Kom-odp-pr2009

pomoc i korepetycje z chemii

Omówione odpowiedzi do pytań maturalnych z chemii, poziom rozszerzony Omówione i skomentowane pytania maturalne z chemii, poziom rozszerzony z 2009 roku.

2009 Matura z chemii, poziom rozszerzony

1. Elektrony w atomie opisywane są przez 4 liczby kwantowe: główną oznaczaną n, poboczną l, magnetyczną m, oraz magnetyczną spinową ms. Liczby te przyjmują następujące wartości: Liczba kwantowa n l m ms Wartości 1, 2, 3, ….∞ 0, 1, 2, … (n-1) -l…0 …+l +1/2, -1/2 W zależności od wartości pobocznej liczby kwantowej, orbitale nazywane są odpowiednio: Wartość pobocznej liczby kwantowej 0 1 2 3 4 Nazwa orbitalu s p d f g a) Jeżeli elektrony walencyjne znajdują się na orbitalu 4p, to główna liczba kwantowa wynosi 4, poboczna 1, a magnetyczna może przyjąć wartości -1, 0, 1. Liczby kwantowe Główna liczba kwantowa [n] Poboczna liczba kwantowa [l] Magnetyczna liczba kwantowa [m] Wartości liczb 4 1 -1 0 1 kwantowych b) Jeżeli na podpowłoce (orbitalach) 4p znajdują się 3 elektrony, to muszą być jeszcze 2 elektrony na orbitalu (podpowłoce) 4s, w sumie pierwiastek posiada 5 elektronów walencyjnych (leży w 15 grupie) i 4 okresie. Z układu okresowego pierwiastków możemy odczytać, że jest to arsen As. Skróconą konfigurację elektronową zapisujemy w oparciu o najbliższy gaz szlachetny leżący przed opisywanym pierwiastkiem, jest to argon Ar. Aby z konfiguracji elektronowej argonu otrzymać konfigurację elektronową arsenu musimy dodać 10 elektronów na podpowłokę 3d, oraz 10 2 3 5 elektronów walencyjnych: As: [Ar]3d 4s 4p .

2. Jeżeli w próbce o masie 20g znajduje się 10% promieniotwórczego izotopu, to tego izotopu w próbce znajduje się . . . (c%=100% ms/mrozt) ms=c% mrozt/100%=10% 20g/100%=2g. Okres półtrwania , to czas po którym zaniknie połowa ilości promieniotwórczego izotopu. Po 5,3 lat zostanie 1/2mo po 10,6 lat zostanie 1/2(1/2m0)=1/4m0 po 15,9 lat zostanie 1/2(1/4m0)=1/8m0 . Czyli po 15,9 lat zostanie 1/8 2g=0,25g promieniotwórczego kobaltu, oraz 18g trwałego izotopu kobaltu. W sumie po tym czasie w próbce pozostanie 18,25g kobaltu.

3. Z równania reakcji SiO2 + 2Mg → Si + 2MgO widzimy, że: 1 mol tlenku krzemu(IV) reaguje z 2 molami magnezu tworząc 1 mol krzemu i 2 mole tlenku magnezu. 30g tlenku krzemu(IV) to n-m/M=30g/60g/mol=0,5mola. 0,5 mola tlenku krzemu reaguje więc z 1 molem (24g) magnezu, tworząc 0,5 mola (14g) krzemu i 1 mol (40g) tlenku magnezu. SiO2 Mg Si MgO Liczba moli, mol 0,5 1 0,5 1 Masa, g 30 24 14 40

4. Z wodą reagują jedynie tlenki metali 1 i 2 grupy (za wyjątkiem tlenku berylu), oraz tlenki niemetali (pierwiastków 14 do 17 grupy) za wyjątkiem CO, N2O, NO, oraz tlenki metali przejściowych (metali od 3 do 12 grupy) na najwyższych stopniach utlenienia. Z mocnymi zasadami reagują oczywiście tlenki niemetali za wyjątkiem CO, N2O, NO, tlenki metali przejściowych na najwyższym stopniu utlenienia, oraz tlenki amfoteryczne (ZnO, Al2O3, Cr2O3, MnO2). Z wymienionych tlenków z wodą reaguje oczywiście tlenek sodu (tlenek metalu 1 grupy), tlenek fosforu(V) (tlenek niemetalu), tlenek siarki(VI) (tlenek niemetalu). Z mocną zasadą dodatkowo reaguje tlenek cynku. Z mocnymi kwasami reagują tlenki metali: Tlenki reagujące z Mocnymi kwasami Wodą Mocnymi zasadami N2O, ZnO N2O, P4O10, SO3 ZnO, P4O10, SO3

