Matura chemia - arkusze maturalne wraz z kluczami odpowiedzi W tym miejscu pobierzesz arkusze maturalne i klucze odpowiedzi z chemii z poprzednich lat. Zapoznaj się z typami zadań maturalnych i ich dole strony znajdziesz także wybrane wzory i stałe na egzamin maturalny z formuła i stara formuła - tyczą się uczniów, którzy ukończyli 2023 będą pojawiały się tutaj arkusze maturalne, dla uczniów, którzy ukończyli szkołę podstawową. CKE Maj Matura chemia 2022 arkusz maturalny z chemii 2022 – nowa formułaklucz odpowiedzi do matury z chemii 2022 – nowa formuła Matura chemia 2021 arkusz maturalny z chemii 2021 – nowa formułaklucz odpowiedzi do matury z chemii 2021 – nowa formuła Matura chemia 2020 arkusz maturalny z chemii 2020 – nowa formułaklucz odpowiedzi do matury z chemii 2020 – nowa formuła Matura chemia 2019 arkusz maturalny z chemii 2019 – nowa formułaarkusz maturalny z chemii 2019 – stara formułaklucz odpowiedzi do matury z chemii 2019 – nowa formułaklucz odpowiedzi do matury z chemii 2019 – stara formuła Matura chemia 2018 arkusz maturalny z chemii 2018 – nowa formułaarkusz maturalny z chemii 2018 – stara formułaklucz odpowiedzi do matury z chemii 2018 – nowa formułaklucz odpowiedzi do matury z chemii 2018 – stara formuła Matura chemia 2017 arkusz maturalny z chemii 2017 – nowa formułaarkusz maturalny z chemii 2017 – stara formułaklucz odpowiedzi do matury z chemii 2017 – nowa formułaklucz odpowiedzi do matury z chemii 2017 – stara formuła Matura chemia 2016 arkusz maturalny z chemii 2016 – nowa formułaarkusz maturalny z chemii 2016 – stara formułaklucz odpowiedzi do matury z chemii 2016 – nowa formułaklucz odpowiedzi do matury z chemii 2016 – stara formuła Matura chemia 2015 arkusz maturalny z chemii 2015 – nowa formułaarkusz maturalny z chemii 2015 – stara formułaklucz odpowiedzi do matury z chemii 2015 – nowa formułaklucz odpowiedzi do matury z chemii 2015 – stara formuła CKE Czerwiec Matura chemia 2021 arkusz maturalny z chemii rozszerzonej 2021klucz odpowiedzi do matury rozszerzonej z chemii 2021 Matura chemia 2020 CKE nie udostępniło tego arkusza maturalnego Matura chemia 2019 arkusz maturalny z chemii 2019 – nowa formułaarkusz maturalny z chemii 2019 – stara formułaklucz odpowiedzi do matury z chemii 2019 – nowa formułaklucz odpowiedzi do matury z chemii 2019 – stara formuła Matura chemia 2018 arkusz maturalny z chemii 2018 – nowa formułaarkusz maturalny z chemii 2018 – stara formułaklucz odpowiedzi do matury z chemii 2018 – nowa formułaklucz odpowiedzi do matury z chemii 2018 – stara formuła Matura chemia 2017 arkusz maturalny z chemii 2017 – nowa formułaarkusz maturalny z chemii 2017 – stara formułaklucz odpowiedzi do matury z chemii 2017 – nowa formułaklucz odpowiedzi do matury z chemii 2017 – stara formułaa Matura chemia 2016 arkusz maturalny z chemii 2016 – nowa formułaarkusz maturalny z chemii 2016 – stara formułaklucz odpowiedzi do matury z chemii 2016 – nowa formułaklucz odpowiedzi do matury z chemii 2016 – stara formuła Matura chemia 2015 arkusz maturalny z chemii 2015 – nowa formułaarkusz maturalny z chemii 2015 – stara formułaklucz odpowiedzi do matury z chemii 2015 – nowa formułaklucz odpowiedzi do matury z chemii 2015 – stara formuła Pozostałe Wybrane wzory i stałe na egzamin maturalny z chemii. Wybrane wzory i stałe – dla uczniów, którzy ukończyli gimnazjumWybrane wzory i stałe – dla uczniów, którzy ukończyli szkołę podstawową
Próbna matura 2014 Biologia poziom rozszerzony. Są już dostępne arkusze odpowiedzi CKE! Można już sprawdzić arkusz Biologia Rozszerzony Matura CKE 2015. Wczorajsza matura z przedmiotów
Zadanie 1. (3 pkt) Elektrony w atomach, orbitale Układ okresowy pierwiastków Stopnie utlenienia Uzupełnij/narysuj wykres, schemat lub tabelę Narysuj/zapisz wzór Podaj/wymień W powłoce walencyjnej atomów (w stanie podstawowym) dwóch pierwiastków, oznaczonych umownie literami X i Z, tylko jeden elektron jest niesparowany. W obu atomach stan kwantowo-mechaniczny niesparowanego elektronu opisany jest główną liczbą kwantową n = 3 i poboczną liczbą kwantową l = 1. Liczba atomowa pierwiastka X jest mniejsza od liczby atomowej pierwiastka Z. (0-1) Uzupełnij poniższą tabelę – wpisz symbole pierwiastków X i Z, dane dotyczące ich położenia w układzie okresowym oraz symbol bloku konfiguracyjnego (energetycznego), do którego należy każdy z pierwiastków. Pierwiastek Symbol pierwiastka Numer okresu Numer grupy Symbol bloku X Z (0-1) Napisz wzory jonów tworzących tlenek pierwiastka X. Wzory jonów tworzących tlenek: (0-1) Podaj maksymalny i minimalny stopień utlenienia, jaki może przyjmować pierwiastek Z w związkach chemicznych, oraz określ charakter chemiczny tlenku, w którym pierwiastek Z występuje na najwyższym stopniu utlenienia. Maksymalny stopień utlenienia: Minimalny stopień utlenienia: Charakter chemiczny tlenku pierwiastka Z: Zadanie 3. (2 pkt) Układ okresowy pierwiastków Zamknięte (np. testowe, prawda/fałsz) Miarą tendencji atomów do oddawania elektronów i przechodzenia w dodatnio naładowane jony jest energia jonizacji. Pierwsza energia jonizacji to minimalna energia potrzebna do oderwania jednego elektronu od atomu. Na poniższym wykresie przedstawiono zmiany pierwszej energii jonizacji pierwiastków uszeregowanych według rosnącej liczby atomowej. Na podstawie: J. Sawicka i inni, Tablice chemiczne, Gdańsk 2002. Korzystając z informacji, uzupełnij poniższe zdania – wybierz i podkreśl jedno określenie spośród podanych w każdym nawiasie. Spośród pierwiastków danego okresu litowce mają (najniższe / najwyższe), a helowce – (najniższe / najwyższe) wartości pierwszej energii jonizacji. Litowce są bardzo dobrymi (reduktorami / utleniaczami). Potas ma (niższą / wyższą) wartość pierwszej energii jonizacji niż sód, ponieważ w jego atomie elektron walencyjny znajduje się (bliżej jądra / dalej od jądra) niż elektron walencyjny w atomie sodu. Oznacza to, że (łatwiej / trudniej) oderwać elektron walencyjny atomu potasu niż elektron walencyjny atomu sodu. Wartość pierwszej energii jonizacji atomu magnezu jest (niższa / wyższa) niż wartość pierwszej energii jonizacji atomu glinu, gdyż łatwiej oderwać pojedynczy elektron z niecałkowicie obsadzonej podpowłoki (s / p / d) niż elektron z całkowicie obsadzonej podpowłoki (s / p / d). Zadanie 4. (1 pkt) Układ okresowy pierwiastków Zamknięte (np. testowe, prawda/fałsz) W tabeli opisane są wybrane nuklidy oznaczone numerami I–X. Dla każdego z nich podano liczbę atomową, liczbę masową, masę atomową oraz procentową zawartość w naturalnym pierwiastku (w % liczby atomów). I II III IV V VI VII VIII IX X 2412E 2512E 2612E 2814E 2914E 3014E 20482E 20682E 20782E 20882E 23,99 u 24,99 u 25,98 u 27,98 u 28,98 u 29,97 u 203,97 u 205,97 u 206,98 u 207,98 u 78,99% 10,00% 11,01% 92,22% 4,69% 3,09% 1,41% 24,11% 22,11% 52,41% Na podstawie: J. Sawicka i inni, Tablice chemiczne, Gdańsk 2002. Na podstawie danych z tabeli i układu okresowego pierwiastków oceń, czy poniższe informacje są prawdziwe. Zaznacz P, jeśli informacja jest prawdziwa, lub F – jeśli jest fałszywa. 