Arkusz maturalny
Chemia2022MARZECformuła 2023POBIERZ
Zadanie 1.
1 pkt| Pierwiastek | Numer okresu | Numer grupy | Symbol bloku |
|---|---|---|---|
| X |
Ładowanie…
Arkusz maturalny
| Pierwiastek | Numer okresu | Numer grupy | Symbol bloku |
|---|---|---|---|
| X |
(0–1)
Uzupełnij poniższą tabelę – wpisz dane dotyczące położenia pierwiastka X w układzie okresowym oraz symbol bloku konfiguracyjnego, do którego ten pierwiastek należy.
Numer Pierwiastek Numer grupy Symbol bloku okresu X 3 13 p
1 pkt – poprawne uzupełnienie tabeli (numeru okresu, numeru grupy oraz symbolu bloku, do którego należy pierwiastek). 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.
(0–1)
Oceń prawdziwość poniższych zdań. Zaznacz P, jeżeli zdanie jest prawdziwe, albo F – jeśli jest fałszywe.
| Nr | Stwierdzenie | P | F |
|---|---|---|---|
| 1 | W stanie podstawowym tylko 6 elektronów atomu pierwiastka X jest opisanych główną liczbą kwantową 𝑛 równą 2. | ||
| 2 | Żaden elektron atomu pierwiastka X w stanie podstawowym nie jest opisany poboczną liczbą kwantową 𝑙 równą 2. |
| Nr | Stwierdzenie | P | F |
|---|---|---|---|
| 1 | W stanie podstawowym tylko 6 elektronów atomu pierwiastka X jest opisanych główną liczbą kwantową 𝑛 równą 2. | ✓ | ✓ |
| 2 | Żaden elektron atomu pierwiastka X w stanie podstawowym nie jest opisany poboczną liczbą kwantową 𝑙 równą 2. | ✓ |
(0–2) – z kwasem solnym (reakcja 1.) oraz – ze stężonym roztworem wodorotlenku potasu (reakcja 2.). W reakcji 2. powstaje jon kompleksowy o liczbie koordynacji równej 4. Równanie reakcji 1.: Równanie reakcji 2.:
Równanie reakcji 1.: 2Al + 6H+ → 2Al3+ + 3H2 Równanie reakcji 2.: 2Al + 2OH– + 6H2O → 2[Al(OH)4] – + 3H2
2 pkt – poprawne napisanie w formie jonowej skróconej dwóch równań reakcji. 1 pkt – poprawne napisanie w formie jonowej skróconej jednego równania reakcji. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższych kryteriów albo brak odpowiedzi.
(0–1) Poniżej przedstawiono konfigurację elektronową atomów czterech pierwiastków (I – IV): I 1s 22s 22p 63s 23p 64s 1 II 1s 22s 22p 63s 23p 64s 13d 5 III 1s 22s 22p 63s 23p 64s 13d 104p 3 IV 1s 22s 22p 63s 23p 64s 13d 10
Napisz, która z przedstawianych konfiguracji elektronowych opisuje atom w stanie wzbudzonym. Odpowiedź uzasadnij.
1 pkt – poprawne wskazanie numeru konfiguracji poprawne uzasadnienie. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi. Arkusz pokazowy z egzaminu maturalnego z chemii Przykładowe rozwiązania Konfiguracja numer: III Uzasadnienie: Jeden z elektronów znajdujących się na orbitalu 4s został przeniesiony na jeden z orbitali podpowłoki 4p (który jest wolny w stanie podstawowym). ALBO Jest to konfiguracja atomu germanu, który w stanie podstawowym na podpowłoce 4s ma dwa elektrony.
(0–1) Tenes – pierwiastek chemiczny o liczbie atomowej Z = 117 – otrzymano w reakcji jądrowej między 48Ca i 249Bk. W tym procesie powstały dwa izotopy tenesu, przy czym reakcji tworzenia jądra jednego z tych izotopów towarzyszyła emisja 3 neutronów. Ten izotop ulegał dalszym przemianom: w wyniku kilku kolejnych przemian α otrzymano dubn – 270Db.
Napisz równanie reakcji otrzymywania opisanego izotopu tenesu – uzupełnij wszystkie pola w poniższym schemacie. Napisz, w wyniku ilu przemian 𝛂 ten izotop tenesu przekształcił się w 270Db. 1. 2. 3. 4. 1 1 2 1 1
48 249 294 1 Ca + Bk → Ts + 3 n 20 97 117 0 Liczba przemian α: 6
1 pkt – poprawne uzupełnienie schematu i podanie liczby przemian 𝛼. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.
Metoda VSEPR pozwala określać kształt cząsteczek zbudowanych z atomów pierwiastków grup głównych. W cząsteczce należy wyróżnić atom centralny (np. atom tlenu w cząsteczce H2O) i ustalić liczbę wolnych par elektronowych na jego zewnętrznej powłoce. Następnie zsumować liczbę podstawników związanych z atomem centralnym (𝑥) i liczbę jego wolnych par elektronowych (𝑦). W ten sposób otrzymuje się tzw. liczbę przestrzenną (𝐿p = 𝑥 + 𝑦), która determinuje kształt cząsteczki. Ponieważ zarówno wolne, jak i wiążące pary elektronowe wzajemnie się odpychają, wszystkie elementy składające się na liczbę przestrzenną (podstawniki i wolne pary elektronowe) zajmują jak najbardziej odległe od siebie położenia wokół atomu centralnego.
Uzupełnij poniższą tabelę – dla wymienionych cząsteczek napisz wartości 𝒙 i 𝒚 oraz określ kształt cząsteczki (liniowa, kątowa, trójkątna, tetraedryczna). CO 2 SO 2 OF 2 𝑥 𝑦 kształt cząsteczki
Poniżej przedstawiono dwa modele przestrzenne (I i II) różnych cząsteczek o wzorze ogólnym AB4.
Rozstrzygnij, który z przedstawionych modeli (I albo II) jest ilustracją kształtu cząsteczki SF4. Uzasadnij swój wybór. Zastosuj metodę VSEPR. Cząsteczkę SF4 przedstawia model .........................................................................................
CO2 SO2 OF2 𝑥 2 2 2 𝑦 0 1 2 kształt kątowa ALBO kątowa ALBO liniowa cząsteczki V-kształtna V-kształtna
rozwiązań zadań II. Rozumowanie i zastosowanie nabytej wiedzy do rozwiązywania problemów. Zdający: 5) wykorzystuje wiedzę […] do rozwiązywania problemów chemicznych […].
