Spis treci - Księgarnia WSiP.plsklep.wsip.pl/uploads/litb/2250_litb.pdf · 2015-08-06 ·...
Transcript of Spis treci - Księgarnia WSiP.plsklep.wsip.pl/uploads/litb/2250_litb.pdf · 2015-08-06 ·...
Spis treści 3
I. Atomy, cząsteczki i stechiometria chemiczna
1. Mol ................................................................ 6
2. Masa molowa i objętość molowa ....................... 8
3. Masa atomowa i skład izotopowy pierwiastka .....10
4. Wzór empiryczny i wzór rzeczywisty
związku chemicznego ......................................12
5. Interpretacja jakościowa i ilościowa
równania reakcji ............................................14
6. Obliczenia na podstawie stechiometrii wzorów
i równań chemicznych .....................................16
Sprawdzian po dziale I .......................................18
II. Struktura atomu – jądro i elektrony
7. Atom .............................................................19
8. Jądro atomowe ...............................................21
9. Wielkości opisujące stan elektronu
w atomie .......................................................22
10. Powłoki i podpowłoki elektronowe
w atomie .......................................................24
11. Rozmieszczanie elektronów w atomie ................26
12. Konfiguracja elektronowa atomów ....................29
13. Konfiguracja elektronowa jonów .......................32
14. Elektrony walencyjne ..................................... 34
15. Budowa atomu a układ okresowy
pierwiastków chemicznych ...............................36
Sprawdzian po dziale II ........................................39
III. Wiązania chemiczne
16. Kationy i aniony ..............................................40
17. Wzory chemiczne cząsteczek ............................44
18. Elektroujemność .............................................47
19. Wiązanie jonowe ............................................49
20. Wiązanie kowalencyjne ....................................51
21. Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane ..............54
22. Wiązanie koordynacyjne ..................................56
23. Wiązanie wodorowe ........................................57
24. Wiązanie metaliczne .......................................59
25. Orbitale molekularne ......................................60
26. Hybrydyzacja orbitali ......................................62
27. Hybrydyzacja atomów węgla ............................68
Sprawdzian po dziale III .......................................71
IV. Kinetyka i statyka chemiczna
28. Szybkość reakcji ..............................................73
29. Zależność szybkości reakcji od stężenia
reagentów .....................................................77
30. Reguła van’t Hoffa. Wpływ rodzaju substratów
i katalizatora na szybkość reakcji .......................78
31. Efekty energetyczne przemian chemicznych .......81
32. Entalpia reakcji ...............................................83
33. Stan równowagi dynamicznej ...........................85
34. Reguła przekory ..............................................86
35. Teorie kwasów i zasad .....................................87
36. Stała dysocjacji...............................................89
37. Skala pH ........................................................91
Sprawdzian po dziale IV ........................................92
V. Roztwory i reakcje zachodzące w roztworach
wodnych
38. Mieszaniny ....................................................94
39. Rozdzielanie mieszanin ....................................98
40. Stężenie roztworu ......................................... 100
41. Zmiana stężenia roztworu .............................. 103
42. Sporządzanie roztworów ................................ 105
43. Stopień dysocjacji ......................................... 107
44. Odczyn roztworu........................................... 108
45. Wskaźniki kwasowo-zasadowe ........................ 109
46. Reakcje zobojętniania i strąceniowe ................ 110
47. Hydroliza soli ............................................... 111
48. Otrzymywanie kwasów,
wodorotlenków i soli ..................................... 112
Sprawdzian po dziale V ....................................... 114
VI. Reakcje utleniania i redukcji
49. Stopień utlenienia pierwiastka ....................... 115
50. Przewidywanie stopnia utlenienia
pierwiastków ................................................ 117
51. Utlenianie i redukcja. Utleniacze i reduktory ..... 119
52. Reakcje utleniania–redukcji ............................ 120
53. Bilansowanie równań reakcji
utleniania–redukcji ....................................... 122
Sprawdzian po dziale VI ..................................... 125
VII. Metale
54. Metale – właściwości fizyczne ....................... 126
55. Metale – właściwości chemiczne .................... 128
56. Szereg napięciowy metali .............................. 130
57. Metale grup 1. i 2. ........................................ 133
58. Glin i jego związki chemiczne ......................... 135
59. Cynk, miedź i ich związki chemiczne ................ 138
60. Chrom, mangan i ich związki chemiczne .......... 141
Sprawdzian po dziale VII .................................... 145
Spis treści
SPIS TREŚCI4
VIII. Niemetale
61. Niemetale – właściwości fizyczne .................... 146
62. Niemetale – właściwości chemiczne ................ 147
63. Wodór ......................................................... 148
64. Wodorki ...................................................... 149
65. Azot i jego tlenki ........................................... 151
66. Amoniak ...................................................... 152
67. Kwas azotowy(V) ........................................... 153
68. Tlen ............................................................ 155
69. Otrzymywanie tlenków .................................. 156
70. Charakter chemiczny tlenków ......................... 157
71. Siarka i jej tlenki ........................................... 158
72. Związki chemiczne siarki ................................ 160
73. Fluorowce .................................................... 161
74. Chlor i jego związki chemiczne ........................ 163
75. Klasyfikacja kwasów ...................................... 165
76. Właściwości kwasów ..................................... 166
Sprawdzian po dziale VIII ................................... 167
IX. Węglowodory
77. Teoria strukturalna budowy
związków organicznych.................................. 168
78. Nazewnictwo węglowodorów
i fluorowcopochodnych węglowodorów ........... 171
79. Rzędowość atomów węgla
w cząsteczce węglowodoru ............................ 173
80. Izomeria węglowodorów
i fluorowcopochodnych węglowodorów ........... 174
81. Alkany ......................................................... 178
82. Reakcje alkanów ........................................... 180
83. Alkeny ......................................................... 182
84. Reakcje alkenów ........................................... 184
85. Alkiny .......................................................... 186
86. Reakcje alkinów ............................................ 188
87. Areny .......................................................... 190
88. Benzen ........................................................ 191
89. Reakcje arenów ............................................ 193
90. Typy reakcji organicznych ............................... 195
91. Polimeryzacja ............................................... 198
92. Reakcje barwne węglowodorów ...................... 199
Sprawdzian po dziale IX ..................................... 201
X. Hydroksylowe pochodne węglowodorów
93. Budowa alkoholi i fenoli ................................ 202
94. Wzory strukturalne i półstrukturalne
alkoholi i fenoli ............................................. 204
95. Właściwości alkoholi ..................................... 206
96. Utlenianie alkoholi ....................................... 209
97. Właściwości fenoli ....................................... 211
98. Odróżnianie fenoli od alkoholi ........................ 213
99. Różnice we właściwościach
alkoholi i fenoli ............................................. 215
Sprawdzian po dziale X ...................................... 216
XI. Związki karbonylowe − aldehydy i ketony
100. Budowa aldehydów i ketonów ........................ 217
101. Wzory strukturalne i półstrukturalne