5. Siarkowodór w wodzie ulega dysocjacji kwasowej, odłącza jon wodorowy, który jest przyjmowany przez cząsteczkę wody. Amoniak natomiast (dzięki wolnej parze elektronów na atomie azotu) w roztworze wodnym jest zasadą: Wzór związku Rola związku Równanie reakcji + H2S Kwas H2S + H2O HS + H3O + NH3 zasada NH3 + H2O NH4 + OH W równaniu reakcji strzałka reakcyjna powinna wskazywać na odwracalność reakcji (w obydwie strony, strzałka równowagowa), z uwagi na reakcje słabej zasady ze słabym kwasem. Poprawna powinna być również reakcja: 2+ H2S + 2H2O S + 2H3O

6.

Pomoc i korepetycje z chemii Wodorotlenek amfoteryczny, to taki wodorotlenek, który reaguje zarówno z mocnym kwasem (ma właściwości zasadowe), jak i z mocną zasadą (ma właściwości kwasowe). Dlatego celem zbadania amfoterycznych właściwości wodorotlenku chromu(III) należy na niego podziałać mocnym kwasem i mocną zasadą: a)

b) c)

Po dodaniu do osadu wodorotlenku chromu(III) roztworu wodorotlenku sodu, osad roztworzył się. Podobnie, po dodaniu do zawartości drugiej probówki roztworu kwasu solnego, osad wodorotlenku chromu(III) roztworzył się. Jeżeli w reakcji wodorotlenku chromu(III) z roztworem NaOH powstaje heksahydroksochromian(III), oznacza to, że na atom chromu przypada 6 grup wodorotlenkowych: Równanie reakcji zachodzącej w probówce I: 3Cr(OH)3 + 3OH [Cr(OH)6] Równanie reakcji zachodzącej w probówce II: + 3+ Cr(OH)3 + 3H Cr + 3H2O W obydwu przypadkach powinniśmy użyć strzałki równowagowej, ponieważ reaguje słaba zasada (słaby kwas).

7. Jeżeli metal tworzy kilka tlenków na różnym stopniu utlenienia, to tlenki metali na najniższym stopniu utlenienia mają charakter zasadowy, na pośrednim amfoteryczny, a na najwyższym kwasowy. W przypadku tlenków niemetali, często tlenki niemetali na najniższym stopniu utlenienia mają charakter obojętny (N2O, CO).

8.

0

Standardową entalpię reakcji H : Al2O3(korund) + 3SO3(g) → Al2(SO4)3(krystaliczny) (A) na podstawie standardowych reakcje tworzenia: 0 H 1=-1671,0kJ/mol (1) 2Al(s) + 3/2O2(g) → Al2O3(korund) 0 H 2=-395,5kJ/mol (2) S(romb) + 3/2O2(g) → SO3(g) 0 H 3=-3437,4kJ/mol (3) 2Al(s) + 3S(romb) + 6O2(g) → Al2(SO4)3(krystaliczny) Otrzymamy Dodając równania 1÷3 do siebie w taki sposób, by otrzymać równanie reakcji dla której liczona jest entalpia. Zauważmy, że w równaniu (A) tlenek glinu jest po lewej stronie natomiast w równaniu (1) po prawej stronie. Pomnóżmy więc równanie (1) przez (-1): H01=1671,0kJ/mol (4) Al2O3(korund) → 2Al(s) + 3/2O2(g) Podobnie jest z równaniem (2), SO3 znajduje się po prawej stronie (1mol), a w równaniu (A) po lewej (3mole), pomnóżmy więc równanie (2) przez (-3) 3SO3(g) → 3S(romb) + 9/2O2(g) H02=1186,5kJ/mol (5) Dodając teraz stronami równaia (4), (5) i (3) otrzymamy równanie (A): Al2O3(korund) + 3SO3(g) → Al2(SO4)3(krystaliczny) H0=-3437,4+1671,0+1186,5=-579,9kJ/mol

