W poniższych tabelach zamieszczone są dane dotyczące wodnych roztworów jodku potasu.

Tabela 1. Zależność rozpuszczalności jodku potasu (KI) od temperatury

Tabela 2. Zależność gęstości roztworów jodku potasu od stężenia (t = 20 °C)

Przygotowano 100 g wodnego roztworu jodku potasu w temperaturze t = 20°C, a następnie go rozcieńczono, dodając 195 g wody i utrzymując stałą temperaturę 20°C.

Na podstawie zamieszczonych informacji narysuj wykres zależności rozpuszczalności jodku potasu od temperatury, a następnie oblicz stężenie molowe roztworu otrzymanego po zmieszaniu 100 g roztworu nasyconego i 195 g wody w temperaturze 20°C.

 

 

Obliczenia:

W dwóch kolbach znajdują się dwa różne, ale podobnie wyglądające roztwory wodne:

1. Spośród wymienionych niżej roztworów wybierz te, które mogą wyglądać tak jak roztwory pokazane na ilustracjach. Zaznacz ich wzory lub nazwy.

 

2. Przeprowadzono dwa niezależne doświadczenia, w których do roztworów z obu naczyń dodano jeden taki sam odczynnik. W każdym z tych doświadczeń nastąpiła wyraźna zmiana barwy tylko jednego roztworu.
Wybierz dwa odczynniki, z których każdy po dodaniu (w odpowiedniej ilości) do obu badanych roztworów spowoduje wyraźną zmianę barwy tylko jednego z nich. Zaznacz wzory wybranych odczynników.

 

 

3. Napisz w formie jonowej skróconej równania reakcji, których przebieg był przyczyną zmiany barwy roztworu z każdego naczynia.

Uczniowie wykonywali doświadczenie, podczas którego działali kwasem solnym na węglan wapnia, w zestawie umożliwiającym pochłanianie wydzielającego się CO2 w roztworze KOH. Naczynie z tym roztworem miało być zważone przed doświadczeniem i po jego zakończeniu.
Reakcje wydzielania i pochłaniania CO2 opisują równania:

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2
CO2 + 2KOH → K2CO3 + H2O

Węglan wapnia był stosowany w nadmiarze, natomiast kwas solny miał nieznane stężenie, ale mógł zostać dokładnie odmierzony. Na podstawie jego objętości oraz przyrostu masy naczynia z KOH, uczniowie mieli oszacować stężenie roztworu HCl. Swoje pomiary zapisali w poniższej tabeli:

Okazało się, że jeden z uczniów błędnie zmierzył lub błędnie zapisał przyrost masy.

Oblicz stężenie molowe badanego roztworu na podstawie wyników ucznia I i ucznia II. Wskaż ucznia, który poprawnie wykonał doświadczenie. Odpowiedź uzasadnij.

Azotki to grupa związków chemicznych o zróżnicowanej budowie i właściwościach, w której atomom azotu przypisuje się stopień utlenienia równy –III. Niżej opisano wybrane właściwości
dwóch azotków.

1) Azotek litu, Li3N, w temperaturze T = 298 K i pod ciśnieniem p = 1000 hPa jest krystalicznym ciałem stałym, o wysokiej temperaturze topnienia. Po stopieniu azotek litu przewodzi prąd elektryczny. Azotek litu otrzymuje się w reakcji syntezy z pierwiastków. Jest substancją higroskopijną, a w kontakcie z wodą rozkłada się z wydzieleniem amoniaku. Roztwór po reakcji azotku litu z wodą i usunięciu amoniaku z roztworu ma pH > 7. Li3N reaguje też z wodnymi roztworami kwasów.

2) Azotek boru, BN, to w temperaturze T = 298 K i pod ciśnieniem p = 1000 hPa krystaliczne, bezbarwne ciało stałe, o bardzo wysokiej temperaturze topnienia, występujące w kilku odmianach polimorficznych. Stopiony azotek boru nie przewodzi prądu elektrycznego. Zależnie od rodzaju odmiany polimorficznej wykazuje zróżnicowaną twardość od twardości zbliżonej do twardości grafitu aż do twardości diamentu. Otrzymuje się go wieloma metodami, a jedną z nich jest reakcja mocznika, CO(NH2)2, z tlenkiem boru, B2O3, w temperaturze 1000 °C, przy czym produktami ubocznymi są para wodna i tlenek węgla(IV).

