- Informacje
- Czat SI
Maturalne karty pracy - klucz odpowiedzi cz.1
Chemia
Liceum Ogólnokształcące
• 2Szkoła średnia - Polska
Polecane dla Ciebie
Komentarze
Przejrzyj tekst
ROZWIĄZANIA ZADAŃ Z MATURALNYCH KART PRACY 1
Budowa atomu. Układ okresowy pierwiastków chemicz nych
Numer zadania Oczekiwana odpowiedź
- a)
Symbol chemiczn y
Nazwa pierwiastka chemiczneg o
Liczba atomo wa
maso wa
proton ów
elektr onów
neutron ów
nukle onów
Se2– selen 34 79 34 36 45 79
b) Numer okresu: 4 Numer grupy: 16 c) [Ar] 4 s 2 3 d 10 4 p 4 lub [Ar] 3 d 10 4 s 2 4 p 4 d) Główna liczba kwantowa powłoki walencyjnej
Symbole orbitali walencyjnych
Liczba elektronów walencyjnych wszystkich niesparowanyc h 4 s , p 6 2
nazwa pierwiastka chemicznego – siarka numer okresu – 3 numer grupy – 16
a) 1. grupa b) 18. grupa c) Cs, K, Na, Li, Rb d) He, Ne, Ar, Kr, Xe
a) Energia jonizacji helu jest 5 razy większa od energii jonizacji litu, ponieważ atom litu ma jeden elektron walencyjny, który znajduje się w większej odległości od jądra atomowego niż elektrony w atomie helu, przez co jest on znacznie słabiej przyciągany przez jądro atomowe i łatwiej jest go oderwać.
b) Energia jonizacji węgla jest mniejsza niż energia jonizacji azotu, ponieważ w jądrze atomu azotu znajduje się 7 protonów, a w jądrze atomu węgla 6, stąd przyciąganie elektronów walencyjnych jest większe w przypadku atomu azotu. 5. C 6. 1. F, 2. F, 3. F, 4. P 7. Wzór ogólny konfiguracji elektronów walencyjnych
Numer grupy
Symbol bloku energetycznego
Symbol pierwiastka chemicznego
Nazwa pierwiastka chemicznego
ns 22 s Be beryl (n – 1 )d 3 ns 25 d V wanad
ns 2 np 416 p S siarka ( n – 1) d 5 ns 27 d Mn mangan
W atomie bromu znajduje się 17 / 35 elektronów, które są rozmieszczone w 3 / 4 powłokach elektronowych. Konfigurację elektronów walencyjnych w atomie bromu można zapisać następująco: 4s 2 4p 5 / 4s 2 3d 10 4p 5.
Zapis skrócony konfiguracji elektronowej atomu Ni: [Ar] 3 d 8 4 s 2 Zapis skrócony konfiguracji elektronowej jonu niklu Ni2+: [Ar] 3 d 8
Kształt orbitalu
Wartość liczb kwantowych
główna, n poboczna, l magnetyczna, m
Rysunek orbitalu s
2 0 0
Rysunek orbitalu px
2 1 –1, 0, 1
Zawartość procentowa nuklidu o 18 neutronach w jądrze atomowym i symbolu chemicznym 35 Cl w mieszaninie jest równa 77,5% , a nuklidu o 20 neutronach w jądrze i symbolu chemicznym 37 Cl wynosi 22,5%.
15 O, 13 N, 11 C, 18 F
- 147 N + 11 p → 116 C + 42 α
136 C + 11 p → 137 N + 01 n
147 N + 21 d → 158 O + 01 n
188 O + 11 p → 189 F + 10 n
- 116 C → 115 B + 01 e
137 N → 136 C + 01 e
158 O → 157 N + 01 e
189 F → 188 O + 01 e
19,995 mg
28 650 lat
- a) X : S Y : Na Z : As b) Wzór sumaryczny związku chemicznego: Na 2 S c) Konfiguracja elektronowa jonu: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6
- c)
- 10747 Ag – 56,5%; 10947 Ag – 43,5%
Wiązania chemiczne
Numer zadania Oczekiwana odpowiedź
- a) Wzór sumaryczny związku chemicznego: NaF Nazwa systematyczna związku chemicznego: fluorek sodu Rodzaj wiązania chemicznego: wiązanie jonowe b) wiązanie kowalencyjne
Odpowiedź
Orbital molekularny powstaje w wyniku nakładania się orbitali atomowych typu:
Rodzaj wiązania chemicznego
Schemat orbitalu molekularnego
A. pz , pz π
B. px , px σ
C. s , s σ
D. s , px σ
3.
