KURS MATURALNY

Z CHEMII

WYTŁUMACZENIE TEORII

ROZWIĄZANIA ZADAŃ

OMÓWIENIE MATUR

www.zdajechemie.pl

www.zdajechemie.pl

2

Wszelkie prawa zastrzeżone. Nieautoryzowane rozpowszechnianie całości lub fragmentu

niniejszej publikacji w jakiejkolwiek postaci jest zabronione. Wykonywanie kopii metodą

kserograficzną, fotograficzną, a także kopiowanie kursu na nośniku filmowym,

magnetycznym lub innym powoduje naruszenie praw autorskich niniejszej publikacji.

Autor dołożył wszelkich starań, by zawarte w tym kursie informacje były kompletne

i rzetelne. Nie bierze jednak żadnej odpowiedzialności ani za ich wykorzystanie, ani za

związane z tym ewentualne naruszenie praw autorskich. Autor nie ponosi również żadnej

odpowiedzialności za ewentualne szkody wynikłe z wykorzystania informacji zawartych

w kursie.

SPIS TREŚCI

www.zdajechemie.pl

3

SPIS TREŚCI

Chemia nieorganiczna

1. Mol

2. Stechiometria wzorów chemicznych

3. Stechiometria równań chemicznych

3.1.Stosunek stechiometryczny

3.2.Wydajność reakcji

3.3.Stosunek niestechiometryczny

4. Stężenia

4.1.Stężenie procentowe

4.2.Stężenie molowe

4.3.Stężenie masowe

4.4.Przeliczanie stężeń

4.5.Rozcieńczanie i zatężanie roztworów.

4.6. Mieszanie roztworów

4.7. Rozpuszczalność

5. Hydraty

6. Budowa atomu

7. Konfiguracje elektronowe

8. Liczby kwantowe

9. Położenie w układzie okresowym a właściwości pierwiastków

10. Wiązania chemiczne

11. Geometria cząsteczek

11.1. Hybrydyzacja

11.2. Moment dipolowy

12. Klasyfikacja związków nieorganicznych

12.1. Wodorki

12.2. Tlenki

12.3. Wodorotlenki

12.4. Kwasy

12.5. Sole

12.6. Wodorosole i hydroksosole

13. Amfoteryczność

14. Procesy związane z wymianą elektronów

14.1. Stopnie utlenienia pierwiastków

14.2. Reakcje redoks

14.3. Związki manganu

14.4. Związki chromu

14.5. Reakcje kwasów utleniających z metalami

SPIS TREŚCI

www.zdajechemie.pl

4

15. Procesy w roztworach wodnych

15.1. Dysocjacja

15.2. Stała i stopień dysocjacji, prawo rozcieńczeń Ostwalda

15.3. Wykładnik stężenia jonów wodorowych – pH

15.4. Miareczkowanie

15.5. Roztwory buforowe

16. Teorie kwasowo-zasadowe

17. Hydroliza

18. Iloczyn rozpuszczalności

19. Szybkość reakcji chemicznych

20. Procesy równowagowe – Równowaga reakcji

21. Procesy równowagowe – Reguła przekory

22. *Efekty energetyczne reakcji

23. *Elektrochemia

24. *Elektroliza

25. *Promieniotwórczość

Rozdziały oznaczone gwiazdką (*) obowiązują dla uczniów zdających starą podstawę

programową.

Chemia organiczna

1. Węglowodory alifatyczne

1.1. Alkany

1.2. Cykloalkany

1.3. Alkeny

1.4. Alkiny

2. Węglowodory aromatyczne

3. Alkohole i fenole

3.1. Alkohole monohydroksylowe

3.2. Alkohole polihydroksylowe

3.3. Fenole

4. Aldehydy i ketony

5. Kwasy karboksylowe

6. Estry i tłuszcze

6.1. Estry niższych kwasów karboksylowych

6.2. Estry wyższych kwasów karboksylowych- tłuszcze

6.3. Estry kwasów nieorganicznych

SPIS TREŚCI

www.zdajechemie.pl

5

7. Aminokwasy i białka

7.1. Aminokwasy

7.2. Białka

8. Aminy i amidy

8.1. Aminy

8.2. Amidy

9. Cukry

10. Mechanizmy reakcji

11. Izomeria optyczna

CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA

LEKCJA 1: MOL

www.zdajechemie.pl

6

CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA

LEKCJA 1

Mol

CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA

LEKCJA 1: MOL

www.zdajechemie.pl

7

Do rozwiązywania zadań dotyczących moli musimy wiedzieć, czym jest:

