Jak efektywnie wykorzystać wakacje? Nasze porady i planner do powtórek maturalnych z chemii.

  Wakacje to chyba ulubiony czas każdego ucznia, bo w końcu można odpocząć od szkoły, ciągłych kartkówek, dojazdów etc. Jednak wakacje, to również dobry czas rozwijanie swoich pasji. Jest to okazja do nauki nowych zagadnień (niekoniecznie związanych stricte ze szkołą). Wiele osób, które chcą się podjąć nauki w wakacji, często nie wiedzą od tego zacząć, albo co warto powtórzyć. 

Aby pomóc Tobie w powtórkach materiału z chemii przygotowaliśmy dla Ciebie niespodziankę, o której napiszę trochę później!

Dlaczego wakacje to dobry czas na naukę?

Przede wszystkimi jest to czas, w którym nie rozpraszają nas inne szkolne przedmioty i jesteśmy bardziej elastyczni. Nauka w wakacje ma się nijak do nauki w trakcie roku szkolnego. Mamy również większą swobodę w dobieraniu tego, czego chcemy się nauczyć czy powtórzyć. Wakacje to idealny czas, bo zarówno możemy powtórzyć konkretne działy czy nawet cały rok/lata. Okres ten, cechuje się też dużą ilością wolnego czasu (oczywiście jeśli nie mamy żadnych planów), więc może warto poświęcić chociażby kilkanaście godzin w ciągu tych 2 miesięcy na zbliżeniu się do osiągnięcia swoich celów?

Czy warto poświęcać wakacje na naukę?

Osobiście uważam, że warto, chociaż każdy sam sobie musi odpowiedzieć na to pytanie. Pamiętajmy, że nie ma efektywnej nauki bez wypoczynku! Dodatkowo, warto zaznaczyć, że wypoczęty mózg lepiej funkcjonuje i sprawniej współpracuje z nami. Po intensywnym roku szkolnym, wakacje dają nam możliwość regeneracji i odpoczynku, co przekłada się na poprawę naszej kreatywności i efektywności w nauce. Odpowiednia dawka relaksu i wolnego czasu pozwala nam na rozluźnienie umysłu, co z kolei sprzyja lepszemu przyswajaniu wiedzy oraz twórczemu myśleniu.

Czy nauka w wakacje jest dla każdego?

Oczywiście, że nie! I jest to zupełnie normalne- wakacje są przede wszystkim po to, aby odpocząć i się odprężyć. Jeśli nie czujesz potrzeby ani nie masz chęci aby się uczyć w wakacje to jest to najbardziej ok! Tak jak już wcześniej mówiłam, bez odpoczynku nie ma efektywnej nauki, więc jeśli potrzebujesz odpocząć te dwa miesiące od szkoły to nie ma w tym nic złego!

Idę po wakacjach do klasy maturalnej i chce zacząć robić powtórki do matury, ale nie wiem jak się za to zabrać, co robić?

Drogi maturzysto/maturzystko (ale nie tylko!), mamy dla Ciebie super pomoc! Przygotowaliśmy z myślą o Tobie planery (zgodne z wymaganiami do matury 2024), które pomogą Ci w ogarnięciu powtórek. Zadbaliśmy o to, żeby były jak najbardziej czytelny i zrozumiały, dlatego w planerze znajdziesz nie tylko same „suche” punkty z podstawy programowej, ale też dokładne umiejętności, które są od was wymagane na egzaminie maturalnym. Dodatkowo przygotowaliśmy przykładową rozpiskę podzieloną na dane klasy 😉

Planer  z podziałem na klasy- sprawdź czy potrafisz:

Klasa 1. 

