Informacja do zadań 1-4
Pierwszym skutecznym lekiem przeciw malarii była chinina, organiczny związek chemiczny o masie cząsteczkowej 324 u, który składa się z 74,07% masowych węgla, 7,41% masowych wodoru, 8,64% masowych azotu i 9,88% masowych tlenu. W temperaturze pokojowej chinina jest trudno rozpuszczalną w wodzie, białą, krystaliczną substancją o intensywnie gorzkim smaku. Związek ten rozpuszczalny jest m.in. w olejach, benzynie, etanolu i glicerynie. Ze względu na swój gorzki smak chinina znalazła zastosowanie w przemyśle spożywczym jako aromat. Dodawana jest do produktów spożywczych w postaci chlorowodorku chininy, soli dobrze rozpuszczalnej w wodzie. W Polsce za maksymalną dopuszczalną zawartość chlorowodorku chininy w napojach bezalkoholowych typu tonik (których podstawą jest woda) przyjęto 7,50 mg na każde 100 cm3 napoju, co w przeliczeniu na czystą chininę oznacza, że 100 cm3 tego napoju dostarcza konsumentowi 6,74 mg chininy.
Na podstawie: A. Czajkowska, B. Bartodziejska, M. Gajewska, Ocena zawartości chlorowodorku chininy w napojach bezalkoholowych typu tonik, „Bromatologia i chemia toksykologiczna”, XLV, 2012, 3, s. 433–438.
Zadanie 1
Na podstawie odpowiednich obliczeń ustal wzór empiryczny oraz rzeczywisty chininy.
Zadanie 2
Oblicz masę cząsteczki chininy w gramach.
Zadanie 3
W pewnym napoju typu tonik wykryto maksymalną dopuszczalną zawartość chlorowodorku chininy.
Podkreśl poprawne dokończenie zdania.
Masa cząsteczkowa chlorowodorku chininy jest większa od masy cząsteczkowej chininy o
A. 35,5 u.
B. 71 u.
C. 36,5 u.
D. 73 u.
Zadanie 4
Wpisz do tabeli literę P, jeżeli zdanie jest prawdziwe, lub literę F – jeśli jest fałszywe.
| Zdanie | P/F |
| 1. W temperaturze pokojowej chinina jest białą krystaliczną substancją o gorzkim smaku, rozpuszczalną w etanolu. | |
| 2. W celu uzyskania gorzkiego smaku napojów, których podstawą jest woda, dodawany jest do nich chlorowodorek chininy, ponieważ sól ta, w przeciwieństwie do chininy, jest dobrze rozpuszczalna w wodzie. | |
| 3. W 250 cm3 napoju typu tonik maksymalnie może być zawarte 18,75 mg chininy. |
Informacja do zadań 5-6
Reakcja syntezy amoniaku przebiega zgodnie z równaniem:
N2 (g) + 3H2 (g) ⇄ 2NH3 (g) ΔH = –92,4 kJ
Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2004, s. 648.
Zadanie 5
Oblicz, ile metrów sześciennych azotu odmierzonego w warunkach normalnych i ile kilogramów wodoru należy użyć do otrzymania 30,6 kg amoniaku, jeżeli reakcja syntezy amoniaku przebiega z wydajnością równą 30%
Zadanie 6
Początkowe stężenia substratów reakcji były równe cN2 = 2 mol · dm−3 , cH2 = 6 mol · dm−3 i przebiegała ona w reaktorze o objętości 1 dm3 w stałej temperaturze T.
Oblicz stężenia H2, N2 i NH3 po osiągnięciu stanu równowagi w temperaturze T, jeżeli ustalił się on po przereagowaniu 30% początkowej ilości wodoru.
Zadanie 7
Blaszkę miedzianą o masie 0,48 g roztworzono całkowicie w stężonym wodnym roztworze kwasu azotowego(V). Doświadczenie wykonano pod wyciągiem. Przebieg reakcji miedzi z kwasem azotowym(V) ilustruje poniższe równanie.
Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2 H2O
Oblicz, ile centymetrów sześciennych (w przeliczeniu na warunki normalne) gazu wydzieliło się w czasie opisanej reakcji.
Zadanie 8
Wzory soli można w sposób uproszczony przedstawić w postaci tlenkowej, na przykład wzór CaCO3 można przedstawić jako CaO · CO2.
Superfosfat podwójny jest nawozem, którego głównym składnikiem jest diwodorofosforan(V) wapnia o wzorze Ca(H2PO4)2, stosowanym do wzbogacania gleby w fosfor.
Na podstawie: K.H. Lautenschläger, W. Schröter, A. Wanninger, Nowoczesne kompendium chemii, Warszawa 2007, s. 460.
a) Zapisz wzór diwodorofosforanu wapnia w postaci wzoru tlenkowego.
b) Oblicz w procentach masowych zawartość P2O5 w tym związku chemicznym.
c) Dokończ zdanie, zaznaczając wniosek A lub B i jego uzasadnienie 1. lub 2.
Jako nawozu fosforowego używa się diwodorofosforanu(V) wapnia, a nie fosforanu(V) wapnia, ponieważ diwodorofosforan(V) wapnia
Zadanie 9
Jedną z laboratoryjnych metod otrzymywania tlenu jest termiczny rozkład chloranu(V) potasu przebiegający zgodnie z równaniem:
2KClO3 → 2KCl + 3O2
Oblicz objętość tlenu, w przeliczeniu na warunki normalne, powstałego z rozkładu 30,6 g chloranu(V) potasu, który zawierał 10% masowych zanieczyszczeń. Przyjmij, że wydajność reakcji była równa 80%.
Zadanie 10
Blaszkę z glinu o masie 10,80 g o odpowiednio przygotowanej powierzchni zanurzono w wodnym roztworze Cu(NO3)2, utrzymując odpowiednie pH tego roztworu. Po pewnym czasie stwierdzono, że powierzchnia blaszki znajdująca się w roztworze pokryła się różowym nalotem o metalicznym połysku, a barwa roztworu stała się mniej intensywna, turkusowa, ale roztwór pozostał klarowny i nie stwierdzono w nim wytrącenia żadnego osadu. Następnie blaszkę wyjęto z roztworu, osuszono i ponownie zważono. Jej masa wyniosła 12,17 g. Zaobserwowane zmiany pozwoliły stwierdzić, że w czasie doświadczenia zachodziła reakcja chemiczna, której przebieg opisuje równanie:
3Cu2+ + 2Al → 3Cu + 2Al3+
Oblicz, ile gramów miedzi wydzieliło się w czasie opisanego doświadczenia.
Informacja do zadań 11-15
Dimetyloglioksym jest związkiem organicznym o następującym wzorze:
Związek ten jest wykorzystywany w analizie chemicznej między innymi do wykrywania i określania ilości jonów niklu(II), z którymi tworzy trudno rozpuszczalny w wodzie osad dimetyloglioksymianu niklu(II) o różowym zabarwieniu. Reakcja ta przebiega zgodnie z równaniem:
Na podstawie: J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna 2. Chemiczne metody analizy ilościowej, Warszawa 1998, s. 179–181.
Zadanie 11
Napisz wzór sumaryczny dimetyloglioksymu.
Zadanie 12
Uzupełnij tabelę. Określ liczbę wiązań typu σ i typu π w cząsteczce dimetyloglioksymu oraz liczbę wolnych par elektronowych przy atomach tworzących tę cząsteczkę.
| Liczba wiązań typu σ | Liczba wiązań typu π | Liczba wolnych par elektronowych |
Zadanie 13
Uzupełnij tabelę, wpisując literę P, jeżeli zdanie jest prawdziwe, lub literę F – jeżeli jest fałszywe.
| Zdanie | P/F |
| 1. Dla wszystkich atomów węgla w cząsteczce dimetyloglioksymu należy przyjąć hybrydyzację typu sp2. | |
| 2. We wzorze dimetyloglioksymianu niklu(II) strzałkami zaznaczono wiązania koordynacyjne, a kropkami wiązania wodorowe. | |
| 3. W reakcji wytrącania dimetyloglioksymianu niklu(II) dimetyloglioksym jest kwasem Brønsteda, ponieważ jest dawcą protonów. |
Zadanie 14
Napisz konfigurację elektronową atomu niklu w stanie podstawowym, uwzględniając rozmieszczenie elektronów na podpowłokach, i przedstaw schemat klatkowy rozmieszczenia elektronów walencyjnych atomu tego pierwiastka chemicznego.