mol,

masa molowa,

objętość molowa gazów w warunkach normalnych,

równanie Clapeyrona.

Mol, czyli każdy słyszał, ale nie każdy rozumie.

Mol jest to nazwa konkretnej ilości. Podobnie jak tuzin = 12 sztuk, tak 1 𝑚𝑜𝑙 = 6,02 ∙ 1023

sztuk. Liczba 6,02 ∙ 1023 nazywana jest liczbą Avogadra i oznaczana 𝑁𝐴 .

𝟏 𝒎𝒐𝒍 = 𝟔,𝟎𝟐 • 𝟏𝟎𝟐𝟑

Słowo mol jest więc zaszyfrowaniem liczby 6,02 ∙ 1023 . Aby ułatwić rozwiązywanie zadań,

upewnij się, czy umiesz również rozpoznawać czym jest atom, a czym cząsteczka.

Atom to najmniejsza część materii. Aby stworzyła się cząsteczka muszą połączyć się co

najmniej 2 atomy.

𝑯𝟐 → 1 cząsteczka wodoru, 2 atomy wodoru

𝟑𝑯𝟐 → 3 cząsteczki wodoru, 6 atomów wodoru (każda cząsteczka składa się z 2

atomów zatem 3 ∙ 2 = 6)

𝑭𝒆 → 1 atom żelaza

𝟐𝑭𝒆 → 2 atomy żelaza

Ale:

1 mol H2 → 6,02 ∙ 1023 cząsteczek H2 → 2 ∙ 6,02 ∙ 1023

atomów H

3 mole H2 → 3∙ 6,02 ∙ 1023

cząsteczek H2 → 6 ∙ 6,02 ∙ 1023

atomów H

1 mol Fe → 6,02∙ 1023

atomów Fe

2 mole Fe → 2∙ 6,02 ∙ 1023

atomów Fe

Słowo mol zamieniamy na liczbę 6,02 ∙ 1023

i gotowe. W zadaniach maturalnych zwracaj

uwagę na to, czy pytanie dotyczy konkretnej ilości cząsteczek/atomów, czy ilości moli.

CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA

LEKCJA 1: MOL

www.zdajechemie.pl

8

Czym jest masa molowa?

Masa molowa to wartość, którą odczytasz z układu okresowego. Dzięki niej wiemy ile gram

waży 1 mol pierwiastka, czyli ile gram waży 6,02 ∙ 1023

atomów tego pierwiastka. Wyraża

się w jednostce [g/mol].

Przykład:

M Mg = 24 g/mol → Oznacza to że 1 mol waży 24 g, a to oznacza że 6,02 ∙ 1023

atomów Mg

waży 24 g.

𝑀𝐻2𝑆𝑂4= 98g/mol → Oznacza to, że 1 mol H2SO4 waży 98 g, czyli 6,02 ∙ 10

23 cząsteczek

H2SO4 waży 98 g.

Objętość gazów w warunkach normalnych.

Warunki normalne to określone warunki ciśnienia i temperatury. W warunkach normalnych

temperatura (T) wynosi 273 K (0oC), natomiast ciśnienie (p) wynosi 1013 hPa. Aby zamienić

oC na K wystarczy do wartości Celsjusza dodać 273 K.

Przykład:

25 oC = 25 + 273K= 298 K

-5 oC = -5 + 273K= 268 K

Uwaga: W warunkach normalnych 1 mol gazu zawsze zajmuje objętość 𝟐𝟐,𝟒 𝒅𝒎𝟑!