2 pkt – poprawne uzupełnienie trzech kolumn tabeli. 1 pkt – poprawne uzupełnienie dwóch kolumn tabeli. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższych kryteriów albo brak odpowiedzi.
1 pkt – poprawne wskazanie modelu cząsteczki SF4 i poprawne uzasadnienie. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi. Przykładowe rozwiązania Cząsteczkę SF4 przedstawia model II Uzasadnienie: W cząsteczce SF4 na zewnętrznej powłoce elektronowej atomu centralnego znajduje się 5 par elektronów (10 elektronów: 6 pochodzących od atomu siarki oraz 4 pochodzące od atomów fluoru). ALBO Cząsteczka SF4 nie może być tetraedryczna, gdyż jej liczba przestrzenna jest równa 5. ALBO W cząsteczce SF4 są cztery ligandy i jedna wolna para elektronowa. Arkusz pokazowy z egzaminu maturalnego z chemii
Drobina NH2– NH3 NH4+ Wartość kąta między 105° 107° 109° wiązaniami
1 pkt – poprawne uzupełnienie tabeli. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.
(0–1) Na podstawie budowy atomów pierwiastków należących do grup 1.–2. oraz 13.–17. drugiego okresu układu okresowego uzupełnij poniższe zdanie. W wyznaczone miejsca wpisz symbol albo nazwę odpowiedniego pierwiastka. • najmniejszy ładunek jądra ma atom …………..…………………………………………….……; • najmniejszy promień atomowy ma atom …………………………...…………………….………; • najmniejszą wartość pierwszej energii jonizacji ma atom ………………………..…………… .
Spośród pierwiastków drugiego okresu: • najmniejszy ładunek jądra ma atom litu ALBO Li • najmniejszy promień atomowy ma atom fluoru ALBO F • najmniejszą wartość pierwszej energii jonizacji ma atom litu ALBO Li.
1 pkt – poprawne uzupełnienie wszystkich zdań. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.
rozwiązań zadań
Przeprowadzono doświadczenie zilustrowane na poniższym schemacie: Na2SO3 (aq) AgNO3 (aq) HCl (aq) I II III próbka wody mineralnej W wyniku przeprowadzonego doświadczenia w każdej probówce zaobserwowano zmianę świadczącą o zajściu reakcji chemicznej. W probówce II, w wyniku przeprowadzonego doświadczenia, wydzielił się biały osad.
Opisz zmiany, które można zaobserwować w probówkach I i III.
Rozstrzygnij, czy na podstawie przeprowadzonego doświadczenia można stwierdzić, że w badanej wodzie mineralnej są obecne też inne jony niż Mg2+, Ca2+ oraz HCO3 – . Uzasadnij swoją odpowiedź.
1 pkt – poprawne napisanie zmian, jakie można zaobserwować w probówkach I i III. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi. Przykładowe rozwiązania Probówka I: powstaje (biały) osad ALBO powstaje zmętnienie. Probówka III: wydziela się gaz ALBO pojawiają się pęcherzyki gazu.
Rozstrzygnięcie: Tak Uzasadnienie: Wydzielenie białego osadu po dodaniu do próbki wody roztworu wodnego AgNO3 świadczy o obecności w badanej próbce innych jonów (anionów), zdolnych do tworzenia osadów z jonami Ag+. ALBO W próbce wody mineralnej są obecne aniony, np. Cl – , które z jonami Ag+ dają praktycznie nierozpuszczalne w wodzie sole. Arkusz pokazowy z egzaminu maturalnego z chemii
1 pkt – poprawne rozstrzygnięcie i poprawne uzasadnienie. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi. Przykładowe rozwiązania
(0–2) Podczas gotowania 1000 cm3 tej wody mineralnej zaobserwowano powstanie białego osadu. Ca2+ + 2HCO3 – → CaCO3 + CO2 + H2O Mg2+ + 2HCO3 – → MgCO3 + CO2 + H2O
Oblicz, jaki procent masy wydzielonego osadu stanowi masa węglanu magnezu. Przyjmij, że obie reakcje zachodzą z wydajnością równą 100 %, a powstały osad składa się wyłącznie z węglanu wapnia i węglanu magnezu.
2 pkt – zastosowanie poprawnej metody, poprawne wykonanie obliczeń i podanie wyniku w procentach. 1 pkt – zastosowanie poprawnej metody, ale: – popełnienie błędów rachunkowych prowadzących do błędnego wyniku liczbowego. LUB – podanie wyniku z błędną jednostką. 0 pkt – zastosowanie błędnej metody obliczenia albo brak rozwiązania. Przykładowe rozwiązanie W 1 dm3 wody mineralnej: 0,457 g 𝑚Ca2+ = 457 mg = 0,457 g 𝑛Ca2+ = = 0,011425 mol 40 g ∙ mol–1 0,050 g 𝑚Mg2+ = 50 mg = 0,050 g 𝑛Mg2+ = = 0,002083 mol 24 g ∙ mol–1 1,836 g 𝑚HCO3– = 1836 mg = 1,836 g 𝑛HCO3– = = 0,030098 mol 61 g ∙ mol–1 Ponieważ: 2·(0,011425 + 0,002083) mol < 0,030098 mol, to powstanie: 𝑛CaCO3 = 0,011425 mol 𝑚CaCO3 = 0,011425 mol · 100 g·mol–1 = 1,1425 g 𝑛MgCO3 = 0,002083 mol 𝑚MgCO3 = 0,002083 mol · 84 g·mol–1 = 0,1750 g 0,1750 g % MgCO3 = · 100 % = 13,3 (%) (0,1750+1,1425) g Uwaga: Należy zwrócić uwagę na zależność wyniku liczbowego od przyjętych zaokrągleń. Za poprawny należy uznać każdy wynik będący konsekwencją zastosowanej poprawnej metody i poprawnych obliczeń.
rozwiązań zadań
| kwas 1 | + | zasada 2 |
|---|---|---|
| zasada 1 | + | kwas 2 |
|---|---|---|
(0–1) Obecność jonów amonowych w roztworze soli Mohra powoduje, że odczyn tego roztworu nie jest obojętny.