Zadanie 15
Aby wyznaczyć masę niklu w postaci jonów Ni2+ w próbce pewnego roztworu o objętości 100,00 cm3 , z próbki tej pobrano trzy równe porcje oznaczone numerami I–III o objętości 10,00 cm3 każda. Pobranie do analizy trzech, a nie jednej porcji badanego roztworu miało na celu zmniejszenie wpływu na wynik analizy błędów przypadkowych. Każdą porcję poddano niezależnie takim samym czynnościom laboratoryjnym, uzyskując wyniki, z których obliczono średnią arytmetyczną. Pobrane porcje wprowadzono do oddzielnych zlewek, zakwaszono, uzupełniono wodą destylowaną do objętości 50 cm3 i ogrzano do temperatury ok. 60 ºC. Następnie do każdej zlewki wprowadzono niewielki nadmiar alkoholowego roztworu dimetyloglioksymu i mieszając, dodano wodę amoniakalną w celu osiągnięcia odpowiedniego pH roztworu. We wszystkich naczyniach zaobserwowano wytrącenie różowego osadu. Osad otrzymany w każdej zlewce odsączono pod zmniejszonym ciśnieniem w uprzednio zważonych tyglach szklanych z porowatym dnem, które pełnią podwójną funkcję: sączka i tygla. Odsączone osady przemyto i wysuszono do stałej masy. W poniższej tabeli zestawiono wyniki pomiarów masy pustych tygli oraz tygli z osadem dla trzech porcji, które pobrano z badanego roztworu. Pomiary masy wykonano na wadze analitycznej z dokładnością do 0,1 mg.
Na podstawie: J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna 2. Chemiczne metody analizy ilościowej, Warszawa 1998, s. 179–181; T. Lipiec, Z.S. Szmal, Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej, Warszawa 1976, s. 330.
a) Uzupełnij tabelę, wpisując masę osadów dla trzech porcji badanego roztworu oraz średnią masę osadu.
b) Oblicz, ile gramów niklu w postaci jonów Ni2+ zawierała próbka 100,00 cm3 badanego roztworu, wykorzystując średnią masę osadu dimetyloglioksymianu niklu(II). Masa molowa dimetyloglioksymianu niklu(II) jest równa 288,91 g ⋅ mol-1.
Błąd bezwzględny, jakim jest obarczony wynik analizy dla danej porcji, jest różnicą między tym wynikiem a wartością rzeczywistą, której nie znamy. Przyjmujemy, że odpowiada jej obliczona średnia arytmetyczna: 
, gdzie i oznacza numer porcji.
Błąd względny jest stosunkiem błędu bezwzględnego do wartości rzeczywistej wyrażonym w procentach. W tym przypadku nieznaną wartość rzeczywistą również zastępujemy średnią arytmetyczną:
c) Wskaż porcję (I, II albo III), dla której wynik analizy najbardziej odbiega od średniej masy niklu i oblicz błąd względny wyznaczenia masy niklu w postaci jonów Ni2+ w badanym roztworze opisaną metodą dla tej porcji.
Zadanie 16
Pierwiastek chemiczny X tworzy hydrat o wzorze XSO4 · 7H2O, którego 45,5% masy stanowi woda. Ustal masę molową pierwiastka X w zaokrągleniu do jedności.
Zadanie 17
Miedź tworzy kationy Cu+ oraz Cu2+.
a) Określ, ile elektronów i z jakiej podpowłoki albo podpowłok oddaje atom miedzi, tworząc kation Cu2+. Dokończ poniższe zdanie, wpisując liczbę elektronów i symbol odpowiedniej podpowłoki lub podpowłok.
Tworzenie kationu Cu2+ oznacza oddanie przez atom miedzi…………………………………………….
……………………………………………………………………………………………………………………………………
b) Uzupełnij poniższą tabelę, wpisując schemat klatkowy konfiguracji elektronów walencyjnych jonu Cu2+ w stanie podstawowym oraz wartości głównej liczby kwantowej n i pobocznej liczby kwantowej l dla niesparowanego elektronu w tym jonie.
| Schemat klatkowy elektronów walencyjnych | Główna liczba kwantowa n | Poboczna liczba kwantowa l |
|
Informacja do zadań 18-20
Liczba atomowa pewnego pierwiastka wynosi 26. W poniższej tabeli przedstawiono masy atomowe i zawartość procentową trwałych izotopów tego pierwiastka występujących w przyrodzie.
Na podstawie: J. Sawicka i inni, Tablice chemiczne, Gdańsk 2004, s. 202.
Zadanie 18
Uzupełnij poniższą tabelę. Wpisz symbol opisanego pierwiastka, symbol bloku konfiguracyjnego (energetycznego), do którego należy ten pierwiastek oraz stosując zapis pełny (podpowłokowy), konfigurację elektronową atomu (w stanie podstawowym) tego pierwiastka.
| Symbol pierwiastka | Symbol bloku konfiguracyjnego | Konfiguracja elektronowa |
Zadanie 19
Uzupełnij poniższe zdania. Wybierz i podkreśl właściwe określenie w każdym nawiasie tak, aby zdania były prawdziwe. Następnie wpisz odpowiednią liczbę odnoszącą się do opisanego pierwiastka lub wyjaśnij, dlaczego nie można określić danej wielkości.
1. Znając liczbę atomową pierwiastka, (można określić liczbę protonów / nie można określić liczby protonów) wchodzących w skład jądra atomu tego pierwiastka.
Liczba protonów lub wyjaśnienie: ……………………………………………………………………………….. .
2. Znając liczbę atomową pierwiastka, (można określić liczbę neutronów / nie można określić liczby neutronów) wchodzących w skład jądra atomu tego pierwiastka.
Liczba neutronów lub wyjaśnienie: ……………………………………………………………………………… .
3. Znając liczbę atomową pierwiastka, (można określić ładunek / nie można określić ładunku) jądra atomu tego pierwiastka.
Ładunek jądra atomu lub wyjaśnienie: ………………………………………………………………………….. .
4. Znając liczbę atomową pierwiastka, (można określić liczbę masową / nie można określić liczby masowej) dowolnego izotopu tego pierwiastka.
Liczba masowa lub wyjaśnienie: ………………………………………………………………………………….. .
Zadanie 20
Oblicz średnią masę atomową opisanego pierwiastka.
Zadanie 21
Pierwiastek X leży w siódmej grupie i czwartym okresie układu okresowego. Pierwiastek ten tworzy jon prosty X2+. Wszystkie atomy pierwiastka X występujące w przyrodzie mają liczbę masową równą 55.
a) Napisz skróconą konfigurację elektronową jonu X2+ w stanie podstawowym.
b) Określ i wpisz do tabeli liczbę protonów i neutronów znajdujących się w jądrze atomu pierwiastka X oraz liczbę elektronów tworzących rdzeń atomu tego pierwiastka.
| Liczba cząstek elementarnych znajdujących się w jądrze atomu X | Liczba elektronów znajdujących się w rdzeniu atomu X |
Informacja do zadań 22-23
Zależnie od tego, czy pierwiastek dąży do tworzenia jonów dodatnich, czy ujemnych, rozróżnia się pierwiastki elektrododatnie i elektroujemne. Pierwiastki elektroujemne mają wiele elektronów walencyjnych, a pobierając elektrony, tworzą jony ujemne o trwałej konfiguracji elektronowej. Pierwiastki elektrododatnie, oddając elektrony, tworzą jony dodatnie o trwałej konfiguracji.
Na podstawie: K.H. Lautenschläger, W. Schröter, A. Wanninger, Nowoczesne kompendium chemii, Warszawa 2007, s. 89.
Zadanie 22
a) Uzupełnij poniższe zdanie. Wybierz i podkreśl jedno określenie spośród podanych w każdym nawiasie tak, aby zdanie było prawdziwe.
Pierwiastek, którego atom w stanie podstawowym ma następującą konfigurację elektronową: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1, należy do bloku konfiguracyjnego (s/p/d), jest pierwiastkiem (elektrododatnim/elektroujemnym), a tlenek tego pierwiastka na VI stopniu utlenienia wykazuje właściwości (kwasowe/zasadowe/amfoteryczne).
b) Napisz wzór oraz skróconą konfigurację jonu w stanie podstawowym pierwiastka zidentyfikowanego w podpunkcie a) tego zadania, w którym pierwiastek ten przyjmuje stopień utlenienia równy II.
Zadanie 23
Atom pewnego pierwiastka ma w stanie podstawowym następującą konfigurację elektronową: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1
Tlenek i wodorotlenek tego pierwiastka, w których przyjmuje on pewien stopień utlenienia, wykazują właściwości amfoteryczne. Na tym stopniu utlenienia opisany pierwiastek występuje także w postaci jonów prostych.
a) Napisz wzór i skróconą konfigurację elektronową tego jonu prostego opisanego pierwiastka.
b) Podaj wartość głównej liczby kwantowej n i wartość pobocznej liczby kwantowej l opisujących stan dowolnego niesparowanego elektronu walencyjnego w tym jonie.
Zadanie 24
Poniżej przedstawiono konfigurację elektronową atomów w stanie podstawowym wybranych metali należących do 1. grupy układu okresowego pierwiastków. Metale te oznaczono numerami I, II i III.
I: 1s2 2s1 II: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 III: 1s2 2s2 2p6 3s1
Pierwsza energia jonizacji to energia, jaką należy dostarczyć, aby oderwać elektron
od obojętnego atomu.
a) Zaznacz poprawne dokończenie zdania.
