Przeprowadzono doświadczenie, w którym do roztworu manganianu(VII) potasu dodano
wodne roztwory substancji X i azotanu(III) sodu. Przebieg doświadczenia zilustrowano
poniższym schematem.
W czasie doświadczenia zaobserwowano zmianę barwy roztworu z fioletowej na zieloną.
Spośród wymienionych substancji wybierz wszystkie, które mogły zostać użyte jako
substancja X w opisanym doświadczeniu. Podkreśl ich wzory.
Związek między mocą kwasu Brønsteda i zasady sprzężonej z tym kwasem w roztworach
wodnych przedstawia zależność:
Ka ⋅ Kb = Kw
gdzie Ka oznacza stałą dysocjacji kwasu, Kb – stałą dysocjacji sprzężonej zasady, a Kw – iloczyn
jonowy wody, którego wartość wynosi 1,0 ⋅ 10–14 w temperaturze 298 K.
W poniższej tabeli podano wartości stałej dysocjacji wybranych kwasów chlorowych
w temperaturze 298 K.
Nazwa kwasu
Stała dysocjacji Ka
kwas chlorowy(I)
5,0 · 10–8
kwas chlorowy(III)
1,1 · 10–2
kwas chlorowy(V)
5,0 · 102
Źródło: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2010.
Napisz wzór najsłabszej zasady spośród zasad sprzężonych z kwasami wymienionymi
w tabeli.
Przygotowano wodne roztwory jednoprotonowych kwasów HA i HB. Przeprowadzono
doświadczenie, podczas którego do próbek tych kwasów o objętości 100 cm3, znajdujących się
w oddzielnych naczyniach, dodawano porcjami wodny roztwór wodorotlenku sodu
o stężeniu 0,1 mol · dm–3 i za pomocą pehametru mierzono pH każdej mieszaniny reakcyjnej.
Przebieg doświadczeń zilustrowano poniższym wykresem.
Na wykresie dla obu substancji zaznaczono punkt równoważnikowy (PR), czyli wartość pH
roztworu po dodaniu stechiometrycznej ilości wodnego roztworu NaOH.
12.1. (0–1)
W celu określenia punktu równoważnikowego można przeprowadzić analogiczne
doświadczenia, stosując wskaźniki kwasowo-zasadowe, czyli związki chemiczne, które
przyjmują różne zabarwienia w roztworach o różnych odczynach. Wizualne metody
wyznaczania PR miareczkowania z zastosowaniem wskaźników polegają na dodawaniu – do
roztworu miareczkowanego – takiego wskaźnika, który zmieni barwę w punkcie
równoważnikowym reakcji. Dla każdego wskaźnika jest określony zakres pH, w którym
następuje zmiana jego zabarwienia. Poniżej scharakteryzowano cztery wskaźniki kwasowo-zasadowe.
Wskaźnik
Zabarwienie wskaźnika w roztworze o pH
Zakres pH zmiany barwy
oranż metylowy
poniżej 3,1 czerwone
powyżej 4,4 żółte
3,1 – 4,4
błękit bromotymolowy
poniżej 6,2 żółte
powyżej 7,6 niebieskie
6,2 – 7,6
fenoloftaleina
poniżej 8,3 brak zabarwienia
powyżej 10,0 malinowe
8,3 – 10,0
czerwień metylowa
poniżej 4,4 czerwone
powyżej 6,3 żółte
4,4 – 6,3
Poprawnie dobrany wskaźnik użyty w procesie miareczkowania to taki, którego obszar zmiany
barwy, spowodowanej dodaniem niewielkiej ilości roztworu miareczkującego, znajduje się
wewnątrz skoku miareczkowania (na praktycznie pionowym odcinku wykresu
miareczkowania) i leży możliwie najbliżej punktu równoważnikowego.
Na podstawie: J. Minczewski, Z. Marczenko: Chemia analityczna. Podstawy teoretyczne i analiza jakościowa,
Warszawa 2001.
Spośród scharakteryzowanych wskaźników wybierz i podkreśl nazwy wszystkich tych,
których można użyć do wyznaczenia PR w doświadczeniach z kwasami HA i HB.
