Stała równowagi reakcji biegnącej w fazie gazowej według rownania SO2+NO2 SO3+NO w pewniej temperaturze T wynosi 1,0. Do zbiornika wprowadzono 2,70 mola SO2 oraz pewną liczbę moli NO2. Po ustaleniu się stanu równowagi w temperaturze T okazało się, że układ zawiera 0,9 mola SO3. Ustal na podstawie odpowiednich obliczeń, ile moli NO2 znajdowało się w mieszanine wprowadzonej do zbiornika. Wynik podaj z dokładnością do 2 miejsc po przecinku. Odpowiedź 1,35 mola NO2. Nie do końca rozumiem ten typ zadań. Próbowałam policzyć to w oparciu o to, że przereagowało 1,8 mola SO2 więc powstało tyle samo SO3 i NO. Potem podstawiałam to pod równanie na K 1=1,8×1,8/0,9x Ale z tego wychodzi x=3,6 czyli początkowo musiałoby być jeszcze więcej NO2 . Może ma ktoś jakiś pomysł i chciałby się podzielić? Będę wdzięczna za wytłumaczenieStan równowagi reakcji (10) opisuje stała K b: stała dysocjacji zasady B. 𝐾 = [𝐻 +][𝑂𝐻−] [ ] (12) Stała dysocjacji kwasu i zasady jak każda stała równowagi zależy zarówno od układu (rodzaju elektrolitu i rozpuszczalnika) jak i od temperatury. Im większa stała dysocjacji tym mocniejszy kwas lub zasada.
czywisto ści równowagi reakcji nie zawsze pozwalaj ą nam na takie podej ście. Stan równowagi nie jest stanem statycznym (jedynie zewn ętrzna obserwacja sugeruje stwierdzenie, że reakcja nie zachodzi). W rzeczywisto ści mamy do czynienia ze stanem równowagi dynamicznej , w którym zachodz ą dwie reakcje : „z lewa na prawo” i „z
Na tych zajęciach nauczysz się prawidłowo rozwiązywać zadania maturalne! Aby dobrze napisać maturę trzeba umieć rozwiązywać zadania. Dlatego pokażę Ci jak sobie z nimi radzić bazując na zadaniach z tematów, które najczęściej pojawiały się na maturach. To będą zajęcia w całości poświęcone zadaniom. Praktyka czyni mistrza! Powiem Ci jak odpowiadać zgodnie z kluczem, jakich błędów nie popełniać i o czym pamiętać by nie tracić głupio punktów. Odpowiem również na Twoje pytania jeśli czegoś nie będziesz rozumieć. Otrzymasz nie tylko dostęp do lekcji live ale i nagrania z tych spotkań. Będziesz mógł je odtwarzać do woli przez 3 miesiące! Harmonogram Formułowanie odpowiedzi do zadań otwartych poniedziałek – Kinetyka i równowaga reakcji Stała i stopień dysocjacji, skala pH. Hydroliza soli Lekcje będą odbywać się w godzinach od 18:00-20:00 Dodatkowo otrzymasz kod rabatowy! Zapisując się na cykl zajęć „Maturalne pewniaki w praktyce”, otrzymasz 20% rabat na kurs „Zadania maturalne bez tajemnic”. więcej o kursie TUTAJ. Zapisz się już teraz 4 lekcje na żywo 4 nagrania Kilkadziesiąt zadań Kod rabatowy na kurs „Zadania bez tajemnic” O mnie Jestem doktorantem w Polskiej Akademii Nauk, a chemia i przekazywanie wiedzy chemicznej to moja pasja. Prowadzę portal Biomist i współpracuję z OKE Łódź. Od 17 lat pomagam maturzystom na forach internetowych i grupach dyskusyjnych, a trzeci rok z rzędu prowadzę lekcje online w ramach Powtórki z chemii. Jestem autorem dwóch podręczników poświęconych obliczeniom chemicznym. Walka o poprawę nauczania chemii jest moim celem, więc pokazuję chemię tak, jak uważam że powinno się jej uczyć, by przynieść dobre efekty.Oblicz stężenia wszystkich reagentów w stanie równowagi reakcji: w warunkach, gdy stała równowagi wynosi , a początkowe stężenia pary wodnej i tlenku węgla( ) wynoszą odpowiednio i . Stężenia początkowe produktów wynoszą . Rozwiązanie oraz odpowiedź zapisz w zeszycie do lekcji chemii, zrób zdjęcie, a następnieMatura Maj 2010, Poziom Rozszerzony (Arkusze CKE), Formuła od 2005 - Zadanie 14. (2 pkt) W temperaturze 700 K stężeniowa stała równowagi reakcji opisanej równaniem: CO (g)+ H2O (g) ⇄ CO2 (g)+ H2 (g) ma wartość 9,0. Do reakcji tej użyto pary wodnej (H2O) oraz gazu syntezowego, czyli mieszaniny CO i H2, zamiast czystego CO. Reakcję prowadzono w układzie zamkniętym. Po osiągnięciu stanu równowagi w temperaturze 700 K stężenia CO, CO2, H2 były odpowiednio równe: [CO] = 0,3 mol/dm3, [CO2] = 6,3 mol/dm3, [H2] = 12,9 mol/dm3. Oblicz stężenie równowagowe pary wodnej w temperaturze 700 K. Wynik podaj z dokładnością do jednego miejsca po przecinku. Korzystanie z informacji Obliczenie stężenia równowagowego jednego z reagentów ( Przykładowe poprawne rozwiązanie · K=CO2H2COH2O i H2O=x ⇒ 9=6,3·12,90,3x ⇒ x=30,1 mol/dm3 2 p. – zastosowanie poprawnej metody obliczenia równowagowego stężenia pary wodnej (wynikającej z prawa działania mas zależności między danymi a szukaną), poprawne wykonanie obliczeń oraz podanie wyniku z właściwą dokładnością, poprawnym zaokrągleniem i w prawidłowych jednostkach 1 p. – zastosowanie poprawnej metody obliczenia równowagowego stężenia pary wodnej i popełnienie błędów rachunkowych prowadzących do błędnego wyniku liczbowego – podanie wyniku z niewłaściwą dokładnością – podanie wyniku w nieprawidłowych jednostkach – błąd w zaokrągleniu wyniku – pominięcie jednostek 0 p. – zastosowanie błędnej metody obliczenia stężenia lub brak odpowiedzi
W roku 2022 matura zostanie również przeprowadzona na podstawie wymagań egzaminacyjnych, a nie jak do roku 2020 na podstawie wymagań określonych w podstawie programowej. Spis treści III etap edukacyjny 1. Substancje i ich właściwości. 2. Wewnętrzna budowa materii. 3. Reakcje chemiczne. 4. Powietrze i inne gazy. 5. Woda i roztwory wodne. 6. Kwasy i zasady. 7. Sole. 8. Węgiel i jego związki z wodorem. 9. Pochodne węglowodorów. Substancje chemiczne o znaczeniu biologicznym. IV etap edukacyjny - poziom podstawowy 1. Materiały i tworzywa pochodzenia naturalnego. 2. Chemia środków czystości. 3. Chemia wspomaga nasze zdrowie. Chemia w kuchni. 4. Paliwa - obecnie i w przyszłości. 5. Chemia opakowań i odzieży. IV etap edukacyjny - poziom rozszerzony 1. Atomy, cząsteczki i stechiometria chemiczna. 2. Struktura atomu - jądro i elektrony. 3. Wiązania chemiczne. 4. Kinetyka i statyka chemiczna. 5. Roztwory i reakcje zachodzące w roztworach wodnych. 6. Reakcje utleniania i redukcji. 7. Metale. 8. Niemetale. 9. Węglowodory. 10. Hydroksylowe pochodne węglowodorów - alkohole i fenole. 11. Związki karbonylowe - aldehydy i ketony. 12. Kwasy karboksylowe. 13. Estry i tłuszcze. 14. Związki organiczne zawierające azot. ⇑III etap edukacyjny⇑1. Substancje i ich opisuje właściwości substancji będących głównymi składnikami stosowanych na co dzień produktów np. soli kamiennej, cukru, mąki, wody, miedzi, żelaza; wykonuje doświadczenia, w których bada właściwości wybranych substancji;2) przeprowadza obliczenia z wykorzystaniem pojęć: masa, gęstość i objętość;3) obserwuje mieszanie się substancji; opisuje ziarnistą budowę materii; tłumaczy, na czym polega zjawisko dyfuzji, rozpuszczania, mieszania, zmiany stanu skupienia;4) wyjaśnia różnice pomiędzy pierwiastkiem a związkiem chemicznym;5) klasyfikuje pierwiastki na metale i niemetale; odróżnia metale od niemetali na podstawie ich właściwości;6) opisuje cechy mieszanin jednorodnych i niejednorodnych;7) opisuje proste metody rozdziału mieszanin i wskazuje te różnice między właściwościami fizycznymi składników mieszaniny, które umożliwiają ich rozdzielenie; sporządza mieszaniny i rozdziela je na składniki (np. wody i piasku, wody i soli kamiennej, kredy i soli kamiennej, siarki i opiłków żelaza, wody i oleju jadalnego, wody i atramentu).