 

1. Uzupełnij poniższe zdanie. Wybierz i zaznacz jedną odpowiedź spośród podanych w każdym nawiasie.

Azotek litu tworzy kryształy (jonowe / kowalencyjne / metaliczne), a azotek boru tworzy kryształy (jonowe / kowalencyjne / metaliczne).

 

2. Napisz równanie syntezy azotku litu z pierwiastków i równanie reakcji otrzymywania azotku boru z mocznika i tlenku boru.

Równanie syntezy azotku litu:
Równanie reakcji otrzymywania azotku boru:

 

3. Po wprowadzeniu do wody próbki Li3N o masie 43,75 mg zaszła reakcja dana równaniem:

Li3N (s) + 3H2O (c)  → 3LiOH (aq) + NH3 (g)

Powstały roztwór ogrzewano aż do całkowitego usunięcia wydzielającego się w reakcji gazu. Po wystudzeniu do temperatury 25 °C mieszaninę uzupełniono wodą do końcowej objętości
750 cm3 i uzyskano bezbarwny, klarowny roztwór o gęstości 1,002 g∙cm–3 , który oznaczono symbolem S. Ustalono, że wartość pH roztworu S wynosi 11,7.

a) Na podstawie obliczeń wykaż, że pH otrzymanego roztworu S było równe 11,7.

 

b) Metoda kolorymetryczna to jedna z szybszych doświadczalnych metod oznaczania orientacyjnej wartości pH roztworu. Polega na użyciu kilku wskaźników do wyznaczenia przedziału, w którym zawiera się wartość pH badanego roztworu. Pobrano trzy jednakowe próbki roztworu S do trzech probówek i wprowadzono do każdej z nich z osobna po kilka kropli roztworów wskaźników I, II i III.

Napisz, w jakim przedziale mieści się wartość pH roztworu S wyznaczona metodą kolorymetryczną.

 

 

Wartość pH badanego roztworu wyznaczona na podstawie barw wybranych wskaźników jest większa niż     i mniejsza niż   .

Przygotowano wodne roztwory pięciu substancji chemicznych o podanych niżej wzorach. Wszystkie roztwory miały takie samo stężenie molowe 0,1 mol·dm–3.

NaCl
CH3COOH
Ba(OH)2
NaNO2
HBr

 

1. Uszereguj związki o podanych wzorach zgodnie ze wzrastającym stężeniem jonów OH− ich wodnych roztworów. Napisz wzory tych związków w odpowiedniej kolejności. 

 

2. Napisz wzory tych związków, których wodne roztwory po dodaniu do nich wodnego roztworu oranżu metylowego zabarwią się na czerwono. 

W praktyce analitycznej stosuje się roztwory zawierające mieszaninę dwóch kwasów lub zasad. Jeżeli roztwór zawiera mieszaninę dwóch słabych kwasów jednoprotonowych, można przyjąć z pewnym przybliżeniem, że stężenie jonów hydroniowych w tym roztworze jest równe:

gdzie:
KaI i KaII – stałe dysocjacji kwasów
cI i cII – stężenia kwasów w otrzymanej mieszaninie.

 

W temperaturze T zmieszano 50,0 cm3 wodnego roztworu kwasu metanowego (mrówkowego) o stężeniu 0,10 mol · dm–3 z 50,0 cm3 wodnego roztworu kwasu etanowego (octowego) o stężeniu 0,10 mol · dm–3 . W temperaturze T stała dysocjacji kwasu metanowego jest równa 1,77 · 10–4, a stała dysocjacji kwasu etanowego wynosi 1,75 · 10–5.

 

Oblicz pH otrzymanego roztworu. W obliczeniach przyjmij, że objętość powstałego roztworu jest sumą objętości roztworów wyjściowych. Wynik końcowy zaokrąglij do pierwszego miejsca po przecinku.

