Copyright by Oficyna Wydawnicza „Tutor”  dr inż. Zdzisław Głowacki Odpowiedzi, rozwiązania i komentarze: dr inż. Zdzisław Głowacki, Iga Kopacz III Ogólnopolska Próbna Matura „CHEMIA Z TUTOREM” dla uczniów klas maturalnych POZIOM ROZSZERZONY TUTOR CH-RP 201503 31 marca 2015 r. Odpowiedzi i model oceniania Ogólne zasady oceniania są takie same jak dla wszystkich prac maturalnych z chemii. 1. Zdający otrzymuje punkty za poprawne rozwiązania, odpowiadające poleceniom zawartym w zadaniach. Ponieważ jest to próbna matura – w dodatku wiele zadań jest za 1 pkt – za drobne uchybienia tj. złe przybliżenie (błędne zaokrąglenie wartości końcowej), mniej istotne pomyłki we wzorach półstrukturalnych, itp. nie należy pozbawiać uczniów punktów – tylko zaznaczyć te drobne błędy i braki w ocenianym arkuszu. 2. Rozwiązania zadań, uwzględniające inny tok rozumowania niż podany w kryteriach, oceniane są zgodnie z zasadami punktacji. Uczeń może udzielić inaczej sformułowanych odpowiedzi lub uzasadnień o innej treści niż podane w modelu – osoba oceniająca powinna starannie przeanalizować takie zapisy. Jeżeli są one merytorycznie poprawne i odpowiadają na zadane pytanie, to należy przyznać punkty za taką odpowiedź. 3. Istnieje kilka zalecanych systemów ustalania nazw związków chemicznych, jeżeli uczeń podaje poprawną nazwę, która nie jest wyszczególniona w tym modelu oceniania, to otrzymuje punkty zgodnie z zasadami punktacji. (Jeżeli w poleceniu jest wymagane podanie nazwy systematycznej, to podanie nazwy zwyczajowej jest odpowiedzią nieprawidłową.) 4. Gdy do jednego polecenia zdający podaje kilka odpowiedzi, z których jedna jest prawidłowa, inne nieprawidłowe, to nie otrzymuje punktów za żadną z nich. 5. Jeżeli polecenie brzmi: Napisz równanie reakcji..., to w odpowiedzi zdający powinien napisać równanie reakcji chemicznej, a nie jej schemat. 6. Dobór współczynników w równaniach reakcji chemicznych może różnić się od przedstawionego w modelu (np. mogą być zwielokrotnione), ale bilans musi być prawidłowy. Niewłaściwy dobór lub brak współczynników powoduje utratę 1 punktu za zapis tego równania. 7. W rozwiązaniach zadań rachunkowych oceniane są: metoda, wykonanie obliczeń i podanie wyniku z jednostką. W obliczeniach cząstkowych zapis jednostek nie jest wymagany, ale jeśli jednostki są, to muszą być poprawne. Błędny zapis jednostki lub jej brak przy ostatecznym wyniku liczbowym powoduje utratę 1 punktu. (W obliczeniach wymagane jest poprawne zaokrąglanie wyników liczbowych.) 8. Za poprawne obliczenia będące konsekwencją zastosowania niepoprawnej metody zdający nie otrzymuje punktów. 9. Za poprawne spostrzeżenia i wnioski będące konsekwencją niewłaściwie zaprojektowanego doświadczenia zdający nie otrzymuje punktów. 10. Za napisanie wzorów strukturalnych zamiast wzorów półstrukturalnych (grupowych) nie odejmuje się punktów. 11. Zapis „”, „” w równaniach reakcji nie jest wymagany. 12. Należy uznać „” i „T” jako oznaczenie podwyższonej temperatury. 13. W równaniach reakcji, w których ustala się stan równowagi, brak „⇄” nie powoduje utraty punktów. 2 Próbna matura „Chemia z Tutorem” dla uczniów klas maturalnych 31-03-2015 Ocenianie: Uczeń otrzymuje pełną liczbę punktów za prawidłowe rozwiązanie i dobrą odpowiedź. W przypadku zadań za 2 pkt uczeń może otrzymać 1 pkt za niepełną odpowiedź lub rozwiązanie częściowe, jeżeli wykonał i zapisał co najmniej połowę częściowych elementów rozwiązania. Odpowiednio w przypadku zadań za 3 pkt uczeń może otrzymać 2 lub 1 pkt jeżeli przedstawi ważne części rozwiązania. © Oficyna Wydawnicza „Tutor” 3 © dr inż. Zdzisław Głowacki  Oficyna Wydawnicza „Tutor” Rysunek do zadań: 1., 2., 3., 