Błędy maturalne, które biolchemy popełniają na co dzień – sprawdź czy nie popełniasz tych samych błędów!
W poniższym artykule zebrane zostały najczęstsze błędy powielane w szkolnej edukacji wraz ze szczegółowym omówieniem.
Zapraszamy do lektury!
1.Odczyn wodnego roztworu soli
Temat często powierzchownie omawiany zarówno na lekcjach chemii jaki w szkolnych podręcznikach. Co skutkuje brakiem prawidłowego rozumienia powyższego zagadnienia. Istnieje ryzyko błędnej analizy procesów zachodzących w roztworze wodnym pod względem jakościowym i ilościowym. Aby lepiej wyjaśnić problem opisany powyżej należy przyjrzeć się się przykładowi:
Dany jest wodny roztwór soli Na2SO3 , określ jego odczyn oraz napisz odpowiednie równania reakcji.
Na2SO3 jest mocnym elektrolitem, więc w roztworze wodnym najpierw ulega dysocjacji elektrolitycznej :
Na2SO3→Na++SO32-
Czy powstałe w tym procesie jony mogą brać udział w kolejnych reakcjach?
Po opuszczeniu sieci krystalicznej soli, kationy sodu nie biorą udziału w kolejnych etapach reakcji(nie reagują z cząsteczkami wody). Aniony SO32- ulegają natomiast protonowaniu przez cząsteczkę H2O, co prowadzi do powstania jonu HSO32- .
Uwaga: Równanie zwane powszechnie hydrolizą anionową, w myśl teorii Bronsteda jest reakcją dysocjacji zasadowej jonu SO32-.
Według wielu źródeł licealnych proces zachodzący w tym roztworze, stanowiący odpowiedź na postawione pytanie wyglądałby następująco :
SO3 2- + H2O⇌ H2SO3 + 2OH–
Jednakże nie oddaje on idei równowagi, która ustala się w wodnym roztworze soli. Przedstawione równanie nie jest prawidłowe w myśl teorii Bronsteda. Jest to pewnego rodzaju uproszczenie wynikające z powszechnie stosowanej teorii Arrheniusa.
W podanym wyżej równaniu nie uwzględniono etapowość procesu hydrolizy, oraz faktycznego stanu obecnych w roztworze drobin.
Uwaga! W przypadku, kiedy zadanie maturalne wymaga podania równania odpowiadającego za odczyn wodnego roztworu, należy posłużyć się teorią kwasowo- zasadową Arrheniusa. Kiedy należy odnieść się do sprzężonych par kwas-zasadsa, wówczas zaproponowane równanie nie będzie prawidłowe i należy skorzystać z teorii Bronsteda.Jeżeli sama treść zadania nie narzuca odniesienia się do konkretnej teorii, warto pamiętać głównie o teorii Bronsteda, która najlepiej oddaje ideę procesu zachodzącego w roztworze wodnym.
Kiedy rozpatrujemy hydrolizę soli pochodzących od kwasów wieloprotonowych, należy wziąć pod uwagę, że pierwszy etap hydrolizy danego anionu będzie zachodził z największą wydajnością. To on zatem będzie miał decydujący wpływ przy określaniu odczynu wodnego roztworu podanej soli.
W odniesieniu do siarczanu (IV) sodu w etapie tym zachodzi protonowanie anionów siarczanowych(IV) co w konsekwencji prowadzi do powstania anionów wodorotlenkowych odpowiedzialnych za zasadowy odczyn roztworu tej soli. Wnioski te podsumowuje poniższe równanie :
SO3 2- +H2O⇌ OH– + HSO3 –
Sytuacja wygląda nieco inaczej po zastąpieniu soli pochodzącej od mocnej zasady i słabego kwasu solą, która pochodzi od słabej zasady i mocnego kwasu np. chlorku amonu: NH4Cl.
Sól ta w wodnym roztworze ulega dysocjacji na jony :
NH4Cl→ NH4+ + Cl–
Czy powstałe w tym procesie jony mogą brać udział w kolejnych reakcjach?
Anion chlorkowy w pomijalnym stopniu ulega hydrolizie z uwagi na bardzo małą wartość stałej Kb równej około 10-21 . Reakcja jonu NH4+ z wodą odpowiada za nadanie mieszaninie odczynu kwasowego. W jaki sposób ? Kation amonowy pełni rolę kwasu wg. Bronsteda reagując z cząsteczką wody, a to z kolei prowadzi do powstania jonów oksoniowych . W rezultacie odczyn powstałego roztworu jest kwasowy.
