Zadania maturalne z chemii

Poprawne odpowiedzi
a) Roztwór w probówce III zmienił barwę z pomarańczowej na zielononiebieską, a u wylotu probówki wyczuwalny był zapach acetonu lub zapach zmywacza do paznokci lub zapach kleju.
lub
Roztwór w probówce III zmienił barwę na zielononiebieską, a u wylotu probówki wyczuwalny był charakterystyczny zapach.
b) CH₃CH(OH)CH₃ → CH₃COCH₃ + 2H⁺ + 2e⁻

Wskazówki do rozwiązania zadania

a)
W celu udzielenia poprawnej odpowiedzi należy dokonać analizy schematu doświadczenia. Trzeba również przypomnieć sobie, jakie właściwości chemiczne mają alkohole – trzeba wiedzieć, że alkohole drugorzędowe utleniają się do ketonów. Zauważ, że funkcję reduktora w opisanej reakcji pełni propan-2-ol, który utlenia się do ketonu (propanonu). Funkcję utleniacza w opisanej reakcji pełni dichromian(VI) potasu, który redukuje się do soli chromu(III). Tak więc możemy stwierdzić, że roztwór zmieni barwę z pomarańczowej (charakterystycznej dla dichromianów(VI)) na zielononiebieską (charakterystyczną dla soli chromu(III)). Możesz więc wywnioskować, że z uwagi na powstanie propanonu, u wylotu probówki będzie można wyczuć charakterystyczny zapach.

b)
Zauważ, że funkcję reduktora w opisanej reakcji pełni propan-2-ol, który utlenia się do propanonu. Wyznacz stopnie utlenienia atomów węgla w cząsteczce alkoholu i ketonu (zauważamy, że zmianie ulega tylko stopień utlenienia drugiego atomu węgla).

Tak więc stopień utlenienia węgla zmienia się z 0 na + II. Jedna cząsteczka alkoholu oddaje 2 elektrony. Znając potrzebne wzory i liczbę oddanych elektronów, zapisz równanie ilustrujące proces utleniania.

Poprawne odpowiedzi
24,08 · 10²³ elektronów lub 2,408 · 10²⁴ elektronów lub 4 · 6,02 · 10²³ elektronów

Wskazówki do rozwiązania zadania

Zauważ, że funkcję reduktora w opisanej reakcji pełni etanol, który utlenia się do kwasu etanowego. Wyznacz stopnie utlenienia atomów węgla w cząsteczce alkoholu i kwasu:

Tak więc stopień utlenienia jednego z atomów węgla zmienia się z –I na + III. Jedna cząsteczka alkoholu oddaje 4 elektrony. Trzeba przypomnieć sobie definicję mola jako jednostki liczności materii. Liczba cząsteczek, jonów, elektronów, itp. zawarta w 1 molu zwana jest liczbą Avogadra i wynosi 6,02·10²³. Tak więc 1 mol alkoholu oddaje 4·6,02·10²³ elektronów.

Poprawna odpowiedź
Wzór alkoholu X: CH₃C(CH₃)(OH)CH₃
Wzór alkoholu Y: CH₃CH₂OH       lub       C₂H₅OH
Wzór alkoholu Z: CH₃CH(OH)CH₃

Wskazówki do rozwiązania zadania

W celu udzielenia poprawnej odpowiedzi należy dokonać analizy schematu doświadczenia. Trzeba również przypomnieć sobie, jakie właściwości chemiczne mają alkohole – należy wiedzieć, że alkohole pierwszorzędowe utleniają się do aldehydów lub kwasów karboksylowych, a alkohole drugorzędowe utleniają się do ketonów. Alkohole trzeciorzędowe nie ulegają działaniu większości utleniaczy. W probówce I nie zaobserwowano objawów reakcji, a więc należy wywnioskować, że do probówki I dodano alkohol trzeciorzędowy, czyli alkohol o wzorze CH₃C(CH₃)(OH)CH₃. Roztwór w probówce II zmienił barwę z pomarańczowej na zielononiebieską, a u wylotu tej probówki wyczuwalny był zapach octu. Tak więc należy stwierdzić, że alkohol utlenił się i powstał kwas octowy. Kwas ten mógł powstać w wyniku utlenienia etanolu o wzorze CH₃CH₂OH. Z kolei do probówki III dodano alkohol o wzorze CH₃CH(OH)CH₃, bo z materiału źródłowego wynika, że w probówce tej zaszła reakcja chemiczna, a dodany alkohol był drugorzędowy – taki warunek spełnia tylko ten alkohol (spośród wymienionych).

Poprawna odpowiedź
Wzór półstrukturalny: CH₃(CH₂)₇CH=CH(CH₂)₇CH₂OH
Nazwa systematyczna: oktadec-9-en-1-ol

Wskazówki do rozwiązania zadania

W celu udzielenia odpowiedzi dokonaj analizy tekstu źródłowego, z którego jednoznacznie wynika, że w wyniku procesu powstanie alkohol pierwszorzędowy. W jego cząsteczce, tak jak w cząsteczce kwasu, musi być 18 atomów węgla, a wiązanie podwójne będzie znajdowało się między 9. a 10. atomem węgla. W celu podania nazwy tego alkoholu ponumeruj atomy węgla w łańcuchu, pamiętając o informacji zawartej w materiale źródłowym i zwróć uwagę na numer atomu węgla, z którym związana jest grupa –OH oraz numer atomu węgla, przy którym „zaczyna” się wiązanie podwójne.

Poprawna odpowiedź
Etyn: CH₂=CHCl lub CH₃–CHCl₂ lub
Metyloamina: CH₃NH₃⁺Cl⁻ lub CH₃NH₃Cl

Wskazówki do rozwiązania zadania

Aby poprawnie rozwiązać to zadanie, należy przeanalizować budowę cząsteczek użytych w doświadczeniu związków i wynikające z niej właściwości tych związków. Spośród nich tylko metan nie reaguje z chlorowodorem (pamiętamy, że jest to związek mało reaktywny). Pozostałe 2 związki – etyn i metyloamina – z chlorowodorem będą reagować. Etyn o wzorze CH≡CH jest węglowodorem nienasyconym, w jego cząsteczkach między atomami węgla występuje wiązanie potrójne, co uzdalnia etyn do udziału w reakcjach addycji. Po przyłączeniu 1 cząsteczki chlorowodoru do cząsteczki etynu powstanie związek nienasycony o wzorze CH₂=CHCl, a po przyłączeniu kolejnej cząsteczki – związek nasycony o wzorze CH₃–CHCl₂ (pamiętamy o tym, że kolejny atom wodoru przyłącza się do atomu węgla „bogatszego w wodór”). W przypadku metyloaminy zdolność do reagowania z chlorowodorem wynika z faktu, że atom azotu grupy aminowej –NH₂ ma wolną parę elektronową i stanowi ujemny biegun cząsteczki, może więc oderwać proton od cząsteczki chlorowodoru. Powstają wówczas jony CH₃–NH₃⁺ i Cl^–, tworzące związek jonowy o wzorze CH₃–NH₃⁺Cl^–, czyli chlorowodorek metyloaminy.

Poprawne odpowiedzi
a) 1. I, III
2. I, III
3. III, IV
b) CH₃COCH₃  lub
c) 1. F
2. P
3. F

Wskazówki do rozwiązania zadania

a)
W informacji podano wzory półstrukturalne związków organicznych zaliczanych do alkanów, cykloalkanów, alkenów i alkinów. Na tej podstawie można wyprowadzić wzór sumaryczny każdego węglowodoru, a potem wzór ogólny grupy związków.