4. i 5. Schematyczny rysunek przedstawia fragment układu okresowego pierwiastków. Zadanie 1. (1 pkt) przyznane punkty Kierunek wzrostu wartości promieni atomowych pierwiastków zaznaczonych strzałkami wskazują poprawnie strzałki (podkreśl dobre odpowiedzi): Strzałka A Strzałka B Strzałka C Strzałka D Komentarz: Należy podkreślić strzałkę A oraz strzałkę D. W grupie, wraz ze wzrostem masy atomowej, rośnie liczba powłok elektronowych, więc rośnie długość promienia atomowego. Zadanie 2. (2 pkt) przyznane punkty Oceń prawdziwość stwierdzeń 1. i 2. wpisanych do tabeli. Wpisz literę P, jeżeli stwierdzenie jest prawdziwe, lub literę F, jeżeli jest fałszywe. W zdaniach 3. i 4. podkreśl właściwe słowa, takie, żeby stwierdzenia były odpowiednio jedno prawdziwe, a drugie fałszywe. Stwierdzenie P/F 1. Zgodnie ze strzałką A rośnie wartość energii jonizacji tych pierwiastków, natomiast maleje zgodnie ze strzałką B. F 2. Właściwości kwasowe tlenków na najwyższych stopniach utlenienia tworzonych przez pierwiastki objęte strzałkami B i C rosną zgodnie z kierunkiem wskazywanym przez te strzałki. P 3. Zgodnie ze strzałką A rośnie/maleje elektroujemność tych pierwiastków, jednocześnie aktywność chemiczna wzrasta/maleje. P 4. Moc wodorotlenków tworzonych przez pierwiastki z grupy pierwszej i drugiej rośnie/maleje w kierunku wskazanym przez strzałkę A oraz rośnie/maleje w przypadku pierwiastków wskazywanych przez strzałkę B. (Mogą być też inne odpowiedzi – jest to przykład.) F 4 Próbna matura „Chemia z Tutorem” dla uczniów klas maturalnych 31-03-2015 Zadanie 3. (1 pkt) a) przyznane punkty Zaznacz (zamaluj) na schemacie układu pozycję tych pierwiastków z trzeciego okresu, u których na ostatniej powłoce w stanie podstawowym znajdują się nie więcej niż dwa elektrony na orbitalach typu p. b) Narysuj strzałkę w grupie 17. pierwiastków, która będzie wskazywała wzrost powinowactwa elektronowego dla pierwiastków z tej grupy. Informacja dodatkowa do zadań: 4. i 5. Przygotowano próbkę stopu zawierającą różne masy trzech pierwiastków. Dwa z nich zaznaczono na wykresie znaczkiem . Trzeci z nich miał liczbę atomową równą 47. Stop całkowicie roztworzono w nadmiarze stężonego kwasu azotowego(V). Zadanie 4. (2 pkt) przyznane punkty Po dodaniu do roztworzonego stopu nadmiaru kwasu solnego wytrącił się osad, którego masa była równa 40% masy próbki stopu. Oblicz, z dokładnością do 0,1%, zawartość procentową srebra w tym stopie. Obliczenia: MAgCl = 143,32 g/mol MAg = 107,87 g/mol Ag+ + Cl  AgCl 143,32 g mstopu --------- 40% 100% mstopu = 358,3 g 358,3 g 107,87 g ---------- 100% z% z% = 30,106 % Odpowiedź: Zawartość procentowa srebra w stopie wynosi 30,1%. Zadanie 5. (2 pkt) przyznane punkty Uzupełnij tabelę, wpisując informacje, o które jesteś proszony. 1. Przedstaw w tzw. klatkach Hunda elektrony walencyjne atomu miedzi. 4s1 2. Który prosty jon metalu z tego stopu posiada najwięcej niesparowanych elektronów? 3. Podaj pięć jonów, których stężenie jest najwyższe po roztworzeniu stopu w HNO3. © Oficyna Wydawnicza „Tutor” 3d10 Cu2+ Cu2+, Ag+, Zn2+, NO3, H+ 5 © dr inż. Zdzisław Głowacki  Oficyna Wydawnicza „Tutor” 4. Zapisz nazwę gazu, oraz jego wzór elektronowy (kreskowy), który wydzielał się w trakcie procesu roztwarzania stopu. Tlenek azotu (IV) Zadanie 6. (2 pkt) przyznane punkty Zmieszano 220 cm3 0,1 mol/dm3 roztworu NaOH z 120 cm3 0,24 mol/dm3 roztworu HCl. Oblicz pH roztworu po zmieszaniu. Wynik podaj z dokładnością do części dziesiątych. Obliczenia: 2) Obliczamy pH 1) Obliczamy liczbę moli wodorotlenku i kwasu n 0,1 = NaOH 0,22 0,0288  0,022 = 0,0068 mola H+  nadmiar V = 220 cm3 + 120 cm3 = 340 cm3 0,0068 [H+] = = 0,02 mol/dm3 0,34 nNaOH = 0,022 mola 0,24 = pH = log[H+] = 1,7 nHCl 0,12 nHCl = 0,0288 mola  nadmiar kwasu Odpowiedź: pH roztworu po zmieszaniu wynosi 1,7. Schemat do zadań od 7. do 9. Na2CrO4 chromian(VI) sodu Cr2(SO4)3 siarczan(VI) chromu(III) 6 Próbna matura „Chemia z Tutorem” dla uczniów klas maturalnych 31-03-2015 Zadanie 7. (2 pkt) przyznane punkty Zapisz cząsteczkowo równanie reakcji nr 3 przedstawionej na tym schemacie. Podaj równania elektronowo-jonowe procesów utleniania i redukcji. 