Odpowiedź Opisy hybrydyzacji Typy hybrydyzacji
Wzór półstrukturalny węglowodoru
A. hybrydyzacja jednego orbitalu s i jednego orbitalu p
sp CH≡CH
B.
hybrydyzacja jednego orbitalu s i dwóch orbitali p sp 2 CH 2 =CH 2
C.
hybrydyzacja jednego orbitalu s i trzech orbitali p sp 3 CH 4
- a) 1, 4 b) Wodorotlenek sodu i chlorek potasu to substancje jonowe, dlatego po rozpuszczeniu w wodzie ulegają dysocjacji elektrolitycznej. Jony powstające podczas tego procesu są nośnikami elektronów i przewodzą prąd elektryczny.
- Wzór elektronowy kropkowy Wzór elektronowy kreskowy
Typy wiązań chemicznych w chlorku amonu: jonowe, koordynacyjne, kowalencyjne spolaryzowane 6. CH≡CH PCl 5 CO 2 BF 3 CH 4 CH 2 =CH 2 7.
Wzór sumaryczny cząsteczki Kształt cząsteczki Typ hybrydyzacji atomu centralnego
BeCl 2 liniowy sp
CH 4 tetraedryczny sp 3
H 2 O kątowy sp 3
BF 3 trójkąt równoboczny sp 2
8.
Wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane
Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane Wiązanie jonowe
H 2 , Br 2 HBr, HI KCl, Na 2 O
- sp – 0, sp 2 – 3, sp 3 − 1
Typ wiązania chemicznego
Wiązanie kowalencyjne Wiązanie niespolaryzowane spolaryzowane koordynacyjne jonowe Liczba wiązań 0 5 1 0
A. P, B. P, C. P, D. F
Rodzaj wiązania chemicznego występującego w cząsteczkach: kowalencyjne 13. a) kowalencyjne b) jonowe 14. Wzór kropkowy: Wzór kreskowy:
Liczba wiązań σ : 2 Liczba wiązań π : 2 Liczba wolnych par elektronowych: 4 15. Wzór I: HCl Rodzaj wiązania chemicznego: kowalencyjne spolaryzowane Wzór II: CaCl 2 Rodzaj wiązania chemicznego: jonowe Wzór III: CaH 2 Rodzaj wiązania chemicznego: jonowe (Różnica elektroujemności między wapniem a wodorem wskazuje na występowanie wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego
Probówka 2.: Al(OH) 3 + OH– → [Al(OH) 4 ]–
- a) Obserwacje: W probówce 1. roztwór barwi się na granatowo, w probówce 2. na brunatno, a na ‒ dnie probówki 3. widać nierozpuszczone kryształy. Hipoteza: Chlor jest aktywniejszy od bromu, a brom jest aktywniejszy od jodu. Aktywność chemiczna fluorowców zwiększa się wraz ze zwiększaniem się ich liczby atomowej.
b) Probówka 1.: Br 2 + 2 KI → 2 KBr + I 2 Probówka 2.: Cl 2 + 2 KBr → 2 KCl + Br 2 Probówka 3.: I 2 + KCl → reakcja chemiczna nie zachodzi
- a) Probówka 1. Otrzymywanie wodorotlenku sodu
Obserwacje: Sód gwałtownie reaguje z wodą, poruszając się po jej powierzchni. Jednocześnie fenoloftaleina barwi się na malinowo.