9. Rozwiązując to pytanie skorzystajmy z prawa przekory (Le Chateliera-Brauna)”jeżeli na układ będący w równowadze podziałamy bodźcem zewnętrznym, to równowaga reakcji przesunie się w tym kierunku, by przeciwdziałać bodźcowi zewnętrznemu”. Reakcja 2H2S(g) + 3O2(g) 2SO2(g) + 2H2O(g) H=-1038kJ jest reakcją egzotermiczną (H<0). a) Jeżeli podwyższymy temperaturę reakcji, układ chcąc przeciwdziałać temu bodźcowi przesunie stan równowagi w lewo (w kierunku reakcji odwrotnej, endotermicznej). Wydajność reakcji zmaleje. b) Jeżeli usuniemy część wody, układ będzie chciał ją „wyprodukować” i równowaga reakcji przesunie się w prawo. Wydajność reakcji wzrośnie.

10. Miedź w szeregu aktywności metali leży za wodorem, dlatego reaguje jedynie z kwasami tlenowymi. W reakcji powstaje sól i tlenek niemetalu (miedź się utlenia, a redukcji ulega niemetal). W reakcji miedzi z kwasem azotowym wydziela się w

zależności od stężenia kwasu tlenek azotu(II) lub tlenek azotu(IV). Wiedząc, że stężony kwas azotowy jest silnym utleniaczem cały proces możemy wyobrazić sobie w następujący sposób:  W reakcji miedzi z rozcieńczonym kwasem azotowym powstaje azotan miedzi(II) oraz tlenek azotu(II) NO.  W reakcji miedzi ze stężonym kwasem azotowym powstaje azotan miedzi(II), oraz tlenek azotu(II). Ale wydzielający się na powierzchni miedzi tlenek azotu(II) utleniany jest przez kwas azotowy do tlenku azotu(IV) Bezbarwnym gazem, który w kontakcie z powietrzem (utlenia się) zabarwia się na kolor czerwonobrunatny musi być tlenek azotu(II) NO: 2NO + O2 → 2NO2 Roztwór A to stężony kwas azotowy(V), a roztwór B to rozcieńczony kwas azotowy(V). Ciemnobrunatnym gazem, który wydzielał się w probówce I, jest tlenek azotu o wzorze NO2. W probówce II powstał bezbarwny tlenek o wzorze NO.

11. Chlorek żelaza(II) jest solą pochodzącą od słabej zasady i mocnego kwasu. Jeżeli do roztworu takiej soli doda się roztworu mocnej zasady (NaOH), to mocna zasada wyprze słabą zasadę z jej soli, powstanie słaby, nierozpuszczalny wodorotlenek żelaza(II) barwy od biało różowej do zielonkawej. Po dodaniu do niego nadtlenku wodoru (utleniacza), wodorotlenek żelaza(II) utlenia się do wodorotlenku żelaza(III) o barwie brunatnej. Etap 1: Podczas dodawania roztworu wodorotlenku sodu wytrąca się osad barwy zielonkawej Etap 2: Podczas dodawania roztworu nadtlenku wodoru zielonkawy osad zmienia barwę na brunatną.

12. W równaniu reakcji w formie jonowej zapisujemy tylko te jony które biorą udział w reakcji. Jeżeli w reakcji bierze udział (powstaje): słaba zasada, słaby kwas, lub nierozpuszczalna sól, to zapisujemy je w postaci cząsteczkowej: Równanie reakcji etapu 1 (w formie jonowej skróconej): 2+ Fe + 2OH → Fe(OH)2 Równanie reakcji etapu 2 (w formie cząsteczkowej): 2Fe(OH)2 + H2O2 → 2Fe(OH)3

13. Stężenie procentowe liczone jest ze wzoru: c%  100% wzoru (c%=20%, mrozt=400,0g) otrzymamy:

ms 

ms . Przekształcając wzór względem ms i podstawiając dane do mrozt

c%  mrozt 20%  400g   80g. Jeżeli po dodaniu 22g stałego NaCl 100% 100%

otrzymano 400,0g roztworu, to masa pierwotnego roztworu wynosiła 378g, a masa soli w pierwotnym roztworze wynosiła . 80g-22g=58g. Podstawiając dane do wzoru na stężenie procentowe otrzymamy: c%=100% 58g/378g=15,34%.

