W wyniku pewnej odwracalnej reakcji chemicznej z dwóch substratów powstaje jeden
produkt. Przemiana przebiega w fazie gazowej, co oznacza, że oba substraty i produkt są
gazami. Reakcję tę przeprowadzono w zamkniętym reaktorze przy użyciu
stechiometrycznych ilości substratów w różnych temperaturach i pod różnym ciśnieniem.
Na poniższym diagramie przedstawiono, jaki procent objętości mieszaniny poreakcyjnej
w reaktorze stanowiła objętość produktu tej reakcji w zależności od warunków temperatury
i ciśnienia, w jakich przebiegała.
Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2010.
Na podstawie analizy diagramu określ, czy w czasie opisanej reakcji układ oddaje energię do otoczenia, czy przyjmuje ją od otoczenia. Odpowiedź uzasadnij.
Na poniższym wykresie przedstawiono zmiany energii układu podczas pewnej reakcji.
8.1. (0-1)
Zaznacz na wykresie energię aktywacji zachodzącego procesu (Ea) oraz zmianę
entalpii tej reakcji (ΔH).
8.2. (0-1)
Uzupełnij zdania – wpisz typ procesu opisanego w podpunkcie 8.1. ze względu na
efekt energetyczny (zdanie 1.) i podkreśl odpowiednie wyrażenie dotyczące zmiany
entalpii tej reakcji (zdanie 2.).
Na wykresie przedstawiono zmiany energii układu podczas reakcji .
Zmianę entalpii opisanego procesu przedstawia nierówność (ΔH < 0 / ΔH > 0).
W celu zbadania efektu cieplnego reakcji chemicznych przeprowadzono cztery doświadczenia
oznaczone numerami I–IV. Mieszano po 100 cm3 wodnych roztworów substancji,
wymienionych w odpowiednich wierszach tabeli, o stężeniu molowym 0,2 mol ⋅ dm−3
i o początkowej temperaturze równej 25°C. Następnie zmierzono temperaturę każdej
z otrzymanych mieszanin.
Numer doświadczenia
Substancja rozpuszczona w 1. roztworze
Substancja rozpuszczona w 2. roztworze
I
chlorek baru
siarczan(VI) sodu
II
kwas solny
wodorotlenek potasu
III
wodorotlenek baru
kwas siarkowy(VI)
IV
kwas azotowy(V)
wodorotlenek sodu
Zaobserwowano, że w każdym doświadczeniu temperatura uzyskanych mieszanin była
wyższa niż temperatura użytych roztworów i że przyrost temperatury ΔT w niektórych
doświadczeniach był taki sam.
21.1. (0–1)
Napisz w formie jonowej równanie reakcji ilustrujące przemiany, które dokonały się podczas doświadczenia oznaczonego numerem III.
21.2. (0–1)
Napisz numery wszystkich doświadczeń, w których zaobserwowany wzrost temperatury ΔT był jednakowy.
Glukoza jest syntetyzowana przez rośliny zielone podczas procesu fotosyntezy, w którym
światło słoneczne dostarcza energię niezbędną do wytworzenia tego monosacharydu. Wiele
cząsteczek glukozy łączy się następnie wiązaniami chemicznymi, w wyniku czego tworzy
materiał budulcowy lub zapasowy rośliny.
6CO2 + 6H2O światło słoneczne 6O2 +
C6H12O6
glukoza
celuloza, skrobia
Organizm ludzki nie wytwarza enzymów koniecznych do trawienia celulozy, więc dla człowieka źródłem węglowodanów jest skrobia. Jest ona trawiona w ustach i żołądku przez
enzymy glikozydazy, w których obecności rozkłada się na glukozę.
Na podstawie: John McMurry, Chemia organiczna, Warszawa 2000.
Określ, czy reakcja fotosyntezy jest endoenergetyczna, czy – egzoenergetyczna.
Standardowa molowa entalpia reakcji spalania kwasu benzoesowego opisanej równaniem
C6H5COOH (s) + 712O2 (g) → 7CO2 (g) + 3H2O(c)
wynosi ΔspHoC6H5COOH = − 3227 kJ ⋅ mol−1 . Standardowa entalpia tworzenia wody w ciekłym
stanie skupienia ma wartość ΔtwHoH2O = − 286 kJ ⋅ mol−1 , a standardowa entalpia tworzenia
gazowego tlenku węgla(IV) wynosi ΔtwHoCO2
= − 394 kJ ⋅ mol−1.
Na podstawie: J. Sawicka, A. Janich-Kilian, W. Cejner-Mania, G. Urbańczyk, Tablice chemiczne, Gdańsk 2001.
Na podstawie powyższych danych oblicz standardową entalpię tworzenia kwasu
benzoesowego w stałym stanie skupienia ΔtwHox . Wynik podaj w zaokrągleniu do jedności.
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.
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 cH+ = 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 EH2/H+
w środowisku o pH różnym od zera można obliczyć (w woltach), korzystając z następującej
zależności:
EH2/H+ = EoH2/H+ + 0,06 log cH+
gdzie EoH2/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.