2 Cr(OH)3 + 4 NaOH + 3 H2O2  2 Na2CrO4 + 8 H2O 5 OH + Cr(OH)3  CrO42 + 3e + 4 H2O /  2 2 H2O + H2O2 + 2e  2 H2O + 2 OH /  3 Zadanie 8. (1 pkt) przyznane punkty Wpisz do okienek na schemacie wzory i nazwy produktów reakcji zawierających atomy chromu w cząsteczce. Zadanie 9. (1 pkt) przyznane punkty Zapisz pełne konfiguracje elektronowe atomu chromu oraz prostego jonu chromu występującego w wodorotlenku znajdującym się na schemacie. 24Cr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 Cr3+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 Informacja do zadań od 10. do 14. OZNACZANIE TLENU METODĄ WINKLERA Tlen rozpuszczony występuje we wszystkich wodach naturalnych, stykających się z powietrzem atmosferycznym. Pochodzi on głównie z atmosfery oraz niekiedy z procesów fotosyntezy roślin wodnych (wodorostów, glonów i planktonu). Zawartość rozpuszczonego tlenu w wodach naturalnych wynosi od 0 do 14,0 mg/l i rzadko przewyższa tę ostatnią wartość. W Tabeli 1. przedstawiono graniczne wartości zawartości tlenu, jaką musi posiadać woda należąca do odpowiedniej klasy czystości. Tabela 1. Wartości graniczne zawartości tlenu rozpuszczonego jako wskaźnika jakości wody w klasach czystości wód powierzchniowych (Rozporządzenie Ministra Środowiska z dnia 11 lutego 2004 r. (Dz. U. Nr 32, poz. 284)) Wartości graniczne w klasach Klasa czystości wód IV (mg O2/l) I II III IV V © Oficyna Wydawnicza „Tutor” 7 6 5 4 <4 7 © dr inż. Zdzisław Głowacki  Oficyna Wydawnicza „Tutor” Metoda Winklera jest najstarszą, znaną od 100 lat i dotychczas stosowaną metodą oznaczania rozpuszczonego tlenu w wodzie. Tlen rozpuszczony w wodzie utlenia w środowisku alkalicznym wodorotlenek manganu(II) do związków manganu(IV), które następnie w kwaśnym środowisku utleniają jony jodkowe do wolnego jodu w ilości równoważnej zawartości tlenu w wodzie. Jod oznacza się miareczkowo titrantem, którym jest mianowany roztwór tiosiarczanu sodu (Na2S2O3), wobec skrobi. Na podstawie ilości zużytego tiosiarczanu sodu oblicza się zawartość tlenu. Reakcje przebiegające podczas tego oznaczenia przedstawiają w uproszczeniu poniższe jonowe równania: etap 1 2Mn2+ + 4OH– + O2 → 2MnO2 + 2H2O etap 2 MnO2 + 2I– + 4H+ → Mn2+ + I2 + 2H2O etap 3 2S2O32– + I2 → S4O62– + 2I– Zadanie 10. (2 pkt) przyznane punkty Wpisz do drugiej kolumny P – jeżeli stwierdzenie jest prawdziwe, lub F – jeżeli fałszywe. 1. W metodzie Winklera tylko w trakcie etapów 1. i 2. zachodzi proces utleniania manganu. F 2. MnO2 w drugim etapie tej metody jest utleniaczem. P 3. Atomy siarki w 3. etapie tej metody ulegają utlenieniu. P 4. Skrobia w tej metodzie pełni rolę wskaźnika – wykrywa jony jodkowe. F 5. Titrantem w tej metodzie jest roztwór tiosiarczanu sodowego. P Zadanie 11. (2 pkt) przyznane punkty Oblicz, jaka objętość tlenu, wyznaczona w warunkach normalnych, powinna być rozpuszczona w 1 m3 wody powierzchniowej o I klasie czystości. Wynik podaj z dokładnością do setnych części dm3. Obliczenia: 1) Obliczamy masę tlenu. 7 mg O2 ------ 7 mg O2 ------ 1 dm3 7 000 mg O2 2) Obliczamy objętość tlenu. 1l 32g O2 ------ 22,4 dm3 7g O2 ------ vx vx = 4,90 dm3 ------ 1000 dm3 = 1 m3 Odpowiedź: W 1 m3 wody powierzchniowej o I klasie czystości powinno być rozpuszczone 4,90 dm3 tlenu. 