Chemia: matura na poziomie rozszerzonym: zbiór zadań z odpowiedziami, Egzamin maturalny z Chimica

Pobierz Chemia: matura na poziomie rozszerzonym: zbiór zadań z odpowiedziami i więcej Egzamin maturalny w PDF z Chimica tylko na Docsity!

EGZAMIN MATURALNY

C HEMIA

Poziom rozszerzony

ZBIÓR ZADAŃ

Materiały pomocnicze dla uczniów i nauczycieli

Centralna Komisja Egzaminacyjna 2015

Publikacja opracowana przez zespół koordynowany przez dr Małgorzatę Jagiełło działający w ramach projektu Budowa banków zadań realizowanego przez Centralną Komisję Egzaminacyjną pod kierunkiem Janiny Grzegorek.

Autorzy Łukasz Głaz dr Barbara Haszczyc-Krautter Teresa Kaleta Ilona Konkel Beata Kupis Joanna Toczko (kierownik zespołu przedmiotowego)

Komentatorzy prof. dr hab. Robert Zakrzewski Stanisław Ryszard Piech

Opracowanie redakcyjne Honorata Piłasiewicz

Redaktor naczelny Julia Konkołowicz-Pniewska

Zbiory zadań opracowano w ramach projektu Budowa banków zadań , Działanie 3.2. Rozwój systemu egzaminów zewnętrznych, Priorytet III Wysoka jakość systemu oświaty, Program Operacyjny Kapitał Ludzki

Wprowadzenie

Zbiór zadań z chemii adresowany jest przede wszystkim do uczniów szkół ponadgimnazjalnych przygotowujących się do egzaminu maturalnego z chemii w nowej formule. Został przygotowany tak, aby uczniowie mogli z niego korzystać zarówno podczas samodzielnej pracy, jak również na lekcjach chemii pod kierunkiem nauczyciela. W zbiorze znajdują się 182 zadania. Część z nich to zadania pojedyncze, a część – zadania składające się z kilku poleceń. Wiele zadań ułożonych zostało w tzw. wiązki tematyczne, skupione wokół wybranego tematu i materiału źródłowego. Sprawdzają umiejętności ogólne i szczegółowe zawarte w wymaganiach Podstawy programowej do IV etapu edukacyjnego z zakresów rozszerzonego oraz podstawowego. Zamieszczono również przykłady zadań ilustrujących wybrane wymagania z III etapu edukacyjnego (gimnazjum), które zgodnie z zasadą kumulatywności, mogą być sprawdzane na egzaminie maturalnym. Autorzy starali się, aby zadania były zróżnicowane pod względem zakresu treści, sprawdzanych wiadomości i umiejętności, trudności oraz stopnia złożoności. Osoby korzystające ze zbioru znajdą w nim więc zadania łatwiejsze i trudniejsze, mniej lub bardziej złożone, typowe bądź nietypowe. Zadania są zróżnicowane także ze względu na zastosowany materiał źródłowy, formę polecenia oraz wymagany sposób udzielenia odpowiedzi. Niektóre polecenia wymagają samodzielnego sformułowania odpowiedzi, takiej jak krótki opis słowny, równanie reakcji, chemiczny wzór lub nazwa bądź zapis obliczeń. Inne zadania są zadaniami zamkniętymi, w których należy wybrać poprawną odpowiedź, dobrać lub pogrupować przedstawione elementy odpowiedzi, albo ocenić, czy przedstawione informacje są prawdziwe. Dział Zadania pogrupowano według treści Podstawy programowej dla poziomu rozszerzonego na 15 rozdziałów. Na początku każdego rozdziału zamieszczono po dwa zadania wraz ze szczegółowymi wskazówkami do ich rozwiązania i odpowiedziami, a następnie – po dwa zadania wzbogacone o wskazówki. Pozostałe zadania nie zawierają bezpośrednio obok siebie wskazówek i odpowiedzi. Dzięki temu uczniowie mogą przekonać się, czy potrafią samodzielnie rozwiązać te zadania. W sytuacji, gdy zadanie okaże się zbyt trudne – proponujemy najpierw zapoznać się ze wskazówkami zebranymi w osobnym dziale Wskazówki do rozwiązania zadań , i przy ich pomocy rozwiązać zadanie, a następnie sprawdzić jego poprawność w dziale Odpowiedzi. Wskazówki mogą być przydatne w kształceniu umiejętności samodzielnego rozwiązywania zadań chemicznych. Zawierają m.in.:

• przypomnienie treści kształcenia, których opanowanie jest niezbędne w rozwiązaniu zadania,
• podpowiedzi dotyczące toku myślenia podczas rozwiązywania danego zadania,
• odniesienie do czasowników operacyjnych użytych w poleceniu, warunkujących formę udzielanych odpowiedzi. Na uwagę zasługują zadania sprawdzające stopień opanowania umiejętności wykorzystywania chemicznych tekstów źródłowych do pozyskiwania, przetwarzania, tworzenia i prezentowania informacji, a więc takie, w których uczeń wykonuje polecenia, nie tylko korzystając z tego, czego nauczył się w czasie przygotowań do egzaminu, ale także na podstawie informacji przedstawionych we wprowadzeniu do zadania. Informacje te – zawarte w materiale źródłowym i niezbędne do rozwiązania postawionego problemu – mogą dotyczyć zagadnień, z którymi uczeń dotychczas się nie zetknął. Są one opracowane i przedstawione tak, aby mógł je wykorzystać, bazując na wiadomościach i umiejętnościach z zakresu Podstawy programowej. Warto zaznaczyć, że materiał źródłowy może przybierać różne formy, np. tekstu chemicznego, wzoru chemicznego, równania reakcji, rysunku, schematu, wykresu, zestawienia danych fizykochemicznych. W niniejszym zbiorze reprezentowane są wszystkie te formy. W zbiorze zamieszczono wiele zadań, które wymagają rozwiązania problemu obliczeniowego. Wykorzystując takie zadania do ćwiczeń, trzeba pamiętać, że wartość liczbowa uzyskanego wyniku końcowego zależy od przyjętych w rozwiązaniu zaokrągleń: poprawne są wszystkie wyniki będące konsekwencją przyjętych poprawnych zaokrągleń. Należy także zwrócić uwagę na fakt, że przedstawione przykładowe rozwiązania nie wyczerpują wszystkich możliwości – zaprezentowane zostały sposoby rozwiązania najbardziej typowe, co nie oznacza, że są one jedynymi poprawnymi rozwiązaniami. Ostatni dział – Wykaz umiejętności ogólnych i szczegółowych sprawdzanych zadaniami – zawiera odniesienie każdego z zadań do wymagań Podstawy programowej. Autorzy zbioru mają nadzieję, że pomoże on uczniom w przygotowaniu się do egzaminu maturalnego z chemii, a nauczycielom – w ocenie zgodności przebiegu procesu nauczania z obowiązującą Podstawą programową z chemii.

Życzymy sukcesów w rozwiązywaniu zadań!

1. Zadania 5

1. Zadania

1.1. Atomy, cząsteczki i stechiometria chemiczna

Informacja do zadań 1.–4. Pierwszym skutecznym lekiem przeciw malarii była chinina, organiczny związek chemiczny

o masie cząsteczkowej 324 u, który składa się z 74,07% masowych węgla, 7,41% masowych

wodoru, 8,64% masowych azotu i 9,88% masowych tlenu. W temperaturze pokojowej chinina jest trudno rozpuszczalną w wodzie, białą, krystaliczną substancją o intensywnie gorzkim smaku. Związek ten rozpuszczalny jest m.in. w olejach, benzynie, etanolu i glicerynie. Ze względu na swój gorzki smak chinina znalazła zastosowanie w przemyśle spożywczym jako aromat. Dodawana jest do produktów spożywczych w postaci chlorowodorku chininy, soli dobrze rozpuszczalnej w wodzie. W Polsce za maksymalną dopuszczalną zawartość chlorowodorku chininy w napojach bezalkoholowych typu tonik (których podstawą jest woda) przyjęto 7,50 mg na każde 100 cm^3 napoju, co w przeliczeniu na czystą chininę oznacza, że 100 cm^3 tego napoju dostarcza konsumentowi 6,74 mg chininy. Na podstawie: A. Czajkowska, B. Bartodziejska, M. Gajewska, Ocena zawartości chlorowodorku chininy w napojach bezalkoholowych typu tonik , „Bromatologia i chemia toksykologiczna”, XLV, 2012, 3, s. 433–438.

Zadanie 1. Na podstawie odpowiednich obliczeń ustal wzór empiryczny oraz rzeczywisty chininy (patrz → informacja do zadań 1.–4.).

Wskazówki do rozwiązania zadania Aby poprawnie ustalić wzór empiryczny związku chemicznego, należy określić liczbę moli atomów węgla, wodoru, azotu i tlenu (w jednym molu tego związku). Dla rozwiązania tego problemu trzeba przyjąć dogodną masę próbki, np. m = 100 g, co będzie oznaczało, że w 100 g związku znajduje się 74,07 g węgla, 7,41 g wodoru, 8,64 g azotu oraz 9,88 g tlenu. Następnie należy obliczyć liczbę moli atomów poszczególnych pierwiastków chemicznych i wyznaczyć ich stosunek wyrażony możliwie najmniejszymi liczbami całkowitymi. Pamiętaj, że wzór elementarny nie określa rzeczywistej liczby atomów tworzących cząsteczkę związku chemicznego. Do wyznaczenia rzeczywistej liczby poszczególnych rodzajów atomów w cząsteczce konieczna jest znajomość masy cząsteczkowej związku. W omawianym przypadku jest ona podana w informacji do zadania. Zwróć uwagę, że w celu powiązania liczności materii i masy substancji wprowadzono pojęcie masy molowej, która jest właściwością substancji; ma ona dla każdego związku chemicznego i każdej substancji elementarnej (pierwiastka chemicznego) określoną wartość liczbową. Wartość liczbowa masy molowej związku chemicznego jest równa względnej masie cząsteczkowej. W przypadku substancji elementarnych – występujących w postaci pojedynczych atomów – wartość liczbowa masy molowej jest równa względnej masie atomowej. Mając wyznaczony wzór elementarny, należy obliczyć masę cząsteczkową cząsteczki o składzie odpowiadającym wzorowi elementarnemu. Wiedząc, że wzór rzeczywisty (sumaryczny) jest wielokrotnością wzoru elementarnego (czyli można go zapisać w postaci (C 10 H 12 NO) x ), uprawniony jest zapis:

M = M C 10 H 12 NO ⋅ x  x = 2,

co pozwala na stwierdzenie, że wzór rzeczywisty ma postać: C 20 H 24 N 2 O 2.