NH4+ +H2O⇌NH3 + H3O+
Istotną kwestią wartą omówienia łączącą się z rozważanym pojęciem hydrolizy jest sposób zapisywania równań procesów reakcji, które mają miejsce w wodnych roztworach soli pochodzących zarówno od słabych zasad jak i słabych kwasów. Rozważmy poniższy przykład:
Zapisz równania hydrolizy w wodnym roztworze NH4 F oraz określ jego odczyn.
Jednym z częstszych błędów powielanych przez osoby zaczynające przygodę z hydrolizą jest zapisywanie równań w sposób sumaryczny:
NH4F+H2O⇌ NH3 +HF +H2O
Nie ulega wątpliwości, że zarówno jon NH4+ jaki F– ulegają hydrolizie niezależnie od siebie. Stąd zapisanie obydwu tych reakcji za pomocą jednej jest błędne, gdyż świadczyłoby to, że powstają równomolowe ilości NH 4+ oraz F–. Tymczasem zarówno kation amonowy jak i anion fluorkowy różnią się stałą hydrolizy, a co za tym idzie, ilości powstających jonów, także będą różne.
Chcąc określić odczyn wodnego roztworu tej soli należy porównać obydwie stałe równowagowe zachodzących procesów. Na tej podstawie zdecydować, który z jonów ulega reakcji z wodą w większym stopniu.
Na samym początku należy obliczyć wartość stałej procesu hydrolizy anionu fluorkowego na podstawie tablic oraz wartości Kw w temperaturze 25 °C :
Ka*Kb=10-14
6.3*10 -4 *Kb=1*10-14
Kb=1.6*10-10
Następnie należy obliczyć wartość Ka dla jonu NH 4+ , pamiętając, że zasadą sprzężoną jest NH3 :
Ka*Kb=10-14
Ka=1.78*10-9
Zatem Ka<Kb, odczyn roztworu tej soli jest zasadowy. Można również porównać wartości Ka i Kb HF oraz NH3 , aby nie tracić czasu na obliczenia. Wychodzi taka sama odpowiedź, natomiast obliczona na podstawie prawidłowych założeń wynika z poprawnego rozumienia rozważanego procesu równowagowego.
Zobacz jak możemy Ci pomóc
2. Amfoteryczność, zasadowość oraz kwasowość metali lub niemetali
Ten tytuł może wzbudzać pewne wątpliwości wśród osób zajmujących się chemią, ponieważ zawiera błąd często popełniany przez początkujących chemików.
Na samym początku warto zaznaczyć, że metale nie mogą mieć właściwości amfoterycznych, kwasowych jaki zasadowych natomiast mogą je mieć związki, do których należą na przykład tlenki, wodorotlenki, kwasy. To też pozwala obalić tak często wspominaną ,, amfoteryczność ” glinu.
Czy to jest możliwe?
Absolutnie nie!
Należy uwzględnić, że glin na swojej powierzchni pokryty jest warstewką Al2O3 oraz Al(OH)3 , które z kolei posiada charakter amfoteryczny pozwalający na reakcje zarówno z mocnymi zasadami jaki kwasami. To z kolei przełożyło się na przypisanie temu metalowi mitycznej amfoteryczność i dalsze powielanie tej nieprawidłowości w szkolnej edukacji. Sytuacja jest analogiczna w przypadku wielu innych metali (np. Zn, Cr) bądź niemetali. Zastanówmy się czy sód ma charakter zasadowy, a siarka kwasowy? Nic bardziej mylnego! Właściwości te natomiast można przypisywać związkom, które tworzą zarówno siarka jaki sód, a dokładniej mówiąc ich wodnym roztworom na przykład: NaOH lub H2S.
3. Określanie hybrydyzacji atomu centralnego i kształtów jonów prostych oraz cząsteczek metodą VSEPR.
Jakich wzorów należy użyć, aby zastosować tą metodę?
