Kom Odp Pr2008

http://www.chemia.sos.pl

1. Z położenia selenu w układzie okresowym pierwiastków: IV okres i 16 grupa wnioskujemy, że selen posiada 4 powłoki elektronowe, na ostatniej powłoce znajduje się 16-10=6 elektronów walencyjnych (liczba elektronów walencyjnych równa jest nr grupy dla pierwiastków z grup od 1 do 10, oraz nr grupy pomniejszony o 10 dla pierwiastków leżących w grupach od 11 do 18). 6 elektronów walencyjnych będzie rozmieszczone na orbitalach s i p.

Aby przyjąć konfigurację gazu szlachetnego selen musi otrzymać 2 elektrony, a więc jego najniższy stopień utlenienia będzi –II. Konfigurację gazu szlachetnego może również uzyskać oddając 6 elektronów walencyjnych. Jego najwyższy stopień utlenienia będzie zatem VI. W inny sposób można uzyskać te dane, a zarazem odpowiedzi na dalsze pytania rozpatrując max. wartościowość selenu względem tlenu, oraz wartościowość względem wodoru, czyli wartościowość w połączeniu z tlenem i wartościowość w połączeniu z wodorem. Maksymalna wartościowość względem tlenu równa dla pierwiastków grup głównych równa jest nr grupy lub nr grupy pomniejszony o 10 dla pierwiastków z grup od 13 do 17. Czyli maksymalna wartościowość względem tlenu dla selenu wynosi VI, a wzór tlenku będzie SeO3. Wartościowość względem wodoru dla pierwiastków grup głównych zmienia się w szeregu: 1, 2, 3, 4, 3, 2, 1 odpowiednio dla pierwiastków z grup 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17. Selen jest więc II wartościowy względem wodoru, wzór związku z wodorem to H2Se i selen jest w nim na –II stopniu utlenienia. Selen jest niemetalem, więc jego tlenki mają charakter kwasowy. Konfiguracja elektronów walencyjnych atomu selenu w stanie 4s24p4 1 podstawowym (z uwzględnieniem podpowłok) 2 Najniższy stopień utlenienia selenu w związkach chemicznych -II 3 Najwyższy stopień utlenienia selenu w związkach chemicznych VI 4 Wzór związku selenu z wodorem H2Se 5 Wzór tlenku, w którym selen przyjmuje najwyższy stopień utlenienia SeO3 6 Przewidywany charakter chemiczny (zasadowy, amfoteryczny, kwasowy, kwasowy obojętny) tlenku selenu, o którym jest mowa w p. 5

2. Związki jonowe to związki w których różnica elektroujemności pomiędzy pierwiastkami jest większa Δ>1,7. W podanych związkach warunek ten spełniony jest dla Ba(OH)2, KHCO3, Na2SO4, NH4NO3, Rb2O. Wiązanie jonowe występuje pomiędzy barem a tlenem grupy hydroksylowej, potasem a tlenem w jonie węglanowym, sodem a tlenem w jonie siarczanowym(VI), azotem jonu amonowego a tlenem w jonie azotanowym(V), rubidem a tlenem. Atom azotu w jonie amonowym tworzy 4 wiązania kowalencyjne z atomami wodoru, nie może już utworzyć piątego wiązania z atomem tlenu, dlatego tworzy wyłącznie wiązania jonowe. Czasami mówi się, że w jonie amonowym występują 3 wiązania kowalencyjne i jedno koordynacyjne. Należy jednakże pamiętać, że wiązanie koordynacyjne jest odmianą wiązania kowalencyjnego, dlatego również poprawne jest powiedzenie, że w jonie tym występują 4 wiązania kowalencyjne. Dla bezpieczeństwa jednak lepiej jest zaznaczyć, że 4 wiązanie powstaje w inny sposób.

