Ciepło molowe gazów i bonusy.

Ciepło molowe gazów

Gazy charakteryzują się ściśliwością, czyli zmianą ciśnienia przy zmianie objętości.
Gdy gaz rozprężamy, zwiększamy objętość, gaz jest bardziej swobodny, to aby ogrzać pewną jego ilość o jeden stopień musimy dostarczyć więcej ciepła. Gdy zwiększamy ciśnienie (,,sprężanie''), to aby podwyższyć temperaturę o jeden stopień należy dostarczyć mniej ciepła. ściśnięty gaz łatwiej ogrzać.

Sprężanie - wzrost ciśnienia
Rozprężanie - spadek ciśnienia

Ciepło właściwe (c) - J/kg*K, ciepło potrzebne do zwiększenia temperatury ciała o

c= Q/m*ΔT

Q – dostarczone ciepło; 
m – masa ciała;
ΔT – przyrost temperatury

Ciepło molowe (C) - J/mol*K, ciepło potrzebne do ogrzania 1 mola substancji o jeden stopień.

C= ΔQ/n*ΔT

 C – molowe ciepło właściwe, (J /mol /K), 
n – liczność (ilość substancji w molach)
Q – ciepło dostarczane do układu

Zad.1

W temperaturze 298K ciepło właściwe miedzi wynosi 0,386kJ^.kg^-1.K^-1. Obliczyć ciepło molowe miedzi w tej temperaturze.

Ciepło właściwe miedzi wynosi 0,386kJ^.kg^-1.K^-1 to,  na ogrzanie 1kg miedzi o 1K potrzeba 0,386kJ ciepła. Aby ogrzać 63,54g miedzi należy dostarczyć ilość energii:

 Zad. 3

W zakresie temperatur 300-325K średnie ciepło właściwe kobaltu wynosi 0,46kJ^.kg^-1.K^-1. Ile ciepła należy dostarczyć, aby ogrzać kawałek kobaltu o masie 15g od temp. 300K do temp. 325K?

ΔT = 25K

na ogrzanie 1000g kobaltu o 1K potrzeba 0,46KJ
                                         a o 25K -       x                          x= 11,5KJ

1000g - 11,5Kj
15g     - x
x= 0,1725 KJ




 Zad 2

Ciepło molowe oznacza, że na ogrzanie 143,33g AgCl o 1K potrzeba 50,83J energii na sposób ciepła. Ile energii potrzeba na ogrzanie 1kg AgCl o 1K?

0,5083 KJ - 143,33g ACl ( 1mol)
              x    -  1000g (1kg)                      x= 3,546KJ= 354,6 J



Termochemia - sposób rozwiązywania zadań.

Mój własny sposób na zadania z termochemii jest taki, że po prostu robię metodę sumowania, gdy odwracam równania na drugą stronę, to zmieniam znak, mnożę odpowiednio kiedy trzeba i według mnie to jest najlepszy sposób. Pamiętam również, że przy obliczaniu entalpii a podstawie energii wiązań odejmuje od entalpii substratów entalpię produktów.
Co jeszcze trzeba wiedzieć?
Wyobraź sobie, że entalpia H określa Ciebie, twój wewnętrzny poziom energii, a Q ciepło określa otoczenie. Dla reakcji egzoenergetycznych entalpia ma znak ujemny, tzn. Ty straciłeś energię, ale skoro Ty straciłeś to otoczenie ja zyskało (nic w przyrodzie nie ginie :) ), zatem Q dla reakcji egzoenergetycznych ma znak przeciwny, niż entalpia. Tak samo z reakcją endo. - Ty zyskałeś energię, ale układ stracił.
Gdy w treści mamy podane, że reakcji towarzyszy wydzielenie ciepła (ciepło wydziela się z układu do otoczenia) to Q ma znak dodatni, a entalpia jest tą samą wartością ze znakiem przeciwnym.
Gdy piszą, że x ciepła się wydzieliło lub dostarczono , to  wyraźnie widać, że mamy podane Q.

Dla przykładu:

Oblicz zmianę entalpii reakcji syntezy amoniaku w przeliczeniu a 1mol produktu, jeśli otrzymanie 3,4kg amoniaku wiąże się z wydzieleniem 9188kJ ciepła.

Q= 9188kJ
ΔH = - 9188kJ
M= 17g/mol
n=200moli

200 moli -  9188 kJ
    1 mol  - x
x= 45,94 kJ tyle ciepła się wydzieli

a mamy obliczyć zmianę etalpii:

ΔHNH3 = - 45,94kJ

Kolejny haczyk : ,,Oblicz efekt energetyczny lub oblicz efekt cieplny'' - tu pytają nas o entalpię, entalpię można również nazwać ciepłem spalania ( ilość energii oddawanej do otoczenia na sposób ciepła w czasie spalania określonej ilości substancji w ustalonych warunkach), ciepłem tworzenia (entalpia tworzenia), ciepłem przemiany.
Na podstawie ciepeł spalania i tworzenia możemy wyliczyć entalpię reakcji.
Reakcja rozkładu tego samego związku będzie miała znak przeciwny, niż reakcja tworzenia.
Mam nadzieję, że teraz już zrozumiecie każde zadanie :).


Wpadło mi takie zadanie z ogniw:

Podczas pracy ogniwa srebrowo-cynkowego masa elektrody srebrowej zmieniła się o 1,512g. Oblicz, jak i o ile zmieniła się masa drugiej elektrody w tym czasie.



Anoda :  Zn = Zn²⁺ + 2e
Katoda : 2Ag⁺ = 2Ag - 2e⁺
M Zn= 65,4g/mol
M Ag = 108g/mol

z równań wynika że przy roztworzeniu 1 mola Zn na katodzie wydzieli się 2 mole Ag
jeżeli masa elektrody srebrowej wzrośnie o 216g(2 mole) to masa elektrody cynkowej zmaleje o 65,4g
216g - 65,4g
1,512g - X
X=0,4578g otyle zmaleje masa elektrody cynkowej



Zad. 24
Sierpień 2010

Sierpień 2011 CKE

Zad. 6

Odp. a), b), d), e)

* żelazo ulega pasywacji, ale czysty metal tylko pod wpływem stężonych kwasów utleniających, zaś glin i chrom pasywuje już na powietrzu.