Najmniejszą pierwszą energię jonizacji ma atom pierwiastka oznaczonego numerem
A. I, ponieważ jego elektron walencyjny jest najmniej oddalony od jądra atomowego.
B. I, ponieważ ma obsadzone elektronami tylko dwie powłoki elektronowe.
C. II, ponieważ jego elektron walencyjny jest najbardziej oddalony od jądra atomowego.
D. III, ponieważ ma najmniejszą elektroujemność.
b) Określ liczbę elektronów w rdzeniu atomu metalu oznaczonego numerem III.
c) Napisz wzór sumaryczny związku metalu oznaczonego numerem II z chlorem i określ charakter wiązania chemicznego (jonowe, kowalencyjne niespolaryzowane, kowalencyjne spolaryzowane), które w tym związku występuje.
Zadanie 25
Zapisz pełną konfigurację elektronową atomu chromu w stanie podstawowym.
Zadanie 26
Podaj liczbę elektronów walencyjnych atomu chromu w stanie podstawowym, obsadzających wyłącznie powłokę elektronową opisaną główną liczbą kwantową n=3.
Zadanie 27
Podaj wartość pobocznej liczby kwantowej l dla jednego z elektronów walencyjnych atomu chromu, obsadzających najdalej położoną od jądra atomu powłokę elektronową.
Informacja do zadań 28-31
Jądra atomowe, w których stosunek liczby neutronów do liczby protonów przekracza znacznie wartość 1, ulegają przemianom nazywanym promieniotwórczymi. W przemianach tych zachowana jest zarówno masa, jak i ładunek elektryczny, a produktami tych przemian mogą być: jądra 42He nazywane cząstkami α, elektrony nazywane cząstkami β– , jądra innych pierwiastków, a także neutrony. Cząstki niebędące składnikami jądra atomowego powstają na skutek przemian zachodzących pomiędzy nukleonami, czyli cząstkami tworzącymi jądro atomu. Wielkością charakteryzującą przemiany promieniotwórcze jest okres półtrwania jądra pierwiastka aktywnego promieniotwórczo, zdefiniowany jako czas, po którym pozostaje połowa liczby aktywnych jąder tego pierwiastka. Przykładem pierwiastka ulegającego przemianom promieniotwórczym jest pluton. Izotop plutonu 23994Pu, jako produkt przemiany zachodzącej z emisją cząstki β– izotopu neptunu o liczbie masowej równej 239, po raz pierwszy został wyodrębniony w 1941 r. przez grupę badaczy McMillana i Seaborga. Ta sama grupa badawcza odkryła go w 1942 r. w rudach uranu w ilości około 10–9 %. Izotop ten jest uważany za najtrwalszy produkt rozpadu izotopu uranu o liczbie masowej równej 238.
Na podstawie: A. Czerwiński, Energia jądrowa i promieniotwórczość, Warszawa 1998, s. 50–51, 106–107.
Zadanie 28
Poniżej przedstawiono równanie przemiany przeprowadzonej przez McMillana i Seaborga.
23892U + 21H → 2AZX + 23893Np
W równaniu tym symbolem X oznaczono cząstkę, która – obok izotopu 23893Np – jest produktem tej przemiany.
Ustal wartość liczby atomowej Z i wartość liczby masowej A cząstki X oraz podaj jej nazwę.
Zadanie 29
Uzupełnij tekst tak, aby powstały zdania prawdziwe, wpisując w odpowiedniej formie gramatycznej określenia wybrane spośród podanych poniżej.
proton, elektron, neutron, dodatni, obojętny, ujemny, większy, mniejszy
Podczas przemiany promieniotwórczej przeprowadzonej przez zespół McMillana i Seaborga w 1941 r. izotop plutonu o liczbie masowej równej 239
otrzymano w wyniku rozpadu β– izotopu neptunu o liczbie masowej równej 239. W trakcie tej przemiany zostaje wyemitowany …………………………………………, czyli cząstka o ……………………… ładunku i masie równej 9,11 · 10–31 kg. Liczba neutronów zawartych w jądrze otrzymanego izotopu jest o 1 …………….……………….. od liczby neutronów
zawartych w jądrze izotopu wyjściowego.
Zadanie 30
Wyjaśnij, dlaczego podczas przemiany promieniotwórczej zaobserwowanej przez zespół McMillana i Seaborga w 1941 r. doszło do emisji cząstki, która nie jest składnikiem jądra atomowego. Dlaczego przemianę tę nazywamy przemianą jądrową?
Zadanie 31
Okres półtrwania τ1/2 izotopu 23893 Np otrzymanego przez McMillana i Seaborga wynosi 50 h 48 min 28 s. Masa próbki tego izotopu neptunu po 16,936 dniach od zakończenia eksperymentu wyniosła 526 ng.
Oblicz początkową masę próbki izotopu 23893 Np otrzymanej przez grupę amerykańskich badaczy. Wynik podaj w mikrogramach w zaokrągleniu do jedności.
Zadanie 32
W teorii orbitali molekularnych powstawanie wiązań chemicznych typu σ lub π wyjaśnia się, stosując do opisu tych wiązań orbitale cząsteczkowe odpowiedniego typu (σ lub π), które można utworzyć w wyniku właściwego nakładania odpowiednich orbitali atomowych atomów tworzących cząsteczkę. Na poniższych schematach zilustrowano powstawanie orbitali cząsteczkowych.
Na podstawie: K.H. Lautenschläger, W. Schröter, A. Wanninger, Nowoczesne kompendium chemii, Warszawa 2007, s. 111–120.
Dane są cząsteczki: Cl2, H2, HF.
Ustal, nakładanie jakich orbitali atomowych (s czy p) obu atomów należy koniecznie uwzględnić, aby wyjaśnić tworzenie wiązań w cząsteczkach o podanych powyżej wzorach. W tym celu przyporządkuj każdemu wzorowi odpowiedni numer schematu.
Zadanie 33
Na poniższych rysunkach przedstawiono schemat oddziaływania orbitali zhybrydyzowanych atomów węgla i orbitali 1s atomów wodoru, w którego wyniku powstają wiązania chemiczne w cząsteczkach pewnych węglowodorów.
Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2011, s. 157.
a) Wypełnij tabelę, wpisując literę P, jeżeli zdanie jest prawdziwe, lub literę F – jeżeli jest fałszywe.
| Zdanie | P/F |
| 1. Rysunek I przedstawia przestrzenne rozmieszczenie wiązań chemicznych w cząsteczce, w której każdy atom węgla ma hybrydyzację sp3. | |
| 2. Rysunek II przedstawia przestrzenne rozmieszczenie wiązań chemicznych w cząsteczce, w której każdy atom węgla ma hybrydyzację sp. | |
| 3. Odległość między jądrami atomu węgla w cząsteczce, której kształt przedstawiono na rysunku I, jest mniejsza niż odległość między jądrami atomu węgla w cząsteczce, której kształt przedstawiono na rysunku II. |
b) Wypełnij tabelę, wpisując liczbę wiązań σ i liczbę wiązań π w cząsteczkach, których kształt przedstawiono na rysunkach I i II.
| Numer rysunku | Liczba wiązań σ | Liczba wiązań π |
| I | ||
| II |
Informacja do zadań 34-35
Na rysunkach przedstawiono przestrzenne rozmieszczenie wiązań chemicznych tworzonych przez orbitale zhybrydyzowane atomów węgla w cząsteczkach dwóch węglowodorów. Punktami schematycznie oznaczono położenie środków atomów połączonych tymi wiązaniami, linią ciągłą – osie wiązań, a linią przerywaną – kontury figury geometrycznej, w której narożach znajdują się atomy otaczające atom centralny. Hybrydyzacja polegająca na wymieszaniu 1 orbitalu s oraz 3 orbitali p daje hybrydyzację tetraedryczną ze względu na skierowanie orbitali zhybrydyzowanych ku narożom tetraedru. Wymieszanie 1 orbitalu s oraz 2 orbitali p daje hybrydyzację trygonalną. Wiązania utworzone za pomocą tych orbitali leżą w tej samej płaszczyźnie, a kąty pomiędzy nimi wynoszą 120°.
Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2011, s. 151, 152, 155,156.
Zadanie 34
Uzupełnij poniższe zdania. Wybierz i podkreśl jedno określenie spośród podanych w każdym nawiasie tak, aby zdania były prawdziwe.
1. Rysunek I przedstawia przestrzenne rozmieszczenie wiązań chemicznych tworzonych przez orbitale zhybrydyzowane atomów węgla w cząsteczkach (metanu/etenu/etynu), a rysunek II – w cząsteczkach (metanu/etenu/etynu).
2. W cząsteczce węglowodoru, której strukturę przedstawia rysunek I, (występuje/
nie występuje) wiązanie typu π, dlatego węglowodór ten ulega reakcjom (substytucji/addycji) i (powoduje odbarwienie /nie powoduje odbarwienia) wody bromowej.
Zadanie 35
a) Spośród odczynników wymienionych poniżej wybierz wszystkie te, które pozwolą na odróżnienie węglowodoru o strukturze przestrzennej przedstawionej na rysunku I od węglowodoru o strukturze przedstawionej na rysunku II.
Br2 (aq), KMnO4 (aq), świeżo wytrącony Cu(OH)2 , KOH (aq) i roztwór fenoloftaleiny
b) Napisz, jakie zmiany możliwe do zaobserwowania podczas reakcji każdego wybranego odczynnika z węglowodorami o strukturach przedstawionych na rysunkach I i II, pozwalają na odróżnienie tych węglowodorów.
c) Uzasadnij swój wybór odczynników, pisząc odpowiednie równania reakcji.