Napisz równanie reakcji odpowiadającej za odczyn wodnego roztworu soli Mohra na podstawie definicji kwasów i zasad Brønsteda. Wzory odpowiednich drobin wpisz w poniższą tabelę. ⇄
kwas 1 zasada 2 zasada 1 kwas 2 + + + NH4 H2O NH3 H3O+
1 pkt – poprawne uzupełnienie tabeli – napisanie wzorów drobin w odpowiednich kolumnach. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.
Przeprowadzono dwuetapowe doświadczenie. W pierwszym etapie do dwóch probówek (A i B) z roztworem soli Mohra dodano wodny roztwór wodorotlenku sodu. Wynik doświadczenia w obu probówkach był identyczny i został przedstawiony na fotografii. W czasie doświadczenia zaszła reakcja chemiczna opisana równaniem: Fe2+ + 2OH – → Fe(OH)2 Zaobserwowano również, że zwilżony uniwersalny papierek wskaźnikowy umieszczony u wylotu probówki zabarwił się na niebiesko.
Napisz w formie jonowej skróconej równanie reakcji zachodzącej po dodaniu wodnego roztworu wodorotlenku sodu, w wyniku której powstała substancja odpowiedzialna za zmianę barwy uniwersalnego papierka wskaźnikowego.
W drugim etapie doświadczenia do zawartości probówki A otrzymanej w poprzednim etapie dodano wodę utlenioną, czyli roztwór nadtlenku wodoru o stężeniu 3 %. Wynik tej części doświadczenia przedstawiono na fotografii.
Napisz w formie cząsteczkowej równanie reakcji zachodzącej w probówce A.
NH4+ + OH– → NH3() + H2O Arkusz pokazowy z egzaminu maturalnego z chemii
1 pkt – poprawne napisanie równania reakcji. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.
2Fe(OH)2 + H2O2 → 2Fe(OH)3
1 pkt – poprawne napisanie równania reakcji. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.
1 pkt – poprawne wyjaśnienie odwołujące się do obecności w wodzie rozpuszczonego w niej tlenu, który pełni funkcję utleniacza. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi. Przykładowe rozwiązania W wodzie jest rozpuszczony tlen z powietrza, który w warunkach doświadczenia pełni funkcję utleniacza – w wyniku reakcji chemicznej (zielonkawy) Fe(OH)2 utlenia się do (pomarańczowego) Fe(OH)3. ALBO Zaszła reakcja chemiczna z rozpuszczonym w wodzie tlenem, który pełni funkcję utleniacza.
(0–1) Gazowy wodór wydziela się w reakcjach różnych metali z kwasami, a najaktywniejsze metale redukują wodę do wodoru. Na zajęciach koła chemicznego uczniowie mieli zaprojektować laboratoryjną metodę otrzymywania wodoru, inną niż stosowane powszechnie działanie kwasem solnym na cynk. uczeń A – magnezu z kwasem octowym; uczeń B – potasu z wodą; uczeń C – cynku ze stężonym kwasem azotowym(V). Nauczyciel stwierdził, że wodór powstaje w dwóch spośród zaproponowanych reakcji, ale tylko jedna z nich jest możliwa do przeprowadzenia w szkolnej pracowni chemicznej.
Napisz, który uczeń poprawnie zaprojektował doświadczenie. Wyjaśnij, dlaczego druga propozycja doświadczenia, w którym również powstaje wodór, była nieodpowiednia. Odwołaj się do zasad bezpieczeństwa i higieny pracy obowiązujących w szkolnej pracowni chemicznej.
Doświadczenie poprawnie zaprojektował uczeń: A. Wyjaśnienie: reakcja potasu z wodą przebiega zbyt gwałtownie, jest silnie egzotermiczna – wydzielający się wodór oraz potas się zapalają.
rozwiązań zadań
1 pkt – poprawny wybór doświadczenia, w którym można otrzymać w laboratorium wodór zgodnie z zasadami bezpieczeństwa obowiązującymi w szkolnej pracowni chemicznej, oraz uzasadnienie odwołujące się do gwałtownego (wybuchowego) przebiegu reakcji potasu z wodą. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.
(0–2) Do zlewki wprowadzono 80 cm3 roztworu mocnego (całkowicie zdysocjowanego), jednoprotonowego kwasu HA o stężeniu 0,10 mol · dm–3. Następnie do zlewki wprowadzono 45 cm3 roztworu wodorotlenku potasu o stężeniu 0,15 mol · dm–3. Do takiej mieszaniny dodawano kroplami roztwór wodorotlenku sodu o stężeniu 0,2 mol · dm–3 do momentu uzyskania roztworu o pH równym 2,1.
Oblicz objętość dodanego roztworu wodorotlenku sodu. Przyjmij, że objętość mieszaniny była sumą objętości zmieszanych roztworów.
2 pkt – zastosowanie poprawnej metody, poprawne wykonanie obliczeń i podanie objętości roztworu wodorotlenku sodu. 1 pkt – zastosowanie poprawnej metody, ale: – popełnienie błędów rachunkowych prowadzących do błędnego wyniku liczbowego. LUB – podanie wyniku z błędną jednostką. 0 pkt – zastosowanie błędnej metody obliczenia albo brak rozwiązania. Przykładowe rozwiązanie 𝑛H+ = 2·(0,1 mol·dm–3·0,04 dm3) = 0,008 mol 𝑛OH–= 0,15 mol·dm–3·0,045 dm3 = 0,00675 mol Po reakcji pomiędzy jonami H+ oraz jonami OH – w roztworze pozostaje 0,00125 mola jonów H+, a objętość roztworu jest równa 0,125 dm3. Stężenie jonów H+ w roztworze, po dodaniu do niego roztworu wodorotlenku sodu jest równe: pH = 2,1 [H+] = 10–2,1 = 0,00794 mol·dm–3 𝑥 – objętość (w dm3) roztworu wodorotlenku sodu o stężeniu równym 0,2 mol·dm–3 0,00125 – 0,2𝑥 0,00794 = 𝑥 = 0,00124 dm3 = 1,2 cm3 0,125+𝑥 Uwaga: Należy zwrócić uwagę na zależność wyniku liczbowego od przyjętych zaokrągleń. Za poprawny należy uznać każdy wynik będący konsekwencją zastosowanej poprawnej metody i poprawnych obliczeń. Arkusz pokazowy z egzaminu maturalnego z chemii
(0–4) Do reaktora wprowadzono próbkę N2O4 o masie równej 4,14 g. W reaktorze utrzymywano stałe ciśnienie równe 1000 hPa i stałą temperaturę 298 K, natomiast zmianie mogła ulegać pojemność. W warunkach prowadzenia eksperymentu ustaliła się równowaga chemiczna N2O4 ⇄ 2NO2 Objętość mieszaniny obu tlenków, po ustaleniu się stanu równowagi, była równa 1,32 dm3.