8 Próbna matura „Chemia z Tutorem” dla uczniów klas maturalnych 31-03-2015 Zadanie 12. (3 pkt) przyznane punkty Pobrano do badania 2 dm3 wody z jeziora. Trzykrotnie przeprowadzono oznaczanie tlenu w badanej wodzie metodą Winklera, pobierając za każdym razem próbki wody o objętości 200 cm3. Wydzielony wolny jod miareczkowano titrantem – roztworem Na2S2O3 o stężeniu 0,01 mol/l do momentu odbarwienia dodanego pod koniec miareczkowania wskaźnika skrobiowego. Zużyto kolejno: 12,6 cm3; 12,4 cm3 i 12,5 cm3 titranta. a) Oblicz, ile mg O2 odpowiada 1 cm3 zużytego do miareczkowania roztworu Na2S2O3 o stężeniu 0,01 mol/l. b) Podaj, do której klasy czystości należy badana woda. Obliczenia: a) Obliczamy ile mg O2 odpowiada 1cm3 titranta. 1cm3 titranta zawiera 0,01  103 moli S2O32 = 0,01 mmoli S2O32 4 mole S2O32  titrant 1 mol O2 ----- 1 mmol O2 = 32 mg ------- 4 mmole S2O32 mO2 ------ 0,01 mmoli mO2 = 0,08 mg b) Obliczamy średnią liczbę cm3 użytego titranta = 12,5 cm3. Obliczamy masę tlenu w badanej objętości 200 cm3, czyli 12,5 cm3  0,08 mg = 1 mg na 0,2 dm3, a następnie przeliczamy na 1 dm3, otrzymujemy 5 mg O2/l – klasa III. Odpowiedzi: 1 cm3 Na2S2O3 odpowiada 0,08 mg O2. Badana woda należy do III klasy czystości. Zadanie 13. (2 pkt) przyznane punkty Wybierz z równań reakcji chemicznych przedstawionych w metodzie Winklera wszystkie te jony, które mogą pełnić w reakcjach chemicznych rolę zasad Brønsteda. Wpisz je do poniższej tabeli oraz dopisz do nich sprzężone z nimi kwasy. Nie musisz wypełniać wszystkich pozycji w tabeli. zasada Brønsteda OH I S2O32 S4O62 sprzężony kwas H2O HI HS2O3 HS4O6 © Oficyna Wydawnicza „Tutor” 9 © dr inż. Zdzisław Głowacki  Oficyna Wydawnicza „Tutor” Zadanie 14. (2 pkt) przyznane punkty Cząsteczka tiosiarczanu jest siarkowym analogiem siarczanu(VI), w którym jeden z atomów tlenu został zastąpiony atomem siarki. Narysuj poniżej wzory strukturalne jonu siarczanowego(VI) oraz jonu tiosiarczanowego. Pod wzorami wpisz liczbę wiązań sigma występujących w danym jonie. jon siarczanowy (VI) jon tiosiarczanowy liczba wiązań sigma 4 liczba wiązań sigma 4 Informacja do zadań: 15. i 16. Do rozwiązania tych zadań wykorzystaj wartości stałych dysocjacji podane w karcie Wybrane wzory i stałe fizykochemiczne. Do obliczenia wartości logarytmów możesz wykorzystać zawarte w karcie tablice logarytmów. Wykonując obliczenia, możesz zastosować przybliżenia, jakie są wprowadzane w przypadku słabych elektrolitów. Zadanie 15. (1 pkt) przyznane punkty Jaki jest stopień dysocjacji tego kwasu metanowego w roztworze o stężeniu 0,1 moldm3? Wynik podaj z dokładnością do 0,1%. Obliczenia: K Ka = 1,8  104 α = √C = 0,0424 C = 0,1 mol/dm3 α = 4,2 % C K ≥400  warunek spełniony (sprawdzenie tego warunku nie jest wymagane) Odpowiedź: Stopień dysocjacji kwasu metanowego o stężeniu 0,1 moldm3 wynosi 4,2%. Zadanie 16. (1 pkt) przyznane punkty Oblicz pH roztworu kwasu propanowego o stężeniu 0,01 moldm3. Wynik podaj z dokładnością do 0,1. Obliczenia: Ka = 1,4  105 C = 0,01 mol/dm3 C K K [H+ ] α = √C = 0,0374 α= α = 3,7 % [H+] = 0,37  103 mol/dm3 pH = log[H+] ≥400  warunek spełniony (sprawdzenie tego warunku nie jest wymagane) C ∙100% pH = 3,4 Odpowiedź: pH roztworu kwasu propanowego o stężeniu 0,01 moldm3 wynosi 3,4. 