Hydroliza substancji A w środowisku kwasowym przebiega zgodnie ze schematem:
A H+ / H2O B + C
Wykonano doświadczenie, podczas którego badano szybkość tej reakcji. Przygotowano wodny roztwór substancji A o stężeniu 0,10 mol∙dm–3, który zakwaszono kwasem solnym, i utrzymywano temperaturę roztworu równą 25 °C. Co 30 minut mierzono stężenie substancji A w tym roztworze. Wyniki pomiarów przedstawiono na poniższym wykresie.
Na podstawie: P.W. Atkins, Chemia fizyczna, Warszawa 2007.
Oblicz łączne stężenie molowe substancji B i substancji C w chwili t = 255 min opisanego doświadczenia.
Badano kinetykę reakcji utleniania tlenku azotu(II) zachodzącej zgodnie z równaniem:
2NO (g) + O2 (g) ⇄ 2NO2 (g)
Stwierdzono, że:
jest to reakcja pierwszego rzędu względem tlenu
zależność szybkości reakcji od stężenia opisuje poniższe równanie kinetyczne.
𝑣 = 𝑘 ∙ 𝑐𝒂NO ∙ 𝑐𝒃O2
W temperaturze 298 K zbadano zależność początkowej szybkości reakcji od stężenia tlenku
azotu(II). Pomiary prowadzono przy stałym stężeniu tlenu wynoszącym 0,050 mol · dm−3.
Wykres przedstawia uzyskaną zależność.
Na podstawie: J. Głowiński, J. Hoffmann, M. Wilk, Polish Journal of Chemical Technology, 23 (2021) 31.
8.1 (0–1)
Uzupełnij tabelę. Wpisz brakujące wartości stężenia NO i szybkości reakcji.
Stężenie NO, mol · dm−3
Szybkość reakcji, mol · dm−3 · s−1
0,034
1,10
8.2 (0–1)
Ustal i napisz wartości wykładników 𝒂 i 𝒃 w równaniu kinetycznym.
Obliczenia pomocnicze:
8.3 (0–1)
Oblicz wartość stałej szybkości opisanej reakcji w temperaturze 298 K. Wynik
zapisz z właściwą jednostką.
Potencjały półogniw zależą od stężeń reagentów biorących udział w procesach elektrochemicznych. Jeżeli metal Me jest zanurzony w roztworze zawierającym jony tego metalu o ładunku 𝑛+ i o stężeniu 𝑐Me𝑛+, to potencjał takiego półogniwa można obliczyć za pomocą równania Nernsta. Dla układu Me𝑛+/ Me w temperaturze 298 K to równanie ma postać:
𝐸 = 𝐸° + 0,059𝑛 ∙ log cMe𝑛+
gdzie 𝐸° jest potencjałem standardowym redukcji tego półogniwa.
Na podstawie: M.J. Sienko, R.A. Plane, Chemia. Podstawy i zastosowania, Warszawa 2002.
9.1. (0–4)
Zbudowano ogniwo galwaniczne, którego siła elektromotoryczna (SEM ) w temperaturze 298 K była równa 1,084 V. Ogniwo składało się z półogniw zawierających metale zanurzone w roztworach swoich soli. Każdy roztwór miał objętość 500 cm3.
Anodą było półogniwo złożone z blaszki cynkowej, zanurzonej w roztworze chlorku cynku o stężeniu 1,0 mol ∙ dm–3, a katodą – półogniwo, w którym blaszka z metalu Me była zanurzona w roztworze zawierającym jony Me2+.
Roztwór katodowy otrzymano w wyniku rozpuszczenia w wodzie równomolowej mieszaniny dwóch uwodnionych soli o łącznej masie 22,05 g. Jedną z nich był siarczan(VI) o wzorze MeSO4 ∙ 5H2O, a drugą – chlorek, którego wzór zapisano jako MeCl2 ∙ xH2O, gdyż nie była znana liczba moli wody w jednym molu hydratu.
Zgodnie z równaniem Nernsta potencjał takiego półogniwa jest liniową funkcją logarytmu stężenia jonów w roztworze i dla opisanego układu Me2+/ Me ta zależność ma przebieg pokazany na poniższym wykresie.
Wykonaj obliczenia i napisz wzór hydratu chlorku metalu użytego do sporządzenia roztworu katodowego w opisanym ogniwie. Do obliczenia stężenia kationów metalu Me2+ zastosuj wzór Nernsta. Użyj wartości mas molowych z dokładnością do drugiego miejsca po przecinku.
Wzór hydratu:
9.2. (0–1)
Ogniwo stężeniowe to ogniwo galwaniczne zbudowane z dwóch takich samych półogniw, tyle że różniących się stężeniem składnika biorącego udział w reakcjach elektrochemicznych.