Oblicz stężeniową stałą równowagi Kc przemiany w opisanych warunkach. Stała gazowa R = 83,14 hPa · dm3 · mol–1 · K–1. Przyjmij, że NO2 i N2O4 są gazami doskonałymi.
To zadanie jest oceniane z zastosowaniem następujących poziomów rozwiązania: Poziom 2. 4 pkt – zastosowanie poprawnej metody i poprawne obliczenie stężeniowej (3–4 pkt) stałej równowagi przemiany i podanie wyniku bez jednostki – przy uzyskaniu maksymalnej liczby punktów za część ocenianą na poziomie 1. 3 pkt – zastosowanie poprawnej metody, ale popełnienie błędu rachunkowego lub podanie wyników z błędną jednostką – przy uzyskaniu maksymalnej liczby punktów za część ocenianą na poziomie 1. Uwaga: Maksymalną liczbę punktów zdający może otrzymać tylko wtedy, gdy na obu poziomach oceniania nie utracił punktów (nie popełnił żadnych błędów). Poziom 1. 2 pkt – zastosowanie poprawnej metody i poprawne obliczenie składu (1–2 pkt) mieszaniny równowagowej w molach. 1 pkt – zastosowanie poprawnej metody, ale: – popełnienie błędów rachunkowych prowadzących do błędnego wyniku liczbowego. LUB – podanie wyniku z niepoprawną jednostką. Poziom 0. Rozwiązanie całkowicie błędne albo brak rozwiązania. (0 pkt) Przykładowe rozwiązanie MN2O4 = 92 g·mol–1 mN2O4 = 4,14 g nN2O40 = 0,045 mol Liczba moli gazów w stanie równowagi: V= 1,32 dm3, T= 298 K, p= 1000 hPa
rozwiązań zadań pV=nRT pV 1000 hPa ∙1,32 dm3 n = = = 0,05328 mol RT 83,14 hPa∙dm3∙mol–1∙ K–1∙298 K Bilans masy: 𝑥 – liczba moli N2O4 który ulega rozkładowi, 2𝑥 – liczba moli powstającego NO2 0,045 – 𝑥 + 2 𝑥 = 0,05328 𝑥 = 0,008328 Liczba moli N2O4 w stanie równowagi: 0,045 – 0,008328 = 0,036672 mol Liczba moli NO2 w stanie równowagi: 2 · 0,008328 = 0,016656 mol Stężeniowa stała równowagi Kc: [NO2]2 Kc = [N2O4] Stężenia równowagowe N2O4 oraz NO2: 0,036672 mol [N2O4] = = 0,02778 mol∙dm–3 1,32 dm3 0,016656 mol [NO2] = = 0,01262 mol∙dm–3 1,32 dm3 (0,01262)2 Kc = = 5,7∙10–3 0,027778 Uwaga: Należy zwrócić uwagę na zależność wyniku liczbowego od przyjętych zaokrągleń. Za poprawny należy uznać każdy wynik będący konsekwencją zastosowanej poprawnej metody i poprawnych obliczeń.
Równanie kinetyczne reakcji opisanej równaniem: 2NO (g) + O2 (g) → 2NO2 (g) ma postać: v = 𝑘 ∙ c NO 2 ∙ c O2
Napisz jednostkę stałej szybkości reakcji 𝒌 w równaniu kinetycznym opisanej reakcji.
W zamkniętym reaktorze o pojemności 2 dm3 zmieszano 6 moli tlenku azotu(II) i 4 mole tlenu. Podczas reakcji utrzymywano stałą temperaturę T.
Oblicz, ile razy zmaleje szybkość opisanej reakcji w stosunku do szybkości początkowej, w momencie, w którym stężenie tlenu zmniejszy się o 1 mol dm−3.
(dm3)2·mol–2·s–1 ALBO dm6·mol–2·s–1 Arkusz pokazowy z egzaminu maturalnego z chemii
1 pkt – poprawne napisanie jednostki stałej szybkości. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.
2 pkt – zastosowanie poprawnej metody, poprawne wykonanie obliczeń i podanie ile razy zmaleje szybkość reakcji. 1 pkt – zastosowanie poprawnej metody, ale: – popełnienie błędów rachunkowych prowadzących do błędnego wyniku liczbowego. LUB – podanie wyniku z błędną jednostką. 0 pkt – zastosowanie błędnej metody obliczenia albo brak rozwiązania. Przykładowe rozwiązanie Stężenia początkowe i początkowa szybkość (v1) reakcji wynoszą: 6 mol 4 mol CNO = = 3 mol·dm–3; CO2 = = 2 mol·dm–3 2 dm3 2 dm3 v1 = 𝑘·𝐶NO2 ·𝐶O2 = 𝑘·32·2 = 18𝑘 (mol·dm–3·s–1) Jeśli w czasie zachodzenia reakcji stężenie tlenu zmniejszy się o 1 moldm−3 to znaczy, że przereagowały 2 mole tlenu i 4 moli tlenku azotu(II). Stężenia reagentów i szybkość reakcji (2) w tym momencie wynoszą: 2 mol 2 mol CNO = = 1 mol·dm–3; CO2 = = 1 mol·dm–3 2 dm3 2 dm3 v2 = 𝑘·𝐶NO2 ·𝐶O2 = 𝑘·12·1 = 1 𝑘 (mol·dm–3·s–1) Stosunek szybkości reakcji: v2 1𝑘 1 =v1 18𝑘= 18 Szybkość opisanej reakcji zmaleje 18 razy.