Roztwory zawierające porównywalne liczby drobin kwasu Brønsteda i sprzężonej z nim zasady nazywane są roztworami buforowymi. Przykładem buforu może być mieszanina roztworu octanu sodu i roztworu kwasu octowego. W takim roztworze ustala się równowaga
chemiczna:

HA + H2O ⇄ H3O+ + A–

opisywana przez stałą dysocjacji kwasu HA.
Ponieważ

to pH buforu octanowego można z pewnym przybliżeniem obliczyć ze wzoru:

Wartość pH buforu prawie nie zależy od jego stężenia i nieznacznie się zmienia podczas dodawania niewielkich ilości mocnych kwasów lub mocnych zasad.

1. Zaznacz wzory dwóch związków chemicznych, których roztwory po zmieszaniu w odpowiednim stosunku pozwolą uzyskać roztwór buforowy.

HCl
NaOH
NH4Cl
NaCl

 

2. Zmieszano 100 cm3 roztworu octanu sodu o stężeniu 0,875 mol∙dm−3 i 400 cm3 roztworu kwasu octowego o stężeniu 0,125 mol∙dm−3. Uzyskano 500 cm3 roztworu w temperaturze 298 K.
Oblicz pH uzyskanego roztworu buforowego.

 

 

W kolbie umieszczono 1,0 g tlenku wapnia, dodano 100 cm3 wody, wymieszano i kolbę zamkniętą korkiem pozostawiono na kilka godzin. Następnie pobrano trochę roztworu i w temperaturze 25 °C zmierzono jego pH. Po pewnym czasie pomiar powtórzono, ale wartość pH nie zmieniła się i wynosiła 12,33. Przyjęto, że cały tlenek wapnia przereagował zgodnie z równaniem:

CaO + H2O → Ca(OH)2

i ustaliła się równowaga między fazą stałą a roztworem:

Ca(OH)2 ⇄ Ca2+ + 2OH−

Oblicz wartość iloczynu rozpuszczalności (Ks) wodorotlenku wapnia w warunkach doświadczenia.

Woda ciężka (tlenek deuteru, D2O), której cząsteczki zawierają deuter – izotop wodoru ²H, podobnie jak zwykła woda, ulega odwracalnemu procesowi autodysocjacji opisanemu równaniem:

2D2O ⇄ D3O+ + OD−.

Proces autodysocjacji można opisać stałą dysocjacji K D₂O zależną od temperatury.

Wygodnym sposobem posługiwania się stałą dysocjacji jest wyrażenie jej wartości w formie zlogarytmowanej: pK D O2 = − logK D₂O .

Zestawienie wartości pK D₂O w różnych temperaturach podano w tabeli.

Wartość pK H₂O (pKw) dla procesu autodysocjacji wody zwykłej w temperaturze 25°C wynosi 14,00.

Narysuj wykres zależności p𝐾𝐾D2O od temperatury i oblicz stężenie molowe jonów OD⁻ w ciężkiej wodzie w temperaturze 25°C. Rozstrzygnij, który proces dysocjacji – D₂O czy H₂O – zachodzi w większym stopniu w temperaturze 25°C.

Obliczenia:

Agar to substancja żelująca wytwarzana z krasnorostów. W jej skład wchodzi m.in. agaroza – polisacharyd, który jest polimerem β-D-galaktozy i α-3,6-anhydro-L-galaktozy.

 

1. Wiązanie O-glikozydowe powstaje w wyniku kondensacji dwóch grup –OH należących do dwóch cząsteczek monosacharydów, przy czym przynajmniej jedna z tych grup związana była z anomerycznym (półacetalowym) atomem węgla w cząsteczce monosacharydu. 3,6-anhydrogalaktoza powstaje w wyniku kondensacji grup hydroksylowych znajdujących się przy 3. i 6. atomie węgla cząsteczki galaktozy prowadzącej do oderwania cząsteczki wody.

Na poniższym schemacie budowy fragmentu łańcucha agarozy zakreśl atomy tlenu uczestniczące w tworzeniu wiązań O-glikozydowych. Napisz sumaryczny wzór α-3,6-anhydrogalaktozy.

