Chemia - Matura Maj 2014, Poziom rozszerzony (Formuła 2007)

Zadanie 1. (2 pkt)

Układ okresowy pierwiastków Zamknięte (np. testowe, prawda/fałsz)

Na rysunku przedstawiono schemat układu okresowego pierwiastków (bez lantanowców i aktynowców), na którym umieszczono strzałki A i B odpowiadające kierunkom zmian wybranych wielkości charakteryzujących pierwiastki chemiczne.

Podkreśl wszystkie wymienione poniżej wielkości, których wzrost wskazują strzałki oznaczone literami A i B.

Dla pierwiastków 1. grupy strzałka A wskazuje kierunek wzrostu
najwyższego stopnia utlenienia promienia atomowego promienia jonowego
Dla pierwiastków grup 1.–2. i 13.–17. okresu III strzałka B wskazuje kierunek wzrostu
najwyższego stopnia utlenienia promienia atomowego charakteru metalicznego

Zadanie 2. (1 pkt)

Układ okresowy pierwiastków Zamknięte (np. testowe, prawda/fałsz)

Na poniższym schemacie układu okresowego pierwiastków (bez lantanowców i aktynowców) zaznaczono położenie trzech pierwiastków oznaczonych numerami I, II oraz III.

Wypełnij tabelę, wpisując literę P, jeżeli informacja jest prawdziwa, lub literę F, jeżeli jest fałszywa.


Informacja	P/F
1. Pierwiastek I jest aktywnym metalem. Tworzy wodorek, w którym wodór przyjmuje stopień utlenienia równy – I.
2. Atomy pierwiastka II mają silniejszą tendencję do przyłączania elektronu niż atomy pierwiastka III. W konsekwencji pierwiastek II jest silniejszym utleniaczem niż pierwiastek III.
3. Wodorki pierwiastków II oraz III, rozpuszczając się w wodzie, ulegają dysocjacji jonowej. Stala dysocjacji wodorku pierwiastka II jest większa od stałej dysocjacji wodorku pierwiastka III.

Zadanie 3. (2 pkt)

Układ okresowy pierwiastków Masa atomowa, cząsteczkowa i molowa Podaj/wymień

Na poniższym wykresie przedstawiono zależność pewnej makroskopowej wielkości charakteryzującej pierwiastki chemiczne w funkcji ich liczby atomowej Z.

a)	Opisz oś pionową wykresu, podając nazwę tej wielkości oraz jednostkę, w jakiej jest ona wyrażana.

Opis osi pionowej:

Pierwsza energia jonizacji E₁ to najmniejsza energia potrzebna do oddzielenia pierwszego (o najwyższej energii) elektronu od atomu. Poniższy wykres przedstawia zależność pierwszej energii jonizacji atomów pierwiastków z czterech pierwszych okresów układu okresowego od liczby atomowej Z tych pierwiastków.

Na podstawie: W. Mizerski, Tablice chemiczne, Warszawa 1997

b)	Uzupełnij zdanie. Wybierz i podkreśl numer grupy pierwiastków spośród podanych w nawiasie.

W danym okresie układu okresowego największą wartość pierwszej energii jonizacji E₁ mają pierwiastki (pierwszej / trzeciej / siedemnastej / osiemnastej) grupy.

Zadanie 4. (1 pkt)

Masa atomowa, cząsteczkowa i molowa Oblicz

W poniższej tabeli przedstawiono masy atomowe i zawartość procentową trwałych izotopów galu występujących w przyrodzie.

Symbol	Masa atomowa izotopu, u	Zawartość procentowa, %
⁶⁹Ga	68,9	60,1
⁷¹Ga	70,9	39,9

Na podstawie: J. Sawicka, A. Janich-Kilian, W. Cejner-Mania, G. Urbańczyk, Tablice chemiczne, Gdańsk 2001.

Oblicz masę atomową galu. Wynik zaokrąglij do pierwszego miejsca po przecinku.

Zadanie 5. (1 pkt)

Izotopy i promieniotwórczość Napisz równanie reakcji

Radioaktywny izotop galu o liczbie masowej równej 67 jest stosowany w medycynie nuklearnej. Otrzymuje się go w reakcji zachodzącej podczas bombardowania protonami jąder izotopu cynku o liczbie masowej równej 68.

Napisz równanie opisanego procesu, uzupełniając poniższy schemat.

Zadanie 6. (1 pkt)

Elektrony w atomach, orbitale Zamknięte (np. testowe, prawda/fałsz)

W stanie podstawowym atom galu ma jeden niesparowany elektron.

Uzupełnij zdania. Wybierz i podkreśl symbol typu podpowłoki oraz wartość głównej i pobocznej liczby kwantowej spośród podanych w nawiasach.

Niesparowany elektron atomu galu w stanie podstawowym należy do podpowłoki typu (s / p / d). Gówna liczba kwantowa n opisująca stan tego elektronu wynosi (2 / 3 / 4), a poboczna liczba kwantowa l jest równa (0 / 1 / 2 / 3).

Zadanie 7. (2 pkt)

Metale Napisz równanie reakcji

Gal jest metalem, który roztwarza się w mocnych kwasach oraz mocnych zasadach. W reakcjach tych tworzy sole, przechodząc na stopień utlenienia III. Drugi produkt tych reakcji jest taki sam jak w reakcjach glinu z mocnymi kwasami i zasadami. Poniżej przedstawiono schemat reakcji galu z mocnymi kwasami i zasadami.

Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2010.

Napisz w formie jonowej skróconej równania reakcji oznaczonych numerami 1 i 2.

Zadanie 8. (2 pkt)

Stechiometryczny stosunek reagentów Oblicz

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 9. (2 pkt)

Rodzaje wiązań i ich właściwości Narysuj/zapisz wzór

Kwas ortoborowy H₃BO₃ jest bardzo słabym jednoprotonowym kwasem, który w roztworach wodnych działa nie jako donor protonów, lecz jako akceptor jonów wodorotlenkowych, reagując z wodą zgodnie z równaniem:

H₃BO₃ + 2H₂O ⇄ H₃O⁺ + [B(OH)₄]^–

Stała równowagi tej reakcji jest równa 5,8 · 10^–10.
W obecności środków odciągających wodę, np. stężonego H₂SO₄, kwas ortoborowy tworzy z alkoholami estry.

Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2010.

Narysuj wzór elektronowy cząsteczki kwasu ortoborowego, oznaczając kreskami wiązania oraz wolne pary elektronowe. Wyjaśnij, dlaczego kwas borowy jest akceptorem jonów wodorotlenkowych.

Wzór:

Wyjaśnienie:

Zadanie 10. (1 pkt)

Rodzaje wiązań i ich właściwości Podaj/wymień

H₃BO₃ + 2H₂O ⇄ H₃O⁺ + [B(OH)₄]^–

Stała równowagi tej reakcji jest równa 5,8 · 10^–10.
W obecności środków odciągających wodę, np. stężonego H₂SO₄, kwas ortoborowy tworzy z alkoholami estry.

Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2010.

Nazwij typ wiązania (ze względu na sposób jego powstawania), jakie tworzy się między atomem boru w cząsteczce kwasu ortoborowego i anionem wodorotlenkowym.

Zadanie 11. (1 pkt)

Reakcje i właściwości kwasów i zasad Zamknięte (np. testowe, prawda/fałsz)

H₃BO₃ + 2H₂O ⇄ H₃O⁺ + [B(OH)₄]^–

Stała równowagi tej reakcji jest równa 5,8 · 10^–10.
W obecności środków odciągających wodę, np. stężonego H₂SO₄, kwas ortoborowy tworzy z alkoholami estry.

Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2010.

Według teorii Arrheniusa kwasy to związki dysocjujące w roztworze wodnym na kationy wodoru i aniony reszty kwasowej. Brønsted zdefiniował kwasy jako donory protonów. Oznacza to, że kwasy to cząsteczki i jony oddające proton. Zgodnie z teorią Lewisa kwasem nazywamy atom, cząsteczkę lub jon będący akceptorem jednej lub kilku par elektronów.

Wybierz teorię kwasów i zasad, zgodnie z którą H₃BO₃ – na podstawie reakcji z wodą opisanej powyżej – jest kwasem. Uzupełnij poniższe zdanie, podkreślając nazwisko autora tej teorii.

Na podstawie opisanej reakcji z wodą można stwierdzić, że H₃BO₃ jest kwasem według teorii kwasów i zasad (Arrheniusa / Brønsteda / Lewisa).

Zadanie 12. (1 pkt)

Estry i tłuszcze Napisz równanie reakcji

H₃BO₃ + 2H₂O ⇄ H₃O⁺ + [B(OH)₄]^–

Stała równowagi tej reakcji jest równa 5,8 · 10^–10.
W obecności środków odciągających wodę, np. stężonego H₂SO₄, kwas ortoborowy tworzy z alkoholami estry.

Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2010.

Napisz, posługując się wzorami półstrukturalnymi (grupowymi) związków organicznych, równanie reakcji kwasu ortoborowego z metanolem, w której stosunek molowy kwasu do alkoholu jest równy 1 : 3.

Zadanie 13. (2 pkt)

Energetyka reakcji Oblicz

W tabeli podano wartości standardowej molowej entalpii trzech reakcji.

Równanie reakcji	Standardowa molowa entalpia
C₂H₆ (g) + 312O₂ (g) → 2CO₂ (g) + 3H₂O (c)	Δ_sp H^o_C₂H₆ = −1560,7 kJ ⋅ mol⁻¹
C₂H₄ (g) + 3O₂ (g) → 2CO₂ (g) + 2H₂O (c)	Δ_sp H^o_C₂H₄ = −1411,2 kJ ⋅ mol⁻¹
H₂ (g) + 12O₂ (g) → H₂O (c)	Δ_tw H^o_H₂O = −285,8 kJ ⋅ mol⁻¹

J. Sawicka, A. Janich-Kilian, W. Cejner-Mania, G. Urbańczyk, Tablice chemiczne, Gdańsk 2001.

Na podstawie powyższych danych oblicz standardową molową entalpię reakcji uwodornienia etenu H^o_x, która zachodzi zgodnie z równaniem:

C₂H₄ (g) + H₂ (g) → C₂H₆ (g)

Wynik podaj z dokładnością do pierwszego miejsca po przecinku.

Zadanie 14. (1 pkt)

Kwasy karboksylowe Podaj/wymień

Kwas cytrynowy (kwas 2-hydroksypropano-1,2,3-trikarboksylowy) o składzie C₆H₈O₇ spełnia ważną funkcję w metabolizmie organizmów jako produkt przejściowy cyklu Krebsa, w którym ulega izomeryzacji do kwasu izocytrynowego o następującym wzorze:

Podaj nazwę systematyczną kwasu izocytrynowego.

Zadanie 15. (1 pkt)

Kwasy karboksylowe Narysuj/zapisz wzór

Napisz wzór półstrukturalny (grupowy) kwasu cytrynowego.

Zadanie 16. (2 pkt)

Izomeria optyczna Uzupełnij/narysuj wykres, schemat lub tabelę

Przeanalizuj budowę cząsteczek kwasu cytrynowego i izocytrynowego ze względu na możliwość wystąpienia enancjomerii (izomerii optycznej). Wpisz w tabeli liczbę asymetrycznych atomów węgla w cząsteczkach tych kwasów oraz liczbę enancjomerów (izomerów optycznych) lub zaznacz ich brak.

Kwas	Liczba asymetrycznych atomów węgla	Liczba enancjomerów
cytrynowy
izocytrynowy

Zadanie 17. (2 pkt)

Energetyka reakcji Reakcje i właściwości kwasów i zasad Napisz równanie reakcji Zamknięte (np. testowe, prawda/fałsz)

Do wodnego roztworu kwasu cytrynowego dodano nadmiar wodnego roztworu wodorowęglanu sodu NaHCO₃. Stwierdzono, że temperatura mieszaniny poreakcyjnej jest znacznie niższa niż temperatura roztworów przed ich zmieszaniem. Zaobserwowano także wydzielanie bezbarwnego gazu.

a)	Spośród podanych zależności wybierz i podkreśl tę, która jest prawdziwa dla entalpii procesu dokonującego się w opisanym doświadczeniu.

ΔH < 0 ΔH = 0 ΔH > 0

b)	Napisz w formie cząsteczkowej równanie reakcji, która zaszła w czasie doświadczenia. Przyjmij, że kwas cytrynowy przereagował z wodorowęglanem sodu w stosunku molowym 1 : 3. Zastosuj następujący wzór kwasu cytrynowego: C₃H₄(OH)(COOH)₃.

Zadanie 18. (2 pkt)

Rozpuszczalność substancji Oblicz

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 19. (1 pkt)

Związki organiczne zawierające azot - pozostałe Napisz równanie reakcji

Wytrącanie trudno rozpuszczalnych siarczków metali jest ważną metodą analityczną. W tych reakcjach jako odczynnik stosowany jest siarkowodór, który uzyskuje się w wyniku hydrolizy amidu kwasu tiooctowego (tioacetamidu) o wzorze

W wyniku hydrolizy tioacetamidu powstają siarkowodór i etanian (octan) amonu.

Na podstawie: J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna. Podstawy teoretyczne i analiza jakościowa, Warszawa 2001.

Napisz w formie cząsteczkowej równanie reakcji hydrolizy tioacetamidu, posługując się wzorami półstrukturalnymi (grupowymi) reagentów organicznych.

Zadanie 20. (1 pkt)

Dysocjacja Napisz równanie reakcji

Napisz równania reakcji etapów dysocjacji kwasu siarkowodorowego, którym odpowiadają wartości stałej dysocjacji podane w tabeli.

Stała dysocjacji K_a	Równanie reakcji
1 · 10^–18
1 · 10^–7

Zadanie 21. (1 pkt)

Rozpuszczalność substancji Zamknięte (np. testowe, prawda/fałsz)

Siarczki są solami słabego kwasu siarkowodorowego, dlatego możliwość ich wytrącenia zależy nie tylko od iloczynu rozpuszczalności, lecz także od pH roztworu. W roztworach o niskim pH stężenie jonów siarczkowych jest bardzo małe, więc stężenie jonów metalu musi być odpowiednio duże, aby został przekroczony iloczyn rozpuszczalności. Dla roztworu o znanym pH można obliczyć najmniejsze stężenie molowe kationów danego metalu c, jakie musi istnieć w roztworze o tym pH, aby zaczął się wytrącać osad siarczku tego metalu. Na poniższym wykresie przedstawiono zależność logarytmu z najmniejszego stężenia c kationów Cu²⁺ i Zn²⁺ (log c), przy którym następuje strącanie siarczków miedzi(II) i cynku, od pH roztworu.

Na podstawie: J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna. Podstawy teoretyczne i analiza jakościowa, Warszawa 2001.

Przygotowano dwa roztwory wodne, których pH było równe 1. Roztwór I zawierał jony Zn²⁺ o stężeniu c równym 10^–5 mol · dm^–3, a roztwór II zawierał jony Cu²⁺ o stężeniu c równym 10^–5 mol · dm^–3.

Czy w roztworze I wytrąci się osad ZnS, a w roztworze II osad CuS? Wpisz TAK albo NIE w odpowiednie rubryki tabeli.


W roztworze I wytrąci się osad ZnS.
W roztworze II wytrąci się osad CuS.

Zadanie 22. (1 pkt)

Reakcje i właściwości kwasów i zasad Zamknięte (np. testowe, prawda/fałsz)

Nadtlenek wodoru H₂O₂ jest gęstą, syropowatą cieczą, która miesza się z wodą w każdym stosunku. W roztworach wodnych ulega w niewielkim stopniu dysocjacji według równania:

H₂O₂ + H₂O ⇄ HO⁻₂ + H₃O⁺

Przestrzenne rozmieszczenie atomów w cząsteczce nadtlenku wodoru ilustruje poniższy rysunek.

Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2010.

Korzystając z informacji na temat dysocjacji nadtlenku wodoru w wodzie, wypełnij tabelę, wpisując literę P, jeżeli zdanie jest prawdziwe, lub literę F, jeżeli jest fałszywe.

Lp.	Zdanie	P/F
1.	Nadtlenek wodoru jest kwasem Brønsteda, a sprzężoną z nim zasadą jest jon OH^–.
2.	Woda jest akceptorem protonów pochodzących od sprzężonego z nią kwasu Brønsteda, którym jest nadtlenek wodoru.
3.	Cząsteczka H₂O₂ i jon HO⁻₂ stanowią sprzężoną parę kwas – zasada w ujęciu teorii Brønsteda.

Zadanie 23. (3 pkt)

Rodzaje wiązań i ich właściwości Hybrydyzacja orbitali i kształt cząsteczek Zamknięte (np. testowe, prawda/fałsz)

Nadtlenek wodoru H₂O₂ jest gęstą, syropowatą cieczą, która miesza się z wodą w każdym stosunku. W roztworach wodnych ulega w niewielkim stopniu dysocjacji według równania:

H₂O₂ + H₂O ⇄ HO⁻₂ + H₃O⁺

Przestrzenne rozmieszczenie atomów w cząsteczce nadtlenku wodoru ilustruje poniższy rysunek.

Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2010.

Korzystając z informacji na temat struktury cząsteczki nadtlenku wodoru, uzupełnij poniższe zdania. Wybierz i podkreśl jedno określenie spośród podanych w każdym nawiasie.

W cząsteczce nadtlenku wodoru atomy wodoru połączone są z atomami tlenu wiązaniami kowalencyjnymi (spolaryzowanymi / niespolaryzowanymi), a między atomami tlenu występuje wiązanie kowalencyjne (spolaryzowane / niespolaryzowane).
Cząsteczka nadtlenku wodoru jest (polarna / niepolarna).
Kształt cząsteczki nadtlenku wodoru można wyjaśnić, jeśli się założy hybrydyzację typu (sp³ / sp² / sp) walencyjnych orbitali atomowych tlenu.

Zadanie 24. (2 pkt)

Reakcje utleniania i redukcji - ogólne Podaj/zinterpretuj przebieg reakcji

Do probówek zawierających zakwaszone roztwory wodne odpowiednio manganianu(VII) potasu (probówka I) i jodku potasu (probówka II) dodano roztwór wodny nadtlenku wodoru. Zaobserwowano zmiany barwy zawartości obu probówek i inne objawy świadczące o przebiegu reakcji chemicznych.

W tabeli podano wartości standardowych potencjałów wybranych układów redoks.

Równanie reakcji	Standardowy potencjał E°, V
H₂O₂ + 2H⁺ + 2e⁻ ⇄ 2H₂O	1,766
MnO⁻₄ + 8H⁺ + 5e⁻ ⇄ Mn²⁺ + 4H₂O	1,507
O₂ + 2H⁺ + 2e⁻ ⇄ H₂O₂	0,695
I₂ + 2e⁻ ⇄ 2I⁻	0,536

J. Sawicka, A. Janich-Kilian, W. Cejner-Mania, G. Urbańczyk, Tablice chemiczne, Gdańsk 2001.

Opisz obserwowane zmiany barw, które świadczą o przebiegu reakcji w probówkach I i II (uwzględnij barwę zawartości obu probówek przed reakcją i po jej zajściu).

Probówka I:

Probówka II:

Zadanie 25. (2 pkt)

Reakcje utleniania i redukcji - ogólne Podaj/wymień

W tabeli podano wartości standardowych potencjałów wybranych układów redoks.

Równanie reakcji	Standardowy potencjał E°, V
H₂O₂ + 2H⁺ + 2e⁻ ⇄ 2H₂O	1,766
MnO⁻₄ + 8H⁺ + 5e⁻ ⇄ Mn²⁺ + 4H₂O	1,507
O₂ + 2H⁺ + 2e⁻ ⇄ H₂O₂	0,695
I₂ + 2e⁻ ⇄ 2I⁻	0,536

J. Sawicka, A. Janich-Kilian, W. Cejner-Mania, G. Urbańczyk, Tablice chemiczne, Gdańsk 2001.

Podaj wzór chemiczny utleniacza i reduktora w reakcjach zachodzących w probówkach I i II.

Probówka	Wzór utleniacza	Wzór reduktora
I
II

Zadanie 26. (2 pkt)

Bilans elektronowy Napisz równanie reakcji

W tabeli podano wartości standardowych potencjałów wybranych układów redoks.

Równanie reakcji	Standardowy potencjał E°, V
H₂O₂ + 2H⁺ + 2e⁻ ⇄ 2H₂O	1,766
MnO⁻₄ + 8H⁺ + 5e⁻ ⇄ Mn²⁺ + 4H₂O	1,507
O₂ + 2H⁺ + 2e⁻ ⇄ H₂O₂	0,695
I₂ + 2e⁻ ⇄ 2I⁻	0,536

J. Sawicka, A. Janich-Kilian, W. Cejner-Mania, G. Urbańczyk, Tablice chemiczne, Gdańsk 2001.

Napisz w formie jonowej skróconej równania reakcji chemicznych, które przebiegły w probówkach I i II.

Probówka I:

Probówka II:

Zadanie 27. (2 pkt)

Energetyka reakcji Elektrochemia - pozostałe Zamknięte (np. testowe, prawda/fałsz) Oblicz

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 c_H⁺ = 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 E_H₂/H⁺ w środowisku o pH różnym od zera można obliczyć (w woltach), korzystając z następującej zależności:

E_H₂/H⁺ = E^o_H₂/H⁺ + 0,06 log c_H⁺

gdzie E^o_H₂/H⁺ oznacza potencjał standardowy półogniwa wodorowego.

Na podstawie: Lubert Stryer, Biochemia, Warszawa 2003 oraz
K.-H. Lautenschläger, W. Schröter, A. Wanninger, Nowoczesne kompendium chemii, Warszawa 2007.

a)	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.

Równanie reakcji	Potencjał E, V
12 + O₂ + 2H⁺ + 2e^– ⇄ H₂O	0,82
NAD⁺ + H⁺ + 2e⁻ ⇄ NADH	–0,32

b)	Oceń, czy reakcja zilustrowana równaniem H₂O + NAD⁺ → 12O₂ + H⁺ + NADH 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 28. (2 pkt)

Elektroliza Oblicz

Elektroliza wodnego roztworu chlorku sodu na elektrodach grafitowych przebiega zgodnie z równaniem:

2NaCl + 2H₂O ^{prąd elektryczny} 2NaOH + H₂ + Cl₂

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 29. (3 pkt)

Węglowodory aromatyczne Narysuj/zapisz wzór

Poniżej przedstawiono ciąg przemian prowadzących do powstania cykloheksenu.

ClCH₂-(CH₂)₄-CH₂Cl ^{+ Zn, etanol} A ^{+ Cl₂, światło} B ^{+ KOH, etanol/ogrzewanie} cykloheksen

Uzupełnij tabelę, wpisując wzory półstrukturalne (grupowe) lub uproszczone związków organicznych oznaczonych na schemacie literami A i B oraz wzór cykloheksenu.

Związek A	Związek B	Cykloheksen

Zadanie 30. (1 pkt)

Właściwości fizyczne cieczy i gazów Podaj/wymień

Benzen wrze pod cienieniem 1000 hPa (1 bar) w temperaturze 352,2 K. Standardowa molowa entalpia parowania benzenu w temperaturze przemiany wynosi 30,8 kJ · mol^–1.

P.W. Atkins, Chemia fizyczna, Warszawa 2001.

Na podstawie powyższej informacji oceń, czy skraplanie benzenu w temperaturze 352,2 K jest przemianą egzo- czy endotermiczną.

Zadanie 31. (1 pkt)

Szybkość reakcji Napisz równanie reakcji

Reakcja kwasu etanowego (octowego) z etanolem prowadzona w obecności mocnego kwasu jest reakcją odwracalną, która przebiega według równania:

CH₃COOH + CH₃CH₂OH ^H⁺ CH₃COOCH₂CH₃ + H₂O

Stężeniowa stała równowagi tej reakcji w temperaturze 25°C wynosi K_c = 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.

Napisz równanie kinetyczne opisanej reakcji estryfikacji.

Zadanie 32. (2 pkt)

Struktura atomu - ogólne Stechiometryczny stosunek reagentów Oblicz

Reakcja kwasu etanowego (octowego) z etanolem prowadzona w obecności mocnego kwasu jest reakcją odwracalną, która przebiega według równania:

CH₃COOH + CH₃CH₂OH ^H⁺ CH₃COOCH₂CH₃ + H₂O

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 33. (1 pkt)

Wpływ czynników na przebieg reakcji Zamknięte (np. testowe, prawda/fałsz)

Reakcja kwasu etanowego (octowego) z etanolem prowadzona w obecności mocnego kwasu jest reakcją odwracalną, która przebiega według równania:

CH₃COOH + CH₃CH₂OH ^H⁺ CH₃COOCH₂CH₃ + H₂O

Na podstawie: P. Mastalerz, Chemia organiczna, Wrocław 2000.

Podkreśl wszystkie wymienione poniżej działania, które spowodują zwiększenie wydajności opisanej reakcji estryfikacji w temperaturze 25°C.

dodanie etanolu

dodanie wody

dodanie katalizatora

dodanie obojętnej wobec reagentów substancji higroskopijnej

Zadanie 34. (2 pkt)

Węglowodory - ogólne Narysuj/zapisz wzór Uzupełnij/narysuj wykres, schemat lub tabelę

Poniżej przedstawiono schemat przemian, jakim ulegają pochodne węglowodorów. Symbolami R i R₁ oznaczono grupy alkilowe.

RCH₂OH ^{+ [O]} Związek I ^{+ [O]} Związek II ^{+ R₁OH, stężony H₂SO₄} Związek III ^{+ NaOH} Związek IV

Wypełnij tabelę, wpisując ogólne wzory pochodnych związku RCH₂OH, które na schemacie oznaczono numerami I–IV.

Numer związku	Wzór ogólny związku
I
II
III
IV

Zadanie 35. (1 pkt)

Aminokwasy Podaj/wymień

W poniższej tabeli przedstawiono wybrane dane na temat czterech aminokwasów białkowych. Symbol pI oznacza punkt izoelektryczny, który jest taką wartością pH roztworu, w którym stężenie jonu obojnaczego osiąga maksymalną wartość, natomiast stężenia formy anionowej i kationowej mają jednakową, najmniejszą wartość.

J. Sawicka, A. Janich-Kilian, W. Cejner-Mania, G. Urbańczyk, Tablice chemiczne, Gdańsk 2001.

Określ liczbę wszystkich możliwych organicznych niecyklicznych produktów kondensacji jednej cząsteczki alaniny z jedną cząsteczką kwasu asparaginowego.

Zadanie 36. (1 pkt)

Aminokwasy Narysuj/zapisz wzór

J. Sawicka, A. Janich-Kilian, W. Cejner-Mania, G. Urbańczyk, Tablice chemiczne, Gdańsk 2001.

Napisz wzór tej formy fenyloalaniny, której stężenie jest największe w roztworze o pH równym 5,48.

Zadanie 37. (2 pkt)

Aminokwasy Zaprojektuj doświadczenie Podaj/zinterpretuj przebieg reakcji

J. Sawicka, A. Janich-Kilian, W. Cejner-Mania, G. Urbańczyk, Tablice chemiczne, Gdańsk 2001.

Zaplanuj doświadczenie, którego przebieg pozwoli na odróżnienie alaniny od fenyloalaniny.

a)	Uzupełnij poniższy schemat doświadczenia, wpisując nazwę odczynnika, po którego dodaniu do obu probówek i ogrzaniu ich zawartości możliwe będzie zaobserwowanie różnic w przebiegu doświadczenia z udziałem alaniny i fenyloalaniny. Odczynnik wybierz spośród następujących:

wodny roztwór chlorku żelaza(III)
świeżo strącony wodorotlenek miedzi(II)
wodny roztwór wodorotlenku sodu z fenoloftaleiną
rozcieńczony kwas solny z oranżem metylowym
mieszanina stężonych kwasów: azotowego(V) i siarkowego(VI)

b)	Opisz zmiany możliwe do zaobserwowania w czasie doświadczenia, pozwalające na odróżnienie alaniny od fenyloalaniny.

Probówka I:

Probówka II:

Zadanie 38. (1 pkt)

Aminokwasy Podaj i uzasadnij/wyjaśnij

J. Sawicka, A. Janich-Kilian, W. Cejner-Mania, G. Urbańczyk, Tablice chemiczne, Gdańsk 2001.

Wskaż przyczynę różnicy wartości punktu izoelektrycznego kwasu asparaginowego i lizyny.

Zadanie 39. (1 pkt)

Disacharydy Podaj/zinterpretuj przebieg reakcji Zamknięte (np. testowe, prawda/fałsz)

Poniżej przedstawiono wzory (w projekcji Hawortha) dwóch disacharydów: maltozy i sacharozy.

W oddzielnych probówkach przygotowano wodne roztwory maltozy oraz sacharozy i dodano do nich świeżo strącony wodorotlenek miedzi(II). Następnie zawartość obu probówek zalkalizowano i ogrzano. W warunkach doświadczenia w probówce zawierającej roztwór maltozy zaobserwowano powstanie ceglastego osadu, natomiast w probówce z roztworem sacharozy wytrącił się czarny osad.

Wypełnij tabelę, wpisując literę P, jeżeli zdanie jest prawdziwe, lub literę F, jeżeli jest fałszywe.

Lp.	Zdanie	P/F
1.	W reakcji z maltozą wodorotlenek miedzi(II) uległ redukcji do Cu₂O, o czym świadczy powstanie ceglastego osadu.
2.	Czarny osad powstający w probówce z roztworem sacharozy to CuO, który jest produktem rozkładu wodorotlenku miedzi(II).
3.	Sacharoza nie wykazała właściwości redukujących, ponieważ w jej cząsteczkach wiązanie glikozydowe łączy pierwszy atom węgla reszty glukozy z drugim atomem węgla reszty fruktozy.