Zad 12

 W pierwszym przypadku dodaliśmy tego samego kwasu, o tym samym stężeniu, dlatego pH nie uległo zmianie. W drugim przypadku kwas rozcieńczyliśmy, zatem mniejsze stężenie kwasu - mniejsze stężenie jonów H+ w roztworze, pH rośnie. W trzeciej probówce dodaliśmy zasady, pH wzrosło.



Zad 16

Jest, to kwas słaby zatem Co nie jest równe [H+].
Alfa jest mniejsze, niż 5% więc upraszczamy wzór.

K= alfa^2 * Co

Nie znamy Co, ale znamy tylko alfę i stężenie jonów H+, musimy przekształcić powyższy wzór, za alfę podstawimy wzór na alfę a drugą pozostawimy bez zmian.
        [H+]
alfa= ----- , to podstawimy do wzoru wyjściowego i Co się skróci
          Co
Ostatecznie:
K= [H+] * alfa

K= 1,7* 10^-5

Stopień dysocjacji wzrośnie, bo gdy rozcieńczymy roztwór to Co maleje, zatem alfa rośnie.
Stała dysocjacji nie zmieni się, zależy ona tylko od temperatury.



 Zad. 26

FeCl3 jest żółty

Odp. II, ponieważ nie ma płaszczyzny symetrii.

Powtórka z Hejwowską cz. II + bonusy

Zad. 1

Oblicz w jakim stosunku masowym należy zmieszać K2O z wodą, aby otrzymać roztwór o stężeniu równym 14%.

Po zmieszaniu pewnej ilości tlenku i wody otrzymujemy 14% roztwór KOH.

94g                           112g
K2O + H2O ----> 2KOH
                                  14g
ms =14g
mr =100g

94g tlenku - daje 112g wodorotlenku
             x    - a żeby otrzymać 14g wodorotlenku ile należy użyć tlenku

x= 11,75g tyle należy użyć tlenku, aby dostać 14% wodorotlenek.
To ile wody? Masa roztworu jest taka sama przed i po rekacji,

Czyli 100- 11,75g = 88,25g.
Gdy użyjemy 11,75g tlenku i  88,25g wodorotlenku otrzymamy 14% roztwór.

Zad. 2

Zobojętniono 10cm3  kwasu HCl o nieznanym stężeniu 10cm3 roztworem NaOH o stężeniu 01 mol/dm3. Oblicz stężenie kwasu?

nHCl= nNaOH
nNaOH= 0,001mola = nHCl
vHCl= 0,01dm3

CHCl= 0,1 mol/dm3

Kwas i zasada reaguje w stosunku 1:1, przy czym v kwasu i v zasady są takie same zatem stężenia również.

Zad 3

Roztwór CuSO4 ma zastosowanie jako środek grzybobójczy w ogrodnictwie. Uzasadnij słuszność stwierdzenia, że roztworu tej substancji nie należy sporządzać i przechowywać w stalowych wiadrach i karnistrach. Podaj jonowe równanie odpowiedniej reakcji.

Fe + Cu2+ -------> Fe2+ + Cu


Zad 4

Czy zajdzie reakcja pomiędzy ZnCl2, a AgNO3?

Tak, ponieważ (AgOH) mocna zasada wypiera słabą (Zn(OH)2.
ZnCl2 + 2AgNO3 -----> Zn(NO3)2 + 2AgCl

Zad 5

Do probówek z wodą dodano następujące substancje:
1. maltoza + HCl
2. H2S
3. C6H5COONa
4. C3H5(OH)3
5. K2S
6. NaNO3

- Maltoza - cukier ulega hydrolizie do glukozy.
                                   +H+
C12H22O11 + H2O  -------> 2 C6H12O6   
- Sól kwasu karboksylowego
- K2S - sól mocnej zasady KOH i słabego kwasu H2S

Hydrolizie ulegają sole mocnej zasady i słabego kwasu, słabej zasady i mocnego kwasu, a także sole słabego kwasu i słabej zasady. Nie ulegają sole mocnych zasad i mocnych kwasów.

Zadania na pH i zoobojętanianie.
Gdy mamy obliczyć pH nowo powstałego roztworu zasada jest prosta, gdy dodano stechiometryczną ilość kwasu i zasady, to nastąpi zoobojętnienie i pH=7, gdy dodano za dużo, za mało któregoś z substratów, to pH nie będzie obojętne. Zobaczmy to na przykładach.

Zad 6

Do 100cm3 roztworu o pH=3 dodano 1000cm3 roztworu o pH=10. Oblicz pH nowo otrzymanego roztworu.

Obliczamy liczbę moli H+ I roztworu
[H+]= 10^-3
v1=0,1dm3
n1= 10^-4 mol/dm3 [H+]

Z drugiego roztworu obliczamy z kolei liczbę jonów OH-
 pOH=4 => [OH-]= 10^-4
v2=1dm3
n1=10^-4 mol [OH-]

Zmieszanie takiej samej liczby H+ i OH- spowoduje zoobojętnienie.
pH=7


Zad 7

Oblicz pH roztworu otrzymanego w wyniku zmieszania 100cm³ 5-molowego roztworu wodorotlenku sodu z 50cm³ 5-molowego kwasu siarkowego (VI)

v1=01dm3
C1=5mol/dm3 => n1=0,5 NaOH

c2=0,05dm3
C2=5mol/dm3 => n2=0,25 H2SO4


2NaOH   +    H₂SO₄       ⇒       Na₂SO₄      +      2H₂O
_____        _______             _______           ________
2mol     :    1mol           :        1mol         :       2mol
0,5mol  :    0,25mol      :         0,25mol    :      0,5mol

Okazuje się, że zmieszano w proporcji stechiometrycznej - nastąpiło zoobojętnienie, powstała cząsteczka wody.


2OH⁻ + 2H⁺ ⇒ 2H₂O |:2
OH⁻ + H⁺ ⇒ H₂O

pH=7

Zad 8

Zmieszano 2 roztwory wodne zawierające 0,01 mola wodorotlenku sodu i drugi 0,02 mola kwasu solnego, objętość nowego roztworu wynosi 1dm roztworu. Ph roztworu wynosi?