aldehydów i ketonów .................................... 219
102. Otrzymywanie aldehydów i ketonów ............... 221
103. Odróżnianie aldehydów od ketonów ................ 223
104. Właściwości i zastosowanie
aldehydów i ketonów .................................... 225
Sprawdzian po dziale XI ....................................... 227
XII. Kwasy karboksylowe
105. Kwasy karboksylowe ...................................... 228
106. Otrzymywanie kwasów karboksylowych ........... 230
107. Dysocjacja elektrolityczna
kwasów karboksylowych ................................ 232
108. Właściwości kwasów karboksylowych .............. 234
109. Podobieństwo właściwości kwasów
karboksylowych i kwasów nieorganicznych ....... 237
110. Kwasy tłuszczowe .......................................... 240
111. Odczyn roztworów soli kwasów
karboksylowych............................................. 243
112. Hydroksykwasy ............................................. 244
Sprawdzian po dziale XII ...................................... 247
XIII. Estry i tłuszcze
113. Estry ........................................................... 248
114. Otrzymywanie estrów ................................... 249
115. Nazewnictwo estrów .................................... 252
116. Hydroliza estrów .......................................... 253
117. Tłuszcze ...................................................... 254
118. Odróżnianie tłuszczów nasyconych
od nienasyconych ........................................ 256
119. Utwardzanie tłuszczów ciekłych ..................... 257
120. Hydroliza tłuszczów ...................................... 258
121. Ciągi przemian ............................................. 259
Sprawdzian po dziale XIII ..................................... 261
XIV. Związki organiczne zawierające azot
122. Budowa amin ............................................... 262
123. Właściwości amin ......................................... 264
124. Otrzymywanie amin ...................................... 265
125. Reakcje amin ............................................... 266
126. Amidy ......................................................... 267
127. Mocznik ...................................................... 269
Więcej na WWW.ZDASZ.TO
��Arkusze maturalne z kluczem odpowiedzi
��Zadania do wszystkich tematów i działów
��Zadania z gwiazdką
��Test na wejście
��Wiedza
a także:��Podpowiedzi do zadań
��Rozwiązania wszystkich zadań
��Aktualne postępy w nauce
��Słownik pojęć
Spis treści 5
128. Aminokwasy ................................................. 271
129. Właściwości aminokwasów ............................ 272
130. Kondensacja aminokwasów ........................... 274
131. Peptydy ...................................................... 275
Sprawdzian po dziale XIV ..................................... 277
XV. Białka
132. Budowa białek .............................................. 278
133. Struktura przestrzenna białek ......................... 279
134. Właściwości białek ....................................... 281
135. Wykrywanie białek ........................................ 283
Sprawdzian po dziale XV ...................................... 284
XVI. Cukry
136. Klasyfikacja cukrów ....................................... 285
137. Pochodzenie cukrów prostych ......................... 286
138. Wzory łańcuchowe i taflowe cukrów prostych..... 288
139. Właściwości redukujące cukrów ...................... 290
140. Właściwości glukozy i fruktozy ........................ 291
141. Budowa i występowanie dwucukrów ............... 293
142. Właściwości redukujące dwucukrów ................ 294
143. Właściwości dwucukrów ................................ 296
144. Budowa i występowanie wielocukrów .............. 298
145. Wykrywanie skrobi ........................................ 300
146. Właściwości wielocukrów ............................... 301
147. Syntezy chemiczne z udziałem cukrów ............. 303
Sprawdzian po dziale XVI ..................................... 305
Zadania z rozwiązaniem krok po kroku .................. 306
Arkusz maturalny – przykładowy zestaw zadań ....... 314
Indeks ................................................................ 333
Odpowiedzi do zadań ........................................... 336
Układ okresowy pierwiastków chemicznych ........... 344
Oznaczenie stopnia trudności zadań: • – łatwe •• – średnio trudne ••• – trudne
VII. Metale
54. Metale – właściwości fizyczne
Układ okresowy pierwiastków chemicznych z podziałem na metale i niemetale
���� Informacje wstępneZdecyd owana większość pierwiastków chemicznych to metale.
��� Budowa wewnętrzna metaliMetale mają budowę krystaliczną. Kryształy metali są zbudowane z uporządkowanych przestrzennie jonów dodatnich (kationów) i swobodnie poruszających się między nimi elektronów. Zdelokalizowane elektrony tworzą tzw. gaz elektronowy (morze elektronowe, chmurę elektronową) usytuowany w polu elektrycznym wytwarzanym przez kationy. Wzajemne przyciąganie kationów i gazu elektronowego jest nazywane wiązaniem metalicznym.Stopy metali także tworzą kryształy metaliczne.
��� Metale lekkie i ciężkieMetale mają zróżnicowaną gęstość. Przyjęto, że metale o gęstości około 5 g · cm–3 to metale lekkie, a pozo-stałe to metale ciężkie.Metalami lekkimi są metale należące do bloku s, glin znajdujący się w trzecim okresie i 13. grupie oraz trzy pierwiastki bloku d: skand, tytan i itr.Stopy metali mają szersze zastosowanie niż czyste metale, ponieważ właściwości fizyczne metalu zależą od jego struktury krystalicznej, która zmienia się po dodaniu domieszek metalicznych lub niemetalicznych (takich jak: węgiel, krzem, fosfor). Dobranie odpowiednich składników i ich proporcji powoduje uzyskanie stopów o pożądanej twardości, wytrzymałości, temperaturze topnienia czy przewodności elektrycznej lub cieplnej. Wytworzone jeszcze w starożytności wyroby z niektórych stopów, przetrwały do obecnych czasów. Najpóźniej, bo dopiero w XX wieku, zaczęto wytwarzać stopy glinu z cynkiem, miedzią, magnezem i manganem, mające zastosowanie w lotnictwie, przemyśle motoryzacyjnym i okrętowym.
54. Metale – właściwości fizyczne 127
��� Struktura przestrzenna metaliKationy metali są rozmieszczone w regularnych sieciach krystalicznych, o różnych strukturach przestrzennych:
��� heksagonalnej – dowolny element sieci jest otoczony dwunastoma takimi samymi elementami; ��� regularnej – cztery elementy znajdujące się w narożach kwadratu tworzą naprzeciwległe sześciany oddziału-jące na kation ulokowany w centrum bryły; natomiast dowolny element sieci jest otoczony ośmioma takimi samymi elementami;��� heksagonalno-regularnej – dwie warstwy są ułożone jak w układzie heksagonalnym, a trzecia – jak w regu-larnym, każdy element jest otoczony czternastoma takimi samymi elementami.
Struktury przestrzenne metali: a – heksagonalna – takie kryształą tworzą magnez, kobalt i cynk, b – regularna – takie kryształy tworzą np. żelazo i chrom, c – heksagonalno-regularna – takie kryształy tworzy np. miedź
Sód jest dość miękkim metalem
Kadm ma metaliczny połysk i jest kowalny
Rtęć w temp. 20°C ma ciekły stan skupienia
Żelazo ma właściwości magnetyczne
a
b
c
���� Właściwości fizyczne metaliStruktura wiązania metalicznego decyduje o specyficznych właściwościach metali takich, jak:
���metaliczny połysk – światło padające na czystą powierzchnię metalu wywołuje drgania elektronów, wówczas światło zostaje odbite i daje efekt połysku. Gdy metal jest sproszkowany, połysk może być niewidoczny;��� dobre przewodnictwo elektryczne – elektrony w metalach mogą się łatwo przemieszczać w polu elektrycznym. Za właściwości elektryczne metali z reguły odpowiadają elektrony orbitali s i p, a u metali bloku d również elektrony orbitali d;��� dobre przewodnictwo cieplne – krystaliczna sieć przestrzenna metali sprzyja przekazywaniu energii cieplnej, ponieważ ciepło jest przekazywane zarówno przez drgające jony metalu, jak i przez swobodne elektrony;��� twardość;���na ogół stosunkowo wysoka temperatura topnienia i wrzenia;���duża gęstość;��� odporność na odkształcenia;���plastyczność – zdolność do zmian kształtu bez zmiany objętości;��� ciągliwość i kowalność w podwyższonej temperaturze – luzy przestrzenne i rodzaj sieci krystalicznej sprzyjają obróbce mechanicznej metali;���właściwości magnetyczne – są ściśle związane z obsadzeniem podpowłok elektronowych d;��� barwa – większość metali ma srebrzystą barwę. Jedynie złoto i miedź mają charakterystyczne barwy.