14. Ogólna tendencja w chemii jest taka, że mocniejszy wypiera słabszego (mocny kwas wypiera słaby z jego soli, mocna zasada wypiera słabą z jej soli), mniej reaktywny metal wypierany jest z soli przez bardziej reaktywny, oraz mniej reaktywny niemetal wypierany jest przez bardziej reaktywny z jego soli (chlor np. może wyprzeć Br2 i I2 z bromków i jodków). Aktywność metali odnajdziemy w szeregu aktywności metali lub w szeregu napięciowym metali: Z szeregu napięciowego metali widzimy, że cynk jest aktywniejszy od miedzi i srebra, wyprze więc z roztworu soli zarówno miedź, jak i srebro. Miedź może wyprzeć jedynie srebro z roztworu soli srebra. Reakcje przebiegną więc w probówkach I, III, IV

15. a) Wybrany odczynnik to Na2SO4 (aq) 2+ Usunięcie kationu baru Ba polega na wytrąceniu jonów baru w postaci osadu. Z tablicy rozpuszczalności widzimy, że tylko 2+ jony siarczanowe(VI) spełnią warunek wytrącenia osadu BaSO4, a jony Mg pozostaną w roztworze.

Pomoc i korepetycje z chemii

b)

Równanie jonowe polega na zapisaniu tylko jonów biorących udział w reakcji: 2+ 2Ba + SO4 → BaSO4↓

16. Stopień dysocjacji  obliczany jest ze wzoru

  100%

3

+

Czdys C0 -

lub  

Czdys C0 3.

. Jeżeli stężenie początkowe 3

C0=0,2mol/dm , to stężenie cząsteczek zdysocjowanych [H ]=[R ]=C0=0,2mol/dm 0,05=0,01mol/dm . Wykładnik stężenia + jonów wodorowych pH definiowane jest jako pH=-log[H ]. Po podstawieniu danych do wzoru otrzymamy: pH=-log0,01=

17. Sole słabych kwasów i mocnych zasad, mocnych kwasów i słabych zasad, oraz słabych kwasów i słabych zasad ulegają w wodzie hydrolizie. Odczyn jest alkaliczny w przypadku soli mocnej zasady i słabego kwasu, kwaśny w przypadku soli słabej zasady i mocnego kwasu. NaNO2 jest solą mocnej zasady (NaOH) i słabego kwasu (HNO2) – odczyn wodnego roztworu alkaliczny. NaCl jest solą mocnej zasady (NaOH) i mocnego kwasu (HCl). Sól nie ulega hydrolizie w wodzie i odczyn wodnego . roztworu jest obojętny. NH4Cl jest solą słabej zasady (NH3 H2O) i mocnego kwasu (HCl). Wodny roztwór tej soli będzie miał odczyn kwaśny. Probówka I: odczyn alkaliczny (pH>7) Probówka II: odczyn obojętny (pH=7) Probówka III: odczyn kwaśny )pH<7)

18. W reakcji 1 ołów w tleneku ołowiu(IV) redukuje się do Pb(II), zatem nadtlenek ołowiu jest reduktorem. W reakcji 2 jony jodkowe utleniły się do jodu, zatem nadtlenek wodoru jest utleniaczem.

19. W celu doboru współczynników reakcji metodą bilansu elektronowego musimy w pierwszym kroku znaleźć utleniacz i reduktor. W tym celu musimy znaleźć pierwiastki, które zmieniły swój stopień utlenienia: 0

III

VI

Fe2O3 + Cl2 + OH-

-I

FeO42- + Cl- + H2O

W kolejnym etapie należy zapisać równania połówkowe dla utleniacza (chlor) i reduktora (tlenek żelaza(III)):

3 Cl2 + 2e 1 Fe2O3 + 10OH-

2Cl2FeO42- + 6e + 5H2O

Zbilansowane równanie reakcji otrzymamy po dodaniu stronami równań połówkowych: 2Fe2O3 + 3Cl2 + 10OH → 2FeO4 + 6Cl + 5H2O W celu sprawdzenia doboru współczynników w równaniu jonowym wystarczy sprawdzić ładunki lewej i prawej strony równania reakcji: L: (-10); P: 2(-2)+(-6)=(-10)

20.