Pytanie to swego czasu zadawało sobie większość maturzystów zwłaszcza, wtedy kiedy metoda VSEPR stała się integralną częścią zadań oraz arkuszy egzaminacyjnych w nowej formule. Należy zaznaczyć, że te wszystkie skomplikowane wzory (których nawet boimy się przytoczyć w tym artykule) podawane przez autorów podręczników oraz nauczycieli nie są konieczne w prawidłowym sformułowaniu odpowiedzi na postawione pytanie w poleceniu.
Warto wziąć pod uwagę, że teoria VSEPR polega jedynie na odpychaniu par elektronowych zarówno wiążących jaki niewiążących oraz ich optymalnym rozmieszczeniu wokół atomu centralnego.
To też pozwala uogólnić, że aby określić kształt danej cząsteczki bądź jonu należy zsumować wolne pary elektronowe ( dla uproszczenia oznaczone jako x), którym dysponuje atom centralnych oraz wiązania sigma( z kolei oznaczone jako y), którymi łączy się on z innymi atomami (ligandami). Otrzymany wynik jest nazywany inaczej liczbą przestrzenną LP (liczbą hybrydyzacji LH) , która przekłada się na kształt rozważanej drobiny bez konieczności wprowadzania zupełnie zbędnych wzorów:
Powyższe wnioski można podsumować za pomocą matematycznej zależności:
Liczba przestrzenna = x + y // Lp = L wiązań sigma + L wolnych par elektronowych
kurs maturalny biologia
Zarażamy wiedzą i pasją do nauki biologii online. Zawodowo! Zaufaj naszym doświadczonym korepetytorom i daj sobie pomóc w wypełnieniu wszelkich braków, nadrobieniu zaległości i poprawieniu swojej sytuacji z ocenami.
4. Uwzględnianie wody w wyrażeniu na stałą równowagowy.
Kiedy należy uwzględnić stężenie wody w wyrażeniu na stężeniową stałą równowagi?
W odpowiedzi na postawione pytanie należy wziąć pod uwagę rolę wody w danej reakcji chemicznej. Funkcja jaką pełni woda, ale również stan skupienia w jakim występuje mają kluczowy wpływ na postać wyrażenia przedstawiającego stan równowagi, ustalający się podczas przemiany.
Jednym z przykładów reakcji, której nieodłączny element stanowi woda jest reakcja hydrolizy. Pozwolę sobie nawiązać do procesu, które przedstawia równanie reakcji hydrolizy kwasowej jonu NH4 + :
NH4++ H2O⇄ NH3 + H3O+
Istotnym elementem w nim zawartym jest woda, która pełni funkcję nie tylko substratu reakcji, ale przede wszystkim środowiska. W wyniku hydrolizy kationów amonowych stężenie wody zmieni się nieznacznie. To właśnie woda stanowi główny składnik mieszaniny, więc nawet w momencie reakcji z częścią jonów NH 4+ zawartych w roztworze, zmiana ilości wody jest praktycznie znikoma. Wobec tego możemy pozwolić sobie na pominięcie stężenia wody w wyrażeniu na stałą równowagową K, zatem :R
K1 /[H2O]=[NH3][H3O+]/[NH4+]
Zgodnie z powyższym forma wyrażania sprowadza się do postaci:
K=[NH3][H3O+]/[NH4 +]
Warto również wziąć pod uwagę reakcje, w których woda będzie występować w stałym stanie skupienia – innym niż wszystkie reagenty. Wtedy postać wyrażenia na stałą równowagi ma się analogicznie do przytoczonego powyżej przykładu – możemy pominąć jej stężenie w wyrażeniu na stałą K.
Uwaga! Stężenie wody w wyrażeniu na stałą stężeniową równowagi uwzględnimy jedynie wtedy, kiedy woda pełnić będzie rolę produktu bądź tylko substratu. Jednocześnie musi ona występować w takim samym stanie skupienia jak pozostałe reagenty. W celu wyjaśnienia postawionego twierdzenia odniosę się do przemiany zobrazowanej za pomocą odpowiedniego równania reakcji:
CH3OH+CH3COOH (H+)⇌ CH3COOCH3+H2O
Powyższa przemiana prowadzona jest w środowisku praktycznie bezwodnym. Dopiero podczas trwania reakcji w układzie pojawia się woda. Fakt ten wywiera bezpośredni wpływ na postać wyrażenia opisującego stan równowagi ustalający się w roztworze i wskazuje on na konieczność uwzględniania tam wody jako reagenta o zmiennym stężeniu, wobec czego wyrażenie przyjmuje następującą postać:
K=[CH3COOCH3][H2O]/[CH3OH][CH3COOH]
Warto zaznaczyć, że w przypadku reakcji odwrotnej – hydrolizy estru, woda pełni funkcję substratu, którego stężenie zmienia się wraz z postępem reakcji, wówczas podobnie jak w powyższej postaci stężenie wody należy wziąć pod uwagę i uznać je za część zmienną w wyrażeniu:
K1=[CH3OH][CH3COOH]/[CH3COOCH3][H2O]
Podsumowując, stężenie wody należy ująć w wyrażeniu na stałą stężeniową równowagi wtedy, gdy jej stężenie zmienia się ( woda stanowi fazę rozproszoną w układzie) podczas trwania przemiany zaś wtedy, gdy jest ono niezmienne zostaje zawarte w stałej stężeniowej równowagi K .
