kom-odp-pp2009

Pomoc, korepetycje i rozwiązywanie zadań z chemii

Omówione odpowiedzi do pytań maturalnych z chemii, poziom podstawowy

2009

Omówione i skomentowane odpowiedzi do pytao maturalnych z chemii, poziom podstawowy z 2009 roku.

Matura z chemii, poziom podstawowy

http://www.chemia.sos.pl/

Arkusze maturalne z chemii z poprzednich lat znajdziesz na stronie arkusze maturalne. Zapraszam również do pobrania materiałów pomocnych przy nauce i powtórkach przed maturą.

http://www.pobierz.chemia.sos.pl/

http:// www.chemia.sos.pl - Pomoc i korepetycje z chemii

- 1 -

1.

a) W zapis pierwiastka w postaci A

Z E , Z oznacza liczbę atomową (porządkową), wskazuje ona na ilość protonów w jądrze

pierwiastka (jednocześnie wskazuje na ilość elektronów), natomiast A wskazuje na liczbę masową pierwiastka, czyli

sumę protonów i neutronów w jądrze. Z treści zadania wynika, że Z=20, oraz A=20+20=40. W układzie okresowym

odnajdujemy, że pierwiastkiem o liczbie atomowej 20 jest wapń, Ca: 40

20 Ca

b) Wapń leży w 4 okresie i 2 grupie, posiada więc 4 powłoki (K, L, M i N), na ostatniej znajdują się 2 elektrony walencyjne.

Wszystkich elektronów ma 20, na 1 powłoce (K) mogą być tylko 2 i na ostatniej (M) również 2:

K2L

8M

8N

2

20 elektronów wapnia można również rozpisać na orbitalach. Mamy następujące typy orbitali:

s, p, d, f, na których może znaleźć się odpowiednio 2, 6, 10 i 14 elektronów. Wapń posiada następującą konfigurację

elektronową: 1s22s

22p

63s

23p

64s

2.

2.

Dla każdej reakcji chemicznej (również przemiany jądrowej) musi być spełnione prawo zachowania masy. Jeżeli rozpad

radu zachodzi zgodnie z równaniem: 226 A 4

88 Z 2Ra E He , to musi być spełniona zależność:

Z+2=88, czyli Z=86, oraz A+4=226, czyli A=222. W układzie okresowym pierwiastków odnajdziemy, że pierwiastkiem o liczbie

atomowej 86 jest radon, Rn:

Liczba masowa Z=86, liczba masowa A=222, symbol pierwiastka Rn.

3.

Istnieją 3 typy wiązań: jonowe, kowalencyjne lub metaliczne. Wiązania metaliczne tworzą się pomiędzy atomami metalu,

jonowe pomiędzy atomami których różnica elektroujemności jest większa od 1,7 ( >1,7), oraz kowalencyjne – pomiędzy

atomami o różnicy elektroujemności mniejszej od 1,7 (w zależności od różnicy elektroujemności rozróżniamy wiązania

kowalencyjne atomowe (homojądrowe, pomiędzy takimi samymi atomami), kowalencyjne spolaryzowane, oraz koordynacyjne

(powstałe w wyniku uwspólnienia pary elektronowej pochodzącej od jednego z atomów).

CaBr2: elektroujemność wapnia 1,0, elektroujemność bromu 2,8, =1,8>1,7. Wiązanie jonowe

Br2 wiązanie pomiędzy takimi samymi atomami, wiązanie kowalencyjne (atomowe, homojądrowe).

HBr elektroujemność wodoru 2,1; elektroujemność bromu 2,8, =0,7. Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane.

4.

W chlorku sodu NaCl, wiązanie pomiędzy sodem a chlorem jest jonowe (elektroujemność sodu 0,9; elektroujemność chloru

3,0, =2,1). Dlatego chlorek sodu:

Tworzy kryształy jonowe (a)

Rozpuszcza się w rozpuszczalnikach polarnych (c)

Topi się w wysokiej temperaturze (d)

Stopiony przewodzi prąd elektryczny (f)


- 2 -

5.

Chlor jest gazem, a więc pasuje tylko opis w punkcie d).

Magnez jest metalem, a więc jak wszystkie metale jest kowalny, ciągliwy, barwy srebrzystobiałej (poza nielicznymi wyjątkami).

Jony magnezu odpowiedzialne są za twardość wody. Do magnezu pasuje tylko opis w punkcie c).

Fosfor jest niemetalem, występuje w kilku odmianach alotropowych (biały, czerwony, fioletowy. Dla tego pierwiastka pasuje

opis w punkcie a).

Chlor d)

Magnez c)

Fosfor a)

6.

