Matura 2020: chemia poziom rozszerzony cz. 1 [zadania + rozwiązania]

„Już za rok matura…” śpiewał niegdyś bardzo znany zespół. Może właśnie teraz rozpoczynasz przygotowanie do swojej matury z chemii? Zaglądasz do matury z roku 2020, odpowiedzi znajdujesz gdzieś w Internecie i zastanawiasz się „ale skąd się to wzięło? skąd taki wynik?” albo „dlaczego zdanie prawdziwe?”

Ten artykuł jest właśnie dla Ciebie! Rozwiązujemy zadania maturalne 2020  i objaśniamy je krok po kroku! Dziś część pierwsza – chemia nieorganiczna.

Przed analizą rozwiązań zachęcamy jednak do samodzielnego rozwiązania matury:  Matura Chemia PR 2020

Przydadzą Ci się również Tablice Maturalne które dokładnie omówiliśmy w jednym z naszych blogowych wspisów 🙂

Objaśnienia:
Kolorem czarnym zapisano treści zadań z matury 2020
Kolorem zielonym zapisano o/uwagi/podpowiedzi lub myśli, które powinny pojawić się w głowie rozwiązującego.

Kolorem pomarańczowym zapisano poprawne odpowiedzi

Zadanie 1.
O dwóch pierwiastkach umownie oznaczonych literami X i Z wiadomo, że:
● oba przyjmują w związkach chemicznych taki sam maksymalny stopień utlenienia
● konfiguracja elektronowa atomu pierwiastka X w stanie wzbudzonym, który powstał
w wyniku przeniesienia jednego z elektronów sparowanych na podpowłokę wyższą
energetycznie i nieobsadzoną, może zostać przedstawiona w postaci zapisu:

Stan wzbudzony to taki, w którym elektron jest przeniesiony na wyższy orbital, musimy zatem „cofnąć” ostatni elektron z 3d na 2s. Czyli już wiemy, że pierwiastek X ma konfigurację w stanie podstawowym 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3, zatem jest to fosfor.

● w stanie podstawowym atom pierwiastka Z ma łącznie na ostatniej powłoce i na podpowłoce 3d pięć elektronów.

W takim razie konfiguracja elektronów walencyjnych to 4s2 3d3, czyli już wiemy, że pierwiastkiem Z będzie wanad.

Zadanie 1.1.
Wpisz do tabeli symbol pierwiastka X i symbol pierwiastka Z, numer grupy oraz symbol bloku konfiguracyjnego, do których należy każdy z pierwiastków.

Zadanie 1.2.
Napisz wzór sumaryczny wodorku pierwiastka X oraz maksymalny stopień utlenienia, jaki przyjmują pierwiastki X i Z w związkach chemicznych.

W tym zadaniu sprawdzana jest wiedza ogólna, to trzeba wiedzieć i już.

Wzór sumaryczny wodorku pierwiastka X: PH₃
Maksymalny stopień utlenienia, jaki przyjmują pierwiastki X i Z w związkach chemicznych: V

Zadanie 1.3.
Przedstaw pełną konfigurację elektronową jonu Z ²⁺ w stanie podstawowym. Zastosuj zapis z uwzględnieniem podpowłok.

Rozwiązując to zadanie musimy pamiętać, że jeśli tworzymy kationy, to zabieramy elektrony z atomu z ostatniej powłoki(!), a nie podpowłoki, w tym przypadku 2 elektrony z 4s. W razie zaćmienia umysłu, kolejność podpowłok znajdziecie w informacji wstępnej (pod krateczkami).

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d³

Zadanie 2.

Wpisz do tabeli temperaturę wrzenia wymienionych substancji (H₂, CaCl₂, HCl) pod ciśnieniem atmosferycznym. Wartości temperatury wrzenia wybierz spośród następujących: –253 °C, –85 °C, 100 °C, 1935 °C.

W tym zadaniu należy określić właściwości substancji (a dokładnie temp. wrzenia) na podstawie wiązania które występuje w danej strukturze. Musimy wiedzieć, że związki jonowe to zazwyczaj ciała stałe, które posiadają wysoką temp. topnienia, więc temp. wrzenia będzie jeszcze wyższa. Zatem najwyższą wartość przypisujemy CaCl2 (nikt nam przecież nie każe rozwiązywać po kolei ???? ).   Pozostałe substancje w warunkach pokojowych to gazy .  Temperaturę  100oC od razu wykreślamy, bo w tej temperaturze to obie te substancje już dawno odparowały. Zostały do wpisania tylko dwie wartości, które są poniżej 0oC. Niższa z nich będzie przypisana dla wodoru, a wyższa dla chlorowodoru.

