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.
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 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.
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.
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.
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).
Związek o wzorze H3AsO3 w środowisku o odczynie kwasowym reaguje z cynkiem zgodnie
z następującym schematem:
Zn + H3AsO3 + H+ ⟶ Zn2+ + As + H2O
Wybierz i podkreśl w każdym nawiasie poprawne uzupełnienie poniższych zdań.
W opisanej reakcji związek o wzorze H3AsO3 pełni funkcję (reduktora / utleniacza), gdyż ulega (redukcji / utlenieniu). W czasie reakcji stopień utlenienia wodoru (nie ulega zmianie / się zmniejsza / się zwiększa).
W trakcie opisanej reakcji pH roztworu, w którym ona zachodzi, (nie ulega zmianie / maleje / wzrasta).
Oblicz, ile gramów jodu należy użyć, aby otrzymać 100,0 cm3 jodyny, której gęstość jest
równa 0,8 g · cm–3. Wynik zaokrąglij do pierwszego miejsca po przecinku.
Stałe dysocjacji kwasu siarkowodorowego w temperaturze 25°C są równe: Ka1 = 1,02 · 10−7
i Ka2 = 1,00 · 10−14 .
Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2004.
18.1. (0-1)
Napisz wyrażenie na stałą dysocjacji Ka2 kwasu siarkowodorowego.
18.2. (0-1)
Oceń, czy poniższe informacje są prawdziwe. Zaznacz P, jeśli informacja jest
prawdziwa, lub F – jeśli jest fałszywa.
1.
Jonami pochodzącymi z dysocjacji H2S, których stężenie jest najmniejsze w wodnym roztworze siarkowodoru, są jony S2−.
P
F
2.
W wodnym roztworze siarkowodoru stężenie jonów H3O+ jest mniejsze od 10−7 mol ⋅ dm−3 .
P
F
3.
Spośród jonów obecnych w wodnym roztworze siarkowodoru i pochodzących z dysocjacji H2S tylko jony HS– mogą pełnić funkcję zarówno kwasu, jak i zasady Brønsteda.
Hydroliza wodnych roztworów soli cynku, zgodnie z teorią Brønsteda, polega na dysocjacji
uwodnionego (hydratowanego) jonu cynku, która przebiega zgodnie z równaniem:
[Zn(H2O)6]2+ + H2O ⇄ [Zn(OH)(H2O)5]+ + H3O+
Dla przemiany opisanej powyższym równaniem napisz wzory kwasów i zasad, które
zgodnie z teorią Brønsteda tworzą sprzężone pary.
Oblicz masę wody, w jakiej należy rozpuścić 30 g Cu(NO3)2 · 6H2O, aby otrzymać
roztwór azotanu(V) miedzi(II) o stężeniu 15% masowych. Wynik podaj w gramach
i zaokrąglij go do jedności.
Oceń, czy w temperaturze 298 K może istnieć roztwór, w którym stężenie kationów baru
wynosi 10−5 mol ⋅ dm−3 , a stężenie anionów siarczanowych(VI) wynosi 10−6 mol ⋅ dm−3
(iloczyn rozpuszczalności siarczanu(VI) baru w temperaturze 298 K wynosi
KSO = 1,1 ⋅ 10−10 ). Uzasadnij swoje stanowisko.
Na podstawie: J. Sawicka i inni, Tablice chemiczne, Gdańsk 2002
Stała dysocjacji etyloaminy Kb w temperaturze 25°C ma wartość 4,4 · 10–4, a stała dysocjacji
aniliny Kb w tej samej temperaturze jest równa 4,0 · 10–10.
Na podstawie: W. Mizerski, Tablice chemiczne, Warszawa 1997.
Napisz nazwę tej spośród wymienionych amin, która jest mocniejszą zasadą.
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: http://www.doz.pl, A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2010
oraz R.T. Morrison, R.N. 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.
Kwas szczawiowy (etanodiowy) to najprostszy kwas dikarboksylowy o wzorze sumarycznym
H2C2O4. Szczawian magnezu MgC2O4 jest bezbarwnym krystalicznym ciałem stałym, które
trudno rozpuszcza się w wodzie. Kationy magnezu mają zdolność tworzenia
z anionami szczawianowymi jonów kompleksowych o wzorze [Mg(C2O4)2]2–. Sole
zawierające ten jon są rozpuszczalne w wodzie.
W poniższej tabeli przedstawiono informacje o rozpuszczalności w wodzie szczawianów
wybranych metali w temperaturze pokojowej.
CaC2O4
Na2C2O4
K2C2O4
BaC2O4
praktycznie nierozpuszczalny
rozpuszczalny
rozpuszczalny
praktycznie nierozpuszczalny
Na podstawie: J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna. Podstawy teoretyczne i analiza jakościowa,
Warszawa 2001 oraz W. Mizerski, Tablice chemiczne, Warszawa 1997.
14.1. (0-1)
Sformułuj hipotezę na temat zachowania szczawianu magnezu w kontakcie
z roztworem zawierającym jony szczawianowe. Uwzględnij wytrącanie lub
roztwarzanie związków magnezu.
14.2. (0-1)
Zaprojektuj doświadczenie, którego przebieg potwierdzi sformułowaną hipotezę.
Uzupełnij poniższy schemat − wpisz wzory soli wybranych spośród następujących:
CaC2O4
K2C2O4
MgCl2
MgCO3
14.3. (0-1)
Napisz w formie jonowej skróconej równania reakcji zachodzących w czasie
doświadczenia.
Moc kwasów można porównać na podstawie analizy ich stałych dysocjacji albo metodą
doświadczalną. Stała dysocjacji kwasu pirogronowego jest równa Ka = 4,1·10−3 w t = 25°C.
Na podstawie: J. Sawicka i inni, Tablice chemiczne, Gdańsk 2004.
Porównaj wartości stałych dysocjacji kwasu pirogronowego i kwasu etanowego,
a następnie zaprojektuj doświadczenie, w którym zajdzie reakcja potwierdzająca,
że jeden z nich jest mocniejszy.
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.