Z podanego zestawienia wynika, że wzór C_nH_2n mają cykloalkany i alkeny, do których należą związki oznaczone numerami I i III, są to propen i cyklopropan. Związki te są izomerami konstytucyjnymi, bo mając ten sam wzór sumaryczny, różnią się budową. Reakcjami charakterystycznymi dla związków organicznych nasyconych są reakcje substytucji, dla związków nienasyconych charakterystyczne są reakcje addycji.

b)
Związek II czyli propyn ulega reakcjom addycji (przyłączania). Reakcja addycji zachodzi kosztem wiązania potrójnego, końcowy produkt jest związkiem nasyconym. Przyłączenie cząsteczek wody do cząsteczek propynu w obecności soli rtęci i kwasu siarkowego(VI) prowadzi do otrzymania ketonu, w tym wypadku do propanonu o wzorze CH₃COCH₃.

c)
Wiedząc, do jakiej grupy węglowodorów należą poszczególne związki i jakie reakcje są dla nich charakterystyczne, można stwierdzić, czy podane zdania są prawdą, czy fałszem. Addycja wodoru do węglowodorów nienasyconych prowadzi do powstania alkanu. Cząsteczka propenu ma 1 wiązanie podwójne i może przyłączyć tylko 1 cząsteczkę wodoru. Cząsteczka propynu ma wiązanie potrójne, może więc przyłączyć 2 cząsteczki wodoru, a przyłączając tylko 1, przekształci się w propen, a nie propan. Propen ulega utlenieniu, dając alkohol dihydroksylowy. Całkowite spalanie węglowodorów prowadzi do otrzymania tlenku węgla(IV) i wody. Najwięcej cząsteczek wody powstanie ze spalenia węglowodoru, którego cząsteczka zawiera największą liczbę atomów wodoru, a więc propanu, a nie cyklopropanu. Przebieg reakcji spalania ilustrują poniższe równania:
C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O
C₃H₆ + 4,5O₂ → 3CO₂ + 3H₂O
C₃H₄ + 4O₂ → 3CO₂ + 2H₂O

Poprawne odpowiedzi
a) CH₃−CH₃ + 6Cl₂ CCl₃−CCl₃ + 6HCl
b) rodnikowy
c) Liczba cząsteczek: 6 · 0,1 · 6,023 · 10²³ lub 36,128 · 10²²

Wskazówki do rozwiązania zadania

a)
Rozwiązując tę część zadania, warto przypomnieć, że etan to węglowodór nasycony i w reakcji z chlorem ulega reakcji podstawienia (substytucji). Atom wodoru zostaje zastąpiony atomem chloru. Reakcję prowadzono z nadmiarem chloru aż do całkowitego zastąpienia wszystkich atomów wodoru znajdujących się w etanie. Powstał związek o wzorze: CCl₃─CCl₃.

b)
Reakcja przebiegała w obecności światła, które powoduje rozbicie cząsteczki chloru na atomy chloru, które są rodnikami (mają niesparowany elektron, ponieważ atom chloru ma nieparzystą liczbę elektronów): (kropka symbolizuje niesparowany elektron). Omawiana reakcja jest reakcją substytucji o mechanizmie rodnikowym. Wolne rodniki są nietrwałe, bo z powodu obecności pojedynczych elektronów bardzo łatwo i szybko podlegają dalszym przemianom.

c)
Aby określić liczbę cząsteczek użytych do reakcji całkowitego chlorowania etanu, należy zauważyć, że na 1 mol etanu przypada 6 moli chloru. 1 mol substancji zawiera liczbę Avogadra cząstek, czyli 6,023 · 10²³, stąd do reakcji użyto 6 · 0,1 · 6,023 · 10²³ cząsteczek chloru.

Poprawna odpowiedź
Tak, ponieważ izomery to związki o tym samym wzorze sumarycznym, ale o innej budowie cząsteczki. Metanian metylu to ester (HCOOCH₃), a związek organiczny otrzymany w wyniku przemiany III to kwas (CH₃COOH). Oba związki mają takie same wzory sumaryczne: C₂H₄O₂.

Wskazówki do rozwiązania zadania

Do rozwiązania zadania musisz wykorzystać informację do zadań i ustalić, że związkiem organicznym powstałym w wyniku przemiany III jest związek o wzorze CH₃COOH. Następnie na podstawie podanej w poleceniu do zadania nazwy estru (metanian metylu) musisz napisać wzór sumaryczny tego związku i porównać go ze wzorem sumarycznym kwasu etanowego (octowego). W omawianym przypadku wzory te są identyczne, dlatego związki są izomerami.

Poprawna odpowiedź
Nazwa systematyczna: etanal
Stopnie utlenienia atomów węgla: – III, I

Wskazówki do rozwiązania zadania

Do rozwiązania zadania musisz wykorzystać informację do zadań i ustalić, że związkiem organicznym powstałym w wyniku przemiany II jest związek o wzorze CH₃CHO. Aby zadanie zostało rozwiązane poprawnie, musisz przypomnieć sobie zasady tworzenia nazw systematycznych aldehydów. W omawianym przypadku tworzenie nazwy systematycznej będzie polegało na dodaniu do rdzenia nazwy macierzystego węglowodoru przyrostka -al. Zgodnie z poleceniem do zadania, oprócz podania nazwy systematycznej aldehydu, należy także określić formalne stopnie utlenienia wszystkich atomów węgla w jego cząsteczce. W związkach organicznych stopnie utlenienia ustala się osobno dla każdego atomu węgla i związanych z nim atomów innych pierwiastków.

Poprawna odpowiedź
3, 2, sp

Wskazówki do rozwiązania zadania

Do rozwiązania zadania musisz wykorzystać informację do zadań i ustalić, że związkiem organicznym powstałym w wyniku przemiany I jest acetylen (C₂H₂). W cząsteczce etynu (acetylenu) atomy węgla przyjmują strukturę liniową, właściwą dla hybrydyzacji sp. Oprócz 2 orbitali zhybrydyzowanych występują tutaj 2 orbitale niezhybrydyzowane. Zauważ, iż w cząsteczce acetylenu obecne są następujące wiązania: 1 wiązanie sp-sp-σ pomiędzy atomami węgla, 2 wiązania s-sp-σ pomiędzy atomami węgla i atomami wodoru oraz 2 wiązania p-p-π pomiędzy atomami węgla.