1. Nuklidy oznaczone numerami I–III mają takie same właściwości chemiczne. P F 2. W jądrach nuklidów oznaczonych numerami IV–VI liczba protonów jest równa liczbie neutronów. P F 3. W przypadku nuklidów oznaczonych numerami VII–X ten jest najbardziej rozpowszechniony w przyrodzie, którego masa atomowa jest najbardziej zbliżonado średniej masy atomowej pierwiastka. P F Zadanie 5. (1 pkt) Izotopy i promieniotwórczość Napisz równanie reakcji Okres półtrwania izotopu 18F wynosi 111 minut. Izotop ten otrzymywany jest w reakcji jądrowej opisanej poniższym schematem: 19F(p, d)18F gdzie d (deuteron) oznacza jądro atomowe deuteru. Na podstawie: Praca zbiorowa, Encyklopedia fizyki, Warszawa 1972. Napisz równanie opisanej reakcji jądrowej, w wyniku której otrzymywany jest izotop 18F . Uzupełnij wszystkie pola w podanym schemacie. Zadanie 6. (1 pkt) Izotopy i promieniotwórczość Oblicz Okres półtrwania izotopu 18F wynosi 111 minut. Izotop ten otrzymywany jest w reakcji jądrowej opisanej poniższym schematem: 19F(p, d)18F gdzie d (deuteron) oznacza jądro atomowe deuteru. Na podstawie: Praca zbiorowa, Encyklopedia fizyki, Warszawa 1972. Oblicz, po ilu minutach ulegnie rozpadowi 87,5% izotopu 18F . Zadanie 7. (1 pkt) Energetyka reakcji Podaj/wymień Entalpia reakcji przebiegającej zgodnie z równaniem: 2O3 (g) → 3O2 (g) jest równa ∆H° = – 285 kJ. Na podstawie: M. Sienko, R. Plane, Chemia, Warszawa 1996. Określ, czy przemiana opisana równaniem jest egzotermiczna, czy endotermiczna. Napisz wzór tej odmiany alotropowej tlenu, która jest trwalsza. Podaj wartość (z jednostką) standardowej entalpii tworzenia ozonu. Zadanie 8. (2 pkt) Właściwości fizyczne cieczy i gazów Oblicz W zbiorniku o pojemności 10 dm3, w którym znajduje się tlen, temperatura wynosi 18°C, a ciśnienie jest równe 2000 hPa. Oblicz, ile gramów tlenu znajduje się w tym zbiorniku. Wynik zaokrąglij do drugiego miejsca po przecinku. Stała gazowa R = 83,14 hPa ⋅ dm3 ⋅ K−1 ⋅ mol−1 . Zadanie 9. (1 pkt) Niemetale Zamknięte (np. testowe, prawda/fałsz) Chlor wypiera mniej reaktywne od niego fluorowce z roztworów ich soli. Reaguje bezpośrednio z wieloma pierwiastkami, np. glin gwałtownie reaguje z chlorem, a reakcja ta przebiega zgodnie z równaniem 2Al + 3Cl2 →2AlCl3 Chlor wchodzi w reakcję z wodorotlenkiem sodu. Produktami tej przemiany są sól kwasu tlenowego, w której chlor występuje na I stopniu utlenienia, oraz sól kwasu beztlenowego. Chlor można otrzymać w wyniku elektrolizy chlorków (np. litowców) i kwasu solnego. Powstaje on także w wyniku katalitycznego utleniania chlorowodoru tlenem. W laboratorium chlor uzyskuje się w reakcji stężonego kwasu solnego z tlenkiem manganu(IV), zilustrowanej równaniem: MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O Oceń, czy poniższe informacje są prawdziwe. Zaznacz P, jeśli informacja jest prawdziwa, lub F – jeśli jest fałszywa. 1. Chlor to żółtozielony gaz o charakterystycznym duszącym zapachu i o gęstości większej od gęstości powietrza. P F 2. Produktem reakcji żelaza z chlorem jest sól, w której żelazo występuje na II stopniu utlenienia. P F 3. Chlor otrzymany w reakcji 0,6 mola tlenku manganu(IV) ze stężonym kwasem solnym reaguje z 0,4 mola glinu. P F Zadanie 10. (2 pkt) Niemetale Napisz równanie reakcji Chlor wypiera mniej reaktywne od niego fluorowce z roztworów ich soli. Reaguje bezpośrednio z wieloma pierwiastkami, np. glin gwałtownie reaguje z chlorem, a reakcja ta przebiega zgodnie z równaniem 2Al + 3Cl2 →2AlCl3 Chlor wchodzi w reakcję z wodorotlenkiem sodu. Produktami tej przemiany są sól kwasu tlenowego, w której chlor występuje na I stopniu utlenienia, oraz sól kwasu beztlenowego. Chlor można otrzymać w wyniku elektrolizy chlorków (np. litowców) i kwasu solnego. Powstaje on także w wyniku katalitycznego utleniania chlorowodoru tlenem. W laboratorium chlor uzyskuje się w reakcji stężonego kwasu solnego z tlenkiem manganu(IV), zilustrowanej równaniem: MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O Napisz w formie cząsteczkowej równanie reakcji chloru z wodorotlenkiem sodu. równanie reakcji utleniania chlorowodoru tlenem. Zadanie 11. (2 pkt) Elektroliza Napisz równanie reakcji Chlor wypiera mniej reaktywne od niego fluorowce z roztworów ich soli. Reaguje bezpośrednio z wieloma pierwiastkami, np. glin gwałtownie reaguje z chlorem, a reakcja ta przebiega zgodnie z równaniem 2Al + 3Cl2 →2AlCl3 Chlor wchodzi w reakcję z wodorotlenkiem sodu. Produktami tej przemiany są sól kwasu tlenowego, w której chlor występuje na I stopniu utlenienia, oraz sól kwasu beztlenowego. Chlor można otrzymać w wyniku elektrolizy chlorków (np. litowców) i kwasu solnego. Powstaje on także w wyniku katalitycznego utleniania chlorowodoru tlenem. W laboratorium chlor uzyskuje się w reakcji stężonego kwasu solnego z tlenkiem manganu(IV), zilustrowanej równaniem: MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O W celu otrzymania chloru przeprowadzono na elektrodach platynowych elektrolizę stopionej soli sodu (proces I) oraz elektrolizę kwasu solnego (proces II). Zapisz sumaryczne równania reakcji zachodzących w trakcie obu procesów. Proces I: Proces II: Zadanie 12. (3 pkt) Napisz równanie reakcji Zaprojektuj doświadczenie Podaj/zinterpretuj przebieg reakcji Zaprojektuj doświadczenie, w którym na podstawie zachodzącej reakcji chemicznej potwierdzisz, że chlor jest bardziej reaktywny od bromu. (0-1) Uzupełnij schemat doświadczenia, podkreślając po jednym wzorze odczynnika w zestawach I i II. Schemat doświadczenia: Na umieszczoną w probówce bezbarwną warstwę CCl4 wlano warstwę odczynnika z zestawu I, a następnie zawartość probówki energicznie wymieszano. Po rozdzieleniu się warstw zanotowano obserwacje (etap 1.). Następnie do probówki dodano odczynnik wybrany z zestawu II, ponownie wymieszano zawartość probówki i po powstaniu warstw zanotowano obserwacje (etap 2.). (0-1) Napisz, jaką barwę miała warstwa organiczna po etapie 1. oraz po etapie 2. doświadczenia, lub zaznacz, że była bezbarwna. Barwa warstwy organicznej po etapie 1. Barwa warstwy organicznej po etapie 2. (0-1) Napisz w formie jonowej skróconej równanie reakcji zachodzącej podczas przeprowadzonego doświadczenia. Zadanie 13. (1 pkt) Wpływ czynników na przebieg reakcji Podaj/wymień W celu wyznaczenia równania kinetycznego reakcji opisanej równaniem: 2H2 (g) + 2NO (g) ⇄ N2 (g) + 2H2O (g) do sześciu reaktorów wprowadzono jednocześnie tlenek azotu(II) i wodór. Początkowe stężenia obu reagentów oraz początkowe szybkości reakcji w każdym reaktorze (w temperaturze T) podane są w poniższej tabeli. Reaktor Stężenie, mol · dm−3 Początkowa szybkość reakcji, mol · dm−3 · s−1 NO H2 I 0,005 0,001 v II 0,005 0,002 2v III 0,005 0,003 3v IV 0,001 0,005 0,2v V 0,002 0,005 0,8v VI 0,003 0,005 1,8v Podaj, ile razy zwiększy się początkowa szybkość reakcji, jeżeli w temperaturze T stężenie wodoru podwoi się przy niezmienionym stężeniu tlenku azotu(II). stężenie tlenku azotu(II) wzrośnie trzykrotnie przy niezmienionym stężeniu wodoru. Zadanie 14. (1 pkt) Szybkość reakcji Podaj/wymień W celu wyznaczenia równania kinetycznego reakcji opisanej równaniem: 2H2 (g) + 2NO (g) ⇄ N2 (g) + 2H2O (g) do sześciu reaktorów wprowadzono jednocześnie tlenek azotu(II) i wodór. Początkowe stężenia obu reagentów oraz początkowe szybkości reakcji w każdym reaktorze (w temperaturze T) podane są w poniższej tabeli. Reaktor Stężenie, mol · dm−3 Początkowa szybkość reakcji, mol · dm−3 · s−1 NO H2 I 0,005 0,001 v II 0,005 0,002 2v III 0,005 0,003 3v IV 0,001 0,005 0,2v V 0,002 0,005 0,8v VI 0,003 0,005 1,8v Przeanalizuj dane umieszczone w powyższej tabeli i napisz równanie kinetyczne opisanej w informacji reakcji, zastępując wykładniki potęg x i y w poniższym zapisie v = k · cxNO ⋅ cyH2 odpowiednimi wartościami liczbowymi. Zadanie 15. (1 pkt) Rozpuszczalność substancji Podaj i uzasadnij/wyjaśnij Oceń, czy w temperaturze 298 K może istnieć roztwór, w którym stężenie kationów baru wynosi 10−5 mol ⋅ dm−3 , a stężenie anionów siarczanowych(VI) wynosi 10−6 mol ⋅ dm−3 (iloczyn rozpuszczalności siarczanu(VI) baru w temperaturze 298 K wynosi KSO = 1,1 ⋅ 10−10 ). Uzasadnij swoje stanowisko. Na podstawie: J. Sawicka i inni, Tablice chemiczne, Gdańsk 2002 Zadanie 16. (2 pkt) Stężenia roztworów Oblicz Oblicz masę wody, w jakiej należy rozpuścić 30 g Cu(NO3)2 · 6H2O, aby otrzymać roztwór azotanu(V) miedzi(II) o stężeniu 15% masowych. Wynik podaj w gramach i zaokrąglij go do jedności. Zadanie 17. (1 pkt) Reakcje i właściwości kwasów i zasad Podaj/wymień Hydroliza wodnych roztworów soli cynku, zgodnie z teorią Brønsteda, polega na dysocjacji uwodnionego (hydratowanego) jonu cynku, która przebiega zgodnie z równaniem: [Zn(H2O)6]2+ + H2O ⇄ [Zn(OH)(H2O)5]+ + H3O+ Dla przemiany opisanej powyższym równaniem napisz wzory kwasów i zasad, które zgodnie z teorią Brønsteda tworzą sprzężone pary. Sprzężone pary kwas 1: zasada 1: kwas 2: zasada 2: Zadanie 18. (2 pkt) Dysocjacja Zamknięte (np. testowe, prawda/fałsz) Podaj/wymień Stałe dysocjacji kwasu siarkowodorowego w temperaturze 25°C są równe: Ka1 = 1,02 · 10−7 i Ka2 = 1,00 · 10−14 . Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2004. (0-1) Napisz wyrażenie na stałą dysocjacji Ka2 kwasu siarkowodorowego. (0-1) Oceń, czy poniższe informacje są prawdziwe. Zaznacz P, jeśli informacja jest prawdziwa, lub F – jeśli jest fałszywa. 1. Jonami pochodzącymi z dysocjacji H2S, których stężenie jest najmniejsze w wodnym roztworze siarkowodoru, są jony S2−. P F 2. W wodnym roztworze siarkowodoru stężenie jonów H3O+ jest mniejsze od 10−7 mol ⋅ dm−3 . P F 3. Spośród jonów obecnych w wodnym roztworze siarkowodoru i pochodzących z dysocjacji H2S tylko jony HS– mogą pełnić funkcję zarówno kwasu, jak i zasady Brønsteda. P F Zadanie 19. (2 pkt) Stan równowagi Oblicz W reaktorze o pojemności 1 dm3 umieszczono 2,00 mole substancji A oraz 6,00 moli substancji B i w temperaturze T przeprowadzono reakcję egzotermiczną, która przebiegła zgodnie z poniższym schematem. A (g) + 2B (g) ⇄ 2C (g) Po osiągnięciu stanu równowagi stwierdzono, że substancja A przereagowała w 78%. Oblicz stężeniową stałą równowagi w temperaturze T prowadzenia procesu. Wynik zaokrąglij do drugiego miejsca po przecinku. Zadanie 20. (1 pkt) Wpływ czynników na przebieg reakcji Podaj/wymień W reaktorze o pojemności 1 dm3 umieszczono 2,00 mole substancji A oraz 6,00 moli substancji B i w temperaturze T przeprowadzono reakcję egzotermiczną, która przebiegła zgodnie z poniższym schematem. A (g) + 2B (g) ⇄ 2C (g) Po osiągnięciu stanu równowagi stwierdzono, że substancja A przereagowała w 78%. Oceń, czy zmieniła się (wzrosła lub zmalała), czy nie uległa zmianie wydajność reakcji otrzymywania produktu C, jeżeli w układzie będącym w stanie równowagi nastąpił wzrost temperatury w warunkach izobarycznych (p = const). wzrost ciśnienia w warunkach izotermicznych (T = const). Zadanie 21. (1 pkt) Związki kompleksowe Podaj/wymień Jony Fe2+ reagują z jonami CN− , w wyniku czego tworzą się jony kompleksowe. Fe2+ + 6CN− → [Fe(CN)6]X Podaj ładunek powstałego jonu kompleksowego i liczbę koordynacyjną żelaza. Ładunek jonu: Liczba koordynacyjna: Zadanie 22. (1 pkt) Elektrochemia - pozostałe Napisz równanie reakcji Podaj/wymień Podwodne części kadłubów statków chronione są za pomocą protektorów (metali lub ich stopów), które zapobiegają korozji żelaza. Poniżej podane są wartości potencjałów elektrodowych wybranych metali w wodzie morskiej. Metal magnez cynk żelazo cyna nikiel E, V − 1,45 − 0,80 − 0,50 − 0,25 − 0,12 Na podstawie: W. Tomaszow, Teoria korozji i ochrony metali, Warszawa 1965. Spośród wymienionych w tabeli metali wybierz jeden, który może być zastosowany do ochrony protektorowej żelaza w wodzie morskiej, i napisz równanie procesu elektrodowego zachodzącego na elektrodzie, którą stanowi wybrany metal (protektor). Zadanie 24. (2 pkt) Fenole Napisz równanie reakcji Podaj i uzasadnij/wyjaśnij Do stężonego wodnego roztworu fenolanu sodu wprowadzono kwas solny i zaobserwowano zmętnienie roztworu. (0-1) Napisz w formie jonowej skróconej równanie reakcji fenolanu sodu z kwasem solnym. (0-1) Spośród związków o wzorach: NaOH, CO2, CO wybierz ten, który po dodaniu do roztworu fenolanu sodu wywoła taki sam efekt, jak wprowadzenie kwasu solnego. Uzasadnij swój wybór. Wzór związku: Uzasadnienie: Zadanie 25. (1 pkt) Alkohole Narysuj/zapisz wzór Istnieją nasycone alkohole monohydroksylowe o budowie łańcuchowej, które wykazują czynność optyczną. Narysuj wzór półstrukturalny (grupowy) alkoholu, który spełnia opisane powyżej warunki i ma najmniejszą liczbę atomów węgla w cząsteczce. Zadanie 26. (1 pkt) Węglowodory alifatyczne Zamknięte (np. testowe, prawda/fałsz) W poniższej tabeli podano wzory trzech związków organicznych. I II III CH3CH2OH CH3CH2CH2CH2OH CH3CH2NH2 Uzupełnij poniższe zdania. Wybierz i podkreśl jedno określenie spośród podanych w każdym nawiasie. Związek II ma (niższą / wyższą) temperaturę wrzenia i jest (lepiej / gorzej) rozpuszczalny w wodzie niż związek I, ponieważ cząsteczki związku II mają (dłuższy / krótszy) łańcuch węglowodorowy niż cząsteczki związku I. Związek III jest (bardziej / mniej) lotny niż związek I, ponieważ wiązania wodorowe między grupami –NH2 są (silniejsze / słabsze) niż między grupami –OH. Zadanie 27. (2 pkt) Związki karbonylowe - ogólne Podaj/wymień W poniższej tabeli podano wzory czterech związków organicznych. I II III IV HCHO CH3CH2CHO CH3COCH2CH3 CH3COCH3 Uzupełnij poniższe zdania, tak aby powstały informacje prawdziwe. Związek I ulega reakcji polimeryzacji, co można opisać równaniem: Związek IV jest izomerem związku oznaczonego numerem .......................... i homologiem związku oznaczonego numerem .......................... . Związek III powstał w wyniku utleniania alkoholu o wzorze półstrukturalnym (grupowym) W wyniku redukcji wodorem związku II powstaje alkohol o wzorze półstrukturalnym (grupowym) Zadanie 28. (4 pkt) Stopnie utlenienia Bilans elektronowy Napisz równanie reakcji Zamknięte (np. testowe, prawda/fałsz) Poniżej przedstawiony jest schemat reakcji: MnO−4 + CH3CHO + OH− → MnO2−4 + CH3COO− + H2O (0-2) Napisz w formie jonowej z uwzględnieniem liczby oddawanych lub pobieranych elektronów (zapis jonowo-elektronowy) równanie reakcji redukcji i równanie reakcji utleniania zachodzących podczas tej przemiany. Równanie reakcji redukcji: Równanie reakcji utleniania: (0-1) Uzupełnij współczynniki stechiometryczne w poniższym schemacie. ...... MnO−4 + ...... CH3CHO + ...... OH− → ...... MnO2−4 + ...... CH3COO− + ...... H2O (0-1) Uzupełnij poniższe zdanie. W każdym nawiasie wybierz i podkreśl właściwy wzór. W powyższej reakcji funkcję utleniacza pełni (MnO−4 / CH3CHO / OH−), a funkcję reduktora pełni (MnO−4 / CH3CHO / OH− ). Zadanie 29. (1 pkt) Kwasy karboksylowe Zaprojektuj doświadczenie Alifatyczne kwasy karboksylowe w obecności małych ilości fosforu łatwo reagują z bromem. Produktem tej reakcji jest kwas, w którym atom wodoru, położony przy atomie węgla związanym z grupą karboksylową, zostaje zastąpiony atomem bromu. Atom bromu w tych bromokwasach ulega substytucji w podobny sposób, jak w przypadku bromoalkanów. Zaplanuj trzy etapy (I, II, III) procesu otrzymywania kwasu 2-hydroksypropanowego (mlekowego) z kwasu propanowego (propionowego). Uzupełnij schemat tego procesu – wpisz w odpowiednie pole wzór kolejnego związku organicznego, a w pola nad strzałkami – wzory nieorganicznych substratów opisanych reakcji. Zadanie 30. (4 pkt) Kwasy karboksylowe Narysuj/zapisz wzór Kwas 2-hydroksypropanowy (mlekowy) reaguje z wodorotlenkiem sodu oraz z metanolem. (0-2) Uzupełnij poniższe schematy – wpisz wzory półstrukturalne (grupowe) organicznych produktów opisanych reakcji. (0-1) Napisz, stosując wzory półstrukturalne (grupowe) związków organicznych, równanie reakcji kondensacji dwóch cząsteczek kwasu 2-hydroksypropanowego (mlekowego), prowadzącej do powstania łańcuchowego produktu organicznego i wody. Jednym z tworzyw sztucznych ulegających biodegradacji jest poli(kwas mlekowy). Wykorzystywany jest on do produkcji wchłanialnych nici chirurgicznych. (0-1) Narysuj wzór półstrukturalny (grupowy) meru poli(kwasu mlekowego), jeżeli wiadomo, że mer to najmniejszy powtarzający się fragment budowy łańcucha polimeru. Zadanie 31. (3 pkt) Alkohole Napisz równanie reakcji Podaj/zinterpretuj przebieg reakcji Wykonano doświadczenie, w którym do dwóch probówek z tym samym odczynnikiem wprowadzono wodne roztwory kwasów. Do probówki I wprowadzono wodny roztwór kwasu propanowego, a do probówki II – wodny roztwór kwasu 2-hydroksypropanowego. W warunkach doświadczenia obydwa wodne roztwory kwasów były bezbarwnymi cieczami. Zaprojektuj doświadczenie, którego przebieg pozwoli na potwierdzenie, że roztwór kwasu propanowego wprowadzono do probówki I, a roztwór kwasu 2-hydroksypropanowego – do probówki II, przy założeniu, że przemiana zachodząca podczas doświadczenia nie prowadzi do zerwania wiązania węgiel–węgiel w cząsteczce kwasu. Uzupełnij poniższy schemat doświadczenia. Wpisz wzór lub nazwę odczynnika, który – po