VII. METALE128
55. Metale – właściwości chemiczne
Mg
O2
woda z fenoloftaleiną
Na
Mg
HCl
���� Reakcje wybranych metali z tlenemMetale charakteryzują się zdolnością do oddawania elektronów i tworzenia jonów dodatnich. Wszystkie metale w wyniku reakcji z tlenem tworzą tlenki. Większość z nich powstaje w wyniku bezpośredniej syntezy metalu z tlenem, często są to reakcje spalania. Na przykład:
4 Na + O2 2 Na2O 2 Mg + O2 2 MgO (fot. obok)
2 Ca + O2 2 CaO2 Zn + O2 2 ZnO
��� Niektóre litowce i berylowce w reakcji z tlenemGdy spala się niektóre litowce i berylowce w tlenie, powstają nadtlenki (Na2O2, K2O2, BaO2), np.
2 Na + O2 Na2O2
���Utlenianie to podwyższanie stopnia utlenienia, np. w reakcjach łączenia się pierwiastków z tlenem. ��� Spalanie to reakcja chemiczna polegająca na gwałtownym łączeniu się substancji z tlenem (ale także z flu-orem, chlorem itd.). Reakcji spalania towarzyszą powstawanie płomienia, efekt cieplny, a nawet dźwiękowy.
��� Metale bloku d w reakcji z tlenemMetale bloku d tworzą tlenki o różnym składzie, np.: żelazo tworzy tlenek żelaza(II) (FeO), tlenek żelaza(III) (Fe2O3) oraz złożony tlenek Fe3O4 (FeO · Fe2O3) – główny składnik rudy żelaza – magnetytu. Ten właśnie tlenek powstaje w reakcji spalania żelaza w tlenie, co wyraża równanie:
3 Fe + 2 O2 Fe3O4
���� Reakcje wybranych metali z wodąPrzebieg reakcji metali z wodą zależy od aktywności chemicznej metali.
��� Litowce w reakcji z wodąLitowce gwałtownie reagują z wodą:
2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2 (fot. obok)2 K + 2 H2O 2 KOH + H2
��� Berylowce w reakcji z wodąBerylowce reagują z wodą, ale mniej energicznie niż litowce:
Mg + 2 H2O 2 Mg(OH)2 + H2
Ca + 2 H2O 2 Ca(OH)2 + H2
���� Reakcje wybranych metali z kwasami nieutleniającymi Produktami reakcji metali z kwasami nieutleniającymi są sole i gazowy wodór.
��� Reakcje metali z kwasem solnym��� 2 Na + 2 HCl 2 NaCl + H2
2 Na + 2 H+ + 2 Cl– 2 Na+ + 2 Cl– + H2
2 Na + 2 H+ 2 Na+ + H2
���Mg + 2 HCl MgCl2 + H2 (fot. obok)Mg + 2 H+ + 2 Cl– Ca2+ + 2 Cl– + H2
Mg + 2 H+ Mg2+ + H2
55. Metale – właściwości chemiczne 129
���� Reakcje wybranych metali z rozcieńczonymi i stężonymi roztworami kwasów utleniających (kwasu azotowego(V), kwasu siarkowego(VI))
W reakcjach kwasów utleniających z większością metali nie wydziela się wodór, ponieważ kwasy te redukują się do odpowiednich tlenków. Pozostałymi produktami reakcji są sole i woda. Stężenie kwasów utleniających ma wpływ na to, które tlenki powstaną w wyniku ich reakcji z metalami.
��� Reakcje metali z kwasem azotowym(V)Mg + 2 HNO3(rozc.) Mg(NO3)2 + H2
4 Mg + 10 HNO3(stęż.) 4 Mg(NO3)2 + N2O + 5 H2O
��� Reakcje metali z kwasem siarkowym(VI)Fe + H2SO4(rozc.) FeSO4 + H2
Fe + HNO3(stęż.) reakcja nie zachodzi
��� Żelazo w reakcjach z kwasami utleniającymiReakcje żelaza ze stężonymi kwasami utleniającymi zachodzą początkowo gwałtownie, po czym ulegają zaha-mowaniu wskutek pasywacji żelaza, czyli pokrywania się jego powierzchni szczelną warstwą tlenku żelaza(III).
��� Srebro w reakcjach z kwasami utleniającymiSrebro jest metalem szlachetnym, ma dodatni potencjał standardowy, dlatego nie reaguje z rozcieńczonym kwasem solnym:
Ag + HCl(rozc.) reakcja nie zachodziReaguje natomiast z rozcieńczonym kwasem azotowym(V):
3 Ag + 4 HNO3(rozc.) 3 AgNO3 + NO + 2 H2Oa także ze stężonymi kwasami HNO3 i H2SO4:
Ag + 2 HNO3(stęż.) AgNO3 + NO2 + H2O2 Ag + 2 H2SO4(stęż.) Ag2SO4 + SO2 + 2 H2O
��� Reakcje metali z kwasem fosforowym(V)��� 6 K + 2 H3PO4 2 K3PO4 + 3 H2
6 K + 6 H+ + 2 PO43– 6 K+ + 2 PO4
3– + 3 H2
6 K + 6 H+ 6 K+ + 3 H2
��� 3 Mg + 2 H3PO4 Mg3(PO4)2 + 3 H2 (fot. obok)3 Mg + 6 H+ + 2 PO4
3– 3 Mg2+ + 2 PO43– + 3 H2
3 Mg + 6 H+ 3 Mg2+ + 3 H2
��� Reakcje metali z kwasem etanowym��� Fe + 2 CH3COOH Fe(CH3COO)2 + H2
Fe + 2 H+ + 2 CH3COO– Fe2+ + 2 CH3COO– + H2
Fe + 2 H+ Fe2+ + H2
Reakcja magnezu z kwasem octo-wym (1) ma bardziej burzliwy prze-bieg niż reakcja magnezu z kwasem fosforowym (2)
1 2
Przebieg reakcji żelaza (główny składnik gwoździ) z kwasem solnym (1) i z rozcieńczonym kwasem siarko-wym(VI) (2) jest podobny
1 2
Do probówki z siatką ze srebra (1) dodano stężony roztwór kwasu azotowego(V) (2). W probówce nr 2 jest widoczny czerwonobrunatny gaz – to NO2
1 2
1 2
VII. METALE130
56. Szereg napięciowy metali
Doświadczenie 1.
Porównanie aktywności chemicznej cynku i miedzi
Blaszkę cynkową i drut miedziany dokładnie oczyszcza-my z nalotów, szlifując je papierem ściernym. Sporzą-dzamy ok. 10-proc. roztwory siarczanu(VI) miedzi(II) oraz siarczanu(VI) cynku. Napełniamy dwie probówki kolejno roztworami soli, następnie blaszkę cynkową wkładamy do roztworu siarczanu(VI) miedzi(II) (pro-bówka nr 1), a blaszkę miedzianą do roztworu siarcza-nu(VI) cynku (probówka nr 3).
