ZADANIE DLA CHEMIKA (jeśli nie wiesz jak to zrobić to w ogóle nie rób bo punktów nie dam za głupie odpowiedźi i zgłoszę do admina) Stała równowagi reakcji 2NO->N2+O2 w temperaturze 2°C jest równa 83. Do zamkniętego naczynia o objętości 1,15 dm3 wprowadzono 0,05 mola NO i ogrzano naczynie do temperatury 2°C. Oblicz: Stężeniowa stała równowagi reakcji. CO g + H 2 O g ⇄ CO 2 g + H 2 g. w temperaturze 1000 K jest równa 1. Na podstawie: J. Sawicka, A. Janich-Kilian, W. Cejner-Mania, G. Urbańczyk, Tablice chemiczne, Gdańsk 2001. W reaktorze o stałej pojemności znajdowało się 6 moli tlenku węgla(II). Dla poniższych reakcji należy zapisać wyrażenie na stałą równowagi : N 2 O 5 2NO 2 + ½ O 2. N 2 + 3H 2 2 NH 3. 2NO 2 + H 2 O HNO 3 + HNO 2. Oznaczymy te stałe równowagi jako K 1 , K 2 oraz K 3. 3. Stała równowagi jest stała. Jeśli temperatura się nie zmienia – ktoś krzyknie, widząc taki nagłówek. Zadanie 7 / chemia – Kinetyka i statyka chemiczna – zadania z … Procesy równowagowe, równowagi chemiczne – reguła przekory; Fragmenty Działu 4 z Tomu 1 KINETYKA REAKCJI … 주제와 관련된 이미지 stała równowagi reakcji zadania maturalne; 주제에 대한 기사 평가 stała równowagi reakcji zadania maturalne Na razie zdefiniujmy stał ą równowagi naszej reakcji, przy czym z uwagi na molowe wyra żenie ilo ści reagentów najwygodniejsza b ędzie stała dla liczb moli, K n. n o CO H O CO H n P n o P n P n n n n P n P K K ∆ ∆ ⋅Σ ⋅ ⋅ ⋅ = ⋅Σ = ⋅ 2 2 2 Wyra żenie w nawiasie czasem bywa trudne do obliczenia, jednak w naszej reakcji Stała równowagi reakcji - 2008 maj. Zaloguj się, aby zapamiętać ukończone przez Ciebie zadania. Wskaźnikami pH są słabe kwasy bądź słabe zasady organiczne, które reagując z wodą tworzą układy sprzężone kwas-zasada. Kwasowa i zasadowa postać wskaźnika mają albo różne zabarwienia, albo tylko jedna z nich jest zabarwiona. Równowaga chemiczna i stężeniowa stała równowagi. Obliczanie stężeniowej stałej równowagi 1. Obliczanie stężenia początkowego substratów. Obliczanie stężeniowej stałej równowagi 2. Obliczanie stężeń równowagowych substratów. Zadanie maturalne. Entalpia reakcji i procesy termochemiczne (obowiązuje na maturę od 2025 r.) 4 A – stała charakterystyczna dla danej reakcji; Q – ciepło reakcji; R – stała gazowa; T – temperatura. Zmiana temperatury reakcji chemicznej powoduje przesunięcie stanu równowagi chemicznej wraz ze zmianą wartości stałej równowagi dla tej reakcji. Wpływ na położenie stanu równowagi mają też zmiany stężeń reagentów. Azotek litu reaguje z wodą. Produktami reakcji są wodorotlenek litu oraz amoniak. Napisz odpowiednie równanie reakcji azotku litu z wodą oraz oblicz objętość amoniaku (w przeliczeniu na warunki normalne), jaka powstała w wyniku tej reakcji, jeżeli użyto azotku litu. Wynik podaj w z dokładnością do dwóch miejsc po przecinku. 15.2. Stała i stopień dysocjacji, prawo rozcieńczeń Ostwalda 15.3. Wykładnik stężenia jonów wodorowych – pH 15.4. Miareczkowanie 15.5. Roztwory buforowe 16. Teorie kwasowo-zasadowe 17. Hydroliza 18. Iloczyn rozpuszczalności 19. Szybkość reakcji chemicznych 20. Procesy równowagowe – Równowaga reakcji 21. H5Xq. Na tych zajęciach nauczysz się prawidłowo rozwiązywać zadania maturalne! Aby dobrze napisać maturę trzeba umieć rozwiązywać zadania. Dlatego pokażę Ci jak sobie z nimi radzić bazując na zadaniach z tematów, które najczęściej pojawiały się na maturach. To będą zajęcia w całości poświęcone zadaniom. Praktyka czyni mistrza! Powiem Ci jak odpowiadać zgodnie z kluczem, jakich błędów nie popełniać i o czym pamiętać by nie tracić głupio punktów. Odpowiem również na Twoje pytania jeśli czegoś nie będziesz rozumieć. Otrzymasz nie tylko dostęp do lekcji live ale i nagrania z tych spotkań. Będziesz mógł je odtwarzać do woli przez 3 miesiące! Harmonogram Formułowanie odpowiedzi do zadań otwartych poniedziałek – Kinetyka i równowaga reakcji Stała i stopień dysocjacji, skala pH. Hydroliza soli Lekcje będą odbywać się w godzinach od 18:00-20:00 Dodatkowo otrzymasz kod rabatowy! Zapisując się na