Równanie reakcji chemicznej w formie jonowej skróconej: 2 Na + 2 H 2 O → 2 Na+ + 2 OH– + H 2 ↑
b) Probówka 2. Otrzymywanie wodorotlenku żelaza(III)
Obserwacje: Po dodaniu do żółtego roztworu chlorku żelaza(III) roztworu wodorotlenku potasu w probówce wytrąca się brunatny osad.
Równanie reakcji chemicznej w formie jonowej skróconej: Fe3+ + 3 OH– → Fe(OH) 3 ↓
4 H 3 PO 4 + Ca 3 (PO 4 ) 2 → 3 Ca(H 2 PO 4 ) 2
a) W : Mg X : S Y : N Z : Al
b) W O: zasadowy X O 2 : kwasowy Y O: obojętny Z 2 O 3 : amfoteryczny
c) A. MgO + H 2 O → Mg(OH) 2 ↓ B. SO 2 + 2 OH– → SO 3 2– + H 2 O C. Al 2 O 3 + 2 OH– + 3 H 2 O → 2 Al(OH) 4 –
- a) Co + Cl 2 T CoCl 2 b) CoCl 2 · 6 H 2 O c) 45,39% d) Pozostawienie soli bezwodnej w kontakcie z powietrzem.
- A. HClO 2 , HClO 3 , HClO 4 C. H 3 PO 4 , H 2 SO 4 , H 2 SO 3 B. HNO 3 , HNO 2 , H 3 PO 4 D. HF, HCl, HI
- a) Bezbarwny roztwór kwasu azotowego(V) zabarwił się na zielononiebiesko. W probówce pojawił się czerwonobrunatny gaz.
b) Cu + 4 HNO 3 → Cu(NO 3 ) 2 + 2 NO 2 ↑ + 2 H 2 O 9. a) 1. kwasowy 2. zasadowy 3. kwasowy 4. obojętny b) 1. zasada 2. kwas c) 1. HCl + H 2 O H 3 O+ + Cl– 2. H 2 O + NH 3 NH 4 + + OH– 10. P, F, F, F 11. Roztwór przyjmuje niebieskie zabarwienie / odbarwia się , a płytka pokrywa się rudym nalotem / rozpuszcza się. 12.
Wzór tlenku Reakcja z NaOH HCl H 2 O CaO nie zachodzi zachodzi zachodzi SiO 2 zachodzi nie zachodzi nie zachodzi ZnO zachodzi zachodzi nie zachodzi CO nie zachodzi nie zachodzi nie zachodzi
- a) KOH(aq) H 2 SO4(rozc.)
b) Probówka 1.: ZnO + 2 KOH + 2 H 2 O → K 2 [Zn(OH) 4 ] Probówka 2.: ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O 14. W : HNO 3 X : NO 2 Y : HBr Z : HCl
b) tlenowy, beztlenowy, jednoprotonowy, wieloprotonowy, utleniający, nieutleniający, mocny, słaby
- B 2. C, D, E, F 3. E 4. D 5. C, F 6. A
c) n utleniacza : n reduktora = 1 : 3 2. As 3 O 32 4 HNO 3 H 7 2 O H 6 3 AsO 4 4 NO
Bilans elektronowy: III V III V 2 As → 2 As + 4e– 6 As → 6 As + 12e– V II V II N + 3e– → N 4 N + 12e– → 4 N
Utleniacz: HNO 3 Reduktor: As 2 O 3
Stopień utlenienia chromu i siarki: VI Konfiguracja elektronowa chromu: [Ar] 3 d 5 4 s 1 Konfiguracja elektronowa siarki: [Ne] 3 s 2 3 p 4 Liczba elektronów walencyjnych w atomie chromu: 6 Liczba elektronów walencyjnych w atomie siarki: 6
W probówce 1. blaszka Zn reaguje / nie reaguje z AgNO 3. W probówce 2. blaszka Cu pokrywa się srebrnym nalotem / pozostaje niezmieniona. W probówce 3. zachodzi / nie zachodzi reakcja chemiczna. W probówce 4. blaszka Mg pokrywa się szarym / rudym nalotem.