Zadanie 3.
Poniżej przedstawiono cztery wykresy ilustrujące zmianę wybranych wielkości fizycznych charakteryzujących pierwiastki chemiczne (z wyłączeniem gazów szlachetnych) w funkcji ich liczby atomowej.

Podaj numer wykresu przedstawiającego zależność promienia atomowego od liczby atomowej i numer wykresu przedstawiającego zależność elektroujemności pierwiastków w skali Paulinga od liczby atomowej. To zadanie które straszy, bo jest na całą stronę, a tylko za 1 punkt, na szczęście jest bardzo proste!

Numer wykresu przedstawiającego zależność promienia atomowego od liczby atomowej: -IV (ponieważ w każdym okresie wraz ze wzrostem liczby atomowej promień atomowy się zmniejsza)

Numer wykresu przedstawiającego zależność elektroujemności w skali Paulinga od liczby atomowej: Wykres I  (każdym okresie elektroujemność rośnie ze wzrostem liczby atomowej, a fluor ma największą wartość elektroujemności i kropka. Dla Z=9 jest najwyżej ze wszystkich na tym wykresie).

Zadanie 4.
Ciała stałe można podzielić na krystaliczne i bezpostaciowe. Kryształy klasyfikuje się zewzględu na rodzaj oddziaływań między tworzącymi je drobinami. Wyróżnia się kryształy metaliczne, jonowe, kowalencyjne i molekularne.
Na podstawie: K. Pigoń, Z. Ruziewicz, Chemia fizyczna. Fizykochemia molekularna, Warszawa 2005.

Zadanie 4.1.
Poniżej wymieniono nazwy siedmiu substancji tworzących kryształy w stałym stanie skupienia.
chlorek sodu / glin / glukoza / jod / sód / tlenek magnezu / wodorotlenek sodu

Spośród wymienionych substancji wybierz wszystkie te, które tworzą kryształy jonowe, oraz wszystkie te, które tworzą kryształy metaliczne. Wpisz ich nazwy we właściwe miejsce w tabeli. Kryształy jonowe tworzą związki z wiązaniami jonowymi, czyli tam gdzie występuje metal-niemetal, a kryształy metaliczne tworzą metale. Czyli do tabeli wpisujemy tylko związki jonowe i metale, a resztę zostawiamy(!!) NIE trzeba wszystkich dopasować(!)

Zadanie 4.2.
Uzupełnij poniższe zdania. W odpowiedzi uwzględnij rodzaj nośników ładunku. mamy tu na myśli prąd elektryczny, czyli elektrony (cząstki naładowane ujemnie).
W kryształach metalicznych nośnikami ładunku są elektrony (walencyjne)  tu warto sobie przypomnieć coś o wiązaniu metalicznym.  Metale przewodzą prąd elektryczny w stałym stanie skupienia.
Związki jonowe po stopieniu przewodzą prąd elektryczny, ponieważ zawierają jony (kationy i aniony)

Informacja do 5.–7.

Fosgen to trujący związek o wzorze COCl₂. Jego temperatura topnienia jest równa –118 °C, a temperatura wrzenia wynosi 8 °C (pod ciśnieniem 1000 hPa). Fosgen reaguje z wodą i ulega hydrolizie, której produktami są tlenek węgla(IV) i chlorowodór.

Na podstawie: P. Mastalerz, Chemia organiczna, Warszawa 1986.

Zadanie 5. (0–1)
Uzupełnij informacje dotyczące struktury elektronowej cząsteczki fosgenu. Wybierz i podkreśl jedną odpowiedź spośród podanych w każdym nawiasie.

W tym zadaniu warto sobie rozrysować wzór elektronowy tej cząsteczki. Dzięki temu możemy określić hybrydyzację i odpowiedzieć na pozostałe pytania.

Orbitalom walencyjnym atomu węgla przypisuje się hybrydyzację (sp / sp² / sp³). Orientacja
przestrzenna tych orbitali powoduje, że cząsteczka fosgenu (jest / nie jest) płaska. Wiązanie π w tej cząsteczce tworzą orbital walencyjny (s / p / zhybrydyzowany) atomu węgla
i orbital walencyjny p atomu tlenu.