1. Zadania 7

Zadanie 3. W pewnym napoju typu tonik wykryto maksymalną dopuszczalną zawartość chlorowodorku chininy. Podkreśl poprawne dokończenie zdania (patrz → informacja do zadań 1.–4.). Masa cząsteczkowa chlorowodorku chininy jest większa od masy cząsteczkowej chininy o A. 35,5 u. B. 71 u. C. 36,5 u. D. 73 u.

Wskazówki do rozwiązania zadania Aby poprawnie rozwiązać zadany problem, musisz skorzystać z informacji wprowadzającej do wiązki zadań oraz informacji umieszczonej w zadaniu 3. ( wykryto maksymalną dopuszczalną zawartość chlorowodorku chininy ). Dane te pozwolą na zapisanie zależności, np.: 7,50 –– 6, x –– 324  x ≈ 360,5 360,5 – 324 = 36,5  odpowiedź C lub

324 360 , 5 6 , 74

⋅ ≈  360,5 – 324 = 36,5  odpowiedź C

Zadanie 4. Wpisz do tabeli literę P, jeżeli zdanie jest prawdziwe, lub literę F – jeśli jest fałszywe (patrz → informacja do zadań 1.–4.).

Zdanie P/F

1. W temperaturze pokojowej chinina jest białą krystaliczną substancją o gorzkim smaku, rozpuszczalną w etanolu.
2. W celu uzyskania gorzkiego smaku napojów, których podstawą jest woda, dodawany jest do nich chlorowodorek chininy, ponieważ sól ta, w przeciwieństwie do chininy, jest dobrze rozpuszczalna w wodzie.
3. W 250 cm^3 napoju typu tonik maksymalnie może być zawarte 18,75 mg chininy.

Wskazówki do rozwiązania zadania Aby poprawnie rozwiązać to zadanie, musisz wykorzystać informację wprowadzającą do wiązki zadań. Prawdziwość zdania 1. i 2. możesz stwierdzić, dokonując wyłącznie analizy podanej informacji. Oceniając zdanie 3., możesz posłużyć się zależnością: 100 cm^3 –– 6,74 mg 250 cm^3 –– x  x = 16,85 mg Porównując otrzymany wynik (16,85 mg) z podaną w zdaniu 3. maksymalną zawartością chininy (18,75 mg), należy stwierdzić, że ostatnie zdanie jest fałszywe.

Informacja do zadań 5. i 6. Reakcja syntezy amoniaku przebiega zgodnie z równaniem:

N 2 (g) + 3H 2 (g) ⇄ 2NH 3 (g) Δ H = –92,4 kJ

Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej , Warszawa 2004, s. 648.

Zadanie 5. Oblicz, ile metrów sześciennych azotu odmierzonego w warunkach normalnych i ile kilogramów wodoru należy użyć do otrzymania 30,6 kg amoniaku, jeżeli reakcja syntezy amoniaku przebiega z wydajnością równą 30% (patrz → informacja do zadań 5. i 6.).

8 Egzamin maturalny. Chemia. Poziom rozszerzony. Zbiór zadań

Zadanie 6. Początkowe stężenia substratów reakcji (patrz → informacja do zadań 5. i 6.). były równe c (^) N 2 = 2 mol · dm −^3 , c (^) H 2 = 6 mol · dm −^3 i przebiegała ona w reaktorze o objętości 1 dm 3 w stałej temperaturze T. Oblicz stężenia H 2 , N 2 i NH 3 po osiągnięciu stanu równowagi w temperaturze T , jeżeli ustalił się on po przereagowaniu 30% początkowej ilości wodoru.

Zadanie 7. Blaszkę miedzianą o masie 0,48 g roztworzono całkowicie w stężonym wodnym roztworze kwasu azotowego(V). Doświadczenie wykonano pod wyciągiem. Przebieg reakcji miedzi z kwasem azotowym(V) ilustruje poniższe równanie. Cu + 4HNO 3 → Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2 H 2 O Oblicz, ile centymetrów sześciennych (w przeliczeniu na warunki normalne) gazu wydzieliło się w czasie opisanej reakcji.

Zadanie 8. Wzory soli można w sposób uproszczony przedstawić w postaci tlenkowej, na przykład wzór CaCO 3 można przedstawić jako CaO · CO 2. Superfosfat podwójny jest nawozem, którego głównym składnikiem jest diwodorofosforan(V) wapnia o wzorze Ca(H 2 PO 4 ) 2 , stosowanym do wzbogacania gleby w fosfor. Na podstawie: K.H. Lautenschläger, W. Schröter, A. Wanninger, Nowoczesne kompendium chemii , Warszawa 2007, s. 460.

a) Zapisz wzór diwodorofosforanu wapnia w postaci wzoru tlenkowego. b) Oblicz w procentach masowych zawartość P 2 O 5 w tym związku chemicznym. c) Dokończ zdanie, zaznaczając wniosek A lub B i jego uzasadnienie 1. lub 2. Jako nawozu fosforowego używa się diwodorofosforanu(V) wapnia, a nie fosforanu(V) wapnia, ponieważ diwodorofosforan(V) wapnia

A jest (^) rozpuszczalny w wodzie i zawiera 1. mniejszy procent masowy P 2 O (^) 5. B nie jest 2. większy procent masowy P 2 O 5.