cykl zajęć „Maturalne pewniaki w praktyce”, otrzymasz 20% rabat na kurs „Zadania maturalne bez tajemnic”. więcej o kursie TUTAJ. Zapisz się już teraz 4 lekcje na żywo 4 nagrania Kilkadziesiąt zadań Kod rabatowy na kurs „Zadania bez tajemnic” O mnie Jestem doktorantem w Polskiej Akademii Nauk, a chemia i przekazywanie wiedzy chemicznej to moja pasja. Prowadzę portal Biomist i współpracuję z OKE Łódź. Od 17 lat pomagam maturzystom na forach internetowych i grupach dyskusyjnych, a trzeci rok z rzędu prowadzę lekcje online w ramach Powtórki z chemii. Jestem autorem dwóch podręczników poświęconych obliczeniom chemicznym. Walka o poprawę nauczania chemii jest moim celem, więc pokazuję chemię tak, jak uważam że powinno się jej uczyć, by przynieść dobre efekty. Autorski kurs przedmaturalny online-live dla uczniów klas trzecich (matura 2024 biologia i/lub chemia – nowa formuła).#PreKursMaturalny z biologii i/lub chemii to 9-miesięczny, cykliczny kurs maturalny, który odbywa się co dwa tygodnie z danego przedmiotu – decydując się na dwa przedmioty, zajęcia się nie nakładają – spotykamy się co tydzień. Kurs składa się z siedemnastu 100-minutowych spotkań (31 godzin lekcyjnych) przypadających na każdy przedmiot, prowadzonych przez nas i tylko przez nas. Zajęcia te są dedykowane osobom będącym w trzeciej klasie liceum ogólnokształcącego (po szkole podstawowej), które zamierzają uzupełnić braki wiedzowe oraz nabyć odpowiednich umiejętności rozwiązywania zadań maturalnych, tak aby w klasie maturalnej wziąć udział w #KursMaturalnyAdamskiiWalas z biologii i/lub chemii lub Ćwiczeniach Maturalnych #ĆMA. Zajęcia są dostosowane do nowej podstawy programowej oraz poziomu uczniów w klasie trzeciej, którzy mają dwa lata na przygotowanie do egzaminu maturalnego. Od pierwszych zajęć stawiamy na praktykę, kładąc nacisk na rozwiązywanie arkuszy maturalnych: CKE, OKE, nasze autorskie, różnych wydawnictw. Nasi kursanci otrzymują pełne wparcie i naszą opiekę, których próżno szukać na innych kursach: dostęp do nagrań video z zajęć (pełny zapis lekcji), dostęp zamkniętych grup na FB (konsultacje w sprawie zadań domowych oraz problematycznych zagadnień). Nasi uczniowie uczniowie uczą się zgodnie z naszymi kilkunastoletnie doświadczenie w pracy z maturzystami umożliwia odpowiedni dobór treści merytorycznych oraz zadań maturalnych tak aby dwuletnie przygotowanie przebiegło komfortowo, spokojnie a zarazem maksymalnie efektywnie. Zajęcia składają się z siedemnastu 100-minutowych spotkań, zajęcia z biologii i chemii przeplatają się co tydzień. Dwutygodniowe odstępy pomiędzy zajęciami umożliwiają samodzielne utrwalenie wiadomości i jednocześnie nie powodują efektu zniechęcenia. Zajęcia z biologii i chemii nie nachodzą na siebie terminami, można wziąć udział w kursie z jednego bądź obu przedmiotów. Zajęcia realizowane są w formie online-live – korzystamy z profesjonalnej platformy komunikacyjnej, wykorzystując sprawnie wszystkie możliwości jakie daje nauka zdalna. Z naszych obserwacji wynika, że uczniowie chętnie zadają pytania i biorą aktywny udział w lekcji. Nie ma również konieczności podróżowania na zajęcia po szkole, w godzinach popołudniowych – wszystko odbywa się „przy biurku” ucznia☺ Więcej o naszych lekcjach online można przeczytać tutaj. Naturalną kontynuacją Prekursu Maturalnego z biologii i chemii jest udział w Kursie Maturalnym z biologii i chemii (w klasie czwartej) lub Ćwiczeniach Maturalnych #ĆMA (w klasie czwartej – dla osób chcących aplikować na medycynę). Zajęcia są prowadzone tylko i wyłącznie przez nas – Michał Adamski (biologia) i Robert M. Walas (chemia).Zobacz to! (video sprzed roku, ale aktualne)Harmonogram biologia - rok szkolny 2022/2023Zajęcia odbywają się cyklicznie, dwa razy w mięsiącu (dwie soboty). Taki rozkład zajęć umożliwia efektywną naukę przy jednoczesnym nie nakładaniu się zajęć na szkolne lekcje. Na zajęciach zostanie przedstawiona teoria zgodna z podstawą programową Ministerstwa Edukacji, a także rozwiązane zostaną