Zadanie 6.
Napisz równanie reakcji hydrolizy fosgenu. Hydroliza, czyli reakcja z wodą. Nie wiesz jak fosgen reaguje z wodą?? Wróć do informacji wstępnej, tam wszystko jest napisane. Pamiętaj o współczynnikach stechiometrycznych!

COCl₂ + H₂O —> CO₂ + 2HCL

Zadanie 7.
W temperaturze 25 °C i pod ciśnieniem 1000 hPa w 1 dm³ fosgenu znajduje się 2,43∙10²² cząsteczek tego związku.
Oblicz gęstość fosgenu i określ jego stan skupienia w opisanych warunkach.

Obliczenia:

Mamy obliczyć gęstość, która wyraża się wzorem:

d= m/V

Z czego V już mamy z treści zadania, czyli 1dm³. Wystarczy zatem obliczyć ile ten 1dm³ waży.

Będzie potrzebna masa molowa

M_COCl2= 99 g* mol^-1

1 mol zawiera 6,02 * 10²³ cząsteczek, czyli możemy zapisać proporcję:

99g —- 6,02*10²³

m    —- 2,43*10²²

m=4g

i podstawiamy do pierwszego wzoru:

d= m/V= 4g/1dm³=4 g/dm³

Odp. Gęstość fosgenu wynosi 4g/dm³

W temperaturze 25 °C i pod ciśnieniem 1000 hPa fosgen jest gazem (wiemy to na podstawie temp. wrzenia, która wynosi 8^oC (z informacji wstępnej), zatem w 25^oC ta substancja już przeszła w stan gazowy)

Zadanie 8.

W środowisku alkalicznym jod utlenia ilościowo metanal do kwasu metanowego. Czynnikiem utleniającym jest anion jodanowy(I), który powstaje w reakcji jodu cząsteczkowego z anionami hydroksylowymi. Przebieg opisanych przemian można zilustrować następującymi równaniami:

reakcja 1.: I₂ + 2OH⁻ →IO⁻ + I⁻ + H₂O

reakcja 2.: HCHO + IO⁻ + OH⁻ →HCOO⁻ + I⁻ + H₂O

Na podstawie: J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna 2. Chemiczne metody analizy ilościowej, Warszawa 1998.

Napisz w formie jonowej skróconej sumaryczne równanie opisanego utleniania metanalu jodem w środowisku alkalicznym i określ stosunek masowy, w jakim metanal reaguje z jodem.

Należy dodać powyższe reakcje stronami i skrócić to co się da.

I₂ + HCHO + 3OH^– —> 2I^– + HCOO^– +2H₂O

Stosunek masowy metanalu i jodu  m_HCHO :m_I 30/254=15/127

Tutaj potrzebne były masy molowe: MI2=254g/mol oraz MHCHO=30g/mol, a jak wynika z równania sumarycznego stosunek molowy wynosi 1:1

Zadanie 9.

Węglan sodu jest solą dość dobrze rozpuszczalną w wodzie. Podczas ochładzania jej gorącego roztworu nie powstaje sól bezwodna, ale wydzielają się hydraty, których skład zależy od temperatury. W temperaturze 20 °C w równowadze z roztworem nasyconym pozostaje dekahydrat o wzorze Na₂CO₃∙10 H₂O. Rozpuszczalność dekahydratu węglanu sodu w wodzie w tej temperaturze jest równa 21,5 g w 100 g wody.

Na podstawie: W. Mizerski, Tablice chemiczne, Warszawa 1997.

Oblicz rozpuszczalność węglanu sodu (wyrażoną w gramach substancji na 100 gramów wody) w opisanych warunkach w przeliczeniu na sól bezwodną.

Obliczenia:

Z treści zadania znamy rozpuszczalność dekahydratu: R=21,5g/100g wody

Będą również potrzebne masy molowe hydratu i soli bezwodnej

M_Na2CO3= 106 g/mol ; M_hydr. = 286 g/mol

Obliczmy ile soli bezwodnej znajduje się w 21,5g hydratu

       286g hydr. —– 106g Na₂CO₃

21,5g —– m_s

m_s= 7,97 g

Jeśli przygotujemy roztwór nasycony hydratu, czyli rozpuścimy 21,5g hydraty w 100g wody, to otrzymamy roztwór o masie 121,5g. W 121,5g roztworu jest 7,97g soli bezwodnej i 113,53g wody.