Obserwacje: po kilku minutach niebieskie zabarwie-nie roztworu siarczanu(VI) miedzi(II) staje się mniej intensywne, a blaszka cynkowa pokryła się czerwono-brunatnym nalotem (probówka nr 2). W probówce nr 4 natomiast nie obserwujemy zmian – powierzchnia dru-tu miedzianego się nie zmienia.Wnioski: na blaszce cynkowej osadziła się metaliczna miedź. Przebiegający proces można zapisać równa-niem reakcji:
Zn + Cu2+ Zn2+ + CuW probówce nr 1 atomy cynku utleniają się do dwuwartościowych kationów i przechodzą do roztworu, jony miedzi(II) zaś redukują się do metalu, który osadza się na powierzchni cynku. Jony cynku nie reagują z meta-liczną miedzią. Potwierdza to hipotezę: cynk znajdujący się na lewo od miedzi w szeregu aktywności metali, jest metalem aktywniejszym od miedzi. W reakcji redoks jony miedzi(II) są utleniaczami, a atomy cynku – redukto-rami. Natomiast w probówce nr 3 reakcja nie zachodzi, ponieważ atomy miedzi są zbyt słabymi reduktorami, aby zredukować kationy cynku do wolnego metalu. Tym samym jest niemożliwe odwrócenie kierunku reakcji (w lewo), ponieważ jony cynku są zbyt słabymi utleniaczami, aby utlenić metaliczną miedź.
2 3 41
���� Szereg aktywności chemicznej metali��� Szereg aktywności chemicznej metali to metale uszeregowane według malejącej aktywności chemicznej wyznaczonej doświadczalnie.
W szeregu aktywności znajduje się również wodór. Metale umieszczone w szeregu przed wodorem w reakcjach z kwasami wypierają z nich wodór.Metale takie jak: miedź, srebro, platyna i złoto nie reagują z kwasami, stąd ich nazwa metale szlachetne.
W szeregu aktywności metale te są umieszczone po prawej stronie wodoru.
��� Zastosowanie szeregu aktywności chemicznej metaliSzereg aktywności chemicznej metali ma znaczenie praktyczne. Pozwala przewidzieć kierunek przebiegu niektórych reakcji chemicznych zachodzących z udziałem metali.
Metal bardziej aktywny wyprze metal mniej aktywny z roztworu jego soli.
Położenie miedzi i cynku w szeregu aktywności i w szeregu napięciowym metali sugeruje, że cynk jest metalem aktywniejszym od miedzi. Hipotezę tę można zweryfikować doświadczalnie.
56. Szereg napięciowy metali 131
Schemat półogniwa
Potencjał półogniwa, V
Forma
zredukowana utleniona
Li | Li+ –3,04 Li
rosn
ą w
łaśc
iwoś
ci re
duku
jące
Li+
rosn
ą w
łaśc
iwoś
ci u
tleni
ając
e
K | K+ –2,93 K K+
Ca | Ca2+ –2,86 Ca Ca2+
Na | Na+ –2,72 Na Na+
Mg | Mg2+ –2,36 Mg Mg2+
Al | Al3+ –1,70 Al Al3+
Mn | Mn2+ –1,18 Mn Mn2+
Zn | Zn2+ –0,76 Zn Zn2+
Cr | Cr3+ –0,74 Cr Cr3+
Fe | Fe2+ –0,44 Fe Fe2+
Cd | Cd2+ –0,4 Cd Cd2+
Co | Co2+ –0,26 Co Co2+
Ni | Ni2+ –0,26 Ni Ni2+
Sn | Sn2+ –0,14 Sn Sn2+
Pb | Pb2+ –0,13 Pb Pb2+
H2 | H+ 0 z definicji H2 H+
Cu | Cu2+ + 0,34 Cu Cu2+
Ag | Ag+ + 0,80 Ag Ag+
Hg | Hg2+ + 0,85 Hg Hg2+
Au | Au3+ + 1,52 Au Au3+
���� Szereg napięciowy metali��� Szereg napięciowy metali to zbiór reakcji elektrodowych uporządkowanych według rosnących wartości standardowych potencjałów półogniw, w których te reakcje zachodzą.
Ilościową miarą aktywności metali są wartości ich potencjałów standardowych wyrażone w woltach (V), będące konsekwencją zjawisk zachodzących na granicy faz metal–roztwór. Z chwilą zanurzenia metalu w wodnym roztworze jego soli powstaje układ metal–roztwór, który schematycznie zapisuje się jako M | Mn+, gdzie M oznacza metal, Mn+ – jony metalu w roztworze, a kreska pionowa symbolizuje granicę faz.
Ujemna wartość potencjału standardowego wskazuje, że metal ma większą zdolność do oddawania elektro-nów niż wodór, czyli ma większą tendencję do utleniania się – metal taki jest silniejszym reduktorem. Metal o niższym potencjale standardowym (metal aktywniejszy) wypiera z roztworu jony metali o wyższym potencjale standardowym (jony metali mniej aktywnych).
VII. METALE132
1 2
1 – cynk reaguje z kwasem solnym2 – miedź nie reaguje z kwasem solnym
���� Zadanie
•• Zadanie 1. Na podstawie podanych standardowych potencjałów redukcji ustal, czy jony NO3− oraz jony
H+ mogą utlenić miedź.NO3
− + 4 H+ + 3 e− NO + 2 H2O E1° = 0,96 V2 H+ + 2 e− H2 E2° = 0,00 VCu2+ + 2 e− Cu E3° = 0,34 VUzupełnij zdania, tak aby były prawdziwe. Zaznacz w każdym zdaniu litery przyporządkowane odpowiednim określeniom.
A. mogą utlenić miedź do jonów Cu2+ C. niższyB. nie mogą utlenić miedzi do jonów Cu2+ D. wyższy I. Jony NO3
– w środowisku o odczynie kwasowym A / B, ponieważ standardowy potencjał E1° jest C / D niż standardowy potencjał E3° .
II. Jony H+ A / B, ponieważ standardowy potencjał E2° jest C / D niż standardowy potencjał E3°. .
���� Zastosowanie szeregu napięciowego metaliSzereg napięciowy metali jest pomocny w rozwiązywaniu wielu problemów chemicznych, np. w określaniu przebiegu niektórych reakcji jonowych w roztworach wodnych.
��� Przewidywanie kierunku przebiegu reakcji metali z kwasamiMetale o ujemnym potencjale standardowym wypierają wodór z kwa-sów, a metale o dodatnim potencjale standardowym takiej reakcji nie ulegają.
��� Przykład 1.
Które równania opisują reakcje chemiczne mogące zachodzić w roz-tworze wodnym?A. Zn + 2 H+ Zn2+ + H2 C. 2 Au + 2 H+ 2 Au+ + H2
B. Cu + 2 H+ Cu2+ + H2 D. Fe + 2 H+ Fe2+ + H2
Rozwiązanie i odpowiedź
W roztworze wodnym zajdą reakcje A i D. Cynk i żelazo mają niższy po-tencjał standardowy niż wodór, będą więc powodowały jego redukcję. Natomiast miedź i złoto są metalami szlachetnymi o dodatnim poten-cjale standardowym, nie wypierają więc wodoru z roztworów kwasów.
��� Przewidywanie kierunku przebiegu reakcji metali z roztworami soliMetale o niższym potencjale standardowym wypierają z roztworu jony metali o wyższym potencjale standardowym.
��� Przykład 2.
Które równania opisują reakcje chemiczne mogące zachodzić w roztworze wodnym?A. Zn + 2 Ag+ Zn2+ + 2 Ag C. Fe2+ + Cu Fe + Cu2+
B. Pb + Cu2+ Pb2+ + Cu D. Zn2+ + Pb Zn + Pb2+
Rozwiązanie i odpowiedź
W roztworze wodnym zajdą reakcje A i B. Cynk ma niższy potencjał standardowy niż srebro, a ołów ma niższy potencjał standardowy niż miedź. Miedź ma wyższy potencjał standardowy niż żelazo, więc w reakcji C to żelazo będzie występowało w roztworze w postaci jonów Fe2+. Reakcja opisana równaniem C nie zajdzie zatem w roztworze. Podobnie jest w przypadku reakcji D – ołów ma wyższy potencjał standardowy niż cynk, więc to cynk będzie występował w roztworze w postaci jonów Zn2+.