zadania maturalne dedykowane omawianym treściom. Tempo omawianego materiału będzie dobrane przeze mnie w taki sposób, aby odpowiadało postępom uczniów. Wstępny harmonogram online – wybrane piątki 17:00 – 18:40 + przerwy. – Cytologia i – – Zoologia i – Anatomia i Fizjologia – Anatomia i Fizjologia – Botanika i – Botanika, ewolucjonizm i – Podsumowanie i powtórzenie – Podsumowanie i powtórzenie materiałuZajęcia online odbędą się na platformie Clickmeeting (wypróbowana – działa świetnie), nie musicie nic instalować. Odbiór możliwy na wszystkich urządzeniach, nie musicie mieć kamery, ani mikrofonu – mamy do dyspozycji czat live, jeśli jednak ktoś preferuje zadawanie pytań przez mikrofon – wystarczy ten wbudowany w laptopie bądź telefonie. Zapisani uczestnicy otrzymają specjalny e-mail z linkiem do wykładu chemia - rok szkolny 2022/2023Zajęcia odbywają się cyklicznie, dwa razy w mięsiącu (dwie soboty). Taki rozkład zajęć umożliwia efektywną naukę przy jednoczesnym nie nakładaniu się zajęć na szkolne lekcje. Na zajęciach zostanie przedstawiona teoria zgodna z podstawą programową Ministerstwa Edukacji i Nauki, a także rozwiązane zostaną zadania maturalne dedykowane omawianym treściom. Tempo omawianego materiału będzie dobrane przeze mnie w taki sposób, aby odpowiadało postępom uczniów. Wstępny harmonogram poniżej: Zajęcia online – wybrane piątki 17:00 – 18:40 + – budowa atomu, chemia kwantowa, energia jonizacji, właściwości a położenie pierwiastka w układzie okresowym, wiązania – budowa i kształt cząsteczek, wiązania sigma i pi, hybrydyzacja, rysowanie wzorów elektronowych cząsteczek, geometria, kształt, kąty, wiązania a właściwości cząsteczek, moment dipolowy. Wstęp do zadań – chemia roztworów wodnych, zadania obliczeniowe cz. I – stechiometria, roztwory, Cp, Cmol, rozpuszczalność, zatężanie i – teoria kwasów i zasad, dysocjacja, hydroliza, stała kwasowa, stała zasadowa, stała i stopień dysocjacji, moc kwasów i zasad, (teoria, wzory, zadania obliczeniowe) – pH, iloczyn jonowy wody, kinetyka (teoria, zadania obliczeniowe), stała i stan równowagi, reguła przekory (teoria, wzory, zadania obliczeniowe), miareczkowanie, – zadania maturalne (CKE, autorskie) z materiału już omówionego – zadania obliczeniowe cz. III, elementy elektrochemii, redoks, bloki s, p, d, amfoteryczność, związki kompleksowe, – pisanie reakcji – Podsumowanie materiału, omówienie arkusza maturalnego 2022 – Wstęp do chemii organicznej – pożegnanie 🙂*– zajęcia w czwartek Zajęcia odbędą się na platformie Clickmeeting (wypróbowana – działa świetnie), nie musicie nic instalować. Odbiór możliwy na wszystkich urządzeniach, nie musicie mieć kamery, ani mikrofonu – mamy do dyspozycji czat live, jeśli jednak ktoś preferuje zadawanie pytań przez mikrofon – wystarczy ten wbudowany w laptopie bądź telefonie. Zapisani uczestnicy otrzymają specjalny e-mail z linkiem do wykładu i siedziba firmy: (Equal Park) ul. Wielicka 28 B, 30-552 Krakównumer konta bankowego mBank: 33 1140 2004 0000 3802 7805 7443 Stała równowagi reakcji biegnącej w fazie gazowej według rownania SO2+NO2 SO3+NO w pewniej temperaturze T wynosi 1,0. Do zbiornika wprowadzono 2,70 mola SO2 oraz pewną liczbę moli NO2. Po ustaleniu się stanu równowagi w temperaturze T okazało się, że układ zawiera 0,9 mola SO3. Ustal na podstawie odpowiednich obliczeń, ile moli NO2 znajdowało się w mieszanine wprowadzonej do zbiornika. Wynik podaj z dokładnością do 2 miejsc po przecinku. Odpowiedź 1,35 mola NO2. Nie do końca rozumiem ten typ zadań. Próbowałam policzyć to w oparciu o to, że przereagowało 1,8 mola SO2 więc powstało tyle samo SO3 i NO. Potem podstawiałam to pod równanie na K 1=1,8×1,8/0,9x Ale z tego wychodzi x=3,6 czyli początkowo musiałoby być jeszcze więcej NO2 . Może ma ktoś jakiś pomysł i chciałby się podzielić? Będę wdzięczna za wytłumaczenie „Już za rok matura…” śpiewał niegdyś bardzo znany zespół. Może właśnie teraz rozpoczynasz przygotowanie do swojej matury z chemii? Zaglądasz do matury z roku 2020, odpowiedzi