Poprawne odpowiedzi
a) C₂H₄ (g) + 3O₂ (g) → 2CO₂ (g) + 2H₂O (g)
b)

Wskazówki do rozwiązania zadania

a)
Do rozwiązania zadania musisz wykorzystać informację do zadań i ustalić, że związkiem organicznym powstałym w wyniku przemiany I jest acetylen (C₂H₂). Z informacji poprzedzającej polecenie do zadania wynika, że podczas reakcji acetylenu z wodorem otrzymano związek należący do szeregu homologicznego o wzorze ogólnym C_nH_2n. Oznacza to, że powstały związek jest alkenem (C₂H₄). Następnie zgodnie z poleceniem musisz zapisać równanie reakcji całkowitego spalania etenu. Aby poprawnie zapisać równanie reakcji, musisz wiedzieć, że produktami reakcji całkowitego spalania związku organicznego (etenu) są tlenek węgla(IV) i para wodna. Pamiętaj, że zawsze po zapisaniu wzorów substratów i produktów musisz dokonać bilansu masy i dobrać współczynniki stechiometryczne.

b)
Aby poprawnie rozwiązać zadanie, musisz przypomnieć sobie, że 1 mol cząsteczek każdej substancji to ta sama liczba cząsteczek (stała Avogadra). Musisz także wiedzieć, że ta sama liczba cząsteczek różnych gazów, w stałych warunkach zewnętrznych, zajmuje tę samą objętość (prawo Avogadra). Masz prawo wnioskować, że 1 mol cząsteczek każdego gazu zajmuje w stałych warunkach zewnętrznych tę samą objętość. Podając liczność materii (w molach) w reakcjach z udziałem gazów, podajesz równocześnie objętość każdego z reagentów. I tak w przypadku reakcji zilustrowanej równaniem:

C₂H₄ (g) + 3O₂ (g) → 2CO₂ (g) + 2H₂O (g)

można nie tylko stwierdzić, że 1 mol C₂H₄ i 3 mole O₂ ulegają przemianie do 2 moli CO₂ i 2 moli H₂O, ale także, że 1 objętość C₂H₄ i 3 objętości O₂ ulegają przemianie do 2 objętości CO₂ i 2 objętości H₂O. Kontynuując rozwiązanie zadania, musisz skorzystać ze stechiometrii reakcji i na tej podstawie ustalić objętość reagentów reakcji (zgodnie z poleceniem). Zwróć uwagę, że z informacji do podpunktu b) zadania wynika, że spaleniu uległo 0,2 dm³ związku X, czyli etenu.

Poprawne odpowiedzi
Dane:
m_CaC2 = 1 kg
W_I = 85%

Szukane:
V_{zw. organicznego}

Rozwiązanie:
I sposób

1 kg = 1000 g
1000 g  –  100%
x  –  20%    x = 200 g ⇒ m_karbidu = 800 g
64 g CaC₂  –  22,4 dm³
800 g CaC₂  –  y              y = 280 dm³
280 dm³  –  100%
z  –  85%              z = 238 dm³

II sposób

1 kg = 1000 g
1000 g  –  100%
x  –  20%       x = 200 g ⇒ m_karbidu = 800 g ⇒ = 12,5 mola
1 mol CaC₂  –  22,4 dm³
12,5 mola CaC₂  –  y            y = 280 dm³
280 dm³  –  100%
z  –  85%            z = 238 dm³
Odpowiedź: W wyniku przemiany powstanie 238 dm³ związku organicznego.

Wskazówki do rozwiązania zadania

Aby rozwiązać zadanie, konieczne jest skorzystanie z informacji do zadań. Musisz zwrócić uwagę na stechiometrię przemiany i zauważyć (lub zapisać równanie reakcji przemiany I), że z 1 mola karbidu powstaje 1 mol acetylenu: CaC₂ + 2H₂O → Ca(OH)₂ + C₂H₂.
Rozwiązując zadanie, musisz wykorzystać informację, że użyty do reakcji karbid zawierał 20% zanieczyszczeń i następnie obliczyć masę czystego karbidu (m_karbidu  =  800 g). Korzystając ze stechiometrii reakcji, możesz zapisać zależność, np. proporcję, której rozwiązanie pozwoli na obliczenie objętości acetylenu, przy założeniu, że przemiana przebiegła z wydajnością równą 100%. W informacji do zadań oraz w poleceniu do zadania umieszczona jest adnotacja, że reakcja przebiegła z wydajnością równą 85%. Należy więc obliczyć objętość wydzielonego gazu przy podanej w zadaniu wydajności (I sposób). Podczas rozwiązywania zadania pamiętaj o poprawnym zaokrąglaniu wyników pośrednich i wyniku końcowego oraz o podaniu wyniku z odpowiednią jednostką. Pamiętaj także, że rozwiązanie zadania każdą inną poprawną metodą zostanie ocenione pozytywnie.

Poprawna odpowiedź
I: CaC₂ + 2H₂O → Ca(OH)₂ + CH≡CH
II: CH≡CH + H₂O CH₃CHO
III: CH₃CHO + 1/2O₂ CH₃COOH
Uwaga: Elementy rozwiązania umieszczone w nawiasie nie są wymagane.

Wskazówki do rozwiązania zadania

Rozwiązanie zadania polega na napisaniu równań reakcji na podstawie podanego w informacji do zadań ciągu przemian. Zwrócić uwagę, że zgodnie z poleceniem do zadania w równaniach reakcji trzeba zastosować wzory półstrukturalne (grupowe) związków organicznych. Dokładna analiza schematu pozwoli Ci na ustalenie wzorów większości reagentów, a znajomość właściwości związków chemicznych niewątpliwie ułatwi rozwiązanie zadania. Pamiętaj, że zawsze po zapisaniu wzorów substratów i produktów trzeba dokonać bilansu masy i dobrać współczynniki stechiometryczne.

Poprawne odpowiedzi
Dane:
W_I = 85%
W_II = 80%
W_III = 95%

Szukane:
W_C

Rozwiązanie:
I sposób
W_C = 0,85 · 0,80 · 0,95 · 100% = 64,6%
II sposób
W_C = ⋅ 100% 64,6%
Odpowiedź: Całkowita wydajność procesu wynosi 64,6%.

Wskazówki do rozwiązania zadania

Jeżeli proces chemiczny przebiega przez kilka etapów o różnej wydajności, to jego całkowita wydajność jest iloczynem wydajności wszystkich reakcji pośrednich. Opisany powyżej proces składa się z III etapów (reakcji) o wydajności W_I, W_II, W_III. Aby określić wydajność całego procesu, trzeba pomnożyć wydajności tych etapów.

Poprawna odpowiedź
nie tworzy izomerów, jeden z atomów węgla uczestniczących w wiązaniu podwójnym związany jest z dwoma takimi samymi podstawnikami (atomami wodoru).

Wskazówki do rozwiązania zadania

Do rozwiązania tego zadania konieczna jest wnikliwa analiza tekstu zawartego w informacji do zadań. Zauważ, że izomerem, który stanowi uboczny produkt reakcji eliminacji bromowodoru z 2-bromobutanu, jest alken o wzorze CH₂=CHCH₂CH₃, czyli but-1-en. W przypadku alkenów izomeria cis-trans nie występuje, gdy do któregokolwiek z atomów węgla połączonych wiązaniem podwójnym przyłączone są 2 takie same podstawniki (lub 2 atomy wodoru). Tak więc but-1-en nie tworzy izomerów cis-trans.

Poprawna odpowiedź

Wskazówki do rozwiązania zadania

Aby rozwiązać to zadanie, dokonaj selekcji i analizy informacji zawartej w materiale źródłowym do zadań. Zauważysz, że głównym produktem reakcji eliminacji bromowodoru od 2-bromobutanu będzie symetryczny alken: but-2-en. W takim przypadku cząsteczka izomeru cis ma takie same podstawniki (–CH₃) po tej samej stronie płaszczyzny odniesienia.

