenschaften? (2)

9. Was ist der Unterschied zwischen Gas, Dampf und Rauch? (1)

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Fragen zur Klausur nach 7 - 10 Doppelstunden.              

Theorie

1. Gehört das Element Wasserstoff zu den Metallen oder den Nichtmetallen? Erläutern Sie Ihre Antwort. (3!)

2. Begründen Sie: Warum reagieren Alkalimetalle besonders heftig mit Halogenen? (2)

3. Schildern Sie mit Formel und Feinbau: Was ist das sogenannte "schwere Wasser?" (2)

4. Magnesium reagiert chemisch mit Schwefel.

4.1. Mit welcher Ihnen bekannten Reaktion läßt sich diese vergleichen? Wie heißt demnach der entstehende Stoff? (1)

4.2. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung. (1)

4.3. Beschreiben und begründen Sie: Wie verändern sich die Radien von Magnesium- und Schwefel - Atom bei dieser chemischen Reaktion? Wie heißen die beiden Teilchen nach der chemischen Reaktion? (3)

4.4. Natrium reagiert mit Schwefel: Welche Formel hat das Endprodukt? (1)

4.5. Wo verändert sich bei den genannten Reaktionen der Radius mehr: Bei Natrium oder Magnesium? Begründen Sie Ihre Antwort. (1)

5. Gehört das Element Kohlenstoff zu den Metallen oder Nichtmetallen? Erläutern Sie Ihre Antwort. (2)

6. Begründen Sie: Warum reagieren Erdalkalimetalle besonders heftig mit Chalkogenen? (2)

7. Worin UNTERSCHEIDEN sich die Nebengruppenelemente im Bau und im chemischen Verhalten von den Hauptgruppenelementen? (3)

Praxis

1. Eisen reagiert chemisch mit Sauerstoff.

1.1. Wie verläuft diese Reaktion im Alltag? (Das war im Untericht eine nicht mitgeschriebene Frage samt Antwort. Wenn die Erinnerung fehlt: Bitte kurz und schlicht aus dem Schulsaal wegdenken in die Wirklichkeit) (1)

1.2. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung. (1)

1.3. Begründen Sie anhand einer Ihnen bekannten vergleichbaren Reaktion: Ist die Reaktion exotherm oder endotherm? (1)

1.4. Formulieren Sie ein Energiediagramm für die Reaktion. (3)

1.5. Wie verändert sich hier bei der chemischen Reaktion des Sauerstoff-Atoms sein Radius? Begründen Sie die Veränderung des Radius. (2)

2. Welchem Zweck dient die Glimmspanprobe allgemein? (1)

3. Welche chemische Gemeinsamkeit besteht zwischen dem Anfachen eines herabge- brannten Feuers durch Anpusten und einer Glimmspanprobe? (1)

4. Wir haben im Experiment die Glimmspanprobe benötigt, um den Ablauf einer ganz bestimmten chemischen Reaktion zu klären. Um welche Reaktion handelt es sich? (Namen und Reaktionsgleichung) (2)

5. Schildern Sie die Vorgeschichte, den Ort, den Verlauf und das Ergebnis unserer Glimmspanprobe. (4)

6. Wir haben im Experiment eine Analyse und eine Synthese kennengelernt. Nennen Sie die jeweiligen Ausgangsstoffe. Beschreiben Sie bei beiden Reaktionen DEN Moment des Versuches, wo deutlich wurde, ob es sich um eine exotherme oder eine endotherme Reaktion handelt (Farbe und Verhalten der Versuchs-Substanz; Handhabung der Hitzezufuhr). (4)

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C   Beispielklausur nach ca. 12 Doppelstunden

1. Definieren Sie: Was ist eine Oxidation (Was geschieht mit dem Atom bei einer Oxidation und wie erkennt man die Oxidation in einer chemischen Gleichung)? (1)

2. Ermitteln Sie die Oxidationszahlen von Phosphorsäure H3PO4 und Methan. (1)

3. Welche Rolle spielten die beiden Vorversuche der Silberoxidanalyse? Zu Ihrer Antwort gehört auch, daß Sie den Ablauf der Vorversuche schildern. (3)