57. Metale grup 1. i 2. 133
57. Metale grup 1. i 2.
Barwienie płomienia przez związki: 1 – litu, 2 – cezu
1 2
Konfiguracja elektronowa
litowca
Aktywność chemiczna
Charakter zasadowy
tlenków M2O
Moc zasad MOH
3Li: [He]2s1
zwię
ksze
nie
akty
wno
ści
chem
iczn
ej
zwię
ksze
nie
char
akte
ru
zasa
dow
ego
zwię
ksze
nie
moc
y za
sad
11Na: [Ne]3s1
19K: [Ar]4s1
37Rb: [Kr]5s1
55Cs: [Xe]6s1
87Fr: [Rn]7s1
Lit (1), sód (2) i potas (3) przechowuje się w nafcie ze względu na ich dużą aktywność
1 2 3
���� Litowce Do litowców należą: lit, sód, potas, rubid, cez i frans. Są metalami lekkimi, miękkimi (można je kroić no-żem), o małej gęstości i srebrzystobiałej barwie. Lit, sód i potas mają gęstość mniejszą niż gęstość wody. Wraz ze zwiększaniem się liczby atomowej zwiększa się ich gęstość i promień atomowy, maleje zaś twar-dość oraz spadają temperatury wrzenia i topnienia.
��� Barwienie płomienia przez sole litowcówZwiązki chemiczne litowców barwią płomienie na cha-rakterystyczne dla każdego metalu kolory: ��� karmazynowy – lit, ��� żółty – sód,��� fioletowy – potas,��� czerwony – rubid,���niebieski – cez.
��� Właściwości litowcówZ konfiguracji elektronowej atomów litowców oraz ich położenia w układzie okresowym wynika, że:
���mają po 1 elektronie walencyjnym;���wykazują tendencję do oddawania 1 elektronu, a więc łatwo tworzą jednododatnie kationy M+;��� tworzą niemal wyłącznie związki chemiczne o bu-dowie jonowej;���mają małą elektroujemność (najmniejszą w okresie);���mają małą energię jonizacji.
Litowce potwierdzają swoją dużą aktywność chemicz-ną zachowaniem wobec składników powietrza. Próbki tych metali, wydobyte ze szczelnych pojemników (np. wypełnionych naftą), pokrywają się warstwą nalotu, składającego się z tlenków, wodorotlenków i węgla-nów, będących produktami reakcji danego metalu z tlenem, parą wodną oraz tlenkiem węgla(IV).
��� Porównanie właściwości chemicznych litowców
VII. METALE134
Konfiguracja elektronowa
berylowca
Aktywność chemiczna
Charakter zasadowy
tlenków MO
Moczasad
M(OH)2
4Be: [He]2s2
zwię
ksze
nie
akty
wno
ści
chem
iczn
ej
zwię
ksze
nie
char
akte
ru
zasa
dow
ego
zwię
ksze
nie
moc
y za
sad
12Mg: [Ne]3s2
20Ca: [Ar]4s2
38Sr: [Kr]5s2
56Ba: [Xe]6s2
88Ra: [Rn]7s2
Barwienie płomienia przez związki: 1 – strontu, 2 – baru
1 2
Beryl (1) i magnez (2) są srebrzystymi metalami. Wapń (3) i stont (4) są tak aktywne, że trzeba je przechowywać w nafcie
1 2
3 4
���� Berylowce Do berylowców należą: beryl, magnez, wapń, stront, bar i rad. Są metalami lekkimi, kruchymi, srebrzysto-białymi o małej gęstości, twardszymi od litowców. Ich twardość maleje wraz ze zwiększaniem liczby atomowej. Berylowce mają większe wartości tempe-ratury topnienia i wrzenia oraz gęstości niż litowce, ale mniejsze niż metale ciężkie.
��� Barwienie płomienia przez sole berylowcówZwiązki chemiczne berylowców w stanie gazowym barwią płomień na kolor:��� ceglastoczerwony – wapń, ��� karminowy – stront, ��� zielony – bar.
��� Właściwości berylowcówZ konfiguracji elektronowej atomów berylowców oraz ich położenia w układzie okresowym wynika, że:
���mają po 2 elektrony walencyjne;���wykazują tendencję do oddawania 2 elektronów, a więc łatwo tworzą dwudodatnie kationy M2+;��� tworzą niemal wyłącznie związki chemiczne o budowie jonowej (z wyjątkiem berylu);���mają małą elektroujemność (większą od litowców);���mają małą energię jonizacji.
Wysoka reaktywność berylowców, choć mniejsza niż litowców, powoduje, że żaden z tych pierwiastków nie występuje w przyrodzie w stanie wolnym.
��� Porównanie właściwości chemicznych berylowców
58. Glin i jego związki chemiczne 135
���� Właściwości chemiczne glinuGlin jest pierwiastkiem należącym do 13. grupy układu okresowego pierwiastków. Z konfiguracji elektronowej atomu glinu:
13Al: [Ne]3s23p1
wynika, że:���ma 3 elektrony walencyjne;���ma tendencję do oddawania 3 elektronów i tworzenia tym samym trwałego kationu Al3+, wchodzącego w skład związków jonowych glinu;���może uwspólniać 3 elektrony i tworzyć związki chemiczne o budowie kowalencyjnej, w których występuje na III stopniu utlenienia.
��� Pasywacja glinu��� Pasywacja to proces, w którym aktywna chemicznie substancja wytwarza na swojej powierzchni powłokę pasywną, powstającą z produktów reakcji chemicznej tej substancji z otoczeniem. Powłoka ta jest całkowicie odporna na dalsze reakcje ze środowiskiem i jednocześnie na tyle szczelna, że stanowi barierę ochronną dla reszty substancji, którą pokrywa.
Glin na powietrzu ulega pasywacji. Na powierzchni glinu tworzy się cienka warstwa tlenku glinu, która chroni metal przed dalszymi reakcjami z tlenem i wodą.
4 Al + 3 O2 2 Al2O3
��� AluminotermiaGlin redukuje tlenki metali do wolnych pierwiastków, a sam utlenia się do tlenku glinu, zgodnie z równaniem:
4 Al + 3 MnO2 3 Mn + 2 Al2O3 + energiaReakcji towarzyszy wydzielanie się tak dużej ilości ciepła (temperatura osiąga 3000°C), że otrzymywany metal jest w stanie ciekłym. Proces ten, nazywany aluminotermią, jest wykorzystywany w metalurgii do otrzymywania chromu, manganu, wanadu lub stopów tych metali z żelazem.
��� Reakcje glinu z rozcieńczonymi kwasamiGlin reaguje z rozcieńczonym kwasem solnym i z rozcieńczonym kwasem siarkowym(VI) z utworzeniem odpowiednich soli i wydzieleniem wodoru:
2 Al + 6 HCl(rozc.) 2 AlCl3 + 3 H2
2 Al + 3 H2SO4(rozc.) Al2(SO4)3 + 3 H2
Z rozcieńczonym kwasem azotowym(V) reaguje zgodnie z równaniem reakcji:Al + 4 HNO3(rozc.) Al(NO3)3 + NO + 2 H2O
58. Glin i jego związki chemiczne
Glin
���� Właściwości fizyczne glinuGlin to metal o srebrzystobiałej barwie i metalicznym połysku. Jest kowalny i ciągliwy, dobrze przewodzi prąd elektryczny i ciepło. W porównaniu z większo-ścią metali ma małą gęstość (dAl
= 2,7 g · cm–3). Czysty, krystaliczny glin jest kruchy i łamliwy. Trwal-sze i łatwiejsze w obróbce są stopy glinu z miedzią i magnezem, zwane duraluminium. Aluminium to stopy z manganem i magnezem. Są one używane do produkcji np. puszek do napojów. Folie aluminiowe o różnej grubości stosuje się do pakowania żywności oraz jako odbijające promieniowanie podczerwone ekrany cieplne, które zapobiegają utracie ciepła.