Zadanie 36
Dwa pierwiastki X i Y tworzą związek chemiczny, w którego cząsteczkach atom pierwiastka X jest atomem centralnym, a wszystkie połączone z nim atomy pierwiastka Y są równocenne. Pierwiastek X znajduje się w 13. grupie układu okresowego pierwiastków chemicznych, w rdzeniu atomowym ma 2 elektrony. Pierwiastek Y znajduje się w 3. okresie i jego atom tworzy trwały jon prosty o wzorze Y−.
a) Napisz wzór sumaryczny związku pierwiastka X i Y, podaj typ hybrydyzacji (sp, sp2, sp3 ) atomu pierwiastka X w cząsteczce tego związku oraz określ budowę przestrzenną (liniowa, trójkątna, tetraedryczna) tej cząsteczki.
b) Określ charakter wiązania chemicznego (jonowe, kowalencyjne niespolaryzowane, kowalencyjne spolaryzowane) występującego w opisanym związku.
c) Określ stosunek masowy i stosunek molowy pierwiastka X do pierwiastka Y w opisanym związku chemicznym.
Zadanie 37
Cząsteczka arsenowodoru AsH3 ma kształt piramidy o podstawie trójkąta równobocznego, w którego narożach znajdują się środki atomów wodoru.
Napisz wzór elektronowy cząsteczki arsenowodoru, zaznaczając kreskami wiązania chemiczne i wolne pary elektronowe. Określ typ hybrydyzacji atomu arsenu w cząsteczce tego związku chemicznego.
Zadanie 38
Witamina A to zbiorcza nazwa organicznych związków chemicznych z grupy retinoidów pełniących w organizmie funkcję niezbędnego składnika pokarmowego. Podstawową formą, w jakiej występuje witamina A, jest retinol, czyli cząsteczka o następującym wzorze:
Podaj liczbę atomów węgla o typie hybrydyzacji sp2 występujących w cząsteczce retinolu.
Informacja do zadań 39-40
Żelazo tworzy jony proste Fe2+ i Fe3+. Jony te ulegają w roztworach wodnych hydratacji, przyłączając 4 lub 6 cząsteczek wody. Najbardziej pospolitymi kompleksami kationowymi żelaza są heksaakwakompleksy występujące między innymi w roztworach soli żelaza(II) i żelaza(III). Jony te wykazują słabe właściwości kwasowe:
I [Fe(H2O)6]2+ + H2O ⇄ [Fe(H2O)5(OH)]+ + H3O+ K=10−9,5
II [Fe(H2O)6]3+ + H2O ⇄ [Fe(H2O)5(OH)]2+ + H3O+ K=10−3,05
Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2004, s. 934.
Zadanie 39
Określ, które jony – żelaza(II) czy żelaza(III) – wykazują słabsze właściwości kwasowe i uzasadnij swoją odpowiedź.
Zadanie 40
Dla przemiany oznaczonej numerem II napisz wzory kwasów i zasad, które zgodnie z teorią Brønsteda tworzą sprzężone pary.
Informacja do zadań 41-42
Reakcja syntezy amoniaku przebiega zgodnie z równaniem:
N2 (g) + 3H2 (g) ⇄ 2NH3 (g) ΔH = –92,4 kJ
Na położenie stanu równowagi tej reakcji wpływ mają temperatura i ciśnienie.
W poniższej tabeli przedstawiono równowagowe zawartości amoniaku (w procentach objętościowych) w stechiometrycznej mieszaninie azotu i wodoru pod różnym ciśnieniem i w różnych temperaturach.
Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2004, s. 649.
Zadanie 41
a) Dokonaj analizy danych zawartych w tabeli i uzupełnij poniższe zdanie. Podkreśl właściwe określenie w każdym nawiasie.
Po ustaleniu się stanu równowagi ilość amoniaku w układzie jest tym większa,
im (niższa/wyższa) jest temperatura oraz im (niższe/wyższe) jest ciśnienie.
b) Uzasadnij na podstawie reguły przekory Le Chateliera zmianę zawartości amoniaku w stechiometrycznej mieszaninie azotu i wodoru w zależności od ciśnienia i temperatury.
Zadanie 42
Zależność wiążąca wszystkie parametry określające stan gazowy materii, czyli podająca zależność pomiędzy ciśnieniem (p), objętością (V), temperaturą (T) oraz liczbą moli gazu (n) zwana jest równaniem stanu gazu doskonałego lub równaniem Clapeyrona. Równanie ma postać:
p · V = n · R · T
R oznacza uniwersalną stałą gazową. Wartość R odczytaną z zestawu Wybranych wzorów i stałych fizykochemicznych na egzamin maturalny z biologii, chemii i fizyki można używać w równaniu Clapeyrona, jeżeli p wyrażone jest w paskalach, V w metrach sześciennych, n w molach i T w kelwinach.
Oblicz, ile moli amoniaku znajduje się w 2 m3 mieszaniny reakcyjnej w temperaturze 300°C i pod ciśnieniem 10 MPa (107 Pa) po ustaleniu stanu równowagi.
Zadanie 43
Do kolby, w której znajdowało się 990 cm3 świeżo destylowanej wody, dodano 10 cm3 kwasu solnego o stężeniu 1 mol⋅dm−3.
Przeczytaj poniższy tekst. Zaznacz odpowiedź A, B, C albo D, w której podano poprawne uzupełnienie luk 1. i 2.
Przed dodaniem kwasu solnego pH świeżo destylowanej wody było równe 7. Po dodaniu kwasu pH 1. ___. W stosunku do wartości początkowej stężenie jonów wodorowych 2. ___ .
Zadanie 44
Przeprowadzono dwa doświadczenia A i B zilustrowane poniższymi rysunkami. W każdej probówce znajdowały się kawałki blaszki cynkowej o masie 1 g i jednakowym stopniu rozdrobnienia.
a) Podaj numer probówki, w której w doświadczeniu A i w doświadczeniu B szybkość reakcji była większa. Uzasadnij swój wybór.
Reakcja kwasu octowego z cynkiem przebiega zgodnie z równaniem:
Zn + 2CH3COOH → (CH3COO)2Zn + H2
b) Wykonując obliczenia, sprawdź, czy 10 cm3 roztworu CH3COOH o stężeniu molowym równym 0,1 mol · dm−3 wystarczy do roztworzenia 1 g cynku.
Zadanie 45
Reakcja wodoru z jodem w fazie gazowej przebiega zgodnie z równaniem:
H2 (g) + I2 (g) ⮂ 2HI (g) ΔH > 0
Do zamkniętego reaktora wprowadzono wodór i pary jodu, uzyskując stężenie początkowe wodoru równe 1,5 mol · dm−3 , a jodu 1,0 mol · dm−3 i utrzymując stałą temperaturę. Szybkość reakcji chemicznej zależy od stężenia substratów. Równanie kinetyczne opisujące tę zależność dla syntezy jodowodoru ma postać: v = k ⋅ cH2 ⋅ cI2,
gdzie v jest szybkością reakcji, k jest stałą szybkości reakcji, która nie zależy od stężeń substratów, a cH2 i cI2 oznaczają stężenia substratów reakcji.
a) Wykonując obliczenia, określ, jak zmieni się (wzrośnie czy zmaleje) i ile razy szybkość tej reakcji po przereagowaniu 50% początkowej ilości jodu w stosunku do szybkości początkowej.
b) Oceń, jak zmieni się wydajność tworzenia jodowodoru (wzrośnie, zmaleje, nie zmieni się), jeżeli w reaktorze, w którym ustaliła się równowaga tej reakcji:
1) tylko wzrośnie temperatura układu.
2) tylko zmaleje ciśnienie wewnątrz reaktora.
3) tylko zwiększy się ilość jodu.
Zadanie 46
Reakcja tlenku węgla(IV) z wodorem w fazie gazowej przebiega zgodnie z równaniem:
H2 (g) + CO2 (g) ⮂ CO (g) + H2O (g)
Do zamkniętego reaktora o objętości 2 dm3 , w którym utrzymywano stałą temperaturę, wprowadzono 6 moli H2 i 4 mole CO2. Stan równowagi ustalił się, gdy powstało po 2 mole produktów.
Oblicz stężenia wodoru i tlenku węgla(IV) po ustaleniu się stanu równowagi oraz stężeniową stałą równowagi tej reakcji w temperaturze, która panowała w reaktorze.
Informacja do zadań 47-52
Stężeniowa stała równowagi reakcji przebiegającej zgodnie z równaniem:
w temperaturze 800 K wynosi 0,24.
Do zamkniętego reaktora o stałej objętości wprowadzono 2 mole CO2 i 2 mole H2.
W reaktorze, w którym utrzymywano temperaturę 800 K, ustalił się stan równowagi opisanej reakcji.
Na podstawie: W. Mizerski, Tablice chemiczne, Warszawa 1997, s. 144.
Zadanie 47
Napisz wyrażenie na stałą równowagi opisanej reakcji.