Zadanie 9. Jedną z laboratoryjnych metod otrzymywania tlenu jest termiczny rozkład chloranu(V) potasu przebiegający zgodnie z równaniem: 2KClO 3 → 2KCl + 3O 2 Oblicz objętość tlenu, w przeliczeniu na warunki normalne, powstałego z rozkładu 30,6 g chloranu(V) potasu, który zawierał 10% masowych zanieczyszczeń. Przyjmij, że wydajność reakcji była równa 80%.

Zadanie 10. Blaszkę z glinu o masie 10,80 g o odpowiednio przygotowanej powierzchni zanurzono w wodnym roztworze Cu(NO 3 ) 2 , utrzymując odpowiednie pH tego roztworu. Po pewnym czasie stwierdzono, że powierzchnia blaszki znajdująca się w roztworze pokryła się różowym nalotem o metalicznym połysku, a barwa roztworu stała się mniej intensywna, turkusowa, ale roztwór pozostał klarowny i nie stwierdzono w nim wytrącenia żadnego osadu. Następnie blaszkę wyjęto z roztworu, osuszono i ponownie zważono. Jej masa wyniosła 12,17 g. Zaobserwowane zmiany pozwoliły stwierdzić, że w czasie doświadczenia zachodziła reakcja chemiczna, której przebieg opisuje równanie: 3Cu 2 +^ + 2Al → 3Cu +2Al^3 + Oblicz, ile gramów miedzi wydzieliło się w czasie opisanego doświadczenia.

10 Egzamin maturalny. Chemia. Poziom rozszerzony. Zbiór zadań

Zadanie 15. Aby wyznaczyć masę niklu (patrz także → informacja do zadań 11.–15.) w postaci jonów Ni 2+^ w próbce pewnego roztworu o objętości 100,00 cm^3 , z próbki tej pobrano trzy równe porcje oznaczone numerami I–III o objętości 10,00 cm^3 każda. Pobranie do analizy trzech, a nie jednej porcji badanego roztworu miało na celu zmniejszenie wpływu na wynik analizy błędów przypadkowych. Każdą porcję poddano niezależnie takim samym czynnościom laboratoryjnym, uzyskując wyniki, z których obliczono średnią arytmetyczną. Pobrane porcje wprowadzono do oddzielnych zlewek, zakwaszono, uzupełniono wodą destylowaną do objętości 50 cm^3 i ogrzano do temperatury ok. 60 ºC. Następnie do każdej zlewki wprowadzono niewielki nadmiar alkoholowego roztworu dimetyloglioksymu i mieszając, dodano wodę amoniakalną w celu osiągnięcia odpowiedniego pH roztworu. We wszystkich naczyniach zaobserwowano wytrącenie różowego osadu. Osad otrzymany w każdej zlewce odsączono pod zmniejszonym ciśnieniem w uprzednio zważonych tyglach szklanych z porowatym dnem, które pełnią podwójną funkcję: sączka i tygla. Odsączone osady przemyto i wysuszono do stałej masy. W poniższej tabeli zestawiono wyniki pomiarów masy pustych tygli oraz tygli z osadem dla trzech porcji, które pobrano z badanego roztworu. Pomiary masy wykonano na wadze analitycznej z dokładnością do 0,1 mg. Na podstawie: J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna 2. Chemiczne metody analizy ilościowej , Warszawa 1998, s. 179–181; T. Lipiec, Z.S. Szmal, Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej , Warszawa 1976, s. 330.

a) Uzupełnij tabelę, wpisując masę osadów dla trzech porcji badanego roztworu oraz średnią masę osadu.

Numer porcji roztworu Masa pustego tygla , g Masa tygla z osadem , g Masa osadu , g Porcja I 28,5914 28, Porcja II 29,0523 29, Porcja III 28,9936 29, Średnia masa osadu m , g:

b) Oblicz, ile gramów niklu w postaci jonów Ni 2+^ zawierała próbka 100,00 cm 3 badanego roztworu, wykorzystując średnią masę osadu dimetyloglioksymianu niklu(II). Masa molowa dimetyloglioksymianu niklu(II) jest równa 288,91 g mol. ⋅^ - Błąd bezwzględny, jakim jest obarczony wynik analizy dla danej porcji, jest różnicą między tym wynikiem a wartością rzeczywistą, której nie znamy. Przyjmujemy, że odpowiada jej obliczona średnia arytmetyczna: Δ m (^) bezwzgl. = mi-m , gdzie i oznacza numer porcji. Błąd względny jest stosunkiem błędu bezwzględnego do wartości rzeczywistej wyrażonym w procentach. W tym przypadku nieznaną wartość rzeczywistą również zastępujemy średnią

arytmetyczną: ⋅ 100 % = ⋅ 100 %

m

m-m m

m m (^) wzgl. bezwzgl. i.

c) Wskaż porcję (I, II albo III), dla której wynik analizy najbardziej odbiega od średniej masy niklu i oblicz błąd względny wyznaczenia masy niklu w postaci jonów Ni 2+^ w badanym roztworze opisaną metodą dla tej porcji.

Zadanie 16. Pierwiastek chemiczny X tworzy hydrat o wzorze XSO 4 · 7H 2 O, którego 54,5% masy stanowi woda. Ustal masę molową pierwiastka X w zaokrągleniu do jedności.