znajdujesz gdzieś w Internecie i zastanawiasz się „ale skąd się to wzięło? skąd taki wynik?” albo „dlaczego zdanie prawdziwe?”Ten artykuł jest właśnie dla Ciebie! Rozwiązujemy zadania maturalne 2020 i objaśniamy je krok po kroku! Dziś część pierwsza – chemia analizą rozwiązań zachęcamy jednak do samodzielnego rozwiązania matury: Matura Chemia PR 2020Przydadzą Ci się również Tablice Maturalne które dokładnie omówiliśmy w jednym z naszych blogowych wspisów 🙂Objaśnienia:Kolorem czarnym zapisano treści zadań z matury 2020Kolorem zielonym zapisano o/uwagi/podpowiedzi lub myśli, które powinny pojawić się w głowie pomarańczowym zapisano poprawne odpowiedziZadanie dwóch pierwiastkach umownie oznaczonych literami X i Z wiadomo, że:● oba przyjmują w związkach chemicznych taki sam maksymalny stopień utlenienia● konfiguracja elektronowa atomu pierwiastka X w stanie wzbudzonym, który powstałw wyniku przeniesienia jednego z elektronów sparowanych na podpowłokę wyższąenergetycznie i nieobsadzoną, może zostać przedstawiona w postaci zapisu:Stan wzbudzony to taki, w którym elektron jest przeniesiony na wyższy orbital, musimy zatem „cofnąć” ostatni elektron z 3d na 2s. Czyli już wiemy, że pierwiastek X ma konfigurację w stanie podstawowym 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3, zatem jest to fosfor.● w stanie podstawowym atom pierwiastka Z ma łącznie na ostatniej powłoce i na podpowłoce 3d pięć takim razie konfiguracja elektronów walencyjnych to 4s2 3d3, czyli już wiemy, że pierwiastkiem Z będzie do tabeli symbol pierwiastka X i symbol pierwiastka Z, numer grupy oraz symbol bloku konfiguracyjnego, do których należy każdy z wzór sumaryczny wodorku pierwiastka X oraz maksymalny stopień utlenienia, jaki przyjmują pierwiastki X i Z w związkach tym zadaniu sprawdzana jest wiedza ogólna, to trzeba wiedzieć i sumaryczny wodorku pierwiastka X: PH3Maksymalny stopień utlenienia, jaki przyjmują pierwiastki X i Z w związkach chemicznych: VZadanie pełną konfigurację elektronową jonu Z 2+ w stanie podstawowym. Zastosuj zapis z uwzględnieniem to zadanie musimy pamiętać, że jeśli tworzymy kationy, to zabieramy elektrony z atomu z ostatniej powłoki(!), a nie podpowłoki, w tym przypadku 2 elektrony z 4s. W razie zaćmienia umysłu, kolejność podpowłok znajdziecie w informacji wstępnej (pod krateczkami).1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3Zadanie 2. Wpisz do tabeli temperaturę wrzenia wymienionych substancji (H2, CaCl2, HCl) pod ciśnieniem atmosferycznym. Wartości temperatury wrzenia wybierz spośród następujących: –253 °C, –85 °C, 100 °C, 1935 ° tym zadaniu należy określić właściwości substancji (a dokładnie temp. wrzenia) na podstawie wiązania które występuje w danej strukturze. Musimy wiedzieć, że związki jonowe to zazwyczaj ciała stałe, które posiadają wysoką temp. topnienia, więc temp. wrzenia będzie jeszcze wyższa. Zatem najwyższą wartość przypisujemy CaCl2 (nikt nam przecież nie każe rozwiązywać po kolei ???? ).Pozostałe substancje w warunkach pokojowych to gazy . Temperaturę 100oC od razu wykreślamy, bo w tej temperaturze to obie te substancje już dawno do wpisania tylko dwie wartości, które są poniżej 0oC. Niższa z nich będzie przypisana dla wodoru, a wyższa dla 3. Poniżej przedstawiono cztery wykresy ilustrujące zmianę wybranych wielkości fizycznych charakteryzujących pierwiastki chemiczne (z wyłączeniem gazów szlachetnych) w funkcji ich liczby numer wykresu przedstawiającego zależność promienia atomowego od liczby atomowej i numer wykresu przedstawiającego zależność elektroujemności pierwiastków w skali Paulinga od liczby atomowej. To zadanie które straszy, bo jest na całą stronę, a tylko za 1 punkt, na szczęście jest bardzo proste!Numer wykresu przedstawiającego zależność promienia atomowego od liczby atomowej: -IV (ponieważ w każdym okresie wraz ze wzrostem liczby atomowej promień atomowy się zmniejsza)Numer wykresu przedstawiającego zależność elektroujemności w skali Paulinga od liczby atomowej: Wykres I (każdym okresie elektroujemność rośnie ze wzrostem liczby atomowej, a fluor ma największą wartość elektroujemności i kropka. Dla Z=9 jest najwyżej ze wszystkich na tym wykresie).Rekomendowane zajęciaZobacz jak możemy Ci pomócZadanie stałe można podzielić na krystaliczne i bezpostaciowe. Kryształy klasyfikuje się zewzględu na rodzaj oddziaływań między tworzącymi je drobinami. Wyróżnia się kryształy metaliczne, jonowe, kowalencyjne i podstawie: K. Pigoń, Z. Ruziewicz, Chemia fizyczna. Fizykochemia molekularna, Warszawa Poniżej wymieniono nazwy siedmiu substancji tworzących kryształy w stałym stanie sodu / glin / glukoza / jod / sód / tlenek magnezu / wodorotlenek soduSpośród wymienionych substancji wybierz wszystkie te, które tworzą kryształy jonowe, oraz wszystkie te, które tworzą kryształy metaliczne. Wpisz ich nazwy we właściwe miejsce w tabeli. Kryształy jonowe tworzą związki z wiązaniami jonowymi, czyli tam gdzie występuje metal-niemetal, a kryształy metaliczne tworzą metale. Czyli do tabeli wpisujemy tylko związki jonowe i metale, a resztę zostawiamy(!!) NIE trzeba wszystkich dopasować(!)Zadanie Uzupełnij poniższe zdania. W odpowiedzi uwzględnij rodzaj nośników ładunku. mamy tu na myśli prąd elektryczny, czyli elektrony (cząstki naładowane ujemnie).W kryształach metalicznych nośnikami ładunku są elektrony (walencyjne) tu warto sobie przypomnieć coś o wiązaniu metalicznym. Metale przewodzą prąd elektryczny w stałym stanie jonowe po stopieniu przewodzą prąd elektryczny, ponieważ zawierają jony (kationy i aniony)Informacja do 5.– to trujący związek o wzorze COCl2. Jego temperatura topnienia jest równa –118 °C, a temperatura wrzenia wynosi 8 °C (pod ciśnieniem 1000 hPa). Fosgen reaguje z wodą i ulega hydrolizie, której produktami są tlenek węgla(IV) i podstawie: P. Mastalerz, Chemia organiczna, Warszawa 5. (0–1)Uzupełnij informacje dotyczące struktury elektronowej cząsteczki fosgenu. Wybierz i podkreśl jedną odpowiedź spośród podanych w każdym tym zadaniu warto sobie rozrysować wzór elektronowy tej cząsteczki. Dzięki temu możemy określić hybrydyzację i odpowiedzieć na pozostałe walencyjnym atomu węgla przypisuje się hybrydyzację (sp / sp2 / sp3). Orientacjaprzestrzenna tych orbitali powoduje, że cząsteczka fosgenu (jest / nie jest) płaska. Wiązanie π w tej cząsteczce tworzą orbital walencyjny (s / p / zhybrydyzowany) atomu węglai orbital walencyjny p atomu 6. Napisz równanie reakcji hydrolizy fosgenu. Hydroliza, czyli reakcja z wodą. Nie wiesz jak fosgen reaguje z wodą?? Wróć do informacji wstępnej, tam wszystko jest napisane. Pamiętaj o współczynnikach stechiometrycznych!COCl2 + H2O —> CO2 + 2HCLZadanie 7. W temperaturze 25 °C i pod ciśnieniem 1000 hPa w 1 dm3 fosgenu znajduje się 2,43∙1022 cząsteczek tego gęstość fosgenu i określ jego stan skupienia w opisanych obliczyć gęstość, która wyraża się wzorem:d= m/VZ czego V już mamy z treści zadania, czyli 1dm3. Wystarczy zatem obliczyć ile ten 1dm3 potrzebna masa molowaMCOCl2= 99 g* mol-11 mol zawiera 6,02 * 1023 cząsteczek, czyli możemy zapisać proporcję:99g —- 6,02*1023m —- 2,43*1022m=4gi podstawiamy do pierwszego wzoru:d= m/V= 4g/1dm3=4 g/dm3Odp. Gęstość fosgenu wynosi 4g/dm3W temperaturze 25 °C i pod ciśnieniem 1000 hPa fosgen jest gazem (wiemy to na podstawie temp. wrzenia, która wynosi 8oC (z informacji wstępnej), zatem w 25oC ta substancja już przeszła w stan gazowy)Zadanie 8. W środowisku alkalicznym jod utlenia ilościowo metanal do kwasu metanowego. Czynnikiem utleniającym jest anion jodanowy(I), który powstaje w reakcji jodu cząsteczkowego z anionami hydroksylowymi. Przebieg opisanych przemian można zilustrować następującymi równaniami:reakcja 1.: I2 + 2OH− →IO− + I− + H2Oreakcja 2.: HCHO + IO− + OH− →HCOO− + I− + H2ONa podstawie: J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna 2. Chemiczne metody analizy ilościowej, Warszawa w formie jonowej skróconej sumaryczne równanie opisanego utleniania metanalu jodem w środowisku alkalicznym i określ stosunek masowy, w jakim metanal reaguje z dodać powyższe reakcje stronami i skrócić to co się + HCHO + 3OH– —> 2I– + HCOO– +2H2OStosunek masowy metanalu i jodu mHCHO :mI 30/254=15/127Tutaj potrzebne były masy molowe: MI2=254g/mol oraz MHCHO=30g/mol, a jak wynika z równania sumarycznego stosunek molowy wynosi 1:1Zadanie 9. Węglan sodu jest solą dość dobrze rozpuszczalną w wodzie. Podczas ochładzania jej gorącego roztworu nie powstaje sól bezwodna, ale wydzielają się hydraty, których skład zależy od temperatury. W temperaturze 20 °C w równowadze z roztworem nasyconym pozostaje dekahydrat o wzorze Na2CO3∙10 H2O. Rozpuszczalność dekahydratu węglanu sodu w wodzie w tej temperaturze jest równa 21,5 g w 100 g podstawie: W. Mizerski, Tablice chemiczne, Warszawa rozpuszczalność węglanu sodu (wyrażoną w gramach substancji na 100 gramów wody) w opisanych warunkach w przeliczeniu na sól treści zadania znamy rozpuszczalność dekahydratu: R=21,5g/100g wodyBędą również potrzebne masy molowe hydratu i soli bezwodnejMNa2CO3= 106 g/mol ; Mhydr. = 286 g/molObliczmy ile soli bezwodnej znajduje się w 21,5g hydratu 286g hydr. —– 106g Na2CO321,5g —– msms= 7,97 gJeśli przygotujemy roztwór nasycony hydratu, czyli rozpuścimy 21,5g hydraty w 100g wody, to otrzymamy roztwór o masie 121,5g. W 121,5g roztworu jest 7,97g soli bezwodnej i 113,53g teraz ile soli bezwodnej może rozpuścić się w 100g wody7,97g Na2CO3 —- 113,53g wody X —- 100gX=7,02gOdpowiedź: Rozpuszczalność = 7,02 g soli bezwodnej w 100 g do zadań 10.– produkcja kwasu azotowego(V) jest procesem kilkuetapowym. Pierwszym etapem jest katalityczne utlenienie amoniaku tlenem z powietrza do tlenku azotu(II). W drugim etapie otrzymany tlenek azotu(II) utlenia się do tlenku azotu(IV). Ta reakcja przebiega zgodnie z poniższym równaniem:2NO(g) + O2 (g)←⎯⎯⎯⎯→2NO2 (g)Powstały tlenek azotu(IV) jest następnie wprowadzany do wody, w wyniku czego powstaje roztwór kwasu azotowego(V) o stężeniu w zakresie 50%–60% (w procentach masowych).Na podstawie: K. Schmidt-Szałowski, M. Szafran, E. Bobryk, J. Sentek, Technologia chemiczna. Przemysł nieorganiczny, Warszawa poniższym wykresie przedstawiono zależność równowagowego stopnia przemiany NOw NO2 od temperatury dla dwóch różnych wartości ciśnienia p1 i p2. Wydajność tworzenia NO2 jest tym większa, im większa jest wartość równowagowego stopnia poniższe zdania. Wybierz i podkreśl jedną odpowiedź spośród podanych w każdym nawiasieW tym zadaniu należy zwrócić uwagę na stosunek reagentów gazowych, wynosi on 3: p1 jest (wyższe / niższe, ponieważ wzrost ciśnienia powoduje przesunięcie stanu równowagi w prawo, co obserwujemy na wykresie jako wzrost równowagowego stopnia przemiany, czyli inaczej mówiąc wydajności) od ciśnienia p2. Przemiana NO w NO2 to reakcja (endotermiczna / egzotermiczna, ponieważ wzrost temperatury powoduje spadek wydajności reakcji), co oznacza, że wartość ΔH tej przemiany jest(dodatnia / ujemna).Zadanie 11. Napisz równanie opisanej reakcji tlenku azotu(IV) z wodą, której produktami są kwas azotowy(V) i tlenek azotu(II). Napisz wzór reduktora i wzór reakcji:3NO2 + H2O -> 2HNO3 + NOMamy tutaj do czynienia z reakcją dysproporcjonowania, czyli NO2 jest zarówno utleniaczem jak i tutaj do czynienia z reakcją dysproporcjonowania, czyli NO2 jest zarówno utleniaczem jak i reduktora: NO2 Wzór utleniacza: NO2 Zadanie zbiornika, z którego wypompowano powietrze, wprowadzono tlenek azotu(IV) o wzorzeNO2 i po zamknięciu utrzymywano temperaturę 25 °C do momentu osiągnięcia przez układstanu równowagi opisanej poniższym równaniem:2NO2 ⇄ N2O4 ΔH CH3COO– + H2O W tej reakcji jon H+ pochodzący od kwasu łączy się z jonem OH– i powstaje cząsteczka wodyPo wprowadzeniu mocnego kwasu do buforu octanowego stężenie jonów octanowych(wzrośnie / zmaleje , wprowadzenie mocnego kwasu, czyli jonów H+ spowoduje przesunięcie stanu równowagi w lewą stronę, czyli jonów octanowych będzie mniej/ nie ulegnie zmianie).Zadanie Przeprowadzono doświadczenie, w którym zmieszano jednakowe