10 Próbna matura „Chemia z Tutorem” dla uczniów klas maturalnych 31-03-2015 Informacja do zadań: 17., 18., 19. i 20. Studenci do przeprowadzenia reakcji estryfikacji użyli czystego, bezwodnego alkoholu oraz roztworu wodnego kwasu etanowego o gęstości 1,061 g/cm3. Liczba moli użytego alkoholu była o 0,1 mola większa od liczby moli kwasu w roztworze. Korzystając z chromatografu gazowego, co minutę wyznaczali skład mieszaniny reakcyjnej. Wyniki nanosili na przedstawiony poniżej wykres. woda ester alkohol kwas Zadanie 17. (1 pkt) przyznane punkty a) Opisz na wykresie krzywe przedstawiające zmiany liczby moli reagentów w trakcie trwania badania. b) Po ilu minutach trwania doświadczenia szybkość tworzenia cząsteczek estru była taka sama jak szybkość hydrolizy cząsteczek estru? Odpowiedź: Szybkość tworzenia cząsteczek estru była taka sama jak szybkość hydrolizy cząsteczek estru po 6 minutach trwania doświadczenia. Zadanie 18. (1 pkt) przyznane punkty Oblicz, ile wynosi stała równowagi (Kc) tej reakcji. Wynik podaj w postaci liczby całkowitej. Obliczenia: Kc = [ester][woda] [alkohol][kwas] Kc = [0,55][0,65] [0,15][0,05] Kc = 48 Odpowiedź: Stała równowagi (Kc) tej reakcji wynosi 48. © Oficyna Wydawnicza „Tutor” 11 © dr inż. Zdzisław Głowacki  Oficyna Wydawnicza „Tutor” Zadanie 19. (2 pkt) przyznane punkty Oblicz, jakie było stężenie procentowe oraz molowe (w mol/dm3) użytego kwasu etanowego. Wyniki podaj z dokładnością do części dziesiątych. Obliczenia: 1) Obliczamy masę wody. 1 mol H2O 0,1 mola ----------- 2) Obliczamy masę kwasu. 18 g 1,8 g 1 mol kwasu etanowego 0,6 mola 3) Obliczamy objętość roztworu. 4) Obliczamy stężenia. 0,6 1 cm3 1,061 g ------ 37,8 g ------ 35,63 cm3 ------ 60 g ------ 36 g Cm = 0,03563 =16,8 mol dm3 36 Cp = 37,8 ∙100% = 95,2% Odpowiedź: Stężenie procentowe wynosi 95,2%, a stężenie molowe jest równe 16,8 mol/dm3. Zadanie 20. (2 pkt) przyznane punkty Oblicz, ile średnio cząsteczek estru powstawało na sekundę w czasie pierwszej minuty doświadczenia, a ile w trakcie drugiej minuty doświadczenia. Obliczenia: 2) W czasie drugiej minuty: 1) W czasie pierwszej minuty: 0,15 mola estru 0,2 mola estru ------ 1 min = 60 s 0,0033 mola ------ 1 s 1 mol -----0,0033 mola -----zaokrąglając: 0,0025 mola 6,02  1023 cząsteczek 1,99  1021 cząsteczek 2  1021 cząsteczek ------ 1 min = 60 s ------ 1s 1 mol ------ 6,02  1023 cząsteczek 0,0025 mola ------ 1,505  1021 cząsteczek zaokrąglając: 1,5  1021 cząsteczek Odpowiedź: W czasie pierwszej minuty doświadczenia powstawało średnio 2  1021 cząsteczek estru na sekundę, a w czasie drugiej minuty powstawało średnio 1,5  1021 cząsteczek na sekundę. Uczeń mógł także podać odpowiednio: 0,033 mol/s i 0,0025 mol/s. 12 Próbna matura „Chemia z Tutorem” dla uczniów klas maturalnych 31-03-2015 Schemat do zadań od 21. do 24. Zadanie 21. (1 pkt) przyznane punkty Podkreśl w tabeli, jakie rodzaje reakcji chemicznych oraz mechanizmy odpowiadają reakcjom wskazanym liczbami 2 i 6 na schemacie. Liczba Rodzaj i mechanizm reakcji chemicznej (podkreśl właściwe) 2 addycja / substytucja / eliminacja / / elektrofilowa / nukleofilowa / rodnikowa 6 addycja / substytucja / eliminacja / / elektrofilowa / nukleofilowa / rodnikowa © Oficyna Wydawnicza „Tutor” 13 © dr inż. Zdzisław Głowacki  Oficyna Wydawnicza „Tutor” Zadanie 22. (2 pkt) przyznane punkty Wpisz do okienek na Schemacie wzory półstrukturalne organicznych produktów otrzymanych odpowiednio w wyniku reakcji oznaczonych numerami 8, 9 i 10. Zadanie 23. (1 pkt) przyznane punkty Wpisz poniżej nazwy systematyczne organicznych produktów otrzymanych odpowiednio w wyniku reakcji oznaczonych podanymi numerami. Nr reakcji Nazwa systematyczna organicznego produktu reakcji 1 etyloamina / etanoamina 5 etanian sodu / sól sodowa kwasu etanowego 9 etanian etylu Zadanie 24. (2 pkt) przyznane punkty Zapisz cząsteczkowo i jonowo przebieg reakcji nr 4. Reakcję przeprowadzono wykorzystując odczynnik Tollensa. Współczynniki uzgodnij za pomocą równań elektronowo-jonowych. Przykładowo: H3CCHO + Ag2O  H3CCOOH + 2 Ag 2 OH + H3CCHO  H3CCOOH + 2e + H2O H2O + Ag2O + 2e  2 Ag + 2 OH lub z odczynnikiem Tollensa: 2 OH +  + 2 e  + H2 O 2 Ag(NH3)2 + 2 e  2 Ag + 2 NH3 CH3CHO + 2 Ag(NH3)2OH  CH3COOH + 2 Ag + 2 NH3 + H2O Zapisy H3CCHO oraz CH3CHO uznajemy za poprawne. 