1. Zadania 11

1.2. Struktura atomu – jądro i elektrony

Zadanie 17. Miedź tworzy kationy Cu +^ oraz Cu 2+. a) Określ, ile elektronów i z jakiej podpowłoki albo podpowłok oddaje atom miedzi, tworząc kation Cu2+^. Dokończ poniższe zdanie, wpisując liczbę elektronów i symbol odpowiedniej podpowłoki lub podpowłok. Tworzenie kationu Cu 2+^ oznacza oddanie przez atom miedzi .................................................... ...................................................................................................................................................... b) Uzupełnij poniższą tabelę, wpisując schemat klatkowy konfiguracji elektronów walencyjnych jonu Cu 2+^ w stanie podstawowym oraz wartości głównej liczby kwantowej n i pobocznej liczby kwantowej l dla niesparowanego elektronu w tym jonie.

Schemat klatkowy elektronów walencyjnych

Główna liczba kwantowa n

Poboczna liczba kwantowa l

Wskazówki do rozwiązania zadania a) Na podstawie położenia atomu miedzi w układzie okresowym należy napisać konfigurację elektronową atomu tego pierwiastka w stanie podstawowym 1 s^2 2 s^2 2 p^6 3 s^2 3 p^6 3 d^10 4 s^1. Skrócony zapis konfiguracji jego jonu to Cu2+: [Ar] 3 d^9. Napisanie skróconego zapisu konfiguracji danego atomu polega na porównaniu konfiguracji atomu w stanie podstawowym z zapisem konfiguracji elektronowej gazu szlachetnego poprzedzającego go w układzie okresowym (w tym przypadku – argonu). Atom miedzi, tworząc kation Cu 2+, oddaje 1 elektron z podpowłoki 4 s i 1 elektron z podpowłoki 3 d. b) Rozwiązanie tej części zadania wymaga znajomości reguły Hunda, zgodnie z którą pary elektronów (↑↓) tworzą się dopiero po zapełnieniu wszystkich poziomów orbitalnych danej podpowłoki przez elektrony niesparowane. Liczba elektronów niesparowanych w danej podpowłoce powinna być możliwie największa. Schemat klatkowy elektronów walencyjnych jonu Cu 2+^ przedstawia zapis:

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑

Z zapisu skróconej konfiguracji elektronowej jonu Cu 2+^ wynika, iż elektrony walencyjne w tym jonie znajdują się na podpoziomie 3 d , a to pozwala stwierdzić, że główna liczba kwantowa n elektronu niesparowanego jest równa 3 i – skoro jest to elektron należący do podpowłoki typu d – poboczna liczba kwantowa l wynosi 2.

Poprawna odpowiedź a) Tworzenie kationu Cu2+^ oznacza oddanie przez atom miedzi 1 elektronu z podpowłoki 4 s i 1 elektronu z podpowłoki 3 d. b) Schemat klatkowy elektronów walencyjnych

Główna liczba kwantowa n

Poboczna liczba kwantowa l

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 3 2

1. Zadania 13

Liczba neutronów lub wyjaśnienie: ...........................................................................................

3. Znając liczbę atomową pierwiastka, (można określić ładunek / nie można określić ładunku) jądra atomu tego pierwiastka. Ładunek jądra atomu lub wyjaśnienie: .......................................................................................
4. Znając liczbę atomową pierwiastka, (można określić liczbę masową / nie można określić liczby masowej) dowolnego izotopu tego pierwiastka. Liczba masowa lub wyjaśnienie: ................................................................................................

Wskazówki do rozwiązania zadania Aby poprawnie rozwiązać to zadanie, trzeba wykazać się znajomością i rozumieniem pojęć: liczba atomowa, liczba masowa, izotop, proton, neutron, ładunek jądra. Musisz pamiętać, że liczba atomowa pierwiastka oznacza liczbę protonów w jądrze. Oczywiste więc jest, że na podstawie podanej informacji można określić liczbę protonów w jądrze – podajemy liczbę protonów równą liczbie atomowej (26). Wiadomo, że atomy o tej samej liczbie atomowej mogą się różnić liczbą neutronów (takie odmiany pierwiastka to izotopy), a więc na podstawie podanej informacji nie można określić liczby neutronów w jądrze. Do rozwiązania tego problemu potrzebna byłaby znajomość liczby masowej. Musisz pamiętać, że jądro atomowe pierwiastka to dodatnio naładowany układ złożony z protonów o dodatnim ładunku elementarnym i obojętnych elektrycznie neutronów. Tak więc na podstawie podanej informacji można określić ładunek jądra (w elementarnych jednostkach ładunku), bo jest on równy liczbie protonów (którą określa liczba atomowa) w jądrze. Wiadomo, że liczba masowa jest sumą protonów i neutronów w jądrze atomu (a atomy o tej samej liczbie atomowej mogą się różnić liczbą neutronów), więc znajomość liczby atomowej nie jest wystarczającą informacją do jej określenia.

Zadanie 20. Oblicz średnią masę atomową opisanego pierwiastka (patrz → informacja do zadań 18.–20.).

Wskazówki do rozwiązania zadania Aby rozwiązać zadanie, trzeba wiedzieć, co to jest średnia masa atomowa pierwiastka chemicznego. Średnią masę atomową pierwiastka oblicza się jako średnią ważoną z mas atomowych wszystkich występujących w przyrodzie izotopów danego pierwiastka. Dane potrzebne do rozwiązania zadania podane są w tabeli. Podstaw je do wzoru na średnią ważoną, dokonaj odpowiednich obliczeń i podaj wynik: 55,84 u. Należy przyjąć poprawne zaokrąglenia wyników pośrednich i wyniku końcowego oraz pamiętać o podaniu wyniku z odpowiednią jednostką. Pamiętaj, że wynik zależy od przyjętych zaokrągleń.