Budowa atomu a układ okresowy pierwiastków, potrafisz:

• Opisać budowę atomu na podstawie informacji odczytanych z układu okresowego (liczba elektronów, protonów, neutronów, powłok, orbitale, liczby kwantowe).
• Zapisać konfigurację elektronową (pełną, skróconą, graficzną/klatkową) atomów pierwiastków do Z=38, jonów o podanym ładunku. Na jej podstawie potrafisz przypisać do jakiego bloku konfiguracyjnego przynależy dany pierwiastek.
• Wyznaczyć na podstawie konfiguracji elektronowej najmniejszy i największy stopień utlenienia
• Wskazać związek między budową atomu a położeniem pierwiastka w układzie okresowym (zasadowość, kwasowość, promień, energia jonizacji czy powinowactwo elektronowe).
• Znasz zasadę Hunda i zakaz Pauliego.
• Wyjaśnić pojęcie nuklidu, izotopów, izobarów i izotonów.

Promieniotwórczość, potrafisz:

• Napisać równanie przemian promieniotwórczych (α, β¯ i β⁺).
• Wyjaśnić czym jest czas półtrwania (potrafisz wykonywać obliczenia z jego wykorzystaniem).

Wiązania chemiczne. Oddziaływania międzycząsteczkowe, potrafisz:

• Określić rodzaj wiązania (jonowe, kowalencyjne (atomowe) niespolaryzowane, kowalencyjne (atomowe) spolaryzowane, donorowo-akceptorowe (koordynacyjne)) na podstawie elektroujemności i liczby elektronów walencyjnych atomów łączących się pierwiastków.
• Narysować wzory elektronowe.
• Określać ilość wiązań (σ i π) w podanych cząsteczkach.
• Opisać rodzaje kryształów (kowalencyjne, molekularne, metaliczne, jonowe) i znasz ich cechy charakterystyczne (np. przewodnictwo prądu w postaci stałej, w roztworze wodnym, temperatury wrzenia i topnienia).
• Opisać oddziaływania międzycząsteczkowe (siły van der Waalsa, wiązania wodorowe), znasz ich wpływ właściwości fizyczne i chemiczne (np. wpływ wiązań wodorowych na temperaturę wrzenia danego związku).
• Znasz pojęcie alotropii pierwiastków. Znasz odmiany alotropowe węgla (diament, grafit, fullereny, grafen) i opisujesz ich budowę, zastosowania i właściwości.
• Znasz pojęcie momentu dipolowego ( na podstawie jego wartości (μ=0 lub μ≠0) potrafisz określić czy cząsteczka jest polarna czy niepolarna).
• Wyjaśnić tworzenie orbitali zhybrydyzowanych. Rozpoznajesz hybrydyzacje sp, sp² i sp³ orbitali walencyjnych atomu centralnego.
• Potrafisz przewidzieć budowę przestrzenną związku zgodnie z metodą VSEPR i określasz kształt danych drobin. Znasz pojęcie liczby przestrzennej i wiesz jak ją obliczyć.

Systematyka związków nieorganicznych, potrafisz:

• Klasyfikować dane związki na podstawie ich wzoru sumarycznego, budowy i właściwości fizykochemicznych do tlenków, wodorotlenków, kwasów i soli ((w tym wodoro- i hydroksosoli, hydratów)
• Nazywać związki nieorganiczne na podstawie ich wzoru sumarycznego.
• Otrzymać tlenki pierwiastków o liczbach atomowych od 1 do 30 (np. spalanie w tlenie, rozkład soli czy wodorotlenków)
• Klasyfikować tlenki ( o liczbach atomowych od 1 do 20 + Cu, Fe, Cr, Zn, Mn) na podstawie ich charakteru chemicznego do: amfoterycznych, zasadowych, kwasowych lub obojętnych. Potwierdzasz ich charakter za pomocą odpowiednich doświadczeń (reakcji z kwasami, zasadami i wodą).
• Klasyfikować wodorki: LiH, CH₄, NH₃, H₂O, HF, H₂S, HCl, HBr, HI, ze względu na ich charakter chemiczny (kwasowy, zasadowy i obojętny). Projektujesz doświadczenie na podstawie którego potwierdzasz ich charakter.
• Zaprojektować doświadczenie, w wyniku którego otrzymasz wodorotlenki, kwasy czy sole. Piszesz równania reakcji otrzymywania tych związków.
• Klasyfikować wodorotlenki na podstawie ich charakteru chemicznego do zasadowych lub amfoterycznych.
• Zaprojektować doświadczenie, w wyniku którego wykazujesz charakter chemiczny wodorotlenków (amfoterycznych i zasadowych).
• Napisać równania, w których ze związków o charakterze amfoterycznym (wodorotlenków i tlenków) otrzymasz związki kompleksowe (otrzymywanie hydroksokompleksów). 
• Wyjaśnić pojęcie liganda oraz liczby koordynacyjnej (LK). Znasz LK dla związków kompleksowych (glinu, chromu, cynku i berylu).
• Znasz kwasy tlenowe i beztlenowe oraz opisujesz ich typowe właściwości chemiczne. 
• Napisać reakcje ( i zaprojektować doświadczenia) kwasów z wodorotlenkami, metalami, tlenkami metali i soli o mniejszej mocy.
• Opisać wpływ elektroujemności i stopnia utlenienia atomu centralnego na moc kwasów tlenowych.
• Otrzymać różnymi metodami sole (np. reakcja tlenku metalu z tlenkiem niemetalu, kwasu z metalem, kwasu z wodorotlenkiem etc.)
• Przewidzieć przebieg reakcji soli z mocnymi kwasami (wypieranie kwasów słabszych, nietrwałych, lotnych) oraz soli z zasadami.
• Zaprojektować doświadczenie, w którym odróżnisz skały wapienne od innych skał i minerałów.
• Opisać usuwanie twardości przemijającej wody, piszesz odpowiednie równanie.
  

Klasa 2.

Stechiometria, potrafisz:

• Wykonywać podstawowe obliczenia z wykorzystaniem moli (znasz pojęcie mola, stałej Avogadro). Obliczasz masę molową podanych związków. 
• Wykonywać obliczenia dla gazów (znasz pojęcie gazu doskonałego, wiesz jakie warunki nazywamy warunkami normalnymi, posługujesz się równaniem Clapeyrona). 
• Rozróżnić wzór empiryczny od wzoru rzeczywistego (ustalasz wzory na podstawie procentowego składu pierwiastkowego i masy molowej).
• Wyjaśnić pojęcie wydajności reakcji i wykorzystujesz ją do obliczeń.
• Wykonywać obliczenia dla reakcji biegnących stechiometrycznie i niestechiometrycznie (nadmiar i niedomiar).
• Wykonać obliczenia dla reakcji współbieżnych (zadanie pojawiało się w ostatnich 3 latach na maturze).

Reakcje redoks, potrafisz:

• Wyjaśnić pojęcia: stopień utlenienia, utleniacz, reduktor, utlenienie i redukcja.
• Wskazać w podanej reakcji utleniacz, reduktor, reakcje utlenienia i redukcji.
• Przewidzieć na podstawie konfiguracji elektronowej atomów typowe stopnie utlenienia pierwiastków
• Określić stopnie utlenienia w cząsteczkach organicznych i nieorganicznych.
• Zbilansować reakcje redoks za pomocą reakcji połówkowych.
• Ustalić kierunek reakcji redoks na podstawie wartości potencjałów standardowych półogniw.

Elektrochemia, potrafisz:

• Wyjaśnić pojęcia: ogniwo galwaniczne, półogniwo, anoda, katoda, klucz elektrolityczny (mostek solny), potencjał standardowy półogniwa, szereg elektrochemiczny, SEM.
• Napisać równania zachodzące na anodzie i katodzie.
• Napisać schemat ogniwa galwanicznego (zgodnie z konwencją Sztokholmską). 
• Zaprojektować ogniwo galwaniczne, w którym zachodzi konkretna reakcja. 
• Obliczyć SEM.
• Wykonać obliczenia z wykorzystaniem stałej Faradaya (Q = ne * F).