⇑2. Wewnętrzna budowa odczytuje z układu okresowego podstawowe informacje o pierwiastkach (symbol, nazwę, liczbę atomową, masę atomową, rodzaj pierwiastka - metal lub niemetal);2) opisuje i charakteryzuje skład atomu (jądro: protony i neutrony, elektrony); definiuje elektrony walencyjne;3) ustala liczbę protonów, elektronów i neutronów w atomie danego pierwiastka, gdy dana jest liczba atomowa i masowa;4) wyjaśnia związek pomiędzy podobieństwem właściwości pierwiastków zapisanych w tej samej grupie układu okresowego a budową atomów i liczbą elektronów walencyjnych;5) definiuje pojęcie izotopu, wyjaśnia różnice w budowie atomów izotopów wodoru;6) opisuje, czym różni się atom od cząsteczki; interpretuje zapisy H2, 2H, 2H2 itp.;7) opisuje rolę elektronów walencyjnych w łączeniu się atomów;8) na przykładzie cząsteczek H2, Cl2, N2, CO2, H2O, HCl, NH3 opisuje powstawanie wiązań atomowych (kowalencyjnych); zapisuje wzory sumaryczne i strukturalne tych cząsteczek;9) ustala dla prostych związków dwupierwiastkowych, na przykładzie tlenków: nazwę na podstawie wzoru sumarycznego; wzór sumaryczny na podstawie nazwy.⇑3. Reakcje opisuje różnice w przebiegu zjawiska fizycznego i reakcji chemicznej; podaje przykłady zjawisk fizycznych i reakcji chemicznych zachodzących w otoczeniu człowieka; planuje i wykonuje doświadczenia ilustrujące zjawisko fizyczne i reakcję chemiczną;2) zapisuje odpowiednie równania; wskazuje substraty i produkty; dobiera współczynniki w równaniach reakcji chemicznych; obserwuje doświadczenia ilustrujące typy reakcji i formułuje wnioski;3) definiuje pojęcia: reakcje egzoenergetyczne (jako reakcje, którym towarzyszy wydzielanie się energii do otoczenia, np. procesy spalania) i reakcje endoenergetyczne (do przebiegu których energia musi być dostarczona, np. procesy rozkładu - pieczenie ciasta);4) oblicza masy cząsteczkowe prostych związków chemicznych; dokonuje prostych obliczeń związanych z zastosowaniem prawa stałości składu i prawa zachowania masy.⇑4. Powietrze i inne wykonuje lub obserwuje doświadczenie potwierdzające, że powietrze jest mieszaniną; opisuje skład i właściwości powietrza;2) opisuje właściwości fizyczne i chemiczne azotu, tlenu, wodoru, tlenku węgla(IV); planuje i wykonuje doświadczenia dotyczące badania właściwości wymienionych gazów;3) pisze równania reakcji otrzymywania: tlenu, wodoru i tlenku węgla(IV) (np. rozkład wody pod wpływem prądu elektrycznego, spalanie węgla);4) opisuje rdzewienie żelaza i proponuje sposoby zabezpieczania produktów zawierających w swoim składzie żelazo przed rdzewieniem;5) planuje i wykonuje doświadczenie pozwalające wykryć CO2 w powietrzu wydychanym z płuc.⇑5. Woda i roztwory bada zdolność do rozpuszczania się różnych substancji w wodzie;2) opisuje budowę cząsteczki wody; wyjaśnia, dlaczego woda dla jednych substancji jest rozpuszczalnikiem, a dla innych nie; podaje przykłady substancji, które rozpuszczają się w wodzie, tworząc roztwory właściwe; podaje przykłady substancji, które nie rozpuszczają się w wodzie, tworząc koloidy i zawiesiny;3) planuje i wykonuje doświadczenia wykazujące wpływ różnych czynników na szybkość rozpuszczania substancji stałych w wodzie;4) opisuje różnice pomiędzy roztworem rozcieńczonym, stężonym, nasyconym i nienasyconym;5) odczytuje rozpuszczalność substancji z wykresu jej rozpuszczalności; oblicza ilość substancji, którą można rozpuścić w określonej ilości wody w podanej temperaturze.⇑6. Kwasy i definiuje pojęcia: wodorotlenku, kwasu; rozróżnia pojęcia wodorotlenek i zasada; zapisuje wzory sumaryczne najprostszych wodorotlenków: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Al(OH)3 i kwasów: HCl, H2SO4, H2SO3, HNO3, H2CO3, H3PO4, H2S;2) opisuje budowę wodorotlenków i kwasów;3) planuje i/lub wykonuje doświadczenia, w wyniku których można otrzymać wodorotlenek, kwas beztlenowy i tlenowy (np. NaOH, Ca(OH)2, Al(OH)3, HCl, H2SO3); zapisuje odpowiednie równania reakcji;4) opisuje właściwości i wynikające z nich zastosowania niektórych wodorotlenków i kwasów;5) wyjaśnia, na czym polega dysocjacja elektrolityczna zasad i kwasów; zapisuje równania dysocjacji elektrolitycznej zasad i kwasów; definiuje kwasy i zasady (zgodnie z teorią Arrheniusa);6) wskazuje na zastosowania wskaźników (fenoloftaleiny, wskaźnika uniwersalnego); rozróżnia doświadczalnie kwasy i zasady za pomocą wskaźników;7) wymienia rodzaje odczynu roztworu i przyczyny odczynu kwasowego, zasadowego i obojętnego.⇑7. wykonuje doświadczenie i wyjaśnia przebieg reakcji zobojętniania (np. HCl + NaOH);2) pisze wzory sumaryczne soli: chlorków, siarczanów(VI), azotanów(V), węglanów, fosforanów(V), siarczków; tworzy nazwy soli na podstawie wzorów i odwrotnie;3) pisze równania reakcji dysocjacji elektrolitycznej wybranych soli;4) pisze równania reakcji otrzymywania soli (reakcje: kwas + wodorotlenek metalu, kwas + tlenek metalu, kwas + metal, wodorotlenek metalu + tlenek niemetalu);5) wyjaśnia pojęcie reakcji strąceniowej; projektuje i wykonuje doświadczenie pozwalające otrzymywać sole w reakcjach strąceniowych, pisze odpowiednie równania reakcji w sposób cząsteczkowy i jonowy; na podstawie tabeli rozpuszczalności soli i wodorotlenków wnioskuje o wyniku reakcji strąceniowej.⇑8. Węgiel i jego związki z definiuje pojęcia: węglowodory nasycone i nienasycone;2) tworzy wzór ogólny szeregu homologicznego alkanów (na podstawie wzorów trzech kolejnych alkanów) i układa wzór sumaryczny alkanu o podanej liczbie atomów węgla; rysuje wzory strukturalne i półstrukturalne alkanów;3) obserwuje i opisuje właściwości fizyczne i chemiczne (reakcje spalania) alkanów na przykładzie metanu i etanu;4) wyjaśnia zależność pomiędzy długością łańcucha węglowego a stanem skupienia alkanu;5) podaje wzory ogólne szeregów homologicznych alkenów i alkinów; podaje zasady tworzenia nazw alkenów i alkinów w oparciu o nazwy alkanów;6) opisuje właściwości (spalanie, przyłączanie bromu i wodoru) oraz zastosowania etenu i etynu;7) projektuje doświadczenie pozwalające odróżnić węglowodory nasycone od nienasyconych.⇑9. Pochodne węglowodorów. Substancje chemiczne o znaczeniu tworzy nazwy prostych alkoholi i pisze ich wzory sumaryczne i strukturalne;2) bada właściwości etanolu; opisuje właściwości i zastosowania metanolu i etanolu; zapisuje równania reakcji spalania metanolu i etanolu; opisuje negatywne skutki działania alkoholu etylowego na organizm ludzki;3) zapisuje wzór sumaryczny i strukturalny glicerolu; bada i opisuje właściwości glicerolu; wymienia jego zastosowania;4) pisze wzory prostych kwasów karboksylowych i podaje ich nazwy zwyczajowe i systematyczne;5) bada i opisuje właściwości kwasu octowego (reakcja dysocjacji elektrolitycznej, reakcja z zasadami, metalami i tlenkami metali);6) wyjaśnia, na czym polega reakcja estryfikacji; zapisuje równania reakcji pomiędzy prostymi kwasami karboksylowymi i alkoholami jednowodorotlenowymi; tworzy nazwy estrów pochodzących od podanych nazw kwasów i alkoholi; planuje i wykonuje doświadczenie pozwalające otrzymać ester o podanej nazwie;7) podaje nazwy wyższych kwasów karboksylowych nasyconych (palmitynowy, stearynowy) i nienasyconych (oleinowy) i zapisuje ich wzory;8) opisuje właściwości długołańcuchowych kwasów karboksylowych; projektuje doświadczenie, które pozwoli odróżnić kwas oleinowy od palmitynowego lub stearynowego;9) klasyfikuje tłuszcze pod względem pochodzenia, stanu skupienia i charakteru chemicznego; opisuje właściwości fizyczne tłuszczów; projektuje doświadczenie pozwalające odróżnić tłuszcz nienasycony od nasyconego;10) opisuje budowę i właściwości fizyczne i chemiczne pochodnych węglowodorów zawierających azot na przykładzie amin (metyloaminy) i aminokwasów (glicyny);11) wymienia pierwiastki, których atomy wchodzą w skład cząsteczek białek; definiuje białka jako związki powstające z aminokwasów;12) bada zachowanie się białka pod wpływem ogrzewania, stężonego etanolu, kwasów i zasad, soli metali ciężkich (np. CuSO4) i soli kuchennej; opisuje różnice w przebiegu denaturacji i koagulacji białek; wylicza czynniki, które wywołują te procesy; wykrywa obecność białka w różnych produktach spożywczych;13) wymienia pierwiastki, których atomy wchodzą w skład cząsteczek cukrów; dokonuje podziału cukrów na proste i złożone;14) podaje wzór sumaryczny glukozy i fruktozy; bada i opisuje właściwości fizyczne glukozy; wskazuje na jej zastosowania;15) podaje wzór sumaryczny sacharozy; bada i opisuje właściwości fizyczne sacharozy; wskazuje na jej zastosowania; zapisuje równanie reakcji sacharozy z wodą (za pomocą wzorów sumarycznych);16) opisuje występowanie skrobi i celulozy w przyrodzie; wymienia różnice w ich właściwościach; opisuje znaczenie i zastosowania tych cukrów; wykrywa obecność skrobi w różnych produktach spożywczych.