Zadanie 21. Pierwiastek X leży w siódmej grupie i czwartym okresie układu okresowego. Pierwiastek ten tworzy jon prosty X2+. Wszystkie atomy pierwiastka X występujące w przyrodzie mają liczbę masową równą 55. a) Napisz skróconą konfigurację elektronową jonu X2+^ w stanie podstawowym. b) Określ i wpisz do tabeli liczbę protonów i neutronów znajdujących się w jądrze atomu pierwiastka X oraz liczbę elektronów tworzących rdzeń atomu tego pierwiastka.

Pierwiastek X

Liczba cząstek elementarnych znajdujących się w jądrze atomu X

Liczba elektronów znajdujących się w rdzeniu atomu X

14 Egzamin maturalny. Chemia. Poziom rozszerzony. Zbiór zadań

Informacja do zadań 22. i 23. Zależnie od tego, czy pierwiastek dąży do tworzenia jonów dodatnich, czy ujemnych, rozróżnia się pierwiastki elektrododatnie i elektroujemne. Pierwiastki elektroujemne mają wiele elektronów walencyjnych, a pobierając elektrony, tworzą jony ujemne o trwałej konfiguracji elektronowej. Pierwiastki elektrododatnie, oddając elektrony, tworzą jony dodatnie o trwałej konfiguracji. Na podstawie: K.H. Lautenschläger, W. Schröter, A. Wanninger, Nowoczesne kompendium chemii , Warszawa 2007, s. 89.

Zadanie 22. a) Uzupełnij poniższe zdanie. Wybierz i podkreśl jedno określenie spośród podanych w każdym nawiasie tak, aby zdanie było prawdziwe (patrz → informacja do zadań 22. i 23.). Pierwiastek, którego atom w stanie podstawowym ma następującą konfigurację elektronową: 1 s^2 2 s^2 2 p^6 3 s^2 3 p^6 3 d^5 4 s^1 , należy do bloku konfiguracyjnego ( s / p / d ), jest pierwiastkiem (elektrododatnim/elektroujemnym), a tlenek tego pierwiastka na VI stopniu utlenienia wykazuje właściwości (kwasowe/zasadowe/amfoteryczne). b) Napisz wzór oraz skróconą konfigurację jonu w stanie podstawowym pierwiastka zidentyfikowanego w podpunkcie a) tego zadania, w którym pierwiastek ten przyjmuje stopień utlenienia równy II.

Zadanie 23. Atom pewnego pierwiastka ma w stanie podstawowym następującą konfigurację elektronową: 1 s^2 2 s^2 2 p^6 3 s^2 3 p^6 3 d^5 4 s^1 Tlenek i wodorotlenek tego pierwiastka, w których przyjmuje on pewien stopień utlenienia, wykazują właściwości amfoteryczne. Na tym stopniu utlenienia opisany pierwiastek występuje także w postaci jonów prostych (patrz także → informacja do zadań 22. i 23.). a) Napisz wzór i skróconą konfigurację elektronową tego jonu prostego opisanego pierwiastka. b) Podaj wartość głównej liczby kwantowej n i wartość pobocznej liczby kwantowej l opisujących stan dowolnego niesparowanego elektronu walencyjnego w tym jonie.

Zadanie 24. Poniżej przedstawiono konfigurację elektronową atomów w stanie podstawowym wybranych metali należących do 1. grupy układu okresowego pierwiastków. Metale te oznaczono numerami I, II i III. I: 1 s^2 2 s^1 II: 1 s^2 2 s^2 2 p^63 s^2 3 p^6 4 s^1 III: 1 s^2 2 s^2 2 p^6 3 s^1 Pierwsza energia jonizacji to energia, jaką należy dostarczyć, aby oderwać elektron od obojętnego atomu. a) Zaznacz poprawne dokończenie zdania. Najmniejszą pierwszą energię jonizacji ma atom pierwiastka oznaczonego numerem A. I, ponieważ jego elektron walencyjny jest najmniej oddalony od jądra atomowego. B. I, ponieważ ma obsadzone elektronami tylko dwie powłoki elektronowe. C. II, ponieważ jego elektron walencyjny jest najbardziej oddalony od jądra atomowego. D. III, ponieważ ma najmniejszą elektroujemność. b) Określ liczbę elektronów w rdzeniu atomu metalu oznaczonego numerem III. c) Napisz wzór sumaryczny związku metalu oznaczonego numerem II z chlorem i określ charakter wiązania chemicznego (jonowe, kowalencyjne niespolaryzowane, kowalencyjne spolaryzowane), które w tym związku występuje.

Zadanie 25. Zapisz pełną konfigurację elektronową atomu chromu w stanie podstawowym.

16 Egzamin maturalny. Chemia. Poziom rozszerzony. Zbiór zadań

Zadanie 30. Wyjaśnij, dlaczego podczas przemiany promieniotwórczej zaobserwowanej przez zespół McMillana i Seaborga w 1941 r. (patrz → informacja do zadań 28.–31.) doszło do emisji cząstki, która nie jest składnikiem jądra atomowego. Dlaczego przemianę tę nazywamy przemianą jądrową?