Zbudowano ogniwo stężeniowe, w którym półogniwami były blaszki ze srebra o jednakowych masach, zanurzone w roztworach wodnych azotanu(V) srebra(I) o temperaturze 298 K. Stężenie molowe roztworu znajdującego się w zlewce 1. było dziesięciokrotnie mniejsze niż roztworu w zlewce 2.
Oceń prawdziwość zdań. Wybierz P, jeśli zdanie jest prawdziwe, albo F – jeśli jest fałszywe.
1.
W opisanym ogniwie anodą było półogniwo zbudowane z blaszki srebrnej, zanurzonej w roztworze AgNO3 znajdującym się w zlewce 1.
P
F
2.
Po zakończeniu pracy ogniwa masa blaszki wyjętej ze zlewki 2. była większa od masy blaszki ze zlewki 1.
Nadtlenek sodu – Na2O2 – powstaje w wyniku spalania metalicznego sodu. Zawiera aniony
nadtlenkowe O2–2
i wykazuje silne działanie utleniające. Pod wpływem tlenku węgla(IV) ulega
dysproporcjonowaniu na tlen i anion tlenkowy, który z CO2 tworzy anion węglanowy. Taki
proces wykorzystuje się do oczyszczania powietrza w okrętach podwodnych i w aparatach do
oddychania.
Potas, rubid i cez w wyniku spalania w tlenie tworzą ponadtlenki o wzorze ogólnym MeO2.
Te związki zawierają jon ponadtlenkowy O–2 , uboższy o jeden elektron w porównaniu z jonem
nadtlenkowym O–2.
Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2018.
9.1. (0–2)
Napisz w formie cząsteczkowej równania reakcji:
spalania metalicznego sodu w tlenie – reakcja 1.
nadtlenku sodu z tlenkiem węgla(IV) – reakcja 2.
Reakcja 1.
Reakcja 2.
9.2. (0–2)
Ponadtlenki są bardzo silnymi utleniaczami. Reagują energicznie z wodą, w wyniku czego
tworzą przejściowy anion wodoronadtlenkowy HO–2:
2O–2 + H2O → O2 + HO–2 + OH–
Ten anion rozkłada się powoli, z wydzieleniem tlenu:
2HO–2 → 2OH– + O2
Na podstawie: F.A. Cotton, G. Wilkinson, P.L. Gaus, Chemia nieorganiczna, Warszawa 2013.
Do 200 cm3 wody wprowadzono 355 g ponadtlenku potasu. Oblicz sumaryczną
objętość tlenu (w przeliczeniu na warunki normalne) powstałego w chwili, w której
wydajność pierwszej reakcji wynosiła 100 %, a wydajność drugiej reakcji – 80 %.
W pewnym hydracie siarczanu(VI) kobaltu(II) masa tlenu stanowi 62,6 % masy tego
związku. Rozpuszczalność tego hydratu w temperaturze 70 °C wynosi 67,0 g w 100 g H2O.
Na podstawie: Merck KGaA, Tabela rozpuszczalności […], 2025 (sigmaaldrich.com).
Na podstawie obliczeń ustal, ile moli wody zawiera jeden mol opisanego hydratu,
i napisz wzór tej soli. Rozstrzygnij, czy można całkowicie rozpuścić 1 mol tego
hydratu w 400 g wody w temperaturze 70 °C. Uzasadnij odpowiedź. Przyjmij, że masa
molowa siarczanu(VI) kobaltu(II) jest równa M = 155 g ∙ mol–1.
W celu oznaczenia stężenia określonych jonów w roztworze należy strącić je całkowicie w postaci trudno rozpuszczalnego osadu, który po odsączeniu suszy się i praży do uzyskania stałej masy. Tę metodę stosuje się m.in. w oznaczaniu zawartości jonów żelaza(III) w badanej próbce.
W wyniku reakcji strącania jonów Fe3+ za pomocą nadmiaru jonów wodorotlenkowych z roztworu wydziela się uwodniony tlenek żelaza(III):
2Fe3+ + 6OH– → Fe2O3 ∙ 3H2O↓
Wyodrębniony ilościowo osad praży się w temperaturze ok. 1000 °C do uzyskania bezwodnego Fe2O3.
Na podstawie: J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna, Warszawa 2022.
11.1. (0–2)
Aby oznaczyć stężenie jonów żelaza(III), z próbki roztworu o objętości 100 cm3 całkowicie strącono uwodniony tlenek żelaza(III). Osad wyodrębniono ilościowo, przeniesiono do tygla i prażono do uzyskania stałej masy tlenku żelaza(III), równej 0,040 g.
Oblicz stężenie molowe jonów żelaza(III) w badanym roztworze.
11.2. (0–1)
Dokończ zdanie. Wybierz właściwą odpowiedź spośród podanych.
Aby ilościowo wyodrębnić uwodniony tlenek żelaza(III) z badanego roztworu, należy wykonać
W tabeli podano wartości (zaokrąglone do liczb całkowitych) rozpuszczalności bezwodnego
siarczanu(VI) miedzi(II) w wodzie w zakresie temperatury 0 ℃–100 ℃.