-1-

http://www.chemia.sos.pl

3. Ca 1

Ca(OH)2

CaCO3

2

3

CaCl2

Wapń leży w 2 grupie układu okresowego, jest więc metalem bardzo aktywnym. Wodorotlenek wapnia można łatwo otrzymać w reakcji wapnia z wodą. 1. Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2↑ Węglan wapnia – sól może być otrzymana w reakcji wodorotlenku w kwasem węglowym, ewentualnie wodorotlenku wapnia z bezwodnikiem (tlenkiem węgla(IV)). Oczywiście kwas węglowy nie istnieje, dlatego powinniśmy wybrać reakcję wodorotlenku wapnia z tlenkiem węgla(IV): 2. Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O Węglan wapnia jest solą bardzo słabego kwasu węglowego. Chlorek wapnia można więc otrzymać w reakcji węglanu wapnia z kwasem solnym. Mocny kwas wyprze z soli słaby kwas. Oczywiście kwas węglowy natychmiast rozłoży się na tlenek węgla(IV) i wodę: 3. CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2↑

4. Z podanych soli widzimy, że słabo rozpuszczalny jest chlorek ołowiu(II), PbCl2, oraz siarczan(VI) ołowiu(II), który jest praktycznie nierozpuszczalny. Chcąc z roztworu wytrącić całkowicie jony ołowiu(II) należy użyć soli, która zwiera jony siarczanowe(VI). Solą taką jest siarczan(VI) sodu Na2SO4. Z tabeli możemy odczytać, że siarczan sodu jest bezbarwnym roztworem, roztwór zawierający rozpuszczoną sól ołowiu(II) jest również bezbarwny. Po zmieszaniu bezbarwnych roztworów, wytrąca się biały osad. Równanie jonowe zachodzącej reakcji po zmieszaniu roztworów zawiera tylko jony, które biorą udział w reakcji: 2+ + + 2Pb + 2Na + SO4 → PbSO4 + 2Na (siarczan(VI) sodu jako sól jest mocnym elektrolitem, czyli zdysocjowany w 100%). Po skróceniu wyrazów powtarzających się otrzymamy: 2+ 2Pb + SO4 → PbSO4↓

5. Erozja skał wapiennych polega na rozpuszczaniu się wapienia. Wskaźnikiem, że wapń przechodzi do roztworu jest zdanie, że „woda staję się twarda”. Twardość wody powodują między innymi rozpuszczone sole wapnia i magnezu. Wiemy, że wapień, CaCO3 rozpuszcza się pod wpływem CO2 i wody: CaCO3 + CO2 + H2O → Ca2+ + 2HCO3-

6.

Z wykresu możemy odczytać, że po dodaniu 120cm3 roztworu kwasu solnego, pH roztworu wynosi około 1,5, czyli środowisko jest kwaśne. W środowisku takim nie ma już wodorotlenku sodu, który całkowicie przereagował z kwasem solnym dając chlorek sodu, NaCl. Obok chlorku sodu w roztworze znajduje się nadmiar kwasu solnego HCl. Zarówno chlorek sodu, jak i kwas solny + + + są mocnymi elektrolitami (całkowicie zdysocjowanymi). W roztworze znajdą się zatem jony Na , Cl i H3O (H ).

7. Z wykresu możemy odczytać, że do miareczkowania tej próbki zasady 3 potrzeba 90cm 0,2M roztworu kwasu solnego. Kwas solny z wodorotlenkiem sodowym reaguje wg równania reakcji: NaOH + HCl → NaCl + H2O Z równania reakcji wynika, że związki te reagują ze sobą w stosunku mol:mol. 3 CM(HCl)=0,2M, VHCl=90cm . W podanej objętości znajduje się (CM=n/V) . 3 n=CMV=0,2M 90cm =18mmoli kwasu. Identyczna ilość mmoli NaOH znajduje się 3 w 100cm zasady. CM=18mmol/100cm3=0,18mol/dm3. n 1000n = . Wyrażenie 1000n nazywane jest molem (milimolem). Dlatego V[cm3 ] V[cm3 ] 1000 3 posługując się wielkością mmol nie ma potrzeby zamieniać objętości na dm . Wzór na stężenie molowe CM =

-2-

n

V[dm3 ]

=

http://www.chemia.sos.pl

8. Tlen w związkach jest (poza nielicznymi wyjątkami) na –II stopniu utlenienia. Aby podane tlenku były obojętne (nie posiadały ładunku) mangan musi w nich być na dodatnim stopniu utlenienia i odpowiednio na II, (2.2) IV, oraz (7.2/2) VII stopniu utlenienia. Istnieje zasada, że tlenki metali na wysokim stopniu utlenienia mają charakter kwasowy, na najniższym zasadowy, czyli na pośrednich stopniach utlenienia mają charakter amfoteryczny. Dla niemetali, tlenki niemetali na niskich stopniach utlenienia mają często charakter obojętny (CO, N2O): Wzór tlenku Stopień utlenienia manganu Charakter chemiczny tlenku MnO II Zasadowy MnO2 IV Amfoteryczny Mn2O7 VII Kwasowy

9. Mangan otrzymywany jest w reakcji:

3MnO2 + 4Al

temp.