Zadanie 31. Okres półtrwania τ1/2 izotopu 23893 Np otrzymanego przez McMillana i Seaborga (patrz → informacja do zadań 28.–31.) wynosi 50 h 48 min 28 s. Masa próbki tego izotopu neptunu po 16,936 dniach od zakończenia eksperymentu wyniosła 526 ng. Oblicz początkową masę próbki izotopu 23893 Np otrzymanej przez grupę amerykańskich badaczy. Wynik podaj w mikrogramach w zaokrągleniu do jedności.

1. Zadania 17

1.3. Wiązania chemiczne

Zadanie 32. W teorii orbitali molekularnych powstawanie wiązań chemicznych typu σ lub π wyjaśnia się, stosując do opisu tych wiązań orbitale cząsteczkowe odpowiedniego typu ( σ lub π ), które można utworzyć w wyniku właściwego nakładania odpowiednich orbitali atomowych atomów tworzących cząsteczkę. Na poniższych schematach zilustrowano powstawanie orbitali cząsteczkowych.

I + →

II + →

III + →

IV + →

Na podstawie: K.H. Lautenschläger, W. Schröter, A. Wanninger, Nowoczesne kompendium chemii , Warszawa 2007, s. 111–120.

Dane są cząsteczki: Cl 2 , H 2 , HF. Ustal, nakładanie jakich orbitali atomowych ( s czy p ) obu atomów należy koniecznie uwzględnić, aby wyjaśnić tworzenie wiązań w cząsteczkach o podanych powyżej wzorach. W tym celu przyporządkuj każdemu wzorowi odpowiedni numer schematu.

Wskazówki do rozwiązania zadania Rozwiązanie zadania, należy rozpocząć od analizy budowy cząsteczek, których wzory podano w zadaniu, czyli H 2 , Cl 2 , HF. Wiązanie atomowe, w którym 2 biorące w nich udział orbitale atomowe łączą się wzdłuż 1 osi, tworząc orbital cząsteczkowy o symetrii osiowej, nazywamy wiązaniem sigma σ. W cząsteczce wodoru (H 2 ) występuje wiązanie s-s-σ , ponieważ obydwa uczestniczące w nim orbitale atomowe to orbitale s (należy przyporządkować schemat oznaczony numerem I). Nakładanie się pojedynczo obsadzonych orbitali p 2 atomów chloru prowadzi do utworzenia orbitalu p-p-σ , który obydwa atomy chloru łączy w cząsteczkę. W cząsteczce chloru (Cl 2 ) występuje więc wiązanie p-p-σ (należy przyporządkować schemat oznaczony numerem IV). W cząsteczce fluorowodoru (HF) pojedynczo obsadzony orbital s atomu wodoru i pojedynczo obsadzony orbital p atomu fluoru połączone zostały w całkowicie obsadzony orbital cząsteczkowy s-p-σ. Powstający orbital s-p-σ o symetrii osiowej stanowi wiązanie s-p-σ (należy przyporządkować schemat oznaczony numerem II).

Poprawna odpowiedź Cl 2 : IV H 2 : I HF: II

1. Zadania 19

schematu wynika, że w powłoce walencyjnej każdego atomu węgla są dwa równocenne orbitale zhybrydyzowane, których oddziaływanie z orbitalem 1 s atomu wodoru i orbitalem zhybrydyzowanym drugiego atomu węgla prowadzi do powstania cząsteczki liniowej: wszystkie tworzące ją atomy leżą na jednej prostej. Stan, w którym w powłoce walencyjnej atomu węgla istnieją 2 równocenne orbitale zhybrydyzowane, wymaga założenia, że powstały one w wyniku „wymieszania” również 2 (różnych) walencyjnych orbitali atomowych: 1 podpowłoki 2 s i 1 podpowłoki 2 p , co zapisujemy symboliczne jako sp. Na tej podstawie możemy stwierdzić, że zdanie 1. jest fałszywe – atomom węgla w cząsteczce związku chemicznego I przypisuje ono hybrydyzację sp^3 zamiast sp^2 , zaś zdanie

2. jest prawdziwe. Aby rozstrzygnąć, czy prawdziwe jest zdanie 3., powinniśmy rozważyć, który związek jest bardziej reaktywny. Ponieważ oba są węglowodorami, których cząsteczki zbudowane są z 2 atomów węgla, reaktywność tych związków będzie zależała od typu i krotności wiązania między atomami węgla. Widzimy, że w przypadku cząsteczki, której schemat przedstawiono na rysunku I, przy każdym atomie węgla pozostaje 1 elektron walencyjny orbitalu 2 p , a oś tego orbitalu jest prostopadła do płaszczyzny cząsteczki. W wyniku oddziaływania 2 orbitali 2 p obu atomów węgla (bocznego „nałożenia”) powstaje orbital molekularny typu π. W cząsteczce tej atomy węgla są więc połączone wiązaniem podwójnym. W cząsteczce, której szkielet ilustruje rysunek II, przy każdym atomie węgla pozostają 2 orbitale podpowłoki 2 p , w wyniku ich oddziaływania powstaną zatem 2 orbitale molekularne typu π , a więc w tym przypadku wiązanie między atomami węgla jest potrójne i dlatego związek II jest bardziej reaktywny. Zdanie 3. jest wobec tego fałszywe. b) Rozważania przeprowadzone w części a) zadania pomogą w rozwiązaniu jego części b). Wiemy już, że w cząsteczce I występuje 1 wiązanie π , a w cząsteczce II – 2 wiązania π. Musimy jeszcze policzyć wiązania typu σ w każdej cząsteczce, pamiętając, że tego typu wiązanie zawsze powstaje jako pierwsze, więc wszystkie wiązania pojedyncze są wiązaniami σ. W cząsteczce I jest ich 5 (4 wiązania C–H i 1 C–C), a w cząsteczce II są one 3 (2 wiązania C–H i 1 C–C).