dodaniu do niego roztworów kwasów, wymieszaniu i ogrzaniu zawartości probówek – umożliwi zaobserwowanie różnic w przebiegu doświadczenia z udziałem kwasu propanowego i kwasu 2-hydroksypropanowego. Odczynnik wybierz spośród następujących: zawiesina Cu(OH)2 KMnO4 (aq) z dodatkiem H2SO4 NaOH (aq) Schemat doświadczenia: Opisz zmiany możliwe do zaobserwowania w czasie doświadczenia, pozwalające na potwierdzenie, że do probówki I wprowadzono roztwór kwasu propanowego, a do probówki II – roztwór kwasu 2-hydroksypropanowego. Probówka I: Probówka II: Napisz, stosując wzory półstrukturalne (grupowe) związków organicznych, schemat reakcji, która była podstawą eksperymentu. Zadanie 32. (2 pkt) Stechiometryczny stosunek reagentów Oblicz Reakcja hydrolizy pewnego estru w środowisku zasadowym przebiega zgodnie ze schematem R1COOR2 + OH− → R1COO− + R2OH Przygotowano roztwór o temperaturze 30°C, w którym stężenia estru i wodorotlenku sodu były jednakowe i wynosiły 0,05 mol ⋅ dm−3 . W celu zbadania szybkości hydrolizy estru pobierano co 5 minut z badanego roztworu próbkę o objętości 10 cm3 i oznaczano ilość znajdującego się w niej wodorotlenku sodu. Wykorzystano w tym celu reakcję wodorotlenku sodu z kwasem solnym. Zależność objętości użytego kwasu solnego w funkcji czasu trwania eksperymentu przedstawiono na poniższym wykresie. (0-1) Oblicz, ile cm3 kwasu solnego zostanie zużytych na zobojętnienie wodorotlenku sodu w próbce o objętości 10 cm3, w której uległo hydrolizie 20% estru. Wynik zaokrąglij do jedności. (0-1) Odczytaj z wykresu czas, po którym w próbce pobranej do analizy uległo hydrolizie 20% początkowej ilości estru. Zadanie 33. (4 pkt) Rodzaje wiązań i ich właściwości Cukry proste Disacharydy Napisz równanie reakcji Podaj/zinterpretuj przebieg reakcji Podaj/wymień Poniżej podano wzory trzech cukrów oznaczonych numerami I, II i III. (0-1) Wybierz disacharyd, w którego cząsteczce występuje wiązanie α-1,4-O-glikozydowe, i napisz numer, którym go oznaczono. (0-1) Wybierz wszystkie związki, które wykazują właściwości redukujące, i napisz numery, którymi je oznaczono. Opisz obserwacje towarzyszące przebiegowi próby Tollensa z udziałem tych związków. Numery wzorów związków: Obserwacje: (0-2) Wybierz wszystkie związki, które w odpowiednich warunkach ulegają hydrolizie, i napisz numery, którymi je oznaczono. Zapisz schematy procesów hydrolizy z udziałem wybranych związków, stosując w schematach nazwy związków organicznych zamiast ich wzorów. Numery wzorów związków:
Matura chemia – czerwiec 2017 – poziom rozszerzony – odpowiedzi. Podziel się tym arkuszem ze znajomymi: Facebook; Matura chemia 2015 Matura stara chemia 2015
Copyright by Oficyna Wydawnicza „Tutor” dr inż. Zdzisław Głowacki Odpowiedzi, rozwiązania i komentarze: dr inż. Zdzisław Głowacki, Iga Kopacz III Ogólnopolska Próbna Matura „CHEMIA Z TUTOREM” dla uczniów klas maturalnych POZIOM ROZSZERZONY TUTOR CH-RP 201503 31 marca 2015 r. Odpowiedzi i model oceniania Ogólne zasady oceniania są takie same jak dla wszystkich prac maturalnych z chemii. 1. Zdający otrzymuje punkty za poprawne rozwiązania, odpowiadające poleceniom zawartym w zadaniach. Ponieważ jest to próbna matura – w dodatku wiele zadań jest za 1 pkt – za drobne uchybienia tj. złe przybliżenie (błędne zaokrąglenie wartości końcowej), mniej istotne pomyłki we wzorach półstrukturalnych, itp. nie należy pozbawiać uczniów punktów – tylko zaznaczyć te drobne błędy i braki w ocenianym arkuszu. 2. Rozwiązania zadań, uwzględniające inny tok rozumowania niż podany w kryteriach, oceniane są zgodnie z zasadami punktacji. Uczeń może udzielić inaczej sformułowanych odpowiedzi lub uzasadnień o innej treści niż podane w modelu – osoba oceniająca powinna starannie przeanalizować takie zapisy. Jeżeli są one merytorycznie poprawne i odpowiadają na zadane pytanie, to należy przyznać punkty za taką odpowiedź. 3. Istnieje kilka zalecanych systemów ustalania nazw związków chemicznych, jeżeli uczeń podaje poprawną nazwę, która nie jest wyszczególniona w tym modelu oceniania, to otrzymuje punkty zgodnie z zasadami punktacji. (Jeżeli w poleceniu jest wymagane podanie nazwy systematycznej, to podanie nazwy zwyczajowej jest odpowiedzią nieprawidłową.) 4. Gdy do jednego polecenia zdający podaje kilka odpowiedzi, z których jedna jest prawidłowa, inne nieprawidłowe, to nie otrzymuje punktów za żadną z nich. 5. Jeżeli polecenie brzmi: Napisz równanie reakcji..., to w odpowiedzi zdający powinien napisać równanie reakcji chemicznej, a nie jej schemat. 6. Dobór współczynników w równaniach reakcji chemicznych może różnić się od przedstawionego w modelu (np. mogą być zwielokrotnione), ale bilans musi być prawidłowy. Niewłaściwy dobór lub brak współczynników powoduje utratę 1 punktu za zapis tego równania. 7. W rozwiązaniach zadań rachunkowych oceniane są: metoda, wykonanie obliczeń i podanie wyniku z jednostką. W obliczeniach cząstkowych zapis jednostek nie jest wymagany, ale jeśli jednostki są, to muszą być poprawne. Błędny zapis jednostki lub jej brak przy ostatecznym wyniku liczbowym powoduje utratę 1 punktu. (W obliczeniach wymagane jest poprawne zaokrąglanie wyników liczbowych.) 8. Za poprawne obliczenia będące konsekwencją zastosowania niepoprawnej metody zdający nie otrzymuje punktów. 9. Za poprawne spostrzeżenia i wnioski będące konsekwencją niewłaściwie zaprojektowanego doświadczenia zdający nie otrzymuje punktów. 10. Za napisanie wzorów strukturalnych zamiast wzorów półstrukturalnych (grupowych) nie odejmuje się punktów. 11. Zapis „”, „” w równaniach reakcji nie jest wymagany. 12. Należy uznać „” i „T” jako oznaczenie podwyższonej temperatury. 13. W równaniach reakcji, w których ustala się stan równowagi, brak „⇄” nie powoduje utraty punktów. 2 Próbna matura „Chemia z Tutorem” dla uczniów klas maturalnych 31-03-2015 Ocenianie: Uczeń otrzymuje pełną liczbę punktów za prawidłowe rozwiązanie i dobrą odpowiedź. W przypadku zadań za 2 pkt uczeń może otrzymać 1 pkt za niepełną odpowiedź lub rozwiązanie częściowe, jeżeli wykonał i zapisał co najmniej połowę częściowych elementów rozwiązania. Odpowiednio w przypadku zadań za 3 pkt uczeń może otrzymać 2 lub 1 pkt jeżeli przedstawi ważne części rozwiązania. © Oficyna Wydawnicza „Tutor” 3 © dr inż. Zdzisław Głowacki Oficyna Wydawnicza „Tutor” Rysunek do zadań: 1., 2., 3., 4. i 5. Schematyczny rysunek przedstawia fragment układu okresowego pierwiastków. Zadanie 1. (1 pkt) przyznane punkty Kierunek wzrostu wartości promieni atomowych pierwiastków zaznaczonych strzałkami wskazują poprawnie strzałki (podkreśl dobre odpowiedzi): Strzałka A Strzałka B Strzałka C Strzałka D Komentarz: Należy podkreślić strzałkę A oraz strzałkę D. W grupie, wraz ze wzrostem masy atomowej, rośnie liczba powłok elektronowych, więc rośnie długość promienia atomowego. Zadanie 2. (2 pkt) przyznane punkty Oceń prawdziwość stwierdzeń 1. i 2. wpisanych do tabeli. Wpisz literę P, jeżeli stwierdzenie jest prawdziwe, lub literę F, jeżeli jest fałszywe. W zdaniach 3. i 4. podkreśl właściwe słowa, takie, żeby stwierdzenia były odpowiednio jedno prawdziwe, a drugie fałszywe. Stwierdzenie P/F 1. Zgodnie ze strzałką A rośnie wartość energii jonizacji tych pierwiastków, natomiast maleje zgodnie ze strzałką B. F 2. Właściwości kwasowe tlenków na najwyższych stopniach utlenienia tworzonych przez pierwiastki objęte strzałkami B i C rosną zgodnie z kierunkiem wskazywanym przez te strzałki. P 3. Zgodnie ze strzałką A rośnie/maleje elektroujemność tych pierwiastków, jednocześnie aktywność chemiczna wzrasta/maleje. P 4. Moc wodorotlenków tworzonych przez pierwiastki z grupy pierwszej i drugiej rośnie/maleje w kierunku wskazanym przez strzałkę A oraz rośnie/maleje w przypadku pierwiastków wskazywanych przez strzałkę B. (Mogą być też inne odpowiedzi – jest to przykład.) F 4 Próbna matura „Chemia z Tutorem” dla uczniów klas maturalnych 31-03-2015 Zadanie 3. (1 pkt) a) przyznane punkty Zaznacz (zamaluj) na schemacie układu pozycję tych pierwiastków z trzeciego okresu, u których na ostatniej powłoce w stanie podstawowym znajdują się nie więcej niż dwa elektrony na orbitalach typu p. b) Narysuj strzałkę w grupie 17. pierwiastków, która będzie wskazywała wzrost powinowactwa elektronowego dla pierwiastków z tej grupy. Informacja dodatkowa do zadań: 4. i 5. Przygotowano próbkę stopu zawierającą różne masy trzech pierwiastków. Dwa z nich zaznaczono na wykresie znaczkiem . Trzeci z nich miał liczbę atomową równą 47. Stop całkowicie roztworzono w nadmiarze stężonego kwasu azotowego(V). Zadanie 4. (2 pkt) przyznane punkty Po dodaniu do roztworzonego stopu nadmiaru kwasu solnego wytrącił się osad, którego masa była równa 40% masy próbki stopu. Oblicz, z dokładnością do 0,1%, zawartość procentową srebra w tym stopie. Obliczenia: MAgCl = 143,32 g/mol MAg = 107,87 g/mol Ag+ + Cl AgCl 143,32 g mstopu --------- 40% 100% mstopu = 358,3 g 358,3 g 107,87 g ---------- 100% z% z% = 30,106 % Odpowiedź: Zawartość procentowa srebra w stopie wynosi 30,1%. Zadanie 5. (2 pkt) przyznane punkty Uzupełnij tabelę, wpisując informacje, o które jesteś proszony. 