3Mn + 2Al2O3

Jeżeli w piroluzycie znajduje się 95% tlenku manganu(IV) (c%=100%.ms/mrozt), to w 55g piroluzytu znajduje się . ms=95% 55g/100%=52,25g tlenku manganu(IV). Z równania reakcji możemy odczytać, że: Do redukcji 260,8g (3 mole) tlenku manganu(IV) potrzeba 107,9g (4mole) glinu, to do redukcji 52,25g tlenku manganu(IV) potrzeba x g glinu, czyli 52,25g ⋅ 107,9g x= = 21,62g . Do redukcji 55g piroluzytu potrzeba 21,62g glinu. 260,8g

10. Kwasem według teorii Brønsteda nazywamy związek oddający proton, natomiast zasadą związek mogący przyjąć proton od kwasu. Według tej teorii wskaźnik InH oddaje proton (jest kwasem) cząsteczce wody (jest ona zasadą). Anion wskaźnika In + jest sprzężoną zasadą kwasu InH, natomiast jon hydroniowy H3O jest sprzężonym kwasem dla zasady H2O. Zasada Brønsteda In-, H2O

Kwas Brønsteda InH, H3O

11. − + In- + H3O+ k = [In ][H3O ] . Stężenie molowe wody w wodzie jest stałe i

Stała równowagi reakcji InH + H2O

[InH][H2O]

3 wynosi [H2O]=55,55mol/dm . Po wymnożeniu stron przez stałą wartość, czyli przez [H2O] otrzymamy: k[H2O] = K =

[In− ][H3O+ ] [InH]

12. Jeżeli wskaźnik InH jest kwasem, to po dodaniu mocnej zasady stan równowagi zostanie przesunięty w kierunku tworzenia anionu In-: InH + OH-

In- + H2O

13. Z informacji o błękicie bromometylowym wynika, że w środowisku kwaśnym ma barwę żółtą, a w środowisku zasadowym błękitną. W środowisku kwaśnym występuje forma InH, natomiast w środowisku zasadowym forma In . Postać błękitu bromometylowego Barwa Kwasowa (InH) Zółta Zasadowa (In-) Błękitna

14. Z informacji o błękicie bromometylowym wynika, że:

6

-3-

7

7,6

Dla roztworów o pH<6 przeważa barwa kwasowa wskaźnika InH, natomiast w środowisku o pH>7,6 przeważa forma anionowa wskaźnika In-. W środowisku o 6
http://www.chemia.sos.pl

15. Propionian sodu CH3CH2COONa jest solą i w wodzie jest zdysocjowany w 100%. Reszta kwasowa – anion propanianowy pochodzi od słabego kwasu propanowego, zgodnie z teorią kwasów i zasad Brønsteda ma charakter zasady, woda natomiast w tej reakcji zachowuje się jak kwas Brønsteda – oddaje zasadzie proton: CH3CH2COO- + H2O CH3CH2COOH + OHDo roztworu wprowadzono proanian sodu. Jest to sól, a więc z definicji jest mocnym elektrolitem i w wodzie jest zdysocjowany w 100%, nie ma więc cząsteczek CH3COONa, w roztworze można natomiast znaleźć jony propanianowe CH3CH2COO- oraz jony Na+. W wyniku hydrolizy pojawiają się również jony OH- i cząsteczki kwasu CH3CH2COOH, na co wskazuje równanie reakcji hydrolizy.

16. Szereg elektrochemiczny metali Elektroda E0[V] Elektroda E0[V] Li/ Li+ Ca/ Ca2+ Mg/ Mg2+ Al/Al3+ Mn/Mn2+ Zn/ Zn2+ Cr/ Cr3+ Fe/ Fe2+ Cd/ Cd2+ Co/Co2+