NaOH + HCl ------> NaCl + H2O

Z równania wynika, że 1 mol NaOH reaguje z 1 molem HCl , czyli z 0,01 mola NaOH powinno przereagować 0,01 mola Hcl, czyli mamy nadmiar kwasu o wartość
n = 0,02 – 0,01 = 0,01 mola

Obliczam Cmol HCl

Cmol = n/V

Cmol = 0,01 mola / 1 dm3


Cmol = 0,01 mol/dm3

HCl ----> H^+ + Cl^-


[H^+] = Cmol = 0,01 mol/dm3 = 10^-2 mol/dm3


pH = -log [H^+]

pH = - log 10^-2

pH = 2


Zad 9


Zmieszano 200 cm3 roztworu kwasu solnego o stężeniu 0,002mol/dm3 z roztworem wodorotlenku sodu (V=400cm3) o pH=11. Jakie będzie pH roztworu po zmieszaniu?
 
NaOH + HCl ------> NaCl + H2O

v1=0,2dm3
C1=0,002mol/dm3
n1=0,0004mola HCl

v2=0,4dm3
pH=11, to pOH=3 => [OH-] = 0,001mol/dm3
n=0,0004mol NaOH


1:1
pH=7


Poprzednie zadania były proste, bo dotyczyły mocnych kwasów i zasad, a co gdy mamy w zadaniu słaby kwas np. CH3COOH ? Wówczas stężenie jonów H+ nie jest równe stężeniu kwasu, należy zastosować prawo rozcieńczeń Ostwalda! Wyliczyć Co kwasu, alfę i na tej podstawie stężenie [H+].

 
Zad 10

1 dm3 kwasu octowego o stężeniu 0,1mol/dm3 rozcieńczono wodą do objętości 2000cm3. Jakie będzie pH roztworu po rozcieńczeniu? (K=1,7*10 do potęgi -5)
v1=1dm3
C1=0,1
n1=0,1mola H+


v2=1dm3 H2O
v3=2dm3

Cmol = 0,05 mol/dm3 - stężenie CH3COOH

CH3COOH -> H^+ + CH3COO^-

K = 1,7 x 10^-5

Korzystam z prawa rozcieńczeń Ostwalda

K = Co*alfa ^2 / 1 – alfa

Skorzystam ze wzoru uproszczonego ponieważ Co /K . = 400

K = Co*alfa ^2

Alfa ^2 = K/o
Alfa = 1,84 x 10^-2 

             [H+]
Alfa =--------
             Co  

[H+] = 9,2 x 10^-4 mol/dm3
pH = -log [H+]
pH = -log 9,2 x 10^-2 = 2 – 0,96 = 1,04

WYZNACZANIE WZORÓW EMPIRYCZNYCH I RZECZYWISTYCH
 
 Zad. 11
  
Spalono 20g związku chemicznego. W wyniku tego procesu uzyskano 20,36 dm3 tlenku węgla (IV) odmierzonego w warunkach normalnych i 16,36 g wody. Wyznacz wzór empiryczny i sumaryczny wzór rzeczywisty związku, jeśli wiesz że jego masa molowa wynosi 88g/mol

                   x+y      z
CxHyOz + ----- -  ---    O2 ------> XCO2 + y/2H2O 
                     4       2

Obliczamy ile gram węgla znajduje się w otrzymanej objętości CO2 i ile gram wodoru w wodzie

22,4dm3- 12g C
20,36dm3- x
x=10,91g C

 16,36g -x
18-2g H
x= 1,82g H

Określamy czy był tlen?

20g- 10,91 - 1,82g = 7,27 g O

Wyliczamy liczbę moli

n H = 1,92 / 1 = 1.82 mola

nO = 7,27 /16 = 0,45

C : H : O
0,91 : 1,82: 0,45
2 : 4 : 1

Wzor empiryczny :

C2H4O


A wzór rzeczywisty?

(C2H4O)n  = 88
44n=88
n=2

Wzór rzeczywisty: C4H8O2

Zad 12

W procesie spalania próbki związku 1,84g otrzymano 2,64g CO2 i 1,44g H2O . Gęstość par tej substancji względem wodoru wynosi 46. Ustal wzór sumaryczny tego związku, narysuj strukturalny i podaj nazwę. 

Gęstość par związku, gazu względem innego gazu, to stosunek masy molowej jednego gazu do masy molowej drugiego gazu. Zapamiętaj, że średnia masa molowa powietrza, to 29 g/mol.

W 2,64g CO2 - 0,72g C => 0,06mola
1,44g H2O - 0,16g wodoru => 0,16mola
1,84 - 0,88 = 0,96g tlenu =>
    0,16
n= -----   = 0,016mola tlenu
        1

3:8:3

Z gęstości par wyliczymy masę rzeczywistą

Mzw
----     = 46        wodór jest gazem dwuatomowym dlatego zawsze piszemy gaz w tej postaci
MH2

C3H8O3


Zad 13

W wyniku całkowitego spalenia 1 mola pewnego węglowodoru powstają 4 mole H2O. Ilość tlenu zużytego do spalenia wynosi 7moli. Ustal wzór rzeczywisty.

                           y
                2x + ----                                       y
CxHy +               2         O2 ----> xCO2 +  ---H2O
                -----------                                     2
                        2


Resztę wyliczycie :)


Zad 14

Stosunek masowy C,H,O w cząsteczce alkoholu wynosi 9:2:4. Wyznacz wzór sumaryczny.
 C:H:O
9g:2g:4g
0,75mola:2mol:0,25mola
3:8:1

Zad 15 

W 7g alkenu z Br otrzymano 27g alkanu. Ustal wzór


     7g                             27g
CnH2n + Br2 -----> CnH2nBr2
12n+2n                    12n+2n+160

(12n + 2n)27 = 7(12n +2n +160)
n=4
C4H8

Chrom i mangan

 CHROM

Chrom na +II stopniu utlenienia - CrO, Cr(OH)2, charakter zasadowy
Chrom na + III - Cr2O3, Cr(OH)3 - amfoteryczny
Chrom na + VI - CrO3, CrO4 2- lub Cr2O7 2- kwasowy

Cr2(SO4)3 + 6NaOH ----> 2Cr(OH)3 + 3Na2SO4

• sole chromu III są zielone,a siarczan chromu III jest niebiesko zielony, wodorotlenek chromu III szarozielony

• Charakter amfoteryczny Cr(OH)3:

Cr(OH)3 + 3HCl ----> CrCl3 + 3H2O
 szarozielony                zielony
Cr(OH)3 + 3NaOH -----> Na3[Cr(OH)6]
szarozielony                            zielony


2Na3[Cr(OH)6] + 3H2O2 ----> 2Na2CrO4 + 2NaOH + 8H2O
                                                         żółty

• powyżej utlenianie jonów chromu III do chromu VI w środowisku zasadowym

• Trwałość chromianów i dichromianów w środowisku kwaśnym i zasadowym

2Na2CrO4 + H2SO4 ---------> Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O
żółty                                             pomarańczowy

Na2Cr2O7 + 2NaOH ----> 2Na2CrO4 + H2O
pomarań.                                 żółty

To nie są reakcje redoks. Jak wynika z równań jony dichromianowe są trwałe w środowisku kwaśnym, a chromianowe w zasadowym.