1. Przedstaw w tzw. klatkach Hunda elektrony walencyjne atomu miedzi. 4s1 2. Który prosty jon metalu z tego stopu posiada najwięcej niesparowanych elektronów? 3. Podaj pięć jonów, których stężenie jest najwyższe po roztworzeniu stopu w HNO3. © Oficyna Wydawnicza „Tutor” 3d10 Cu2+ Cu2+, Ag+, Zn2+, NO3, H+ 5 © dr inż. Zdzisław Głowacki Oficyna Wydawnicza „Tutor” 4. Zapisz nazwę gazu, oraz jego wzór elektronowy (kreskowy), który wydzielał się w trakcie procesu roztwarzania stopu. Tlenek azotu (IV) Zadanie 6. (2 pkt) przyznane punkty Zmieszano 220 cm3 0,1 mol/dm3 roztworu NaOH z 120 cm3 0,24 mol/dm3 roztworu HCl. Oblicz pH roztworu po zmieszaniu. Wynik podaj z dokładnością do części dziesiątych. Obliczenia: 2) Obliczamy pH 1) Obliczamy liczbę moli wodorotlenku i kwasu n 0,1 = NaOH 0,22 0,0288 0,022 = 0,0068 mola H+ nadmiar V = 220 cm3 + 120 cm3 = 340 cm3 0,0068 [H+] = = 0,02 mol/dm3 0,34 nNaOH = 0,022 mola 0,24 = pH = log[H+] = 1,7 nHCl 0,12 nHCl = 0,0288 mola nadmiar kwasu Odpowiedź: pH roztworu po zmieszaniu wynosi 1,7. Schemat do zadań od 7. do 9. Na2CrO4 chromian(VI) sodu Cr2(SO4)3 siarczan(VI) chromu(III) 6 Próbna matura „Chemia z Tutorem” dla uczniów klas maturalnych 31-03-2015 Zadanie 7. (2 pkt) przyznane punkty Zapisz cząsteczkowo równanie reakcji nr 3 przedstawionej na tym schemacie. Podaj równania elektronowo-jonowe procesów utleniania i redukcji. 2 Cr(OH)3 + 4 NaOH + 3 H2O2 2 Na2CrO4 + 8 H2O 5 OH + Cr(OH)3 CrO42 + 3e + 4 H2O / 2 2 H2O + H2O2 + 2e 2 H2O + 2 OH / 3 Zadanie 8. (1 pkt) przyznane punkty Wpisz do okienek na schemacie wzory i nazwy produktów reakcji zawierających atomy chromu w cząsteczce. Zadanie 9. (1 pkt) przyznane punkty Zapisz pełne konfiguracje elektronowe atomu chromu oraz prostego jonu chromu występującego w wodorotlenku znajdującym się na schemacie. 24Cr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 Cr3+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 Informacja do zadań od 10. do 14. OZNACZANIE TLENU METODĄ WINKLERA Tlen rozpuszczony występuje we wszystkich wodach naturalnych, stykających się z powietrzem atmosferycznym. Pochodzi on głównie z atmosfery oraz niekiedy z procesów fotosyntezy roślin wodnych (wodorostów, glonów i planktonu). Zawartość rozpuszczonego tlenu w wodach naturalnych wynosi od 0 do 14,0 mg/l i rzadko przewyższa tę ostatnią wartość. W Tabeli 1. przedstawiono graniczne wartości zawartości tlenu, jaką musi posiadać woda należąca do odpowiedniej klasy czystości. Tabela 1. Wartości graniczne zawartości tlenu rozpuszczonego jako wskaźnika jakości wody w klasach czystości wód powierzchniowych (Rozporządzenie Ministra Środowiska z dnia 11 lutego 2004 r. (Dz. U. Nr 32, poz. 284)) Wartości graniczne w klasach Klasa czystości wód IV (mg O2/l) I II III IV V © Oficyna Wydawnicza „Tutor” 7 6 5 4 <4 7 © dr inż. Zdzisław Głowacki Oficyna Wydawnicza „Tutor” Metoda Winklera jest najstarszą, znaną od 100 lat i dotychczas stosowaną metodą oznaczania rozpuszczonego tlenu w wodzie. Tlen rozpuszczony w wodzie utlenia w środowisku alkalicznym wodorotlenek manganu(II) do związków manganu(IV), które następnie w kwaśnym środowisku utleniają jony jodkowe do wolnego jodu w ilości równoważnej zawartości tlenu w wodzie. Jod oznacza się miareczkowo titrantem, którym jest mianowany roztwór tiosiarczanu sodu (Na2S2O3), wobec skrobi. Na podstawie ilości zużytego tiosiarczanu sodu oblicza się zawartość tlenu. Reakcje przebiegające podczas tego oznaczenia przedstawiają w uproszczeniu poniższe jonowe równania: etap 1 2Mn2+ + 4OH– + O2 → 2MnO2 + 2H2O etap 2 MnO2 + 2I– + 4H+ → Mn2+ + I2 + 2H2O etap 3 2S2O32– + I2 → S4O62– + 2I– Zadanie 10. (2 pkt) przyznane punkty Wpisz do drugiej kolumny P – jeżeli stwierdzenie jest prawdziwe, lub F – jeżeli fałszywe. 1. W metodzie Winklera tylko w trakcie etapów 1. i 2. zachodzi proces utleniania manganu. F 2. MnO2 w drugim etapie tej metody jest utleniaczem. P 3. Atomy siarki w 3. etapie tej metody ulegają utlenieniu. P 4. Skrobia w tej metodzie pełni rolę wskaźnika – wykrywa jony jodkowe. F 5. Titrantem w tej metodzie jest roztwór tiosiarczanu sodowego. P Zadanie 11. (2 pkt) przyznane punkty Oblicz, jaka objętość tlenu, wyznaczona w warunkach normalnych, powinna być rozpuszczona w 1 m3 wody powierzchniowej o I klasie czystości. Wynik podaj z dokładnością do setnych części dm3. Obliczenia: 1) Obliczamy masę tlenu. 7 mg O2 ------ 7 mg O2 ------ 1 dm3 7 000 mg O2 2) Obliczamy objętość tlenu. 1l 32g O2 ------ 22,4 dm3 7g O2 ------ vx vx = 4,90 dm3 ------ 1000 dm3 = 1 m3 Odpowiedź: W 1 m3 wody powierzchniowej o I klasie czystości powinno być rozpuszczone 4,90 dm3 tlenu. 8 Próbna matura „Chemia z Tutorem” dla uczniów klas maturalnych 31-03-2015 Zadanie 12. (3 pkt) przyznane punkty Pobrano do badania 2 dm3 wody z jeziora. Trzykrotnie przeprowadzono oznaczanie tlenu w badanej wodzie metodą Winklera, pobierając za każdym razem próbki wody o objętości 200 cm3. Wydzielony wolny jod miareczkowano titrantem – roztworem Na2S2O3 o stężeniu 0,01 mol/l do momentu odbarwienia dodanego pod koniec miareczkowania wskaźnika skrobiowego. Zużyto kolejno: 12,6 cm3; 12,4 cm3 i 12,5 cm3 titranta. a) Oblicz, ile mg O2 odpowiada 1 cm3 zużytego do miareczkowania roztworu Na2S2O3 o stężeniu 0,01 mol/l. b) Podaj, do której klasy czystości należy badana woda. Obliczenia: a) Obliczamy ile mg O2 odpowiada 1cm3 titranta. 1cm3 titranta zawiera 0,01 103 moli S2O32 = 0,01 mmoli S2O32 4 mole S2O32 titrant 1 mol O2 ----- 1 mmol O2 = 32 mg ------- 4 mmole S2O32 mO2 ------ 0,01 mmoli mO2 = 0,08 mg b) Obliczamy średnią liczbę cm3 użytego titranta = 12,5 cm3. Obliczamy masę tlenu w badanej objętości 200 cm3, czyli 12,5 cm3 0,08 mg = 1 mg na 0,2 dm3, a następnie przeliczamy na 1 dm3, otrzymujemy 5 mg O2/l – klasa III. Odpowiedzi: 1 cm3 Na2S2O3 odpowiada 0,08 mg O2. Badana woda należy do III klasy czystości. Zadanie 13. (2 pkt) przyznane punkty Wybierz z równań reakcji chemicznych przedstawionych w metodzie Winklera wszystkie te jony, które mogą pełnić w reakcjach chemicznych rolę zasad Brønsteda. Wpisz je do poniższej tabeli oraz dopisz do nich sprzężone z nimi kwasy. Nie musisz wypełniać wszystkich pozycji w tabeli. zasada Brønsteda OH I S2O32 S4O62 sprzężony kwas H2O HI HS2O3 HS4O6 © Oficyna Wydawnicza „Tutor” 9 © dr inż. Zdzisław Głowacki Oficyna Wydawnicza „Tutor” Zadanie 14. (2 pkt) przyznane punkty Cząsteczka tiosiarczanu jest siarkowym analogiem siarczanu(VI), w którym jeden z atomów tlenu został zastąpiony atomem siarki. Narysuj poniżej wzory strukturalne jonu siarczanowego(VI) oraz jonu tiosiarczanowego. Pod wzorami wpisz liczbę wiązań sigma występujących w danym jonie. jon siarczanowy (VI) jon tiosiarczanowy liczba wiązań sigma 4 liczba wiązań sigma 4 Informacja do zadań: 15. i 16. Do rozwiązania tych zadań wykorzystaj wartości stałych dysocjacji podane w karcie Wybrane wzory i stałe fizykochemiczne. Do obliczenia wartości logarytmów możesz wykorzystać zawarte w karcie tablice logarytmów. Wykonując obliczenia, możesz zastosować przybliżenia, jakie są wprowadzane w przypadku słabych elektrolitów. Zadanie 15. (1 pkt) przyznane punkty Jaki jest stopień dysocjacji tego kwasu metanowego w roztworze o stężeniu 0,1 moldm3? Wynik podaj z dokładnością do 0,1%. Obliczenia: K Ka = 1,8 104 α = √C = 0,0424 C = 0,1 mol/dm3 α = 4,2 % C K ≥400 warunek spełniony (sprawdzenie tego warunku nie jest wymagane) Odpowiedź: Stopień dysocjacji kwasu metanowego o stężeniu 0,1 moldm3 wynosi 4,2%. Zadanie 16. (1 pkt) przyznane punkty Oblicz pH roztworu kwasu propanowego o stężeniu 0,01 moldm3. Wynik podaj z dokładnością do 0,1. Obliczenia: Ka = 1,4 105 C = 0,01 mol/dm3 C K K [H+ ] α = √C = 0,0374 α= α = 3,7 % [H+] = 0,37 103 mol/dm3 pH = log[H+] ≥400 warunek spełniony (sprawdzenie tego warunku nie jest wymagane) C ∙100% pH = 3,4 Odpowiedź: pH roztworu kwasu propanowego o stężeniu 0,01 moldm3 wynosi 3,4. 