 

Wzór sumaryczny α-3,6-anhydro-L-galaktozy:

 

2. Uzupełnij poniższy schemat tak, aby przedstawiał wzór β-D-galaktozy (β-D-galaktopiranozy). 

 

3. Uzupełnij poniższe zdania. Wybierz i zaznacz jedno określenie spośród podanych w każdym nawiasie.

Agar dobrze rozpuszcza się w gorącej wodzie i tworzy (roztwór właściwy / układ koloidalny). Stygnąc, przyjmuje postać (zolu / żelu). Takie właściwości agaru są możliwe dzięki oddziaływaniu jego cząsteczek z cząsteczkami wody polegającym na tworzeniu licznych wiązań (jonowych / kowalencyjnych / wodorowych). Podobne właściwości wykazuje otrzymywana z kości i skór zwierząt rzeźnych żelatyna, która jest (białkiem / dekstryną / polisacharydem).

Jakość gleb zależy m.in. od zawartości tzw. próchnicy, stanowiącej mieszaninę związków chemicznych pochodzących z rozkładu szczątków organicznych. Sposób określenia w przybliżeniu zawartości próchnicy w glebie polega na ilościowym utlenieniu związków organicznych, których głównym składnikiem jest węgiel.
Utlenianie węgla zawartego w związkach organicznych można przeprowadzić za pomocą dichromianu(VI) potasu, w środowisku kwasu siarkowego(VI) z dodatkiem siarczanu(VI) rtęci(II) jako katalizatora (reakcja 1.), co w uproszczeniu można zilustrować równaniem:

W tej metodzie stosuje się nadmiar dichromianu(VI), a następnie – w obecności wskaźnika – utleniacz dodany w nadmiarze poddaje się reakcji z jonami żelaza Fe²⁺ jako reduktorem (reakcja 2.).

6Fe²⁺+ + Cr2O7²⁻ + 14H⁺ → 6Fe³⁺ + 2Cr³⁺ + 7H2O

Jest to tzw. miareczkowanie reduktometryczne, podczas którego roztwór soli żelaza(II) o znanym stężeniu znajduje się w biurecie. Ten roztwór dodaje się stopniowo do kolby z utleniaczem i na końcu dokładnie odczytuje, jaka jego objętość została zużyta w reakcji.

 

1. W celu ustalenia zawartości próchnicy pobrano próbkę gleby o masie 450 mg. Do próbki dodano roztwór dichromianu(VI) potasu o stężeniu 0,10 mol ∙ dm⁻³, tak aby nadmiar utleniacza stanowił 15% przy założeniu, że zawartość próchnicy w glebie jest maksymalna (tabela 1.), a średnia zawartość węgla w próchnicy wynosi 58% (w procentach masowych). Na reakcję z nadmiarem utleniacza zużyto 42,6 cm³ roztworu reduktora (jony Fe²⁺) o stężeniu 0,10 mol ∙ dm⁻³.

Na podstawie obliczeń ustal zawartość próchnicy w badanej glebie. Zinterpretuj otrzymany wynik na podstawie kryteriów podanych w tabeli 2.

 

2. Do przygotowania roztworu soli żelaza(II) najczęściej stosuje się tzw. sól Mohra o wzorze (NH₄)2SO₄·FeSO₄·6H2O.
Oblicz masę próbki soli Mohra, którą trzeba odważyć, żeby w kolbie miarowej o pojemności 100 cm³ przygotować roztwór o stężeniu jonów Fe²⁺ równym 0,1 mol ∙ dm⁻³.

 

3. Przed rozpoczęciem miareczkowania wprowadza się do kolby kilka kropel wodnego roztworu wskaźnika, którym jest o-fenantrolina (1,10-fenantrolina) przedstawiona wzorem 1. Sam ten
wskaźnik jest bezbarwny, ale tworzy z jonami żelaza Fe2+ kompleks (wzór 2.) o intensywnej
czerwonej barwie.

a) Wyjaśnij na podstawie struktury o-fenantroliny, dlaczego może ona, podobnie jak amoniak, pełnić funkcję ligandu w jonie kompleksowym.

 

b) Przyporządkuj kolby z roztworami (I–III) do kolejnych etapów miareczkowania jonów dichromianowych(VI) jonami żelaza(II) w obecności o-fenantroliny. Odpowiedź uzasadnij.