4.1. Zeichnen und beschriften Sie das Reaktions-Energiediagramm der Silberoxidanalyse (2).

4.2. Begründen Sie: Warum ist das Eintragen einer Aktivierungsenergie bei dieser Reaktion unangebracht? (1)

5. 1. Einfache Aufgabe: Nennen Sie die drei Komponenten des Schwarzpulvers. (1)

5.2. Schwere Aufgabe: Nennen Sie möglichst viele Stoffe mit Namen (Wenn Sie Formeln hinschreiben, hilft Ihnen das, aber Ziel sind die Namen), die bei der Explosion des Schwarzpulvers entstehen. (2)

5.3. Mittlere Aufgabe: Erläutern Sie anhand des Reaktionsverlaufes, warum Schwarzpulver nach der Zündung explodiert. (2)

6. Man konnte farblich sehen, bei welchen Temperaturen die Reaktion von Eisenoxid mit Aluminiumpulver angelangt war.

6.1. Nennen Sie die Farben und die zugehörige Temperatur (1).

6.2. Wo und wann waren welche Farben beim Versuchsaufbau zu sehen (Fachwörter des Geräts, Zeit ab Zündung)? (2)

7. Eisenoxid reagiert mit Aluminium zu Eisen und Dialuminiumoxid.

7.1. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung mit Koeffizienten. (1)

7.2. Erläutern Sie anhand von Redoxpfeilen und sprachlich, warum man diese Reaktion eine „Umoxidation" nennt. (2)

8. Wir hatten in der Doppelstunde vor der Klausur zwei Gleichungen: Die Ammoniaksynthese und die Knallgasreaktion.

8.1. Die mündliche Erinnerung: Wozu in der Industrie werden Ammoniak bzw. Wassertoff benötigt? (1)

8.2. Die Rekonstruktion einer Gleichung: Bei der Knallgasreaktion reagieren Wasserstoff und Sauerstoff zu Wasser. Entwerfen Sie die Gleichung, tragen sie alle Oxidationszahlen und die beschrifteten Redoxpfeile ein. (2)

 

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D   60 Klausurfragen zum Thema Bindungen

1. Ist Wasserstoff ein Metall oder ein Nichtmetall? Begründen Sie

1.1. Mit der Position von Wasserstoff im Periodensystem: Wo liegen dort Metalle, wo Nichtmetalle? (1 1/2)

1.2. Mit dem Verhalten gegenüber Bindungspartnern: Welcher Bindungstyp findet sich, wenn Wasserstoff auf ein Metall trifft, und welcher Bindungstyp findet sich, wenn Wasserstoff auf ein Nichtmetall trifft? (1 1/2)

2. Ist Kohlenstoff ein Metall oder ein Nichtmetall? Begründen Sie

2.1. mit der Position von Kohlenstoff im Periodensystem: Wo liegen dort Metalle, wo Nichtmetalle? (1)

2.2. mit den physikalischen Eigenschaften des Elementes Kohlenstoff: Verhält es sich wie ein Metall oder wie ein Nichtmetall? (1)

3. Beschreiben Sie mit Fachworten (und einem Sonderfall): Wo im Periodensystem liegen die Metalle, wo liegen die Nichtmetalle? (2)

4. Die Einteilung der Elemente in Metalle und Nichtmetalle ist ein einfacher Weg, um drei Bindungstypen zwischen den Elementen zu unterscheiden.

4.1. Wie heißen diese drei Bindungstypen und wie entstehen sie aus Metallen bzw. Nichtmetallen? (1 1/2)

4.2. Nennen Sie für jeden der drei Bindungstypen ein konkretes Beispiel. (1 1/2)

5. In einem Raum befinden sich zwei Elemente: Natrium und Chlor. Sie können sich auf drei Arten untereinander bzw. miteinander verbinden.

Nennen Sie die Formeln der drei möglichen Verbindungen (Achtung: Einmal steht da bloß ein Elementsysmbol). Nennen Sie den Bindungstyp, den die Elemente untereinander bzw. miteinander eingehen. (3)

6. Nennen Sie in Formel und Namen je ein typisches Beispiel für eine Legierung, ein Salz und ein Molekül. (3)

7. „Ist eine Verbindung bereits bei Zimmertemperatur gasförmig, so besteht sie garantiert aus Molekülen."

Vorfragen:

Welcher Bindungsstyp liegt zwischen Molekülen vor?

Welche zwei anderen Bindungstypen außer dem, der bei Molekülen vorliegt, kennen Sie? (1)

Hauptaufgabe: Begünden Sie, warum diese Behauptung stimmt -

7.1. durch Vergleich mit den Aggegratzuständen der andern beiden Bindungstypen bei Zimmertemperatur (2)

7.2. durch den Bau und die Wechselwirkung zwischen Molekülen. (2)

8. Welchen Aggregatzustand bei Zimmertemperatur erwarten Sie

- bei einer metallischen Bindung (gibt es Ausnahmen?)

- bei einer Ionenbindung (gibt es Ausnahmen?)

- bei einer Atombindung (gibt es Ausnahmen?)

Tip zur Lösung: Einmal ist die Frage nach Ausnahmen irreführend, einmal gibt es genau eine Ausnahme, einmal gibt es keine Ausnahme. (3)

9. Welchem Bindungstyp gehören an:

Quecksilber - Kochsalz - Ammoniak - Wasser - Bronze - Messing - Diamant - Schwefel - Kohlendioxid - Blei - Wasserstoffchlorid - Stahl - Phosphor - Eisen - Wasserstoff - Stickstoffmonoxid - Bornitrid - Graphit - Bleisulfid - Silberoxid - Sauerstoff - Natriumfluorid - Methan.

Hinweis 1. Bennen Sie den Bindungstyp - reden Sie also nicht von „Salz", „Molekül" oder „Legierung".

Hinweis 2: Definieren Sie auf ihrem Blatt bzw. hier im Aufgabenblatt einbuchstabige Abkürzungen für die Bindungstypen, damit Sie nicht unnötig viel schreiben. (4)

10. Die Denkfrage: Aus welchem Bindungstyp sind die Nährstoffe der Lebewesen (Eiweiße, Kohlenhydrate, Fette) ? Begründen Sie anhand der Festigkeit dieser Stoffe. (1)

11. Die Denkfrage: Aus welchem Bindungstyp bestehen alle Kunststoffe? Begründen Sie anhand des Verhaltens dieser Stoffe bei Biegung und Dehnung: Wie würden sich die andern Ihnen bekannten Bindungstypen verhalten? (2)

12. Wie haben im Unterricht nur ein Ionengitter gezeichnet und beschrieben.

Um welches Gitter handelt es sich? Fertigen Sie eine beschriftete Skizze an. (2)

13. Fast alle Ionengitter sind komplizierter gebaut als das von uns im Unterricht beschriebene Gitter.

Welche zwei Eigenschaften der Ionen bzw. der Verbindung bewirken, daß die Gitter meist komplizierter gebaut sind? (2)

14. Ideale Kochsalzkristalle sind würfelförmig gebaut, ideale Kupfersulfatkristalle (die blauen, die wir gezüchtet haben) sind rhombisch gebaut, andere Kristalle haben noch komplizierere Formen.

14.1. Was sagt die Form eines Kristalles über den Bau seiner Bindungen aus? (1)

14.2. Welche zwei Eigenschaften der Teilchen im Salz bzw. der Verbindung bewirken, daß die Kristalle so viele verschiedene Formen haben? (2)

15.1. Salzkristalle können im Prinzip unbegrenzt räumlich wachsen.

Erinnern Sie sich aus dem mündlichen Unterricht, wo in Deutschland man große Salzflächen findet? (1/2)

15.1. Metalle können im Prinzip räumlich unbegrenzt ausgedehnt sein.

Erinnern Sie sich an den mündlichen Unterricht: Welches Metall erstreckt sich von Stuttgart bis Berlin? (1/2)

Moleküle sind hingegen räumlich begrenzte Teilchen.

15.2. Nennen Sie drei Beispiele in Formel und Namen für Moleküle. (1)

15.3. Begründen Sie anhand der Besonderheiten des Bindungstypes, warum Moleküle räumlich begrenzt sind. (2)

15.4. „Nur Verbindungen aus Molekülen können bei Zimmertemperatur gasförmig sein" - Begründen Sie anhand Ihrer Aussagen in 15.1. und 15.3., wieso Moleküle diese (für uns lebenswichtige) Besonderheit besitzen. (1 1/2)

16. Löst man „Wasserglas" in Wasser, so können sich anschließend andere Salze in dieser Lösung nur noch in kleinen Schritten lösen und bilden baumartige Gebilde, den „Salzgarten".

Begründen Sie den Vorgang - dazu sollten Sie unter anderem die chemische Verbindung kennen, aus der „Wasserglas" besteht. (2)

17. Vergleichen Sie in Fachworten die Stromleitfähigkeit von Salzen und von Metallen. (3)

18. Warum können Metalle Strom gut leiten? Verwenden Sie Fachworte in Ihrer Begründung. (2)

19. Metalle leiten Wärme sehr gut. Begründen Sie diese Eigenschaft unter Gebrauch der zugehörigen Fachworte. (3)

20. Wenn man darauf schlägt, verhält sich ein Salz anders als eine Legierung.

20.1. Benennen und begründen Sie das Verhalten des Salzes bei Schlag und Stoß. Eine Skizze ist hilfreich. Sie können ohne Punktverlust aber auch rein sprachlich antworten. (2)

20.2. Beschreiben Sie das Verhalten einer typischen Legierung bei Schlag und Stoß (1/2)

20.3. Warum sind typische Legierungen härter als reine Metalle? Begründen Sie mit Fachworten. Eine Skizze ist hilfreich. Sie können ohne Punktverlust aber auch rein sprachlich antworten. (1 1/2)

21. Warum sind reine Metalle duktil, typische Legierungen aber nicht? Verwenden Sie Fachworte in Ihrer Begründung. (2)

22. Nennen Sie eine Anwendung eines reinen Metalls im Alltag (Metallschmuck ist nie rein, Blattgold gilt nicht). (1)

23. Woraus besteht: Bronze, Messing, Stahl, Gußeisen? (2)

24. Die ungewohnte Fragestellung:

Bindungstyp 1 löst Bindungstyp 2 .... welche zwei Bindungstypen MÜSSEN mit 1 und 2 gemeint sein (Bindungstyp 1 können Sie sogar sehr genau charakterisieren) ? (2)

25. Was ist ein „Atomrumpf"? (1)

Wo in der Chemie spielen Atomrümpfe eine Rolle? (1/2)

Welche Ihnen bekannten Phänomene erklärt man durch die Eigenschaften von Atomrümpfen? (1 1/2)

26. Was ist das „Elektronengas"? (1 1/2)

Wo in der Chemie spielt das Elektronengas eine Rolle? (1/2)

Welche Ihnen bekannten Phänomene erklärt man durch die Eigenschaften des Elektronengases? (1)

27. Begründen Sie mit Fachworten: Warum glänzen Metalle? (2)

28. Zeichnen Sie das H2-Molekül nach Niels Bohr. (1)

29. Zeichnen Sie das F2-Molekül nach Niels Bohr. (2)

30. Zeichnen Sie die vollständige Strukturformel des Stickstoff-Moleküls (mit allen Außenelektronen. Mit polaren Bindungen, falls vorhanden. Mit Teilladungen, falls vorhanden). (1)

31. Zeichnen Sie die vollständige Strukturformel des Ammoniak-Moleküls (mit allen Außenelektronen. Mit polaren Bindungen, falls vorhanden. Mit Teilladungen, falls vorhanden). (1)

32. Zeichnen Sie die vollständige Strukturformel des Methan-Moleküls (mit allen Außenelektronen. Mit polaren Bindungen, falls vorhanden. Mit Teilladungen, falls vorhanden). (1)

33. Zeichnen Sie die vollständige Strukturformel des Kohlenmonoxid-Moleküls (mit allen Außenelektronen. Mit polaren Bindungen, falls vorhanden. Mit Teilladungen, falls vorhanden). (1)

34. Zeichnen Sie die vollständige Strukturformel des Kohlendioxid-Moleküls (mit allen Außenelektronen. Mit polaren Bindungen, falls vorhanden. Mit Teilladungen, falls vorhanden). (1)

35. Zeichnen Sie die vollständige Strukturformel von Diwasserstoffsulfid (mit allen Außenelektronen. Mit polaren Bindungen, falls vorhanden. Mit Teilladungen, falls vorhanden). (1)

36. Zeichnen Sie die vollständige Strukturformel von Diwasserstoffoxid (mit allen Außenelektronen. Mit polaren Bindungen, falls vorhanden. Mit Teilladungen, falls vorhanden). (1)

37. H2S ist bei null Grad bereits gasförmig. H2O hingegen ist bis hundert Grad flüssig.

37.1. Zeichnen sie die vollständige Srukturformel der beiden Moleküle. (1 1/2)

37.2. Begründen Sie: Warum sind sich die beiden Moleküle im Bau ähnlich? (1)

37.3. Begründen Sie: Warum haben die beiden Moleküle so enorme Unterschiede in ihrem physikalischen Verhalten? (1 1/2)

38. Zeichnen Sie die vollständige Strukturformel von Kohlenmonoxid und von Kohlendioxid. (1 1/2)

Bringt man diese beiden Moleküle in ein elektrostatisches Feld, so reagieren sie unterschiedlich darauf.

Begründen Sie anhand des Baus Moleküle mit Fachworten, warum sich ein elektrostatisches Feld verschieden auf die beiden Moleküle auswirkt. (1 1/2)

39. Zeichnen Sie die vollständige Strukturformel von Methan und von Ammoniak. (1 1/2)

Bringt man diese beiden Moleküle in ein elektrostatisches Feld, so reagieren sie unterschiedlich darauf.

Begründen Sie anhand des Baus Moleküle mit Fachworten, warum sich ein elektrostatisches Feld verschieden auf die beiden Moleküle auswirkt. (1 1/2)

40. Zeichnen Sie die vollständige Strukturformel von Diwasserstoffsulfid und von Diwasserstoffoxid. (1 1/2)

Bringt man diese beiden Moleküle in ein elektrostatisches Feld, so reagieren sie unterschiedlich darauf.

Begründen Sie anhand des Baus der Moleküle mit Fachworten, warum sich ein elektrostatisches Feld verschieden auf die beiden Moleküle auswirkt. (1 1/2)

41. Nennen Sie mit Namen und Formel ein Beispiel für ein Molekül,

- das polare Atombindungen hat, aber kein Dipol ist

- das ein Dipol ist, aber keine Wasserstoffbrückenbindungen hat

- das unsymmetrisch gebaut ist, aber kein Dipol ist

- das ein Dipol mit Wasserstoffbrückenbindungen ist (3)

42. Warum wird ein Wasserstrahl von einem elektrostatisch geladenen Stab abgelenkt? (1)

Warum bewegt sich der Wasserstrahl nicht auf den elektrostatisch geladenen Stab zu, sondern beschreibt nur einen Bogen um ihn? (1 1/2)

Warum fällt der Wasserstrahl schließlich doch zu Boden? (1/2)

44. Welche Gemeinsamkeit gibt es zwischen dem Lösungsvorgang eines Salzes durch Wasser und der Ablenkung eines Wasserstrahls durch einen elektrostatisch geladenen Stab? Sie können mit Hilfe von zwei Skizzen arbeiten, die sie miteinander vergleichen, oder mit einem Text. (3)

45. Welche drei Kräfte bewirken einen Zusammenhalt zwischen Molekülen? (1)

Welche dieser drei Kräfte gibt bei den folgenden Stoffen - und welche Kraft spielt jeweils die Hauptrolle:

Benzin - Wasser - Wasserstoff - Schwefel - Kohlenmonoxid - Polyethylen-Plastik - Ammoniak ? (3)

46. Von welchen zwei Faktoren hängt die Van-der-Waals-Kraft zwischen Molekülen ab? (1)

Ordnen Sie die folgenden Moleküle nach steigenden Van-der-Waals-Kräften (Ihr Lösungsweg muß ersichtlich sein - dazu ist keine Lewis-Formel nötig, aber eine kleine Rechnung pro Molekül):

Jod - Wasserstoff - Wasser - Brom - Helium - Cyclohexan - Stickstoff - Diwasserstoffsulfid (2)

47. Jod ist fest bei Zimmertemperatur, Chlor ist gasförmig. Begründen Sie diesen Unterschied durch Vergleich der Bindungskräfte zwischen Jod- bzw- zwischen Chlor-Molekülen (Fachwort der Bindungskraft?). (2)

48. Um einzelne Wassermoleküle zu zerreißen, sind ca. 900 Grad Celsius erforderlich - da bilden sich Wasserstoff- und Sauerstoff- Moleküle nebeneinander.

Um den Zusammenhalt zwischen mehreren Wassermolekülen zu zerreißen, sind 100 Grad Celsius erforderlich - da werden sie gasförmig.

Was zerreißt bei 100 Grad Celsius, was zerreißt bei 900 Grad Celsius? (2)

49. Erläutern Sie, welche Kräfte zwischen Wassermolekülen wirken (mit Mengenangabe des Energiegehalts) - und welche Kraft innerhalb des Wassermoleküls wirkt. (3)

50. Warum benötigt Eis mehr Platz als flüssiges Wasser? (2)

51. Welche Kräfte und Formvorgaben bestimmen die Gestalt von Schneeflocken und Eisblumen? (3)

52. Warum finden sich im Frühjahr Schlaglöcher auf älteren Straßen? (3)

53. Warum ist unter der Eiskappe des Nordpols trotz Dauerkälte das Meer flüssig? (3)

54. Was bestimmt den Anteil, den Eisberge aus dem Wasser ragen? Und wo ragen Eisberge mehr aus dem Wasser: In einem Fluß oder im Meer? (3)

55. „Ich holte im Januar eine Sprudelflasche aus dem kalten Kofferraum. Der Sprudel darin schaukelte und war eindeutig flüssig. Als ich den Schraubverschluß wenig später öffnete, erstarrte der Sprudel in etwa zwanzig Sekunden in der Flasche zu Eis."

Erklären Sie diesen Vorgang so genau, wie Sie können. (3)

56. Was versteht man unter der „Dichteanomalie des Wassers" ? Nennen Sie drei Besonderheiten in Natur und Alltag, die es nur bei Wasser aufgrund seiner Dichteanomalie gibt. (3)

57. Läßt man Meerwasser sehr langsam verdunsten, findet man Schichten verschiedener Salzarten übereinander geordnet, nachdem alles Wasser verdunstet ist. Erklären Sie diesen Vorgang (Hilfsfragen: Bei welcher energetischen Situation wird ein Salz aus der Lösung heraus wieder fest? Wovon hängt es ab, ob ein Salz sich in Lösung befindet?). (4)

58. Zeichnen Sie die Hydrathülle eines gelösten Natrium-Ions. (2)

59. Zeichnen Sie die Hydrathülle eines gelösten Chlorid-Ions. (2)

60. Erklären Sie energetisch: Wann geht ein Salz in Lösung? (1)

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E   Klausurfragen nach 23 bis 30 Doppelstunden

Theorie

1. Erläutern Sie die energetischen Vorgänge bei der Lösung von Natriumhydroxid (NaOH) in Wasser.

2. Zeichnen Sie die Hydrathülle, wie sie sich um das Kation von Natriumhydroxid ausbil- det.

3. In 100 ml Wasser sind 10-4 OH-- Ionen. Was ist (Rechenweg!) der PH-Wert?

4. Schwefelsäure reagiert mit Wasser. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung. Versuchen Sie, die Endprodukte zu benennen.

5. Die anspruchsvolle Aufgabe: Ammoniakgas reagiert mit Chlorwasserstoff. Formulieren Sie die Reaktionsgleichung. Erläutern Sie mit Fachworten den von Ihnen genannten Reaktionsablauf.

6.1.Welche Farben zeigten unsere drei Indikatortypen bei

- Leitungswasser

- Essigessenz (eine schwache Säure)

- Salzsäure ?

Nennen Sie bei Ihrer Antwort die Namen der Indikatoren... (3)

6.2. Schließen Sie aus den von Ihnen genannten Indikatorfarben auf

- die Konzentration der Hydroxidionen bei Essigessenz (richtige Dimension!)

- den PH-Wert von Salzsäure (2)

8. Beschreiben Sie anhand einer Reaktionsgleichung eine basische Reaktion. (1)

7. Definieren Sie:

7.1. Was ist das Ionenprodukt? (2)

7.2. Was ist der PH-Wert? (1)

7.3. Was ist ein Reagenz? (1)

7.4. Was ist Phenolphthalein? Wie wirkt Phenolphthalein? (1)

7.5. Was ist eine Base? (1)

9. Bei einer basischen Reaktion stellt sich ein PH-Wert von 12 ein. Was wissen Sie anhand dieser Angabe über die Konzentration der Ionen im Wasser? Angabe des Rechenweges! (3)

Praxis

3. Überlegen und begründen Sie: Wird sich ein Unterschied im physikalischen Verhalten zeigen, je nachdem, ob Sie den Bürettenversuch mit destilliertem Wasser durchführen oder mit Wasser, in dem etwas Salz gelöst ist? Zur Lösung der Aufgabe gehört, daß Sie das Verhalten verschiedener Flüssigkeiten im Bürettenversuch begründen können und wissen, welcher Versuch damit gemeint ist.

4. Welche Farben (bis zu vier) zeigt der Universalindikator bei welchem PH?

9. Aus welchen physikalischen Gründen steigt das Wasser beim Springbrunnenversuch in den Rundkolben?

10. Erläutern Sie die chemischen Ursachen (Reaktionsgleichung), warum das Wasser beim Springbrunnenversuch in den Rundkolben steigt.

11. Erläutern Sie, warum bei unserem Springbrunnenversuch im Wasser der pneumatischen Wanne keine Rotfärbung auftrat, aber im Rundkolben.

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F  Zusammenfassende Hinweise vor einer späten Klausur:

Die drei Bindungstypen, Stichworte:

- Trennung im Periodensystem in Metalle, Übergangselemente und Nichtmetalle
- Klassische Regel Me + Me = Legierung, Me + NiMe = Salz, NiMe + NiMe = Atombindung
- Eigenschaften von Salzen (die hatten wir schon als Thema der letzten Klausur) im Vergleich zu Metallen und Atombindungen
- Eigenschaften von Metallen - zwei davon sind über die Atomrümpfe zu erklären, zwei über "Elektronengas", plus die Sache mit dem Magnetismus
- Trennung von Ionenbindung und Atombindung durch Elektronegativitätsdifferenz
- Polare und unpolare Atombindung; Moleküle, die Dipole sind; Moleküle mit Wasserstoffbrückenbindung und ihre Eigenschaft
- Drei schwache Bindungskräfte (VdWaals, Dipol, Wasserstoffbrückenbindung) neben den drei starken (Metall / Ion / Atom)
- Erklärung des "Bürettenversuches" (Ablenkung eines Wasserstrahls durch einen geladenen Glasstab, kaum bei Alkohol, gar nicht bei Benzin)
- Sondereigenschaften von Wasser, erklärt durch den Bau und die (starken) schwachen Bindungskräfte des Moleküls

PH-Wert, Stichworte:

- Wasser als neutraler Bezugspunkt bei PH-Werten, PH-Skala von 0 bis 14 rechnerisch, von 1 bis 13 tatsächlich
- Autoprotolyse des Wassers = selbstständiger Zerfall in Hydronium-Ion und Hydroxid-Ion
- Umrechnung von Konzentrationen in Mol/l von Hydronium-Ion und Hydroxid-Ion in PH-Werte
- Begründung, warum die PH-Skala vor 0 bzw. 14 endet
- Indikatoren für basische und sauere Lösungen: Universalindikator, Phenolphthalein - und deren Farben
- PH-Werte im Alltag: Säurschutzmantel der Haut, klassische Seife, Rohrreiniger, Zitrone / Yoghurt / Essig (was uns also schmeckt), Coca Cola.

   
Beispielklausur 4

1. Eine Lösung hat den PH 3. Wie hoch ist die Hydroxid-Ionen-Konzentration? Antworten Sie mit nachvollziehbarem Lösungsweg und korrekter Dimensionsangabe. (1)

2. H2CO3 , LiCl und Ca(OH)2 werden ins Wasser geworfen. Notieren Sie die Reaktionsgleichungen. (2)

3. Kalium (K) wird in Wasser geworfen, das Phenolphthalein enthält.

3.1. Was beobachten Sie? (zwei Dinge - 1 Punkt)

3.2. Begründen Sie sprachlich Ihre Beobachtung (Denken Sie auch an einfache Aussagen, z.B. ob da eine Base oder eine Säure entsteht - - welcher Typ von Element das Kalium ist - insgesamt 2 Punkte).

3.3. Schreiben Sie die Reaktionsgleichung des Vorgangs auf. Kennzeichnen Sie mit einem Pfeil, wo hier eine Protolyse stattfindet (1).

4. Definieren Sie: Was ist die Autoprotolyse des Wassers (sprachlich und als Gleichung) ? (1)

5. Begründen Sie möglichst vollständig: Warum steigt beim Springbrunnenversuch das Wasser in den Kolben? Warum läuft der Vorgang erst langsam, dann schnell ab? (3)

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