-3,02 -2,84 -2,38 -1,66 -1,05 -0,76 -0,74 -0,44 -0,40 -0,27

Ni/ Ni2+ Sn/ Sn2+ Pb/ Pb2+ Fe/ Fe3+ H2/2H+ Bi/Bi3+ Cu/Cu2+ Ag/Ag+ Hg/Hg2+ Au/Au+

-0,23 -0,14 -0,13 -0,04 0,00 +0,23 +0,34 +0,80 +0,85 +1,70

Z szeregu elektrochemicznego metali widzimy, że kobalt ma wyższy potencjał utleniający od cynku. Zapisując odpowiednie potencjały na osi i posługując się metodą zegarową będziemy mogli przewidzieć kierunek reakcji: Z reguły zegarowej (zegarowa ponieważ forma forma poruszamy się zgodnie z ruchem utleniona utleniona wskazówek zegara) widzimy, że cynk przechodzi do roztworu (utlenia się) w 2+ Zn Co2+ 2+ 2+ postaci jonów Zn , natomiast jony CO są redukowane do kobaltu. 0 Utlenianie na ogniwie lub podczas Zn Co elektrolizy zachodzi zawsze na anodzie. forma forma Cynki przechodząc do roztworu oddaje zredukowana 2+ zredukowana elektrony: Zn → Zn + 2e, stanowi więc ujemny biegun ogniwa Zn/Zn2+.

sposób rozmieszczenia półogniw na osi 17.

2+ 2+ Cynk utlenia się do jonów Zn , natomiast jony kobaltu Co redukują się do kobaltu, co możemy zapisać w postaci połówkowych równań reakcji: 2+ Zn → Zn + 2e 2+ Co + 2e → Co i sumarycznie: 2+ 2+ Zn + Co → Zn + Co

18. Silniejszym reduktorem jest ten metal, który sam się utlenia, a redukuje inny metal. W rozpatrywanym przypadku jest to cynk. Podobne wnioski można wyciągnąć z szeregu elektrochemicznego metali. Te metale, które mają mniejsze potencjały 2+ 0 2+ 0 utleniające są silniejszymi reduktorami. Zn/Zn E =-0,76V, Co/Co E =-0,27V.

-4-

http://www.chemia.sos.pl

19. Lp. 1

Zdanie W czasie pracy ogniwa elektrony przepływają kluczem elektrolitycznym od półogniwa cynkowego do półogniwa kobaltowego W czasie pracy ogniwa elektrony przepływają zewnętrznym przewodnikiem elektrycznym w kierunku od cynku do kobaltu

P/F F

3

Klucz elektrolityczny łączy półogniwa umożliwiając przepływ jonów między roztworami, zamyka obwód elektryczny

P

4

W czasie pracy ogniwa masa blaszki cynkowej rośnie, a masa blaszki kobaltowej maleje

F

2

P

Przepływ prądu może być elektronowy lub jonowy. Elektronowy (ruch elektronów) może odbywać się wyłącznie w metalu. Jeżeli cynk jest ujemnym biegunem ogniwa, to elektrony muszą płynąć od cynku do kobaltu zewnętrznym przewodnikiem elektryczności. Oczywiście umownie prąd płynie od kobaltu do cynku. Klucz elektrolityczny stanowi roztwór soli, najczęściej KCl. Zamyka on obwód elektryczny i umożliwia przepływ prądu. Jeżeli cynk przechodzi do roztworu, a kobalt wydziela się, to stężenie jonów siarczanowych(VI) w przestrzeni anodowej (w półogniwie cynkowym) jest za małe w stosunku do jonów cynkowych, a w przestrzeni katodowej za duże w stosunku 2+ do jonów Co . Poprzez klucz elektrolityczny stężenia te wyrównują się. Jeżeli cynk przechodzi do roztworu, to masa cynku musi maleć, a masa elektrody kobaltowej musi wzrastać, ponieważ kobalt się na niej wydziela.

20. W celu określenia kierunku reakcji posłużymy się metodą zegarową: Na osi u góry zapisujemy formę utlenioną, na dole zredukowaną. Kierunek reakcji Fe3+ MnO4- + 4H+ określamy poruszając się zgodnie z ruchem wskazówek zegara. Aby zapisać V sumaryczne równanie reakcji ilość elektronów w każdej reakcji połówkowej musi być równa: 0

Fe2+

MnO2 + 2H2O

3 Fe3+ + 1e 1 MnO4- + 4H+ + 3e

Fe2+ MnO2 + 2H2O

Sumarycznie: 3+ + 2+ 3Fe + MnO4 + 4H → 3Fe + MnO4 + 2H2O

21. W celu dobrania współczynników reakcji musimy odnaleźć pierwiastki, które zmieniły swój stopień utlenienia. W tym celu obliczamy stopnie utlenienia poszczególnych pierwiastków:

-I VI Cr2O72- + I- + H+

III 0 Cr3+ + I2 + H2O

W kolejnym kroku zapisujemy równania połówkowe dla tych pierwiastków, które zmieniły swój stopień utlenienia. Brakujące atomy tlenu lub wodoru pobieramy z wody lub z jonów wodorowych. Równania bilansujemy dobierając jednakową ilość elektronów w równaniach połówkowych:

1 Cr2O72- + 6e + 14H+ 3 2II2 + 2e Cr2O72- + 14H+ + 6I-

2Cr3+ + 7H2O 2Cr3+ 7H2O + 3I2

Utleniaczem jest związek, który zmniejszył swój stopień utlenienia, natomiast reduktorem ten, który zwiększył swój stopień utlenienia: 2Utleniacz: Cr2O7 Reduktor: I .

-5-

http://www.chemia.sos.pl

22. Aby możliwy był przepływ prądu i elektroliza obwód musi być zamknięty. W tym celu elektrolizerze musi znajdować się elektrolit, który umożliwi przepływ prądu elektrycznego

+ -

23. Aby podczas elektrolizy następował elektrolityczny rozkład wody musimy użyć soli składającej się z jonów metalu leżącego w szeregu elektrochemicznym na lewo od cynku (metal musi mieć potencjał utleniający mniejszy od potencjału utleniającego cynku), oraz reszty kwasowej pochodzącej od kwasu tlenowego. Solą spełniającą ten warunek jest siarczan(VI) sodu, Na2SO4.

24. W czasie elektrolizy wody następuje redukcja jonów wodorowych do wodoru, oraz utlenienie tlenu(-II) do tlenu cząsteczkowego. Pisząc równania zachodzące na elektrodach musimy pamiętać, żeby zgadzała się ilość elektronów pobieranych przez anodę i oddawanych przez katodę, oraz to, że na anodzie zawsze zachodzi utlenianie. Równania połówkowe łatwiej będzie zapisać wiedząc, że suma ładunków po lewej stronie równania musi być równa sumie ładunków po prawej stronie równania: (Anoda): 4H2O +4e → 2H2 + 4OH + (Katoda): 2H2O → 4H + O2 + 4e

25. Z równania rozkładu wody: 2H2O → 2H2 + O2 możemy odczytać: W wyniku rozkładu 36g (2mole) wody powstają 1mole tlenu, to 100g ⋅ 1mol = 2,778mol tlenu. Podstawiając dane do wzoru w wyniku rozkładu 100g wody powstanie x moli tlenu, czyli x = 36g nRT Clapeyrona PV=nRT i przekształcając względem V otrzymamy: V = = P tlenu.

26.

hPa ⋅ dm3 295K mol ⋅ K = 68,13dm3 1000hPa

2,778mol ⋅ 83,14h

3 Szybkość tworzenia amoniaku opisana jest równaniem: VT=k1[N2][H2] , 2 natomiast szybkość rozkładu amoniaku równaniem VR=k2[NH3] . Jeżeli układ osiągnął stan równowagi (równowagi dynamicznej) to szybkość tworzenia amoniaku jest równa szybkości rozkładu amoniaku VT=VR (wtedy 3 2 k1[N2][H2] = k2[NH3] , oraz

[NH3 ]2 k1 ). Z podanych wykresów od =K = k2 [N2 ][H2 ]3

razu możemy odrzucić wykresy A i B ponieważ na tych wykresach szybkość rozkładu i szybkość tworzenia amoniaku nie są sobie równe. Wykres D również należy odrzucić, ponieważ w chwili rozpoczęcia doświadczenia „W zamkniętym reaktorze zmieszano znane ilości azotu i wodoru. Utrzymując wysoką, stałą temperaturę, mierzono zmiany stężeń azotu, wodoru i amoniaku aż do osiągnięcia przez układ stanu równowagi i pewien czas po 3 tym momencie”, czyli w czasie t=0 stężenie amoniaku wynosiło 0 mol/dm i wzrastało w czasie. Warunki powyższe spełnia jedynie wykres C.