1. Wskaźnikiem, który najlepiej spełnia opisane kryteria doboru wskaźnika kwasowo-
zasadowego dla kwasu HA, jest:
oranż metylowy
błękit bromotymolowy
fenoloftaleina
czerwień metylowa
2. Zgodnie z opisanymi kryteriami doboru wskaźnika kwasowo-zasadowego można dla kwasu
HB zastosować:
oranż metylowy
błękit bromotymolowy
fenoloftaleinę
czerwień metylową
12.2. (0–1)
Oceń, czy poniższe informacje są prawdziwe. Zaznacz P, jeśli informacja jest prawdziwa,
lub F – jeśli jest fałszywa.
1.
Stężenia molowe użytych w doświadczeniu kwasów HA i HB są jednakowe.
P
F
2.
Zarówno kwas HA, jak i kwas HB są mocnymi elektrolitami.
P
F
3.
Sumaryczna objętość roztworu w momencie osiągnięcia punktu równoważnikowego dla kwasu HB jest większa niż sumaryczna objętość roztworu w momencie, w którym został osiągnięty punkt równoważnikowy dla kwasu HA.
P
F
12.3. (0–1)
Wartość pH w punkcie równoważnikowym dla kwasu HA wynosi 8,70.
Stosując definicje kwasu i zasady Brønsteda, napisz w formie jonowej skróconej
(używając ogólnego wzoru kwasu HA) równanie reakcji uzasadniające pH roztworu
w punkcie równoważnikowym.
Wykres rozpuszczalności w wodzie dwóch soli: węglanu litu i chlorku ołowiu(II),
w zależności od temperatury przedstawia poniższy wykres.
Na podstawie: W. Mizerski, Tablice chemiczne, Warszawa 2003.
W dwóch zlewkach A i B zmieszano z wodą – odpowiednio – węglan litu oraz chlorek
ołowiu(II) i otrzymano mieszaniny o temperaturze 60°C. Przebieg doświadczenia zilustrowano
na poniższym schemacie.
Do zlewki A dolano 20,00 g roztworu Li2CO3 o stężeniu 1% (w procentach masowych)
i zawartość zlewki oziębiono do temperatury 30°C.
Oblicz masę węglanu litu, który pozostanie nierozpuszczony. Wynik podaj w gramach w zaokrągleniu do drugiego miejsca po przecinku.
Wykres rozpuszczalności w wodzie dwóch soli: węglanu litu i chlorku ołowiu(II),
w zależności od temperatury przedstawia poniższy wykres.
Na podstawie: W. Mizerski, Tablice chemiczne, Warszawa 2003.
W dwóch zlewkach A i B zmieszano z wodą – odpowiednio – węglan litu oraz chlorek
ołowiu(II) i otrzymano mieszaniny o temperaturze 60°C. Przebieg doświadczenia zilustrowano
na poniższym schemacie.
Napisz oznaczenie zlewki, w której powstał roztwór nienasycony, oraz napisz najwyższą wartość temperatury, poniżej której otrzymano by w tej zlewce roztwór nasycony w równowadze z osadem.
Roztwór nienasycony powstał w zlewce
Otrzymano by roztwór nasycony w temperaturze niższej niż
Przygotowano próbki następujących gazów: NO2, CH4, NH3, SO2 i O2 o jednakowej masie. Wszystkie gazy znajdują się w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury. Przyjmij,
że w opisanych warunkach NO2 nie ulega dimeryzacji.
8.1. (0–1)
Spośród podanych gazów wybierz i zapisz wzory tych, które po wprowadzeniu do probówek z wodnym roztworem oranżu metylowego spowodują zmianę barwy zawartości probówek.
8.2. (0–1)
Uporządkuj próbki gazów zgodnie z ich rosnącą objętością. Napisz wzory gazów w odpowiedniej kolejności.
Pewna amina w roztworze wodnym ulega przemianie zgodnie z poniższym równaniem:
RNH2 + H2O ⇄ RNH+3 + OH−
Przygotowano wodny roztwór tej aminy w temperaturze 25°C. W otrzymanym roztworze
stopień dysocjacji aminy jest równy 3,1%, a pH tego roztworu wynosi 12,2.
27.1. (0–2)
Oblicz stałą dysocjacji zasadowej Kb tej aminy w temperaturze 25°C, a następnie wybierz
i podkreśl jej wzór.
Obliczenia:
Wzór:
CH3CH2CH2NH2
(CH3)3N
CH3CH2NH2
(CH3)2NH
27.2. (0–1)
Rozstrzygnij, czy dodanie stałego wodorotlenku potasu do opisanego roztworu tej aminy
będzie miało wpływ na wartość jej stopnia dysocjacji. Uzasadnij swoją odpowiedź.