Z pośród podanych substancji możemy od razu wykluczyć CuSO4 ponieważ na katodzie nie wydzieliła się miedź. W celu odnalezienia substancji poddanych elektrolizie możemy posłużyć się następującymi regułami:  Podczas elektrolizy kwasów tlenowych, lub soli tych kwasów na anodzie wydziela się tlen  Podczas elektrolizy kwasów beztlenowych lub ich soli, na anodzie wydziela się niemetal  Podczas elektrolizy wodorotlenków na anodzie wydziela się tlen, a na katodzie wodór I na katodzie wydziela się wodór, na anodzie chlor, elektrolitem może być zatem HCl lub NaCl. Odczyn roztworu stał się zasadowy, a więc I elektrolitem jest NaCl. II na katodzie wydziela się wodór, na anodzie tlen, roztwór pozostał zasadowy, elektrolitem jest zatem NaOH III na katodzie wydziela się wodór, na anodzie tlen, roztwór pozostał kwasowy, elektrolitem jest więc H2SO4 IV elektrolitem musi być Na2SO4, ponieważ na anodzie wydziela się tlen, a roztwór po elektrolizie pozostał obojętny. Nr elektrolitu I II III IV Wzór elektrolitu NaCl NaOH H2SO4 Na2SO4 NaCl: K(-) 2H2O + 2e → H2 + 2OH A(+) 2Cl → Cl2 + 2e + W roztworze pozostają jony Na i wodorotlenkowe OH , dlatego odczyn staje się zasadowy NaOH K(-) 4H2O + 4e → 2H2 + 4OH A(+) 4OH → O2 + 2H2O Na katodzie woda ulega redukcji, wydziela się wodór i powstają jony OH . Na anodzie jony OH utleniają się do tlenu. Sumarycznie widzimy, że elektrolizie ulega woda, dlatego odczyn roztworu nie zmienia się, pozostaje alkaliczny. H2SO4 + K(-) 4H + 4e → 2H2 + A(+) 2H2O → O2 + 4H + 4e Sumarycznie elektrolizie ulega woda, dlatego odczyn roztworu pozostaje kwasowy. Na2SO4 K(-) 4H2O + 4e → 2H2 + 4OH + A(+) 2H2O → O2 + 4H + 4e Sumarycznie elektrolizie ulega woda, dlatego odczyn po elektrolizie pozostaje obojętny (powstałe jony wodorotlenowe w przestrzeni katodowej zobojętniają się z jonami wodorowymi w przestrzeni anodowej).

21. NaOH K(-) 4H2O + 4e → 2H2 + 4OHA(+) 4OH- → O2 + 2H2O Na katodzie woda ulega redukcji, wydziela się wodór i powstają jony OH-. Na anodzie jony OH- utleniają się do tlenu. Sumarycznie widzimy, że elektrolizie ulega woda, dlatego odczyn roztworu nie zmienia się, pozostaje alkaliczny.

22. Przy zapisie ogniw przyjęto, że najpierw zapisuje się elektrodę ujemną (anodę, na której zachodzi reakcja utelniania), a później elektrodę dodatnią. Schemat ogniwa zapisuje się w postaci: Eelektroda | elektrolit_1 || elektrolit_2 | Elektroda W schemacie tym | oznacza granicę faz pomiędzy elektrodą a elektrolitem, || klucz elektrolityczny, elektroda – materiał z którego wykonana jest elektroda. Dla opisanej reakcji, utlenieniu ulega cynk i on stanowi materiał z którego wykonana jest anoda: Zn |Zn2+ || Ag+ |Ag Licząc SEM (siłę elektromotoryczną ogniwa w warunkach standardowych) wystarczy odjąć potencjał standardowy anody od potencjału standardowego katody. Potencjały standardowe odczytujemy z tablic: SEM=0,80V-(-0,76V)=1,56V Dla warunków niestandardowych RT [ox] E  E0  ln nF [red] 0,059 [ox] po zamianie na logarytmy dziesiętne i w T=298K wzór Nernsta przyjmie postać: E=E0  lg n [red] W warunkach standardowych [ox]=[red]=1, log(1)=0, dlatego E=E0.