Poprawna odpowiedź

Wskazówki do rozwiązania zadania

Do rozwiązania tego zadania konieczna jest wnikliwa analiza tekstu zawartego w informacji do zadań. W wyniku reakcji eliminacji bromowodoru z 2-bromo-2-metylobutanu powstanie mieszanina izomerów: 2-metylobut-2-enu oraz 2-metylobut-1-enu. Zauważ, że w cząsteczce 2-metylobut-2-enu wiązanie podwójne znajduje się pomiędzy 2. i 3. atomem węgla, a przy wiązaniu tym obecne są 2 grupy metylowe (2. atom węgla związany jest z 2 grupami metylowymi). Natomiast w cząsteczce 2-metylobut-1-enu wiązanie podwójne znajduje się pomiędzy 1. i 2. atomem węgla, a przy wiązaniu tym obecna jest 1 grupa metylowa (2. atom węgla związany jest z 1 grupą metylową). Z materiału źródłowego wynika, że głównym produktem będzie ten izomer, którego cząsteczka zawiera większą liczbę grup alkilowych przy atomach węgla połączonych wiązaniem podwójnym. Tak więc izomer o wzorze CH₃CH=C(CH₃)₂, czyli 2-metylobut-2-en to produkt stanowiący 70% mieszaniny, a izomer o wzorze CH₃CH₂(CH₃)C=CH₂, czyli 2-metylobut-1-en, to produkt stanowiący 30% mieszaniny.

Poprawne odpowiedzi
a)

lub

b)

lub

Wskazówki do rozwiązania zadania

a)
Do rozwiązania tego zadania konieczna jest wnikliwa analiza tekstu oraz schematu reakcji zawartych w materiale źródłowym. W cząsteczce węglowodoru przy jednym atomie węgla tworzącym podwójne wiązanie znajduje się atom wodoru, a więc powstanie kwas karboksylowy. Przy drugim atomie węgla tworzącym podwójne wiązanie obecne są 2 atomy wodoru, a więc tworzy się tlenek węgla(IV). W cząsteczce alkenu jest 10 atomów węgla (w łańcuchu głównym 8 atomów węgla), a więc w cząsteczce kwasu będzie 9 atomów węgla (w łańcuchu głównym 7 atomów węgla). Kwas ten ma więc wzór:
CH₃CH(CH₃)CH₂CH₂CH₂CH(CH₃)COOH.

Tworząc nazwę alkenu, na początku ponumeruj atomy węgla w najdłuższym łańcuchu w taki sposób, aby atomy węgla połączone wiązaniem podwójnym miały najniższe numery:

Tak więc w łańcuchu głównym jest 8 atomów węgla, a wiązanie podwójne znajduje się pomiędzy 1. i 2. atomem węgla. Zauważ, że przy 3. i 7. atomie węgla znajduje się ten sam podstawnik – metyl (–CH₃). Tak więc nazwa alkenu brzmi: 3,7-dimetylookt-1-en.
Numerację atomów węgla w łańcuchu głównym kwasu karboksylowego zaczynamy od atomu węgla grupy – COOH.

W łańcuchu głównym jest 7 atomów węgla. Zauważ, że przy 2. i 6. atomie węgla znajduje się ten sam podstawnik – metyl. Tak więc nazwa tego kwasu brzmi: kwas 2,6-dimetyloheptanowy. Drugim produktem jest CO₂, a więc ditlenek węgla, w którym węgiel jest czterowartościowy – tlenek węgla(IV).

Poprawne odpowiedzi
a)

b) Równanie reakcji oznaczonej na schemacie numerem 1.:
CH≡CH + H₂O CH₃CHO
lub CH≡CH + H₂O CH₃CHO

Równanie reakcji oznaczonej na schemacie numerem 2.:
CH₃CHO + H₂  CH₃CH₂OH

Wskazówki do rozwiązania zadania

a)
Do rozwiązania tej części zadania konieczna jest wnikliwa analiza tekstu oraz schematu ciągu przemian zawartych w materiale źródłowym. Wynika z niej, że alkin A i wszystkie pochodne biorące udział w opisanych przemianach muszą mieć w cząsteczce 2 atomy węgla. Na początku ustal wzór związku A. Będzie nim jedyny alkin o 2 atomach węgla w cząsteczce – etyn o wzorze CH≡CH. Następnie ustal wzory kolejnych pochodnych. W wyniku addycji wody do etynu powstanie związek o wzorze sumarycznym C₂H₄O, a więc związek o wzorze półstrukturalnym CH₃CHO (etanal). Trzeba wiedzieć, że w wyniku redukcji aldehydów, np. uwodornienia aldehydów, powstają alkohole, a w wyniku utlenienia aldehydów powstają kwasy karboksylowe. Tak więc w wyniku uwodornienia etanalu powstaje etanol o wzorze CH₃CH₂OH (jednocześnie wiadomo, że w cząsteczce związku C są 2 atomy wodoru więcej niż w czasteczce związku B), a w wyniku utleniania etanalu powstaje kwas etanowy o wzorze CH₃COOH (związek D). Wiemy, że związkiem E jest octan. Zauważ, że alkohole reagują z kwasami karboksylowymi i w wyniku tych reakcji powstają estry o wzorze ogólnym R₁COOR₂. Tak więc związkiem E jest octan etylu o wzorze CH₃COOCH₂CH₃. W odpowiedzi do zadania musimy podać wzory półstrukturalne (grupowe) związków. Napisanie wzorów sumarycznych (nawet poprawnych merytorycznie) będzie skutkowało nieprzyznaniem punktów.

b)
Do rozwiązania tej części zadania konieczna jest wnikliwa analiza tekstu oraz schematu ciągu przemian zawartych w materiale źródłowym. Wzory reagentów A, B i C zostały ustalone w części a) zadania. Pamiętaj, że zarówno reakcja oznaczona numerem 1., jak i reakcja oznaczona numerem 2. są procesami addycji, a więc przyłączania. Znając wzory wszystkich reagentów, zapisz je po odpowiednich stronach równań, a następnie dokonaj bilansu masy. Pamiętaj o zaznaczeniu warunków prowadzenia obu procesów.

Poprawne odpowiedzi
Dane:
V = 50 cm³ = 0,050 dm³
m_ZnO = 243 mg = 0,243 g
M_ZnO = 81 g ⋅ mol^–1

Szukane:
c_Zn²⁺

Rozwiązanie:
I sposób
n_Zn²⁺ = n_ZnO =
c_Zn²⁺ 
c_Zn²⁺ = = 0,06 mol ⋅ dm^–3

II sposób
1 mol Zn²⁺ — 81 g ZnO
x — 0,243 g ZnO

x = = 0,003 mola Zn²⁺

Wskazówki do rozwiązania zadania

Zadanie można rozwiązać różnymi sposobami, ale podstawą każdego z nich jest zauważenie, że do obliczenia stężenia molowego jonów cynku w badanym roztworze potrzebna jest informacja o liczbie moli tych jonów w znanej objętości roztworu (50 cm³). Ponieważ dana jest masa tlenku cynku ZnO otrzymanego w wyniku dwóch kolejnych reakcji chemicznych, trzeba także wykorzystać ich równania, co pozwoli powiązać ilość ZnO z ilością Zn²⁺. Równania te podano w informacji do wiązki zadań:
Zn²⁺ + H₂S → ZnS ↓ + 2H⁺ oraz 2ZnS + 3O₂ → 2ZnO + 2SO₂ ↑
Wynika z nich, że liczba moli otrzymanego ZnO jest równa liczbie moli Zn²⁺ obecnych w danej objętości roztworu, dlatego, obliczając liczbę moli ZnO, otrzymamy liczbę moli Zn²⁺. Objętość roztworu i zawarta w niej liczba moli jonów cynku to 2 wielkości konieczne i wystarczające do tego, aby obliczyć stężenie molowe. Trzeba przy tym pamiętać, że jednostką stężenia molowego jest mol · dm^–3, dlatego objętość wyrażoną w cm³ należy przeliczyć na dm³.