10 Próbna matura „Chemia z Tutorem” dla uczniów klas maturalnych 31-03-2015 Informacja do zadań: 17., 18., 19. i 20. Studenci do przeprowadzenia reakcji estryfikacji użyli czystego, bezwodnego alkoholu oraz roztworu wodnego kwasu etanowego o gęstości 1,061 g/cm3. Liczba moli użytego alkoholu była o 0,1 mola większa od liczby moli kwasu w roztworze. Korzystając z chromatografu gazowego, co minutę wyznaczali skład mieszaniny reakcyjnej. Wyniki nanosili na przedstawiony poniżej wykres. woda ester alkohol kwas Zadanie 17. (1 pkt) przyznane punkty a) Opisz na wykresie krzywe przedstawiające zmiany liczby moli reagentów w trakcie trwania badania. b) Po ilu minutach trwania doświadczenia szybkość tworzenia cząsteczek estru była taka sama jak szybkość hydrolizy cząsteczek estru? Odpowiedź: Szybkość tworzenia cząsteczek estru była taka sama jak szybkość hydrolizy cząsteczek estru po 6 minutach trwania doświadczenia. Zadanie 18. (1 pkt) przyznane punkty Oblicz, ile wynosi stała równowagi (Kc) tej reakcji. Wynik podaj w postaci liczby całkowitej. Obliczenia: Kc = [ester][woda] [alkohol][kwas] Kc = [0,55][0,65] [0,15][0,05] Kc = 48 Odpowiedź: Stała równowagi (Kc) tej reakcji wynosi 48. © Oficyna Wydawnicza „Tutor” 11 © dr inż. Zdzisław Głowacki Oficyna Wydawnicza „Tutor” Zadanie 19. (2 pkt) przyznane punkty Oblicz, jakie było stężenie procentowe oraz molowe (w mol/dm3) użytego kwasu etanowego. Wyniki podaj z dokładnością do części dziesiątych. Obliczenia: 1) Obliczamy masę wody. 1 mol H2O 0,1 mola ----------- 2) Obliczamy masę kwasu. 18 g 1,8 g 1 mol kwasu etanowego 0,6 mola 3) Obliczamy objętość roztworu. 4) Obliczamy stężenia. 0,6 1 cm3 1,061 g ------ 37,8 g ------ 35,63 cm3 ------ 60 g ------ 36 g Cm = 0,03563 =16,8 mol dm3 36 Cp = 37,8 ∙100% = 95,2% Odpowiedź: Stężenie procentowe wynosi 95,2%, a stężenie molowe jest równe 16,8 mol/dm3. Zadanie 20. (2 pkt) przyznane punkty Oblicz, ile średnio cząsteczek estru powstawało na sekundę w czasie pierwszej minuty doświadczenia, a ile w trakcie drugiej minuty doświadczenia. Obliczenia: 2) W czasie drugiej minuty: 1) W czasie pierwszej minuty: 0,15 mola estru 0,2 mola estru ------ 1 min = 60 s 0,0033 mola ------ 1 s 1 mol -----0,0033 mola -----zaokrąglając: 0,0025 mola 6,02 1023 cząsteczek 1,99 1021 cząsteczek 2 1021 cząsteczek ------ 1 min = 60 s ------ 1s 1 mol ------ 6,02 1023 cząsteczek 0,0025 mola ------ 1,505 1021 cząsteczek zaokrąglając: 1,5 1021 cząsteczek Odpowiedź: W czasie pierwszej minuty doświadczenia powstawało średnio 2 1021 cząsteczek estru na sekundę, a w czasie drugiej minuty powstawało średnio 1,5 1021 cząsteczek na sekundę. Uczeń mógł także podać odpowiednio: 0,033 mol/s i 0,0025 mol/s. 12 Próbna matura „Chemia z Tutorem” dla uczniów klas maturalnych 31-03-2015 Schemat do zadań od 21. do 24. Zadanie 21. (1 pkt) przyznane punkty Podkreśl w tabeli, jakie rodzaje reakcji chemicznych oraz mechanizmy odpowiadają reakcjom wskazanym liczbami 2 i 6 na schemacie. Liczba Rodzaj i mechanizm reakcji chemicznej (podkreśl właściwe) 2 addycja / substytucja / eliminacja / / elektrofilowa / nukleofilowa / rodnikowa 6 addycja / substytucja / eliminacja / / elektrofilowa / nukleofilowa / rodnikowa © Oficyna Wydawnicza „Tutor” 13 © dr inż. Zdzisław Głowacki Oficyna Wydawnicza „Tutor” Zadanie 22. (2 pkt) przyznane punkty Wpisz do okienek na Schemacie wzory półstrukturalne organicznych produktów otrzymanych odpowiednio w wyniku reakcji oznaczonych numerami 8, 9 i 10. Zadanie 23. (1 pkt) przyznane punkty Wpisz poniżej nazwy systematyczne organicznych produktów otrzymanych odpowiednio w wyniku reakcji oznaczonych podanymi numerami. Nr reakcji Nazwa systematyczna organicznego produktu reakcji 1 etyloamina / etanoamina 5 etanian sodu / sól sodowa kwasu etanowego 9 etanian etylu Zadanie 24. (2 pkt) przyznane punkty Zapisz cząsteczkowo i jonowo przebieg reakcji nr 4. Reakcję przeprowadzono wykorzystując odczynnik Tollensa. Współczynniki uzgodnij za pomocą równań elektronowo-jonowych. Przykładowo: H3CCHO + Ag2O H3CCOOH + 2 Ag 2 OH + H3CCHO H3CCOOH + 2e + H2O H2O + Ag2O + 2e 2 Ag + 2 OH lub z odczynnikiem Tollensa: 2 OH + + 2 e + H2 O 2 Ag(NH3)2 + 2 e 2 Ag + 2 NH3 CH3CHO + 2 Ag(NH3)2OH CH3COOH + 2 Ag + 2 NH3 + H2O Zapisy H3CCHO oraz CH3CHO uznajemy za poprawne. 14 Próbna matura „Chemia z Tutorem” dla uczniów klas maturalnych 31-03-2015 Informacja do zadań: 25., 26., 27., 28. i 29. W 1860 roku Hermann Kolbe (niemiecki chemik) otrzymał kwas salicylowy kwas 2hydroksybenzenokarboksylowy (związek 1.) metodą stosowaną do dziś w przemyśle (znaną jako reakcja Kolbego). Pierwszy etap tej reakcji polega na działaniu tlenkiem węgla(IV) na fenolan sodu w temperaturze 125C pod ciśnieniem 0,5 MPa. W wyniku elektrofilowego ataku CO2 na pierścień aromatyczny fenolanu powstaje salicylan sodu. W drugim etapie otrzymany salicylan zakwasza się kwasem siarkowym(VI) i powstaje wolny kwas salicylowy oraz obojętna sól sodowa. Kwas salicylowy jest wprawdzie skutecznym lekiem przeciwbólowym i przeciwzapalnym, ale powoduje liczne podrażnienia błony śluzowej żołądka. Pochodną tego kwasu, w formie nadającej się do stosowania farmaceutycznego, posiadającą właściwości przeciwbólowe, przeciwzapalne i przeciwgorączkowe zsyntetyzował w roku 1897 Felix Hoffmann, niemiecki chemik pracujący wówczas dla przedsiębiorstwa chemicznego Friedrich Bayer & Co. Był to kwas acetylosalicylowy (związek 2.) sprzedawany pod nazwą handlową aspiryna. Aspiryna była pierwszym lekiem uzyskanym w sposób syntetyczny, a nie wyizolowanym z surowców występujących w przyrodzie. Syntezę aspiryny uważa się za początek przemysłu farmaceutycznego. Zastosowanie w medycynie mają również inne pochodne kwasu salicylowego: salicylan metylu (związek 3.) składnik maści przeciwreumatycznych oraz salicylan fenylu (związek 4.) – lek przeciwbakteryjny stosowany m. in. w leczeniu zakażeń pęcherza moczowego (znany pod nazwą salol) i kwas 4-aminosalicylowy tzw. PAS (związek 5.), mający zastosowanie w leczeniu gruźlicy. Zadanie 25. (2 pkt) przyznane punkty Zapisz wzory półstrukturalne związków 1. oraz 3., 4. i 5., o których mowa powyżej w tekście. związek 1. związek 2. związek 3. Zadanie 26. (1 pkt) związek 4. związek 5. przyznane punkty Biorąc pod uwagę budowę wybranych związków (1.5.), wyjaśnij, dlaczego kwas salicylowy w porównaniu z pozostałymi związkami najbardziej powoduje podrażnienia błony śluzowej żołądka. W żołądku panuje niskie pH. Kwas salicylowy, spośród wymienionych związków, wykazuje najsilniejszy charakter kwasowy. Grupa –OH w pozycji 2 (orto) do karboksylowej znacznie zwiększa moc kwasu. Z tego powodu kwas salicylowy najsilniej podwyższa kwasowość w żołądku powodując podrażnienie błon śluzowych. © Oficyna Wydawnicza „Tutor” 15 © dr inż. Zdzisław Głowacki Oficyna Wydawnicza „Tutor” Zadanie 27. (2 pkt) przyznane punkty Zapisz, za pomocą wzorów półstrukturalnych, równania reakcji zachodzących w czasie dwóch etapów otrzymywania kwasu salicylowego metodą Kolbego. 