rozwiązań zadań
(0–1) Jony miedzi(II) tworzą wiele różnych związków kompleksowych. W roztworze wodnym nie występują w postaci prostych kationów Cu2+, lecz jako jony uwodnione, czyli akwakompleksy. W akwakompleksie jon miedzi(II) przyjmuje liczbę koordynacyjną równą 6. Ten kompleks jest mniej trwały niż kompleks miedzi(II) z amoniakiem, dlatego w obecności amoniaku o odpowiednim stężeniu w roztworze związku miedzi(II) tworzy się aminakompleks, w którym liczba koordynacyjna jonu Cu2+ także jest równa 6, ale cztery cząsteczki wody są zastąpione czterema cząsteczkami amoniaku. Nosi on nazwę jonu diakwatetraaminamiedzi(II). Obecność tych jonów nadaje roztworowi ciemnoniebieską barwę. Roztwory, w których obecne są opisane jony kompleksowe, przedstawiono na poniższych fotografiach. akwakompleks miedzi(II) jon diakwatetraaminamiedzi(II)
Wzór akwakompleksu miedzi(II): [Cu(H2O)6]2+ Wzór jonu diakwatetraaminamiedzi(II): [Cu(H2O)2(NH3)4]2+ ALBO [Cu (NH3)4(H2O)2]2+
1 pkt – poprawne napisanie wzorów dwóch jonów kompleksowych. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.
(0–1) Metodę kolorymetryczną można zastosować do oznaczania miedzi(II) w postaci jonów diakwatetraaminamiedzi(II), ponieważ roztwory, w których te jony występują, są barwne. Z badanego wodnego roztworu zawierającego jony diakwatetraaminamiedzi(II) pobrano próbki do pomiaru absorbancji (światło o długości fali λ = 600 nm) i uzyskano średni wynik A = 0,36. Następnie sporządzono krzywą wzorcową – wykonano pomiary absorbancji A dla czystej wody i dla dwóch próbek roztworów o znanym stężeniu miedzi(II) w postaci jonów diakwatetraaminamiedzi(II). Za każdym razem warunki pomiaru były takie same jak te, w jakich wykonano pomiary dla roztworu badanego. Otrzymane wyniki zestawiono w tabeli.
0,80 A 0,70 0,60 0,50 0,40 0,30 0,20 0,10 0,00 0,00 1,00 2,00 3,00 4,00 5,00 6,00 7,00 8,00 9,00 10,00 cmiedzi(II), x 10−3 mol·dm−3 Stężenie miedzi(II) w badanym roztworze: 4,50 · 10–3 mol ∙ dm–3. Uwaga: Wynik powinien zawierać się między 4 · 10–3 a 5 · 10–3 mol ∙ dm–3.
1 pkt – poprawne narysowanie wykresu i poprawne odczytanie stężenia miedzi(II) w badanym roztworze. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi. Arkusz pokazowy z egzaminu maturalnego z chemii
Kolorymetryczne oznaczenie bardzo małych ilości miedzi(II) można wykonać, jeżeli zmierzy się absorbancję roztworu kompleksu miedzi(II) z dietyloditiokarbaminianem, w skrócie oznaczanego wzorem Cu(DDTK)2. Ten związek słabo rozpuszcza się w wodzie, ale dobrze – w rozpuszczalnikach organicznych. W drugiej z tych sytuacji powstaje roztwór o barwie żółtobrunatnej. Aby wyznaczyć masę miedzi w próbce badanego wodnego roztworu zawierającego jony miedzi(II), do tego roztworu dodano roztwór dietyloditiokarbaminianu sodu NaDDTK. Następnie otrzymaną mieszaninę wytrząsano z rozpuszczalnikiem organicznym, co spowodowało, że obecny w wodzie Cu(DDTK)2 przeszedł ilościowo do fazy organicznej. Wszystkie porcje roztworu Cu(DDTK)2 w rozpuszczalniku organicznym połączono i uzupełniono tym rozpuszczalnikiem do objętości 25 cm3. Metodą kolorymetryczną wyznaczono stężenie miedzi(II) w badanym roztworze, które było równe 3,50·10–5 mol·dm–3.
Oblicz, ile mikrogramów miedzi w postaci miedzi(II) zawierała próbka badanego wodnego roztworu (1 μg = 10–6 g). Przyjmij masę molową miedzi równą 63,55 g∙mol–1.
Napisz nazwę metody, za pomocą której wyodrębniono kompleks miedzi(II) z roztworu wodnego.
V= 25 cm3 = 0,025 dm3 c= 3,50·10–5 mol·dm–3; MCu = 63,55 g·mol–1 nCu mCu𝑐 = = mCu = MCu·V·c V MCu·V mCu = 63,55 g·mol–1 · 0,025 dm3 · 3,50·10–5 mol·dm–3 ⇒ mCu = 5,56·10–5 g = 55,6 (g)
1 pkt – poprawne obliczenie masy miedzi oraz podanie wyniku w mikrogramach. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.
rozwiązań zadań
ekstrakcja
1 pkt – poprawne napisanie nazwy metody rozdzielania. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.
(0–1) Wykonano doświadczenie, którego celem było otrzymanie pewnej substancji chemicznej. Odważyć 5 g CuSO4·5H2O, umieścić w kolbie stożkowej i dodać 15 cm3 wody destylowanej. Roztwór w kolbie mieszać i ogrzać w łaźni wodnej do temperatury około 60 °C. W tej temperaturze dodawać powoli porcjami nadmiar pyłu cynkowego (ok. 1,5 g). Po wprowadzeniu całej ilości cynku kolbę dalej ogrzewać do momentu odbarwienia roztworu. Następnie otrzymaną mieszaninę przesączyć i osad przemyć rozcieńczonym kwasem solnym (0,5 mol · dm–3).
Napisz w formie jonowej skróconej równanie reakcji, która była przyczyną odbarwienia roztworu, i wyjaśnij, w jakim celu otrzymany osad należy przemyć rozcieńczonym kwasem solnym.
Równanie zachodzącej reakcji: Cu2+ + Zn → Cu() + Zn2+ Wyjaśnienie: Rozcieńczonego kwasu solnego używa się, aby oczyścić powstałą miedź od nadmiaru użytego w doświadczeniu cynku. Arkusz pokazowy z egzaminu maturalnego z chemii
1 pkt – poprawne napisanie równania reakcji oraz poprawne wyjaśnienie odnoszące się do ilości użytych w doświadczeniu reagentów. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.
(0–1) − + 2+ MnO4 + 8H + 5e− ⇄ Mn + 4H2O Po połączeniu tego półogniwa ze standardowym półogniwem B otrzymano ogniwo, którego siła elektromotoryczna (SEM) jest równa 0,971 V.