• Redukcja dichromianu w środowisku kwaśnym

K2Cr2O7 + 3KNO2  + 4H2SO4 ----> Cr2(SO4)3 + 3KNO3 + K2SO4 + 4H2O
pomarań.                                              niebieskozielony  
Jonowo:

Cr2O72- + 3NO2- + 8H+ ------> 2Cr3+ + 3NO3- + 4H2O               
*zamiast KO2 możemy użyć innego reduktora np. Na2SO3

• Reakcja dichromianu z propanolem II rzędowym w kwaśnym środowisku

K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3CH3CH(OH)CH3 -----> 3CH3COCH3 + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 7H2O
Roztwór zmienia barwę z pomarańczowej na niebieskozieloną.

MANGAN

• redukcja w środowisku kwaśnym (odbarwienie fioletowego roztworu):

 

• redukcja w środowisku obojętnym (wytrąca się brunatny osad):

 

• redukcja w środowisku zasadowym (zmiana barwy roztworu z fioletowej na zieloną):

• związki manganu(II) są reduktorami,
• tlenek manganu(IV) w zależności od doboru pozostałych substratów może pełnić zarówno rolę utleniacza, jak i reduktora,
• związki manganu(VII) są utleniaczami.

Mangan na + II MnO, Mn(OH) - zasadowe
Mangan na + III Mn2O3 (tlenek manganu II dimanganu III), MnO(OH) oksowodrotlenek manganu III - zasadowe
Mangan na IV - MnO2, MnO(OH)2 oksowdorotlenek manganu IV- amfoteryczne
Manganu V,VI, VII są kwasowe

Barwy innych pierwiastków:

Żelazo
-sole żelaza II są zielone
-Fe(OH)2 zielony osad , Fe(OH)3 brązowy osad, brunatny, łatwo dochodzi do utlenienia na powietrzu
-Fe2O3 ciemnobrązowy osad
-sole żelaza III żółte
Barwy zmieniają się od  jasnozielonych, poprzez  żółte w solach i brunatne, ciemnobrązowe.

Miedź:
-CuO czarny osad
-Cu2O ceglastoczerwony osad
-Cu(OH)2 niebieski osad, sole Cu2+ niebieski rozwór

Powtórka ze zbiorem ,,Tydzień po tygodniu'' + bonusy

Zad 1

Oblicz, w jakim stosunku wagowym należy zmieszać 25% roztwór kwasu chlorowodorowego z  38% roztworem kwasu chlorowego (VII), aby na 1 mol kwasu chlorowodorowego przypadały 4 mole kwasu chlorowego (VII)?

Bierzemy 1 mol kwasu HCl, przyrównujemy ile gram musielibyśmy wziąć gdyby roztwór był 100% (czysty HCl)

1 mol kwasu chlorowodorowego HCl = 36,5 g.
36,5 g - 25%
x - 100%
x=146g

4 mole kwasu chlorowego (VII) HClO4 = 4 x (1+35,5+64) = 402g
402 g - 38%
y - 100%
y = 1057,9 g= około 1058

stosunek wagowy x:y = 146:1058 = 1 : 7,25

Zad.2

Oblicz stężenie procentowe roztworu otrzymanego przez rozpuszczenie 16g Na2CO3*7H2O w 30g wody.

Pamiętajcie, że przy zadaniach z uwodnioną solą do Cp masa substancji dotyczy bezwodnej soli, zaś masa roztworu to sól uwodniona i woda ( bo woda z hydratu wchodzi w masę roztworu).

Zad.  3

Białe ciało stałe Mn(OH)2 można otrzymać w wyniku reakcji soli manganu II z mocną zasadą. 
Zapisz przykładowe równanie.

MnSO₄ + 2 NaOH → Mn(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Zad 4

Zapisz równania podanego doświadczenia.

• redukcja w środowisku kwaśnym (odbarwienie fioletowego roztworu):

 

• redukcja w środowisku obojętnym (wytrąca się brunatny osad):

 

• redukcja w środowisku zasadowym (zmiana barwy roztworu z fioletowej na zieloną):

• związki manganu(II) są reduktorami,
• tlenek manganu(IV) w zależności od doboru pozostałych substratów może pełnić zarówno rolę utleniacza, jak i reduktora,
• związki manganu(VII) są utleniaczami.

Zad 5

Zapisz reakcję termicznego rozkładu KMNO4?

 Zad 6

W wyniku termicznego rozkładu dichromianu (VI) amonu wydzieliło się tyle azotu ile wydziela się w wyniku reakcji termicznego rozkładu 35,2g azotanu (III) amonu. Oblicz masę dichromianu (VI) amonu, którą poddano termicznemu rozkładowi.
                        T
(NH₄)₂Cr₂O₇ → Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O
                   T
NH4NO2 ------> N2 + 2H2O

W reakcji drugiej powstaje 15,4 g azotu, to w reakcji pierwszej także.
Wyliczamy, że potrzeba 138,6g soli z równania pierwszego.

Zad7

Do zielonkawego osadu Fe(OH)2 dodano H2O2 i powstał czerwonobrunatny osad. Zapisz to równanie.