⇑IV etap edukacyjny - poziom podstawowy⇑1. Materiały i tworzywa pochodzenia opisuje rodzaje skał wapiennych (wapień, marmur, kreda), ich właściwości i zastosowania; projektuje wykrycie skał wapiennych wśród innych skał i minerałów; zapisuje równania reakcji;2) zapisuje wzory hydratów i soli bezwodnych (CaSO4, (CaSO4)2·H2O i CaSO4·2H2O); podaje ich nazwy; opisuje różnice we właściwościach hydratów i substancji bezwodnych; przewiduje zachowanie się hydratów podczas ogrzewania i weryfikuje swoje przewidywania poprzez doświadczenie; wymienia zastosowania skał gipsowych; wyjaśnia proces twardnienia zaprawy gipsowej (zapisuje odpowiednie równanie reakcji);3) wyjaśnia pojęcie alotropii pierwiastków; na podstawie znajomości budowy diamentu, grafitu i fullerenów tłumaczy ich właściwości i zastosowania.⇑2. Chemia środków wyjaśnia, na czym polega proces usuwania brudu, i bada wpływ twardości wody na powstawanie związków trudno rozpuszczalnych; zaznacza fragmenty hydrofobowe i hydrofilowe we wzorach cząsteczek substancji powierzchniowo czynnych;2) wskazuje na charakter chemiczny składników środków do mycia szkła, przetykania rur, czyszczenia metali i biżuterii w aspekcie zastosowań tych produktów; stosuje te środki z uwzględnieniem zasad bezpieczeństwa;3) opisuje tworzenie się emulsji, ich zastosowania.⇑3. Chemia wspomaga nasze zdrowie. Chemia w tłumaczy, na czym mogą polegać i od czego zależeć lecznicze i toksyczne właściwości substancji chemicznych (dawka, rozpuszczalność w wodzie, rozdrobnienie, sposób przenikania do organizmu) aspiryny, nikotyny, alkoholu etylowego;2) opisuje procesy fermentacyjne zachodzące podczas wyrabiania ciasta i pieczenia chleba, produkcji wina, otrzymywania kwaśnego mleka, jogurtów, serów; zapisuje równania reakcji fermentacji alkoholowej i octowej;3) wyjaśnia przyczyny psucia się żywności i proponuje sposoby zapobiegania temu procesowi; przedstawia znaczenie i konsekwencje stosowania dodatków do żywności, w tym konserwantów.⇑4. Paliwa - obecnie i w podaje przykłady surowców naturalnych wykorzystywanych do uzyskiwania energii (bezpośrednio i po przetworzeniu);2) opisuje przebieg destylacji ropy naftowej i węgla kamiennego; wymienia nazwy produktów tych procesów i uzasadnia ich zastosowania;3) wyjaśnia pojęcie liczby oktanowej (LO) i podaje sposoby zwiększania LO benzyny; tłumaczy, na czym polega kraking oraz reforming, i uzasadnia konieczność prowadzenia tych procesów w przemyśle;4) analizuje wpływ różnorodnych sposobów uzyskiwania energii na stan środowiska przyrodniczego.⇑5. Chemia opakowań i klasyfikuje włókna na naturalne (białkowe i celulozowe), sztuczne i syntetyczne, wskazuje ich zastosowania; opisuje wady i zalety; uzasadnia potrzebę stosowania tych włókien.⇑IV etap edukacyjny - poziom rozszerzony⇑1. Atomy, cząsteczki i stechiometria stosuje pojęcie mola (w oparciu o liczbę Avogadra);2) odczytuje w układzie okresowym masy atomowe pierwiastków i na ich podstawie oblicza masę molową związków chemicznych (nieorganicznych i organicznych) o podanych wzorach (lub nazwach);3) oblicza masę atomową pierwiastka na podstawie jego składu izotopowego;4) ustala wzór empiryczny i rzeczywisty związku chemicznego (nieorganicznego i organicznego) na podstawie jego składu wyrażonego w % masowych i masy molowej;5) dokonuje interpretacji jakościowej i ilościowej równania reakcji w ujęciu molowym, masowym i objętościowym (dla gazów);6) wykonuje obliczenia z uwzględnieniem wydajności reakcji i mola dotyczące: mas substratów i produktów (stechiometria wzorów i równań chemicznych), objętości gazów w warunkach normalnych.⇑2. Struktura atomu - jądro i określa liczbę cząstek elementarnych w atomie oraz skład jądra atomowego, na podstawie zapisu AZE ;2) stosuje zasady rozmieszczania elektronów na orbitalach w atomach pierwiastków wieloelektronowych;3) zapisuje konfiguracje elektronowe atomów pierwiastków do Z=36 i jonów o podanym ładunku, uwzględniając rozmieszczenie elektronów na podpowłokach (zapisy konfiguracji: pełne, skrócone i schematy klatkowe);4) określa przynależność pierwiastków do bloków konfiguracyjnych: s, p i d układu okresowego (konfiguracje elektronów walencyjnych);5) wskazuje na związek pomiędzy budową atomu a położeniem pierwiastka w układzie okresowym.⇑3. Wiązania przedstawia sposób, w jaki atomy pierwiastków bloku s i p osiągają trwałe konfiguracje elektronowe (tworzenie jonów);2) stosuje pojęcie elektroujemności do określania (na podstawie różnicy elektroujemności i liczby elektronów walencyjnych atomów łączących się pierwiastków) rodzaju wiązania: jonowe, kowalencyjne (atomowe), kowalencyjne spolaryzowane (atomowe spolaryzowane), koordynacyjne;3) zapisuje wzory elektronowe typowych cząsteczek związków kowalencyjnych i jonów, z uwzględnieniem wiązań koordynacyjnych (np. wodoru, chloru, chlorowodoru, tlenku węgla(IV), amoniaku, metanu, etenu i etynu, NH4+, H3O+);4) rozpoznaje typ hybrydyzacji (sp, sp2, sp3) w prostych cząsteczkach związków nieorganicznych i organicznych;5) określa typ wiązania (σ i π) w prostych cząsteczkach;6) opisuje i przewiduje wpływ rodzaju wiązania (jonowe, kowalencyjne, wodorowe, metaliczne) na właściwości fizyczne substancji nieorganicznych i organicznych.⇑4. Kinetyka i statyka definiuje termin: szybkość reakcji (jako zmiana stężenia reagenta w czasie);2) szkicuje wykres zmian stężeń reagentów i szybkości reakcji w funkcji czasu;3) stosuje pojęcia: egzoenergetyczny, endoenergetyczny, energia aktywacji do opisu efektów energetycznych przemian;4) interpretuje zapis ∆H 0 do określenia efektu energetycznego reakcji;5) przewiduje wpływ: stężenia substratów, obecności katalizatora, stopnia rozdrobnienia substratów i temperatury na szybkość reakcji; planuje i przeprowadza odpowiednie doświadczenia;6) wykazuje się znajomością i rozumieniem pojęć: stan równowagi dynamicznej i stała równowagi; zapisuje wyrażenie na stałą równowagi podanej reakcji;7) stosuje regułę przekory do jakościowego określenia wpływu zmian temperatury, stężenia reagentów i ciśnienia na układ pozostający w stanie równowagi dynamicznej;8) klasyfikuje substancje do kwasów lub zasad zgodnie z teorią Bronsteda-Lowry’ego;9) interpretuje wartości stałej dysocjacji, pH, pKw;10) porównuje moc elektrolitów na podstawie wartości ich stałych dysocjacji.⇑5. Roztwory i reakcje zachodzące w roztworach wykonuje obliczenia związane z przygotowaniem, rozcieńczaniem i zatężaniem roztworów z zastosowaniem pojęć stężenie procentowe i molowe;2) planuje doświadczenie pozwalające otrzymać roztwór o zadanym stężeniu procentowym i molowym;3) stosuje termin stopień dysocjacji dla ilościowego opisu zjawiska dysocjacji elektrolitycznej;4) przewiduje odczyn roztworu po reakcji (np. tlenku wapnia z wodą, tlenku siarki(VI) z wodą, wodorotlenku sodu z kwasem solnym) substancji zmieszanych w ilościach stechiometrycznych i niestechiometrycznych;5) uzasadnia (ilustrując równaniami reakcji) przyczynę kwasowego odczynu roztworów kwasów, zasadowego odczynu wodnych roztworów niektórych wodorotlenków (zasad) oraz odczynu niektórych roztworów soli (hydroliza);6) podaje przykłady wskaźników pH (fenoloftaleina, oranż metylowy, wskaźnik uniwersalny) i omawia ich zastosowanie; bada odczyn roztworu;7) pisze równania reakcji: zobojętniania, wytrącania osadów i hydrolizy soli w formie cząsteczkowej i jonowej (pełnej i skróconej);8) projektuje i przeprowadza doświadczenia pozwalające otrzymać różnymi metodami kwasy, wodorotlenki i sole.