Przed rozpoczęciem miareczkowania – kolba nr ?
Uzasadnienie:

Podczas dodawania roztworu soli żelaza(II) – kolba nr ?
Uzasadnienie:

W punkcie końcowym miareczkowania – kolba nr ?
Uzasadnienie:

Poniżej przedstawiono opis jednej z najnowocześniejszych, a jednocześnie powszechnie stosowanej metody pokrywania karoserii samochodowych powłokami antykorozyjnymi lub dekoracyjnymi.

Do malowania wykorzystuje się farby tworzące z wodą układy koloidalne. Malowanie zachodzi w wyniku przepływu prądu elektrycznego. W polu elektrycznym obdarzone ładunkiem elektrycznym koloidalne cząstki farby poruszają się do elektrody, którą jest karoseria samochodu. Proces nakładania powłoki prowadzi się z zastosowaniem prądu stałego o określonym napięciu.

 

Zaznacz nazwę zjawiska stanowiącego podstawę opisanego procesu.
A. elektroliza
B. elektroforeza
C. ekstrakcja
D. sedymentacja

Skroplony amoniak jest rozpuszczalnikiem, który – podobnie jak woda – ulega autodysocjacji polegającej na przeniesieniu protonu między cząsteczkami rozpuszczalnika. Rezultatem tego
procesu jest powstanie kationów NH₄⁺ i anionów NH₂⁻ . Wszystkie substancje chemiczne, które w skroplonym amoniaku zwiększają stężenie kationów NH₄⁺ , w tych warunkach są kwasami, a te związki chemiczne, które w skroplonym amoniaku zwiększają stężenie anionów NH₂⁻, są zasadami. Zobojętnianie w skroplonym amoniaku polega na reakcji kationów NH₄⁺ i anionów NH₂⁻ z wytworzeniem cząsteczek NH₃.

 

1. Napisz równanie autodysocjacji amoniaku – zastosuj definicję kwasu i zasady Brønsteda. Wpisz wzory odpowiednich drobin do schematu.

 

2. Napisz w formie cząsteczkowej równanie reakcji zobojętniania zachodzącej w skroplonym amoniaku między bromkiem amonu NH₄Br a amidkiem wapnia Ca(NH₂)₂.

 

3. Amidek cynku o wzorze Zn(NH₂)₂ nie rozpuszcza się w skroplonym amoniaku. Ten związek łatwo reaguje z chlorkiem amonu rozpuszczonym w skroplonym amoniaku, a także z amidkiem potasu o wzorze KNH₂. Oznacza to, że amidek cynku ma charakter amfoteryczny. Produktem reakcji z amidkiem potasu – użytym w nadmiarze – jest jon kompleksowy o liczbie koordynacji równej 4, w którym jony amidkowe NH2⁻ pełnią funkcję ligandów.

Napisz:

• w formie jonowej skróconej równanie reakcji zachodzącej w skroplonym amoniaku
między amidkiem cynku a chlorkiem amonu;

• w formie cząsteczkowej równanie reakcji zachodzącej w skroplonym amoniaku
między amidkiem cynku a amidkiem potasu użytym w nadmiarze.

 

4. W ciekłym amoniaku azotan(V) amonu wykazuje zdolność utleniającego roztwarzania metali – tak jak kwas azotowy(V) w wodzie. Reakcja miedzi z azotanem(V) amonu w skroplonym
amoniaku przebiega zgodnie ze schematem:

Cu + NH₄⁺ + NO₃⁻ →  Cu²⁺ + NO₂⁻ + H2O + NH₃

Napisz w formie jonowej skróconej, z uwzględnieniem liczby oddawanych lub pobieranych elektronów (zapis jonowo-elektronowy), równania procesów redukcji i utleniania zachodzących podczas opisanej przemiany. Uwzględnij środowisko reakcji – obecność jonów
NH₄⁺ . Określ stosunek molowy reduktora do utleniacza w tej reakcji.