Kinetyka, potrafisz:

• Zdefiniować i obliczyć szybkość reakcji.
• Napisać równanie kinetyczne na podstawie podanych informacji w zadaniu. Rozumiesz czym jest rząd reakcji (cząstkowy i całkowity).
• Znasz pojęcie stałej szybkości reakcji k, potrafisz wyprowadzić jej jednostkę na podstawie obliczeń do podanego w zadaniu równania kinetycznego reakcji. 
• Określić jak zmieni się szybkość reakcji w zależności od stężenia (ciśnienia) substratów, obecności katalizatora, stopnia rozdrobnienia substratów i temperatury.
• Wykonać obliczenia, w których stwierdzisz czy jak zmianie stężenia (ciśnienia) substratów szybkość reakcji się zmieni (o ile razy się zwiększy bądź zmniejszy). 

Termochemia, potrafisz:

• Zdefiniować pojęcie standardowej entalpii przemiany, reakcji egzo- i endoenergetycznej i energii aktywacji.
• Określić znak entalpii (określić czy reakcja jest egzo- czy endoenergetyczna) z wykresu. Ponadto porównujesz wartość energii aktywacji przebiegającej z udziałem i bez udziału katalizatora.
• Interpretować zapis  ΔH < 0  i ΔH > 0.
• Rozróżnić układ otwarty, zamknięty i izolowany.

Równowaga chemiczna, potrafisz:

• Zdefiniować pojęcie stanu dynamicznej równowagi i stałej równowagi.
• Napisać wyrażenie stałej równowagi na podstawie reakcji.
• Obliczyć stałą równowagi reakcji odwracalnej, stężenie równowagowe i stężenie początkowe reagentów.
• Odpowiedzieć, jak wpływ różnych czynników (np. zwiększenia/zmniejszenia temperatury czy zmiana stężenia reagentów) wpłynie na układ (na podstawie reguły przekory (Le Chateliera–Brauna).

Roztwory, potrafisz:

• Rozróżnić układ heterogeniczny od homogenicznego.
• Wykonać obliczania związane z rozpuszczalnością substancji.
• Wyjaśnić jak wpływa stan skupienia substancji na jego rozpuszczalność (gazów i ciał stałych).
• Wykonać obliczenia związane z stężeniem procentowym i molowym (oraz przeliczać stężenia procentowe na molowe i na odwrót).
• Wykonać obliczenia związane z rozcieńczaniem i zatężaniem roztworów.
• Wykonać obliczenia związane z przygotowaniem roztworów o danym stężeniu procentowym/molowym.
• Opisać sposoby rozdzielenia roztworów właściwych na składniki (np. dekantacja, ekstrakcja etc.).

Reakcje w roztworach wodnych, potrafisz:

• Napisać równanie dysocjacji elektrolitycznej z uwzględnieniem dysocjacji stopniowej (wieloetapowej).
• Wyjaśnić termin stopnia dysocjacji.
• Interpretować wartości pKw, pH, Ka, Kb, Kso.
• Wykonać obliczenia wykorzystujące pojęcia: stopień dysocjacji, stałej dysocjacji, pH, iloczynu jonowego wody (Kw), iloczynu rozpuszczalności (Kso/Ir).
• Prawo rozcieńczeń Ostwalda i wykorzystujesz je do obliczeń UWAGA! Nie ma tego wzoru w kartach maturalnych).
• Używać uproszczonych wzorów prawa Ostwalda i znasz warunki ich zachodzenia.
• Porównać moc elektrolitów na podstawie stałej dysocjacji.
• Przewidywać odczyn roztworu po zmieszaniu substancji w stosunku stechiometrycznym jak i niestechiometrycznym.
• Klasyfikować substancje jako kwasy i zasady według teorii Brønsteda-Lowry’ego.
• Wskazywać sprzężone pary kwas-zasada.
• Uzasadnić przyczynę kwasowego odczynu wodnych roztworów kwasów, zasadowego odczynu wodnych roztworów niektórych wodorotlenków (zasad) i amoniaku oraz odczynu niektórych wodnych roztworów soli zgodnie z teorią Brønsteda–Lowry’ego.
• Wyjaśnić pojęcie buforu i wskazać jego przykład.
• Pisać równania reakcji zobojętniania, wytrącania osadów i wybranych soli z wodą  w formie jonowej pełnej i skróconej.
• Wyjaśnić czym jest efekt wspólnego jonu i jak działa.
• Napisać równanie na Kso zgodnie ze stechiometrią związku.
• Wyjaśnić czym jest rozpuszczalność molowa (S).
• Wyjaśnić na czym polega miareczkowanie oraz pojęcia: analit i titrant.