⇑6. Reakcje utleniania i wykazuje się znajomością i rozumieniem pojęć: stopień utlenienia, utleniacz, reduktor, utlenianie, redukcja;2) oblicza stopnie utlenienia pierwiastków w jonie i cząsteczce związku nieorganicznego i organicznego;3) wskazuje utleniacz, reduktor, proces utleniania i redukcji w podanej reakcji redoks;4) przewiduje typowe stopnie utlenienia pierwiastków na podstawie konfiguracji elektronowej ich atomów;5) stosuje zasady bilansu elektronowego - dobiera współczynniki stechiometryczne w równaniach reakcji utleniania-redukcji (w formie cząsteczkowej i jonowej).⇑7. opisuje podstawowe właściwości fizyczne metali i wyjaśnia je w oparciu o znajomość natury wiązania metalicznego;2) pisze równania reakcji ilustrujące typowe właściwości chemiczne metali wobec: tlenu (Mg, Ca, Al, Zn), wody (Na, K, Mg, Ca), kwasów nieutleniających (Na, K, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, Mn, Cr), rozcieńczonych i stężonych roztworów kwasów utleniających (Al, Cu, Ag);3) analizuje i porównuje właściwości fizyczne i chemiczne metali grup 1. i 2.;4) opisuje właściwości fizyczne i chemiczne glinu; wyjaśnia, na czym polega pasywacja glinu i tłumaczy znaczenie tego zjawiska w zastosowaniu glinu w technice; planuje i wykonuje doświadczenie, którego przebieg pozwoli wykazać, że wodorotlenek glinu wykazuje charakter amfoteryczny;5) przewiduje kierunek przebiegu reakcji metali z kwasami i z roztworami soli, na podstawie danych zawartych w szeregu napięciowym metali;6) projektuje i przeprowadza doświadczenie, którego wynik pozwoli porównać aktywność chemiczną metali, np. miedzi i cynku;7) przewiduje produkty redukcji związków manganu(VII) w zależności od środowiska, a także dichromianu(VI) potasu w środowisku kwasowym; bilansuje odpowiednie równania reakcji.⇑8. opisuje podobieństwa we właściwościach pierwiastków w grupach układu okresowego i zmienność właściwości w okresach - wskazuje położenie niemetali;2) pisze równania reakcji ilustrujących typowe właściwości chemiczne niemetali, w tym reakcje: tlenu z metalami (Mg, Ca, Al, Zn) i z niemetalami (C, S, H2, P), wodoru z niemetalami (Cl2, Br2, O2, N2, S), chloru, bromu i siarki z metalami (Na, K, Mg, Ca, Fe, Cu);3) planuje i opisuje doświadczenia, w wyniku których można otrzymać wodór (reakcja aktywnych metali z wodą i/lub niektórych metali z niektórymi kwasami);4) planuje i opisuje doświadczenie, którego przebieg wykaże, że np. brom jest pierwiastkiem bardziej aktywnym niż jod, a mniej aktywnym niż chlor;5) opisuje typowe właściwości chemiczne wodorków pierwiastków 17. grupy, w tym ich zachowanie wobec wody i zasad;6) projektuje i przeprowadza doświadczenia pozwalające otrzymać tlen w laboratorium (np. reakcja rozkładu H2O2 lub KMnO4); zapisuje odpowiednie równania reakcji;7) zapisuje równania reakcji otrzymywania tlenków pierwiastków o liczbach atomowych od 1 do 20 - bez Na i K oraz gazów szlachetnych (synteza pierwiastków z tlenem, rozkład soli, np. CaCO3) oraz rozkład wodorotlenków metali o liczbach atomowych 24, 25, 26, 29 i 30, np. Cu(OH)2;8) opisuje typowe właściwości chemiczne tlenków pierwiastków o liczbach atomowych od 1 do 20 oraz 24, 25,26, 29 i 30, w tym zachowanie wobec wody, kwasów i zasad (bez tlenku glinu); zapisuje odpowiednie równania reakcji;9) klasyfikuje tlenki ze względu na ich charakter chemiczny (kwasowy, zasadowy, amfoteryczny i obojętny); planuje i wykonuje doświadczenie, którego przebieg pozwoli wykazać charakter chemiczny tlenku;10) klasyfikuje poznane kwasy ze względu na ich skład (kwasy tlenowe i beztlenowe), moc i właściwości utleniające;11) opisuje typowe właściwości chemiczne kwasów, w tym zachowanie wobec metali, tlenków metali, wodorotlenków i soli kwasów o mniejszej mocy; planuje i przeprowadza odpowiednie doświadczenia (formułuje obserwacje i wnioski); ilustruje je równaniami reakcji.⇑9. rysuje wzory strukturalne i półstrukturalne węglowodorów; podaje nazwę węglowodoru (alkanu, alkenu i alkinu - do 10 atomów węgla w cząsteczce) zapisanego wzorem strukturalnym lub półstrukturalnym;2) ustala rzędowość atomów węgla w cząsteczce węglowodoru;3) posługuje się poprawną nomenklaturą węglowodorów (nasycone, nienasycone i aromatyczne) i ich fluorowcopochodnych; wykazuje się rozumieniem pojęć: szereg homologiczny, wzór ogólny, izomeria;4) rysuje wzory strukturalne i półstrukturalne izomerów konstytucyjnych, położenia podstawnika, izomerów optycznych węglowodorów i ich prostych fluorowcopochodnych o podanym wzorze sumarycznym; wśród podanych wzorów węglowodorów i ich pochodnych wskazuje izomery konstytucyjne; wyjaśnia zjawisko izomerii cis-trans; uzasadnia warunki wystąpienia izomerii cis-trans w cząsteczce związku o podanej nazwie lub o podanym wzorze strukturalnym (lub półstrukturalnym);5) określa tendencje zmian właściwości fizycznych (stanu skupienia, temperatury topnienia itp.) w szeregach homologicznych alkanów, alkenów i alkinów;6) opisuje właściwości chemiczne alkanów, na przykładzie następujących reakcji: spalanie, podstawianie (substytucja) atomu (lub atomów) wodoru przez atom (lub atomy) chloru albo bromu przy udziale światła (pisze odpowiednie równania reakcji);7) opisuje właściwości chemiczne alkenów, na przykładzie następujących reakcji: przyłączanie (addycja): H2, Cl2 i Br2, HCl, i HBr, H2O; przewiduje produkty reakcji przyłączenia cząsteczek niesymetrycznych do niesymetrycznych alkenów na podstawie reguły Markownikowa (produkty główne i uboczne); zachowanie wobec zakwaszonego roztworu manganianu(VII) potasu, polimeryzacja; pisze odpowiednie równania reakcji;8) planuje ciąg przemian pozwalających otrzymać np. eten z etanu (z udziałem fluorowcopochodnych węglowodorów); ilustruje je równaniami reakcji;9) opisuje właściwości chemiczne alkinów, na przykładzie etynu: przyłączenie: H2, Cl2 i Br2, HCl, i HBr, H2O, trimeryzacja; pisze odpowiednie równania reakcji;10) wyjaśnia na prostych przykładach mechanizmy reakcji substytucji, addycji, eliminacji; zapisuje odpowiednie równania reakcji;11) ustala wzór monomeru, z jakiego został otrzymany polimer o podanej strukturze;12) opisuje budowę cząsteczki benzenu, z uwzględnieniem delokalizacji elektronów; tłumaczy dlaczego benzen, w przeciwieństwie do alkenów, nie odbarwia wody bromowej ani zakwaszonego roztworu manganianu(VII) potasu;13) opisuje właściwości węglowodorów aromatycznych, na przykładzie reakcji benzenu i toluenu: spalanie, reakcje z Cl2 lub Br2 wobec katalizatora lub w obecności światła, nitrowanie; pisze odpowiednie równania reakcji;14) projektuje doświadczenia dowodzące różnice we właściwościach węglowodorów nasyconych, nienasyconych i aromatycznych; przewiduje obserwacje, formułuje wnioski i ilustruje je równaniami reakcji.