Równanie procesu redukcji:

Równanie procesu utleniania:

Stosunek molowy n reduktora : n utleniacza =

Przeprowadzono doświadczenie, podczas którego do kolby zawierającej 100 cm3 wodnego roztworu jednoprotonowego kwasu HA dodawano porcjami wodny roztwór wodorotlenku sodu o stężeniu 0,1 mol · dm−3 i mierzono pH mieszaniny reakcyjnej. Podczas doświadczenia zachodziła reakcja opisana schematem:

HA + NaOH → NaA + H2O

Doświadczenie prowadzono w temperaturze 25 °C. Jego przebieg zilustrowano poniższym wykresem, zwanym krzywą miareczkowania.

 

 

Po dodaniu takiej objętości roztworu wodorotlenku sodu, w jakiej znajdowała się liczba moli NaOH równa liczbie moli kwasu HA w roztworze wziętym do analizy, w układzie został osiągnięty punkt równoważnikowy (PR). W opisanym doświadczeniu pH w punkcie równoważnikowym było równe 8,6.

 

1. Po wykonaniu doświadczenia sformułowano następujący wniosek:

Na podstawie otrzymanych wyników można jednoznacznie stwierdzić, że kwas HA nie jest mocnym elektrolitem.

Rozstrzygnij, czy powyższy wniosek jest prawdziwy. Uzasadnij swoją odpowiedź – napisz w formie jonowej skróconej równanie reakcji ilustrujące równowagę, która ustaliła się w punkcie równoważnikowym. Użyj ogólnego wzoru kwasu HA.

Rozstrzygnięcie:

Równanie reakcji ilustrujące stan równowagi:

 

2. Krzywa miareczkowania może służyć do wyznaczenia wartości stałej dysocjacji kwasu (Ka), a przez to pozwala zidentyfikować kwas poddawany miareczkowaniu. Jedna z metod polega na wyznaczeniu tak zwanego punktu połowicznego zmiareczkowania (PP), w którym stężenie HA jest równe stężeniu A − . Stała równowagi dysocjacji kwasu HA opisana jest wyrażeniem:

 

 

Stężenie HA jest równe stężeniu A − po dodaniu połowy objętości roztworu NaOH potrzebnej do osiągnięcia punktu równoważnikowego (PR). Wtedy:

[H3O + ] =Ka, czyli
pH = –log [H3O + ] = –logKa = pKa

Tak więc w punkcie połowicznego zmiareczkowania pH jest równe –logKa.

 

2.1 Odczytaj z wykresu krzywej miareczkowania i napisz wartość pH w punkcie połowicznego zmiareczkowania (PP). Który z wymienionych poniżej kwasów mógł być użyty w opisanym doświadczeniu? Wybierz i zaznacz jego wzór.

Wartość pH w punkcie połowicznego zmiareczkowania:

Wzór kwasu:

HClO       CH3COOH        HClO2

 

2.2 Oceń prawdziwość poniższych zdań. Zaznacz P, jeżeli zdanie jest prawdziwe, albo F – jeśli jest fałszywe.

 

Do trzech probówek wprowadzono takie same objętości wodnego roztworu wodorotlenku sodu (Vz ) o trzech różnych stężeniach molowych (𝑐1, 𝑐2, 𝑐3) i dodano do nich po 2 krople roztworu
oranżu metylowego. Do probówek dodano następnie, mieszając, takie same objętości kwasu solnego (Vk ) o znanym stężeniu molowym (𝑐k ). Przebieg doświadczenia zilustrowano na poniższym schemacie.

 

Po zakończeniu doświadczenia okazało się, że zmiana barwy roztworu nastąpiła tylko w probówce II.

 

1. Uzupełnij poniższą tabelę. Napisz, jaką barwę miał roztwór w probówce II przed reakcją i po zakończeniu reakcji.

 

 

2. Rozstrzygnij, czy na podstawie przeprowadzonego doświadczenia można jednoznacznie wskazać, w której probówce znajdował się:

• roztwór NaOH o najwyższym stężeniu. Odpowiedź uzasadnij.

Rozstrzygnięcie:

Uzasadnienie:

 

• roztwór NaOH o najniższym stężeniu. Odpowiedź uzasadnij.

Rozstrzygnięcie:

Uzasadnienie: