3. Próbna matura 2008 -poz. rozszerz.odp.+ koment, NAUKA, Chemia - matura+studia, Arkusze maturalne, Arkusze maturalne od 2001

3. Próbna matura 2008 -poz. ...

3. Próbna matura 2008 -poz. rozszerz.odp.+ koment, NAUKA, Chemia - matura+studia, Arkusze maturalne, Arkusze ...

[ Pobierz całość w formacie PDF ]
1.
Przemiana
α
polega na wyrzuceniu z jądra atomu jądra helu
2
He , natomiast w przemianie
β
-
z jądra zostaje wyrzucony
elektron, który powstaje w wyniku rozpadu neutronu: n → p + e. W równaniach jądrowych reakcji suma liczb masowych A lewej
strony równania reakcji musi być równa sumie liczb masowych prawej strony równania reakcji, oraz i suma liczb atomowych Z
lewej strony równania reakcji musi się równać sumie liczb atomowych prawej strony równania reakcji:
235
UX2 e
A
4
0
e
92
Z
2
−
2.
Izotopy mają identyczną liczbę atomową (liczbę protonów w jądrze), a różnią się liczbą neutronów (liczbą masową). Z
układu okresowego pierwiastków możemy odczytać, że liczba atomowa Z dla miedzi wynosi
Z=29
. Liczby masowe izotopów
miedzi wynoszą więc A
1
=34+29=
63
, oraz A
2
=36+29=
65
.
Masa atomowa jest średnią ważoną liczb masowych:
M
=
c % M c % M .......c %M
⋅ + ⋅ +
2
2
n
n
(gdzie c
i
% oznacza zawartość
100%
izotopu, a M
i
masę atomową izotopu). Podstawiając dane do wzoru na masę atomową miedzi otrzymamy:
72,7% 63u (100 72,7)% 65u
=
⋅ + − ⋅
=
63,546u
100%
3.
Wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane łączy atomy o podobnej elektroujemności. W przypadku
kwasu azotowego(V) pomiędzy atomem tlenu i azotu, oraz tlenu i wodoru istnieje zbyt duża różnica
elektroujemności, by wiązanie pomiędzy tymi atomami było niespolaryzowane. Musimy również
pamiętać, że wiązanie koordynacyjne
jest odmianą wiązania
kowalencyjnego (zaznacza się je za
pomocą strzałki). Aby policzyć wiązania kowalencyjne wystarczy policzyć wszystkie kreski łączące
atomy
(wraz ze strzałką obrazującą wiązanie koordynacyjne).
Kowalencyjne
Typ wiązania
niespolaryzowane
spolaryzowane
ogółem
w tym koordynacyjne
Liczba wiązań
0
5
1
4.
W podanych warunkach tlenek węgla(IV) jest gazem i skorzystamy z równania Clapeyrona pV=nRT lub po podstawieniu
n=m/M:
pV
M
=
. Przekształcając wzór Clapeyrona względem m i podstawiając dane otrzymamy:
3
m
RT
pVM 1500hPa 4dm 44g / mol
⋅ ⋅
m
= =
=
10,58g
(jednostką stałej gazowej jest hPa
.
dm
3.
K
-1.
mol
-1
, nie musimy więc przeliczać
RT
3
hPa dm
⋅
83,14h
⋅
300K
Kmol
⋅
hPa na Pa, ani objętości na m
3
).
5.
Pierwiastek A jest
metalem lekkim
,
srebrzystym, kowalnym
. Bardzo dobrze
przewodzi ciepło i prąd elektryczny
. Jest
składnikiem lekkich stopów
, np. elektronu, stosowanego do wyrobu części samolotów. Znajduje też zastosowanie do
produkcji
opakowań i folii
. Jego minerał o nazwie
korund
jest bardzo twardy i ma dute znaczenie techniczne. Barwne
odmiany korundu to
rubiny i szafiry
.
Pierwiastek B jest
ciałem stałym
,
twardym i kruchym
. Zalicza się go do
półprzewodników
. Stosowany jest do
produkcji stopów z żelazem, a także
tranzystorów i ogniw fotoelektrycznych
. Należy do grupy pierwiastków
najczęściej
występujących w skorupie ziemskiej
. Jego najważniejszy związek występujący w przyrodzie w bardzo dużych ilościach to
kwarc
.