Hipoteza była / nie była poprawna, ponieważ cynk wypiera srebro z roztworu jego soli, jest więc od niego aktywniejszy, magnez zaś jest aktywniejszy od miedzi, którą wypiera z roztworu jej soli. 5. a) 4 HNO 3 + S → SO 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O
V IV
4 N + 4e– → 4 N
0 IV
S → S + 4e–
b) n utleniacza : n reduktora = 4 : 1 c) 4 H+ + 4 NO 3 – + S → SO 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O 6. 2 KMnO 4 + 5 NaNO 2 + 3 HCl → 2 MnCl 2 + 5 NaNO 3 + 3 H 2 O + KCl
- a) Ni + CuSO 4 → NiSO 4 + Cu Ni + Cu2+ → Ni2+ + Cu
b) 1,92 g (Przyjęto masy molowe: miedzi 64 ‒ mol g , niklu 59 ‒ mol g ).
- a) HNO3(stęż.)
Cu(s)
b)
Po dodaniu stężonego roztworu HNO 3 do miedzi widać wydzielający się brunatny / bezbarwny gaz, a roztwór przyjmuje fioletowe / zielone zabarwienie.
c) Cu + 4 H+ + 2 NO 3 – → Cu2+ + 2 NO 2 ↑ + 2 H 2 O 9. a) Objętość NO 2 : 2,8 dm 3 Masa Cu(NO 3 ) 2 : 23,5 g b)
c) Cu + 4 HNO 3 → Cu(NO 3 ) 2 + 2 NO 2 ↑ + 2 H 2 O 0 II 0 II Cu → Cu + 2e– Cu → Cu + 2e– V IV V IV N + e– → N ǀ· 2 2 N + 2e– → 2 N 10.
Liczba atomowa Z
Symbol chemiczny
Położenie w układzie okresowym
Konfiguracja elektronów walencyjnych
Stopnie utlenienia w związkach chemicznych grupa okres z tlenem z wodorem 7 N 15 2 2 s 2 2 p 3
I, II, III,
IV, V
–III
12 Mg 2 3 3s 2 II II
17 Cl 17 3 3 s 2 3 p 5
I, III, IV,
VI, VII
–I
a) nr 3 b) 2 KMnO 4 + 5 NaNO 2 + 3 H 2 SO 4 → 2 MnSO 4 + 5 NaNO 3 + 3 H 2 O + K 2 SO 4 Bilans elektronowy: VII II VII II Mn + 5e– → Mn ǀ· 2 2 Mn + 10e– → 2 Mn III V III V N → N + 2e– ǀ· 5 5 N → 5 N + 10e–
- e– → + ν
a) Schemat procesu redukcji: Au3+ + 3e– → Au Schemat procesu utleniania: AsH 3 + 9 OH– → AsO 3 3– + 6 H 2 O + 6e– b) 2 Au3+ + AsH 3 + 9 OH– → AsO 3 3– + 6 H 2 O + 2 Au
2 MnO 4 − + 5 Sn2+ + 16 H+ → 2 Mn2+ + 5 Sn4+ + 8 H 2 O
0,43 g Ag
a) bromek żelaza(III) b) Schemat procesu anodowego: 2 Br– → Br 2 + 2e– Schemat procesu katodowego: Fe3+ + 3e– → Fe c) 2 Fe3+ + 6 Br– → 2 Fe + 3 Br 2
Procesy, które nie mogą zachodzić na katodzie, oznaczono literą/literami C , D i F. Uzasadnienie: Na katodzie zachodzą reakcje redukcji. Reakcje chemiczne oznaczone literami C, D, F to reakcje utleniania, zachodzą zatem na anodzie.
Podczas elektrolizy wodnego roztworu chlorku potasu na katodzie ulegają redukcji kationy potasu / kationy wodorowe / cząsteczki wody. Na anodzie elektrolizera utlenianiu ulegają cząsteczki wody / aniony wodorotlenkowe / aniony chlorkowe.