Zależność ta jest prawdziwa tylko i wyłącznie dla gazów i tylko i wyłącznie dla warunków

normalnych.

Podsumowując powyższe wiadomości, wiedząc że mamy do czynienia np. z 1 molem NH3 w

warunkach normalnych możemy wypisać następujące informacje:

1 MOL NH3

L. moli L. cząsteczek L. atomów Masa Objętość

1 6,02 ∙ 1023

4 ∙ 6,02 ∙ 1023

17 g 22,4 dm3

CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA

LEKCJA 1: MOL

www.zdajechemie.pl

9

W zależności od informacji podanych w zadaniu będziemy tworzyć odpowiednie proporcje,

wiedząc że pomiędzy powyższymi wartościami można napisać znak równości.

Równanie Clapeyrona – kiedy z niego korzystać?

Jeżeli mamy do czynienia z innymi warunkami niż normalne, korzystamy ze wzoru:

𝒑𝒗 = 𝒏𝑹𝑻,

gdzie:

p- ciśnienie (hPa)

v- objętość (dm3)

n- liczba moli (mol)

R- stała gazowa = 83,1 ℎ𝑃𝑎∙𝑑𝑚 3

𝑚𝑜𝑙 ∙𝐾

T- temperatura (K)

Przydatnym wzorem będzie również:

𝒅 =𝒎

𝒗,

gdzie:

d- gęstość

m- masa roztworu

v- objętość roztworu

O czym pamiętać rozwiązywać zadania na proporcje?

A. Zapisując proporcje dane występujące pod sobą (lub obok siebie) muszą mieć takie

same jednostki np.:

1 mol − 2 g x moli − 4 g

Powyższa proporcja zapisana jest poprawnie.

1 mol − 2 mole 2 dm3 − x dm3

Powyższa proporcja zapisana jest poprawnie.

1 mol − 2 g 4 g − x moli

CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA

LEKCJA 1: MOL

www.zdajechemie.pl

10

Powyższa proporcja zapisana jest niepoprawnie, ponieważ dane z tymi samymi jednostkami

występują po przekątnych.

1 mol − 2 g

10 dm3 − x g

Powyższa proporcja zapisana jest niepoprawnie bo posiada pomieszane dane (mol

porównujemy z dm3).

B. W pytaniu do zadania tak naprawdę jest już zawarta informacja na temat proporcji,

którą musimy zapisać. Pierwsza proporcja (ta niewiadoma, zawierająca x) to proporcja

zawarta w pytaniu zadania. Druga proporcja to proporcja, którą piszemy na podstawie

swojej wiedzy (masy molowe, objętość w warunkach normalnych, wcześniej

obliczone dane).

Np. w zadaniu: „Jaką liczbę moli stanowi 8 g amoniaku?” mamy zawartą informację, że

musimy zapisać proporcję x liczby moli NH3 – 8 g NH3. Poza tym na podstawie mas

molowych wiemy, że 1 mol amoniaku waży 17g. Otrzymujemy więc proporcję:

x moli − 8 g 1 mol − 17 g

C. Nigdy nie rób zadań ucząc się ich na pamięć. Warto wszystkie informacje rozpisywać,

narysować co się dzieje i wtedy na pewno zrozumiesz o co pytają w zadaniu.

CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA

LEKCJA 1: MOL

www.zdajechemie.pl

11

ZADANIA

Zadanie 1:

Jaką liczbę moli stanowią 2 atomy?

Ze znajomości definicji mola wiemy, że 1 mol = 6,02 ∙ 1023

atomów. Układamy więc

proporcję:

1 mol − 6,02 ∙ 1023 atomów x moli − 2 atomy

x = 2∙1 𝑚𝑜𝑙

6,02∙1023 = 2 𝑚𝑜𝑙𝑒

6,02∙1023 = 0,2∙ 101

6,02∙1023 = 0,2

6,02 ∙

101

1023 = 0,033 ∙ 10-22

Odpowiedź: 2 atomy stanowią 0,033 ∙ 10-22

liczbę moli.

