Masa molowa pewnej soli jednego z metali 1. grupy układu okresowego pierwiastków jest
równa 150 g ⋅ mol−1. Sporządzono wodny roztwór tej soli i wykonano doświadczenie zgodnie
z poniższym schematem
Po zakończeniu reakcji do otrzymanego roztworu dodano kleik skrobiowy i zaobserwowano
pojawienie się granatowego zabarwienia.
Napisz w formie cząsteczkowej równanie reakcji zachodzącej w roztworze podczas przeprowadzonego doświadczenia.
Na odważkę stopu glinu z magnezem o masie 7,50 g podziałano nadmiarem rozcieńczonego
kwasu solnego. Podczas roztwarzania stopu w kwasie solnym zachodziły reakcje zilustrowane
równaniami:
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2
Mg + 2HCl → MgCl2 + H2
W wyniku całkowitego roztworzenia stopu otrzymano klarowny roztwór, do którego dodano
nadmiar wodnego roztworu wodorotlenku sodu. Zaszły reakcje opisane równaniami:
Otrzymany nierozpuszczalny w wodzie związek odsączono, przemyto wodą, wysuszono
i zważono. Jego masa (w przeliczeniu na czysty wodorotlenek magnezu) była równa 11,67 g.
11.1. (0–2)
Oblicz zawartość procentową glinu w stopie (w procentach masowych).
W oddzielnych naczyniach umieszczono po 100 cm3 wodnych roztworów kwasów
jednoprotonowych o wzorach HA i HB i stężeniach 0,1 mol · dm–3. Do każdego naczynia
dodawano porcjami wodny roztwór wodorotlenku sodu o stężeniu 0,1 mol · dm–3. Za pomocą
pehametru mierzono pH każdej mieszaniny reakcyjnej. Wyniki pomiarów przedstawiono na
wykresie.
Dla każdego z kwasów zaznaczono punkt równoważnikowy (PR), czyli wartość pH roztworu
otrzymanego po zmieszaniu roztworów zawierających stechiometryczne ilości kwasu
i wodorotlenku sodu.
11.1. (1 pkt)
Uzupełnij poniższe zdania – wybierz i podkreśl jedno właściwe określenie spośród
podanych w każdym nawiasie.
Różna wartość pH wyjściowych roztworów wynika z tego, że użyto elektrolitów o różnej mocy. Kwas HA użyty w doświadczaniu to (mocny / słaby) elektrolit, a kwasem HB może być kwas (solny / octowy).
Wartość pH w punkcie równoważnikowym dla kwasu HB wynosi 7, co oznacza, że po dodaniu do roztworu tego kwasu stechiometrycznej ilości wodnego roztworu wodorotlenku sodu stężenie kationów wodorowych i stężenie anionów wodorotlenkowych w roztworze są (jednakowe / różne). Wartość stężenia jonów wodorotlenkowych w tym roztworze jest równa (1 · 10–14 / 1 · 10–7).
11.2. (1 pkt)
Wartość pH w punkcie równoważnikowym dla kwasu HA wynosi 8,70.
Napisz w formie jonowej skróconej równanie reakcji, która powoduje, że roztwór
w punkcie równoważnikowym nie ma odczynu obojętnego. Zastosuj wzór ogólny kwasu
HA.
W trzech nieopisanych probówkach znajdują się wodne roztwory następujących soli: BaCl2,
NH4Cl oraz NaCl. W każdej probówce znajduje się roztwór tylko jednej soli.
12.1. (0–1)
Z poniższej listy wybierz dwa odczynniki, których zastosowanie pozwoli jednoznacznie określić zawartość każdej probówki.
Wypełnij poniższą tabelę – wpisz wzory wybranych odczynników oraz opisz zmiany możliwe do zaobserwowania (lub zaznacz brak zmian), zachodzące po dodaniu wybranych odczynników do probówek z wodnymi roztworami soli.
Wzór odczynnika
Opis zmian
probówka z BaCl2 (aq)
probówka z NH4Cl (aq)
probówka z NaCl (aq)
1.
2.
12.2. (0–1)
Napisz w formie jonowej skróconej równanie reakcji, która pozwoliła na jednoznaczne określenie zawartości probówki zawierającej wodny roztwór NH4Cl.
Siarczek magnezu (MgS) można otrzymać w bezpośredniej syntezie z pierwiastków
(reakcja 1.). Siarczek wapnia (CaS) natomiast otrzymuje się przez redukcję siarczanu(VI)
wapnia (CaSO4) węglem; drugim produktem tej przemiany jest tlenek węgla(II) (reakcja 2.).
Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2013.
Napisz w formie cząsteczkowej równania dwóch opisanych przemian.
Przeprowadzono doświadczenie, którego przebieg zilustrowano na schemacie.
W obu probówkach wytrącił się brunatny osad.
14.1. (0–1)
Napisz w formie jonowej z uwzględnieniem oddawanych lub pobieranych elektronów
(zapis jonowo-elektronowy) równania procesu redukcji i procesu utleniania
zachodzących w probówce I podczas opisanego doświadczenia. Uwzględnij fakt, że
jednym z substratów obu procesów jest woda.
Równanie procesu redukcji:
Równanie procesu utleniania:
14.2. (0–2)
Oceń, jaki jest odczyn roztworu po zakończeniu reakcji w probówce I, oraz podaj nazwę
anionu zawierającego siarkę, który powstał w wyniku reakcji chemicznej przebiegającej
w probówce II.
Odczyn roztworu po reakcji w probówce I:
Nazwa anionu zawierającego siarkę:
Azotan(V) ołowiu(II) ogrzewany w temperaturze 480°C rozkłada się zgodnie z równaniem
2Pb(NO3)2 → 2PbO + 4NO2 + O2
Powstający w tej reakcji tlenek ołowiu(II) jest nierozpuszczalny w wodzie i ma charakter
amfoteryczny. W reakcji tego tlenku ze stężonym roztworem KOH powstaje związek
kompleksowy o liczbie koordynacyjnej równej 3.
Na podstawie: L. Kolditz (red.), Chemia nieorganiczna, Warszawa 1994.
Napisz w formie jonowej skróconej równania reakcji tlenku ołowiu(II) z wodnym
roztworem kwasu siarkowego(VI) i z wodnym roztworem wodorotlenku potasu.
Tetratlenek triołowiu (minia ołowiowa) to związek o wzorze Pb3O4. W tym związku ołów
występuje na dwóch różnych parzystych stopniach utlenienia. W praktyce laboratoryjnej jest
stosowany często w procesach utleniania i redukcji, np. w reakcji z udziałem jonów
manganu(II) zachodzącej według poniższego schematu:
Mn2+ + Pb3O4 + H3O+ → MnO−4 + Pb2+ + H2O
16.1. (1 pkt)
Napisz stopnie utlenienia ołowiu w Pb3O4 oraz podaj liczbę moli elektronów potrzebnych
do zredukowania jednego mola tego związku do metalicznego ołowiu.
Stopnie utlenienia ołowiu w Pb3O4:
Liczba moli elektronów:
16.2. (2 pkt)
Napisz w formie jonowej z uwzględnieniem oddawanych lub pobieranych elektronów
(zapis jonowo-elektronowy) równanie procesu redukcji i równanie procesu utleniania
zachodzących podczas reakcji Pb3O4 z udziałem jonów Mn2+.
Równanie procesu redukcji:
Równanie procesu utlenienia:
16.3. (1 pkt)
Opisz zmiany barwy roztworu, w którym przebiegała opisana wyżej reakcja z udziałem
jonów Mn2+.
Wartości pH wody oraz wodnych roztworów kwasów i wodorotlenków mogą ulegać znacznym
zmianom podczas dodawania do nich mocnych kwasów lub zasad. Istnieją jednak roztwory,
których pH zmienia się nieznacznie po dodaniu mocnego kwasu lub zasady na skutek reakcji
składników roztworu z jonami wodorowymi lub jonami wodorotlenkowymi. Nazywamy je
buforami pH. Buforowe właściwości mają roztwory zawierające sprzężoną parę kwas–zasada
Brønsteda w podobnych stężeniach, np.: słaby kwas i jego sól z mocną zasadą, słabą zasadę
i jej sól z mocnym kwasem, słaby kwas wieloprotonowy i jego wodorosól lub mieszaninę
wodorosoli.
Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2004
Jednym z buforów odpowiedzialnych za utrzymanie równowagi kwasowo-zasadowej krwi jest
bufor fosforanowy, który można otrzymać przez rozpuszczenie dwóch wodorosoli kwasu
ortofosforowego(V) w wodzie.
Napisz w formie jonowej skróconej dwa równania reakcji ilustrujące działanie opisanego buforu fosforanowego. Przyjmij, że substraty reagują w stosunku molowym 1 : 1.