Obliczymy teraz ile soli bezwodnej może rozpuścić się w 100g wody

7,97g Na₂CO₃ —- 113,53g wody

  X      —- 100g

X=7,02g

Odpowiedź: Rozpuszczalność = 7,02 g soli bezwodnej w 100 g wody.

Informacja do zadań 10.–11.
Przemysłowa produkcja kwasu azotowego(V) jest procesem kilkuetapowym. Pierwszym etapem jest katalityczne utlenienie amoniaku tlenem z powietrza do tlenku azotu(II). W drugim etapie otrzymany tlenek azotu(II) utlenia się do tlenku azotu(IV). Ta reakcja przebiega zgodnie z poniższym równaniem:

2NO_(g) + O_{2 (g)}←⎯⎯⎯⎯→2NO_{2 (g)}

Powstały tlenek azotu(IV) jest następnie wprowadzany do wody, w wyniku czego powstaje roztwór kwasu azotowego(V) o stężeniu w zakresie 50%–60% (w procentach masowych).
Na podstawie: K. Schmidt-Szałowski, M. Szafran, E. Bobryk, J. Sentek, Technologia chemiczna. Przemysł nieorganiczny, Warszawa 2013.

Zadanie 10.
Na poniższym wykresie przedstawiono zależność równowagowego stopnia przemiany NO
w NO₂ od temperatury dla dwóch różnych wartości ciśnienia p₁ i p₂. Wydajność tworzenia NO₂ jest tym większa, im większa jest wartość równowagowego stopnia przemiany.

Uzupełnij poniższe zdania. Wybierz i podkreśl jedną odpowiedź spośród podanych w każdym nawiasie

W tym zadaniu należy zwrócić uwagę na stosunek reagentów gazowych, wynosi on 3:2.

Ciśnienie p1 jest (wyższe / niższe, ponieważ wzrost ciśnienia powoduje przesunięcie stanu równowagi w prawo, co obserwujemy na wykresie jako wzrost równowagowego stopnia przemiany, czyli inaczej mówiąc wydajności) od ciśnienia p2. Przemiana NO w NO2 to reakcja (endotermiczna / egzotermiczna, ponieważ wzrost temperatury powoduje spadek wydajności reakcji), co oznacza, że wartość ΔH tej przemiany jest(dodatnia / ujemna).

Zadanie 11.
Napisz równanie opisanej reakcji tlenku azotu(IV) z wodą, której produktami są kwas azotowy(V) i tlenek azotu(II). Napisz wzór reduktora i wzór utleniacza.Równanie reakcji:

3NO₂ + H₂O -> 2HNO₃ + NO

Mamy tutaj do czynienia z reakcją dysproporcjonowania, czyli NO2 jest zarówno utleniaczem jak i reduktorem.

Mamy tutaj do czynienia z reakcją dysproporcjonowania, czyli NO2 jest zarówno utleniaczem jak i reduktorem.
Wzór reduktora: NO₂ Wzór utleniacza: NO₂

Zadanie 12.
Do zbiornika, z którego wypompowano powietrze, wprowadzono tlenek azotu(IV) o wzorze
NO2 i po zamknięciu utrzymywano temperaturę 25 °C do momentu osiągnięcia przez układ
stanu równowagi opisanej poniższym równaniem:

2NO₂ ⇄ N₂O₄  ΔH < 0

Zmiany stężenia obu reagentów przedstawiono na poniższym wykresie.

Oblicz stężeniową stałą równowagi opisanej reakcji w temperaturze 25 °C oraz uzupełnij zdanie – wybierz i podkreśl jedną odpowiedź spośród podanych w nawiasie.

Obliczenia:

Zapisujemy wyrażenie na stężeniową stałą równowagi i podstawiamy dane odczytane z wykresu – czyli stężenia w stanie równowgi.