Poprawne odpowiedzi
Dane:
V_HCl = 10 cm³ = 10 · 10^–3 dm³
c_HCl = 5 mol · dm^–3
w warunkach normalnych objętość molowa gazu
V_mol = 22,4 mol ⋅ dm⁻³

Szukane:
V_H2S , cm³

Rozwiązanie:
I sposób
V_H2S = n_H2S ⋅ V_mol
Z równania reakcji

II sposób

Z równania reakcji
2 mole HCl — 22,4 dm³ H₂S
0,05 mola HCl — x

2 mole ⋅ x = 22,4 dm³ ⋅ 0,05 mola ⇒ x = = 0,56 dm³ 560 cm³
Odpowiedź: Powstanie 560 cm³ siarkowodoru.

Wskazówki do rozwiązania zadania

Zadanie można rozwiązać różnymi metodami: wyprowadzając wyrażenie na objętość siarkowodoru za pomocą wielkości danych (I sposób) lub wykonując kolejne etapy rozwiązania z wykorzystaniem proporcji (II sposób). Niezależnie jednak od wybranej metody, każde rozwiązanie wykorzystuje założenie, że objętość molowa gazu jest wielkością stałą w danych warunkach temperatury oraz ciśnienia i nie zależy od rodzaju gazu. W warunkach normalnych wynosi ona 22,4 dm³ · mol^–1. Jeżeli obliczymy, ile moli H₂S powstało w reakcji, będziemy mogli obliczyć jego objętość. W każdym rozwiązaniu trzeba także uwzględnić to, że ilość wydzielonego siarkowodoru zależy od ilości użytego kwasu (przy nadmiarze FeS), a zależność tę określa równanie reakcji FeS(s) + 2HCl (aq)→FeCl₂(aq) + H₂S(g) podane w informacji do zadań. W równaniu wytłuszczono wzory tych substancji, o których ilości informacje zostały podane w treści zadania (HCl) lub stanowią wielkość szukaną (H₂S). Z równania reakcji odczytujemy, że w wyniku reakcji 2 moli HCl powstaje 1 mol H₂S, a więc liczba moli otrzymanego H₂S jest 2 razy mniejsza od liczby moli HCl. Dzięki temu, mając liczbę moli HCl, możemy obliczyć liczbę moli i objętość H₂S. Liczbę moli HCl obliczymy, wiedząc, jaka objętość kwasu solnego (czyli roztworu HCl) o danym stężeniu molowym została użyta w reakcji.

Poprawne odpowiedzi
Kolba I: Po wkropleniu kwasu solnego obserwujemy pienienie się roztworu w zetknięciu z czarną substancją stałą, a ilość tej substancji się zmniejsza.
lub
Po wkropleniu kwasu solnego można zaobserwować wydzielanie się bezbarwnego gazu. Kolba II: Z bezbarwnego i klarownego roztworu wytrąca się biały osad.
lub
Bezbarwny roztwór najpierw mętnieje, a potem obserwujemy wytrącanie białego osadu.

Wskazówki do rozwiązania zadania

Aby poprawnie opisać zmiany możliwe do zaobserwowania w czasie doświadczenia, trzeba wykorzystać informacje przedstawione we wprowadzeniu oraz przeanalizować schemat zestawu, w którym doświadczenie wykonano. W kolbie I znajduje się czarna substancja stała – jest nim siarczek żelaza(II) – do którego dodawany jest kwas solny. Z informacji dowiadujemy się, że kwas solny reaguje z siarczkiem żelaza(II), w wyniku czego powstaje gazowy siarkowodór. Powinniśmy wiedzieć, że gaz ten jest bezbarwny. Możemy na tej podstawie sformułować opis zmian dokonujących się w kolbie I. W kolbie II znajduje się bezbarwny roztwór siarczanu(VI) cynku, do którego doprowadzany jest gazowy siarkowodór wydzielony w kolbie I. Z informacji do zadania wynika, że po wprowadzeniu siarkowodoru do roztworu zawierającego jony cynku zachodzi reakcja, w wyniku której wytrąca się biały osad siarczku cynku, dzięki czemu możemy przewidzieć zmiany możliwe do zaobserwowania w kolbie II.

Poprawna odpowiedź
4NH₃ +3O₂ → 2N₂ + 6H₂O

Wskazówki do rozwiązania zadania

Należy zwrócić uwagę na to, że reakcja spalania amoniaku w tlenie jest reakcją typu utleniania i redukcji. Zatem najłatwiej wykonać bilansowanie tego równania, stosując metodę bilansu elektronowego, zapisujemy poszczególne indywidua chemiczne z uwzględnieniem ich stopnia utlenienia:
proces utleniania:
proces redukcji:
Następnie wyznaczamy najmniejszą wspólną wielokrotność liczby elektronów oddanych i pobranych, czyli liczby 6 i 4. Jest nią liczba 12. Mnożymy równanie procesu utleniania przez 2 (aby uzyskać 12 elektronów oddanych), a równanie procesu redukcji przez 3 (aby otrzymać 12 elektronów pobranych) i dodajemy stronami oba równania, otrzymując żądane współczynniki: Po przekształceniu tego formalnego zapisu do postaci cząsteczkowej, otrzymujemy ostateczną formę cząsteczkową równania:
4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂O.

Poprawna odpowiedź
Dane:
V_N2 = V_poduszki = 12 dm³
t = 22,00 ºC    ⇒    T = (273,15 + 22,00) K = 295,15 K
M_NaN3 = M_Na + 3M_N = (23 + 3·14) g · mol^–1 = 65 g · mol^–1

Rozwiązanie:
Obliczenie liczby moli azotu:
Z równania reakcji 2NaN₃ → 2Na + 3N₂:

Obliczenie ciśnienia w poduszce:

Odpowiedź: Ciśnienie panujące w poduszce powietrznej: 613 hPa.

Wskazówki do rozwiązania zadania

Aby obliczyć ciśnienie panujące w poduszce po kolizji samochodu, trzeba zauważyć 2 kwestie:
1) jedynym gazem, który wypełnił poduszkę, był azot wytworzony w reakcji rozkładu azydku sodu NaN₃,
2) ciśnienie gazu – jak to wynika z równania Clapeyrona – zależy od liczby moli gazu, temperatury i objętości, którą ten gaz zajmuje.
Musimy zatem obliczyć, ile moli azotu powstało w wyniku rozkładu 13,00 g azydku sodu, korzystając z podanego równania reakcji 2NaN₃ → 2Na + 3N₂. Wynika z niego, że: Obliczamy masę molową azydku sodu, podstawiamy do wyrażenia na liczbę moli azotu i obliczamy liczbę moli azotu (równą 0,3 mola). Mamy w ten sposób wszystkie wielkości potrzebne do obliczenia ciśnienia: liczbę moli i objętość gazu oraz temperaturę (tę wielkość trzeba wyrazić w kelwinach: T = (273,15 + 22,00) K = 295,15 K). Przekształcamy równanie Clapeyrona tak, aby otrzymać wyrażenie na ciśnienie i podstawiamy do niego dane, zaokrąglając wynik wyrażony w hPa do jedności:

Poprawna odpowiedź
Stopień utlenienia azotu w amidku sodu: –III

Wskazówki do rozwiązania zadania

Aby obliczyć stopień utlenienia azotu w amidku sodu o wzorze NaNH₂, trzeba uwzględnić podaną informację, że związek ten należy do soli. W solach, które są związkami jonowymi, sód przyjmuje stopień utlenienia +I jako kation Na⁺. Anion tworzący tę sól, ma wobec tego wzór NH⁻₂ . W anionie tym atomem o większej elektroujemności jest atom azotu, więc będzie przyjmować ujemny stopień utlenienia, a wodór dodatni +I. W jonie NH⁻₂ suma stopni utlenienia 1 atomu azotu x i 2 atomów wodoru jest równa ładunkowi tego jonu, czyli –1: x + 2(+1) = –1. Z równania wynika, że x = –3, zatem stopień utlenienia azotu jest równy –III.