14 Próbna matura „Chemia z Tutorem” dla uczniów klas maturalnych 31-03-2015 Informacja do zadań: 25., 26., 27., 28. i 29. W 1860 roku Hermann Kolbe (niemiecki chemik) otrzymał kwas salicylowy  kwas 2hydroksybenzenokarboksylowy (związek 1.) metodą stosowaną do dziś w przemyśle (znaną jako reakcja Kolbego). Pierwszy etap tej reakcji polega na działaniu tlenkiem węgla(IV) na fenolan sodu w temperaturze 125C pod ciśnieniem 0,5 MPa. W wyniku elektrofilowego ataku CO2 na pierścień aromatyczny fenolanu powstaje salicylan sodu. W drugim etapie otrzymany salicylan zakwasza się kwasem siarkowym(VI) i powstaje wolny kwas salicylowy oraz obojętna sól sodowa. Kwas salicylowy jest wprawdzie skutecznym lekiem przeciwbólowym i przeciwzapalnym, ale powoduje liczne podrażnienia błony śluzowej żołądka. Pochodną tego kwasu, w formie nadającej się do stosowania farmaceutycznego, posiadającą właściwości przeciwbólowe, przeciwzapalne i przeciwgorączkowe zsyntetyzował w roku 1897 Felix Hoffmann, niemiecki chemik pracujący wówczas dla przedsiębiorstwa chemicznego Friedrich Bayer & Co. Był to kwas acetylosalicylowy (związek 2.) sprzedawany pod nazwą handlową aspiryna. Aspiryna była pierwszym lekiem uzyskanym w sposób syntetyczny, a nie wyizolowanym z surowców występujących w przyrodzie. Syntezę aspiryny uważa się za początek przemysłu farmaceutycznego. Zastosowanie w medycynie mają również inne pochodne kwasu salicylowego: salicylan metylu (związek 3.)  składnik maści przeciwreumatycznych oraz salicylan fenylu (związek 4.) – lek przeciwbakteryjny stosowany m. in. w leczeniu zakażeń pęcherza moczowego (znany pod nazwą salol) i kwas 4-aminosalicylowy tzw. PAS (związek 5.), mający zastosowanie w leczeniu gruźlicy. Zadanie 25. (2 pkt) przyznane punkty Zapisz wzory półstrukturalne związków 1. oraz 3., 4. i 5., o których mowa powyżej w tekście. związek 1. związek 2. związek 3. Zadanie 26. (1 pkt) związek 4. związek 5. przyznane punkty Biorąc pod uwagę budowę wybranych związków (1.5.), wyjaśnij, dlaczego kwas salicylowy w porównaniu z pozostałymi związkami najbardziej powoduje podrażnienia błony śluzowej żołądka. W żołądku panuje niskie pH. Kwas salicylowy, spośród wymienionych związków, wykazuje najsilniejszy charakter kwasowy. Grupa –OH w pozycji 2 (orto) do karboksylowej znacznie zwiększa moc kwasu. Z tego powodu kwas salicylowy najsilniej podwyższa kwasowość w żołądku powodując podrażnienie błon śluzowych. © Oficyna Wydawnicza „Tutor” 15 © dr inż. Zdzisław Głowacki  Oficyna Wydawnicza „Tutor” Zadanie 27. (2 pkt) przyznane punkty Zapisz, za pomocą wzorów półstrukturalnych, równania reakcji zachodzących w czasie dwóch etapów otrzymywania kwasu salicylowego metodą Kolbego. 1) C6H5ONa + CO2  C6H4(OH)COONa 2) 2 C6H4(OH)COONa + H2SO4  2 C6H4(OH)COOH + Na2SO4 Zadanie 28. (2 pkt) przyznane punkty Oblicz, jakiej masy fenolanu sodu [g] i jakiej objętości tlenku węgla(IV) [dm3] odmierzonego w warunkach normalnych należy użyć w celu otrzymania 0,20 kg kwasu salicylowego, wiedząc, że pierwszy etap syntezy zachodzi z wydajnością 80%, a drugi 90%. Wyniki podaj z dokładnością do dwóch miejsc po przecinku. Obliczenia: I Sposób. Msalicylan sodu = 160 g/mol Mkwas salicylowy = 138 g/mol Mfenolan sodu = 116 g/mol 2  160 g ------ 2  138 g 231,88 g ------ 200 g 22,4 dm3 CO2 ------ 160 g 36,07 dm3 CO2 ------ 257,64 g 231,88 g -----257,64 g ------ 36,07 dm3 CO2 -----45,09 dm3 CO2 ------ 116 g 186,79 g 186,79 g 233,49 g 90% 100% 80% 100% ------ 160 g ------- 257,64 g -----80% ------ 100% II Sposób (obliczenia prostsze). sumaryczna wydajność: WC = 80%  90%  72% 0,20 kg kwasu salicylowego ------ 72% 0,27778 kg ------ 10% 138 g 277,78 g ----------- 116 g 233,4 g ----------- 22,4 dm3 45,09 dm3 Odpowiedź: W celu otrzymania 0,20 kg kwasu salicylowego należy użyć 233,49 g fenolanu sodu i 45,09 dm3 CO2. 