objętości wodnych roztworów różnych substancji. Wszystkie roztwory miały jednakowe stężenie przygotowano zgodnie z poniższym z przygotowanych roztworów są buforami? Napisz ich numery II i IIIOdpowiedź określamy na podstawie informacji wstępnej. Ogólnie mówiąc bufory powstają poprzez zmieszanie słabego kwasu z solą (pochodzącą od tego kwasu i mocnej zasady), albo słabej zasady i soli (pochodzącej od tej zasady i mocnego kwasu) Zadanie 100 cm3 wodnego roztworu Ba(OH)2 o stężeniu 0,2 mol∙dm−3 z 40 cm3 wodnego roztworu HCl o stężeniu 0,8 mol∙dm−3. W mieszaninie przebiegła reakcja opisana poniższym równaniem:H3O+ + OH− → 2H2OZadanie Oblicz pH powstałego roztworu w temperaturze 25 °C. W obliczeniach przyjmij, że objętość tego roztworu jest sumą objętości roztworów Ba(OH)2 i HCl. Wynik końcowy zaokrąglij do drugiego miejsca po od równania reakcji która tutaj zachodzi:Ba(OH)2 + 2HCl -> BaCl2 + 2 H2OMieszamy 0,1dm3 zasady o stężeniu 0,2 mol/dm3 oraz 0,04dm3 kwasu o stężeniu 0,8mol/dm3Obliczmy najpierw liczbę moli kwasu i zasady:nZ=0,1dm3∙0,2 mol/dm3 =0,02molnK=0,04dm3∙0,8 mol/dm3 = 0,032molZ jednej cząsteczki Ba(OH)2 po dysocjacji otrzymamy 2 jony OH–, zatem możemy zapisać, żenOH- =0,04mol > nH+ =0,032molZatem już wiemy, że odczyn będzie o ile więcej jest jonów OH– niż H+∆n=0,04mol-0,032mol=0,008molObliczamy teraz stężenie jonów OH–, pamiętając, że teraz łączna objętość roztworu to 0,14dm3OH– =0,008mol/(0,14dm3 =0,057 mol/dm3Teraz wystarczy już obliczyć pOH i PHpOH=-log⁡(0,057)=-log⁡(0,57∙10-1)= 1,244pH=14-1,244=12,756≈12,76Należy pamiętać, aby wynik końcowy zaokrąglić do 2 miejsca po przecinku, tak jak jest w treści zadaniaZadanie do poniższej tabeli wartości stężenia molowego jonów baru i jonów chlorkowych w otrzymanym pamiętać, że zmieniła się objętość roztworu, po zmieszaniu kwasu i zasady wynosi 0,14dm3, a liczby moli możemy zaczerpnąć z zadania 15. (0–1)Większość kationów metali występuje w roztworze wodnym w postaci jonów kompleksowych, tzw. akwakompleksów, w których cząsteczki wody otaczają jon metalu, czyli są ligandami. Dodanie do takiego roztworu reagenta, który z kationami danego metalu tworzy trwalsze kompleksy niż woda, powoduje wymianę ligandów. Kompleksy mogą mieć różne barwy, zależnie od rodzaju ligandów, np. jon Fe3+ tworzy z jonami fluorkowymi F− kompleks bezbarwny, a z jonami tiocyjanianowymi (rodankowymi) SCN− – krwistoczerwony. W dwóch probówkach znajdował się wodny roztwór chlorku żelaza(III). Do pierwszej probówki wsypano niewielką ilość stałego fluorku potasu, co poskutkowało odbarwieniem żółtego roztworu, a następnie do obu probówek dodano wodny roztwór rodanku potasu (KSCN). Stwierdzono, że tylko w probówce drugiej pojawiło się krwistoczerwone zabarwienie. W badanych roztworach występowały jony kompleksowe żelaza(III):I rodankowy II fluorkowy III wymienione jony kompleksowe zgodnie ze wzrostem ich trwałości. Napiszw odpowiedniej kolejności numery, którymi je I IInajmniejsza trwałość największa trwałośćPoczątkowo w probówkach znajdował się akwakompleks, skoro do obu dodano innej substancji i zaobserwowano zmiany, to znaczy, że trwałość tego akwakompleksu jest najmniejsza. Dodatek rodanku nie spowodował zmiany w probówce w której obecne były fluorki, zatem jony rodankowe zapiszemy po środku, są trwalsze niż akwakompleks, ale mniej trwałe niż jony zajęciaZobacz jak możemy Ci pomócZadanie 16. (0–2)W laboratorium tlenek wapnia można otrzymać ze szczawianu wapnia o wzorze CaC2O4. Szczawian wapnia ulega termicznemu rozkładowi, który przebiega zgodnie z poniższym równaniem:CaC2O4 → CaCO3 + CODalsze ogrzewanie, w wyższej temperaturze, prowadzi do rozkładu węglanu wapnia:CaCO3 → CaO + CO2Próbkę szczawianu wapnia o masie 12,8 g umieszczono w tyglu pod wyciągiem i poddano prażeniu. Po pewnym czasie proces przerwano, a następnie ostudzono tygiel, zważono jegozawartość i zbadano skład mieszaniny poreakcyjnej. Stwierdzono, że masa zawartości tygla zmalała o 6,32 g i że otrzymana mieszanina nie zawierała szczawianu