1) C6H5ONa + CO2 C6H4(OH)COONa 2) 2 C6H4(OH)COONa + H2SO4 2 C6H4(OH)COOH + Na2SO4 Zadanie 28. (2 pkt) przyznane punkty Oblicz, jakiej masy fenolanu sodu [g] i jakiej objętości tlenku węgla(IV) [dm3] odmierzonego w warunkach normalnych należy użyć w celu otrzymania 0,20 kg kwasu salicylowego, wiedząc, że pierwszy etap syntezy zachodzi z wydajnością 80%, a drugi 90%. Wyniki podaj z dokładnością do dwóch miejsc po przecinku. Obliczenia: I Sposób. Msalicylan sodu = 160 g/mol Mkwas salicylowy = 138 g/mol Mfenolan sodu = 116 g/mol 2 160 g ------ 2 138 g 231,88 g ------ 200 g 22,4 dm3 CO2 ------ 160 g 36,07 dm3 CO2 ------ 257,64 g 231,88 g -----257,64 g ------ 36,07 dm3 CO2 -----45,09 dm3 CO2 ------ 116 g 186,79 g 186,79 g 233,49 g 90% 100% 80% 100% ------ 160 g ------- 257,64 g -----80% ------ 100% II Sposób (obliczenia prostsze). sumaryczna wydajność: WC = 80% 90% 72% 0,20 kg kwasu salicylowego ------ 72% 0,27778 kg ------ 10% 138 g 277,78 g ----------- 116 g 233,4 g ----------- 22,4 dm3 45,09 dm3 Odpowiedź: W celu otrzymania 0,20 kg kwasu salicylowego należy użyć 233,49 g fenolanu sodu i 45,09 dm3 CO2. 16 Próbna matura „Chemia z Tutorem” dla uczniów klas maturalnych 31-03-2015 Zadanie 29. (3 pkt) przyznane punkty Zaproponuj doświadczenie chemiczne, na podstawie którego wykażesz, że kwas salicylowy kwas 2-hydroksybenzenokarboksylowy (związek 1.) jest silniejszym kwasem od kwasu 4-aminosalicylowego (związek 5.). Otrzymałeś do badania po 5 gramów każdej substancji. Masz do dyspozycji szkło laboratoryjne (probówki, zlewki, pipety kalibrowane, kolby miarowe itp.), wagę analityczną oraz odczynniki i wskaźniki chemiczne. Schemat doświadczenia wraz z opisem. Przykładowa odpowiedź: W obu probówkach umieszczam odważone porcje związku 1. i związku 5. zawierające taką samą liczbę moli każdego z tych kwasów, np. w I probówce 0,01 mola kwasu 2-hydroksybenzenokarboksylowego, a w II 0,01 mola kwasu 4-aminosalicylowego. Do obu probówek dodaję porcjami, np. po 0,5 cm3 1-molowego roztworu NaOH z dodatkiem fenoloftaleiny. Obserwuję ilość dodanego i odbarwionego roztworu zasady w obu probówkach i porównuję ich końcową objętość. Spodziewane obserwacje. W probówce I, w której został umieszczony mocniejszy kwas odbarwi się większa objętość dodanego odczynnika. Wnioski. Kwas salicylowy (kwas 2-hydroksybenzenokarboksylowy) odbarwia większą objętość roztworu NaOH z fenoloftaleiną, więc jest silniejszym kwasem od kwasu 4-aminosalicylowego. © Oficyna Wydawnicza „Tutor” 17 © dr inż. Zdzisław Głowacki Oficyna Wydawnicza „Tutor” Informacja do zadań: 30., 31., 32. i 33. Rok 2014 został ogłoszony przez ONZ Rokiem Krystalografii. Celem obchodów jest propagowanie wiedzy o krystalografii, jej narzędziach, obiektach badań i odkryciach, szczególnie tych, które przyczyniły się do rozwoju nauki i przemysłu. Jednym z najbardziej spektakularnych, wczesnych osiągnięć krystalografii było ustalenie struktury antybiotyku penicyliny w oparciu o analizę rentgenowską. W czasie II wojny światowej, tysiące naukowców starało się tego dokonać, z uwagi na olbrzymie zapotrzebowanie na penicylinę dla ofiar działań wojennych. Penicylina była skutecznym antybiotykiem. O ile w czasie I wojny światowej umierało w wyniku zakażeń bakteryjnych kilkanaście procent rannych, to w czasie II wojny, w wyniku stosowania penicyliny, liczba ta spadła do jednego procentu. Odkrycia struktury penicyliny dokonała Dorothy Crowfoot Hodgkin w 1945 roku, wskazując że penicylina zawiera czteroczłonowy pierścień β-laktamowy, o czym chemicy wówczas nie wiedzieli. Laktamy, także β-laktamy, to cykliczne amidy powstałe w wyniku wewnątrzcząsteczkowej reakcji kondensacji zachodzącej pomiędzy grupami karboksylowymi i aminowymi aminokwasów. W zależności od położenia w cząsteczce grupy aminowej względem grupy karboksylowej mogą się tworzyć np. β, γ lub δ-laktamy. Antybiotyki β-laktamowe to bardzo szeroka grupa antybiotyków, do której należą: penicyliny, cefalosporyny, monobaktamy, karbapenemy i inhibitory β-laktamaz. Wszystkie działają podobnie, hamując syntezę ściany komórkowej bakterii i w konsekwencji prowadząc do śmierci bakterii. Rys. 1. Wzór strukturalny penicyliny benzylowej G. Była ona pierwszym szeroko stosowanym, naturalnym antybiotykiem. Zadanie 30. (1 pkt) przyznane punkty Jednym z produktów hydrolizy penicyliny jest aromatyczny kwas karboksylowy. Podaj jego nazwę systematyczną oraz masę cząsteczkową. Jest to kwas fenyloetanowy o masie cząsteczkowej równej 136 g/mol. Zadanie 31. (2 pkt) przyznane punkty Wpisz do drugiej kolumny P – jeżeli stwierdzenie jest prawdziwe, lub F – jeżeli fałszywe. 1. Cząsteczka penicyliny benzylowej G jest chiralna, posiada asymetryczne atomy węgla w pierścieniu β-laktamowym. P 2. Penicylinę z uwagi na obecność grupy NH oraz –COOH można zaliczyć do aminokwasów. F 18 Próbna matura „Chemia z Tutorem” dla uczniów klas maturalnych 31-03-2015 3. Grupy NH oraz –COOH w penicylinie wzajemnie się zobojętniają, tworzą sole wewnętrzne, dlatego wodny roztwór penicyliny jest obojętny. F 4. Penicylinę można wykryć za pomocą kwasu azotowego(V). P 5. W cząsteczce penicyliny benzylowej G występują dwa wiązania amidowe. P Zadanie 32. (1 pkt) przyznane punkty Narysuj wzór półstrukturalny laktamu, jaki utworzy naturalny aminokwas białkowy – kwas L-glutaminowy. Zadanie 33. (2 pkt) a) przyznane punkty Wskaż, które aminokwasy są względem siebie izomerami optycznymi. A. B. C. Odpowiedź. Izomerami optycznymi są: A i B (wzory C i D podstawiają tą samą cząsteczkę). b) Podaj nazwę zwyczajową i systematyczną aminokwasu oznaczonego literą A. Kwas 2-aminopropanowy (alanina). © Oficyna Wydawnicza „Tutor” D. 19 © dr inż. Zdzisław Głowacki Oficyna Wydawnicza „Tutor” Zadanie 34. (2 pkt) przyznane punkty Do naczynia zawierającego siarczan(VI) miedzi(II) wstawiono blaszkę wykonaną z żelaza. Po pewnym czasie blaszkę wyjęto i stwierdzono, że jej masa zmieniła się o 2,2 g. Zapisz jonowo równanie chemiczne opisujące zachodzące procesy. Ile gramów wynosi masa miedzi osadzonej na blaszce z żelaza? Masę podaj z dokładnością do dziesiątych części grama. Równanie reakcji: Cu2+ + Fe Fe2+ + Cu Obliczenia: MFe = 55,85g/mol MCu = 63,55g/mol 55,85 g ----------- 63,55 g Cu 7,7 g różnicy w masie 63,55 g -------- 7,7 g mCu --------- 2,2 g mCu= 18,2 g Odpowiedź: Masa miedzi osadzonej na blaszce z żelaza wynosi 18,2 g. Zadanie 35. (3 pkt) przyznane punkty Wapno palone otrzymuje się w wyniku prażenia wapienia w piecu zwanym wapiennikiem. Zachodzą wówczas reakcje: C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔH2 = 390 kJ mol1 CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) ΔH1 = 180 kJ mol1 Energia uzyskiwana ze spalania węgla kamiennego jest o 20% niższa od podanej w reakcji chemicznej spalania czystego węgla. Ponadto efektywne wykorzystanie uzyskiwanej energii na proces rozkładu wapienia wynosi tylko 60% reszta energii cieplnej ulega rozproszeniu. Wapień wprowadzany do wapiennika zawiera 90% węglanu wapnia. Zanieczyszczenia nie mają wpływu na procesy termochemiczne zachodzące w wapienniku. Oblicz, ile maksymalnie kilogramów wapienia może przypadać na 200 kg węgla kamiennego, aby w takim piecu wypalanie przebiegało bez konieczności dostarczania energii z zewnątrz. Wynik obliczeń zaokrąglij w dół do 1 kg. 20 Próbna matura „Chemia z Tutorem” dla uczniów klas maturalnych 31-03-2015 Obliczenia: 1) Obliczamy energię uzyskiwaną ze spalania węgla kamiennego. 0,2 (390) = 78 kJ 390 – (78) = 312 kJ 0,6 (312) = 187,2 kJ w przeliczeniu na 1 mol C 2) Obliczamy ile kg wapienia przypada na 200 kg węgla kamiennego. 12g C -----187,2 kJ 0,012 kg C -----0,1872 MJ 200 kg C -----3120 MJ 100 g CaCO3 -----0,1 kg -----1733,33 kg ------ 180 kJ 0,180 MJ 3120 MJ 1733,33 kg ------ 90% 1925,93 kg ------ 100% po zaokrągleniu w dół mCaCO3 = 1925 kg Odpowiedź: Na 200 kg węgla kamiennego może maksymalnie przypadać 1925 kg wapienia. To już koniec zmagań . Dziękujemy. dr inż. Zdzisław Głowacki – Oficyna Wydawnicza „Tutor” e-mail: [email protected] © Oficyna Wydawnicza „Tutor”
Klucz odpowiedzi znajdziesz w tym tekście. MATURA PRÓBNA 2020: Chemia - poziom rozszerzony. Zobacz arkusz z zadaniami z 8 kwietnia i odpowiedzi 15 kwietnia 2020 r.