16 Próbna matura „Chemia z Tutorem” dla uczniów klas maturalnych 31-03-2015 Zadanie 29. (3 pkt) przyznane punkty Zaproponuj doświadczenie chemiczne, na podstawie którego wykażesz, że kwas salicylowy  kwas 2-hydroksybenzenokarboksylowy (związek 1.) jest silniejszym kwasem od kwasu 4-aminosalicylowego (związek 5.). Otrzymałeś do badania po 5 gramów każdej substancji. Masz do dyspozycji szkło laboratoryjne (probówki, zlewki, pipety kalibrowane, kolby miarowe itp.), wagę analityczną oraz odczynniki i wskaźniki chemiczne. Schemat doświadczenia wraz z opisem. Przykładowa odpowiedź: W obu probówkach umieszczam odważone porcje związku 1. i związku 5. zawierające taką samą liczbę moli każdego z tych kwasów, np. w I probówce 0,01 mola kwasu 2-hydroksybenzenokarboksylowego, a w II 0,01 mola kwasu 4-aminosalicylowego. Do obu probówek dodaję porcjami, np. po 0,5 cm3 1-molowego roztworu NaOH z dodatkiem fenoloftaleiny. Obserwuję ilość dodanego i odbarwionego roztworu zasady w obu probówkach i porównuję ich końcową objętość. Spodziewane obserwacje. W probówce I, w której został umieszczony mocniejszy kwas odbarwi się większa objętość dodanego odczynnika. Wnioski. Kwas salicylowy (kwas 2-hydroksybenzenokarboksylowy) odbarwia większą objętość roztworu NaOH z fenoloftaleiną, więc jest silniejszym kwasem od kwasu 4-aminosalicylowego. © Oficyna Wydawnicza „Tutor” 17 © dr inż. Zdzisław Głowacki  Oficyna Wydawnicza „Tutor” Informacja do zadań: 30., 31., 32. i 33. Rok 2014 został ogłoszony przez ONZ Rokiem Krystalografii. Celem obchodów jest propagowanie wiedzy o krystalografii, jej narzędziach, obiektach badań i odkryciach, szczególnie tych, które przyczyniły się do rozwoju nauki i przemysłu. Jednym z najbardziej spektakularnych, wczesnych osiągnięć krystalografii było ustalenie struktury antybiotyku penicyliny w oparciu o analizę rentgenowską. W czasie II wojny światowej, tysiące naukowców starało się tego dokonać, z uwagi na olbrzymie zapotrzebowanie na penicylinę dla ofiar działań wojennych. Penicylina była skutecznym antybiotykiem. O ile w czasie I wojny światowej umierało w wyniku zakażeń bakteryjnych kilkanaście procent rannych, to w czasie II wojny, w wyniku stosowania penicyliny, liczba ta spadła do jednego procentu. Odkrycia struktury penicyliny dokonała Dorothy Crowfoot Hodgkin w 1945 roku, wskazując że penicylina zawiera czteroczłonowy pierścień β-laktamowy, o czym chemicy wówczas nie wiedzieli. Laktamy, także β-laktamy, to cykliczne amidy powstałe w wyniku wewnątrzcząsteczkowej reakcji kondensacji zachodzącej pomiędzy grupami karboksylowymi i aminowymi aminokwasów. W zależności od położenia w cząsteczce grupy aminowej względem grupy karboksylowej mogą się tworzyć np. β, γ lub δ-laktamy. Antybiotyki β-laktamowe to bardzo szeroka grupa antybiotyków, do której należą: penicyliny, cefalosporyny, monobaktamy, karbapenemy i inhibitory β-laktamaz. Wszystkie działają podobnie, hamując syntezę ściany komórkowej bakterii i w konsekwencji prowadząc do śmierci bakterii. Rys. 1. Wzór strukturalny penicyliny benzylowej G. Była ona pierwszym szeroko stosowanym, naturalnym antybiotykiem. Zadanie 30. (1 pkt) przyznane punkty Jednym z produktów hydrolizy penicyliny jest aromatyczny kwas karboksylowy. Podaj jego nazwę systematyczną oraz masę cząsteczkową. Jest to kwas fenyloetanowy o masie cząsteczkowej równej 136 g/mol. Zadanie 31. (2 pkt) przyznane punkty Wpisz do drugiej kolumny P – jeżeli stwierdzenie jest prawdziwe, lub F – jeżeli fałszywe. 