Poprawna odpowiedź a) 1. F

2. P
3. F b)

Numer rysunku Liczba wiązań σ Liczba wiązań π I 5 1 II 3 2

Informacja do zadań 34. i 35. Na rysunkach przedstawiono przestrzenne rozmieszczenie wiązań chemicznych tworzonych przez orbitale zhybrydyzowane atomów węgla w cząsteczkach dwóch węglowodorów. Punktami schematycznie oznaczono położenie środków atomów połączonych tymi wiązaniami, linią ciągłą – osie wiązań, a linią przerywaną – kontury figury geometrycznej, w której narożach znajdują się atomy otaczające atom centralny. Hybrydyzacja polegająca na wymieszaniu 1 orbitalu s oraz 3 orbitali p daje hybrydyzację tetraedryczną ze względu na skierowanie orbitali zhybrydyzowanych ku narożom tetraedru. Wymieszanie 1orbitalu s oraz 2 orbitali p daje hybrydyzację trygonalną. Wiązania utworzone za pomocą tych orbitali leżą w tej samej płaszczyźnie, a kąty pomiędzy nimi wynoszą 120°.

20 Egzamin maturalny. Chemia. Poziom rozszerzony. Zbiór zadań

Rysunek I Rysunek II

Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej , Warszawa 2011, s. 151, 152, 155,156.

Zadanie 34. Uzupełnij poniższe zdania. Wybierz i podkreśl jedno określenie spośród podanych w każdym nawiasie tak, aby zdania były prawdziwe (patrz → informacja do zadań 34. i 35.).

1. Rysunek I przedstawia przestrzenne rozmieszczenie wiązań chemicznych tworzonych przez orbitale zhybrydyzowane atomów węgla w cząsteczkach (metanu/etenu/etynu), a rysunek II – w cząsteczkach (metanu/etenu/etynu).
2. W cząsteczce węglowodoru, której strukturę przedstawia rysunek I, (występuje/ nie występuje) wiązanie typu π, dlatego węglowodór ten ulega reakcjom (substytucji/addycji) i (powoduje odbarwienie /nie powoduje odbarwienia) wody bromowej.

Wskazówki do rozwiązania zadania Rysunek I przedstawia schemat takiego oddziaływania orbitali zhybrydyzowanych atomów węgla i orbitali 1 s atomów wodoru, w którego wyniku powstają wiązania chemiczne w cząsteczce o strukturze trygonalnej (hybrydyzacja sp^2 ), a rysunek II – w cząsteczce o strukturze tetraedrycznej (hybrydyzacja sp^3 ). Węglowodorem I jest więc związek, w którego cząsteczkach atom węgla wykorzystuje 3 elektrony walencyjne z 3 równocennych orbitali zhybrydyzowanych na wytworzenie wiązań z 3 sąsiednimi atomami – wiązania te tworzą płaski szkielet cząsteczki. Spośród węglowodorów wymienionych w zdaniu 1. taką strukturę mają jedynie cząsteczki etenu (cząsteczki metanu mają budowę tetraedryczną, a etynu – liniową). W cząsteczkach etenu występuje wiązanie podwójne, związek ten jest więc węglowodorem nienasyconym. Rysunek II przedstawia taką strukturę, w której atom centralny tworzy 4 wiązania z innymi atomami, jest ona tetraedryczna. Spośród węglowodorów wymienionych w zdaniu 1. taką strukturę mają jedynie cząsteczki metanu, wszystkie występujące w nich wiązania są pojedyncze – metan jest związkiem nasyconym. W ten sposób możemy uzupełnić zdanie 1., wybierając w pierwszym nawiasie słowo etenu , a w drugim słowo metanu. Aby poprawnie uzupełnić zdanie 2., należy ponownie zwrócić uwagę na krotność wiązania C–C w cząsteczkach etenu i metanu. W przypadku wiązań wielokrotnych jedno wiązanie jest wiązaniem typu σ , a każde następne – wiązaniem typu π. W cząsteczce etenu między atomami węgla występuje wiązanie podwójne – 1 wiązanie σ i 1 wiązanie π , a w cząsteczce metanu występują tylko wiązania pojedyncze, a więc wiązania σ (w obu cząsteczkach wiązania C–H są wiązaniami pojedynczymi). Z rodzajem wiązań występujących w cząsteczkach związku wiążą się jego właściwości. Związki mające w cząsteczce wiązania π (związki nienasycone) są bardziej reaktywne chemicznie niż związki, w których cząsteczkach występują tylko wiązania σ (związki nasycone). Eten jest więc bardziej reaktywny niż metan. Należy przypomnieć, że dla związku nienasyconego charakterystyczne są reakcje addycji – dzięki wiązaniu π , którego obecność potwierdza się w reakcji z wodą bromową. Atomy bromu zostają przyłączone do atomów węgla po rozerwaniu wiązania π. W czasie reakcji

120º 120º

120º