Wyszczególnione właściwości pierwiastków A i B jednoznacznie wskazują, że mowa jest o
glinie
i
krzemie
.
6.
Wodorosole powstają w reakcji kwasu wieloporotonowego z zasadą, przy nadmiarze kwasu, w reakcji soli z
bezwodnikiem kwasowym w obecności wody (co sprowadza się do reakcji soli z kwasem). Natomiast hydroksosole powstają w
reakcji wielowodorotlenowej zasady z kwasem (odpowiednikiem jest reakcja tlenku metalu z kwasem, lub tlenku metalu z
bezwodnikiem kwasowym i wodą), przy nadmiarze zasady, lub w reakcji soli z zasadą.
Reakcja NaOH z H
2
SO
4
przebieaga wg równania reakcji: 2NaOH + H
2
SO
4
→ Na
2
SO
4
+ 2H
2
O. Nadmiar kwasu zapewnimy
- 1 -
→+ +
Z: 92=Z+2
.
2-1, czyli Z=
89
; A: 235=2
.
4+0, czyli A=
227
Z układu okresowego pierwiastków możemy odczytać, że powstałym pierwiastkiem jest aktyn, zawierający w jądrze
89
protonów
, oraz 227-89=
138 neutronów
(liczba masowa równa jest sumie protonów i neutronów w jądrze (liczbie nukleonów).
1
1
1
M
dodając cząsteczkę kwasu do powyższego równania:
2NaOH + 2H
2
SO
4
→ 2NaHSO
4
+ 2H
2
O, po podzieleniu stronami przez 2 (skróceniu przez 2) otrzymamy poszukiwane
równanie reakcji:
NaOH + H
2
SO
4
→ NaHSO
4
+ H
2
O
Węglan hydroksomiedzi(II):
Węglan miedzi(II) powstaje w reakcji tlenku miedzi(II) i CO
2
: CuO + CO
2
→ CuCO
3
. Nadmiar zasady uzyskamy z tlenku
miedzi(II) i wody (co prawda tlenek miedzi(II) nie reaguje z wodą, ale obecność wody jest konieczna dla stechiometrii):
CuCO
3
+ CuO + H
2
O → (CuOH)
2
CO
3
. Łącząc obydwa równania reakcji otrzymamy:
2CuO + H
2
O + CO
2
→ (CuOH)
2
CO
3
7.
Usunięcie twardości przemijającej polega na usunięciu wodorowęglanu wapnia, Ca(HCO
3
)
2
, z wody (dokładnie na
usunięciu jonów wapniowych). Pierwszy sposób polega na wykorzystaniu rozkładu tego związku pod wpływem temperatury:
I.
Ca(HCO
3
)
2
temp
.
CaCO
3
+ H
2
O + CO
2
Drugi sposób polega na dodaniu do wody zawierającej wodorowęglan wapnia wodorotlenku wapnia. Wodorowęglan
wapnia powstaje w reakcji nadmiaru kwasu węglowego z Ca(OH)
2
. Niekorzystny stosunek kwasu węglowego do wodorotlenku
wapnia możemy zmienić dodając wodorotlenek wapnia, który w reakcji z wodorowęglanem wapnia daje węglan wapnia,
nierozpuszczalny w wodzie i wypadający z niej w postaci osadu:
II.
Ca(HCO
3
)
2
+ Ca(OH)
2
→ 2CaCO
3
↓ + 2H
2
O
8.
Tlenek krzemu jest tlenkiem niemetalu, ma więc właściwości
kwasowe, natomiast tlenek cynku jest tlenkiem metalu, ma więc
właściwości zasadowe. Tlenek cynku ma również właściwości
kwasowe (mówimy, że jest amfoteryczny). Dlatego spodziewamy się
reakcji w probówce I, II, oraz IV
Reakcje przebiegały w probówkach o numerach I, II i IV
Charakter chemiczny tlenku SiO
2
: kwasowy
Charakter chemiczny tlenku ZnO: amfoteryczny
9.
K
2
S jest solą słabego kwasu siarkowodorowego i mocnej zasady, natomiast K
2
SO
4
jest solą mocnego kwasu i mocnej
zasady. W podanym zestawie odczynników znajduje się mocny kwas H
2
SO
4
. Mocny kwas zawsze wypiera słaby kwas z
roztworu jego soli. Do identyfikacji tych związków zastosujemy więc kwas siarkowy(VI).
Wzór i nazwa odczynnika: H
2
SO
4
– kwas siarkowy(VI)
Obserwacje na podstawie których dokonano obserwacji:
K
2
S: po dodaniu kwasu siarkowego(VI) z probówki ulatniał się gaz o zapachu zgniłych jaj
K
2
SO
4
: po dodaniu kwasu siarkowego(VI) nie zaobserwowano żadnych zmian.
10.
K
2
S + H
2
SO
4
→ H
2
S↑ + K
2
SO
4
K
2
SO
4
+ H
2
SO
4
→ reakcja nie zachodzi.
11.
W doświadczeniu chcemy porównać moc kwasu solnego z kwasem octowym na
podstawie szybkości reakcji tych kwasów z magnezem. Chcąc porównać szybkości
reakcji (przez pomiar np. czasu przereagowania próbki magnezu z kwasami) musimy
zapewnić identyczne warunki
Informacja dotycząca magnezu
: w obydwu próbkach muszą być identyczne ilości
wagowe magnezu, oraz próbki magnezu powinny mieć takie samo rozdrobnienie
Informacja dotycząca kwasów
: kwasy powinny mieć takie samo stężenie molowe
(oczywiście, że kwas o większym stężeniu może reagować szybciej)
- 2 -
12.
1. W obu probówkach wydziela się gaz.
P
Kwas solny i octowy nie są kwasami utleniającymi i w reakcji z
metalem tworzy się sól i wodór. Z probówek wydziela się
zatem wodór (gaz)
2. W probówce I roztwór zmienia barwę.
F
Sole magnezu są bezbarwne, więc roztwór nie może zmienić
barwy
3. W probówce I magnez rozpuszcza się szybciej.
P
Kwas solny jest mocniejszym kwasem od kwasu octowego,
szybciej więc reaguje z magnezem i w probówce z kwasem
solnym magnez roztworzy się szybciej
4. W obu probówkach roztwór zmienia barwę.
F
Sole magnezu są bezbarwne, więc roztwory nie mogą zmienić
barwy
5. W probówce II magnez rozpuszcza się szybciej.
F
Kwas octowy jest słabszym kwasem od kwasu solnego i nie
może szybciej reagować z magnezem
Jeżeli kwas octowy jest słabszym kwasem od kwasu solnego,
wolniej reaguje z magnezem, to intensywność wydzielania się
wodoru, która jest miarą szybkości reakcji z magnezem, jest
mniejsza.
Chcąc wyciągnąć wnioski dotyczące porównania mocy tych kwasów będziemy opierać się na obserwacjach nr 3 i nr 6
P
13.
Tlenek azotu(IV) o barwie brunatnej ulega częściowej dimeryzacji, tworząc bezbarwny N
2
O
4
. Jeżeli ochłodzenie próbki
zawierającej NO
2
powoduje odbarwienie się jej, to oznacza, że w próbce po ochłodzeniu znajduje się N
2
O
4
. Stan równowagi po
ochłodzeniu próbki przesunięty jest w kierunku tworzenia się N
2
O
4
.
Ochłodzenie próbki powoduje wzrost stężenia N
2
O
4
w układzie, natomiast
podwyższenie temperatury powoduje
zmniejszenie się stężenia N
2
O
4
w układzie, a wzrost stężenia NO
2
.
14.
Dimeryzacji tlenku azotu(IV) przebiega zgodnie z równaniem reakcji
2NO
2(g)
N
2
O
4(g)
.
Z równania reakcji
widzimy, że dimeryzacja przebiega ze zmniejszeniem ciśnienia, ponieważ z 2V po dimeryzacji otrzymujemy 1V. Stosując
regułę przekory (reguła Le Chateliera Brauna) możemy uzupełnić zdania:
1. Naciskając tłok naczynia,
sprężamy
gaz. Objętość gazu
zmniejsza się
, a zawartość naczynia
odbarwia się
(reguła
przekory).