Klasa 3.

Metale i niemetale, potrafisz:

• Opisać podobieństwa we właściwościach pierwiastków w grupach układu okresowego i zmienność właściwości w okresach.
• Opisać właściwości fizyczne i chemiczne litowców i berylowców.
• Opisać właściwości fizyczne i chemiczne glinu, potrafisz wyjaśnić czym jest pasywacja i gdzie się ją stosuje w technice i przemyśle.
• Napisać  równania reakcji ilustrujące typowe właściwości chemiczne metali wobec: tlenu (dla Mg, Ca, Al, Zn), wody (dla Na, K, Mg, Ca), kwasów nieutleniających (dla Na, K, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, Mn, Cr), rozcieńczonego i stężonego roztworu kwasu azotowego(V) oraz stężonego roztworu kwasu siarkowego(VI) (dla Al, Cu, Ag)
• Napisać reakcje dla związków/jonów manganu, w zależności od środowiska. Znasz kolory związków i jonów manganu.
• Napisać reakcje dla związków/jonów chromu, w zależności od środowiska. Znasz kolory związków i jonów chromu.
• Zaprojektować doświadczenie, w którym otrzymasz wodór (aktywne metale + woda lub niektórych metali z kwasami).
• Zaprojektować doświadczenie, w którym otrzymasz tlen (rozkład H₂O₂ lub KMnO₄, ).
• Zaprojektować doświadczenie, w którym otrzymasz chlor (reakcja HCl z MnO₂ lub KMnO₄, ).
• Napisać równania reakcji ilustrujące typowe właściwości chemiczne niemetali, w tym m.in. równania reakcji: wodoru z niemetalami (Cl₂, Br₂, O₂, N₂, S), chloru, bromu  i siarki z metalami (Na, K, Mg, Ca, Fe, Cu); chloru z wodą.
• Znasz właściwości fizyczne i chemiczne fluorowców.

Wstęp do chemii organicznej, potrafisz:

• Klasyfikować związki organiczne (węglowodory, związków jedno- i wielofunkcyjny) na podstawie ich wzory, budowy i właściwości fizykochemicznych. 
• Wyjaśnić pojęcia: homolog, szereg homologiczny, wzór ogólny i rzędowość w związkach organicznych.
• Wyjaśnić pojęcie izomerów i stereoizomerów. Znasz rodzaje stereoizomerów (izomerii cis-trans i izomerii optycznej).
• Narysować izomery konstytucyjne dla podanych wzorów sumarycznych.
• Wskazać asymetryczny atom węgla.
• Narysować wzory w projekcji Fischera izomerów optycznych: enancjomerów i diastereoizomerów. 
• Porównać właściwości fizyczne (temperatury topnienia, wrzenia, rozpuszczalności w wodzie) w szeregach homologicznych.
• Porównać właściwości izomerów konstytucyjnych.
• Zaklasyfikować reakcje związków organicznych ze względu ma typ procesu (addycja, eliminacja, substytucja, polimeryzacja, kondensacja) i mechanizmu (elektrofilowego, nukleofilowego i rodnikowego).