2Fe(OH)2 + H2O2 ----> 2Fe(OH)3


Zad8

10 gram mieszaniny CaCO3 i CaO poddano reakcji z nadmiarem HCl. Wydzieliły się 2 dm3 gazu. Oblicz zawartość procentową mieszaniny
 

(1) CaCO3 + 2HCl------>CaCl2 + H2O + CO2
(2) CaO + 2HCl----->CaCl2 + H2O

z powyższych równań wynika, że tylko z węglanu wapnia CaCO3 wydzieli się gaz CO2

mol CaCO3 = 40+12+3*16=100g/mol
z reakcji (1), jeśli ze
100 g CaCO3 wydziela się 22,4 dm^3 (1 mol) CO2, to z
x g CaCO3 wydziela się 2 dm^3 CO2
x=100*2/22,4=8,93 CaCO3



10 g mieszaniny stanowi 100%, to
8,93 g CaCO3 stanowi x%
x = 100*8,93/10= 89,3 % CaCO3

100%mieszaniny - 89,3%CaCO3 = 10,7% CaO

w mieszaninie było 89,3% CaCO3 oraz 10,7% CaO 

Zad9

Oblicz ile dm3 wodoru (warunki normalne) wydzieli się w wyniku reakcji 15g mieszaniny zawierającej równomolowe ilości sodu, wapnia i glinu z nadmiarem kwasu solnego?

m Na + m Ca + m Al = 15g

Wiemy, że n = m/M => m = n * M
Dodatkowo wiemy, że n Na = n Ca = n Al

n Na * 23g/mol + n Na * 40g/mol + n Al * 27g/mol = 15g
n Na * (23g/mol + 40g/mol + 27g/mol) = 15g
n Na = 0,167 mol = n Ca = n Al

Teraz, mając ilość moli każdego metalu, piszemy ich reakcje z HCl i z proporcji obliczamy objętość wydzielonego wodoru.

Zad 10

Ile energii wydzieli się na sposób ciepła podczas spalania 22,4 dm3 mieszaniny (warunki standardowe) zawierającej 80% metanu i 20% etanu (objętościowo), jeżeli ciepła spalania wynoszą odpowiednio: -891 KJ/mol i -1560 KJ/mol?  

∆H spal. CH4 = -891 KJ
∆H spal. C2H6 = -1560 KJ


1 mol CH4 ---- (-891 KJ)
0,8 mola ------- x
x = -712,8 KJ


1 mol C2H6 ---- (-1560 KJ)
0,2 mola --------- y
y = -312 KJ


∆H reakcji = x + y = -712,8 KJ + (-312 KJ) = -1024,8 KJ 

Zad 11

Siarczan (VI) chromu(III) pod wpływem H2O2 w środ. zasadowym utlenia się do chromianu(VI) sodu. Oblicz masę użytego w reakcji siarczanu(VI) chromu(III) jeśli w wyniku przebiegu reakcji uzyskano 12,5g chromianu(VI)sodu?

  Cr2(SO4)3 + 3H2O2 + 10NaOH ---> 2Na2CrO4 + 3Na2SO4 + 8H2O

odp.25,4g

Powtórka z Hejwowską

Dzisiaj przygotowałam dla was mix zadań znalezionych z Hejwowskiej.
Mała powtórka.

Zad.1
Podany jest schemat, napisz równania reakcji. Napisz równania.
                     1                         2                          3                     4
a) Fe2(SO4)3 ------> Fe(OH)3 ------> Fe2O3 ---------> FeO ---------> X
                                                                                                     CO

Fe2(SO4)3 + NaOH ----> Fe(OH)3 + Na2SO4
                 T
Fe(OH)3 ----> Fe2O3 + 3H2O
Fe2O3 + C -----> 2FeO + CO
FeO + CO ------> Fe + CO2

b) N2 ------> NH3 -------> (NH4)2CO3 ------> NH3

N2 + 3H2 -----> 2NH3
NH3 + CO2 * H2O ----> (NH4)2CO3
                       T
(NH4)2CO3 -------> NH3 + CO2 + H2O

Zad. 2

Udowodnij, że krzemionka jest bezwodnikiem kwasu krzemowego.

Przygotowujemy dwie probówki z krzemionką SiO2. Do jednej dodajemy wodę, do drugiej NaOH.
W I p. brak reakcji, w II p.krzemionka roztwarza się.

Zad.3

Napisz równanie polimeryzacji metanalu

n HCHO + H2O ------> H-[-O-CH2-]n-H

Zad. 4

W probówce I znajdowała się glukoza, a w p. II CuSO4*5H2O.
Do obydwóch dodano stężony H2SO4.  Napisz obserwacje.

W probówce I z białej substancji powstaje czarny osad, a nad probówką unosi się para (glukoza uległa utlenieniu - zwęgleniu, gdyż H2SO4 ma właściwości higroskopijne )
W próbówce II niebieska barwa roztworu uległa nieco rozjaśnieniu.

Zad.5
Do wodnego roztworu krzemianu sodu dodano CO2. Napisz obserwacje i sformułuj wniosek.

W probówce zaobserwowano wydzielenie się galaretowatego osadu. Kwas węglowy jest kwasem mocniejszym od kwasu krzemowego.

Zad.6
Napisz nazwy dwóch bromopochodnych węglowodorów nasyconych, które mogą być użyte do syntezy Wurtza w obecności sodu celem otrzymania 2-metylopropanu.

W chemii organicznej reakcja ta jest najczęściej stosowana do sprzęgania halogenków alkilowych, co prowadzi do powstania nowego wiązania węgiel-węgiel, np.:

2 R-X + 2 Na (Li, K) → 2 NaX (LiX, KX) + R-R

CH3Br + CH3-CH-CH3 + 2Na-----> 2NaBr + CH3-CH-CH3

                          Br                                                       CH3

Zad.7
Napisz równania reakcji.
a)Benzen + CH3Cl w obecności kat. AlCl3
b)Toluen + Cl2, światło
c) Toluen + Cl2, w obecności FeCl3

Zad. 8

Do probówki z metanolem dodano CuO i ogrzano.

Drucik zmienił barwę z czarnej na miedzianą, powstał nieprzyjemny zapach.
CH3OH + CuO -----> HCHO + Cu + H2O
Alkohol uległ utlenieniu do aldehydu.

Zad. 9

Napisz reakcję kondensacji aldolowej pomiędzy dwoma cząsteczkami etanalu , pod wpływem katalitycznej ilości zasady sodowej.

CH3CHO + CH3CHO ------>  CH3CHCH2CHO
                                                           OH

Zad.10

Zapisz równanie reakcji zachodzącej w roztworze wodnym etyloaminy, wiedząc że ma odczyn zasadowy.