Poprawne odpowiedzi
a) Na₂S + H₂SO₄ → H₂S + Na₂SO₄
b) Wytrącił się (czarny) osad.
Cu²⁺ + H₂S → CuS + 2H⁺

Wskazówki do rozwiązania zadania

a)
Kwas siarkowy(VI) wypiera siarkowodór z jego soli, czyli siarczków, dlatego w probówce I powstaje gazowy siarkowodór, a w roztworze pozostają jony Na⁺ i SO²⁻₄ , które po odparowaniu wody dają siarczan(VI) sodu. Substratami tej reakcji (w ujęciu niejonowym) są więc kwas siarkowy(VI) i siarczek sodu, a produktami – siarkowodór i siarczan(VI) sodu: Na₂S + H₂SO₄ → H₂S + Na₂SO₄.

b)
Powstały w probówce I siarkowodór jest gazem, który rurką przedostaje się do probówki II. Reagując z jonami miedzi(II), powoduje wytrącenie nierozpuszczalnego w wodzie siarczku miedzi(II). Fakt, że chlorek miedzi(II) jest rozpuszczalny, a siarczek miedzi(II) nie rozpuszcza się w wodzie, odczytujemy z tablicy rozpuszczalności, która jest zamieszczona w zestawie Wybranych wzorów i stałych fizykochemicznych na egzamin maturalny z biologii, chemii i fizyki. Możemy zatem ustalić, że w probówce II do roztworu, w którym obecne są jony miedzi(II) zostaje wprowadzony siarkowodór, co prowadzi do powstania nierozpuszczalnego siarczku miedzi(II): Cu²⁺ + H₂S → CuS + 2H⁺. Siarczek ten tworzy czarny osad, ale podanie barwy osadu nie jest konieczne.

Poprawne odpowiedzi
a) Równanie procesu redukcji: NO⁻₃ + 4H⁺ + 3e⁻ → NO + 2H₂O       │· 28
Równanie procesu utleniania: As₂S₃ + 20H₂O → 2AsO³⁻₄ + 3SO²⁻₄ + 40H⁺ + 28e⁻       │· 3
Uwaga: Zapis mnożenia równań przez 28 oraz przez 3 nie jest wymagany.
3As₂S₃ + 4H₂O + 28NO⁻₃ → 6AsO³⁻₄ + 9SO²⁻₄ + 8H⁺ + 28NO

Wskazówki do rozwiązania zadania

a)
Rozwiązanie podpunktu a) zadania musisz rozpocząć od wyznaczenia stopni utlenienia tych
atomów, które je zmieniają i zapisać schematy procesów utleniania i redukcji:
NO⁻₃ → NO
As₂S₃ → 2AsO³⁻₄ + 3SO²⁻₄
Następnie każdy schemat należy zbilansować zgodnie z prawem zachowania masy i ładunku, otrzymując równania:
1) NO⁻₃ + 4H⁺ + 3e⁻ → NO + 2H₂O
2) As₂S₃ + 20H₂O → 2AsO³⁻₄ + 3SO²⁻₄ + 30H⁺ + 28e⁻

b)
Równania połówkowe zapisane w rozwiązaniu części a) zadania posłużą do uzupełnienia współczynników w podanym schemacie reakcji w części b) zadania.
Pamiętaj, że w reakcjach utleniania-redukcji liczba elektronów oddawanych przez jony lub atomy ulegające utlenieniu musi być równa liczbie elektronów pobranych przez jony lub atomy ulegające redukcji.
Teraz każde otrzymane równanie musisz pomnożyć przez liczbę przeniesionych elektronów: równanie 1) należy pomnożyć przez 28, a równanie 2) przez 3, a następnie dodać je stronami, co daje:
3As₂S₃ + 60H₂O + 28NO⁻₃ + 112H⁺ → 6AsO³⁻₄ + 9SO²⁻₄ + 120H⁺ + 28NO + 56H₂O
W kolejnym kroku dokonaj uproszczenia pozwalającego na otrzymanie równania:
3As₂S₃ + 4H₂O + 28NO⁻₃ → 6AsO³⁻₄ + 9SO²⁻₄ + 8H⁺ + 28NO
które jest rozwiązaniem podpunktu b) zadania.

Poprawne odpowiedzi
a) Początkowo wytrącił się biały osad, który w wyniku dalszego dodawania kwasu roztwarzał się.
b) Reakcja I: 3Ca(OH)₂ + 2H₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂ + 6H₂O
Reakcja II: Ca₃(PO₄)₂ + H₃PO₄ → 3CaHPO₄ lub/i Ca₃(PO₄)₂ + 4H₃PO₄ → 3Ca(H₂PO₄)₂
c) Ca²⁺ , PO³⁻₄, HPO²⁻₄,  H₂PO⁻₄, H⁺ (lub H₃O⁺ ), OH⁻

Wskazówki do rozwiązania zadania

a)
Rozwiązując to zadanie, dokonaj analizy schematu doświadczenia i zauważ, że do reakcji użyto nadmiar kwasu ortofosforowego(V). Korzystając z zestawu Wybranych wzorów i stałych fizykochemicznych na egzamin maturalny z biologii, chemii i fizyki – z tabeli rozpuszczalności soli i wodorotlenków w wodzie – można stwierdzić, że ortofosforan(V) wapnia jest praktycznie nierozpuszczalny w wodzie. Tak więc należy przewidzieć, że początkowo wytrąci się osad. Z uwagi na fakt, że do reakcji użyto nadmiar kwasu, musisz wywnioskować, że osad będzie roztwarzał się, ponieważ powstająca wodorosól jest rozpuszczalna w wodzie.

b)
Rozwiązanie zadania polega na napisaniu równań reakcji zachodzących podczas doświadczenia. Pamiętaj, że pierwsza reakcja prowadzi do powstania ortofosforanu(V) wapnia. Zapisujemy więc wzory substratów i produktów, a następnie dokonujemy bilansu masy i dobieramy współczynniki stechiometryczne. Druga reakcja prowadzi do powstania wodoroortofosforanu(V) wapnia lub diwodoroortofosforanu(V) wapnia. Również zapisujemy wzory substratów i produktów, a następnie dokonujemy bilansu masy i dobieramy współczynniki stechiometryczne. Należy pamiętać, że oba równania należy zapisać zgodnie z poleceniem w formie cząsteczkowej.

c)
Rozwiązując to zadanie, musisz przewidzieć, jakie są produkty reakcji, i czy są one rozpuszczalne w wodzie. Powstające w końcowym efekcie sole są rozpuszczalne w wodzie, a więc ulegają dysocjacji elektrolitycznej. Trzeba więc pamiętać, że w roztworze będą obecne jony powstałe z dysocjacji tych soli, czyli: Ca²⁺ , HPO²⁻₄, H₂PO⁻₄ (i jest to wystarczająca odpowiedź), ale również obecne mogą być jony powstałe z dysocjacji kwasu (H⁺ lub H₃O⁺), jak również w minimalnej ilości jony PO³⁻₄ (też powstałe z dysocjacji kwasu) i jony OH⁻.