Zadanie 2

W ilu gramach CO2 zawarte jest tyle samo atomów tlenu co w 15 g MgO?

Krok 1:

Obliczamy liczbę atomów tlenu zawartą w 15 g MgO (ponieważ sformułowanie „tyle samo”

nic nam nie mówi). Obliczamy początkowo masę molową MgO.

MMgO = 40 g/mol

Skoro wiemy że 1 mol cząsteczki MgO zawiera 1 mol atomów tlenu czyli 6,02 ∙ 1023

atomów

tlenu , ale też, że 1 mol MgO waży 40 g możemy ułożyć zależność, że

40g MgO = 1 mol O = 6,02 ∙ 1023

atomów O

i układamy proporcję:

40 g MgO − 6,02 ∙ 1023 atomów 𝑂15 g MgO − x atomów O

x = 2,26 ∙ 1023

atomów O.

Krok 2:

Obliczamy w ilu gramach CO2 zawarte jest 2,26 ∙ 1023

atomów O. Obliczamy początkowo

masę molową CO2.

𝑀𝐶𝑂2 = 44 g/mol

Wiemy, że 1 mol CO2 waży 44 g, ale też, że w 1 molu CO2 zawarte są 2 mole atomów O, a

więc 2 ∙ 6,02 ∙ 1023

atomów O. Możemy więc ułożyć zależność, że

CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA

LEKCJA 1: MOL

www.zdajechemie.pl

12

44g CO2 = 2 mole O = 2 ∙ 6,02 ∙ 1023

atomów O

i układamy proporcję:

44 g CO2 − 2 ∙ 6,02 ∙ 1023 atomów 𝑂

x g CO2 − 2,26 ∙ 1023 atomów 𝑂

x = 8,26 g CO2.

Odpowiedź: W 8,26 gramach CO2 zawarte jest tyle samo atomów tlenu, co w 15 g MgO.

Zadanie 3

W ilu dm3 NH3 odmierzonego w warunkach normalnych zawarte jest 0,25 g azotu?

Wiemy, że 1 mol gazu odmierzonego w warunkach normalnych zajmuje objętość 22,4 dm3.

Obliczamy masę molową atomu N i cząsteczki NH3.

𝑀𝑁𝐻3= 17 g/mol

MN = 14 g/mol

Wiemy, że 1 mol cząsteczki NH3 waży 17 g, zajmuje objętość 22,4 dm3 i zawiera 14 g N.

Możemy więc ułożyć zależność że:

1 mol NH3 = 22,4 dm3 NH3 = 14 g N

i ułożyć proporcję:

22,4 dm3 NH3 − 14 g N

x dm3 NH3 − 0,25 g N

x = 0,4 dm3 NH3

Odpowiedź: 0,25 g azotu zawarte jest w 0,4 dm3 NH3.

Zadanie 4

W jakiej objętości tlenku siarki (IV) w warunkach normalnych znajduje się taka sama

liczba cząsteczek, jaką zawiera 20 dm3

tlenu odmierzonego w temperaturze 320 K pod

ciśnieniem 1000hPa?

Krok 1:

Obliczamy liczbę cząsteczek (ponieważ słowo „taka sama” nic nam nie mówi). Zadanie

robimy od końca, czyli obliczamy jaką liczbę cząsteczek zawiera 20 dm3

tlenu. Warunki są

inne niż normalne więc używamy wzoru Clapeyrona:

𝑝𝑣 = 𝑛𝑅𝑇

CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA

LEKCJA 1: MOL

www.zdajechemie.pl

13

v= 20 dm3 ,

T= 320 K ,

p= 1000hPa ,

R=83,1 ℎ𝑃𝑎 ∙ 𝑑𝑚 3

𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐾

Przekształcamy wzór aby na podstawie danych obliczyć n (liczbę moli):

𝑛 =𝑝𝑣

𝑅𝑇

Po podstawieniu do wzoru:

𝑛 = 0,75 𝑚𝑜𝑙𝑎

Obliczamy z proporcji jaką liczbę cząsteczek stanowi 0,75 mola na postawie znajomości

liczby Avogadra.