Tlenki niemetali (poza nielicznymi wyjątkami: SiO2, CO, N2O, NO) reagują z wodą tworząc kwasy. Kwasy tworzą też

wodorki niemetali 16 i 17 grupy (VI i VII grupy). W punkcie a) NO nie reaguje z wodą, w punkcie b) CaO jest tlenkiem

zasadowy, a w punkcie d) CO nie reaguje z wodą.

Po rozpuszczeniu w wodzie kwasy utworzą jedynie związki z punktu c).

7.

W chemii (podobnie jak w życiu) silniejszy wypiera słabszego (silny kwas wypiera slaby kwas z roztworu jego soli, silna

zasada wypiera słabszą z roztworu jej soli), oraz bardziej aktywny (reaktywny) wypiera mniej aktywny. Analizując podane

równania reakcji dochodzimy do wniosku, że chlor wypiera jod i brom z roztworu ich soli, czyli chlor jest bardziej aktywny

(reaktywny) od jodu i bromu. Brom wypiera jod z roztworu KI, ale jod nie wypiera bromu z KBr, czyli brom jest bardziej

reaktywny od jodu. Podane pierwiastki pod względem aktywności możemy uszeregować w następujący sposób:

I2 < Br2 < Cl2

8.

a) Z podanego opisu wynika, że najmniej gwałtownie z wodą reaguje lit i jest on najmniej aktywny. O wiele gwałtowniej

reaguje sód i potas, przy czym z opisu („potas zapala się przy zetknięciu z wodą”) wynika, że potas jest bardziej

aktywny od sodu. „Jeszcze gwałtowniej działają na wodę..” rubid i cez, czyli te metale są bardziej aktywne od potasu.

„Ten ostatni jest tak aktywny, że zapala się samorzutnie w zetknięciu z powietrzem nawet w nieobecności wody”,

oznacza to, że cez jest bardziej aktywny od rubidu. Podane metale pod względem aktywności tworzą następujący

szereg:

Li < Na < K <Rb < Cs

b) Litowce leżą w 1 grupie, są więc metalami I-wartościowymi, tworzą wodorotlenki o ogólnym wzorze MeOH. Z wodą

reagują wg równania reakcji:

2Me + 2H2O → 2MeOH + H2

9.

Porównując aktywność metali 1 grupy widzimy, że wraz ze wzrostem liczby atomowej aktywność wzrasta. W przypadku

niemetali (pierwiastki 17 grupy układu okresowego), aktywność maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej.

10. a) Jeżeli w próbówce nie zaobserwowano objawów reakcji, oznacza to, że miedź nie reaguje z kwasem solnym, czyli nie

wypiera wodoru z kwasów. W szeregu aktywności metali musi znajdować się za wodorem, natomiast jeżeli cynk

reaguje z kwasem solnym, to cynk w szeregu aktywności metali leży przed wodorem:

Na, Mg. Al., Zn, Fe, Sn, Pb, H2, Cu, Ag, Au

b) Metale leżące w szeregu aktywności przed wodorem z kwasem reagują tworząc sól i wydziela się wodór. Kwas solny

jest mocnym kwasem i w wodzie jest całkowicie zdysocjowany na jony wodorowe i chlorkowe. Udział w reakcji biorą

tylko jony wodorowe, które redukują się kosztem cynku:

Zn + 2H+ → Zn

2+ + H2↑

11. Chlorek wapnia jest solą kwasu beztlenowego. Sole takie można otrzymać między innymi w reakcji: metal + niemetal, kwas

+ metal, tlenek metalu + kwas, wodorotlenek metalu + kwas.

Ca + Cl2 → CaCl2

Ca + 2HCl → CaCl2 + H2

HCl + CaO → CaCl2 + H2O

HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2H2O


- 3 -

12. Mocne elektrolity tworzą wszystkie roztwory soli, wodorotlenków 1 i 2 grupy (za wyjątkiem wodorotlenku berylu i magnezu),

oraz kwasy: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4.

Z podanych przykładów mocne elektrolity znajdują się w punkcie d) (sole NaCl, Fe2(SO4)3 i mocny kwas HNO3)

13. Jeżeli tlenek węgla(II) jest wysokoenergetycznym paliwem, to podczas spalania CO musi wydzielać się energia na sposób

ciepła. Reakcja 1 jest egzotermiczna.

Jeżeli podczas ogrzewania KMnO4 wydziela się tlen, a po zaprzestaniu ogrzewania dalszy rozkład KMnO4 nie następuje, to

reakcja 2 musi być reakcją przebiegającą z pochłanianiem energii na sposób ciepła, czyli reakcją endotermiczną.