2. Zmieniając położenie tłoka
rozprężamy
gaz – ciśnienie w naczyniu zmniejsza się. Objętość gazu
zwiększa się
, a
zawartość naczynia
przyjmuje brunatne zabarwienie
(reguła przekory).
Zwiększenie ciśnienia w układzie powoduje
wzrost
ilości N
2
O
4
.
15.
20cm
3
roztworu o gęstości 1,02g/cm
3
ma masę (d=m/V) m
1rozt
=dV=20cm
3.
1,02g/cm
3
=
20,4g
. W roztworze tym znajduje się
(c%=100%
.
m
s
/m
rozt
) m
1s
=c%
.
m
1rozt
/100%=3%
.
20,4g/100%=
0,612g
chlorku sodu.
80cm
3
roztworu o d=1,18g/cm
3
ma masę m
2rozt
=dV=80cm
3.
1,18g/cm
3
=
94,4g
. W roztworze tym znajduje się
m
2s
=c%
.
m
2rozt
/100%=24%
.
94,4g/199%=
22,656g
substancji rozpuszczonej (NaCl). Po zmieszaniu roztworów masa
otrzymanego roztworu m
rozt
=m
1rozt
+m
2rozt
=20,4g+94,4g=
114,8g
. Masa substancji rozpuszczonej w otrzymanym roztworze
m
s
=m
1s
+m
2s
=0,612g+22,656g=
23,268g
. Podstawiając otrzymane dane do wzoru na stężenie procentowe otrzymamy:
c%=100%
.
m
s
/m
rozt
=100%
.
23,268g/114,8g=
20,27%
.
Po zmieszaniu roztworów otrzymamy roztwór 20,27%.
16.
Jeżeli w 150cm
3
znajduje się 25mg jonów Cl
-
, to
w 1000cm
3
badanej wody znajduje się x mg jonów Cl
-
, czyli x=1000cm
3.
25mg/150cm
3
=
166,7mg
jonów chlorkowych.
W badanej wodzie stężenie jonów chlorkowych jest mniejsze od 250mg, a więc
woda ta nadaje się do spożycia
.
17.
pH definiowane jest jako pH=-log[H
+
] lub pH=-log[H
3
O
+
], czyli im roztwór jest bardziej kwasowy (większe stężenie jonów
wodorowych) to pH jest mniejsze. Największe stężenie jonów wodorowych będzie więc w soku żołądkowym (największy
charakter kwasowy), a najmniejsze stężenie jonów wodorowych będzie w soku trzustkowym.
Wzrost charakteru kwasowego: 2, 3, 4, 1
- 3 -
6. W probówce II gaz wydziela się mniej intensywnie.
18.
Według teorii Brønsteda kwasem jest drobina, która może odłączyć proton, natomiast zasada może przyjąć proton od
kwasu. H
3
PO
4
jest kwasem, odłącza proton w procesie dysocjacji: H
3
PO
4
+ H
2
O
H
2
PO
4
-
+ H
3
O
+
. Podobnie drobiny
H
3
O
+
, H
2
PO
4
-
, oraz HPO
4
2-
zaliczamy do kwasów, ponieważ mogą oddać proton zasadzie:
H
3
O
+
+ H
2
O H
2
O + H
3
O
+
H
2
PO
4
+
+ H
2
O HPO
4
2-
+ H
3
O
+
HPO
4
2-
+ H
2
O PO
4
3-
+ H
3
O
+
Jony wodorofosforanowe(V), diwodorofosforanowe(V), oraz fosforanowe(V) są zasadami ponieważ mogą przyłączyć
proton od kwasu H
3
O
+
:
HPO
4
2-
+ H
3
O
+
HPO
4
2-
+ H
2
O
H
2
PO
4
+
+ H
3
O
+
H
3
PO
4
+ H
2
O
PO
4
3-
+ H
3
O
+
HPO
4
2-
+ H
2
O
Jednakże tylko jony fosforanowe PO
4
3-
według teorii Brønsteda mogą pełnić rolę
wyłącznie
zasady.