⇑10. Hydroksylowe pochodne węglowodorów - alkohole i zalicza substancję do alkoholi lub fenoli (na podstawie budowy jej cząsteczki); wskazuje wzory alkoholi pierwszo-, drugo- i trzeciorzędowych;2) rysuje wzory strukturalne i półstrukturalne izomerów alkoholi mono- i polihydroksylowych o podanym wzorze sumarycznym (izomerów szkieletowych, położenia podstawnika); podaje ich nazwy systematyczne;3) opisuje właściwości chemiczne alkoholi, na przykładzie etanolu i innych prostych alkoholi w oparciu o reakcje: spalania wobec różnej ilości tlenu, reakcje z HCl i HBr, zachowanie wobec sodu, utlenienie do związków karbonylowych i ewentualnie do kwasów karboksylowych, odwodnienie do alkenów, reakcję z nieorganicznymi kwasami tlenowymi i kwasami karboksylowymi; zapisuje odpowiednie równania reakcji;4) porównuje właściwości fizyczne i chemiczne: etanolu i glicerolu; projektuje doświadczenie, którego przebieg pozwoli odróżnić alkohol monohydroksylowy od alkoholu polihydroksylowego; na podstawie obserwacji wyników doświadczenia klasyfikuje alkohol do mono- lub polihydroksylowych;5) dobiera współczynniki reakcji roztworu manganianu(VII) potasu (w środowisku kwasowym) z etanolem;6) opisuje reakcję benzenolu z: sodem i z wodorotlenkiem sodu; bromem, kwasem azotowym(V); zapisuje odpowiednie równania reakcji;7) opisuje różnice we właściwościach chemicznych alkoholi i fenoli; ilustruje je odpowiednimi równaniami reakcji.⇑11. Związki karbonylowe - aldehydy i wskazuje na różnice w strukturze aldehydów i ketonów (obecność grupy aldehydowej i ketonowej);2) rysuje wzory strukturalne i półstrukturalne izomerycznych aldehydów i ketonów o podanym wzorze sumarycznym; tworzy nazwy systematyczne prostych aldehydów i ketonów;3) planuje i przeprowadza doświadczenie, którego celem jest odróżnienie aldehydu od ketonu, np. etanalu od propanonu (z odczynnikiem Tollensa i Trommera).⇑12. Kwasy wskazuje grupę karboksylową i resztę kwasową we wzorach kwasów karboksylowych (alifatycznych i aromatycznych); rysuje wzory strukturalne i półstrukturalne izomerycznych kwasów karboksylowych o podanym wzorze sumarycznym;2) na podstawie obserwacji wyników doświadczenia (reakcja kwasu mrówkowego z manganianem(VII) potasu w obecności kwasu siarkowego(VI)) wnioskuje o
Rozkład nadtlenku wodoru w obecności pewnego katalizatora przebiega według równania kinetycznego. v = k · c H 2 O 2. Do próbki z roztworem nadtlenku wodoru o stężeniu 20,0 mol · dm-3 dodano katalizator i stwierdzono, że po upływie 5 minut stężenie nadtlenku wodoru zmalało do 14,5 mol · dm-3, po upływie 10 minut wynosiło 10,6 mol · dm-3, a po upływie 15 minut było równe 7,8Przejdź do zawartości Ile dni do matury?KontaktMoje kontoKoszyk Kursy WideoKursy E-bookKorepetycjeFiszkiNotatki i ZadaniaO NasBlog Zadania obliczeniowe część Tomkowski2021-09-18T15:03:51+02:00 Zadania maturalne z Chemii Tematyka: mol, stężenia roztworów, prawo Avogadra, gazy doskonałe i rzeczywiste, wydajność reakcji, entalpia, szybkość reakcji, odczyn pH, stała reakcji chemicznej, stopień dysocjacji, prawo Ostwalda. Zadania pochodzą z oficjalnych arkuszy maturalnych CKE, które służyły przeprowadzaniu majowych egzaminów. Czteroznakowy kod zapisany przy każdym zadaniu wskazuje na jego pochodzenie: S/N – „stara”/”nowa” formuła; P/R – poziom podstawowy/rozszerzony; np. 08 – rok 2008. Zbiór zadań maturalnych w formie arkuszy, możesz pobrać >> TUTAJ 7 B. pH = 7 C. pH < 7 Zadanie 101. (SR13) Przygotowano 200 gramów wodnego roztworu maltozy o stężeniu 25,65% masowych. Po częściowej hydrolizie maltozy zachodzącej zgodnie z równaniem: sumaryczna liczba moli cukrów redukujących (glukozy i maltozy) w roztworze wynosiła 0,28 mola. Oblicz stężenie glukozy, wyrażone w procentach masowych, w roztworze powstałym po częściowej hydrolizie maltozy. Wynik podaj z dokładnością do jednego miejsca po przecinku. W obliczeniach przyjmij przybliżone wartości mas molowych: Zadanie 102. (SR13) W poniższej tabeli przedstawiono równania reakcji elektrodowych oraz odpowiadające im wartości potencjałów standardowych dwóch półogniw redoks tworzących tzw. akumulator kwasowo-ołowiowy. Korzystając z podanych informacji, napisz sumaryczne równanie reakcji, która zachodzi w pracującym akumulatorze kwasowo-ołowiowym, oraz oblicz siłę elektromotoryczną (SEM) tego ogniwa w warunkach standardowych. Zadanie 103. (SR14) W poniższej tabeli przedstawiono masy atomowe i zawartość procentową trwałych izotopów galu występujących w przyrodzie. Oblicz masę atomową galu. Wynik zaokrąglij do pierwszego miejsca po przecinku. Zadanie 104. (SR14) Po wrzuceniu 0,720 g magnezu do 0,150 dm3 kwasu solnego o stężeniu 0,120 mol · dm–3 zaszła reakcja opisana równaniem: Mg + 2H3O+ → Mg2+ + H2 + 2H2O Oblicz stężenie molowe kwasu solnego w momencie, gdy przereagowało 20% masy magnezu. W obliczeniach przyjmij, że objętość roztworu się nie zmienia. Wynik podaj z dokładnością do dwóch miejsc po przecinku. Zadanie 105. (SR14) W tabeli podano wartości standardowej molowej entalpii trzech reakcji. Na podstawie powyższych danych oblicz standardową molową entalpię reakcji uwodornienia etenu która zachodzi zgodnie z równaniem:Wynik podaj z dokładnością do pierwszego miejsca po przecinku. Zadanie 106. (SR14) W temperaturze 20 °C rozpuszczalność uwodnionego węglanu sodu o wzorze Na2CO3·10H2O wynosi 21,5 grama w 100 gramach wody. Oblicz, jaki procent masy roztworu nasyconego w temperaturze 20 °C stanowi masa soli bezwodnej Na2CO3. Wynik podaj z dokładnością do pierwszego miejsca po przecinku. Zadanie 107. (SR14) Jeżeli w reakcji redoks biorą udział jony H+ , to potencjał układu zależy od stężenia tych jonów, czyli od pH roztworu. Dla takich układów potencjał odnosi się do roztworów, w których Hc+ = 1 mol · dm–3, a więc pH = 0. Wartości potencjałów redoks wielu ważnych biologicznie układów utleniacz – reduktor przedstawiane są dla przyjętego przez biochemików stanu, w którym pH = 7, p = 1013 hPa, T = 298 K. Różnica pH roztworu wpływa na wartość potencjału półogniwa. Potencjał półogniwa wodorowego EH2/H+ w środowisku o pH różnym od zera można obliczyć (w woltach), korzystając z następującej zależności: Oblicz potencjał półogniwa wodorowego w stanie, w którym pH = 7, p = 1013 hPa, T = 298 K. Poniżej przedstawiono równania reakcji i potencjały redoks dwóch układów biologicznych dla pH = 7, p = 1013 hPa, T = 298 K. Oceń, czy reakcja zilustrowana równaniem zachodzi samorzutnie, czy do jej zajścia konieczne jest dostarczenie energii. Uzupełnij poniższe zdanie: wybierz i podkreśl jedno określenie w każdym nawiasie. Aby mogła zajść opisana reakcja, (jest / nie jest) konieczne dostarczenie energii, ponieważ woda jest reduktorem (silniejszym / słabszym) niż NADH. Zadanie 108. (SR14) Elektroliza wodnego roztworu chlorku sodu na elektrodach grafitowych przebiega zgodnie z równaniem: Oblicz, ile sekund trwała elektroliza, jeśli otrzymano 10 cm3 wodoru (w przeliczeniu na warunki normalne), a natężenie prądu przepuszczanego przez elektrolizer wynosiło 1 A. Stała Faradaya F = 96500 C · mol–1. Wynik zaokrąglij do liczb całkowitych. Zadanie 109. (SR14) Reakcja kwasu etanowego (octowego) z etanolem prowadzona w obecności mocnego kwasu jest reakcją odwracalną, która przebiega według równania: Stężeniowa stała równowagi tej reakcji w temperaturze 25 °C wynosi Kc = 4,0. Badając kinetykę reakcji kwasu etanowego z etanolem w środowisku wodnym, stwierdzono, że względny rząd reakcji dla etanolu i kwasu etanowego wynosi 1, a całkowity rząd reakcji jest równy 2. Rząd reakcji ze względu na wybrany substrat to wykładnik potęgi, w której stężenie molowe danego substratu występuje w równaniu kinetycznym tej reakcji. Na podstawie: P. Mastalerz, Chemia organiczna, Wrocław 2000. W naczyniu o objętości V zmieszano w temperaturze 25 °C 1 mol kwasu etanowego i 1 mol etanolu. Do otrzymanej mieszaniny dodano niewielką ilość stężonego kwasu siarkowego(VI). Oblicz, ile moli kwasu etanowego pozostało w mieszaninie po ustaleniu się stanu równowagi. Zadanie 110. (SR15) W temperaturze 20 ºC i pod ciśnieniem 1005 hPa wykonano eksperyment, którego przebieg przedstawiono na rysunku. W kolbie zaszła reakcja opisana równaniem: Mg+ 2HCl →MgCl2 +H2 Oblicz, ile cm3 kwasu solnego o stężeniu 2 mol · dm–3 potrzeba do całkowitego roztworzenia 2 gramów magnezu. Wynik zaokrąglij do jedności. Opisz sposób wyodrębnienia z mieszaniny poreakcyjnej jonowego produktu tej reakcji. Załóż, że magnez przereagował całkowicie. Wykonaj obliczenia i oceń, czy wodór wydzielony w reakcji 2 gramów magnezu z nadmiarem kwasu solnego w temperaturze 20 ºC i pod ciśnieniem 1005 hPa zmieści się w użytym w doświadczeniu cylindrze miarowym o pojemności 1000 cm3 . Uniwersalna stała gazowa R = 83,1 dm3 · hPa · mol–1·K–1. W opisanych warunkach eksperymentu reakcja magnezu z kwasem solnym zachodziła bardzo szybko. Wymień dwa sposoby zmiany warunków wykonania eksperymentu, w których wyniku szybkość zachodzącej reakcji będzie mniejsza. Zadanie 111. (SR15) W temperaturze 25 ºC sacharoza hydrolizuje w środowisku o odczynie kwasowym, tak że po upływie 192 minut reakcji ulega połowa początkowej ilości disacharydu. Oznacza to, że okres półtrwania sacharozy w opisanych warunkach jest równy 192 minuty. Na podstawie: Atkins, Chemia fizyczna, Warszawa 2001. Oblicz, po ilu minutach ulegnie hydrolizie w opisanych warunkach 75% początkowej ilości sacharozy. Wynik podaj w zaokrągleniu do jedności. Zadanie 112. (SR15) W odpowiednich warunkach cyklopropan przekształca się w propen według schematu cyklopropan (g) → propen (g) Szybkość przemiany cyklopropanu w propen jest wprost proporcjonalna do stężenia molowego cyklopropanu i wyraża się równaniem v = k·ccyklopropanu. W temperaturze 500 ºC stała szybkości tej reakcji k wynosi około 7 s–1. Na podstawie: Atkins, Chemia fizyczna, Warszawa 2001. W reaktorze o objętości równej 1 dm3 umieszczono 12 moli cyklopropanu i ogrzano do temperatury 500 ºC. Stwierdzono, że po 17 minutach od momentu zapoczątkowania reakcji liczba moli cyklopropanu wyniosła 6, po 34 minutach wyniosła 3, a po 51 minutach była równa 1,5. Oblicz szybkość opisanej reakcji w następujących momentach: − początkową, v0 − po 17 minutach od momentu zapoczątkowania reakcji, v1 − po 34 minutach od momentu zapoczątkowania reakcji, v2 − po 51 minutach od momentu zapoczątkowania reakcji, v3. Wypełnij poniższą tabelę. Zaznacz literę P, jeżeli zdanie jest prawdziwe, lub literę F, jeżeli jest fałszywe. Zadanie 113. (SR15) W zamkniętym reaktorze o stałej pojemności umieszczono n moli jodowodoru i utrzymywano stałą temperaturę. W reaktorze zachodziła reakcja rozkładu jodowodoru opisana równaniem: Po ustaleniu się stanu równowagi stwierdzono, że rozkładowi uległo 16,7% początkowej liczby moli jodowodoru. Oblicz stężeniową stałą równowagi rozkładu jodowodoru w opisanych warunkach. Zadanie 114. (SR15) Jodyna jest preparatem o działaniu odkażającym. Aby otrzymać 100,0 gramów jodyny, miesza się 3,0 gramy jodu, 1,0 gram jodku potasu, 90,0 gramów etanolu o stężeniu 96% masowych (pozostałe 4% masy stanowi woda) oraz 6,0 gramów wody. Powstała mieszanina jest ciemnobrunatnym roztworem. Jod rozpuszczony w etanolu ma ograniczoną trwałość. Reaguje z wodą obecną w roztworze, tworząc jodowodór i kwas jodowy(I) o wzorze HIO, który z kolei utlenia etanol najpierw do aldehydu, a następnie − do dalszych produktów. Aby zapobiec tym przemianom, do jodyny dodaje się rozpuszczalny w wodzie jodek potasu. W wyniku reakcji jodu cząsteczkowego z jonami jodkowymi powstają trwałe jony trijodkowe, dzięki czemu jod nie reaguje z wodą. Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2010 oraz Morrison, Boyd, Chemia organiczna, t. 1, Warszawa 2008. Oblicz stężenie procentowe (w procentach masowych) etanolu w jodynie przy założeniu, że nie zaszła reakcja utleniania etanolu. Wynik zaokrąglij do pierwszego miejsca po przecinku. Zadanie 115. (SR15) Standardowa molowa entalpia reakcji spalania kwasu benzoesowego opisanej równaniem Na podstawie: J. Sawicka, A. Janich-Kilian, W. Cejner-Mania, G. Urbańczyk, Tablice chemiczne, Gdańsk 2001. Na podstawie powyższych danych oblicz standardową entalpię tworzenia kwasu benzoesowego w stałym stanie skupienia Wynik podaj w zaokrągleniu do jedności. Zadanie 116. (SR16) Gęstość pewnego gazu w temperaturze t = 25 °C i pod ciśnieniem 1013 hPa jest równa d = 1,15g*dm−3. Oblicz gęstość tego gazu w warunkach normalnych. Wynik podaj z dokładnością do drugiego miejsca po przecinku. Stała gazowa R = 83,14 . hPa*dm3*k-1*mol-1. Zadanie 117. (SR16) W temperaturze 800 K stężeniowa stała równowagi reakcji przebiegającej zgodnie z równaniem jest równa 4. Oblicz, ile moli wody (w postaci pary wodnej) należy wprowadzić do reaktora o pojemności 1 dm3 , w którym znajduje się 30 moli tlenku węgla(II), aby otrzymać 10 moli wodoru w temperaturze 800 K. Reakcja pary wodnej i tlenku węgla(II) przebiega w zamkniętym reaktorze. Zadanie 118. (SR16) Oblicz, ile cm3 wodnego roztworu NaOH o stężeniu 2,0 mol · dm–3 należy zmieszać z wodą destylowaną, aby otrzymać 200 cm3 roztworu o stężeniu 0,1 mol · dm–3. Zadanie 119. (SR16) Halogenki srebra są związkami trudno rozpuszczalnymi w wodzie. Ich iloczyny rozpuszczalności w temperaturze 25 ºC wynoszą: Oblicz, ile moli jonów srebra znajduje się w 1 dm3 nasyconego w temperaturze 25 ºC wodnego roztworu chlorku srebra. Zadanie 120. (SR16) Zbudowano ogniwo według schematu przedstawionego na poniższym rysunku. Oblicz siłę elektromotoryczną (SEM) ogniwa, którego schemat przedstawiono na rysunku, w warunkach standardowych. Napisz w formie jonowej skróconej sumaryczne równanie reakcji zachodzącej w czasie pracy tego ogniwa. SEM ogniwa galwanicznego zależy nie tylko od wartości potencjału standardowego półogniw, z których jest zbudowane, lecz także od stężenia jonów w roztworach tworzących półogniwa. Wartość potencjału półogniwa E – wyrażonego w woltach – oblicza się z równania Nernsta. Dla półogniwa metalicznego równanie to określa wpływ stężenia jonów metalu [Me ] z+ na wartość potencjału półogniwa i dla T = 298 K przyjmuje postać: gdzie: Eo to potencjał standardowy półogniwa, z – liczba elektronów różniących formę utlenioną metalu od jego formy zredukowanej w procesie Me ⇄ Mez+ + ze− Uzupełnij poniższe zdania. Wybierz i zaznacz właściwe wzory spośród podanych w nawiasach. Podczas pracy opisanego ogniwa ubywa jonów (Cd2+ / Ni2+). Aby zwiększyć siłę elektromotoryczną tego ogniwa, należy zwiększyć stężenie (CdCl2 (aq) / NiCl2 (aq) ). Zadanie 121. (SR16) Próbkę 0,86 grama pewnego alkanu poddano całkowitemu spaleniu, a cały otrzymany w tej reakcji tlenek węgla(IV) pochłonięto w wodzie wapiennej, w której zaszła reakcja zgodnie z równaniem: Otrzymany osad ważył po wysuszeniu 6 gramów. Ustal wzór sumaryczny tego alkanu. W obliczeniach zastosuj wartości masy molowej reagentów zaokrąglone do jedności. Zadanie 122. (SR16) Glicyna (kwas aminoetanowy) zaliczana jest do aminokwasów obojętnych, które charakteryzują się punktami izoelektrycznymi w zakresie pH 5,0–6,5. Reaguje z kwasami i zasadami, a w odpowiednich warunkach ulega reakcji kondensacji. Po wprowadzeniu glicyny do świeżo uzyskanej zawiesiny wodorotlenku miedzi(II) tworzy się rozpuszczalny w wodzie związek kompleksowy, a powstający roztwór przyjmuje ciemnoniebieskie zabarwienie. Na podstawie: J. McMurry, Chemia organiczna, Warszawa 2005. Sporządzono 100 gramów wodnego roztworu pewnego dipeptydu. Stężenie roztworu wynosiło 10% masowych. Następnie przeprowadzono częściową hydrolizę dipeptydu znajdującego się w roztworze, w wyniku której jako jedyny produkt otrzymano glicynę w ilości 0,1 mola. Oblicz stężenie dipeptydu, wyrażone w procentach masowych, w roztworze otrzymanym po częściowej hydrolizie, tzn. w momencie uzyskania 0,1 mola glicyny. Zadanie 123. (SR17) Reakcja syntezy amoniaku przebiega zgodnie z równaniem: W mieszaninie wodoru i azotu użytej do syntezy amoniaku zawartość wodoru wyrażona w procentach objętościowych jest równa 75%. Wydajność reakcji syntezy amoniaku przeprowadzonej w temperaturze T i pod ciśnieniem p jest równa 93%. Oblicz wyrażoną w procentach objętościowych zawartość amoniaku w mieszaninie poreakcyjnej. Zadanie 124. (SR17) Oblicz, ile m3 wodoru w przeliczeniu na warunki normalne powstało w pierwszym etapie parowego reformingu metanu prowadzonego w temperaturze 1070 K i pod ciśnieniem 3 · 104 hPa, jeżeli wykorzystano 1 m3 metanu odmierzony w warunkach przemiany oraz nadmiar pary wodnej. Wydajność przemiany metanu była równa 95%. Uniwersalna stała gazowa R = 83,1 dm3·hPa·mol–1·K–1. Zadanie 125. (SR17) Próbkę czystego węglanu wapnia o masie m prażono przez pewien czas w otwartym naczyniu. Przebiegła wtedy reakcja zilustrowana równaniem: CaCO3 → CaO + CO2 Po przerwaniu ogrzewania stwierdzono, że w naczyniu znajdowała się mieszanina substancji stałych o masie 18,0 gramów. Ustalono, że w tej mieszaninie zawartość węglanu wapnia wyrażona w procentach masowych jest równa 57,5%. Oblicz masę m próbki węglanu wapnia, którą poddano prażeniu. Zadanie 126. (SR17) Standardowa molowa entalpia reakcji spalania glicerolu opisanej równaniem: Na podstawie powyższych danych oblicz standardową entalpię tworzenia glicerolu w ciekłym stanie skupienia. Zadanie 127. (SR18) W temperaturze 20 °C rozpuszczalność uwodnionego wodorosiarczanu(VI) sodu o wzorze NaHSO4 · H2O jest równa 67 gramów w 100 gramach wody. Na podstawie: T. Mizerski, Tablice chemiczne, Warszawa 2004. Oblicz, jaki procent masy roztworu nasyconego o temperaturze 20 °C stanowi masa soli bezwodnej NaHSO4. Zadanie 128. (SR18) Do 10 cm3 kwasu solnego o pH = 1 dodano 20 cm3 wodnego roztworu wodorotlenku sodu o stężeniu 0,2mol*dm-3 Przebiegła wtedy reakcja opisana równaniem NaOH + HCl → NaCl + H2O Oblicz pH otrzymanego roztworu. W obliczeniach przyjmij, że objętość powstałego roztworu jest sumą objętości roztworów wyjściowych. Zadanie 129. (SR18) Oblicz, ile gramów czystego złota należy stopić z 10 gramami 15-karatowego złota, aby otrzymać złoto 18-karatowe. Zadanie 130. (SR18) W jednej z przemysłowych metod otrzymywania kwasu siarkowego(VI) jako substrat pierwszego etapu stosuje się piryt (FeS2) – powszechnie występujący minerał. FeS2 ⎯⎯→ SO2 ⎯⎯→ SO3 ⎯⎯→ H2SO4 W wyniku opisanego procesu – do którego na pierwszym etapie wykorzystano 100 gramów pirytu niezawierającego zanieczyszczeń – otrzymano wodny roztwór kwasu siarkowego (VI) o stężeniu 96% masowych. Sumaryczna wydajność procesu była równa 85%. Oblicz masę wodnego roztworu kwasu siarkowego(VI) uzyskanego w opisanym procesie. Zadanie 131. (SR18) Zbudowano ogniwo według schematu przedstawionego na poniższym rysunku. Oblicz siłę elektromotoryczną (SEM), w warunkach standardowych, ogniwa, którego schemat przedstawiono na rysunku. Napisz w formie jonowej skróconej sumaryczne równanie reakcji zachodzącej w czasie pracy tego ogniwa. Zadanie 132. (SR18) Podczas elektrolizy wodnego roztworu chlorku chromu(III) CrCl3 (prowadzonej przy użyciu elektrod grafitowych) przez roztwór przepłynął ładunek elektryczny Q, co skutkowało wydzieleniem 156 gramów chromu. Oblicz, ile gramów cynku wydzieli się podczas przepływu takiego samego ładunku Q przez roztwór chlorku cynku ZnCl2. Przyjmij, że opisane procesy zachodzą ze 100% wydajnością. Stała Faradaya ma wartość F = 96500 C mol *-1. Zadanie 133. (SR18) Do całkowitego spalenia 2,80 dm3 (odmierzonych w warunkach normalnych) mieszaniny zawierającej 60% objętościowych pewnego gazowego alkanu i 40% objętościowych metanu potrzeba 13,16 dm3 tlenu w przeliczeniu na warunki normalne. Reakcje całkowitego spalania metanu oraz dowolnego alkanu przebiegają zgodnie z równaniami: Wykonaj niezbędne obliczenia i podaj wzór sumaryczny alkanu, stanowiącego 60% objętości opisanej mieszaniny. Zadanie 134. (NR15) Brom występuje w przyrodzie w postaci mieszaniny dwóch izotopów o masach atomowych równych 78,92 u i 80,92 u. Średnia masa atomowa bromu jest równa 79,90 u. Pierwiastek ten w reakcjach utleniania i redukcji może pełnić funkcję zarówno utleniacza, jak i reduktora. Tworzy związki chemiczne, w których występują różne rodzaje wiązań. Mol jest jednostką liczności (ilości) materii. Liczbę drobin odpowiadającą jednemu molowi nazywamy liczbą Avogadra. Oblicz bezwzględną masę (wyrażoną w gramach) pojedynczej cząsteczki bromu zbudowanej z atomów dwóch różnych izotopów. Oblicz, jaki procent atomów bromu występujących w przyrodzie stanowią atomy o masie atomowej 78,92 u, a jaki procent – atomy o masie atomowej 80,92 u. Zadanie 135. (NR15) Tlenek siarki(IV) na skalę techniczną można otrzymać w wyniku redukcji siarczanu(VI) wapnia (anhydrytu) węglem w temperaturze 900 °C. Proces ten opisano poniższym równaniem. Oblicz, jaka była wydajność opisanego procesu, jeżeli z 1 kg czystego anhydrytu otrzymano 150 dm3 tlenku siarki(IV) w przeliczeniu na warunki normalne. Zadanie 136. (NR15) W temperaturze 20 °C rozpuszczalność azotanu(V) potasu jest równa 31,9 grama na 100 gramów wody. Oblicz stężenie molowe nasyconego wodnego roztworu azotanu(V) potasu w temperaturze 20 °C, jeżeli gęstość roztworu jest równa 1,16 g · cm −3 . Na podstawie: J. Sawicka i inni, Tablice chemiczne, Gdańsk 2004. Zadanie 137. (NR15) Do 200 gramów wodnego roztworu chlorku glinu o stężeniu 15% (w procentach masowych) dodawano porcjami wodny roztwór wodorotlenku sodu zawierający 32 gramy NaOH, który całkowicie przereagował. Przebieg doświadczenia zilustrowano na poniższym schemacie. Wykonaj obliczenia i na podstawie uzyskanego wyniku opisz wszystkie zmiany możliwe do zaobserwowania podczas przebiegu tego doświadczenia. Zapisz, w formie jonowej skróconej, równania wszystkich reakcji zachodzących podczas tego doświadczenia, jeżeli produktem jednej z nich jest jon kompleksowy, w którym glin ma liczbę koordynacyjną równą 4. Równania reakcji zapisz w kolejności, w jakiej zachodzą poszczególne procesy. Oblicz, ile gramów wodorotlenku glinu znajdowało się w kolbie po zakończeniu doświadczenia. Zadanie 138. (NR15) Oblicz pH wodnego roztworu kwasu etanowego o stężeniu 6,0% masowych i gęstości 1,00 g · cm −3 (t = 25 °C), dla którego stopień dysocjacji α ˂ 5%. Wynik końcowy zaokrąglij do pierwszego miejsca po przecinku. Zadanie 139. (NR16) Do reaktora wprowadzono 1,0 mol amoniaku i 1,6 mola tlenu, a następnie przeprowadzono – w odpowiednich warunkach – reakcję zilustrowaną poniższym równaniem. Wykonaj obliczenia i podaj skład mieszaniny poreakcyjnej wyrażony w molach. Załóż, że opisana przemiana przebiegła z wydajnością równą 100%. Zadanie 140. (NR16) Amoniak bardzo dobrze rozpuszcza się wodzie, a w powstałym roztworze zachodzi reakcja opisana równaniem: Oblicz, jaki procent wszystkich wprowadzonych do wody cząsteczek amoniaku ulega tej reakcji w wodnym roztworze amoniaku o stężeniu 0,1 mol · dm–3 w temperaturze 298 K. Przyjmij, że (w opisanych warunkach) reakcji ulega mniej niż 5% wprowadzonych do wody cząsteczek amoniaku. Zadanie 141. (NR16) W temperaturze 20 °C rozpuszczalność pentahydratu tiosiarczanu sodu wynosi 176 gramów w 100 gramach wody. Na podstawie: W. Mizerski, Tablice chemiczne, Warszawa 2003. Oblicz, ile gramów wody należy dodać do 100 gramów nasyconego w temperaturze 20 °C wodnego roztworu tiosiarczanu sodu, aby uzyskać roztwór o stężeniu 25% masowych. W obliczeniach zastosuj wartości masy molowej reagentów zaokrąglone do jedności. Wynik końcowy zaokrąglij do jedności. Zadanie 142. (NR16) Do próbki o masie m, która zawierała mieszaninę stałego węglanu wapnia i stałego wodorowęglanu wapnia w stosunku molowym dodano nadmiar kwasu solnego. W wyniku zachodzących reakcji zebrano 5,6 dm3 tlenku węgla(IV) odmierzonego w warunkach normalnych. Opisane przemiany prowadzące do wydzielenia gazu można zilustrować równaniami:Oblicz masę m opisanej próbki. Przyjmij, że obie reakcje przebiegły z wydajnością równą 100%. Zadanie 143. (NR16) Próbkę 0,86 grama pewnego alkanu poddano całkowitemu spaleniu, a cały otrzymany w tej reakcji tlenek węgla(IV) pochłonięto w wodzie wapiennej, w której zaszła reakcja zgodnie z równaniem: Otrzymany osad ważył po wysuszeniu 6 gramów. Ustal wzór sumaryczny tego alkanu. W obliczeniach zastosuj wartości masy molowej reagentów zaokrąglone do jedności. Zadanie 144. (NR16) Przygotowano dwa wodne roztwory kwasu metanowego (mrówkowego) o temperaturze t = 20 °C: roztwór pierwszy o pH = 1,9 i roztwór drugi o nieznanym pH. Stopień dysocjacji kwasu w roztworze pierwszym jest równy 1,33%, a w roztworze drugim wynosi 4,15%. Na podstawie: Z. Dobkowska, K. Pazdro, Szkolny poradnik chemiczny, Warszawa 1990. Oblicz pH roztworu, w którym stopień dysocjacji kwasu metanowego jest równy 4,15%. Wynik końcowy zaokrąglij do pierwszego miejsca po przecinku. Oceń, czy wyższa wartość stopnia dysocjacji kwasu w roztworze oznacza, że roztwór ten ma bardziej kwasowy odczyn. Zadanie 145. (NR17) W mieszaninie wodoru i azotu użytej do syntezy amoniaku zawartość wodoru wyrażona w procentach objętościowych jest równa 75%. Wydajność reakcji syntezy amoniaku przeprowadzonej w temperaturze T i pod ciśnieniem p jest równa 93%. Oblicz wyrażoną w procentach objętościowych zawartość amoniaku w mieszaninie poreakcyjnej. Zadanie 146. (NR17) Próbkę czystego węglanu wapnia o masie m prażono w otwartym naczyniu. Przebiegła wtedy reakcja zilustrowana równaniem: CaCO3 → CaO + CO2 Po przerwaniu ogrzewania stwierdzono, że w naczyniu znajdowała się mieszanina substancji stałych o masie 18,0 gramów. Ustalono, że w tej mieszaninie zawartość węglanu wapnia wyrażona w procentach masowych jest równa 57,5%. Oblicz masę m próbki węglanu wapnia poddanej prażeniu. Zadanie 147. (NR17) W temperaturze 25 °C wodny roztwór węglanu potasu o stężeniu 0,51 mol* dm−3 ma pH równe 12,0. Oblicz stałą dysocjacji zasadowej (stałą równowagi reakcji hydrolizy) anionu węglanowego. Uwzględnij fakt, że w wyrażeniu na stałą dysocjacji zasadowej anionu węglanowego pomija się stężenie wody. Zadanie 148. (NR17) Na próbkę stopu miedzi z cynkiem o masie 4,00 g podziałano 200 cm3 kwasu solnego o stężeniu 0,800 mol· dm–3. Przebiegła wtedy reakcja opisana równaniem: Me + 2H3O + → Me2+ + H2 + 2H2O Roztwór otrzymany po reakcji rozcieńczono wodą do objętości 250 cm3 . Stężenie jonów wodorowych w tym roztworze było równe 0,400 mol· dm–3. Oblicz, ile gramów miedzi znajdowało się w opisanej próbce stopu. Wynik końcowy zaokrąglij do drugiego miejsca po przecinku. Zadanie 149. (NR17) Podczas ogrzewania próbki monochloropochodnej pewnego nasyconego węglowodoru o budowie łańcuchowej z nadmiarem wodnego roztworu wodorotlenku sodu przebiegła reakcja zilustrowana schematem: Do otrzymanej mieszaniny poreakcyjnej dodano najpierw wodny roztwór kwasu azotowego(V) w celu zobojętnienia, a następnie – nadmiar wodnego roztworu azotanu(V) srebra. W wyniku reakcji opisanej równaniem: wytrącił się osad, który odsączono i wysuszono. Masa próbki monochloropochodnej była równa 0,314 g, a w wyniku opisanych przemian otrzymano 0,574 g stałego chlorku srebra. Wykonaj obliczenia i zaproponuj jeden wzór półstrukturalny (grupowy) chloropochodnej tego węglowodoru. Zadanie 150. (NR17) Gdy do zakwaszonego roztworu fenolu zawierającego nadmiar jonów bromkowych wprowadzi się bromian(V) potasu w nadmiarze w stosunku do fenolu, to wytworzony brom (w ilości równoważnej do bromianu(V) potasu) reaguje z fenolem zgodnie z równaniem (etap II) : Następnie do powstałej mieszaniny dodaje się jodek potasu. Brom, który nie został zużyty w reakcji bromowania, powoduje wydzielenie równoważnej ilości jodu (etap III): Podczas kolejnego etapu (etapu IV) jod miareczkuje się wodnym roztworem tiosiarczanu sodu (Na2S2O3), co można zilustrować równaniem: Oblicz stężenie molowe fenolu w próbce ścieków o objętości 100,0 cm3, jeżeli wiadomo, że w etapie I oznaczania zawartości fenolu powstało 0,256 grama bromu oraz że podczas etapu IV oznaczania tego związku na zmiareczkowanie jodu zużyto 14,00 cm3 roztworu tiosiarczanu sodu o stężeniu 0,100 mol · dm–3. Zadanie 151. (NR18) Gal występuje w przyrodzie w postaci mieszaniny dwóch izotopów. Na 3 atomy pierwszego izotopu galu o masie atomowej 68,926 u przypadają 2 atomy drugiego izotopu galu o masie atomowej mx. Średnia masa atomowa galu jest równa 69,723 u. Na podstawie powyższych danych oblicz masę atomową mx drugiego izotopu galu. Wynik końcowy podaj z dokładnością do trzeciego miejsca po przecinku. Na podstawie powyższych danych oblicz bezwzględną masę (wyrażoną w gramach) jednego atomu tego izotopu galu, który ma mniejszą masę atomową. Zadanie 152. (NR18) Oblicz wyrażoną w procentach masowych zawartość tlenu, wchodzącego w skład CO2 i CO, w pozostającej w równowadze mieszaninie tych związków z węglem w temperaturze 873 K i pod ciśnieniem 1013 hPa. Możesz przyjąć, że sumaryczna liczba moli gazowego substratu i gazowego produktu reakcji jest równa 1. W opisanych warunkach 1 mol gazu zajmuje objętość 71,6 dm3. Zadanie 153. (NR18) Rozpuszczono 0,600 g NaHSO4 w wodzie i otrzymano 100 cm3 roztworu o temperaturze T. W tym roztworze reakcji z wodą uległo znacznie więcej niż 5% jonów wodorosiarczanowych(VI). Oblicz pH tego roztworu. Wynik końcowy podaj z dokładnością do trzeciego miejsca po przecinku. Zadanie 154. (NR18) Dwa gazy A i B zmieszane w stosunku molowym A B n n: 1:4 = zajmują w warunkach normalnych objętość 1 dm3 . Tę mieszaninę umieszczono w reaktorze o stałej pojemności 1 dm3 i w temperaturze T zainicjowano reakcję. W tej temperaturze ustalił się stan równowagi opisany równaniem: A (g) + 2B(g) ⇄ 2C(g) ΔH < 0 W stanie równowagi stężenie substancji C było równe 0,004 mol · dm–3. Oblicz stężeniową stałą równowagi (Kc) opisanej reakcji w temperaturze T. Zadanie 155. (NR18) W temperaturze 20 °C rozpuszczalność uwodnionego wodorosiarczanu(VI) sodu o wzorze NaHSO4 · H2O jest równa 67 gramów w 100 gramach wody. Na podstawie: T. Mizerski, Tablice chemiczne, Warszawa 2004. Oblicz, jaki procent masy roztworu nasyconego o temperaturze 20 °C stanowi masa soli bezwodnej NaHSO4. Zadanie 156. (NR18) Do całkowitego spalenia 2,80 dm3 (odmierzonych w warunkach normalnych) mieszaniny zawierającej 60% objętościowych pewnego gazowego alkanu i 40% objętościowych metanu potrzeba 13,16 dm3 tlenu w przeliczeniu na warunki normalne. Reakcje całkowitego spalania metanu oraz dowolnego alkanu przebiegają zgodnie z równaniami: Wykonaj niezbędne obliczenia i podaj wzór sumaryczny alkanu stanowiącego 60% objętości opisanej mieszaniny. Strona wykorzystuje pliki cookies, by działać prawidłowo oraz do celów analitycznych, reklamowych i społecznościowych. OK, Rozumiem Privacy Overview This website uses cookies to improve your experience while you navigate through the website. Out of these cookies, the cookies that are categorized as necessary are stored on your browser as they are as essential for the working of basic functionalities of the website. We also use third-party cookies that help us analyze and understand how you use this website. These cookies will be stored in your browser only with your consent. You also have the option to opt-out of these cookies. But opting out of some of these cookies may have an effect on your browsing experience. Necessary cookies are absolutely essential for the website to function properly. This category only includes cookies that ensures basic functionalities and security features of the website. These cookies do not store any personal information.9zCe34F.
stała równowagi reakcji zadania maturalne