1. Cząsteczka penicyliny benzylowej G jest chiralna, posiada asymetryczne atomy węgla w pierścieniu β-laktamowym. P 2. Penicylinę z uwagi na obecność grupy NH oraz –COOH można zaliczyć do aminokwasów. F 18 Próbna matura „Chemia z Tutorem” dla uczniów klas maturalnych 31-03-2015 3. Grupy NH oraz –COOH w penicylinie wzajemnie się zobojętniają, tworzą sole wewnętrzne, dlatego wodny roztwór penicyliny jest obojętny. F 4. Penicylinę można wykryć za pomocą kwasu azotowego(V). P 5. W cząsteczce penicyliny benzylowej G występują dwa wiązania amidowe. P Zadanie 32. (1 pkt) przyznane punkty Narysuj wzór półstrukturalny laktamu, jaki utworzy naturalny aminokwas białkowy – kwas L-glutaminowy. Zadanie 33. (2 pkt) a) przyznane punkty Wskaż, które aminokwasy są względem siebie izomerami optycznymi. A. B. C. Odpowiedź. Izomerami optycznymi są: A i B (wzory C i D podstawiają tą samą cząsteczkę). b) Podaj nazwę zwyczajową i systematyczną aminokwasu oznaczonego literą A. Kwas 2-aminopropanowy (alanina). © Oficyna Wydawnicza „Tutor” D. 19 © dr inż. Zdzisław Głowacki  Oficyna Wydawnicza „Tutor” Zadanie 34. (2 pkt) przyznane punkty Do naczynia zawierającego siarczan(VI) miedzi(II) wstawiono blaszkę wykonaną z żelaza. Po pewnym czasie blaszkę wyjęto i stwierdzono, że jej masa zmieniła się o 2,2 g. Zapisz jonowo równanie chemiczne opisujące zachodzące procesy. Ile gramów wynosi masa miedzi osadzonej na blaszce z żelaza? Masę podaj z dokładnością do dziesiątych części grama. Równanie reakcji: Cu2+ + Fe  Fe2+ + Cu Obliczenia: MFe = 55,85g/mol MCu = 63,55g/mol 55,85 g ----------- 63,55 g Cu 7,7 g różnicy w masie 63,55 g -------- 7,7 g mCu --------- 2,2 g mCu= 18,2 g Odpowiedź: Masa miedzi osadzonej na blaszce z żelaza wynosi 18,2 g. Zadanie 35. (3 pkt) przyznane punkty Wapno palone otrzymuje się w wyniku prażenia wapienia w piecu zwanym wapiennikiem. Zachodzą wówczas reakcje: C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔH2 = 390 kJ  mol1 CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) ΔH1 = 180 kJ  mol1 Energia uzyskiwana ze spalania węgla kamiennego jest o 20% niższa od podanej w reakcji chemicznej spalania czystego węgla. Ponadto efektywne wykorzystanie uzyskiwanej energii na proces rozkładu wapienia wynosi tylko 60%  reszta energii cieplnej ulega rozproszeniu. Wapień wprowadzany do wapiennika zawiera 90% węglanu wapnia. Zanieczyszczenia nie mają wpływu na procesy termochemiczne zachodzące w wapienniku. Oblicz, ile maksymalnie kilogramów wapienia może przypadać na 200 kg węgla kamiennego, aby w takim piecu wypalanie przebiegało bez konieczności dostarczania energii z zewnątrz. Wynik obliczeń zaokrąglij w dół do 1 kg. 20 Próbna matura „Chemia z Tutorem” dla uczniów klas maturalnych 31-03-2015 Obliczenia: 1) Obliczamy energię uzyskiwaną ze spalania węgla kamiennego. 0,2  (390) = 78 kJ 390 – (78) = 312 kJ 0,6  (312) = 187,2 kJ w przeliczeniu na 1 mol C 2) Obliczamy ile kg wapienia przypada na 200 kg węgla kamiennego. 12g C -----187,2 kJ 0,012 kg C -----0,1872 MJ 200 kg C -----3120 MJ 100 g CaCO3 -----0,1 kg -----1733,33 kg ------ 180 kJ 0,180 MJ 3120 MJ 1733,33 kg ------ 90% 1925,93 kg ------ 100% po zaokrągleniu w dół mCaCO3 = 1925 kg Odpowiedź: Na 200 kg węgla kamiennego może maksymalnie przypadać 1925 kg wapienia. To już koniec zmagań . Dziękujemy. dr inż. Zdzisław Głowacki – Oficyna Wydawnicza „Tutor” e-mail: [email protected] © Oficyna Wydawnicza „Tutor”