Klucz odpowiedzi. Na bieżąco aktualizowany. Zadania obliczeniowe już są. Autorzy: Giardia Lamblia @-MatMati- (zadanie 31) Dyskusja na temat konkretnych zadań w osobnych wątkach! (także uwagi do klucza- zacytować fragment, dopisać swoja uwagę i wrzucić do odpowiedniego wątku: Arkusz: Uwagi do klucza: Zadanie 1 [Ar] 4s2 3d104p5 lub 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p5 7 p -1 +7 Zadanie 2 MB2 = 78,92g/mol + 80,92 g/mol = 159,84 g/mol 1 mol → 6,02 * 1023 cząsteczek → 159,84g 1 cząsteczka → x g x = 2,655 * 10-22 Pojedyncza cząsteczka bromu zbudowana z 2 różnych izotopów waży 2,655 * 10-22g Zadanie 3 x + y = 1 78,92x + 80,92y = 79,90 x = 1 - y 78,92 - 78,92y + 80,92y = 79,90 2y = 0,98 y = 0,49 49% atomów bromu występujących w przyrodzie ma masę atomową 80,92, a 51% 78,92. Zadanie 4 CBr2: Kowalencyjne niespolaryzowane (poniżej 0,4 uznajemy za niespolaryzowane, 0,4 uznajemy za słabo spolaryzowane a powyżej 0,4 za spolaryzowane) CaBr2 :Jonowe HBr: Kowalencyjne spolaryzowane Zadanie sp2 płaska Zadanie 3 sigma 1 pi (dla tego konkretnego wzoru, gdzie niezajmowane są orbitale d stan faktyczny jest tak jak powyżej) Zadanie 6 Ze względu na znaczną różnicę promienia jonowego Na+ i K+, jony te nie mogą wzajemnie się zastępować w obrębie jednego typu sieci krystalicznej. Zadanie 7 wodorowymi tetraedrycznej większą pływa po Zadanie 8 V wodoru : V tlenu = 2 : 1 (= 2) m wodoru : m tlenu = 1 : 8 (= 0,125) 0,1g wodoru 0,8g tlenu Zadanie 9 MCaSO4 = 136 g/mol n = m/M nCaSO4 = 1000/136 = 7,353 mol Powinno powstać nCaSO4 = nSO2 przy 100% wydajności = 7,353 mol SO2 Powstało: 1 mol gazu → 22,4 dm3 x mol SO2 → 150 dm3 x = 6,696 Wydajność (%) = nSO2 / nSO2 przy 100% wydajności * 100% = 6,696mol / 7,353mol * 100% = 91,065% Wydajność opisanego procesu wyniosła 91,065% Zadanie 10 zwiększenia endoenergetyczny (powinien być termiczny, bo podana jest entalpia, a nie entalpia swobodna) ma wpływ Zadanie 11 Mieszaninę soli umieszczam w zlewce i rozpuszczam w wodzie destylowanej. Następnie dodaję nadmiaru roztworu wodorotlenku sodu aż do całkowitego wytrącenia się osadu (Mg(OH)2). Przesączam zawartość zlewki przez sączek, a zebrany osad umieszczam w nowej, czystej zlewce. Zalewam osad nadmiarem kwasu solnego. Powstały roztwór odparowuję, a pozostały na dnie krystaliczny osad to czysty stały chlorek magnezu. Zadanie 12 równe wyższe wyższe Zadanie 13 mniej wyższe przyjmuje niebieskie zabarwienie Zadanie NaCl(aq) Na2CrO4(aq) K2SiO3(aq) Zadanie AgCl BaCrO4 MgSiO3 Zadanie 15 I zasadowy C17H35COO- + H2O ↔ C17H35COOH + OH- II kwasowy NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+ Zadanie 16 NH4+ → kwasu C17H35COO- → zasady Zadanie 17 II Zadanie 18 MKNO3 = 101 g/mol Cp nasyconego r-r = 31,9g / (100g + 31,9g) * 100% = 24,185% Cm = (Cp * d) / (M * 100%) = (24,185% * 1160 g/dm3) / (101 g/mol * 100%) = 2,778 mol/dm3 Stężenie molowe nasyconego wodnego roztworu KNO3 wynosi 2,778 mol/dm3 Zadanie Ze względu na niską rozpuszczalność CaSO4 należy użyć HCl Zadanie Cu(OH)2 + 2H3O+ → Cu2+ + 4H2O Cu(OH)2 + 2H+ → Cu2+ + 2H2O Zadanie 20 MAgCl3 = 133,5 g/mol MNaOH = 40 g/mol W 200g 15% r-r AlCl3 jest 200 * 0,15 = 30g chlorku glinu n = m/M nAlCl3 = 30/133,5 = 0,225 mol nNaOH = 32/40 = 0,8 mol Do całkowitego wytrącenia Al(OH)3 potrzeba 3nAlCl3 = 3 * 0,225 mol = 0,675 mol NaOH Oznacza to 0,8 mol - 0,675 mol = 0,125 mol nadmiaru NaOH, który dalej może reagować z Al(OH)3 Obserwacje: Na początku obserwujemy wytrącanie się osadu, który w pewnym momencie (przy dodawaniu kolejnych porcji roztworu NaOH) częściowo się roztwarza (zmniejsza się jego ilość) Zadanie 21 Al3+ + 3OH- → Al(OH)3↓ Al(OH)3 + OH- → [Al(OH)4]- Zadanie 22 MAl(OH)3 = 78 g/mol Zgodnie z obliczeniami z zadania 20 było 0,125 mol nadmiaru NaOH oraz 0,225 mol Al(OH)3 wychodząc z punktu, kiedy cały glin(III) się strącił. 0,225 mol - 0,125 mol = 0,1 mol Al(OH)3, który nie ma już z czym przereagować m = n * M mAl(OH)3 = 0,1 mol * 78 g/mol = 7,8g Po zakończeniu doświadczenia w kolbie znajdowało się 7,8g wodorotlenku glinu. Zadanie Redukcja: MnO4- + 5e- + 8H+ = Mn2+ + 4H2O Utlenianie: (COOH)2 = CO2 + 2e- + 2H+ Zadanie 2MnO4- + 5(COOH)2 + 6H+ → 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O Zadanie Utleniacz: MnO4- Reduktor: (COOH)2 Zadanie 24 P, F, P Zadanie 25 Addycja: CH2=C(CH3)-CH2-CH3 + HBr → CH3-CBr(CH3)-CH2-CH3 Substytucja: CH3-C(OH)(CH3)-CH2-CH3 + HBr → CH3-CBr(CH3)-CH2-CH3 + H2O lub CH3-CH(CH3)-CH2-CH3 + Br2 ---(hv)→ CH3-CBr(CH3)-CH2-CH3 + HBr Zadanie 26 Eloektrofilowego Nukleofilowego (pierwsza) lub rodnikowego (druga) Zadanie 27 Zgodnie z regułą Markownikowa, w wyniku addycji HBr (wodór o niskiej elektroujemności) do węgli wiązania podwójnego, wodór dołącza się do węgla o większej ilości atomów wodoru (atomów elektrododatnich), stąd produktem addycji HBr do 2-metylobut-1-enu jest 2-bromo-2-metylobutan. Natomiast w wypadku substytucji nukleofilowej w środowisku kwasowym, następuje uprotonowanie grupy -OH alkoholu wraz z jej odszczepieniem - tworzy się karbokation. Powstały karbokation reaguje z nukleofilem Br- dając 2-bromo-2-metylobutan. Substytucja rodnikowa - ze względu na nierównocenność wiązań C-H atomów węgla o różnej rzędowości (niższa energia wiązania C-H węgla 3°), najwięcej powstaje tej monobromopochodnej, która powstała w wyniku podstawienia wodoru z 3° atomu węgla (również 3° rodniki są najtrwalsze), czyli 2-bromo-2-metylobutanu. (Zadanie jest dosyć dziwne, nie wiadomo tak na prawdę o co chodziło autorowi) Lub: Ze względu na podobny szkielet węglowy obydwu substratów oraz wykorzystując znane mechanizmy wiadomym jest, że produktem obydwu reakcji będzie 2-bromo-2-metylobutan. Zadanie 28 CH3-CH2-CH2-C*H(OH)-CH3 Pentan-2-ol 2-rzędowy Zadanie 29 B Zadanie 30 1,3 Zadanie 31 Z definicji stężenia procentowego 6% masowych roztworu kwasu oznacza, 6 g kwasu w 100 g roztworu, więc: MCH3COOH = 60g/mol 60g CH3COOH ------------ 1 mol 6 g CH3COOH ------------ x mol x=0,1mola mr = 100g dr = 1g/cm3 Vr = mr/dr Vr =100g * 1g/cm3 = 100cm3 = 0,1dm3 [CH3COOH] = 0,1mol / 0,1dm3 = 1mol/dm3 = C CH3COOH CH3COO- + H+ Kd = 1,8*10-5 ponieważ z treści zadania α<5% K = α2*C α = √(K/C) = √1,8*10-5 = √18*10-6 = 4,24*10-3 [H+] = α * C [H+] = 0,00424 * 1mol/dm3 = 0,00424 mol/dm3 pH = -log[H+] pH = -log(10-2 * 0,424) pH=2+0,377=2,377 ≈ 2,4 Zadanie Zadanie Zadanie Zadanie Po zmieszaniu obydwu roztworów i podgrzaniu u wylotu probówki można wyczuć charakterystyczny zapach octu. (mocniejszy kwas wyparł słabszy z jego soli) Zadanie 34 C Zadanie 35 Zadanie 36 1 - 858 g tłuszczu przyłączy 508g jodu (100g przyłączy 59,20g jodu)2 - 886 g tłuszczu przyłączy 508g jodu (100g przyłączy 57,34g jodu)3 - 832 g tłuszczu przyłączy 254g jodu (100g przyłączy 30,52g jodu) Czyli: 3,2,1 Zadanie 37 Seria 1 - fenol (benzenol) Seria 2 - glicyloalanyloglicyna Seria 3 - glukoza Naczynie 4 - glicerol (propano-1,2,3-triol) Zadanie 38 Próba biuretowa Zadanie 39 Obecność sąsiadujących ze sobą grup hydroksylowych (co najmniej 2). Zadanie 40 W naczyniu 3 była aldoza - cukier posiadający grupę aldehydową, która w może zostać utleniona przez wodorotlenek miedzi(II) po podgrzaniu - miedź(II) redukuje się do tlenku miedzi(I) i wytrąca się w postaci ceglastego osadu. Glicerol nie ma grup, które można w ten sposób utlenić Zadanie 41 Ala-Ala-GlyMatura próbna z chemii 2023 (PR) - pobierz odpowiedzi i zasady oceniania Matura próbna z chemii 2023 (PR) - pobierz barwny załącznik Arkusz matury próbnej z chemii edycji Matura z Maturitą 2023 przygotowany został w oparciu o nową podstawę programową oraz wymagania egzaminacyjne do matury w roku 2023 . 15 maja o godzinie 9 maturzyści napisali maturę z chemii na poziomie podstawowym i rozszerzonym. "Starą maturę" pisali uczniowie techników, zaś "nową maturę" uczniowie liceów. Co było na maturze z chemii? Matura 2015 zadania z chemii - arkusz CKE z chemii i odpowiedzi z chemii znajdziesz na MATURA 2015 CHEMIA ODPOWIEDZI POZIOM PODSTAWOWY Na maturze z chemii na poziomie rozszerzonym dla technikum były pytania o pierwiastki, atom miedzi, hydrolizację sacharozy i przemianę cyklopropanu w propan. Tu również pojawił się schemat eksperymentu i pytania jego dotyczące. Na rozwiązanie zadań uczniowie mieli 150 minut, a mogą zdobyć 60 punktów. SPRAWDŹ MATURA 2015 CHEMIA ODPOWIEDZI POZIOM ROZSZERZONY DLA TECHNIKUMNa maturze z chemii dla liceum pojawiły się pytania dotyczące bromu, budowy cząsteczki tlenu siarki, substancji izomorficznych. Należało również uzupełnić zdania dotyczące budowy i właściwości lodu oraz zaprojektować doświadczenie, w wyniku którego powstanie czysty stały chlorek magnezu. Na rozwiązanie zadań było 180 minut, a do zdobycia jest 60 punktów. . 691 312 602 636 84 583 765 731
matura chemia 2015 klucz odpowiedzi