Stężeniowa stała równowagi opisanej reakcji w temperaturze wyższej niż 25 °C jest (mniejsza niż ponieważ jest to reakcja egzoenergetyczna i wraz ze wzrostem temperatury wydajność reakcji maleje, czyli stężenie produktu maleje, a substratu rośnie / większa niż / taka sama jak) stężeniowa stała równowagi tej reakcji w temperaturze 25 °C

Zadanie 13.
Roztwory zawierające porównywalne liczby drobin kwasu Brønsteda i sprzężonej z nim zasady są nazywane roztworami buforowymi. Przykładem jest bufor octanowy. Kwasem Brønsteda są w nim cząsteczki CH3COOH, a zasadą – jony CH3COO– pochodzące z całkowicie z dysocjowanej soli, np. octanu sodu. Wprowadzenie do roztworu buforowego mocnego kwasu skutkuje zmniejszeniem stężenia zasady i wzrostem stężenia sprzężonego z nią kwasu. Dodatek mocnej zasady prowadzi do zmniejszenia stężenia kwasu i wzrostu stężenia sprzężonej zasady. Wartość pH buforu bpraktycznie nie zależy od jego stężenia i nieznacznie się zmienia podczas dodawania niewielkich ilości mocnych kwasów lub mocnych zasad.

Zadanie 13.1.
Napisz w formie jonowej skróconej równanie reakcji zachodzącej podczas dodawania
mocnej zasady (OH⁻ ) do buforu octanowego oraz uzupełnij zdanie – wybierz i podkreśl jedną odpowiedź spośród podanych w nawiasie.

Równanie reakcji z mocną zasadą:

CH₃COOH + OH^– —> CH₃COO^– + H₂O 

W tej reakcji jon H+ pochodzący od kwasu łączy się z jonem OH– i powstaje cząsteczka wody

Po wprowadzeniu mocnego kwasu do buforu octanowego stężenie jonów octanowych

(wzrośnie / zmaleje , wprowadzenie mocnego kwasu, czyli jonów H+ spowoduje przesunięcie stanu równowagi w lewą stronę, czyli jonów octanowych będzie mniej/ nie ulegnie zmianie).

Zadanie 13.2.
Przeprowadzono doświadczenie, w którym zmieszano jednakowe objętości wodnych roztworów różnych substancji. Wszystkie roztwory miały jednakowe stężenie molowe.
Mieszaniny przygotowano zgodnie z poniższym schematem.

Które z przygotowanych roztworów są buforami? Napisz ich numery II i III

Odpowiedź określamy na podstawie informacji wstępnej. Ogólnie mówiąc bufory powstają poprzez zmieszanie słabego kwasu z solą (pochodzącą od tego kwasu i mocnej zasady), albo słabej zasady i soli (pochodzącej od tej zasady i mocnego kwasu)

Zadanie 14.

Zmieszano 100 cm³ wodnego roztworu Ba(OH)₂ o stężeniu 0,2 mol∙dm⁻³ z 40 cm³ wodnego roztworu HCl o stężeniu 0,8 mol∙dm⁻³. W mieszaninie przebiegła reakcja opisana poniższym równaniem:

H3O⁺ + OH⁻ → 2H₂O

Zadanie 14.1.
Oblicz pH powstałego roztworu w temperaturze 25 °C. W obliczeniach przyjmij, że objętość tego roztworu jest sumą objętości roztworów Ba(OH)₂ i HCl. Wynik końcowy zaokrąglij do drugiego miejsca po przecinku.

Obliczenia:

Zacznijmy od równania reakcji która tutaj zachodzi:
Ba(OH)2 + 2HCl -> BaCl2 + 2 H2O

Mieszamy 0,1dm3 zasady o stężeniu 0,2 mol/dm3 oraz 0,04dm3 kwasu o stężeniu 0,8mol/dm3

Obliczmy najpierw liczbę moli kwasu i zasady:
n_Z=0,1dm³∙0,2 mol/dm³ =0,02mol

n_K=0,04dm³∙0,8 mol/dm³  = 0,032mol

Z jednej cząsteczki Ba(OH)₂ po dysocjacji otrzymamy 2 jony OH^–, zatem możemy zapisać, że
n_OH- =0,04mol > n_H+ =0,032mol

Zatem już wiemy, że odczyn będzie zasadowy.
Obliczmy o ile więcej jest jonów OH^– niż H⁺
∆n=0,04mol-0,032mol=0,008mol

Obliczamy teraz stężenie jonów OH^–, pamiętając, że teraz łączna objętość roztworu to 0,14dm³
OH^– =0,008mol/(0,14dm³ =0,057 mol/dm³

Teraz wystarczy już obliczyć pOH i PH
pOH=-log⁡(0,057)=-log⁡(0,57∙10^-1)= 1,244
pH=14-1,244=12,756≈12,76

Należy pamiętać, aby wynik końcowy zaokrąglić do 2 miejsca po przecinku, tak jak jest w treści zadania

Zadanie 14.2.