Napisz sumaryczne równanie reakcji, która zachodzi w pracującym ogniwie zbudowanym z półogniw A i B.
2MnO4– + 16H+ + 10I – → 2Mn2+ + 5I2 + 8H2O
1 pkt – poprawne napisanie równania reakcji. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.
(0–2) Przykładem elektrody halogenosrebrowej jest elektroda bromosrebrowa, której działanie – AgBr (s) + e– ⇄ Ag (s) + Br (aq) Potencjał tej elektrody zależy od stężenia jonów bromkowych i w temperaturze 298 K wyraża EAg/AgBr = EAg/AgBr o – 0,059logcBr– Standardowy potencjał tej elektrody EAg/AgBr o = 0,071 V. W temperaturze 298 K potencjał elektrody bromosrebrowej zanurzonej w wodnym roztworze bromku srebra pozostającym w równowadze z osadem tej soli był równy EAg/AgBr = 0,431 V.
Oblicz wartość iloczynu rozpuszczalności bromku srebra 𝑲𝒔[AgBr] w temperaturze 298 K.
2 pkt – zastosowanie poprawnej metody, poprawne wykonanie obliczeń oraz podanie wyniku jako wielkości niemianowanej. 1 pkt – zastosowanie poprawnej metody, ale: – popełnienie błędów rachunkowych prowadzących do błędnego wyniku liczbowego. LUB – podanie wyniku liczbowego z jednostką. 0 pkt – zastosowanie błędnej metody obliczenia albo brak rozwiązania. Przykładowe rozwiązanie ° = 0,071 V; EAg/AgBr= 0,431 VEAg/AgBr EAg/AgBr = EAg/AgBr° – 0,059logCBr– 0,431 = 0,071 – 0,059logCBr– CBr– = 10–6,10 = 7,94·10–7 (mol·dm–3)
rozwiązań zadań Ponieważ w wodnym roztworze bromku srebra pozostającym w równowadze z osadem tej soli CBr– = CAg+, a iloczyn rozpuszczalności bromku srebra ma postać: Ks[AgBr] = CAg+ · CBr–, to: Ks[AgBr] = 7,94·10–7 · 7,94·10–7 = 6,3·10–13 Uwaga: Należy zwrócić uwagę na zależność wyniku liczbowego od przyjętych zaokrągleń. Za poprawny należy uznać każdy wynik będący konsekwencją zastosowanej poprawnej metody i poprawnych obliczeń.
O dwóch węglowodorach A i B, z których każdy ma wzór sumaryczny C6H12, wiadomo, że: • węglowodór A powstaje w wyniku reakcji między 3-bromo-2,2-dimetylobutanem a alkoholowym roztworem wodorotlenku sodu przebiegającej w podwyższonej temperaturze; • węglowodór B, będący alkanem cyklicznym, powstaje w reakcji zachodzącej pomiędzy dibromopochodną heksanu a cynkiem, a w jego cząsteczce obecny jest jeden trzeciorzędowy atom węgla połączony m.in. z grupą metylową.
Napisz w formie jonowej skróconej równanie reakcji otrzymywania węglowodoru A. Zastosuj wzory półstrukturalne (grupowe) związków organicznych.
Narysuj wzór półstrukturalny (grupowy) lub uproszczony węglowodoru B oraz napisz jego nazwę systematyczną.
CH3 CH3 H3C CH C CH3 + OH H2C CH C CH3 + H2O + Br Br CH3 CH3
1 pkt – poprawne zapisanie równania reakcji. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.
Węglowodór B: CH3 Nazwa systematyczna: metylocyklopentan
1 pkt – poprawne napisanie wzoru półstrukturalnego (grupowego) i nazwy systematycznej. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.
W reakcji monochlorowania naftalenu powstają dwa izomeryczne produkty.
Narysuj wzory półstrukturalne (grupowe) lub uproszczone dwóch izomerycznych monochloropochodnych naftalenu, które powstają w reakcji tego związku z chlorem, przebiegającej w obecności odpowiedniego katalizatora.
Uzupełnij poniższe zdania. Wybierz i zaznacz jedną odpowiedź spośród podanych w każdym nawiasie. Monochlorowanie naftalenu jest przykładem reakcji (substytucji / addycji / eliminacji) przebiegającej według mechanizmu (rodnikowego / elektrofilowego / nukleofilowego). Funkcję katalizatora w tej reakcji mogą pełnić (związki żelaza(III) / jony OH –).
Cl Cl
1 pkt – poprawne napisanie dwóch wzorów półstrukturalnych (grupowych) lub uproszczonych. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.
Monochlorowanie naftalenu jest przykładem reakcji (substytucji / addycji / eliminacji) przebiegającej według mechanizmu (rodnikowego / elektrofilowego / nukleofilowego). Funkcję katalizatora w tej reakcji mogą pełnić (związki żelaza(III) / jony OH–).
1 pkt – poprawne uzupełnienie wszystkich zdań. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.
rozwiązań zadań
(0–2) W odpowiednich warunkach naftalen może zostać utleniony zgodnie z poniższym
| Stopień utlenienia atomu węgla 𝑎 | Stopień utlenienia atomu węgla 𝑏 | Stopień utlenienia atomu węgla 𝑐 |
|---|---|---|
Stopień utlenienia Stopień utlenienia Stopień utlenienia atomu węgla a atomu węgla b atomu węgla c –I +II +III Liczba moli elektronów: 16 (moli elektronów) Uwaga: Odpowiedź: 16 elektronów, jest niepoprawna.
2 pkt – poprawne uzupełnienie tabeli i poprawne określenie liczby moli elektronów. 1 pkt – poprawne uzupełnienie tabeli i błędne określenie liczby moli elektronów. ALBO – błędne uzupełnienie tabeli i poprawne określenie liczby moli elektronów. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższych kryteriów albo brak odpowiedzi.
(0–1) Do roztworu bromoetanu w bezwodnym etoksyetanie (eterze dietylowym) dodano stechiometryczną ilość magnezu i mieszano do roztworzenia całego metalu. Uzyskany roztwór wkroplono następnie do propan-2-onu (acetonu). Liczba moli użytego acetonu była równa liczbie moli związku Grignarda w dodanym roztworze. Następnie dodano powoli, mieszając, nadmiar rozcieńczonego wodnego roztworu kwasu siarkowego(VI). Nastąpiło rozdzielenie mieszaniny na warstwę wodną i warstwę organiczną. Warstwę eterową oddzielono i po odparowaniu eteru otrzymano produkt Y.