Poprawna odpowiedź
Równanie reakcji: 2Na + O₂ → Na₂O₂

Wskazówki do rozwiązania zadania

W odpowiedzi należy uwzględnić fakt, że sód podczas spalania w tlenie daje nadtlenek sodu Na₂O₂, tak więc substratami reakcji są sód i tlen, a produktem – nadtlenek sodu. Następnie z bilansu masy ustalamy odpowiednie współczynniki stechiometryczne w równaniu reakcji.

Poprawne odpowiedzi
a) Jeżeli po zmieszaniu żółtego proszku z wodą obserwowano nie tylko jego rozpuszczanie w wodzie, ale także pienienie się zawartości kolby, oznacza to, że otrzymany przez uczniów produkt spalania sodu reaguje z wodą, a jednym z produktów tej reakcji jest gaz.
b) Sód spalany w tlenie tworzy nadtlenek sodu, który podczas reakcji z wodą daje wodorotlenek sodu i tlen.

Wskazówki do rozwiązania zadania

Należy zwrócić uwagę na spostrzeżenia zapisane przez uczniów, szczególnie zauważyć, że rozpuszczaniu produktu spalania sodu w tlenie towarzyszyło pienienie się, a więc powstawanie gazu. Nie jest to typowe dla reakcji z wodą tlenku metalu z grupy litowców lub berylowców, której produktem powinien być wyłącznie wodorotlenek. Fakt ten wskazuje na błędne wyciągniecie wniosku. Aktywność litowców wzrasta wraz z numerem okresu: sód jest tak reaktywny, że – spalany w tlenie – tworzy nadtlenek sodu o wzorze Na₂O₂, a nie „zwykły” tlenek Na₂O. Nadtlenek ten, reagując z wodą, daje wodorotlenek i gazowy tlen. Uczniowie pominęli ten fakt, i dlatego sformułowali błędny wniosek.

Poprawne odpowiedzi
a) Charakter chemiczny związku Z: amfoteryczny.
b) Wybrane odczynniki:
1) kwas solny o stężeniu 36,5% masowych,
2) stężony gorący wodny roztwór wodorotlenku potasu.

Wskazówki do rozwiązania zadania

Należy ustalić, że w wyniku ogrzewania wodorotlenku żelaza(III) zachodzi rozkład tego wodorotlenku z wydzieleniem wody: 2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O. Tlenek żelaza(III) ma właściwości amfoteryczne. Celem ich potwierdzenia należy przeprowadzić reakcję z mocnym kwasem i zasadą, którymi są – wśród zaproponowanych odczynników – kwas solny o stężeniu 36,5% masowych i stężony gorący wodny roztwór wodorotlenku potasu.

Poprawna odpowiedź
Równanie procesu redukcji: H₂O₂ + 2e^– → 2OH^–
Równanie procesu utlenienia: Fe(OH)₂ + OH^– → Fe(OH)₃ + 1e^–

Wskazówki do rozwiązania zadania

Nadtlenek wodoru redukuje się do jonów OH^–. Ze względu na zasadowe środowisko, w którym przebiega reakcja, należy prowadzić bilans z zastosowaniem jonów OH^– oraz elektronów. Z bilansu masowego wynika, że należy dodać do strony prawej 2 mole jonów OH^–, a z bilansu ładunku – że należy dodać po lewej stronie równania 2 elektrony. Wodorotlenek żelaza(II) utlenia się do wodorotlenku żelaza(III). Ze względu na środowisko należy prowadzić bilans z zastosowaniem jonów OH^– oraz elektronów. Z bilansu masowego wynika, że należy dodać do strony lewej 1 mol jonów OH^–, a z bilansu ładunku – że należy po prawej stronie równania dodać 1 elektron.

Poprawna odpowiedź
1. F
2. F
3. P

Wskazówki do rozwiązania zadania

Opisana reakcja przedstawia utlenianie wodorotlenku żelaza(II) do wodorotlenku żelaza(III) za pomocą nadtlenku wodoru. Skoro jon żelaza utlenia się z +II stopnia utlenienia do jonu żelaza na +III stopniu utlenienia, należy zauważyć, że drugi z reagentów musi się redukować. Jeżeli reduktor się utlenia, a utleniacz redukuje, to nadtlenek wodoru musi mieć charakter utleniacza. W czasie reakcji atom tlenu z cząsteczki nadtlenku wodoru zmienia stopień utlenienia z –I na –II stopień utlenienia w anionie wodorotlenkowym. Gdyby wydzielał się gaz, w tym przypadku gazowy tlen, to zamiast redukcji następowałoby utlenienie do stopnia utlenienia równego 0, obie reakcje byłyby więc procesami utlenienia, co uniemożliwiałoby przebieg reakcji między tak dobranymi odczynnikami. Z tego powodu w czasie opisanej reakcji nie mogą się wydzielać pęcherzyki gazu, poprawne jest zatem jedynie ostatnie zdanie.

Poprawna odpowiedź
Fe²⁺ + 2OH^– → Fe(OH)₂

Wskazówki do rozwiązania zadania

Reakcja wodnego roztworu soli żelaza(II) z mocną zasadą (wodny roztwór KOH) prowadzi do wytworzenia się osadu trudno rozpuszczalnego wodorotlenku żelaza(II). Reakcja ta przebiega bez zmiany stopnia utlenienia żelaza. Należy zapisać równanie tej reakcji w postaci cząsteczkowej: FeCl₂ + 2KOH → Fe(OH)₂ + 2KCl, następnie w postaci jonowej, pamiętając, że osad wodorotlenku żelaza(II) jest trudno rozpuszczalny w wodzie, więc praktycznie nie dysocjuje na jony. Pozostałe związki są dobrze rozpuszczalne i dysocjują całkowicie, zatem zapisujemy je w postaci jonowej: Fe²⁺ + 2Cl^– + 2K⁺ + 2OH^– → Fe(OH)₂ + 2K⁺ + Cl^–, i po redukcji wyrazów podobnych występujących po obu stronach równania otrzymujemy zapis: Fe²⁺ + 2OH^– → Fe(OH)₂. Możemy też dopisać strzałkę skierowaną w dół przy wzorze wodorotlenku żelaza(II), co oznacza wytrącanie się osadu tego wodorotlenku, ale nie jest to konieczne.

Poprawna odpowiedź
Równanie reakcji żelaza z kwasem solnym: Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑
Równanie reakcji żelaza z parą wodną: 3Fe + 4H₂O → Fe₃O₄ + 4H₂↑

Wskazówki do rozwiązania zadania

Trzeba pamiętać, że kwas nieutleniający, w tym przypadku kwas solny, reaguje z metalami, dając sól i wodór, zatem produktem gazowym obu reakcji jest wodór. W pierwszym równaniu uwzględniamy powstanie soli, którą jest chlorek żelaza(II) i wodoru, a następnie, bilansując masy lub liczbę atomów poszczególnych pierwiastków, ustalamy stosunek stechiometryczny reagentów: n_Fe : n_HCl : n_FeCl2 : n_H2 = 1 : 2 : 1 : 1. Druga reakcja – żelaza z parą wodną – prowadzi do tlenku żelaza(II,III) Fe₃O₄ i wodoru. Kiedy wiemy, jakie są substraty i produkty tej reakcji, możemy zbilansować jej równanie, ustalając następne współczynniki stechiometryczne reagentów: n_Fe : n_H2O : n_Fe3O4 : n_H2 = 3 : 4 : 1 : 4.