Wpisz do poniższej tabeli wartości stężenia molowego jonów baru i jonów chlorkowych w otrzymanym roztworze.

Należy pamiętać, że zmieniła się objętość roztworu, po zmieszaniu kwasu i zasady wynosi 0,14dm3, a liczby moli możemy zaczerpnąć z zadania 14.1

Zadanie 15. (0–1)
Większość kationów metali występuje w roztworze wodnym w postaci jonów kompleksowych, tzw. akwakompleksów, w których cząsteczki wody otaczają jon metalu, czyli są ligandami. Dodanie do takiego roztworu reagenta, który z kationami danego metalu tworzy trwalsze kompleksy niż woda, powoduje wymianę ligandów. Kompleksy mogą mieć różne barwy, zależnie od rodzaju ligandów, np. jon Fe³⁺ tworzy z jonami fluorkowymi F⁻ kompleks bezbarwny, a z jonami tiocyjanianowymi (rodankowymi) SCN⁻ – krwistoczerwony. W dwóch probówkach znajdował się wodny roztwór chlorku żelaza(III). Do pierwszej probówki wsypano niewielką ilość stałego fluorku potasu, co poskutkowało odbarwieniem żółtego roztworu, a następnie do obu probówek dodano wodny roztwór rodanku potasu (KSCN). Stwierdzono, że tylko w probówce drugiej pojawiło się krwistoczerwone zabarwienie. W badanych roztworach występowały jony kompleksowe żelaza(III):
I rodankowy II fluorkowy III akwakompleks.

Uszereguj wymienione jony kompleksowe zgodnie ze wzrostem ich trwałości. Napiszw odpowiedniej kolejności numery, którymi je oznaczono.

III                        I                       II
najmniejsza trwałość największa trwałość

Początkowo w probówkach znajdował się akwakompleks, skoro do obu dodano innej substancji i zaobserwowano zmiany, to znaczy, że trwałość tego akwakompleksu jest najmniejsza. Dodatek rodanku nie spowodował zmiany w probówce w której obecne były fluorki, zatem jony rodankowe zapiszemy po środku, są trwalsze niż akwakompleks, ale mniej trwałe niż jony fluorkowe.

Zadanie 16. (0–2)
W laboratorium tlenek wapnia można otrzymać ze szczawianu wapnia o wzorze CaC₂O₄. Szczawian wapnia ulega termicznemu rozkładowi, który przebiega zgodnie z poniższym równaniem:

CaC₂O₄ → CaCO₃ + CO

Dalsze ogrzewanie, w wyższej temperaturze, prowadzi do rozkładu węglanu wapnia:

CaCO₃ → CaO + CO₂

Próbkę szczawianu wapnia o masie 12,8 g umieszczono w tyglu pod wyciągiem i poddano prażeniu. Po pewnym czasie proces przerwano, a następnie ostudzono tygiel, zważono jego
zawartość i zbadano skład mieszaniny poreakcyjnej. Stwierdzono, że masa zawartości tygla zmalała o 6,32 g i że otrzymana mieszanina nie zawierała szczawianu wapnia. Czyli wydajność pierwszej reakcji wynosiła 100%

Oblicz w procentach masowych zawartość tlenku wapnia w mieszaninie otrzymanej po przerwaniu prażenia.

Obliczenia:

Początkowa masa szczawianu wapnia wynosiła 12,8g, skoro masa zawartości tygla zmalała o 6,32g, to znaczy, że tyle CO i CO₂ powstało (zakładamy oczywiście, że tygiel to naczynie otwarte, a CO i CO₂ uciekło sobie do atmosfery)
12,8g-6,32g=6,48g to masa CaCO₃ i CaO

Skoro pierwsza reakcja zachodzi ze 100% wydajnością, to obliczymy ile CO powstało

128g CaC₂O₄—–28g CO
12,8g CaC₂O₄—- m CO
mCO=2,8g

Zatem możemy obliczyć ile CO2 powstało 6,32g-2,8g=3,52g -> tyle CO₂ powstało. Na podstawie drugiej reakcji obliczymy ile CaO powstało, skoro jednocześnie wydzieliło się 3,52g CO₂

56g_CaO—-44g CO₂

m_CaO—3,52gCO₂

m_CaO=4,48g

Mamy już zatem wszystko, co potrzebne aby obliczyć zawartość tlenku wapnia w mieszaninie:

Odpowiedź:  Zawartość tlenku w mieszaninie wynosi 69,1%

Zadanie 17.
W celu porównania reaktywności różnych metali wykonano doświadczenie, w którym płytkę z metalu M zważono i umieszczono w naczyniu zawierającym wodny roztwór pewnej soli. W wyniku zachodzącej reakcji roztwór się odbarwił. Płytkę wyjęto, opłukano wodą destylowaną, wysuszono i zważono ponownie. Ustalono, że w wyniku reakcji masa płytki zmalała.