23. a)

Jeżeli ma nastąpić redukcja jonów manganianowych(VII) do manganiu(II), reakcja musi być prowadzona w środowisku kwaśnym. Aby jony manganianowe(VII) mogły ulec redukcji, musi być substancja, która ulegnie utlenieniu. Taką substancją będzie siarczan(IV) sodu.

Pomoc i korepetycje z chemii

Na2SO3

KMnO4; H2SO4 b)

Po dodaniu roztworu Na2SO3 do zakwaszonego roztworu KMnO4, roztwór manganianu(VII) potasu odbarwił się.

24. Stan gazu opisywany jest przez prawo stanu gazu doskonałego (równanie Clapeyrona) PV=nRT. Jeżeli ciśnienie zmalało dwukrotnie przy niezmienionej ilości gazu oraz temperatury, to objętość musiała zwiększyć się dwukrotnie. Przy dwukrotnie zwiększonej objętości stężenie reagentów zmalało dwukrotnie, czyli C1=1/2C0. Szybkość reakcji po zmniejszeniu ciśnienia równa jest

1 1 1 1 2 V1  kC1A C1B . Podstawiając za C1 wartość C1=1/2C0 otrzymamy: V1  k( C A )2 CB  C2A CB  V . Z 2 2 8 8

ostatniej zależności wynika, że po zmniejszeniu dwukrotnie ciśnienia, szybkość reakcji zmniejszy się 8 razy.

25. a)

Etap 1 to addycja chlorowodoru do pent-1-enu. Reakcja addycji przebiega zgodnie z regułą Markownikowa (atom wodoru przyłącza się do atomu węgla bogatszego w atomy wodoru):

CH3 CH2 CH2 CH CH3

CH3 CH2 CH2 CH CH2 + HCl

Cl Etap 2 to eliminacja chlorowodoru z 2-chloropentanu z utworzeniem pent-2-enu (2 oznacza, że wiązanie podwójne znajduje się pomiędzy 2, a 3 atomem węgla):

CH3 CH2 CH2 CH CH3

KOH, EtOH

CH3 CH2 CH CH CH3

Cl b)

Głównym produktem eliminacji HCl z monochloropochodnej jest związek, który powstaje w wyniku oderwania atomu wodoru od atomu węgla połączonego z mniejszą liczbą atomów wodoru. Taki kierunek eliminacji zgodny jest z regułą Zajcewa.

26. W związku każde wiązanie pojedyncze jest wiązaniem , wiązanie podwójne złożone jest z wiązania  i wiązania , natomiast wiązanie potrójne złożone jest z wiązania  i dwóch wiązań .

H H H       C  C C  C  H H C  HH  H W cząsteczce znajduje się 12 wiązań , oraz 2 wiązania . 

27. Izomery mają te same wzory cząsteczkowe, natomiast inną budowę (różnią się wzorami strukturalnymi). Estrem będącym izomerem octanu etylu może być propionian metylu, mrówczan propylu lub mrówczan izopropylu:

O

O

CH3 CH2 C

O

H C O CH3

O CH2 CH2 CH3

propionian metylu

mrówczan propylu

H C O CH CH3 CH3 mrówczan izopropylu

Kwas będący izomerem do octanu etylu musi mieć grupę karboksylową –COOH. Kwasem będącym izomerem octanu etylu może być kwas butanowy lub kwas izobutanowy:

O

O CH3 CH C

H3C CH2 CH2 C OH kwas butanowy (kwas masłowy)

CH3

OH

kwas izobutanowy (kwas izomasłowy)

28. Propenal jest związkiem składającym się z 3 atomów węgla, zawierającym wiązanie podwójne oraz grupę aldehydową: CH2=CH-CHO. Związek ten powstaje w wyniku termicznej eliminacji wody z gliceryny.