VII. METALE136
���� Wodorotlenek glinu
��� Otrzymywanie wodorotlenku glinuWodorotlenek glinu można otrzymać z soli glinu:
Al2(SO4)3 + 6 NaOH 2 Al(OH)3 + 3 Na2SO4
2 Al3+ + 3 SO42– + 6 Na+ + 6 OH– 2 Al(OH)3 + 6 Na+ + 3 SO4
2–
Al3+ + 3 OH– Al(OH)3
Można go też strącać za pomocą amoniaku; Al(OH)3 jest nierozpuszczalny w nadmiarze amoniaku (nie tworzy aminakompleksów):
Al2(SO4)3 + 6 NH3 + 6 H2O 2 Al(OH)3 + 3 (NH4)2SO4
Al2(SO4)3 + 6 NH3 · H2O 2 Al(OH)3 + 3 (NH4)2SO4
��� Właściwości wodorotlenku glinuWodorotlenek glinu wykazuje właściwości amfoteryczne:
Al(OH)3 + 3 HCl AlCl3 + 3 H2O
W reakcji z zasadą sodową tworzy najpierw tetrahydroksoglinian sodu:Al(OH)3 + NaOH Na[Al(OH)4]
a w nadmiarze zasady – heksahydroksoglinian sodu:Al(OH)3 + 3 NaOH Na3[Al(OH)6]
Doświadczenie 1.
Badanie właściwości tlenku glinu
Do dwóch probówek wsypujemy po około 2 g tlenku glinu. Do pierwszej wlewamy 5 cm3 20-proc. kwasu solnego (probówka nr 1), a do drugiej 5 cm3 20-proc. roztworu wodorotlenku sodu (probówka nr 3). Po zmieszaniu zawartości obie probówki ogrze-wamy w płomieniu palnika.
Obserwacje: w obu probówkach (2 i 4) tlenek glinu się roztwarza.Wnioski: tlenek glinu reaguje zarówno z kwasem solnym, jak i z zasadą sodową.
1 2 3 4
Glin reaguje z kwasem solnym (1) i z zasadą sodową (2)
1 2��� Reakcje glinu ze stężonymi kwasamiPod wpływem stężonego kwasu siarkowego(VI) i stężonego kwasu azotowego(V) glin ulega pasywacji, tzn. pokrywa się szczelną warstwą tlenku glinu, chroniącą wewnętrzne warstwy metalu przed ich roztworzeniem.Glin nie reaguje ze stężonymi kwasami.
Al + HNO3(stęż.) reakcja nie zachodzi
��� Reakcje glinu z zasadamiGlin reaguje z roztworami mocnych zasad, np. NaOH, co po-twierdza jego właściwości amfoteryczne:
2 Al + 2 NaOH + 6 H2O 2 Na[Al(OH)4] + 3 H2
���� Tlenek glinuTlenek glinu ma właściwości amfoteryczne, reaguje zarówno z kwasami, jak i z zasadami:
Al2O3 + 6 HCl 2 AlCl3 + 3 H2OAl2O3 + 2 NaOH + 3 H2O 2 Na[Al(OH)4]
58. Glin i jego związki chemiczne 137
Doświadczenie 2.
Otrzymywanie i badanie właściwości wodorotlenku glinu
Do zlewki o pojemności 100 cm3 wlewamy 20–30 cm3 2-proc. roztworu siarczanu(VI) glinu, po czym dodajemy kroplami wodę amoniakalną (25-proc. roztwór amoniaku) do strącenia osadu. Osad odsączamy na lejku przez bibułę i przemywamy wodą destylowaną.Otrzymany osad wodorotlenku glinu dzielimy na dwie części i przenosimy do dwóch probówek (1 i 4). Do pierwszej dodajemy 5-proc. roztwór kwasu solnego (probówka nr 2), a do drugiej 5-proc. roztwór wodorotlenku sodu (probówka nr 5).
Obserwacje: po dodaniu wody amoniakalnej do roztworu soli glinu (siarczanu(VI) glinu) strąca się biały, galareto-waty osad, znikający po dodaniu zarówno kwasu solnego (probówka nr 3), jak i zasady sodowej (probówka nr 6). Wnioski: w reakcji siarczanu(VI) glinu z wodą amoniakalną powstaje wodorotlenek glinu. Wodorotlenek glinu reaguje zarówno z mocnym kwasem solnym, jak i z zasadą sodową.
Nazwa stopu Skład
duraluminium Al, Cu, Mg, Mn, Si
skleron Al, Zn, Cu
magnalium Al, Mg
hydronalium Al, Mg, Mn
alnico Al, Ni, Co Samolot wykonany ze stopów glinu
21 3 54 6
���� Zastosowanie glinu i jego związków chemicznychGlin jest drugim po żelazie najczęściej używanym metalem. Stosuje się go m.in. do wyrobu:
���przewodów elektrycznych,��� luster (do teleskopów),��� cystern do transportu stężonego kwasu azotowego(V),��� farb, materiałów wybuchowych i sztucznych ogni (tu: używa się glinu w postaci pyłu lub proszku).
Wodorotlenek glinu jest wykorzystywany w przemyśle farmaceutycznym do produkcji leków zalecanych przy nadkwaśności soku żołądkowego, ponieważ działa zobojętniająco na nadmiar kwasu solnego w żołądku. Po-wstający w wyniku tej reakcji chlorek glinu działa przeciwzapalnie na błonę śluzową żołądka.Stopy glinu mają małą gęstość i są bardziej wytrzymałe niż czysty glin, dlatego stosuje się je w:���przemyśle lotniczym, ���przemyśle motoryzacyjnym, ��� budownictwie.
Stopy glinu
Sprawdzian po dziale VII 145
• Zadanie 1. Zaznacz wszystkie poprawne odpowiedzi. Który z podanych metali wykazuje większą aktywność chemiczną niż wapń?
���� A. Al
���� B. Ba���� C. K���� D. Mg
���� E. Ra���� F. Rb
���� G. Sr
•• Zadanie 2. Zależność między standardowymi potencjałami dwóch metali oznaczonych umownie X i Y a standardowym potencjałem Ni | Ni2+ jest następująca: X | X2+ > Ni | Ni2+ > Y | Y2+. Która z zaproponowanych przemian (A–C) zachodzi w roztworach elektrolitów? Zaznacz wszystkie możliwe odpowiedzi.
���� A. Ni2+ + X
���� B. Ni2+ + Y
���� C. X2+ + Ni
••• Zadanie 3. Uzupełnij schematy reakcji. Wstaw w luki odpowiednie wzory (lub symbole) reagentów oraz współczynniki stechiometryczne wybrane z podanych.
Mn � Mn2+ � Mn3+ � MnO2 � MnO42− � MnO4
− � 1 � 2 � 3 � 4 � 5 � 6 � 7
MnO4− + SO3
2− + H+ + SO42− + H2O
MnO4− + SO3
2− + H2O + SO42− + OH–
MnO4− + SO3
2− + OH– + SO42− + H2O
•• Zadanie 4. Reakcję K2Cr2O7 z H2O2 w środowisku o odczynie kwasowym przedstawiają dwa podane sche-maty połówkowych równań reakcji.
a) Uzupełnij schematy połówkowych równań reakcji, tak aby liczba pobranych elektronów była równa liczbie oddanych elektronów. Wstaw w każdą lukę odpowiednią liczbę wybraną z podanych.