Temperatura, ℃
0
20
40
60
80
100
Rozpuszczalność, g w 100 g wody
14
20
29
41
57
77
Na podstawie: J. Sawicka i in., Tablice chemiczne, Gdańsk 2016.
11.1. (0–1)
Narysuj krzywą rozpuszczalności bezwodnego siarczanu(VI) miedzi(II) w wodzie
w zakresie temperatury od 0 °C do 100 °C. Odczytaj – w zaokrągleniu do jedności –
wartość rozpuszczalności tej soli w temperaturze 72 °C.
Rozpuszczalność soli w temperaturze 72 ℃ : g w 100 g wody.
11.2. (0–2)
Do 150 g wody o temperaturze 20 ℃ dodano 70 g bezwodnego siarczanu(VI) miedzi(II).
a)
Rozstrzygnij, jaki roztwór otrzymano – nasycony w równowadze z osadem czy
nienasycony.
Jon CO2−3 reaguje z cząsteczką wody zgodnie z równaniem:
CO2−3 + H2O ⇄ HCO−3 + OH−
Równowagę tej reakcji opisuje stała dysocjacji zasadowej 𝐾b wyrażona równaniem:
𝐾b = [HCO−3] ⋅ [OH−][CO2−3]
Iloczyn stałej dysocjacji kwasowej jonu HCO−3 i stałej dysocjacji zasadowej sprzężonej z nim zasady CO2−3 jest równy iloczynowi jonowemu wody:
𝐾a ⋅ 𝐾b = 𝐾w
W temperaturze 25 °C iloczyn jonowy wody wynosi 𝐾w = 1,00 ⋅ 10−14.
Na podstawie: J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna, Warszawa 2022; Z. Galus (red.), Ćwiczenia rachunkowe z chemii analitycznej, Warszawa 2013.
Oblicz pH – w temperaturze 25 °C – roztworu K2CO3 o stężeniu molowym równym 0,10 mol · dm‒3. W obliczeniach pomiń drugi etap dysocjacji zasadowej.
Kwas tiosiarkowy (kwas trioksotiosiarkowy) to związek o wzorze H2S2O3. Wartości jego
stałych dysocjacji wynoszą – odpowiednio – p𝐾a1 = 0,6 i p𝐾a2 = 1,74 .
Jon S2O2–3 ma strukturę analogiczną do jonu SO2–4. Poniżej przedstawiono jeden z możliwych
wzorów elektronowych opisujących strukturę tego anionu.
Kwas tiosiarkowy jest substancją nietrwałą, w przeciwieństwie do jego soli – tiosiarczanów.
Tiosiarczan sodu można otrzymać w wyniku ogrzewania wodnego roztworu Na2SO3
z zawiesiną koloidalnej siarki. Zachodzi wówczas reakcja opisana równaniem:
Na2SO3 (aq) + S (s) → Na2S2O3 (aq)
W reakcji syntezy tiosiarczanu sodu z 1,26 g bezwodnego siarczanu(IV) sodu i nadmiaru
siarki powstało 2,48 g uwodnionego tiosiarczanu sodu.
Oblicz masę wody hydratacyjnej zawartej w wydzielonym tiosiarczanie sodu. Wynik
napisz w zaokrągleniu do 0,001 g. Następnie wyznacz i napisz wzór wydzielonego
hydratu. Przyjmij, że wydajność reakcji otrzymywania tiosiarczanu sodu wynosi 100 %.
Reakcja Hecka jest stosowana do łączenia cząsteczek dwóch różnych związków
organicznych z utworzeniem nowego wiązania węgiel – węgiel. Jednym z substratów tej
reakcji jest halogenopochodna węglowodoru aromatycznego (halogenek arylu), a drugim –
związek nienasycony z podwójnym wiązaniem przy skrajnym atomie węgla. W odpowiednich
warunkach reakcja przebiega zgodnie z równaniem:
W jednym z etapów produkcji leku przeciwzapalnego – naproksenu – stosuje się reakcję
Hecka. W jej wyniku powstaje związek Q, którego wzór przedstawiono poniżej.
Na podstawie: B. Cornils, W.A. Herrmann, Applied Homogeneous Catalysis with Organometallic Compounds,
Weinheim 2002.
Do reakcji Hecka użyto 0,1570 g bromobenzenu i 0,1081 g kwasu propenowego. W wyniku przemiany opisanej poniższym równaniem otrzymano 0,1245 g kwasu cynamonowego.
C6H5Br bromobenzen
+
C3H4O2 kwas propenowy
→
C9H8O2 kwas cynamonowy
+
HBr
Oblicz wydajność opisanej przemiany. Wynik podaj w procentach. Napisz nazwę lub wzór substancji użytej w nadmiarze.