Narysuj wzór półstrukturalny (grupowy) produktu Y oraz napisz jego nazwę systematyczną.
Wzór związku X: OH H3C CH2 C CH3 CH3 Nazwa systematyczna: 2-metylobutan-2-ol
1 pkt – poprawne napisanie wzoru półstrukturalnego (grupowego) i nazwy systematycznej związku X. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi. Arkusz pokazowy z egzaminu maturalnego z chemii
W celu otrzymania 3-fenylopentan-3-olu przy użyciu związków Grignarda przeprowadzono reakcje zgodnie z poniższym schematem:
Uzupełnij tabelę. Napisz wzory półstrukturalne (grupowe) związków A, B, D i E.
| Wzór związku A | Wzór związku B |
|---|---|
| Wzór związku D | Wzór związku E |
Wzór związku A Wzór związku B CHO CH3–CH2–MgBr Wzór związku D Wzór związku E OH O CH CH2 CH3 C CH2 CH3
2 pkt – poprawne uzupełnienie czterech pól tabeli wzorami grupowymi (półstrukturalnymi) związków. 1 pkt – poprawne uzupełnienie trzech lub dwóch pól tabeli wzorami grupowymi (półstrukturalnymi) związków. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższych kryteriów albo brak odpowiedzi.
rozwiązań zadań
Przed reakcją Po reakcji Oznaczenie fotografii ilustrującej barwę V III roztworu Wzór jonu odpowiadającego za barwę 2– Cr2O7 Cr3+ otrzymanego roztworu
2 pkt – poprawne uzupełnienie dwóch kolumn. 1 pkt – poprawne uzupełnienie jednej kolumny. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższych kryteriów albo brak odpowiedzi.
(0–1)
Rozstrzygnij, czy otrzymane estry są względem siebie enancjomerami. Uzasadnij odpowiedź.
Rozstrzygnięcie: Nie (są względem siebie enancjomerami). Uzasadnienie: W cząsteczkach otrzymanych estrów jeden z asymetrycznych atomów węgla (w części pochodzącej od kwasu) ma konfigurację przeciwną, a drugie centrum stereogeniczne (część pochodząca od alkoholu) ma identyczną konfigurację. ALBO Otrzymane estry są względem siebie diastereoizomerami.
1 pkt – poprawne rozstrzygnięcie i poprawne uzasadnienie. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi. Arkusz pokazowy z egzaminu maturalnego z chemii Przykładowe rozwiązania
(0–1)
Napisz w formie jonowej skróconej równanie hydrolizy zasadowej estru opisanego w informacji. Zastosuj wzory półstrukturalne (grupowe) związków organicznych.
1 pkt – poprawne zapisanie równania reakcji. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi. Przykładowe rozwiązania CH3-CH(Cl)-COO-CH2-CH(CH3)-CH2-CH3 + OH– → → CH3-CH(Cl)-COO – + CH3-CH2-CH(CH3)-CH2OH ALBO CH3-CH(Cl)-COO-CH2-CH(CH3)-CH2-CH3 + 2OH – → → CH3-CH(OH)-COO – + CH3-CH2-CH(CH3)-CH2OH + Cl– ALBO CH3-CH(Cl)-COO-CH2-CH(CH3)-CH2-CH3 + 2OH – → → CH2=CH-COO – + CH3-CH2-CH(CH3)-CH2OH + Cl– + H2O
(0–1) Poniżej przedstawiono wzory trzech izomerycznych amin oznaczonych numerami I, II i III. I II III CH3CH2CH2NH2 CH3CH2NHCH3 (CH3)3N Wartości temperatury wrzenia tych amin, wymienione w przypadkowej kolejności, są równe: 3 °C, 36 °C, 47 °C.
I: 47 °C II: 36 °C III: 3 °C
rozwiązań zadań XVIII. Związki organiczne zawierające azot. Zdający: 1) opisuje budowę amin; wskazuje wzory amin pierwszo-, drugo i trzeciorzędowych.
1 pkt – poprawne przyporządkowanie temperatur wrzenia amin. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.
(0–1)
Rozstrzygnij, czy na podstawie opisu obserwowanych zmian w probówce II oraz informacji o stosunku masowym węgla do tlenu w związku B można jednoznacznie zidentyfikować związek B. Uzasadnij swoje stanowisko.
Rozstrzygnięcie: Nie Uzasadnienie: Objawy zachodzącej reakcji jednoznacznie wskazują na alkohol wielowodorotlenowy (etano-1,2-diol lub propano-1,2,3-triol), ale ponieważ w obu alkoholach stosunek masowy węgla do tlenu jest identyczny, to nie można jednoznacznie zidentyfikować związku B. Arkusz pokazowy z egzaminu maturalnego z chemii
1 pkt – poprawne rozstrzygnięcie i poprawne uzasadnienie. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.
(0–2) W drugim etapie doświadczenia pod wyciągiem ostrożnie podgrzano zawartość probówek I i III. Zaobserwowano zmiany, które zilustrowano na poniższych fotografiach. – w formie jonowej skróconej równanie reakcji przebiegającej w probówce I oraz – w formie cząsteczkowej równanie reakcji zachodzącej w probówce III podczas drugiego etapu doświadczenia. Zastosuj wzory półstrukturalne (grupowe) związków organicznych. 27. 28. 29. 30. 1 1 1 1 2
Probówka I: CH3CHO + 2Cu(OH)2 + OH– → CH3COO – + Cu2O + 3H2O Probówka III: Cu(OH)2 → CuO + H2O
1 pkt – poprawne zapisanie równań reakcji zachodzących w próbówkach I i III. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.
(0–2) W wyniku hydrolizy 2,03 g pewnego peptydu o masie molowej równej 609,74 g mol–1 otrzymano 2,27 g mieszaniny aminokwasów.
Oblicz, ile wiązań peptydowych zawiera cząsteczka badanego peptydu.