5. Parę słów o mechanizmach reakcji w chemii organicznej
Benzen i jego rola w reakcji substytucji – często mylimy pojęcie elektrofila i nukleofila. Chętnie wytłumaczymy Ci jak je rozróżnić!
Aromatyczność benzenu niewątpliwie zasługuje na naszą uwagę. Cząsteczka benzenu jest doskonałym przykładem związku, który posiada zdelokalizowane wiązania, nadające jej wyjątkowe właściwości. Dzięki zdelokalizowanym elektronom pi, , benzen jest „bogaty” w elektrony i ma zdolność przyciągania potencjalnych elektrofilów – jonów lub cząsteczek, które mają deficyt elektronowy. To sprawia, że benzen wykazuje charakter nukleofilowy.
Przykładem, który potwierdza powyższe wnioski, jest reakcja nitrowania lub bromowania benzenu. Podczas tych przemian, cząsteczki benzenu reagują z kationami NO2+ lub Br+ (elektrofilami). Więcej na ten temat możesz przeczytać w naszym artykule dotyczącym mechanizmów reakcji. Aromatyczność benzenu to nie tylko teoretyczne pojęcie, ale ma również praktyczne zastosowanie w chemii organicznej. Zrozumienie tego konceptu jest kluczowe dla przewidywania i interpretacji reakcji chemicznych, a także dla projektowania nowych związków o określonych właściwościach.
Podobnie sytuacja ma się w przypadku addycji fluorowca do alkenów. Zgodnie z powyższym, fluorowiec również pełni rolę nukleofila, ze względu na obecność w nim wiązania pi oraz dużą ilość elektronów.
Zapamiętaj!
Elektrofil (E+) – cząstka „lubiąca elektrony” – jon lub cząsteczka z deficytem elektronowym (NO2+,BF3) – kwasy Lewisa
Nukleofin (Nu–) cząstka „lubiąca ładunek dodatkni” – jon lub cząsteczka z nadmiarem elektronów (CN–,C6H6 ) – zasady Lewisa
Żelazo w reakcji alkilowania
Kolejną ważną kwestią, jest dosłownie szczegół, ale niezwykle ważny! Mianowicie żelazo nad strzałką w reakcji bromowania( ale również, alkilowania lub chlorowania). Warto zwrócić uwagę, że to nie samo żelazo pełni rolę katalizatora w tej reakcji, a związek żelaza np. FeCl3, który powstaje wyniku reakcji:
2Fe+ 3Cl2 → 2FeCl3
W przemianie tej(prowadzącej również do powstania elektrofila) kluczową rolę odgrywa reakcja:
CH3Cl + FeCl3 FeCl4 – + CH3 +
Widać, że to właśnie FeCl3 uczestniczy w powstaniu produktu przejściowego i sam odtwarza się w wyniku reakcji. Zatem ten związek jest katalizatorem w reakcji bromowania benzenu i powinien się znaleźć nad strzałką w równaniu.