Badana sól Produkty reakcji na katodzie anodzie siarczan(VI) chromu(III) chrom tlen octan potasu wodór etan, tlenek węgla(IV) kwas chlorowodorowy wodór chlor chlorek miedzi(II) miedź chlor wodorotlenek sodu wodór tlen
- 16 g Cu 16,25 g Zn
Roztwory
Numer zadania Oczekiwana odpowiedź
- 25 g CuSO 4 · 5 H 2 O 175 g H 2 O
- C m = 22,49 3
dm
mol
Nie można otrzymać roztworu 35%, ponieważ w podanych warunkach maksymalne stężenie procentowe to 34,76%. 3. a) Probówka 1.: nie zmieni się Probówka 2.: obniży się Probówka 3.: obniży się
b)
Nr probówki 1 2 3 pH roztworu > 7 > 7 < 7
Uzasadnienie: W probówce 1. roztwór nadal będzie mieć odczyn zasadowy, gdyż stężenie jonów wodorotlenkowych nie zmieni się. W probówce 2. zmniejszy się stężenie jonów wodorotlenkowych, ale odczyn pozostanie zasadowy. Do probówki 3. dodano nadmiar kwasu azotowego(V), dlatego roztwór będzie miał odczyn kwasowy. 4. Poprawne obliczenia wykonał uczeń III. Uczeń I – błędnie przyjęta masa substancji. Uczeń 2 – źle obliczona masa roztworu.
5.
6. 10,44%
7. B
Uzasadnienie: Badane substancje różnią się rozpuszczalnością w wodzie. Etanol bardzo dobrze się rozpuszcza, albumina tworzy w wodzie roztwór koloidalny, a tlenek krzemu(IV) jest praktycznie nierozpuszczalny w wodzie. 8. a) C Uzasadnienie: W podanej temperaturze w 200 g wody rozpuści się 220 g soli. Do wody dodano 250 g soli, więc część się rozpuści, a nadmiar opadnie na dno naczynia. b) 52,38% 9. 78 g 10. B 11. 30 g 12. 668 g / 100 g H 2 O 13. B 14. D 15. 48 g 16. 19,1%, 5,5 3
dm
mol
- a) Rozpuszczalność KNO 3 w temp. 10°C: 20 g w 100 g H 2 O w temp. 80°C: 175 g w 100 g H 2 O b) 27,4%
- 4,17%
Kinetyka chemiczna
Numer zadania Oczekiwana odpowiedź
- F, 2. F, 3. F, 4. P, 5. F
- Równanie kinetyczne: ν = k · CA ∙ CB Rząd reakcji względem substratu A: 1 Rząd reakcji względem substratu B: 1
- dm s
mol 10 3 3- 3
4.
A
- a) H 2 O 2 kat. 2 H 2 O + O 2 ↑ b) A, B, C, D c) Stężenie nadtlenku wodoru zmniejsza się w czasie. d)
e) Szybkość reakcji początkowo się zwiększa, następnie się zmniejsza.
b) Energia aktywacji w układzie I wynosi 1200 kJ , a w układzie II – 800 kJ. Reakcja egzoenergetyczna przebiega w układzie II , a jej efekt energetyczny wynosi 100 kJ. Reakcja endoenergetyczna przebiega w układzie I , jej efekt energetyczny wynosi 300 kJ. 11. a) Szybkość reakcji chemicznej maleje z powodu spadku stężenia substratów. b) Mn2+ c) Szybkość reakcji chemicznej w czasie pierwszych 150 s zmniejszy się / zwiększy się 12-krotnie / 120-krotnie. d) Szybkość reakcji chemicznej zwiększa się wraz z ilością powstającego produktu, który pełni funkcję katalizatora. 12. mol
77 kJ
- a) Termit podczas spalania wymaga / nie wymaga dostarczania energii, ponieważ jest to proces egzotermiczny / endotermiczny. b) wydzieli się 382 kJ energii
- A. F, B. F, C. P, D. P, E. F, F. P
- C
Reakcje w roztworach wodnych elektrolitów
Numer zadania Oczekiwana odpowiedź
- 31 : 20
- C 2. A 3. C 4. B
- a) 1,5 mola CO 2 , 24 mole H 2 , 6 moli CO, 6 moli H 2 O b) Po podwyższeniu ciśnienia wydajność reakcji nie zmieni się, ponieważ suma objętości substratów równa jest sumie objętości produktów.