Poprawna odpowiedź
Dane:
m_rudy = 280 t
m_koksu = 48 t
% zanieczyszczeń = 20%
Wydajność procesu technologicznego W = 75%
M_C =12 g ⋅ mol⁻¹
M_FeCr2O4 = M_Fe + 2M_Cr + 4M_O = 1 · 56 g · mol^–1 + 2 · 52 g · mol^–1 + 4 · 16 g · mol^–1 = 224 g · mol^–1

Szukane:
m_Cr

Rozwiązanie:
Obliczenie masy czystego chromitu FeCr₂O₄ w rudzie chromitowej:
m_FeCr2O4 = (100%− 20%)m_rudy = 80% ⋅ 280 t = 0,80 ⋅ 280 t = 224 t
Obliczenie stosunku masy chromitu i węgla wynikającego z równania reakcji:

224 t czystego chromitu potrzeba 48 t węgla (koksu) ⇒ w procesie technologicznym użyto substratów w ilościach stechiometrycznych.
Obliczenie masy chromu x przy założeniu, że wydajność procesu jest równa 100%:

Obliczenie masy chromu m_Cr z uwzględnieniem wydajność procesu równej 75%:
m_Cr = 75%x = 0,75x = 0,75 ⋅ 104 t = 78 t
Odpowiedź: W procesie otrzymano 78 t chromu.

Wskazówki do rozwiązania zadania

Najpierw należy obliczyć zawartość chromitu w dostarczonej rudzie, wiedząc, że 20% stanowią zanieczyszczenia, zatem 80% stanowi czysty chromit. Obliczamy:
80% · 280 t = 0,8 · 280 t = 224 t
Następnie na podstawie równania reakcji układamy masowy stosunek stechiometryczny reagentów oraz obliczamy masę molową chromitu:
M_FeCr2O4 = M_Fe + 2M_Cr + 4M_O = 1 · 56 g · mol^–1 + 2 · 52 g · mol^–1 + 4 · 16 g · mol^–1 = 224 g · mol^–1
Masa molowa koksu, czyli węgla, wynosi M_C = 12 g · mol^–1. Ze stosunku stechiometrycznego ustalonego na podstawie współczynników stechiometrycznych reagentów biorących udział w reakcji, której równanie jest podane w informacji:
FeCr₂O₄ + 4C → 2Cr + Fe + 4CO
ustalamy, że stosunek liczby moli n_FeCr2O4 : n_C = 1 : 4, stosunek masowy reagentów biorących udział w reakcji wynosi:

Widzimy, że masowy stosunek stechiometryczny reagentów z danych zadania jest taki sam: m_FeCr2O4 : m_C = 224 t : 48 t = 224 : 48, co oznacza, że substraty zmieszano w stosunku stechiometrycznym i przereagują one całkowicie zgodnie z masowym stosunkiem stechiometrycznym, możemy zatem obliczyć masę chromu, który by otrzymano, gdyby wydajność reakcji wynosiła 100%:

Tyle chromu otrzymałoby się przy wydajności wielkiego pieca równej 100%. Ponieważ wydajność procesu technologicznego jest mniejsza i wynosi 75%, w rzeczywistości otrzymujemy 75% · 104 t = 78 t chromu.

Poprawna odpowiedź
Stopień utlenienia chromu w jonie Cr₂O₄^2–: III lub 3

Wskazówki do rozwiązania zadania

Z informacji wprowadzającej do zadania wynika, że chromit jest tworzony przez dwa rodzaje jonów: Fe²⁺ i Cr₂O₄^2–. Stopień utlenienia chromu wyznaczyć należy z anionu Cr₂O₄^2– pamiętając, że suma stopni utlenienia pomnożonych przez wartości współczynników stechiometrycznych jest równa ładunkowi jonu. Zatem podpisujemy stopnie utlenienia, pamiętając, że stopień utlenienia tlenu w związkach tego typu wynosi –II i układamy równanie: 2x + 4(–II) = –2, stąd obliczamy stopień utlenienia chromu: 2x = 6, więc x = 3.

Poprawna odpowiedź
magnez, cynk, żelazo

Wskazówki do rozwiązania zadania

Aby poprawnie rozwiązać to zadanie, należy porównać aktywność chemiczną wykorzystanych w doświadczeniu metali w reakcji z kwasem. Aktywność metali można odczytać z ich położenia w układzie okresowym lub z szeregu elektrochemicznego (aktywności) metali: metale są w nim uszeregowane według malejącej aktywności. Ponadto trzeba wiedzieć, że w reakcjach z kwasami metale są reduktorami, ponieważ oddają elektrony, co oznacza, że im łatwiej dany metal reaguje z kwasem, tym łatwiej oddaje elektrony, a więc jest silniejszym reduktorem. Najaktywniejszy metal jest zatem najsilniejszym reduktorem, a najmniej aktywny – najsłabszym.

Poprawna odpowiedź
Numer probówki: I (probówka z magnezem).
Uzasadnienie: W przeprowadzonym doświadczeniu reakcja z kwasem siarkowym(VI) każdego użytego metalu zachodzi w stosunku molowym 1 : 1, a ilość wydzielonego wodoru jest równa liczbie moli wziętego do reakcji metalu. Magnez ma najmniejszą masę molową w porównaniu z pozostałymi metalami, czyli żelazem i cynkiem, co oznacza, że w 1 g magnezu jest największa liczba moli, dlatego objętość wydzielonego wodoru też była największa.

Wskazówki do rozwiązania zadania

W reakcjach rozcieńczonego kwasu siarkowego(VI) z magnezem, żelazem i cynkiem powstają sole tych metali (siarczany(VI)) oraz wydziela się wodór. W przypadku wszystkich użytych w doświadczeniu metali schemat tej reakcji jest jednakowy:
Me + H₂SO₄ → MeSO₄ + H₂
Oznacza to, że w reakcji każdego z tych 3 metali stosunek molowy metalu do kwasu i wydzielonego wodoru wynosi 1 : 1 : 1. Masy użytych do reakcji metali są jednakowe (równe 1 g). Należy obliczyć, ile moli każdego z tych metali znajduje się w 1 g metalu i odnieść ich wartości do objętości wydzielanego wodoru. Najwięcej wodoru wydzieli się w przypadku metalu, którego liczba moli była największa, a największą liczbę moli otrzymamy dla metalu o najmniejszej masie molowej, ponieważ obliczamy ją ze wzoru:

Poprawne odpowiedzi
a) Probówka I: Osad roztworzył się.
Probówka II: Osad roztworzył się.
b) Probówka I: Al₂O₃ + 3H₂O + 2OH^– → 2[Al(OH)₄]^–
Probówka II: Al₂O₃ + 6H⁺ → 2Al³⁺ + 3H₂O
c) Al₂O₃ ma charakter amfoteryczny.

Wskazówki do rozwiązania zadania

Aby poprawnie rozwiązać to zadanie, należy zauważyć, że w planowanym doświadczeniu na tlenek glinu podziałano mocną zasadą i mocnym kwasem. Zdający powinien znać przykłady tlenków amfoterycznych, ich zachowanie wobec mocnych zasad oraz mocnych kwasów, a wskazanie prawidłowych obserwacji potwierdza tę umiejętność. Zapis w formie jonowej równania reakcji Al₂O₃ z wodnym, stężonym roztworem wodorotlenku sodu i ze stężonym kwasem solnym potwierdza charakter amfoteryczny badanego tlenku.