1 mol − 6,02 ∙ 1023 cząsteczek0,75 mola − x

x = 4,5 ∙ 1023

cząsteczek

Krok 2:

Obliczamy objętość tlenku siarki (IV), znając już ilość cząsteczek. Korzystamy z prawa

gazów w warunkach normalnych.

Wiedząc że 1 mol = 22,4 dm3, ale też że 1 mol = 6,02 ∙ 10

23 cząsteczek, możemy ułożyć

zależność:

1 mol = 22,4 dm3 = 6,02 ∙ 10

23

Piszemy zatem następującą proporcję:

22,4 dm3 − 6,02 ∙ 1023 cząsteczek

x − 4,5 ∙ 1023 cząsteczek

x = 16,74 dm3 CO2

Odpowiedź: Taka sama ilość cząsteczek, co w 20 dm3 tlenu w temperaturze 320 K i pod

ciśnieniem 1000 hPa obecna jest w 16,74 dm3 SO2 odmierzonego w warunkach normalnych.

CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA

LEKCJA 1: MOL

www.zdajechemie.pl

14

ZADANIA MATURALNE

Maj 2016 (stara podstawa programowa)

Wiemy, że w warunkach normalnych dla gazów 1 𝑚𝑜𝑙 = 22,4 𝑑𝑚3. W zadaniu zakładamy,

że mamy do czynienia z 1 molem gazu.

Krok 1:

Na podstawie danych z pierwszej części zadania obliczamy objętość (𝑣). Korzystamy z

równania Clapeyrona ponieważ warunki są inne niż normalne.

Zakładamy, że 𝑛 = 1 𝑚𝑜𝑙.

𝑇 = 25°𝐶 = 273𝐾 + 25 = 298 𝐾

𝑝𝑣 = 𝑛𝑅𝑇

𝑣 =𝑛𝑅𝑇

𝑝= 24,46 𝑑𝑚3

Krok 2:

Wiemy, że 1 𝑚𝑜𝑙 gazu w tych warunkach zajmuje objętość równą 24,46 𝑑𝑚3.

Korzystamy ze wzoru:

𝑑 =𝑚

𝑣

i wyznaczmy masę, czyli:

𝑚 = 𝑣 ∙ 𝑑

𝑚 = 24,46 𝑑𝑚3 ∙ 1,15𝑔

𝑑𝑚3= 28,13 𝑔

Skoro dane te były obliczane dla 1 𝑚𝑜𝑙𝑎 możemy wywnioskować, że 𝑚 = 𝑀(masa molowa).

CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA

LEKCJA 1: MOL

www.zdajechemie.pl

15

Krok 3:

Liczymy gęstość w warunkach normalnych ze wzoru: 𝑑 =𝑚

𝑉

Wszystko nadal liczmy dla 1 𝑚𝑜𝑙𝑎 substancji:

𝑚 dla 1 𝑚𝑜𝑙𝑎 substancji to masa molowa (𝑀 = 28,13𝑔)

𝑣 dla 1 𝑚𝑜𝑙𝑎 w warunkach normalnych to stała 22,4 𝑑𝑚3

𝑑 =28,13𝑔

22,4 𝑑𝑚3= 1,26

𝑔

𝑑𝑚3

Odpowiedź: Gęstość tego gazu w warunkach normalnych wynosi 1,26𝑔

𝑑𝑚 3.

Maj 2015 (nowa podstawa programowa)

W informacji do zadania podana jest średnia masa atomowa Br = 79,90 u. Musimy obliczyć

masę cząsteczki Br2 :

79,90 u ∙ 2 = 159,8 u = 159,8 g/mol

Obliczamy masę 1 cząsteczki Br2 znając liczbę Avogadra.