Poniżej przedstawiono wzory trzech zasad Brønsteda.
NH3
CH3NH2
C6H5NH2
Porównaj wartości stałych dysocjacji Kb tych zasad w roztworze wodnym w temperaturze
25 °C i uzupełnij poniższe zdania. Wybierz i podkreśl jedną odpowiedź spośród podanych
w każdym nawiasie.
Spośród wymienionych związków najmocniejszą zasadą Brønsteda jest (NH3 / CH3NH2 / C6H5NH2 ). Jonem, który najłatwiej odszczepia proton, jest kation o wzorze (NH+4 / CH3NH+3 / C6H5NH+3 ), jest więc on (najmocniejszym / najsłabszym) kwasem Brønsteda.
Przeprowadzono doświadczenie, którego przebieg zilustrowano na poniższym schemacie:
W każdej z probówek zaobserwowano zmiany świadczące o przebiegu reakcji chemicznej.
Napisz, jaką właściwość kwasu siarkowego(IV) potwierdził wynik doświadczenia
w probówce II. Napisz w formie jonowej skróconej równanie reakcji, która zaszła
w probówce II po dodaniu roztworu HCl i była przyczyną obserwowanych zmian.
Kwas siarkowy(IV) jest słabszy niż kwas chlorowodorowy i jest kwasem .
Zmieszano 100 cm3 wodnego roztworu Ba(OH)2 o stężeniu 0,2 mol∙dm−3 z 40 cm3 wodnego
roztworu HCl o stężeniu 0,8 mol∙dm−3. W mieszaninie przebiegła reakcja opisana poniższym
równaniem:
H3O+ + OH− → 2H2O
14.1. (0–2)
Oblicz pH powstałego roztworu w temperaturze 25°C. W obliczeniach przyjmij, że
objętość tego roztworu jest sumą objętości roztworów Ba(OH)2 i HCl. Wynik końcowy
zaokrąglij do drugiego miejsca po przecinku.
Obliczenia:
14.2. (0–1)
Wpisz do poniższej tabeli wartości stężenia molowego jonów baru i jonów chlorkowych
w otrzymanym roztworze.
Roztwory zawierające porównywalne liczby drobin kwasu Brønsteda i sprzężonej
z nim zasady są nazywane roztworami buforowymi. Przykładem jest bufor octanowy. Kwasem
Brønsteda są w nim cząsteczki CH3COOH, a zasadą – jony CH3COO– pochodzące z całkowicie
zdysocjowanej soli, np. octanu sodu. Wprowadzenie do roztworu buforowego mocnego kwasu
skutkuje zmniejszeniem stężenia zasady i wzrostem stężenia sprzężonego z nią kwasu. Dodatek
mocnej zasady prowadzi do zmniejszenia stężenia kwasu i wzrostu stężenia sprzężonej zasady.
Wartość pH buforu praktycznie nie zależy od jego stężenia i nieznacznie się zmienia podczas
dodawania niewielkich ilości mocnych kwasów lub mocnych zasad.
13.1. (0–1)
Napisz w formie jonowej skróconej równanie reakcji zachodzącej podczas dodawania
mocnej zasady (OH−) do buforu octanowego oraz uzupełnij zdanie – wybierz
i podkreśl jedną odpowiedź spośród podanych w nawiasie.
Równanie reakcji z mocną zasadą:
Po wprowadzeniu mocnego kwasu do buforu octanowego stężenie jonów octanowych
(wzrośnie / zmaleje / nie ulegnie zmianie).
13.2. (0–1)
Przeprowadzono doświadczenie, w którym zmieszano jednakowe objętości wodnych
roztworów różnych substancji. Wszystkie roztwory miały jednakowe stężenie molowe.
Mieszaniny przygotowano zgodnie z poniższym schematem.
Które z przygotowanych roztworów są buforami? Napisz ich numery.
Węglan sodu jest solą dość dobrze rozpuszczalną w wodzie. Podczas ochładzania jej gorącego
roztworu nie powstaje sól bezwodna, ale wydzielają się hydraty, których skład zależy od
temperatury. W temperaturze 20°C w równowadze z roztworem nasyconym pozostaje
dekahydrat o wzorze Na2CO3∙10H2O. Rozpuszczalność dekahydratu węglanu sodu w wodzie
w tej temperaturze jest równa 21,5 g w 100 g wody.