Węglowodory, potrafisz:

• Narysować i nazwać węglowodory (do 10 atomów węgla) w cząsteczce.
• Ustalić Rzędowość atomów węgla w cząsteczce.
• Opisać właściwości chemiczne alkanów.
• Napisać równania reakcji alkanów (spalania i halogenowania w świetle).
• Opisać właściwości chemiczne alkenów.
• Napisać równania reakcji alkenów (spalania, addycji H₂/Cl₂/Br₂ i H₂O/HBr/HCl, polimeryzacji) oraz wykorzystać regułę Markownikowa do ustalenia produktów głównych (i ubocznych).
• Opisać zachowanie alkenów wobec wodnego roztworu KMnO₄ (napisać reakcję).
• Opisać właściwości chemiczne alkinów.
• Napisać równania reakcji alkinów (spalania, addycji H₂/Cl₂/Br₂ i H₂O/HBr/HCl, trimeryzacji etynu).
• Wyjaśnić czym są enole i jak powstają (tautomeryzacja).
• Opisać budowę cząsteczki benzenu z uwzględnieniem delokalizacji elektronów. 
• Wyjaśnić, dlaczego benzen nie odbarwia wody bromowej ani wodnego roztworu KMnO₄.
• Opisać własności chemiczne węglowodorów aromatycznych.
• Napisać równania reakcji węglowodorów aromatycznych (spalania, z Cl₂/Br₂ wobec katalizatora lub światła, nitrowania, katalitycznego uwodornienia).
• Narysować produkty główne, które powstają dla pochodnych benzenu (uwzględniając wpływ kierującego podstawników).
• Zaprojektować doświadczenie, w którym rozróżnisz węglowodory nasycone, nienasycone i aromatyczne (np. Reakcja z wodą bromową).

Alkohole i fenole, potrafisz:

• Wskazać alkohole 1,2 i 3 rzędowe.
• Narysować i nazwać alkohole i fenole o podanym wzorze/nazwie.
• Napisać równanie reakcji alkoholi (spalanie, z HCl/HBr, z sodem, utlenianie do związków karbonylowych, eliminacji wody).
• Porównywać właściwości fizyczne i chemiczne alkoholi mono- i polihydroksylowych (wykrywanie za pomocą Cu(OH)₂).
• Opisać zachowanie alkoholi (o różnej rzędowości) wobec utleniaczy (słabych jak CuO i mocnych jak K₂Cr₂O₇/H₂SO₄, KMnO₄/H⁺).
• Napisać równanie reakcji fenoli (z sodem, Br₂, HNO₃).
• Zaprojektować doświadczenie, w którym rozróżnisz alkohol od fenolu (reakcja z FeCl₃).
• Zaprojektować doświadczenie, w którym wykażesz kwasowy charakter fenoli (np. W reakcji z NaOH) oraz porównasz moc kwasów (np. Fenolu i H₂CO₃).

Aldehydy i ketony, potrafisz:

• Narysować i nazwać aldehydy i ketony o podanym wzorze/nazwie.
• Przeprowadzić doświadczenie, w którym rozróżnisz aldehyd od ketonu (próba Trommera i Tollensa), piszesz równanie reakcji.

Kwasy karboksylowe, potrafisz:

• Narysować i nazwać kwasy karboksylowym o podanym wzorze/nazwie.
• Napisać równanie dysocjacji elektrolitycznej kwasów karboksylowych oraz nazwać powstające w niej jony.
• Uzasadnić właściwości redukujące kwasu metanowego (mrówkowego) i projektować doświadczenie, w którym wykazujesz te właściwości (reakcja HCOOH Z MnO₄^–).
• Opisać jakie czynniki wpływają na moc kwasów karboksylowych (wpływ długości łańcucha i obecność polarnych podstawników, np. -Br, -F czy -Cl).

Estry i tłuszcze, potrafisz:

• Narysować i nazwać estry (kwasów karboksylowych i nieorganicznych) o podanym wzorze/nazwie.
• Napisać reakcję hydrolizy (kwasowej i zasadowej) estrów.
• Wskazać różnicę między tłuszczami nienasyconymi i nasyconymi (rodzaje wiązań oraz ich wpływ na stan skupienia).
• Wskazać położenie wiązania podwójnego w kwasie oleinowym.
• Wyjaśnić na czym polega proces usuwania brudu.
• Zaznaczyć fragment hydrofobowy i hydrofilowy w solach kwasów tłuszczowych.