1 mol Br2 = 6,02 ∙ 1023

cząsteczek Br2 = 159,8 g Br2

159,8 g Br2 − 6,02 ∙ 1023 cząsteczek Br2 x g Br2 − 1 cząsteczka

x = 159,8 𝑔

6,02∙1023 = 1,598 𝑔 ∙ 102

6,02 ∙ 1023 = 0,265 ∙ 10-21

CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA

LEKCJA 1: MOL

www.zdajechemie.pl

16

Maj 2010

a) 𝑝 = 2000 𝑀𝑃𝑎

Ciśnienie jest takie same jak w zbiorniku z substancją x, ponieważ:

𝑉𝑥 = 𝑉𝑦

𝑇𝑥 = 𝑇𝑦

𝑛𝑥 = 𝑛𝑦

a równanie Clapeyrona wygląda następująco:

𝑝𝑉 = 𝑛𝑅𝑇, gdzie 𝑅 jest stałą.

Jeżeli wszystkie wartości z tego równania i w przypadku substancji X i substancji Y są takie

same, to i 𝑝 będzie takie same. Masa molowa jest tu nieistotna.

b)

Krok 1:

Obliczamy ilość moli (𝑛) przed wzrostem 𝑇 korzystając z równania Clapeyrona.

𝑝𝑉 = 𝑛𝑅𝑇

n = 𝑝𝑣

𝑅𝑇

𝑛 =𝑝𝑉

𝑅𝑇=

2000 ℎ𝑃𝑎 ∙ 2 𝑑𝑚3

83,1ℎ𝑃𝑎 ∙ 𝑑𝑚3

𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐾∗ 481,3𝐾

= 0,1 𝑚𝑜𝑙𝑎

CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA

LEKCJA 1: MOL

www.zdajechemie.pl

17

W trakcie wzrostu temperatury liczba moli nie ulega zmianie, więc obliczoną liczbę moli

n=0,1 mola wykorzystujemy do kolejnych obliczeń.

Krok 2:

Obliczamy 𝑝, po wzroście 𝑇.

𝑝𝑉 = 𝑛𝑅𝑇

𝑝 =𝑛𝑅𝑇

𝑉=

0,1𝑚𝑜𝑙𝑎 ∙ 83,1ℎ𝑃𝑎 ∙ 𝑑𝑚3

𝑚𝑜𝑙 ∙ 𝐾∙ (481,3𝐾 + 100𝐾)

2 𝑑𝑚3= 2415,3 ℎ𝑃𝑎

Odpowiedź: Po wzroście temperatury ciśnienie wyniesie 2415,3 ℎ𝑃𝑎.

Korzystamy ze wzoru:

𝑑 =𝑚

𝑉

Zakładając, że mamy do czynienia z 1 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑚:

1 𝑚𝑜𝑙 w warunkach normalnych = 22,4 𝑑𝑚3

𝑚 = M (masa molowa) bo dotyczy 1 𝑚𝑜𝑙𝑎

𝑀𝑥 = 2𝑀𝑦 → zgodnie z informacjami do zadania

Pamiętaj, żeby zadania robić w najprostszy możliwy sposób. Nie jest konieczne

wyprowadzanie żadnych równań.

Jeżeli wiemy, że masa X jest 2 razy większa od masy Y, możemy po prostu założyć, że

MX = 2g , MY = 1g i podstawić do wzoru na gęstość:

𝑑𝑥 =2

22,4 = 0,089

𝑑𝑦 =1

22,4 = 0,045

Widzimy, że większą gęstość ma związek X.

CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA

LEKCJA 1: MOL

www.zdajechemie.pl

18

Maj 2007

Krok 1

Obliczamy ile 𝑔 tytanu i glinu wchodzi w skład gwoździa.

120 g − 100 %x − 85 %

120 g − 100 %

x − 8 %

𝑥 = 102𝑔 𝑇𝑖 𝑥 = 9,6𝑔 𝐴𝑙

Krok 2:

Zamieniamy gramy na mole korzystając z mas molowych MT i= 48 g/mol , MAl = 27 g/mol.

1mol Ti − 48 gx − 102𝑔 𝑇𝑖

1 mol Al − 27 g

x − 9,6 𝑔

𝑥 = 2,125 𝑚𝑜𝑙𝑖 𝑥 = 0,36 𝑚𝑜𝑙𝑖