CH3CH2NH2 + H2O ------> CH3CH2NH3+ + OH-

Zad.11

Wyjaśnij dlaczego anilina i fenol są bardziej reaktywne od benzenu w reakcjach z elektrofilami?

Grupa NH2 i grupa OH zwiększają reaktywność pierścienia. Na atomach O i N znajdują się niewiążące pary elektronowe, które zwiększają gęstość elektronową.

Zad.12

Udowodnij, że wysolenie białka za pomocą (NH4)2SO4 jest procesem odwracalnym.

Po dodaniu soli do białka powstały białe, gęste grudki - białko się ścięło. Sól jest higroskopijna i odciąga od białka wodę hydratacyjną. Po dodaniu wody zaś grudki zanikają i pojawił się ponownie roztwór koloidalny białka. Po dodaniu odpowiedniej ilości wody zarówno sól jak i białko ulega hydratacji. proces ścięcia ulega odwróceniu.

Zad. 13

Maltoza jest cukrem redukującym. Zapisz równanie maltozy z odczynnikiem Trommera.

Zad. 14

Do kwasu salicylowego dodano pewną ilość NaOH. Następnie ponownie dodano NaOH, tak aby był nadmiar NaOH. Zapisz równania soli powstałych po dodaniu NaOH i nadmiaru NaOH.

 Zad 15

Mamy trzy probówki w każdej znajduje się woda bromowa.  Do kolejnych probówek dodano następujące substancje do:

1. NaHCo3 i fruktozę
2. NaHCO3 i glukozę
3. Buten

Zapisz obserwacje.

W probówce 1 nie nastąpiły zmiany, gdyż fruktoza (ketoza) nie ulega utlenieniu w środowisku słabo zasadowym. W probówce II nastąpiło odbarwienie wody bromowej, gdyż jest ona utleniaczem i utleniła glukozę (aldozę, cukier redukujący) do kwasu glukonowego. Wydziela się bezbarwny gaz.
C6H12O6 + Br2 + 2NaHCO3 --> C6H12O7 + 2NaBr + 2CO2 + H2O
 W probówce III nastąpiło odbarwienie wody bromowej, buten jest węglowodorem nienasyconym i brom ulegnie addycji do wiązania podwójnego.

Zad. 16

Zapisz równanie redukcji glukozy do alkoholu polihydroksylowego.

Zad 17

Aspiryna - kwas acetylosalicylowy powstaje podczas reakcji estryfikacji kwasu salicylowego za pomocą kwasu octowego. Napisz równanie reakcji otrzymywania aspiryny.

Zad. 18

Podczas elektroforezy mieszaninę dwóch aminokwasów rozpuszcza się w polu elektrycznym w roztworze o takim pH, aby jeden z nich był kationem, a drugi anionem. Kation przemieszcza się do elektrody ujemnej, a anion do elektrody dodatniej. pI alaniny wynosi 6, a pI kwasu asparaginowego wynosi 3. Podaj jakie pH powinien mieć roztwór, określ w którą stronę będzie przemieszczała się alanina.

pH musi mieć wartość pośrednią. Gdy wartość pI jest większa od pH, to traktujemy jakbyśmy dodali jonów H+ czyli obniżyliśmy pH zatem aminokwas jest kationem (tu alanina). Gdy wartość pI jest mniejsza, niż pH to traktujemy jakbyśmy podwyższyli pH (dodali jonów OH-) i powstaje anion.

Alanina jako kation będzie przemieszczała się do katody.

katoda jest elektrodą ujemną w elektrolizie (tez elektroforeza tego dotyczy), natomiast w źródłach prądu (np. ogniwach galwanicznych) – dodatnią.

Koloidy, matura UMK 2011

Właściwości optyczne układów koloidowych

Koloidy hydrofilowe (lubiące wodę) => zaliczamy te które otaczają się cząsteczkami wody, które tworzą ,,płaszcz'' wodny. Przykładem są koloidy białek.
Koloidy hydrofobowe => nie łączą się z cząsteczkami wody lub łączą się z nimi słabo np. zol złota.
Rozmiary cząstek koloidalnych powodują, że światło przepuszczone przez układ koloidowy ulega ugięciu i częściowemu rozproszeniu (efekt Tyndalla).
Większość układów koloidalnych jest trwała i nie koaguluje samorzutnie. Dzieje się tak ponieważ na cząstkach koloidowych obecne są jednoimienne ładunki elektryczne i cząstki otaczane są cząsteczkami wody (hydratacja). Cząstki koloidowe odpychają się elektrostatycznie i nie dochodzi do koagulacji. Podwyższenie temperatury powoduje zwiększenie energii kinetycznej cząstek koloidowych, dzięki czemu łatwiej mogą być pokonane siły odpychania między jednoimiennie naładowanymi cząstkami. Dodanie soli np. NaCl powoduje odciąganie cząsteczek wody od cząsteczek koloidalnych (rozpuszczenie otoczki hydratacyjnej) i ich koagulację. jest, to proces zwany wysalaniem białek (odwracalny), w przypadku gdy proces jest nieodwracalny (np. dodanie soli metali ciężkich) - denaturacja.

Koagulacja- łączenie się cząsteczek białek w większe agregaty (zol przechodzi w żel) p. pod wpływem NaCl.
Peptyzacja- rozpuszczenie żelu w wodzie i przejście w zol, odwrotność koagulacji.
1) usunięcie jonów koagulujących z osadu, dzięki czemu cząstki koloidalne odzyskują pierwotny ładunek i odpychają się.

2) adsorpcja jonów na obojętnych elektrycznie cząstkach osadu, powodująca wzajemne odpychanie się tych cząstek. W obu przypadkach dochodzi do zniszczenia agregatu (osadu).

Emulsje - to mieszaniny utworzone z co najmniej dwóch nie mieszających się z sobą cieczy, z których jedna jest rozproszona w postaci drobnych kropelek w drugiej cieczy stanowiącej ośrodek rozpraszający. Aby utrzymać emulsje trwałe konieczne jest stosowanie substancji powierzchniowo czynnych tzw. stabilizatorów (emulgatorów). Substancje powierzchniowo czynne to np. sole kwasów karboksylowych. Składają się z hydrofobowego ogonka (grupa alkilowa) i hydrofilowej główki (grupa karboksylowa). Część hydrofobowa wystaje na zewnątrz, a część hydrofilowa skierowana jest do wody.