- a) nie wpływa na ilość produktu b) zwiększa ilość produktu c) zmniejsza ilość produktu d) nie wpływa na ilość produktu
- a) Numery probówek, w których zajdą reakcje chemiczne: 1, 2, 3, 4 zajdzie reakcja chemiczna zgodnie z zapisem jonowym skróconym H+ + OH– → H 2 O: 3 strąci się osad: 4 wydzieli się gaz: 1, 2 wydzieli się gaz cięższy od powietrza: 2
b) Próbówka 3.: W roztworze wodorotlenku sodu fenoloftaleina barwi się na malinowo. Dodanie roztworu kwasu powoduje odbarwienie tego wskaźnika. Probówka 5.: Nie zaobserwowano zachodzących zmian.
c) Próbówka 1.: Zn + 2 H+ → Zn2+ + H 2 ↑ Probówka 2.: CO 3 2– + 2 H+ → H 2 O + CO 2 ↑ Probówka 4.: Ag+ + Cl– → AgCl↓
- NaNO 3 , Na 2 SO 4 , NaCl, formalne stężenia soli: 3 dm
mol 0,
KNO 3 , K 2 SO 4 , KCl, formalne stężenia soli: 3 dm
mol 0,
- H+, H 2 PO 4 – , HPO 4 2–, PO 4 3–
- Wartość pH roztworu: 12 Odczyn roztworu: zasadowy
- W roztworze NaH 2 PO 4 proces hydrolizy zachodzi w mniejszym stopniu niż proces dysocjacji jonów H 2 PO 4 – :
H 2 PO 4 – 2 OH HPO 4 2–
- a) N, N, T, N b) Kwas chlorowodorowy jest mocnym / słabym kwasem utleniającym / nieutleniającym , ponieważ wypiera słabe kwasy / nie wypiera słabych kwasów z roztworów ich soli oraz reaguje / nie reaguje z metalami położonymi w szeregu elektrochemicznym poniżej wodoru. W warunkach laboratoryjnych może / nie może być zastosowany do otrzymywania chloru. c) Próbówka 2.: CH 3 COO– + H+ → CH 3 COOH Próbówka 4.: MnO 2 + 4 H+ + 2 Cl– → Mn2+ + Cl 2 ↑ + H 2 O
- Ij = 3,84 · 10–13 < KSO, osad nie strąci się
- Hipoteza była / nie była poprawna. W kolbie 1. roztwór ma odczyn zasadowy / obojętny / kwasowy. W kolbie 2. roztwór ma odczyn zasadowy / obojętny / kwasowy , a w kolbie 3. − zasadowy / obojętny / kwasowy. W kolbie 1. / 2. / 3. substancje zostały użyte w ilościach stechiometrycznych, dlatego odczyn roztworu jest obojętny.
- A
- W roztworze mogą znajdować się: K 2 S, Ca(OH) 2 , KOH. Uzasadnienie: Po wprowadzeniu podanych substancji do wody powstają roztwory o odczynie zasadowym: S2– + H 2 O → HS− + OH – Ca(OH) 2 Ca(OH)+ + OH – KOH → K+ + OH –
- pH = 6,3, K d = 2,5 ∙ 10–
- a) Probówka 1.: Wydziela się bezbarwny gaz. Probówka 2.: Wydziela się bezbarwny gaz. Probówka 3.: Zabarwienie roztworu uzależnione jest od ilości dodanego wodorotlenku potasu. Jeśli odczynniki zostały zmieszane w ilościach stechiometrycznych, to roztwór zabarwił się na żółto. Jeśli wodorotlenek potasu został dodany w nadmiarze, to roztwór zabarwił się na kolor zielononiebieski, a jeśli w niedomiarze – na kolor czerwony. Probówka 4: Wytrąca się biały osad. b) Probówka 1.: Mg + 2 H+ → Mg2+ + H 2 Probówka 2.: CO 3 2– + 2H+ → CO 2 + H 2 O
- a) NIE b) TAK c) NIE
Charakterystyka pierwiastków i związków chemicznych
Numer zadania Oczekiwana odpowiedź
- a) Charakter chemiczny kolejnych tlenków: zasadowy, amfoteryczny, kwasowy
b) Wraz ze zwiększaniem się stopnia utlenienia chromu następuje wzrost charakteru kwasowego jego tlenków.
c) Probówka 1.: CrO + 2 H+ → Cr2+ + H 2 O Probówka 3.: CrO 3 + 2 OH → CrO 4 + H 2 O
- D
- B
- a) nr 3 b) Cr 2 (SO 4 ) 3 + 6 NaOH → 2 Cr(OH) 3 ↓ + 3 Na 2 SO 4 c) Cr(OH) 3 + 3 OH→ Cr(OH) 63
10 C → 10 C + 10e–
Równanie reakcji zbilansowane: 2 KMnO 4 + 5 (COOH) 2 + 3 H 2 SO 4 → 10 CO 2 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8 H 2 O
Obserwacje: Wydziela się bezbarwny gaz, fioletowy roztwór odbarwia się. 11. Przykładowa odpowiedź: NaNO 2 – azotan(III) sodu K 2 SO 3 – siarczan(IV) potasu CH 3 CHO – etanal 12. X : MnCO 3 → MnO + CO 2 Nazwa systematyczna tlenku X : tlenek manganu(II)
Y : 2 KMnO 4 + 3 K 2 SO 3 + H 2 O → 2 MnO 2 + 3 K 2 SO 4 + 2 KOH Nazwa systematyczna tlenku Y : tlenek manganu(IV)
Z : 2 KMnO 4 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + Mn 2 O 7 + H 2 O Nazwa systematyczna tlenku Z : tlenek manganu(VII) 13. Kolejne tlenki: MnO, Mn 2 O 7 , MnO 2 14. Charakter chemiczny tlenku X : zasadowy tlenku Y : amfoteryczny tlenku Z : kwasowy 15. Woda nie nadaje się do picia; jest w niej 1,3 · 10 4 dm 3
g jonów Mn2+ (> 5· 10 5 dm
g ).
- Mn2+ + 2 OH– → Mn(OH) 2
Mn(OH) 2 + 2 1 O 2 → MnO 2 + H 2 O
Probówka 1.: 2 MnO 4 + 5 NO 2 + 16 H+ → 2 Mn2+ + 5 NO 3 + 8 H 2 O
Probówka 2.: 2 MnO 4 + NO 2 + 2 OH→ 2 Mn2+ + NO 3 + H 2 O
Probówka 3.: 2 MnO 4 + 3 NO 2 + H 2 O → 2 MnO 2 + 3 NO 3 + 2 OH 19. a) Zn + 2 KOH +2 H 2 O → K 2 Zn(OH) 4 + H 2 b) 1,38 dm 3 c) Cynk jest metalem, który reaguje z mocnymi kwasami i mocnymi zasadami. Wodorotlenek sodu jest mocną zasadą, a więc podczas czyszczenia rur cynkowych tym preparatem zachodzi reakcja chemiczna i ulegają one zniszczeniu. 20. A 21. 1. Cu + Cl 2 → CuCl 2 2. CuCl 2 + 2 NaOH → Cu(OH) 2 + NaCl
Numer probówki
Wzór sumaryczny związku manganu
Nazwa systematyczna związku manganu
Barwa związku manganu
MnSO 4 siarczan(VI) manganu(II) bezbarwny
K 2 MnO 4 manganian(VI) potasu zielony
MnO 2 tlenek manganu(IV) czarny
2 Cu(OH) 2 + CO 2 → [Cu(OH)] 2 CO 3 + H 2 O
2 Cu + O 2 T 2 CuO
2 CuO + CO 2 + H 2 O → [Cu(OH)] 2 CO 3
a) N, T, N, N b) B, 1
a) HF, HCl, HBr, HI b) Wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastków chemicznych właściwości kwasowe wodorków tych pierwiastków się zwiększają.