wapnia. Czyli wydajność pierwszej reakcji wynosiła 100%Oblicz w procentach masowych zawartość tlenku wapnia w mieszaninie otrzymanej po przerwaniu masa szczawianu wapnia wynosiła 12,8g, skoro masa zawartości tygla zmalała o 6,32g, to znaczy, że tyle CO i CO2 powstało (zakładamy oczywiście, że tygiel to naczynie otwarte, a CO i CO2 uciekło sobie do atmosfery)12,8g-6,32g=6,48g to masa CaCO3 i CaOSkoro pierwsza reakcja zachodzi ze 100% wydajnością, to obliczymy ile CO powstało128g CaC2O4—–28g CO12,8g CaC2O4—- m COmCO=2,8gZatem możemy obliczyć ile CO2 powstało 6,32g-2,8g=3,52g -> tyle CO2 powstało. Na podstawie drugiej reakcji obliczymy ile CaO powstało, skoro jednocześnie wydzieliło się 3,52g CO256gCaO—-44g CO2mCaO—3,52gCO2mCaO=4,48gMamy już zatem wszystko, co potrzebne aby obliczyć zawartość tlenku wapnia w mieszaninie:Odpowiedź: Zawartość tlenku w mieszaninie wynosi 69,1%Zadanie celu porównania reaktywności różnych metali wykonano doświadczenie, w którym płytkę z metalu M zważono i umieszczono w naczyniu zawierającym wodny roztwór pewnej soli. W wyniku zachodzącej reakcji roztwór się odbarwił. Płytkę wyjęto, opłukano wodą destylowaną, wysuszono i zważono ponownie. Ustalono, że w wyniku reakcji masa płytki i podkreśl jeden symbol metalu w zestawie I i jeden wzór odczynnikaw zestawie II, tak aby otrzymać schemat przeprowadzonego zacząć od zestawu II, ponieważ tylko jeden z wymienionych roztworów może się odbarwić, jest to CuSO4 i już połowa zadania zrobiona ????Jeśli chodzi o zestaw I musimy się chwilę dłużej zastanowić Przede wszystkim wybrany metal musi być aktywniejszy od miedzi wybranej w zestawie I, zatem od razu srebro i złoto odpada. Z pozostałych czyli z glinu i cyny wybieramy te o wyższej masie molowej niż masa molowa miedzi, ponieważ mamy napisane w treści zadania, że masa płytki zmalała. Gdyby na miejsce glinu na płytce „wskoczyła” miedź, to masa płytki by wzrosła, co nie jest zgodne z informacją do (0–1)Napisz w formie jonowej skróconej równanie reakcji, która zaszła + Cu2+ -> Cu + Sn2+Po rozwiązaniu zadania to równanie nie powinno stanowić problemu, ale uwaga możemy tu pociągnąć błąd, jeśli w źle wybierzemy doświadczenie, którego przebieg zilustrowano na poniższym schemacie:Zadanie Podaj numery probówek, w których po zakończeniu doświadczenia pozostał biały osad wodorotlenku i IIW wyniku reakcji powstaje wodorotlenek cynku, czyli związek o właściwościach amfoterycznych. W probówce III jest nadmiar KOH, który powoduje roztworzenie osadu i powstanie związku kompleksowegoZadanie Napisz w formie jonowej skróconej równanie reakcji, która zaszła w probówce III. Uwzględnij, że jednym z produktów jest jon kompleksowy o liczbie koordynacyjnej + 4OH– —> [Zn(OH)4]2-Informacja do zadań 19.– doświadczenie, którego przebieg zilustrowano na poniższym schemacie:W każdej z probówek zaobserwowano zmiany świadczące o przebiegu reakcji 19. Opisz zmiany, jakie zaobserwowano w probówkach. Probówka I: Zmiana zabarwienie roztworu na malinowy (Siarczan(IV) sodu pochodzi od słabego kwasu i mocnej zasady, więc odczyn będzie zasadowy)Probówka II: wydziela się bezbarwny gaz (powstaje słaby, nietrwały kwas siarkowy(IV), który rozpada się na wodę i SO2)Zadanie 20. (0–1)Uzupełnij poniższe zdanie. Wybierz i podkreśl jedną odpowiedź spośród podanych w podstawie wyniku doświadczenia w probówce I można stwierdzić, że słabym kwasem Brønsteda jest (H2SO3 / HSO3− / SO3 2− ).Kwas H2SO3 rozpada się na wodę i SO2Zadanie 21. (0–1)Napisz, jaką właściwość kwasu siarkowego(IV) potwierdził wynik doświadczenia w probówce II. Napisz w formie jonowej skróconej równanie reakcji, która zaszła w probówce II po dodaniu roztworu HCl i była przyczyną obserwowanych zmian. Kwas siarkowy(IV) jest słabszy niż kwas chlorowodorowy i jest kwasem nietrwałymRównanie reakcji: SO3 2- + 2H+ –> SO2 + H2OI na tym kończy się część zadań z chemii nieorganicznej. Kolejny artykuł z rozwiązaniem zadań z chemii organicznej już niedługo.

stała równowagi reakcji zadania maturalne