19.
Tylko metale, które w szeregu napięciowym leżą przed wodorem ( w szeregu elektrochemicznym potencjał Me/Me
n+
mają
mniejszy od 0) mogą wypierać z roztworu kwasu wodór. Oznacza to, że metale leżące w szeregu napięciowym za wodorem nie
reagują z kwasami beztlenowymi. Miedź w szeregu napięciowym leży za wodorem (potencjał elektrochemiczny Cu/Cu
2+
E=+),34V), nie może więc reagować z kwasem solnym. Z kwasem solny będzie reagować jedynie tlenek miedzi(II).
Równanie jonowe zawiera jedynie jony, które ulegają reakcji. Aby je napisać musimy zapisać w postaci jonowej wszystkie
substancje, które ulegają dysocjacji po stronie substratów i produktów, a następnie zredukować wyrazy podobne:
CuO + 2HCl → CuCl
2
+ H
2
O
Tlenek miedzi(II) nie ulega dysocjacji, kwas solny jest mocnym kwasem, dysocjuje na jony wodorowe i chlorkowe, chlorek
miedzi(II) jest solą dobrze rozpuszczalną i ulega dysocjacji na jony miedzi(II) i jony chlorkowe, woda ulega dysocjacji tylko w
bardzo niewielkim stopniu:
CuO + 2H
+
+ 2Cl
-
→ Cu
2+
+ 2Cl
-
+ H
2
O po redukcji wyrazów podobnych otrzymamy poszukiwane równanie jonowe:
CuO + 2H
+
→ Cu
2+
+ H
2
O
20.
Z równania reakcji wynika, że w przesączu znajdują się jony miedzi(II),
Cu
2+
, jony chlorkowe,
Cl
-
. Z informacji wynika, że
pozostał jeszcze nieprzereagowany kwas solny (który był użyty w nadmiarze), czyli w roztworze znajdą się dodatkowo jony
H
+
i
Cl
-
.
21.
Azotan potasu jest solą pochodzącą od mocnego kwasu azotowego(V) i mocnej zasady potasowej KOH. Wodny roztwór
takiej soli ma odczyn obojętny i nie może zakwasić gleby. Natomiast
siarczan(VI) amonu
,
(NH
4
)
2
SO
4
, jest solą pochodzącą
od mocnego kwasu siakrowego(VI) i słabej zasady amonowej NH
3
.
H
2
O. W wodzie ulega hydrolizie kwasowej, powodując
zakwaszenie roztworu. Pisząc równanie hydrolizy możemy posłużyć się teorią kwasów i zasad Brønsteda. Siarczan amonu w
wodzie ulega dysocjacji:
(NH
4
)
2
SO
4
→ 2NH
4
+
+ SO
4
2-
Jony siarczanowe(VI) pochodzą od mocnego kwasu, a więc są bardzo słabą zasadą. Natomiast jony amonowe pochodzą od
słabej zasady (jest to sprzężony kwas ze słabą zasadą), a więc mają charakter kwasu:
NH
4
+
+ H
2
O
NH
3
+
H
3
O
+
22.
Sumaryczne, jonowe równanie reakcji otrzymamy sumując stronami cząstkowe, jonowe równania reakcji:
2NH
4
+
+ 3O
2
→ 2NO
2
-
+ 4H
+
+ 2H
2
O
2NO
2
-
+ O
2
→ 2NO
3
-
Suma:
2NH
4
+
+ 3O
2
+ 2NO
2
-
+ O
2
→ 2NO
2
-
+ 4H
+
+ 2H
2
O + 2NO
3
-
po redukcji wyrazów podobnych otrzymamy:
2NH
4
+
+ 4O
2
→ 4H
+
+ 2H
2
O + 2NO
3
-
- 4 -
23.