Wzrost temperatury reagentów świadczy, że wydziela się energia na sposób ciepła. Reakcja 3 jest reakcją egzotermiczną.

14. Szybkość reakcji w dużej mierze zależy od stopnia rozdrobnienia reagentów oraz od ich stężenia. Oczywiście im większy

stopień rozdrobnienia tym reakcja przebiega szybciej (bryłka węgla pali się długo i spokojnie, natomiast pył węglowy zmieszany

z powietrzem spala się wybuchowo). Wraz ze wzrostem stężenia wzrasta również szybkość reakcji.

W doświadczeniu z roztwarzaniem cynku spodziewamy się zatem, że szybciej przereaguje z kwasem pył cynkowy niż

granulki cynku. Dlatego granulki cynku będą reagowały najdłużej ( Probówka I- t1). Pył cynkowy z 20% roztworem HCl

przereaguje szybciej niż z 10% roztworem. Dlatego zawartość probówki II przereaguje najszybciej (t3).

Próbówka Czas

I t1

II t3

III t2

15. Roztwór nasycony to taki w którym w danej temperaturze nie można już więcej rozpuścić substancji rozpuszczanej. Jeżeli

rozpuszczalność siarczanu(VI) sodu w temperaturze 333K wynosi 44,7g, to znaczy, że w 100g wody rozpuści się 44,7g

siarczanu(VI) sou i ani grama więcej. Po ochłodzeniu roztworu do 313K, rozpuszczalność siarczanu wynosi w tej temperaturze

47,8g, co oznacza, że w roztworze tym mogło by się jeszcze rozpuścić 3,1g (47,8g-44,7g) siarczanu(VI) sodu. Jeżeli w

roztworze może rozpuszczać się dodatkowa ilość substancji, to roztwór taki nazywany jest nienasyconym.

a) Do 100g wody w temperaturze 333K dodano 44,7g Na2SO4 i otrzymano roztwór nasycony, po czym roztwór ten został

schłodzony do 313K i powstał roztwór nienasycony.

b) W przedziale temperatur 313K-353K wraz ze wzrostem temperatury najbardziej wzrasta rozpuszczalność NaNO3

(rozpuszczalność Na2SO4 maleje, a rozpuszczalność NaCl niewiele się zwiększa.

16. Rozpuszczalność to masa substancji jaka rozpuszcza się w 100g rozpuszczalnika, w określonej temperaturze, dając

roztwór nasycony. Z tabeli możemy odczytać, że w 100g wody rozpuszcza się (w temperaturze 353K) 37,9g NaCl. Możemy

więc zapisać:

w 100g wody rozpuszcza się 37,9g NaCl, to

w 50g wody rozpuszcza się x g NaCl. x=50g.37,9g/100g=18,95g.

W temperaturze 333K rozpuszczalność NaNO3 wynosi 123,7g. Jeżeli w 333K do 100g wody dodano 140g NaNO3, to na

dnie naczynia pozostanie 140g-123,7=16,3g nierozpuszczanej soli.

1. W 50g wody w temperaturze 353K można maksymalnie rozpuścić 18,95g NaCl

2. Do zlewki, w której znajdowało się 140g stałego NaNO3, dodano 100g wody. Zlewkę ogrzano do 333K, a jej

zawartość wymieszano. Na dnie naczynia pozostało 16,3g soli.


- 4 -

17. Tlenek sodu jest tlenkiem zasadowym i reagującym z wodą. W wyniku reakcji z wodą powstaje wodorotlenek sodu (wodny

roztwór wodorotlenku sodu ma odczyn alkaliczny i barwi fenoloftaleinę na malinowo).

Siarczan miedzi jest solą słabej zasady (Cu(OH)2). Po dodaniu do roztworu CuSO4 mocnej zasady potasowej, wydziela się

nierozpuszczalny, galaretowaty, niebieski osad wodorotlenku miedzi(II).

a)

Barwa roztworu przed reakcją Barwa roztworu po reakcji

Roztwór bezbarwny Roztwór o barwie malinowej

b) Wydzielanie się nierozpuszczalnego, galaretowatego osadu barwy niebieskiej.

18. Kwas solny i wodorotlenek sodu są mocnymi elektrolitami (w wodzie są zdysocjowane całkowicie) więc reagują ze sobą

jedynie jony wodorowe i hydroksylowe tworząc wodę. W probówce III mamy do czynienia również z mocnymi elektrolitami.

Reagują ze sobą jony miedzi(II) i jony wodorotlenowe, tworząc nierozpuszczalny wodorotlenek miedzi(II):

Probówka II: H+ + OH

- → H2O

Probówka III: Cu2+

+ 2OH- → Cu(OH)2

19. W reakcji tlenku sodu (tlenek zasadowy) z wodą powstaje wodorotlenek sodu, dlatego odczyn wodnego roztworu w

probówce I będzie zasadowy (alkaliczny)

W probówce II reaguje ze sobą kwas solny z wodorotlenkiem sodu:

HCl + NaOH → NaCl + H2O

Z równania reakcji wynika, że kwas solny z wodorotlenkiem sodowym reagują w stosunku 1:1.

W probówce znajduje się (CM=n/V) n=CMV=0,1mol/dm3.5cm

3=0,5mmoli NaOH, do którego wprowadzono

n=0,1mol/dm3.

5cm3=0,5mmola HCl. Reagują ze sobą stechiometryczne ilości kwasu i zasaday, dlatego odczyn roztworu w

probówce II będzie obojętny.

Odczyn roztworu w probówce I: zasadowy

Odczyn roztworu w probówce II: obojętny.

20. Ca(OH)2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + 2NaOH

Z tabeli rozpuszczalności wynika, że w roztworze nie mogą istnieć jednocześnie jony wapniowe obok jonów węglanowych. Z

roztworu wytrąci się nierozpuszczalny węglan wapnia


- 5 -

21. Reduktor to taka substancja która oddaje elektrony, sama się przy tym utlenia (pierwiastek w reduktorze z większa swój

stopień utlenienia), natomiast utleniacz pobiera elektrony, czyli sam się redukuje (zmniejsza swój stopień utlenienia):

Al2O3 + 3Cl2 + 3C 2AlCl3 + 3CO0 0 -I +II

Rozpisując stopnie utlenienia pierwiastków widzimy, że chlor zmniejszył swój stopień utlenienia (zredukował się), czyli

przyjął elektrony, jest więc utleniaczem. Węgiel zwiększył swój stopień utlenienia (utlenił się), oddał elektrony, jest więc

reduktorem.

B węgiel jest reuktorem

22. Aby uzupełnić równanie reakcji metodą bilansu elektronowego musimy najpierw znaleźć atomy, które zmieniły swój stopień

utlenienia:

CaSO4 + C + SiO2 temp.

CaSiO3 + SO2 + CO2

VI IV0 IV

CaSO4 + 2e + 2H+ + SiO2 SO2 + CaSiO2 + H2O

C + 2H2O CO2 + 4H+ + 4e

2

2CaSO4 + 4H+ +2SiO2 + C + 2H2O 2SO2 + 2CaSiO3 + 2H2O + CO2 + 4H+

W kolejnym kroku zapisujemy reakcje połówkowe (reakcje te niektórzy zapisują biorąc pod uwagę tylko atomy, które

zmieniły swój stopień utlenienia). Uczmy się jednak zapisywać reakcje biorąc pod uwagę rzeczywiste cząsteczki, które

występują w reakcji. Po zredukowaniu wyrazów podobnych otrzymamy:

2CaSO4 + 2SiO2 + C → 2CaSiO3 + 2SO2 + CO2

23. Etan jest alkanem, czyli związkiem mało reaktywnym. Reaguje jedynie z chlorem i bromem po ogrzaniu lub podczas

naświetlania światłem UV, Eten natomiast jest alkenem, czyli związkiem zawierającym wiązanie podwójne. Do wiązania

podwójnego łatwo i szybko ulega addycji brom (woda bromowa)

24. Równanie I: CH4(g) + H2O(g) → CO(g) + 3H2(g)

Równanie II: CO(g) + H2O(g) → CO2(g) + H2(g)

W temperaturze 1025K wszystkie reagenty i produkty występują w postaci gazowej (zaznaczone to jest również w równaniu

reakcji). Zgodnie z hipotezą Avogadro w jednakowych warunkach ciśnienia i temperatury równe ilości gazów zawierają

jednakowe ilości cząsteczek. Czyli jednakowe ilości gazów zajmują jednakową objętość (w tych samych warunkach ciśnienia i

temperatury). Z równania I wynika, że reakcji ulega 1 mol CH4 z 1 molem H2O dając 1 mol CO i 3 mole H2. Można powiedzieć,

że 1 objętość metanu z 1 objętością pary wodnej tworzy 1 objętość CO i 3 objętości wodoru.

a) 4 2 2CH H O CO HV : 1V :: V : V 1:1: 3

b) Równanie reakcji II: CO(g) + H2O(g) → CO2(g) + H2(g)

Sumaryczne równanie reakcji I i II otrzymamy dodając te dwa równania do siebie stronami:

CH4 + H2O + CO + H2O → CO + 3H2 + CO2 + H2 a po uporządkowaniu otrzymamy:

CH4 + 2H2O → 4H2 + CO2


- 6 -

25. W reakcji I etenu z chlorem widzimy, że powstaje tylko jeden produkt A, jest to więc reakcja addycji (chlor ulega addycji do

podwójnego wiązania). W reakcji II powstaje chlorek winylu i produkt B. Z bilansu masy wynika, że produkt B jest

chlorowodorem. Cząsteczka HCl została eliminowana ze związku A.

a) Wzór półstrukturalny (grupowy) substancji A: CH2Cl-CH2Cl

Wzór substancji B: HCl

b) Typ reakcji I – reakcja addycji

Typ reakcji II: reakcja eliminacji.

26.

CH3CHO + NH3 + H2

NiCH3CH2NH2 + H2O

44,05g 22,4dm3

77,0g x Z równania reakcji wynika, że acetaldehyd (etanal) reaguje z 1molem amoniaku. Amoniak jest gazem i 1 mol amoniaku w

warunkach normalnych zajmuje objętość 22,4dm3. Możemy ułożyć więc proporcję, z której wynika, że:

x=77,0g.22,4dm

3/44,05g=39,2dm

3.

27. Jeżeli związek A organiczny reaguje z metalami, tlenkami metali i wodorotlenkami tworząc sole, to musi być kwasem

karboksylowym. Kwas ten po odjęciu wody daje CO, czyli wzór sumaryczny tego kwasu otrzymamy dodając algebralicznie

cząsteczkę wody do cząsteczki CO: 2

2 2

CO

H O

H CO. Kwasem tym jest kwas mrówkowy (metanowy), jedyny kwas karboksylowy, który

ulega reakcji Tollensa ponieważ posiada charakterystyczne ugrupowania –CHO, tak jak aldehydy:

HO-CHO + Ag2O → CO2 + 2Ag + H2O.

Związkiem B jest aldehyd (jest reduktorem, daje pozytywny wynik prób Tollensa i Trommera, w wyniku redukcji powstaje

toksyczny alkohol). Jedynym aldehydem gazowym w warunkach normalnych jest metanal (aldehyd mrówkowy).

Wzory strukturalne związków A i B:

Związek A Związek B

H C

O

O

H

H C

H

O

28. W reakcji węgliku wapnia (karbidu) z wodą powstaje etyn (acetylen): HCCH. Redukcja (uwodornienie) acetylenu wodorem

w stosunku 1:1 tworzy eten H2C=CH2. Addycja wody do etenu prowadzi do etanolu:

CH CH CH2

CH2

CH3

CH2

OH

CaC2

H2O

-Ca(OH)2

H2/Pt

(1mol) H2O/H+

Wzory skondensowane (grupowe) związków: A, B i C:

A B C

CH CH CH2

CH2

CH3

CH2

OH

29.

Stężenie molowe liczone jest ze wzoru M

nC

V

m

MV (skorzystaliśmy z zależności n=m/M). Masa molowa glicyny:

C2H5NO2 M=75,07g/mol. Przekształcając wzór względem m i podstawiając dane do wzoru otrzymamy:

m=CMMV=0,5mol/dm3.

75,07g/mol.0,1dm

3=3,75g.


- 7 -

30. a) Jeżeli w glicynie znajduje się grupa o charakterze kwasowym, oraz grupa o charakterze zasadowym, to glicyna musi

reagować z mocną zasadą i mocnym kwasem (glicyna ma właściwości amfoteryczne). Z proponowanego zestawu

mocną zasadą jest wodorotlenek sodu, a mocnym kwasem kwas solny:

W glicynie znajduje się grupa o charakterze kwasowym (glicyna jest kwasem), czyli jeżeli do roztworu NaOH z dodatkiem

fenoloftaleiny (roztwór o barwie malinowej) dodamy glicyny, roztwór powinien się odbarwić.

W glicynie znajduje się również grupa zasadowa (czyli glicyna jest również zasadą). Jeżeli do roztworu kwasu z dodatkiem

oranżu metylowego (roztwór o barwie czerwonej) dodamy zasady, to roztwór zmieni barwę z czerwonej na pomarańczową

(czasami nazywa się ją cebulową, czyli pośrednią pomiędzy czerwoną a żółtą).

b) W probówce pierwszej następuje odbarwienie roztworu.

W probówce drugiej następuje zmiana zabarwienia z czerwonej na pomarańczową.

c) W probówce I potwierdzono obecność grupy o charakterze kwasowym

W probówce II potwierdzono obecność grupy o charakterze zasadowym

Documents

kom-odp-pp2009