1 � 2 � 3 � 6 � 7 � 8 � 10 � 12 � 14 � 16
Cr2O72− + H+ + e– Cr3+ + H2O
H2O2 O2 + H+ + e–
b) Uzupełnij zdanie. Wstaw w każdą lukę odpowiednie wyrażenie wybrane z podanych.
utleniacza � reduktora � obniża � podwyższa
Podczas opisanej reakcji H2O2 pełni funkcję , ponieważ tlen swój stopień utlenienia.
•• Zadanie 5. Poniżej podano standardowe potencjały trzech reakcji redukcji. Sn4+ + 2 e– Sn2+ E° = 0,15 VBr2 + 2 e– 2 Br– E° = 1,07 VMnO4
− + 2 H2O + 3 e– MnO2 + 4 OH− E° = 0,59 V
a) Uzupełnij zdanie. Wpisz w lukę odpowiedni symbol jonu wybrany z podanych.
Br– � Sn2+
Silniejszym reduktorem jest .
b) Określ możliwość utlenienia jonów Sn2+ i Br– przez KMnO4 w środowisku obojętnym. Napisz w formie jonowej równania odpowiednich reakcji lub wstaw wielką literę X, jeśli reakcja nie zachodzi.
MnO4– + Br– + H2O
MnO4– + Sn2+ + H2O
Sprawdzian po dziale VII
Zadania z rozwiązaniem krok po kroku
���� Zadanie 1.Roztwory buforowe są to roztwory mieszanin związków charakteryzujące się tym, że mimo wprowadzenia do nich niewielkich ilości kwasów czy zasad ich odczyn praktycznie nie ulega zmianie. W skład buforu wchodzą zazwyczaj dwie substancje, z których jedna zobojętnia kwasy, a druga zobojętnia zasady. Oczywiście składniki buforu nie mogą się wzajemnie zobojętniać, dlatego nie mogą to być mieszaniny mocnych kwasów i mocnych zasad. Roztwór buforowy stanowi sprzężony układ kwas–zasada według teorii Brönsteda i Lowry’ego. Może to być roztwór zawierający:��� słaby kwas i sprzężoną z nim mocną zasadę (np. bufor etanianowy),��� słabą zasadę i sprzężony z nią mocny kwas (np. bufor amonowy),���mieszaninę wodorosoli kwasu wieloprotonowego (np. bufor fosforanowy).
Przygotowano roztwór buforowy: dodano 30 g etanianu sodu do kolby z roztworem zawierającym 0,3 mola kwasu etanowego. Po rozpuszczeniu etanianu sodu kolbę miarową dopełniono wodą destylowaną do objętości 500 cm3.A. Zapisz równanie reakcji opisujące stan równowagi dynamicznej między składnikami tego buforu.
B. Wyjaśnij zasadę działania tego buforu, zapisując w formie jonowej skróconej równania reakcji będące wynikiem dodania do roztworu buforowego porcji kwasu (wprowadzenie jonów H3O
+) i porcji zasady (wpro-wadzenie jonów OH–).
C. Oblicz pH tego roztworu (KCH3COOH = 1,8 · 10 –5).
D. Wyjaśnij, dlaczego rozcieńczanie buforu nie powoduje zmiany jego pH.
E. Oblicz, jak zmieni się pH roztworu buforowego po dodaniu do niego 0,01 mola kwasu solnego. Porównaj uzyskany wynik z wartością pH roztworu otrzymanego po dodaniu 0,01 mola HCl do 0,5 dm3 chemicznie czystej wody.
��� Krok 1.A. Wiedząc, że roztwór buforowy stanowi sprzężony układ kwas–zasada według teorii Brönsteda i Lowry’ego, reakcję opisującą stan równowagi dynamicznej między składnikami roztworu zapisujemy następująco:
CH3COOH + H2O CH3COO– + H3O+
słaby kwas mocna zasada
��� Krok 2. B. Dodanie do roztworu buforowego porcji kwasu, czyli wprowadzenie do roztworu buforowego jonów H3O+, powoduje, że jeden ze składników buforu reaguje z H3O+:
CH3COO– + H3O+ CH3COOH + H2O
Dodanie do roztworu buforowego porcji zasady, czyli wprowadzenie do roztworu buforowego jonów OH–, powoduje, że drugi ze składników buforu reaguje z OH–:
CH3COOH + OH– CH3COO– + H2O
Z powyższych równań wynika, że zasada działania buforu sprowadza się do wiązania wprowadzanych do buforu jonów H3O+ (z kwasu) czy OH– (z zasady) w związek słabo zdysocjowany i odtwarzania drugiego ze składników buforu.
��� Krok 3. C. pH roztworu liczymy z zależności pH = –log [H+]. Ten etap zadania sprowadza się do wyznaczenia stężenia jonów wodoru ([H3O+]) w roztworze buforowym. Aby określić stężenie jonów wodoru, należy najpierw obliczyć wyjściowe stężenia etanianu sodu i kwasu etanowego oraz stężenia jonów CH3COO– i CH3COOH w stanie równowagi.
314 Arkusz maturalny
ARKUSZ MATURALNYPRZYKADOWY ZESTAW ZADA�
Zadanie 1. (0–1)Bor wyst�puje w przyrodzie w postaci dwóch izotopów, które ró ni� si� liczb� neutronów: 10B i 11B. Naturalny fluor jest natomiast zbiorem identycznych atomów (19F). W reakcji boru z fluorem mo na otrzyma� fluorek boru BF3, na który sk�adaj� si� dwa rodzaje cz�steczek o wzorach: 10B19F3 i 11B19F3. �rednia masa cz�steczkowa fluorku boru jest równa 67,81 u.Oblicz zawarto�� 10B19F3 we fluorku boru w % mas.
Odpowied�: .....................................................................................................................................
� Informacja do zada� 2.–4.Dane s� kon� guracje elektronowe atomów dwóch pierwiastków chemicznych oznaczonych umownie symbolami A i B w stanie podstawowym:
A: 1s22s22p63s23p64s23d104p5
B: 1s22s22p63s23p64s2
Zadanie 2. (0–1)Napisz w postaci graficznej, w tzw. zapisie klatkowym, fragment konfiguracji elektronowej atomu pierwiastka A opisuj�cej jego elektrony walencyjne.
Obliczenia:
315Arkusz maturalny
Zadanie 3. (0–1)Podaj warto�ci pi�ciu liczb kwantowych ka�dego z elektronów obsadzaj�cych poziom orbi-talny 4s w atomie pierwiastka B w stanie podstawowym.
n l m (ml) s ms
Pierwszy elektron
Drugi elektron
Zadanie 4. (0–1)Oce� prawdziwo�� ka�dego zdania. Podkre�l P, je�li zdanie jest prawdziwe, lub F, je�li jest fa�szywe.
I W stanie podstawowym atomy pierwiastków A i B maj� ca�kowicie zape�nione elektronami tylko pow�oki K i L.
P / F
II W stanie podstawowym atom pierwiastka A ma jeden elektron niesparowany, a atom pierwiastka B ma wszystkie elektrony sparowane.
P / F
III Pierwiastek A tworzy aniony proste o wzorze A–, w których pierwiastek A ma –I stopie� utlenienia, a pierwiastek B tworzy kationy o wzorze B2+, w których pierwiastek B ma II stopie� utlenienia.
P / F
IV W wyniku reakcji pierwiastków A i B powstaje zwi�zek chemiczny o wzorze BA2, w którym atomy pierwiastków B i A s� po��czone wi�zaniami atomowymi spo-laryzowanymi.
P / F
Zadanie 5. (0–1)Poni�sze schematy ilustruj� budow� przestrzenn� trzech typów cz�stek kowalencyjnych (cz�ste-czek albo jonów). Szarym kolorem oznaczono w nich woln� par� albo wolne pary elektronowe atomu centralnego.
Uzupe�nij zdania, tak aby by�y prawdziwe. Podkre�l w ka�dej wyró�nionej informacji odpowiednie okre�lenie.
I. Drobina kowalencyjna zawieraj�ca cztery atomy tego samego pierwiastka, przedstawiona na schemacie nr 1, jest / nie jest polarna.
II. Schemat nr 2 przedstawia budow� cz�stki NH4+ / NH3 / NH2
–, która ma kszta�t liniowy / trójk�tny / czworo�cienny.
III. W celu wyja�nienia kszta�tu drobiny nr 3 orbitalom atomowym jej atomu centralnego nale�y przypisa� hybrydyzacj� sp3 / sp2 / sp. Wszystkie wi�zania w tej drobinie s� wi�-zaniami typu � / �.
ODPOWIEDZI DO ZADAŃ336
Odpowiedzi do zadań
Dział I
6. 1. B, 2. CSprawdzian: 1. C, 2. C, 3. C, 4. C, 5. CH2O
Dział II
7. 1. I. P, II. P, III. P, 2. B; 11. 1. I. A, II. C, 2. A; 14. 1. D,
2. I. 6, II. 7, 3. B; 15. 1. D, 2. I. P, II. F, III. PSprawdzian1. a) B, b) Punktów z wykresu nie należy łączyć linią.
Na osi rzędnych przedstawiono liczbę elektronów. Po-
łączenie punków linią oznaczałoby, że elektrony można
podzielić na dowolną liczbę elementów, czyli że istnieje
pół elektronu, ¾ elektronu itd. Nie istnieje ¼ powłoki
elektronowej.
Poprawna jest każda odpowiedź, która dotyczy ułamko-
wych części elektronów oraz ułamkowych części powłok.
2. 4., 6., 3. I. P, II. P, III. F, IV. P, 4. Masa cząsteczkowa:
H2O < HDO < D2O, Masa 1 dm3 cieczy: H2O < HDO < D2O,
Ciepło parowania: H2O < HDO < D2O, 5. A, B, E
Dział III
20. 1. C; 23. 1. B, C; 26. 1. B, D; 27. 1. DSprawdzian 1.
Wzór substancji
Liczba wiązańtypu �
Liczba wiązańtypu �
Liczba wolnych par
elektronowych
CH3 CH3 7 0 0
CH3 CH2 Cl 7 0 3
CH3 OH 5 0 2
CH2 CH CH3 8 1 0
2. I. P, II. F, III. P, IV. P, 3. B, 4. D, 5. I. P, II. P, III. P
Dział IV
32. 1. B; 35. 1. C, D
Sprawdzian: 1. I. A, II. B, 2. I. P, II. F, 3. D, 4. A, 5. a) Stęże-
nie HCl było największe w doświadczeniu III.; b) Reakcja
w doświadczeniu II praktycznie zakończyła się po 6 min.;
c) Pomiar ubytku masy zawartości otwartego naczynia
reakcyjnego w funkcji czasu.
Dział V
40. 1. I. B, II. C, 2. B; 48. 1. B, 2. B, 3. CSprawdzian: 1. I. równą wartości, II. mniejszą niż war-
tość, III. większą niż wartość, 2. a) od góry: kwas siar-
kowodorowy, azotan(V) miedzi(II), b) strąca się osad,
roztwór się odbarwia, 3. B, 4. B, 5. a) CaCO3 + CO2 + H2O
Ca(HCO3)2, b) Ca2+ i HCO3–, c) Ca2+ + 2 HCO3
–
CaCO3 + CO2 + H2O
Dział VI
50. 1. Maksymalny: IV, V, VI, VII, Minimalny: –IV, −III, −II,
−I, 2. B, F, H; 51. 1. B, C, 2. I. A, E, II. B, D, F, H, III. C, G,
3. C; 52. 1. H+, Ca, 2. C
Sprawdzian: 1. I. P, II. P, III. P, 2. I. utleniaczem, się ob-
niża, II. Cl−, podwyższa się, chloru, III. Cl−, oddają, 3. CH3CHO + 2 Cu(OH)2 + OH− CH3COO− + Cu2O + 3 H2O,
4. I. 5 : 2, II. 4 : 1, III. 1 : 5, 5. H2O2 O2 + 2 H+ + 2 e−,
H2O2 + 2 H+ + 2 e− 2 H2O
Dział VII
56. 1. I. A, D, II. B, C; 59. 1. miedź, Cu i Ag+
Sprawdzian: 1. B, C, E, F, G, 2. B, C,
3. 2 MnO4− + 5 SO3
2− + 6 H+ 2 Mn2+ + 5 SO42− + 3 H2O,
2 MnO4− + 3 SO3
2− + H2O 2 MnO2 + 3 SO42− + 2 OH−,
2 MnO4− + SO3
2− + 2 OH− 2 MnO42− + SO4
2− + H2O,
4. a) Cr2O72− + 14 H+ + 6 e– 2 Cr3+ + 7 H2O, 3 H2O2
3 O2 + 6 H+ + 6 e–, b) reduktora, podwyższa, 5. a) Sn2+,
b) X, 2 MnO4− + 3 Sn2+ + 4 H2O 2 MnO2 + 3 Sn4+ + 8 OH−
Dział VIII
62. 1. D; 73. 1. NaF, NaCl, 2. 1, 2, 6; 74. 1. I. otoczenia,
układu, endoenergetyczny, II. najmocniejszym, najmniej;
75. 1. I. beztlenowym, redukujące, słabych, II. tlenowym,
mocnych, trwałym
Sprawdzian: 1. I. rośnie, rośnie, II. maleje, maleje, III.
rośnie, IV. maleje, III. tlenowym, nietrwałych, słabym, 2. a) X. jodek potasu, Y. woda chlorowa, b) B, F, 3. C, 4. D, 5.
Zbierany gaz
Numerzestawu
Właściwość gazu
wodór 1 lub 3
1. mała rozpuszczalność
w wodzie
3. gęstość mniejsza od gęsto-
ści powietrza
tlen 1 mała rozpuszczalność w wodzie
Dział IX
77. 1. C, 2. B; 79. 1. od góry: 8 atomów węgla 2°, 2 ato-
my węgla 4° i 6 atomów węgla 1°, 3 atomy węgla 3° i 5
atomów węgla 1°; 80. 1. A, B, C, D; 82. 1. a) I. A, II. C, III.
B, IV. D, b) I. A, II. A, III. A; 83. 1. A, 2. B; 85. 1. I. C5H12, II.
C4H6, III. C3H6, 2. A; 86. 1. A; 90. 1. I. N, II. T, III. N, IV. N, V.
T, 2. elektrofilowej, elektrofilowej, elektrofilowej, heksa-
chlorocykloheksan, chlorobenzen, elektrofilowej; 91. 1. CSprawdzian: 1. A, B, 2. A, 3. A, 4. A, 5. Zarówno pent-1-en,
jak i 2-metylocykloheks-1-en należą do węglowodorów
nienasyconych i reagują w podobny sposób z KMnO4(aq)
oraz Br2(aq). W przypadku obu węglowodorów zauważymy
takie same objawy tych reakcji (brunatny osad, odbar-
wienie Br2(aq)).