Zadanie 17.1.
Wybierz i podkreśl jeden symbol metalu w zestawie I i jeden wzór odczynnika
w zestawie II, tak aby otrzymać schemat przeprowadzonego doświadczenia.

Najłatwiej zacząć od zestawu II, ponieważ tylko jeden z wymienionych roztworów może się odbarwić, jest to CuSO4 i już połowa zadania zrobiona ???? Jeśli chodzi o zestaw I musimy się chwilę dłużej zastanowić Przede wszystkim wybrany metal musi być aktywniejszy od miedzi wybranej w zestawie I, zatem od razu srebro i złoto odpada. Z pozostałych czyli z glinu i cyny wybieramy te o wyższej masie molowej niż masa molowa miedzi, ponieważ mamy napisane w treści zadania, że masa płytki zmalała. Gdyby na miejsce glinu na płytce „wskoczyła” miedź, to masa płytki by wzrosła, co nie jest zgodne z informacją do zadanie.

Zadanie 17.2. (0–1)
Napisz w formie jonowej skróconej równanie reakcji, która zaszła podczasdoświadczenia.

Sn + Cu²⁺ -> Cu + Sn²⁺

Po rozwiązaniu zadania 17.1 to równanie nie powinno stanowić problemu, ale uwaga możemy tu pociągnąć błąd, jeśli w 17.1 źle wybierzemy reagenty.

Zadanie 18.
Przeprowadzono doświadczenie, którego przebieg zilustrowano na poniższym schemacie:

Zadanie 18.1.
Podaj numery probówek, w których po zakończeniu doświadczenia pozostał biały osad wodorotlenku cynku.

I i II

W wyniku reakcji powstaje wodorotlenek cynku, czyli związek o właściwościach amfoterycznych. W probówce III jest nadmiar KOH, który powoduje roztworzenie osadu i powstanie związku kompleksowego

Zadanie 18.2.
Napisz w formie jonowej skróconej równanie reakcji, która zaszła w probówce III. Uwzględnij, że jednym z produktów jest jon kompleksowy o liczbie koordynacyjnej 4.

Zn²⁺ + 4OH^– —> [Zn(OH)4]^2-

Informacja do zadań 19.–21.

Przeprowadzono doświadczenie, którego przebieg zilustrowano na poniższym schemacie:

W każdej z probówek zaobserwowano zmiany świadczące o przebiegu reakcji chemicznej.

Zadanie 19.
Opisz zmiany, jakie zaobserwowano w probówkach.

Probówka I: Zmiana zabarwienie roztworu na malinowy (Siarczan(IV) sodu pochodzi od słabego kwasu i mocnej zasady, więc odczyn będzie zasadowy)

Probówka II: wydziela się bezbarwny gaz (powstaje słaby, nietrwały kwas siarkowy(IV), który rozpada się na wodę i SO₂)

Zadanie 20. (0–1)

Uzupełnij poniższe zdanie. Wybierz i podkreśl jedną odpowiedź spośród podanych w nawiasie.

Na podstawie wyniku doświadczenia w probówce I można stwierdzić, że słabym kwasem Brønsteda jest (H2SO3 /  HSO3− / SO3 2− ).

Kwas H2SO3 rozpada się na wodę i SO2

Zadanie 21. (0–1)

Napisz, jaką właściwość kwasu siarkowego(IV) potwierdził wynik doświadczenia w probówce II. Napisz w formie jonowej skróconej równanie reakcji, która zaszła w probówce II po dodaniu roztworu HCl i była przyczyną obserwowanych zmian. Kwas siarkowy(IV) jest słabszy niż kwas chlorowodorowy i jest kwasem nietrwałym

Równanie reakcji: SO3 ^2- + 2H⁺ –> SO₂ + H₂O

I na tym kończy się część zadań z chemii  nieorganicznej. Kolejny artykuł z rozwiązaniem zadań z chemii organicznej już niedługo.