a) x = 2 y = 5 z = 6 m = 2 n = 8 p = 5 VII II b) Schemat procesu redukcji: 2 Mn + 10eˉ → 2 Mn −I 0 Schemat procesu utleniania: 10 O – 10eˉ → 5 O 2
Równanie reakcji chemicznej: 2 Ca 3 (PO 4 ) 2 + 6 SiO 2 + 10 C → P 4 + 10 CO + 6 CaSiO 3
120 kg fosforu 26. 1. 2 Co + 3 Cl 2 → 2 CoCl 3 2. CoCl 3 + 3 NaOH → Co(OH) 3 + 3 NaCl 3. 2 Co(OH) 3 T Co 2 O 3 + 3 H 2 O 4. Co + 2 HCl → CoCl 2 + H 2 5. CoCl 2 + 2 NaOH → Co(OH) 2 + 2 NaCl 6. 2 Co(OH) 2 + H 2 O 2 → 2 Co(OH) 3 27. Charakter chemiczny tlenku chromu(III): amfoteryczny Równania reakcji chemicznych: z kwasem chlorowodorowym: Cr 2 O 3 + 6 H+ → 2 Cr3+ + 3 H 2 O z wodorotlenkiem sodu: Cr 2 O 3 + 6 OH– + 3 H 2 O → 2 [Cr(OH) 6 ]3– 28. 1. 2 Mg + O 2 → 2 MgO 2. MgO + 2 HCl → 2 MgCl 2 + H 2 O 3. Mg2+ + CO 3 2– → MgCO 3 ↓ 29. a) Jon pełni funkcję kwasu. b) H 3 O+, H 2 PO 4 – , HPO 4 2–, PO 4 3– c) H 3 O+ 30. 1. 2 Cr + 3 Cl 2 → 2 CrCl 3 2. Cr + 2 HCl → CrCl 2 + H 2 3. CrCl 2 + 2 NaOH → Cr(OH) 2 + 2 NaCl 4. 2 Cr(OH) 2 + H 2 O 2 → 2 Cr(OH) 3 ↓ 5. 2 Cr(OH) 3 T Cr 2 O 3 + 3 H 2 O 31. a) Probówka 1.: 2 NaI + Br 2 → 2 NaBr + I 2 2 I– + Br 2 → 2 Br– + I 2 Probówka 2.: 2 NaI + Cl 2 → 2 NaCl + I 2 2 I– + Cl 2 → 2 Cl– + I 2 Probówka 3.: 2 NaBr + Cl 2 → 2 NaCl + Br 2 2 Br– + Cl 2 → 2 Cl– + Br 2
b) Wniosek: Aktywność pierwiastków 17. grupy układu okresowego zmniejsza się wraz ze zwiększaniem się ich liczby atomowej. Wzrost aktywności chemicznej: I 2 < Br 2 < Cl 2.
Odpowiedzi do zadań z testu maturalnego Numer zadania Oczekiwana odpowiedź Punktacja za czynność zadanie
- Pierwiastek chemiczny o liczbie atomowej 13 znajduje się w 13 grupie i 3 okresie układu okresowego pierwiastków chemicznych, w bloku konfiguracyjnym (energetycznym) p ,
1 p. za poprawne uzupełnienie tekstu.
1 p.
Maturalne karty pracy - klucz odpowiedzi cz.1
Temat: Chemia
Liceum Ogólnokształcące
• 2