Klasa 4.

Związki organiczne zawierające azot, potrafisz:

• Wskazać aminy 1,2 i 3 rzędowe.
• Porównać budowę amoniaku i amin (znasz hybrydyzację azotu w amoniaku i w azocie, wskazujesz wpływ wolnych par na ich zasadowość).
• Napisać równanie reakcji amin (z wodą, kwasami nieorganicznymi i organicznymi).
• Napisać równanie aniliny z wodą bromową.
• Przeprowadzić doświadczenie, w którym ustalisz rzędowość danej aminy (np. metylowanie amin).
• Napisać reakcję hydrolizy (kwasowej i zasadowej) amidów.
• Napisać reakcję kondensacji mocznika (oraz znasz budowę mocznika), wskazujesz wiązanie amidowe, które powstaje w wyniku tej reakcji.
• Piszesz wzór ogólny α-aminokwasów (w postaci RCH(NH₂)COOH).
• Wyjaśnić czym są aminokwasy L i D i wskazujesz naturalne aminokwasy (L).
• Opisać właściwości kwasowo-zasadowe aminokwasów.
• Opisać czym jest jon obojnaczy oraz jak powstaje (wiesz jak pH wpływa na formę jonu oraz znasz definicję jonu obojnaczego).
• Napisać równanie kondensacji aminokwasów.
• Napisać reakcję hydrolizy peptydów, w której powstają dane aminokwasy
• Zidentyfikować wiązanie amidowe za pomocą reakcji biuretowej.

Cukry, potrafisz:

• Podzielić cukry na proste i złożone.
• Zaklasyfikować cukry do aldoz lub ketoz.
• Wyjaśnić czym są cukry L i D i wskazujesz naturalne cukry (D).
• Zapisać cukry w projekcji Fischera.
• Zapisać cukry (anomery α i β) w projekcji Hawortha (wzory taflowe).
• Znasz wzory glukozy i fruktozy w projekcji Hawortha i Fishera.
• Zaprojektować doświadczenie, w którym udowodnisz właściwości redukujące danych cukrów (np. Glukozy za pomocą próby Tollensa lub Trommera).
• Zaprojektować doświadczenie, w którym potwierdzisz obecność grup hydroksylowych w cząsteczce monosacharydu (za pomocą Cu(OH)₂).
• Zaprojektować doświadczenie, w którym odróżnisz fruktozę od glukozy (utlenianie wodą bromową za pomocą NaHCO₃).
• Przekształcić cukry w inne związki organiczne takie jak alkohol etylowy (fermentacja alkoholowa).

Polecane

Zobacz jak możemy Ci pomóc

Maturalny obóz wakacyjny Zajęcia indywidualne (MAT/CHEM/BIOL) Roczne Kursy Maturalne (MAT/CHEM/BIOL) Platforma Naukowców

Przykładowy planner dla ucznia 

W poniższej tabeli przedstawiono plan realizacji wakacyjnych powtórek dla uczniów kolejnych lat liceum. Każdy tydzień poświęcony jest na powtórkę jednego z tematów, a ostatni tydzień przeznaczony jest na ogólną powtórkę wszystkich tematów. Proszę pamiętać, że daty mogą być dostosowane do indywidualnych preferencji. Ważne jest zachowanie równomiernego tempa nauki i regularne powtarzanie materiału. Powodzenia w powtórce

Planner po 1. klasie

Planner po 2. klasie

Planner po 3. klasie

Pobierz darmowego ebooka

Biologia – najczęściej popełniane błędy na maturze

Pobierz ebook

Pobierz darmowego ebooka

Chemia – najczęściej popełniane błędy na maturze

Pobierz ebook

Pobierz darmowego ebooka

Matematyka PP – najczęściej popełniane błędy na maturze

Pobierz ebook