Uzgodnienie równania reakcji metodą bilansu elektronowego polega na znalezieniu atomów, które zmieniły swój stopień
utlenienia i rozpisaniu równań połówkowych z udziałem tych atomów (w równaniach połówkowych atomy muszą znajdować się
w takiej formie w jakiej istnieją w rzeczywistości):
+VI
0
Cr
2
O
7
2-
+ Zn + H
+
Cr
3+
+ Zn
2+
+ H
2
O
1
Cr
2
O
7
2-
+ 6e + 14H
+
2Cr
3+
+ 7H
2
O
3
Zn
Zn
2+
+ 2e
Cr
2
O
7
2-
+ 14H
+
+ 3Zn 2Cr
3+
+ 7H
2
O + 3Zn
2+
Uzgadniając równania połówkowe reakcji możemy dodawać jony wodorowe by związać atomy tlenu (jeżeli środowisko
reakcji jest kwasowe). Po zbilansowaniu równań połówkowych uzgadniamy ilości elektronów w każdym równaniu, a następnie
dodajemy je stronami. Po zredukowaniu wyrazów podobnych otrzymujemy zbilansowane równanie reakcji.
Rolę utleniacza w powyższej reakcji pełni
Cr
2
O
7
2-
(utleniacz zmniejsza swój stopień utlenienia), natomiast rolę reduktora
w tej reakcji pełni
Zn
.
24.
Manganian(VII) potasu w zależności od środowiska
redukuje się do:
Mn
2+
w środowisku kwaśnym
MnO
2
w środowisku obojętnym
MnO
4
2-
w środowisku alkalicznym
Łatwo zapamiętać przechodząc od środowiska
kwaśnego przez obojętne do alkalicznego, stopień
utlenienia manganu zmienia się od II, przez IV do VI.
Numer
probówki
Wzór związku manganu
Nazwa związku manganu
I
MnSO
4
siarczan(VI) manganu(II)
II
MnO
2
tlenek manganu(IV)
III
K
2
MnO
4
manganian(VI) potasu
25.
Na podstawie analizy przebiegu opisanego doświadczenia można stwierdzić, że im niższe jest pH roztworu, w którym
zachodzi redukcja manganianów(VII) (niższe pH oznacza bardziej kwaśny roztwór), tym
niższy
stopień utlenienia osiąga
mangan w wyniku tej redukcji.
26.
Bez względu czy mamy do czynienia z elektrolizą, czy z ogniwem, na anodzie
zawsze
zachodzi reakcja utleniania. W
reakcji: 2Zn + O
2
+ 2H
2
O → 2Zn(OH)
2
cynk ulega utlenieniu, anodą jest więc cynk, a żelazo (gwóźdź stalowy) jest katodą.
27.
W opisanym procesie cynk utlenia się, natomiast tlen ulega redukcji. Pisząc równania reakcji elektrodowych musimy
pamiętać, że ilość elektronów oddawana na anodzie musi się równać ilości elektronów pobieranych na katodzie:
(A): 2Zn → Zn
2+
+ 4e
(K) O
2
+ 2H
2
O + 4e → 4OH
-
28.
Rzędowość alkoholi określamy na podstawie rzędowości atomu węgla połączonego
z grupą hydroksylową. W podanym przykładzie grupa hydroksylowa musi być połączona
z III-rzędowym atomem węgla, czyli atomem węgla, który połączony jest z 3 innymi
atomami węgla:
CH
2
CH
2
OH
Otrzymany alkohol musi mieć 5 atomów węgla, więc do powyższego wzoru musimy dołączyć 1 atom węgla, a do
pozostałych wolnych wartościowości dołączyć atomy wodoru. Poszukiwanym alkoholem jest więc 2-metylobutan-2-ol. Alkohol
ten może powstać jedynie z 2-chloro-2-metylobutanu:
CH
3
H
2
O
CH
3
CH
3
CH
2
C
CH
3
+ KOH
CH
3
CH
2
C
CH
3
+ KCl
Cl
OH
- 5 -
CH
2
C
[ Pobierz całość w formacie PDF ]

Linki

: 2008 2 IPN - Pamięć i Sprawiedliwosc, IPN - PAMIĘĆ I SPRAWIEDLIWOŚĆ

: 2008 1 IPN - Pamięć i Sprawiedliwosc, IPN - PAMIĘĆ I SPRAWIEDLIWOŚĆ