CH2 CH CH2 OH OH OH

O

 -H2O

CH2 CH CH

CH2 CH2 C

OH

OH

OH

O



H -H2O

H2C CH C H

sumarycznie: CH2 CH CH2 OH OH OH

O

 -2H2O

H2C CH C H

29. Nazwę alkoholu tworzymy dodając do nazwy alkanu tworzącego najdłuższy łańcuch prosty zawierający grupę hydroksylową przyrostek –ol wraz z lokantem (najniższym nr atomu węgla przy którym znajduje się grupa hydroksylowa). Grupy, które odchodzą od łańcucha prostego są podstawnikami:

CH3 CH3 C CH2 OH

CH3 CH3 C CH2 CH3

CH3 I

CH3 * CH3 CH CH CH3 OH

OH

CH2 CH2 CH CH3 OH IV

III

II

CH3

Nazwa związku III to 3-metylobutan-2-ol Nazwa związku IV to 3-metylobutan-1-ol

30. Rzędowość alkoholu określamy na podstawie ilości atomów węgla z jaką połączony jest atom węgla z grupą hydroksylową. Rzędowość alkoholu I: alkohol 1-rzędowy Rzędowość alkoholu II: alkohol 3-rzędowy Rzędowość alkoholu III: alkohol 2-rzędowy

31. W postaci enancjomerów może występować ten związek, który posiada asymetryczny atom węgla (atom węgla posiadający 4 różne podstawniki). Takie warunku spełnia alkohol nr III. Asymetryczny atom węgla oznaczony został gwiazdką *.

32. Alkohol I jest alkoholem 1-rzędowym. Utlenianie alkoholi 1-rzędowych prowadzi do aldehydów (w ostrzejszych warunkach do kwasów karboksylowych). Jeżeli alkohol utlenia się, to tlenek miedzi(II) musi się zredukować, redukuje się do miedzi:

CH3 CH3 C CH2 OH +CuO CH3



CH3 CH3 C CHO

+ Cu + H2O

CH3

33. Wodorotlenek miedzi Cu(OH)2 jest specyficznym odczynnikiem za pomocą którego możemy wykryć polialkohole (alkohole zawierające dwie lub więcej grup hydroksylowych w cząsteczce). Zarówno glukoza, etano-1,2-diol, jak i sacharoza w cząsteczce zawierają więcej niż jedną grupę hydroksylową, dlatego rozpuszczają wodorotlenek miedzi(II) tworząc szafirowy roztwór. a) Etanol (zawartość probówki III) zawiera jedną grupę hydroksylową i nie daje takich objawów. b) W probówkach I, II i III znajdowały się substancje zawierające więcej niż jedną grupę hydroksylową, rozpuszczały one wodorotlenek miedzi(II) tworząc roztwór o barwie szafirowej.

34. Po zalkalizowaniu zawartości probówek i ogrzaniu ich wykonano próbę Thromera. Próba ta pozwala wykryć w cząsteczce grupę aldehydową. Utlenia się ona do grupy karboksylowej, a wodorotlenek miedzi(II) ulega redukcji do tlenku miedzi(I) (tlenek miedzi(I) tworzy nierozpuszczalny, ceglastoczerwony osad). Tylko glukoza zawiera wolną grupę aldehydową i w wyniku

Pomoc i korepetycje z chemii ogrzewania zalkalizowanej mieszaniny glukozy i Cu(OH)2 powstanie ceglastoczerwony osad Cu2O. W sacharozie cząsteczki glukozy i fruktozy połączone są ze sobą wiązaniem 1,2-glikozydowym, dlatego obydwie grupy karbonylowe (zarówno w glukozie, jak i we fruktozie) są trwale zabezpieczone (nieaktywne). Osad powstał w probówce nr I.

35. Kwas mlekowy jest kwasem karboksylowym zawierającym przy 2 atomie węgla grupę hydroksylową. W środowisku alkalicznym reakcji ulega tylko grupa karboksylowa ponieważ atom wodoru przy grupie hydroksylowej w alkoholach ma zbyt słaby charakter kwasowy:

O CH3 CH C

O + NaOH

CH3 CH C

OH OH

+ H2 O

OH ONa

Z uwagi na to, że kwasy karboksylowe są słabymi kwasami, reakcję w NaOH powinniśmy zapisać jako reakcję odwracalną (równowagową).

36. Związek ten jest tłuszczem (estrem wyższych kwasów tłuszczowych i gliceryny). Hydroliza zasadowa prowadzi do gliceryny i soli sodowych (mydeł):

CH2 O CO C17H33 CH O CO C15H31 CH2 O CO C17H33

NaOH

CH2 OH CH OH CH2 OH

+ 2C17H33COONa + C15H31COONa