6. Produkt reakcji Trommera i Tollensa czy może być kwasem?
Zarówno próba Tollensa jaki Trommera prowadzona jest w środowisku zasadowym, odczynniki obydwu tych prób stanowią odpowiednio: zalkalizowana zawiesina wodorotlenku miedzi (ll) oraz roztwór jonów diaminasrebra [Ag(NH3)2]OH. Wspomniane środowisko determinuje powstaje soli jako produkty rozważanych reakcji, a nie zaś kwasów, które często podawane są właśnie jako produkty główny powyższych procesów. Równania reakcji dla formaldehydu wyglądają następująco :
HCHO + 2[Ag(NH3)2] + + 3OH– (T)→2Ag↓ + HCOO _ + 2H2O + 4NH3 2Ag zapis poprawny
HCHO +Ag2O (T) → HCOOH +2 Ag zapis błędny
HCHO +OH – +2Cu(OH )2 (T)→ HCOO – + Cu2O + 3H2O zapis poprawny
HCHO +2Cu(OH )2 (T)→ HCOOH + Cu2O + 2H2O zapis błędny
7. Rola stężonego kwasu siarkowego(VI) w reakcji estryfikacji.
Kwas siarkowy(VI), znany ze swoich higroskopijnych właściwości, znajduje szerokie zastosowanie w procesach dehydratacji alkoholi i innych reakcjach chemicznych. Jednakże, warto dokładniej przyjrzeć się jego roli jako katalizatora w reakcji estryfikacji, aby wyjaśnić pewne nieścisłości.
Na pewno każdy spotkał się twierdzeniem, że kwas siarkowy(VI) pełni dwie funkcje w reakcji estryfikacji – działa jako katalizator, aktywując grupę karbonylową, oraz jako substancja higroskopijna, pochłaniająca wodę z mieszaniny reakcyjnej. Jednakże, konieczne jest skorygowanie tej perspektywy.
W rzeczywistości, to nie higroskopijność kwasu siarkowego, lecz jego zdolność do dostarczania jonów H+ ma decydujące znaczenie w reakcji estryfikacji. Protony (jony H+) aktywują grupę karbonylową, inicjując proces tworzenia wiązań estrowych. To właśnie aktywacja grupy karbonylowej jest kluczowa aby otrzymać ester.
Pomyśl logicznie, jak jedna kropla kwasu może „pochłonąć” całą wodę powstałą w reakcji estryfikacji? Jest to po prostu niemożliwe 😊
Mechanizm reakcji estryfikacji z udziałem kwasu siarkowego jest skomplikowany, ale warto przyjrzeć się ogólnemu schematowi.
Podstawowy mechanizm estryfikacji przebiega w trzech głównych etapach: protonowania, ataku nukleofilowego, eliminacji cząsteczki wody.
- Protonowanie grupy karbonylowej: atak jonu H+ na wolną parę elektronową tlenu w grupie karbonylowej C=O
- Atak nukleofilowy alkoholu – tlen w grupie -OH posiada wolną parę elektronową, co czyni go jednym z lepszych elektrofilów. Taki atak skierowany jest na atom węgla naładowany dodatnio w grupie karbonylowej C=O
- Ostatnim etapem jest eliminacja cząsteczki wody i powstanie produktu docelowego – estru. W tym samym czasie następuje również odtworzenie katalizatora – jonu H+ (H3O+)
Reakcja estryfikacji jest procesem równowagowym, co oznacza, że może zachodzić w obu kierunkach. Aby zwiększyć wydajność estryfikacji, warto zatroszczyć się o czynnik, który wpłynie na przesunięcie stanu równowagi reakcji w stronę produktów. Może to być na przykład dodatek nadmiaru alkoholu lub poprzez zastosowanie czynnika pochłaniającego wodę (sita molekularne lub siarczan(VI) magnezu).
Kwas siarkowy(VI) wyróżnia się spośród innych kwasów ze względu na swoje wysokie stężenie (stężenie HCl 36%, kwasu siarkowego 98%). Dzięki temu unikamy ryzyka „zanieczyszczenia” mieszaniny reakcyjnej produktem reakcji, co mogłoby przesunąć stan równowagi w stronę substratów i obniżyć wydajność reakcji
Podsumowanie
W tym artykule omówione zostały najczęstsze błędy powielane w szkolnej edukacji. Zaprezentowano szczegółowe wyjaśnienie każdego z nich, mamy nadzieję, że okażą się dla Ciebie przydatne! Jeżeli czujesz lekki niedosyt zapraszamy Cię do pobrania darmowego ebooka:
Chemia – najczęściej popełniane błędy na maturze
Matematyka PP – najczęściej popełniane błędy na maturze
Źródło:
[1] Schemat reakcji addycji- studocu.com
[2] Równanie reakcji bromowania- Brainly
[3] Schemat reakcji estryfikacji- Wikipedia