Zadanie 48
Oblicz, jaki procent początkowej liczby cząsteczek CO2 i H2 uległ przekształceniu w CO i H2O.
Zadanie 49
Zaznacz wykres, który ilustruje zmiany liczby moli CO2 w reaktorze od momentu zapoczątkowania reakcji do osiągnięcia przez układ stanu równowagi.
Zadanie 50
Określ, czy zmniejszenie o połowę objętości zamkniętego reaktora, do którego wprowadzono 2 mole CO2 i 2 mole H2 , spowoduje w temperaturze 800 K wzrost wydajności tworzenia CO i H2O w wyniku tej reakcji. Odpowiedź uzasadnij.
Zadanie 51
Określ, czy w temperaturze 400 K stężeniowa stała równowagi opisanej reakcji jest większa, czy mniejsza od 0,24. Odpowiedź uzasadnij.
Zadanie 52
Do reaktora, w którym ustalił się stan równowagi opisanej reakcji w temperaturze 400 K, wprowadzono stały bezwodny chlorek wapnia. Związek ten jest substancją silnie higroskopijną. Temperatura topnienia chlorku wapnia wynosi 1048 K.
Oceń, czy wprowadzenie chlorku wapnia do reaktora wpłynęło na wydajność tworzenia CO i H2O w opisanej reakcji. Odpowiedź uzasadnij.
Informacja do zadań 53-54
Dysocjacja kwasu ortoarsenowego(V) w roztworach wodnych przebiega trójstopniowo.
Podane wartości stałych dysocjacji odnoszą się do temperatury 25 ºC.
Na podstawie: F. Cotton, G. Wilkinson, P. Gaus, Chemia nieorganiczna, Warszawa 2002.
Zadanie 53
Napisz wzór jonu, którego stężenie w roztworze wodnym kwasu ortoarsenowego(V) jest największe i wzór jonu, którego stężenie w tym roztworze jest najmniejsze.
Zadanie 54
Wpisz do tabeli literę P, jeżeli zdanie jest prawdziwe, lub literę F – jeżeli jest fałszywe.
| Zdanie | P/F |
| 1. W etapie II anion diwodoroortoarsenianowy(V) pełni rolę zasady Brønsteda, ponieważ przyłącza proton pochodzący z cząsteczki wody. | |
| 2. W etapie III kation hydroniowy pełni rolę zasady Brønsteda, ponieważ przyłącza proton pochodzący z anionu monowodoroortoarsenianowego(V). | |
| 3. W etapie III anion monowodoroortoarsenianowy(V) pełni rolę kwasu Brønsteda, ponieważ jest donorem protonu dla cząsteczki wody. |
Informacja do zadań 55-56
W dwóch probówkach znajdowało się po 8 cm3 wodnego azotanu(V) srebra o stężeniu 0,1 mol · dm−3. Do probówki I dodano taką objętość wodnego roztworu chlorku sodu, która zawierała 29,25 mg NaCl, a do probówki II dodano 3 cm3 wodnego roztworu chlorku glinu o stężeniu 0,2 mol · dm−3. Przebieg doświadczenia zilustrowano poniższym schematem.
W obu probówkach zaszła reakcja chemiczna, którą można przedstawić za pomocą równania:
Ag+ + Cl− → AgCl↓
Zadanie 55
Napisz w formie cząsteczkowej równania reakcji zachodzących w probówkach I i II.
Zadanie 56
a) Wykonaj odpowiednie obliczenia i oceń, czy w obu probówkach nastąpiło całkowite strącenie jonów Ag+ w postaci osadu.
b) Oblicz masę osadu AgCl wydzielonego w probówce I.
Zadanie 57
Iloczyn rozpuszczalności KSO trudno rozpuszczalnej soli to iloczyn stężeń (podniesionych do odpowiednich potęg) jonów tworzących tę sól w stanie równowagi w nasyconym roztworze tej soli. Dla soli typu AB, której dysocjacja przebiega zgodnie z równaniem:
AB ⇄ A2+ + B2−
iloczyn rozpuszczalności KSO = [A2+] · [B2−]. Jeżeli w roztworze będą obecne jony A2+ oraz B2− i wartość iloczynu ich stężeń będzie mniejsza od wartości iloczynu rozpuszczalności soli AB, to osad tej soli nie wytrąci się. Strącenie osadu nastąpi wtedy, gdy zostanie przekroczona wartość iloczynu rozpuszczalności.
Iloczyn rozpuszczalności KSO siarczanu(VI) baru w temperaturze T wynosi:
KSO = [Ba2+]·[SO42−] = 1,08 · 10−10
Na podstawie: J. Sawicka i inni, Tablice chemiczne, Gdańsk 2004, s. 221.
Uzupełnij poniższe zdanie. Wybierz i podkreśl jedno określenie spośród podanych w każdym nawiasie tak, aby zdanie było prawdziwe.
W temperaturze T (może/nie może) istnieć roztwór, w którym iloczyn stężeń kationów baru i anionów siarczanowych(VI) jest równy 1,08 · 10–7 , ponieważ wartość ta jest (mniejsza/większa) od wartości iloczynu rozpuszczalności siarczanu(VI) baru w temperaturze T.
Zadanie 58
W trzech nieoznakowanych zlewkach umieszczono osobno jednakowe objętości wody, kwasu solnego oraz wodnego roztworu wodorotlenku sodu. Wiadomo ponadto, że stężenia użytego kwasu oraz wodnego roztworu wodorotlenku były jednakowe i równe 0,01 mol · dm–3 .
Oceń, czy za pomocą fenoloftaleiny (zakres pH zmiany barwy: 8,2–10) jako wskaźnika pH oraz możliwości mieszania ze sobą zawartości poszczególnych naczyń, możliwe jest jednoznaczne ustalenie zawartości zlewek. Jeśli uznasz, że jest to możliwe, opisz sposób wykonania takiego doświadczenia oraz podaj obserwacje, które pozwolą na identyfikację zawartości naczyń. Jeśli natomiast uznasz, że takiej możliwości nie ma, przytocz odpowiednie argumenty.
Zadanie 59
Po zmieszaniu 200 cm3 kwasu solnego o pH = 1 i 100 cm3 zasady sodowej o stężeniu molowym równym 0,1 mol · dm–3 przebiegła reakcja opisana równaniem:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Objętość powstałego roztworu była sumą objętości roztworów wyjściowych.
Oblicz wartość pH otrzymanego roztworu. Nie zaokrąglaj obliczonych wyników pośrednich. Wynik końcowy podaj z dokładnością do drugiego miejsca po przecinku.
Zadanie 60
Przygotowano roztwory wodne o stężeniu molowym równym 0,1 mol · dm−3 następujących substancji: NaOH, HCl, Ba(OH)2 , H2SO4 , a następnie przeprowadzono 2 reakcje zobojętniania zgodnie z równaniami:
I NaOH + HCl → NaCl + H2O
II Ba(OH)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2H2O
Podczas dodawania porcjami kwasu solnego do roztworu wodorotlenku sodu (reakcja I) i roztworu kwasu siarkowego(VI) do roztworu wodorotlenku baru (reakcja II) mierzono przewodnictwo elektryczne roztworu. Moment, w którym przewodnictwo elektryczne roztworu jest najmniejsze, to punkt zobojętnienia.
Na podstawie: J. Sawicka i inni, Tablice chemiczne, Gdańsk 2008, s. 178.
a) Napisz w formie jonowej równania przeprowadzonych reakcji.
b) Dokończ zdanie, zaznaczając wniosek A lub B i jego uzasadnienie 1. lub 2.
Porównując stężenia molowe jonów w momencie zobojętnienia obu reakcji, można stwierdzić, że w roztworze otrzymanym w reakcji I łączna liczba moli wszystkich obecnych w roztworze jonów jest
Zadanie 61
W czterech zlewkach przygotowano w temperaturze 293 K po 100 g roztworów czterech soli o stężeniu 10% masowych. Następnie do każdej zlewki dosypano po 10 g tych samych soli, utrzymując temperaturę 293 K – zgodnie z poniższym rysunkiem.
Rozpuszczalność tych soli w wodzie w temperaturze 293 K podano w poniższej tabeli.
Na podstawie: J. Sawicka i inni, Tablice chemiczne, Gdańsk 2008, s. 222.
a) Dla zlewek I, II i III wykonaj obliczenia i podaj numery tych zlewek, w których otrzymano roztwory nienasycone.
b) Oblicz stężenie (wyrażone w procentach masowych) roztworu, który otrzymano w zlewce oznaczonej numerem IV.
Zadanie 62
Zadanie 63
Do probówek z wodą wprowadzono sześć różnych substancji zgodnie z poniższym
rysunkiem:
Następnie zawartość każdej probówki energicznie wymieszano i zanurzono w niej
uniwersalny papierek wskaźnikowy.
a) Dokończ poniższe zdania, wpisując numery odpowiednich probówek.
1. Uniwersalny papierek wskaźnikowy zabarwił się na niebiesko po zanurzeniu w roztworach znajdujących się w probówkach ……………….. .
2. Uniwersalny papierek wskaźnikowy nie zmienił zabarwienia po zanurzeniu w roztworach znajdujących się w probówkach: ……………….. .