Piany - układ w którym fazą rozproszoną jest gaz, a ośrodkiem dyspersyjnym ciecz.



                                     *************************************


Zad. 1
Jaki jest ułamek molowy 24,2 % roztworu KOH?

gdy Cp= 24,18 % => mH2O= 75,8g, a ms=24,2g
nH2O= 4,21 mola i nKOH= 0,43mola

                    nKOH
xKOH= ------------------- = 0,09
              nH2O + nKOH

Zad.2
 Wśród poniższych przykładów określ substancje które  mogą być:
a)tylko utleniaczem
b)tylko reduktorem
c)tym albo tym
Na,H,Zn,Cl,Br,Mg

Utleniacz jest to substancja, która obniża swój stopień utleniania
Reduktor natomiast podwyższa stopień utleniania

Z racji tego, że są to pierwiastki w stanie wolnym (a nie występujące w związkach chemicznych) wszystko są na 0 stopniu utleniania. Więc ten, który może jedynie podwyższyć stopień utleniania to reduktor, a ten, który może jedynie obniżyć to utleniacz. Więc jedyne co musisz wiedzieć to na jakich stopniach utleniania mogą występować dane pierwiastki.

Mg - reduktor (magnez może występować na 0 i II stopniu utl.)
Br - reduktor i utleniacz (brom może występować na -I, I, III, V, VII)
Cl - reduktor i utleniacz (chlor może występować na -I, I, III, IV, V, VII)
Zn - reduktor (cynk może występować na 0, II)
H - reduktor i utleniacz (wodór może występować na -I, 0, I)
Na - reduktor (sód może występować na 0 i I)



 Matura UMK 2011

Na na anodzie zachodzi utlenianie metalu - żelaza:

 Fe  « Fe+2 + 2e- 

    

Wokół katody powstają jony OH-:
                                                             2H2O + O2 + 4e- ----> 4OH-

Nadmiar jonów (OH)- łączy się z jonami Fe

Dlaczego tak? Otóż pierwsza reakcja ma być substytucją, a ten rodzaj reakcji jest charakterystyczny dla alkanów, dlatego grupa CH3 nie posiadająca wiązania wielokrotnego ulegnie substytucji.

Teorie kwasowo - zasadowe oraz bufory

Teorie kwasowo - zasadowe

Teoria Arrheniusa

Kwasy, to związki odszczepiające kationy H+
Zasady, to związki odszczepiające aniony OH-

Teoria Bronsteda-Lowryego

Kwasy, to donory protonów, czyli związki zdolne do odszczepiania H+
Zasady to akceptory protonów, czyli związki zdolne do przyłączania H+

W Bronstedzie zawsze tylko jeden proton może być oddany lub pobrany.
H3O+ <---> H2O <----> OH-
Według Bronsteda związek np. KH nie może być kwasem, ani zasadą bo nie dysocjuje.
Jon H+ w Bronstedzie jest kwasem.
Wyróżniamy kwasy kationowe Bronsteda, czyli wszystkie kationy np. NH4+, H3O+
oraz kwasy anionowe czyli aniony HS-

Przykłady trudniejszych związków Bronsteda:

HS- + [Cr (OH) (H2O)5]2+  -----> S2- + [Cr(H2O)6]3+
kwas             zasada                      zasada     kwas

HPO42- + [Cr (OH) (H2O)5]2+ ------> H2PO4- + [Cr (OH)2 (H2O)4]-
zasada             kwas                                   kwas               zasada 

Teoria Lewisa

Kwasy, to związki lub jony mogące przyjąć parę elektronową i utworzyć wiązanie koordynacyjne (akceptor pary elektronowej).

Zasady, to związki lub jony mogące oddać parę elektronową, maja wolną parę elektronową (donor pary elektronowej).
np.      H+      +      NH3 <---> NH4+
    akceptor             donor
     (kwas)              (zasada)
       H+         +      H2O <----> H3O+
     kwas                zasada



Roztwory buforowe

Są , to roztwory:

• słabych kwasów i ich soli np. CH3COOH + CH3COONa => bufor octanowy pH: 3,5 - 6

• słabych zasad i ich soli np. NH4OH + NH4Cl => bufor amonowy pH: 8-11

• soli kwasów wieloprotonowych np. NaH2PO4 + Na2HPO4 => bufor fosforanowy pH: 5,5 - 8
•  

Według teorii Bronsteda buforami są roztwory słabych kwasów i sprzężonych z nimi zasad lub słabych zasad i sprzężonych z nimi kwasów.  Cechą charakterystyczną roztworów buforowych jest, to że zarówno w czasie ich rozcieńczania jak i podczas dodawania niewielkiej ilości mocnego kwasu lub zasady ich pH nie ulega zmianie. Miarą zdolności buforu do przeciwdziałania wpływom zmieniającym jego pH jest pojemność buforowa, wyrażana liczbą moli mocnego kwasu lub zasady, która wprowadzona do 1dm3 roztworu buforowego zmienia jego pH o jednostkę. Optymalne działanie wykazuje bufor w którym stężenie kwasu lub zasady jest w przybliżeniu równe stężeniu soli. W takich warunkach bufor jest najmniej wrażliwy na dodatek mocnego kwasu lub zasady. 


Jak działają bufory?

• Bufor octanowy CH3COOH + CH3COONa

CH3COONa ----> CH3COO- + Na           CH3COOH <---> CH3COO- + H+
                              protonobiorca                  protonodawca

Gdy dodajemy kwasu (H3O+) protonobiorca pobiera kation

CH3COO- + H3O+ <----> CH3COOH + H2O

Gdy dodajemy zasady (OH-) protnodawca oddaje kation

CH3COOH + OH- <------> CH3COO- + H2O
 

• Bufor fosoforanowy  NaH2PO4 + Na2HPO4

 

NaH2PO4 ---> Na+H2PO4-
                                 protonodawca
 Na2HPO4---> 2Na+ + HPO4-
                                 protonobiorca

Gdy dodajemy kwasu (H3O+) protonobiorca pobiera kation

 HPO4- + H3O+ <----> H2PO4- +H2O

Gdy dodajemy zasady (OH-) protnodawca oddaje kation

H2PO4- + OH- <----> HPO4- + H2O



Zadanie
Zmieszano ze sobą:
a) 1 dm3 rr CH3COOH 0,2mol/dm3 i 1 dm3 rr NaOh 0,4 mol/dm3
b) 2 dm3 rr CH3COOH 0,2mol/dm3 i 1 dm3 rr NaOh 0,4 mol/dm3
c) 1 dm3 rr CH3COOH 0,4mol/dm3 i 2 dm3 rr NaOh 0,2 mol/dm3
W którym przypadku powstał rr buforowy?