Na podstawie: W. Mizerski, Tablice chemiczne, Warszawa 1997.
Oblicz rozpuszczalność węglanu sodu (wyrażoną w gramach substancji na 100 gramów
wody) w opisanych warunkach w przeliczeniu na sól bezwodną.
Obliczenia:
Odpowiedź: Rozpuszczalność = g soli bezwodnej w 100 g wody.
Fosgen to trujący związek o wzorze COCl2. Jego temperatura topnienia jest równa –118°C,
a temperatura wrzenia wynosi 8°C (pod ciśnieniem 1000 hPa). Fosgen reaguje z wodą i ulega
hydrolizie, której produktami są tlenek węgla(IV) i chlorowodór.
Na podstawie: P. Mastalerz, Chemia organiczna, Warszawa 1986.
Atom wodoru w cząsteczce etynu (acetylenu) wykazuje większą kwasowość niż atomy wodoru
w grupach alkilowych. Fakt ten potwierdza reakcja acetylenu z aktywnym metalem, która
przebiega zgodnie z poniższym równaniem.
2HC≡C−H + 2Na → 2HC≡C− Na+ + H2
Produktami opisanej reakcji są gazowy wodór i acetylenek monosodu.
Podobne właściwości wykazują także inne alkiny z wiązaniem potrójnym znajdującym się na
końcu łańcucha (RC≡C−H).
Na podstawie: R. Morrison, R. Boyd, Chemia organiczna, Warszawa 1985.
Napisz w formie jonowej skróconej równanie reakcji hydrolizy acetylenku monosodu.
Określ, jaką funkcję (kwasu czy zasady) według teorii Brønsteda pełni jon HC≡C−.
Iloczyn rozpuszczalności Ks soli i wodorotlenków jest stałą równowagi dynamicznej, jaka
ustala się między nierozpuszczoną substancją a jej roztworem nasyconym.
Chlorek ołowiu(II) jest związkiem trudno rozpuszczalnym w wodzie. Iloczyn rozpuszczalności
tej soli wyraża się równaniem Ks(PbCl2) = [Pb2+] ⋅ [Cl−]2 . W temperaturze 298 K jego wartość
jest równa 1,7 ⋅ 10−5 .
Jeżeli stężenie jednego z jonów w roztworze się zmieni, np. przez rozpuszczenie innej
substancji, która jest mocnym elektrolitem i dysocjuje z wytworzeniem takich jonów, zmienia
się stężenie drugiego jonu, tak aby – zgodnie z regułą przekory – zachowana była stała wartość
iloczynu rozpuszczalności.
Na podstawie: K.-H. Lautenschläger, W. Schröter, A. Wanninger, Nowoczesne kompendium chemii,
Warszawa 2007.
Przygotowano 100 cm3 nasyconego wodnego roztworu chlorku ołowiu(II) o temperaturze
298 K. Do przygotowanego roztworu dodano 100 cm3 wodnego roztworu chlorku sodu
o stężeniu 1,0 mol ⋅ dm−3 .
Oblicz stężenie molowe jonów ołowiu(II) w roztworze otrzymanym w opisany powyżej
sposób w temperaturze 298 K. W obliczeniach pomiń stężenie jonów chlorkowych
pochodzących od trudno rozpuszczalnej soli.
Przygotowano dwa wodne roztwory:
– kwasu siarkowego(VI) o stężeniu 0,01 mol · dm−3 (roztwór I)
– wodorotlenku sodu o pH równym 13 (roztwór II) do którego dodano kilka kropli
alkoholowego roztworu fenoloftaleiny.
Podczas mieszania roztworów I i II zachodzi reakcja opisana poniższym równaniem:
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O
Do kolby zawierającej 100 cm3 roztworu I dodawano niewielkimi porcjami roztwór II.
Oblicz pH roztworu, który powstał po dodaniu 50 cm3 roztworu II do roztworu I.
Przyjmij, że objętość powstałego roztworu jest sumą objętości roztworu I i dodanego
roztworu II.
Oblicz stężenie molowe roztworu glukozy, wiedząc, że w 0,1 dm3 tego roztworu znajduje
się 3,6 grama glukozy. Przyjmij masę molową glukozy M = 180 g · mol–1.