3. Reakcja hydrolizy zaszła w roztworach znajdujących się w probówkach: ……………….. .
Papierek uniwersalny zanurzony w roztworze znajdującym się w probówce III zabarwił się na różowo.
b) Napisz w formie jonowej skróconej równanie reakcji, której efektem była zmiana zabarwienia papierka uniwersalnego po zanurzeniu w roztworze znajdującym się w probówce III.
Zadanie 64
Zmieszano 200,00 cm3 technicznego kwasu solnego o stężeniu 30,00% (wyrażonym w procentach masowych) i 200,00 cm3 wody destylowanej.
Na wykresie przedstawiono zależność gęstości kwasu solnego od jego stężenia procentowego.
Na podstawie: J. Sawicka i inni, Tablice chemiczne, Gdańsk 2001, s. 225.
a) Oblicz stężenie procentowe (w procentach masowych) otrzymanego kwasu solnego. Przyjmij, że gęstość wody wynosi 1,00 g · cm–3 .
b) Oblicz stężenie molowe otrzymanego kwasu solnego. Przyjmij, że objętość tego roztworu jest sumą objętości kwasu solnego technicznego i wody.
Informacja do zadań 65-66
Kolorymetria jest metodą stosowaną w analizie chemicznej. Dzięki niej można określić stężenie barwnego roztworu badanej substancji. Metoda ta wykorzystuje zjawisko pochłaniania przez barwny roztwór promieniowania elektromagnetycznego o określonej długości fali z zakresu światła widzialnego. Im większe jest stężenie badanej substancji w roztworze, w tym większym stopniu roztwór ten pochłania promieniowanie, a więc osłabia natężenie promieniowania przepuszczanego przez roztwór. Osłabienie to można zmierzyć, a jego miarą jest wielkość zwana absorbancją. Jeżeli serię pomiarów absorbancji roztworów badanej substancji w danym rozpuszczalniku przeprowadza się w tych samych warunkach, umieszczając próbki roztworów w identycznych naczynkach, wartości absorbancji zależą tylko od stężenia tych roztworów.
Jednym z zastosowań metody kolorymetrycznej jest oznaczanie stężenia jonów żelaza(III), które z jonami tiocyjanianowymi SCN– tworzą jony kompleksowe [Fe(SCN)]2+. Jony te obecne w roztworze wodnym nadają mu intensywne krwistoczerwone zabarwienie, umożliwiające wykrycie nawet śladowych ilości żelaza.
W celu wyznaczenia zawartości żelaza w postaci jonów żelaza(III) w badanym roztworze przeprowadzono opisane poniżej doświadczenie. Wykonano pomiar absorbancji A trzech wodnych roztworów o znanym stężeniu jonów [Fe(SCN)]2+, umieszczając je w identycznych naczynkach. Wyniki pomiarów zestawiono w tabeli.
Próbkę 10,00 cm3 badanego roztworu umieszczono w kolbie miarowej o pojemności 50,00 cm3 i do kolby dodano w nadmiarze bezbarwny wodny roztwór tiocyjanianu potasu KSCN tak, aby powstał kompleks [Fe(SCN)]2+. Zawartość kolby dopełniono do kreski wodą destylowaną i dokładnie wymieszano. Następnie pobrano z niej próbkę i zmierzono jej absorbancję w takich samych warunkach, w jakich wykonano wcześniejszy pomiar absorbancji roztworów o znanym stężeniu. Zmierzona absorbancja A próbki badanego roztworu wyniosła 0,44.
Na podstawie: D.A. Skoog, D.M. West, F.J. Holler, S.R. Crouch, Podstawy chemii analitycznej, t. 2, Warszawa 2007, s. 301–302; A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2010, s. 963 .
Zadanie 65
Napisz w formie jonowej skróconej równanie reakcji powstawania jonów [Fe(SCN)]2+ w wyniku dodania roztworu tiocyjanianu potasu do roztworu badanego.
Zadanie 66
a) Narysuj wykres zależności absorbancji A roztworów o znanym stężeniu i oszacuj wartość stężenia jonów [Fe(SCN)]2+ w badanym roztworze.
b) Oblicz, ile mikrogramów (μg) żelaza w postaci jonów żelaza(III) zawierała początkowa próbka badanego roztworu o objętości 10 cm3.
Informacja do zadań 67-69
Zmieszano dwa roztwory wodne wodorotlenku potasu (roztwór A i roztwór B) i otrzymano roztwór C. Roztwór A o gęstości d = 1,1818 g · cm−3 otrzymano przez rozpuszczenie 40 g stałego KOH w 160 g wody. Roztwór B o gęstości 1,2210 g · cm−3 i stężeniu procentowym KOH 24% masowych miał objętość 500 cm3 .
Na podstawie: J. Sawicka i inni, Tablice chemiczne, Gdańsk 2001, s. 225.
Zadanie 67
Oblicz stężenie procentowe (w procentach masowych) roztworu C. Wynik podaj w zaokrągleniu do jedności.
Zadanie 68
Oblicz przybliżone stężenie molowe roztworu C. Wynik zaokrąglij do dwóch miejsc po przecinku. Przyjmij, że objętość roztworu C jest sumą objętości roztworów A i B.
Zadanie 69
Oblicz masę wody, jaką należy dodać do powstałego roztworu C, aby jego stężenie w procentach masowych osiągnęło wartość 10%. Wynik podaj w gramach i zaokrąglij do jedności.
Informacja do zadań 70-71
Przeprowadzono doświadczenie zilustrowane poniższym schematem.
Zbadano odczyn roztworu w każdej probówce przy użyciu uniwersalnego papierka
wskaźnikowego.
Zadanie 70
Uzupełnij tabelę, wpisując barwę uniwersalnego papierka wskaźnikowego po zanurzeniu w roztworze otrzymanym w każdej probówce oraz odczyn otrzymanego roztworu.
| Numer probówki | Barwa uniwersalnego papierka wskaźnikowego | Odczyn roztworu |
| I | ||
| II | ||
| III | ||
| IV |
Zadanie 71
Napisz w formie jonowej skróconej równania reakcji chemicznych, które zaszły w probówkach I, II, III, IV lub zaznacz, że reakcja nie zaszła.
| Numer probówki | Równanie reakcji chemicznej w formie jonowej skróconej |
| I | |
| II | |
| III | |
| IV |
Informacja do zadań 72-73
AxBy (stały) ⇄ xAy+ (roztwór) + yBx– (roztwór)
Stała równowagi opisująca ten proces wyraża się równaniem:
jest nazywana iloczynem rozpuszczalności substancji AxBy i oznaczana symbolem
KSO(AxBy). Jeżeli w roztworze iloczyn stężeń jonów, na które dysocjuje dana substancja, w potęgach odpowiadających współczynnikom stechiometrycznym z równania dysocjacji jonowej tej substancji przekracza wartość iloczynu rozpuszczalności, to w roztworze takim obserwujemy wytrącanie się osadu trudno rozpuszczalnej soli. Iloczyn rozpuszczalności fluorku wapnia w wodzie wynosi KSO(CaF2)=3,16⋅10-11.Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, t. 2, Warszawa 2002, str. 354–355, 560–561
Zadanie 72
W zlewce o pojemności 500,00 cm3 zmieszano 130,00 cm3 roztworu chlorku wapnia o stężeniu 0,00500 mol · dm–3 i 70 cm3 roztworu fluorku sodu o stężeniu 0,00400 mol · dm–3. Objętość powstałego roztworu była sumą objętości roztworów wyjściowych.
Napisz w postaci jonowej skróconej równanie reakcji, która przebiegła po zmieszaniu roztworu chlorku wapnia i roztworu fluorku sodu.
Zadanie 73
Wykaż, przeprowadzając odpowiednie obliczenia, że w zlewce, w której zmieszano roztwory obu soli, wytrącił się drobnokrystaliczny osad.
Informacja do zadań 74-75
Do probówki z wodnym roztworem dichromianu(VI) potasu dodano wodny roztwór kwasu siarkowego(VI) i wodny roztwór siarczanu(IV) sodu. Doświadczenie zilustrowano rysunkiem:
Reakcja przebiegła zgodnie ze schematem:
Cr2O72− + SO32− + H+ → Cr3+ + SO42− + H2O
Zadanie 74
a) Napisz w formie jonowej, z uwzględnieniem oddanych lub pobranych elektronów (zapis jonowo-elektronowy), równania procesów utleniania i redukcji oraz uzupełnij współczynniki stechiometryczne w schemacie równania reakcji w formie jonowej.
b) Napisz równanie opisanej reakcji w formie cząsteczkowej.
Zadanie 75
Oblicz, ile centymetrów sześciennych roztworu dichromianu(VI) potasu o stężeniu 0,5 mol · dm–3 znajdowało się w probówce, jeżeli zawarty w nim dichromian(VI) potasu utlenił siarczan(IV) potasu obecny w 4 cm3 dodanego roztworu o stężeniu 0,4 mol · dm–3. Stosunek molowy reduktora do utleniacza w opisanej reakcji wynosi 3 : 1.
Zadanie 76
Poniżej przedstawiono równania czterech reakcji utleniania i redukcji.
I CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2
II 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
III 3H2 + N2 → 2NH3
IV Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2012, s. 552–553.
a) Spośród reakcji zilustrowanych powyższymi równaniami wybierz te, w których wyniku formalny stopień utlenienia wodoru zwiększa się. Napisz numery, którymi oznaczono równania tych reakcji.
b) Uzupełnij poniższe zdania. Wybierz i podkreśl jedno określenie spośród podanych w każdym nawiasie tak, aby zdania były prawdziwe.
1. Substancją pełniącą funkcję reduktora w reakcji I jest (CaH2 / H2O), a substancją pełniącą funkcję utleniacza w reakcji II jest (Na / H2O).
2. Jeden mol azotu N2 w reakcji III (pobiera/oddaje) liczbę moli elektronów równą (trzy/sześć).
3. W reakcji IV jeden mol cynku oddaje (1 mol / 2 mole / 4 mole) elektronów, ulega więc procesowi (redukcji/utlenienia).
4. W reakcji IV atom cynku oddaje elektrony walencyjne należące do podpowłoki (4s / 3d).
Informacja do zadań 77-78
Poniżej podano schematy dwóch reakcji utleniania i redukcji.
I ……. MnO4− + ……. S2− + ……. H+ → ……. Mn2+ ……. S + ……. H2O
II ……. I− + ……. SO42− + ……. H+ → ……. I2 + ……. H2S + ……. H2O
Zadanie 77
a) Uzupełnij tabelę, wpisując wzory jonów pełniących funkcję utleniacza i wzory jonów pełniących funkcję reduktora w reakcjach zilustrowanych podanymi schematami.
Reakcja I utleniacz | Reakcja I reduktor | Reakcja II utleniacz | Reakcja II reakcja |
b) Oblicz stosunek molowy reduktora do utleniacza w reakcji II.
Zadanie 78
a) Napisz w formie jonowej z uwzględnieniem liczby oddanych lub pobranych elektronów (zapis jonowo-elektronowy) równania procesu redukcji i procesu utleniania zachodzących podczas przemiany przedstawionej schematem I.
b) Dobierz i uzupełnij współczynniki stechiometryczne w poniższym schemacie.
……. MnO4− + ……. S2− + ……. H+ → ……. Mn2+ ……. S + ……. H2O
Informacja do zadań 79-81
Oczyszczoną blaszkę wykonaną z pewnego metalu zważono, a następnie zanurzono w wodnym roztworze Cu(NO3)2. Zauważono, że powierzchnia blaszki znajdująca się w roztworze pokryła się różowym nalotem o metalicznym połysku. Po pewnym czasie blaszkę wyjęto z roztworu, osuszono i zważono. Stwierdzono, że masa blaszki po wyjęciu z roztworu była mniejsza od jej masy początkowej. Roztwór w zlewce pozostał klarowny i nie zaobserwowano w nim żadnego osadu.
Zadanie 79
Uzupełnij schemat wykonania doświadczenia, wpisując nazwę lub symbol metalu, z którego była wykonana blaszka. Metal wybierz spośród podanych poniżej.
Nazwa metalu: glin, nikiel, ołów, srebro.
Schemat wykonania doświadczenia:
Zadanie 80
Napisz w formie jonowej skróconej równanie reakcji, która zachodziła w czasie doświadczenia.
Zadanie 81
Uzupełnij poniższe zdania. Wybierz i podkreśl jedno określenie spośród podanych w każdym nawiasie tak, aby zdania były prawdziwe.
W reakcji, która zachodziła podczas opisanego doświadczenia, wybrany metal ulegał (redukcji/utlenieniu), pełnił więc funkcję (reduktora/utleniacza). Oznacza to, że był
(dawcą/biorcą) elektronów.
Informacja do zadań 82-84
Związki arsenu wchodzą w skład preparatów stosowanych do zwalczania chwastów. Jednak związki te są niebezpieczne dla zwierząt, dlatego ważna jest kontrola ich występowania w środowisku naturalnym. Aby sprawdzić, jaką ilość związków arsenu zawiera badany materiał organiczny, pobrane próbki spala się, co umożliwia przemianę obecnych w próbce związków arsenu w tlenek arsenu(V). Tak otrzymaną suchą pozostałość poddaje się działaniu rozcieńczonego kwasu solnego, dzięki czemu tlenek arsenu(V) w reakcji z wodą przekształca się w rozpuszczalny w wodzie kwas ortoarsenowy(V) H3AsO4. Następnie należy zredukować otrzymany kwas ortoarsenowy(V) do kwasu ortoarsenowego(III) za pomocą chlorku cyny(II) w obecności katalizatora. Po dodaniu metalicznego cynku do roztworu zawierającego kwas ortofosforowy(III) arsen oddziela się od reszty składników w postaci AsH3 , który jest gazem.
Na podstawie: D.A. Skoog, D.M. West, F.J. Holler, S.R. Crouch, Podstawy chemii analitycznej, t. 1, Warszawa 2006, s. 12–14.
Zadanie 82
Napisz w formie cząsteczkowej równanie reakcji tlenku arsenu(V) z wodą.
Zadanie 83
Redukcja kwasu ortoarsenowego(V) chlorkiem cyny(II) przebiega zgodnie ze schematem:
a) Napisz w formie jonowej z uwzględnieniem liczby oddawanych lub pobieranych elektronów (zapis jonowo-elektronowy) równanie procesu redukcji i równanie procesu utleniania zachodzących podczas reakcji kwasu ortoarsenowego(V) z chlorkiem cyny(II).
b) Dobierz współczynniki w równaniu reakcji kwasu ortoarsenowego(V) z chlorkiem cyny(II).
Zadanie 84
Reakcja kwasu ortoarsenowego(III) z metalicznym cynkiem w obecności kwasu solnego jest reakcją utleniania-redukcji i przebiega zgodnie z poniższym równaniem:
H3AsO4 + 3Zn + 6HCl → AsH3 + 3ZnCl2 + 3H2O
a) Oceń, jaką funkcję (reduktora czy utleniacza) pełni w opisanej reakcji cynk i napisz w formie jonowej z uwzględnieniem liczby oddawanych lub pobieranych elektronów (zapis jonowo-elektronowy) równanie procesu, któremu metal ten ulega.
b) Określ, jaka liczba moli elektronów ulega wymienianie podczas tworzenia jednego mola AsH3.
Informacja do zadań 85-86
Arsenowodór AsH3 jest toksycznym bezbarwnym gazem o nieprzyjemnym zapachu. Gazowy arsenowodór reaguje z dietyloditiokarbaminianem srebra zgodnie z równaniem
AsH3 + 6Ag+ + 3[(C2H5)2N−CS2]− → As[(C2H5)2N−CS2]3 + 6Ag + 3H+
Na podstawie: D.A. Skoog, D.M. West, F.J. Holler, S.R. Crouch, Podstawy chemii analitycznej, t. 1, Warszawa 2006, s. 15.
Zadanie 85
Oblicz masę molową (w zaokrągleniu do jedności) związku arsenu, który powstaje w opisanej reakcji.
Zadanie 86
Oceń, czy opisana reakcja jest reakcją utleniania i redukcji. Odpowiedź uzasadnij.
Zadanie 87
Przeprowadzono dwa doświadczenia A i B, których celem było porównanie charakteru chemicznego tlenków chromu na II i III stopniu utlenienia: CrO i Cr2O3 . W probówce oznaczonej numerem I w doświadczeniu A i doświadczeniu B znajdował się ten sam tlenek chromu, podobnie w probówce oznaczonej numerem II w obu doświadczeniach umieszczono drugi (taki sam w doświadczeniu A i B) tlenek chromu. W doświadczeniu A stwierdzono objawy reakcji tylko w probówce II, w doświadczeniu B – w obu probówkach zaobserwowano objawy reakcji.
a) Uzupełnij rysunek, wpisując odpowiednie wzory tlenków chromu znajdujących się w probówce I i w probówce II w obu doświadczeniach.
b) Uzupełnij poniższe zdania. Wybierz i podkreśl właściwe określenie lub określenia w każdym nawiasie tak, aby zdania były prawdziwe.
1. Tlenek chromu(II) wykazuje właściwości (kwasowe/zasadowe/amfoteryczne), reaguje z (kwasami/zasadami).
2. Tlenek chromu (III) wykazuje właściwości (kwasowe/zasadowe/amfoteryczne), reaguje z (kwasami/zasadami).
c) Napisz w formie jonowej skróconej równania reakcji zachodzących w probówkach oznaczonych numerem II w doświadczeniu A oraz doświadczeniu B, wiedząc, że produktem jednej z nich jest związek kompleksowy o liczbie koordynacyjnej równej 4.
Zadanie 88
Na 10 g stopu Monela zawierającego 67% niklu, 32% miedzi i 1% manganu (w procentach masowych) podziałano kwasem solnym o stężeniu 0,5 mol · dm−3. Podczas tego procesu przebiegały reakcje opisane równaniami:
Ni + 2HCl → NiCl2 + H2
Mn + 2HCl → MnCl2 + H2
Na podstawie: K.H. Lautenschläger, W. Schröter, A. Wanninger, Nowoczesne kompendium chemii, Warszawa 2007, s. 570.
a) Oblicz objętość kwasu solnego potrzebną do całkowitego roztworzenia niklu i manganu w 10 g stopu Monela, jeżeli reakcja przebiega z wydajnością równą 100%.
b) Uzupełnij poniższe zdania. Wybierz i podkreśl właściwe określenie w każdym nawiasie tak, aby zdania były prawdziwe.
1. Miedź w szeregu elektrochemicznym metali znajduje się (przed/za) wodorem i (wypiera wodór/nie wypiera wodoru) z rozcieńczonego kwas siarkowego(VI).
2. Miedź nie reaguje z kwasem solnym, ponieważ kwas ten (należy/nie należy) do kwasów utleniających.
Zadanie 89
Glin tworzy związki nazywane ałunami glinowymi. Są to podwójne siarczany dwóch metali, spośród których jeden występuje w ałunie na I stopniu utlenienia, a drugi na III stopniu utlenienia. Ogólny wzór ałunu jest następujący:
Skład ałunu można również przedstawić w postaci wzoru uproszczonego:
Metalami przyjmującymi w ałunach stopień utlenienia równy I mogą być np. potas lub sód, a metalami przyjmującymi stopień utlenienia równy III – glin, żelazo lub chrom.
Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2012, s. 818.
Najbardziej znanym przedstawicielem ałunów jest ałun glinowo-potasowy.
a) Przedstaw wzór ałunu glinowo-potasowego w postaci wzoru ogólnego i w postaci wzoru uproszczonego.
Sole podwójne istnieją tylko w stanie stałym. Podczas rozpuszczania w wodzie ulegają dysocjacji jonowej.
b) Napisz wzory jonów powstałych w procesie dysocjacji ałunu glinowo-potasowego.
Zadanie 90
Badając aktywność metali, przeprowadzono doświadczenie zilustrowane rysunkiem:
a) Dokończ zdania, wpisując numery wybranych probówek.
1. Niebieski roztwór CuSO4 odbarwiał się w probówkach ………………………………………………… .
2. Spośród metali, które wprowadzono do roztworu CuSO4 , najsilniejsze właściwości redukujące wykazuje metal wprowadzony do probówki …………………………………………………… .
Próbkę pewnego metalu X wprowadzono do wodnego roztworu CuSO4 . Zaszła reakcja zgodnie z równaniem:
X + CuSO4 → XSO4 + Cu
Roztworzeniu 27,9 g metalu X towarzyszyło wydzielenie 15 g miedzi.
b) Oblicz masę molową metalu X. Wynik podaj w zaokrągleniu do jedności.
Informacja do zadań 91-92
Przeprowadzono doświadczenie zilustrowane schematem:
Zadanie 91
a) Napisz w formie jonowej skróconej równanie reakcji, która zaszła podczas doświadczenia.
b) Podaj, jakie jest stężenie molowe jonów H+ i jonów OH– po zakończeniu doświadczenia, jeżeli w reakcji wzięły udział stechiometryczne ilości reagentów.
Zadanie 92
Do zobojętnienia roztworu zawierającego 3 g mieszaniny KOH i NaOH zużyto 30 cm3 kwasu solnego.
Oblicz, ile procent masowych KOH i NaOH zawierała mieszanina.
Informacja do zadań 93-94
Żółty roztwór chromianu(VI) potasu po zakwaszeniu zmienia barwę na pomarańczową wskutek tworzenia się jonów dichromianowych(VI) Cr2O72−. Po wprowadzeniu jonów H3O+ powstają w pierwszej chwili jony HCrO4−, ulegające następnie kondensacji z utworzeniem jonów dichromianowych(VI).
Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2004, s. 893.
Przeprowadzono dwa doświadczenia.
Doświadczenie 1.
Do probówki z wodnym roztworem chromianu(VI) potasu dodawano wodny roztwór kwasu siarkowego(VI) aż do zmiany zabarwienia roztworu na pomarańczową (etap I, w wyniku którego otrzymano substancję X). Następnie do tej samej probówki dodawano wodny roztwór wodorotlenku potasu, aż do uzyskania pierwotnej barwy roztworu (etap II).
Doświadczenie 2.
Do probówki z wodnym roztworem dichromianu(VI) potasu dodawano wodny roztwór wodorotlenku potasu aż do zmiany zabarwienia roztworu na żółtą (etap I, w wyniku którego otrzymano substancję Z). Następnie do tej samej probówki dodawano wodny roztwór kwasu siarkowego(VI), aż do uzyskania pierwotnej barwy roztworu (etap II).
Doświadczenia zilustrowano schematami.
Zadanie 93
Zaznacz odpowiedź, w której podano poprawne wzory substancji X i Z.
Zadanie 94
a) Napisz, w odpowiedniej kolejności, w formie jonowej skróconej równania dwóch reakcji zachodzących podczas I etapu doświadczenia 1., w których wyniku powstał roztwór substancji X.
b) Napisz w formie jonowej skróconej równania reakcji zachodzących podczas I i II etapu doświadczenia 2.
c) Sformułuj wniosek dotyczący trwałości chromianów(VI) i dichromianów(VI) w zależności od środowiska reakcji
Informacja do zadań 95-100
W tabeli zestawiono właściwości fizyczne borowców.
Większość pierwiastków 13. grupy układu okresowego stanowi mieszaninę 2 trwałych izotopów, np. tal występuje w przyrodzie w postaci 2 izotopów o masach równych 202,97 u i 204,97 u. Bor jest pierwiastkiem niemetalicznym, podczas gdy pozostałe pierwiastki tej grupy są metalami. Glin i tal mają typowe sieci metaliczne o najgęstszym ułożeniu atomów, gal i ind tworzą sieci rzadko spotykane u metali. Te różnice w strukturze powodują różnice w twardości i temperaturach topnienia. Glin jest kowalny i ciągliwy; gal jest twardy i kruchy,
natomiast ind należy do najbardziej miękkich pierwiastków – daje się kroić nożem, podobnie jak tal. Elementarny bor wykazuje bardzo wysoką temperaturę topnienia, co jest spowodowane występowaniem w jego sieci przestrzennej silnych wiązań kowalencyjnych. Bor można otrzymać w reakcji redukcji tlenku boru metalicznym magnezem użytym w nadmiarze. Otrzymany tą metodą preparat zawiera 98% boru, natomiast 2% stanowią zanieczyszczenia takie, jak tlenek magnezu i nadmiar użytego do reakcji magnezu. Czysty krystaliczny bor można otrzymać między innymi przez rozkład termiczny jodku boru. Krystaliczny bor ma barwę czarnoszarą, wykazuje dużą twardość i jest złym przewodnikiem elektryczności; charakteryzuje się małą aktywnością chemiczną – nie działa na niego wrzący kwas solny ani kwas fluorowodorowy.
Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2004, s. 760–793; J. Sawicka i inni, Tablice chemiczne, Gdańsk 2002, s. 202.
Zadanie 95
Napisz, stosując zapis pełny (uwzględniający rozmieszczenie elektronów na podpowłokach), konfigurację elektronową atomu galu w stanie podstawowym oraz określ przynależność tego pierwiastka do bloku energetycznego (konfiguracyjnego).
Zadanie 96
Uzupełnij poniższe zdania. Wpisz fragment konfiguracji elektronowej atomu talu w stanie podstawowym, który odnosi się do elektronów walencyjnych, a także wybierz i podkreśl symbol typu podpowłoki oraz wartość głównej i pobocznej liczby kwantowej spośród podanych w nawiasach.
Fragment konfiguracji elektronowej atomu talu w stanie podstawowym, który odnosi się do elektronów walencyjnych można zapisać w postaci ………………………………………………………… .
Jedyny niesparowany elektron atomu talu w stanie podstawowym należy do podpowłoki typu (s/p/d). Główna liczba kwantowa n opisująca stan tego elektronu wynosi (4/5/6), a poboczna liczba kwantowa l jest równa (0/1/2/3).
Zadanie 97
Z układu okresowego pierwiastków odczytaj z dokładnością do drugiego miejsca po przecinku średnią masę atomową talu i oblicz, jaki procent atomów talu występujących w przyrodzie stanowią atomy o masach atomowych podanych w informacji.
Zadanie 98
Korzystając z informacji, napisz w formie cząsteczkowej dwa równania reakcji, w wyniku których można otrzymać bor.
Zadanie 99
Otrzymana w reakcji tlenku boru z magnezem mieszanina zawiera bor wraz z zanieczyszczeniami.
Zaprojektuj doświadczenie, którego przebieg pozwoli na usunięcie zanieczyszczeń z otrzymanej mieszaniny.
W tym celu:
a) podkreśl nazwę odczynnika, który dodany do rozdrobnionej mieszaniny przereaguje z zanieczyszczeniami, umożliwiając ich usunięcie. Odczynnik wybierz spośród podanych poniżej.
Odczynniki: wodny roztwór wodorotlenku sodu, kwas solny, wodny roztwór chlorku sodu.
b) zapisz w formie cząsteczkowej równania reakcji, jakie przebiegną podczas tego doświadczenia.