Liczę liczbę moli kwasu i zasady. Roztwór  buforowy powstanie tam gdzie mamy nadmiar kwasu, w reakcji powstanie kwas i sól tego kwasu ( bufor octanowy), zatem odpowiedź C jest poprawna.

Poznań 2011 styczeń

Zad. 3

 2NH3 + 2H2O + H3PO4 ----> (NH4)2HPO4 + 2H2O lub zapis z kropką
2(NH3*H2O) + H3PO4 ----> (NH4)2HPO4 + 2H2O
 Woda amoniakalna - obydwa zapisy są poprawne, należy pamiętać że w pierwszym przypadku woda może występować po prawej i lewej stronie, gdyż woda po lewej jest związana z amoniakiem i się nie skraca.

 Zad. 7

Zad. 9

Zad. 24

Uzupełnij równania reakcji.
Odp. na podpunkt a)

 
Zad. 26

Uwaga! Reakcja nitrowania zachodzi w obecności mieszaniny nitrującej którą stanowią stężony HNO3 i stężony H2SO4, dlatego w nitrowaniu zawsze musi być środowisko kwaśne.

Zad. 27

Uwaga niektórzy mogli dać się złapać i zaznaczyć związek 3 i 5 jako homologi, gdyż różnią się o grupę CH2, ale związek 3 jest fenolem, a 5 alkoholem (fenylometanol) dlatego nie są one HOMOLOGAMI.

Homolog- przedstawiciel szeregu homologicznego (utworzonego przez związki chemiczne o takiej samej strukturze, zbliżonych własnościach chemicznych i regularnie zmieniających się własnościach fizycznych), w którym cząsteczki kolejnych dwóch związków różnią się między sobą tylko o stały człon -CH2- (grupę metylenową). Homologi mają wspólny wzór sumaryczny.
Szereg homologiczny alkanów,alkenów,alkinów,alkoholi.

Izomery-związki chemiczne o identycznych sumarycznych wzorach cząsteczkowych, różniące się między sobą sposobami lub kolejnością wiązań atomowych albo ich innym rozmieszczeniem w przestrzeni.



Zad. 32

W kwasie salicylowym mamy grupę fenolu i grupę karboksylową.
Tylko fenol zabarwi się a fioletowo pod wpływem FeCl3 i spośród innych składników toniku tylko występuje on w kwasie salicylowym.

Przeliczenia stężeń cz. II

Zad. 1

Obliczyć objętość 40% r-ru H2F2 o d=1,2 g/cm3 potrzebną do przeprowadzenia 5g SiO2 w SiF4.

1. Obliczamy ilość moli jaką stanowi 5g krzemionki, a następnie z proporcji liczbę moli H2F2
 2                1                    
2H2F2 + SiO2 ---------> SiF4 + 2H2O
0,163mola 0,083mola
               (nasze 5g)

2. Obliczamy masę substancji H2F2

n=0,163mola
M=40g/mol
ms=6,52g
Z liczby moli obliczamy masę substancji
.
3.Obliczymy mr

       ms*100
mr= --------  => mr= 16,3g
           Cp

4.Obliczymy vr
       mr
vr=-----  => vr =13,58cm3
       dr




Zad.2

Ten typ zadań ma schemat : jako mr bierzemy masę łączną substratów, a masa substancji to to co powstało czyli ją musimy obliczyć.
Do 98g wody dodano P4O10. Oblicz Cp otrzymanego roztworu H3PO4.

 284g        108g                     392g
P4O10 + 6H2O --------> 4H3PO4
    2g          98g

284g-392g
2g    - ms => ms=2,76g

mr=2+98=100g

Cp = 2,76%



Zad. 3

Zmieszano 200g 5% roztworu z 350g 8% roztworu. Oblicz Cp otrzymanego roztworu?

mr1+ mr2= mr3 => mr3= 550g

Teraz szukamy łącznej masy substancji.

5g substancji - 100g roztworu
x                   - 200g
x= 10g

8g - 100g
 x    -   350g
x= 28g

ms3=38g

Cp3= 6,9%



Zad. 4

Zmieszano 200cm3 1,7 molowego r-ru HCl z r-rem 0,2 molowym. Jaką objętość 1-molowego r-ru da się otrzymać?

1,7         v1=0,8
        1
0,2         v2=0,7

0,8    0,2dm3
--- = ------     => x= 0,375dm3 = 375cm3
0,7     xdm3



Zad. 5 

Oblicz w jakim stosunku masowym należy zmieszać ze sobą wodę destylowaną i roztwór NaOH o Cm= 6,1 mol/ dm3 i dr= 1,229 g/cm3 , aby otrzymać r-r Cp=10%.

1. Ze stężenia molowego możemy obliczyć masę substancji
n=6,1 mol
M= 40g/mol
ms=244g substancji
Przy dodawaniu wody masa substancji się nie zmienia, jedynie masa roztworu i stężenie %

2. Nie mamy podanych objętości zakładamy zatem 1dm3, dlatego
w 244g substancji mieści się w 1229 dm3 roztworu
                                 xg subs- 100g roztworu    
ms =19,85g (na 100g roztworu)
 mr=100g

Cp= ok.20%

20               mr1 = 10     1
           10            ---- = ----
0                mr2 = 10      1



Zad. 6

w 0,5dm3 rozp. 25g soli zawierającej 20% zanieczyszczeń. Oblicz stęż % otrzymanego r-ru?

mr = 500g H2O + 25g = 525g

25g-100%
  x -  80%
x=20g

        20*100
Cp= -------- = 3,8%
          525g


Zad.7

Oblicz Cp 1-molowego NaBr o dr= 1,03 g/dm3.

Cm = 1 mol/dm3
M=103g/mol
n=1mol
ms=103g

103g substancji - 1030g r-ru
         x               - 100g r-ru
x=10g

Cp= 10%