2 pkt – zastosowanie poprawnej metody, poprawne wykonanie obliczeń oraz podanie wyniku – liczby wiązań peptydowych w cząsteczce peptydu. 1 pkt – zastosowanie poprawnej metody, ale: – popełnienie błędów rachunkowych prowadzących do błędnego wyniku liczbowego. 0 pkt – zastosowanie błędnej metody obliczenia albo brak rozwiązania.
rozwiązań zadań Przykładowe rozwiązanie mH2O = 2,27 – 2,08 = 0,24 g Ponieważ na każdy mol wiązań peptydowych w procesie hydrolizy zużywany jest 1 mol cząsteczek wody, to prawdziwa jest zależność: 2,03 g peptydu –––– 0,24 g H2O 609,74 g peptydu –––– 𝑥 g H2O 𝑥 = 72,09 g 72,09 g 𝑛H2O= = 4 mol 18 g· mol–1 Liczba wiązań peptydowych w cząsteczce peptydu: 4 Uwaga: Należy zwrócić uwagę na zależność wyniku liczbowego od przyjętych zaokrągleń. Za poprawny należy uznać każdy wynik będący konsekwencją zastosowanej poprawnej metody i poprawnych obliczeń.
(0–1) Przeprowadzono doświadczenie polegające na dodaniu świeżo strąconego wodorotlenku miedzi(II) do probówki zawierającej wodny roztwór biuretu H2N–CO–NH–CO–NH2. Spośród poniższych ilustracji wybierz i zaznacz tę, która przedstawia efekt opisanego doświadczenia.
C
1 pkt – poprawny wybór oznaczenia roztworu. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.
(0–1) Poniżej przedstawiono wzór kauczuku naturalnego. CH3 CH2 C CH CH2 n
Dokończ zdanie. Zaznacz właściwą odpowiedź spośród podanych. W laboratorium ten związek można otrzymać w reakcji polimeryzacji
B
1 pkt – poprawne dokończenie zdania. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.
(0–1) D-alloza to jeden z izomerów D-glukozy. W pewnych warunkach ten cukier może zostać utleniony do kwasu aldonowego lub kwasu aldarowego, co przedstawiono na poniższym schemacie. COOH CHO COOH H C OH H C OH H C OH [ [O] O ] [ [O] O ] H C OH H C OH H C OH H C OH H C OH H C OH H C OH H C OH H C OH H2 C OH H2 C OH COOH kwas aldonowy D-alloza kwas aldarowy
Oceń prawdziwość poniższych zdań. Zaznacz P, jeżeli zdanie jest prawdziwe, albo F – jeśli jest fałszywe.
| Nr | Stwierdzenie | P | F |
|---|---|---|---|
| 1 | Cząsteczki kwasu aldarowego otrzymanego w wyniku utleniania D-allozy są chiralne. | ||
| 2 | Reakcja D-allozy z wodnym roztworem bromu prowadzi do uzyskania kwasu aldonowego. |
| Nr | Stwierdzenie | P | F |
|---|---|---|---|
| 1 | Cząsteczki kwasu aldarowego otrzymanego w wyniku utleniania D-allozy są chiralne. | ✓ | ✓ |
| 2 | Reakcja D-allozy z wodnym roztworem bromu prowadzi do uzyskania kwasu aldonowego. | ✓ |
(0–1) Amigdalina to związek chemiczny z grupy glikozydów, występujący w znacznych ilościach w gorzkich migdałach. Wzór amigdaliny przedstawiono poniżej. W wyniku hydrolizy amigdaliny zachodzącej w organizmie pod wpływem enzymów powstają trzy rodzaje drobin: cyjanowodór o wzorze HCN oraz dwa związki chemiczne, które amigdalina + 2H2O → 2A + B + HCN O związkach A i B wiadomo, że w odpowiednich warunkach ulegają reakcji z odczynnikiem Tollensa.
Napisz nazwę związku A oraz narysuj wzór związku B powstających w reakcji hydrolizy amigdaliny.
Nazwa związku A: -D-glukopiranoza ALBO D-glukopiranoza ALBO glukoza Wzór związku B: CHO
1 pkt – poprawne napisanie nazwy związku A oraz poprawny wzór grupowy (półstrukturalny) lub uproszczony związku B. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.
| ✓ |
1. – F; 2, – P 1 Komunikat o wymaganiach egzaminacyjnych obowiązujących w roku 2023 i 2024, https://www.gov.pl/web/edukacja-i-nauka/wymagania-egzaminacyjne-obowiazujace-na-egzaminie-maturalnym-w- roku-2023-i-2024
1 pkt – poprawne wskazanie dwóch odpowiedzi. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.
rozwiązań zadań
W teorii VSEPR przyjmuje się, że kąty między wiązaniami w drobinach zależą od siły, z jaką odpychają się pary elektronowe znajdujące się na zewnętrznej powłoce. Siła odpychania par elektronowych powłoki walencyjnej maleje w kolejności: wolna para elektronowa – wolna para elektronowa > wolna para elektronowa – wiążąca para elektronowa > wiążąca para elektronowa – wiążąca para elektronowa. Oznacza to, że w drobinach, w których nie ma wolnych par elektronowych, kąty między wiązaniami są najbardziej zbliżone do wartości teoretycznych opisujących idealną strukturę geometryczną drobiny, a w cząsteczkach zawierających wolne pary elektronowe obserwuje się zmniejszenie kątów między wiązaniami.
| Drobina | NH– 2 | NH 3 | NH+ 4 |
|---|---|---|---|
| Wartość kąta między wiązaniami |
Probówkę B pozostawiono przez dłuższy czas na powietrzu. W probówce zaobserwowano zmiany, które zilustrowano na poniższych fotografiach.
Wyjaśnij przyczyny obserwowanych zmian w probówce B pomimo niedodania do tej probówki żadnego odczynnika.
Utlenianie związku D do związku E prowadzono za pomocą zakwaszonego roztworu dichromianu(VI) potasu. I II III IV V Spośród fotografii I–V wybierz tę, która przedstawia roztwór użyty do przeprowadzenia reakcji utleniania związku D, oraz tę przedstawiającą roztwór uzyskany po oddzieleniu produktu E. Wpisz do tabeli oznaczenia fotografii oraz wzory jonów odpowiadających za barwę roztworu.
| Oznaczenie fotografii | Przed reakcją | Po reakcji |
|---|---|---|
| Wzór jonu odpowiadającego za barwę otrzymanego roztworu |
. 1. – F; 2, – P
1 pkt – poprawne wskazanie dwóch odpowiedzi. 0 pkt – odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.