-6-

http://www.chemia.sos.pl

27. energia wydzielana do otoczenia (ΔE<0) - reakcja egzo

Gdy energia jest wydzielana do otoczenia w postaci ciepła, energia układu maleje (ΔH<0). W podanym przykładzie:

CH2=CH2 + H2

kat.

CH3-CH3 ΔH=-137kJ/mol

ΔH<0, a więc reakcja jest egzotermiczna.

energia pobierana od otoczenia (ΔE>0) - reakcja endo

28. W celu obliczenia entalpii reakcji najlepiej reakcje potraktować jak równania matematyczne: • Standardowa entalpia tworzenia propanu: 3C + 3H2 → C2H6 ΔH0=-104,7kJ/mol (1) • Standardowa entalpia tworzenia propenu: 3C + 2H2 → C2H4 ΔH0=20,0kJ/mol (2) • Standardowa entalpia uwodornienia propenu: C2H4 + H2 → C2H6 ΔH0=x (3) Dodając (odejmując) stronami równania z daną wartością entalpii powinniśmy otrzymać równanie z wartością entalpii poszukiwanej. Zauważmy, że w poszukiwanym równaniu (3) eten jest po lewej stronie równania reakcji, natomiast w równaniu (2) znajduje się po prawej stronie równania reakcji. Zgodnie z prawem Laplace’a ( molowa entalpia reakcji rozkładu związku chemicznego na pierwiastki jest równa molowej entalpii reakcji tworzenia się tego związku, wziętej ze znakiem przeciwnym) (4) możemy zapisać: C2H4 → 3C + 2H2 ΔH0=-20,0kJ/mol Dodając stronami równanie (1) i (4) otrzymamy: 3C + 3H2 + C2H4 → C2H6 + 3C + 2H2 ΔH0=-104,7kJ/mol-20,0kJ/mol, a po redukcji wyrazów podobnych otrzymamy: C2H4 + H2 → C2H6 ΔH0=-124,7kJ/mol

29. Propen CH3-CH=CH2 posiada wiązanie podwójne C=C w swojej cząsteczce, takiego wiązania nie posiada propan CH3-CH2-CH3. Z proponowanych odczynników, z wiązaniem wielokrotny C=C reaguje tylko silnie zakwaszony roztwór manganianu(VII) potasu. Zawiesina świeżo strąconego Cu(OH)2 jest odczynnikiem na grupę karbonylową w aldehydach (po podgrzaniu) lub na alkohole wielowodorotlenowe. Wodny roztwór FeCl3 daje barwny kompleks z fenolami. Zakwaszony roztwór KMnO4 (roztwór barwy fioletowej) utlenia alkeny do kwasów karboksylowych, sam redukuje się do manganu(II), który jest bezbarwny. Roztwór KMnO4 w żadnym środowisku nie reaguje z alkanami. Barwa zawartości probówki Przed zmieszaniem reagentów Po zmieszaniu reagetnów Probówka I Fioletowa Fioletowa Probówka II Fioletowa Bezbarwna (brak barwy)

30. W reakcji pierwszej benzen reaguje ze stężonym kwasem azotowym(V) i stężonym kwasem siarkowym(VI). Mieszanina tych kwasów nosi nazwę mieszaniny nitrującej i produktem jest oczywiście nitrobenzen. W kolejnej reakcji jest on redukowany (uwodorniany, symbol [H] wskazuje na redukcję) do aniliny. Anilina wywodzi się od amoniaku w którym jeden atom wodoru został zastąpiony grupą fenylową. Ma więc właściwości podobne do amoniaku – właściwości zasadowe. Reaguje z kwasem solny tworząc sól – chlorek aniliniowy (chlorowodorek aniliny):

HNO3/H2SO4 benzen

-7-

NO2

nitrobenzen

[H]

NH2

amilina

HCl

+

NH3 Cl

-

chlorek aniliniowy

http://www.chemia.sos.pl

31. W pierwszej reakcji otrzymujemy z alkanu chloroalkan. Oczywiście alkany są związkami mało reaktywnymi. Jedynymi reakcjami jakim ulegają to reakcje z chlorem lub bromem na świetle. Ulegają wtedy substytucji rodnikowej. W reakcji III alkohol 2-rzędowy utleniany jest di chromianem(VI). W tych warunkach alkohole utleniają się do ketonów:

CH3 CH2 CH2 CH3 + Cl2

hν(światło)

butan

CH3 CH2 CH CH3 Cl

NaOHaq

CH3 CH2 CH CH3 + HCl Cl 2-chlorobutan K2Cr2O7/H+

CH3 CH2 CH CH3

-NaCl

-Cr3+

OH butan-2-ol

CH3 CH2 C CH3 O butanon

32. Izomery są to związki posiadające identyczny wzór cząsteczkowy. Z tego względu związek II nie może być brany pod uwagę (inny wzór cząsteczkowy). Związek I jest 2-chlorobutanem, a więc również nie może być rozpatrywany. W związku IV zmienione jest położenie atomu chloru w łańcuchu – mamy do czynienia z izomerią położenia podstawnika (izomeria położenia), natomiast związek nr III ma zmieniony łańcuch węglowy – izomeria szkieletowa. Typ izomerii Nr wzoru Izomeria szkieletowa III Izomeria położenia podstawnia IV 2-chlorobutan nie posiada wiązania podwójnego C=C, ani pierścienia co jest warunkiem występowania izomerii geometrycznej. Natomiast drugi atom węgla połączony jest z czterema różnymi podstawnikami – asymetryczny atom węgla, to związek ten posiada niepokrywane się z nim odbicie lustrzane, występuje w postaci pary enancjomerów: L.p. Zdanie P/F F 1 2-chlorobutan występuje w postaci dwóch izomerów geometrycznych cis i trans (Z i E), ponieważ w jego cząsteczce drugi atom węgla połączony jest z atomem chloru, atomem wodoru i grupą metylową, a trzeci atom węgla – z dwoma atomami wodoru i grupą metylową. P 2 2-chlorobutan występuje w postaci pary enancjomerów, ponieważ w jego cząsteczce istnieje atom węgla połączony z czterema różnymi podstawnikami.

33. Alkohole 1-rzędowe można łatwo utlenić do kwasu karboksylowego. W alkoholu salicylowym utlenienu uegnie grupa hydroksymetylowa do grupy karboksylowej:

CH2OH

COOH [O]

OH

OH

W kolejnej reakcji grupa hydroksylowa połączona z pierścieniem ulega estryfikacji. Estryfikację alkoholi można prowadzić kwasem karboksylowym w środowisku kwaśnym, natomiast fenole estryfikuje się chlorkiem kwasowym lub bezwodnikiem kwasowym (fenole są zbyt mało reaktywne by można było przeprowadzić estryfikację kwasem):

O

COOH

COOH

CH3 C O

+

+ CH3COOH

CH3 C

OH

O O O

C

CH3

34. „Woski to mieszaniny estrów długołańcuchowych kwasów tłuszczowych i długołańcuchowych alkoholi monohydroksylowych”. Dlatego woski ulegają hydrolizie do kwasów karboksylowych i alkoholi. Oczywiście w środowisku alkalicznym (w takim środowisku reakcja hydrolizy nosi nazwę reakcji zmydlania) kwas karboksylowy istnieje w postaci soli:

O (CH2)29 CH3 H3C (CH2)14 C O

-8-

+ NaOH

H2O

O H3C (CH2)14 C

+ ONa

H3C (CH2)29 OH

http://www.chemia.sos.pl W sieci krystalicznej cząsteczki muszą być regularnie ułożone. Cząsteczki mające długie łańcuchy węglowodorowe (tłuszcze, woski) nie mogą być regularnie ułożone w sieci krystalicznej i dlatego nie tworzą kryształów. Związki te są albo cieczami, albo mają konsystencję plastyczną. Ze względu na swoje długie łańcuchy węglowodorowe i brak grup hydrofilowych (OH, COOH, COO-) związki te nie są hydrofilowe, są hydrofobowe, czyli rozpuszczają się w rozpuszczalnikach organicznych.

35. „Błony komórkowe składają się głównie z fosfolipidów – związków zbudowanych z małej, polarnej „głowy” i dwóch długich, węglowodorowych „ogonów”. W środowisku wodnym cząsteczki fosfolipidów samorzutnie układają się w podwójną warstwę lipidową” Z powyższego tekstu i z rysunku ułożenia fosfolipidów w wodzie wynika, że głowa ma duże powinowactwo do wody („lgnie do wody”), czyli musi być hydrofilowa (lubi wodę), natomiast ogony odpychane są od wody, są hydrofobowe (nie lubi wody) i słabo z nią oddziaływają.

-9-