Test warsztaty 2006/07

Test warsztaty 2006/07
1. Po wrzuceniu potasu do wody metal szybko poruszający się po powierzchni cieczy zapala się, a roztwór
ogrzewa się i wydziela się gaz. Prawidłowy wniosek jaki można na podstawie tego opisu wyciągnąć jest
następujący:
a) potas reaguje z wodą, a ciepło rozpuszczania jest tak duże, że roztwór rozgrzewa się, powodując iż woda
ulega odparowaniu,
b) reakcja potasu z wodą jest egzotermiczna, potas jest bardzo reaktywny i ma gęstość mniejszą od gęstości
wody,
c) ciepło reakcji potasu z wodą jest powodem zwiększonej ruchliwości potasu utrzymując go na powierzchni
roztworu,
d) produktem egzotermicznej reakcji potasu z wodą jest wodór i wodorotlenek potasu.
2. Stop glinu z magnezem roztworzono w kwasie siarkowym(VI). Do otrzymanego roztworu dodano nadmiaru
KOH. Glin po zakończeniu reakcji znajdował się w postaci:
a) w roztworze jako [Al(OH)4]-,
b) w osadzie jako Al(OH)3,
c) w roztworze jako Al2(SO4)3,
d) stop Al z Mg nie reaguje z H2SO4 i KOH.
3. Do czterech naczyń zawierających podane niżej jony dodano roztworu KI. Osad wytrąci się w roztworze z
jonami: I. Ag+, II. Fe3+, III. Pb2+, IV. Mg2+. Poprawną odpowiedzią jest:
a) I i II,
b) II i III,
c) I i III,
d) II i IV.
4. W reakcji manganianu(VII) potasu z siarczanem(IV) sodu w zależności od środowiska powstają kolorowe lub
bezbarwne produkty:
a)
b)
c)
d)
środowisko kwasowe
MnO4- fioletowy
MnO2 brązowy
Mn2+
różowy
Mn2+
bezbarwny
środowisko obojętne
Mn2+ bezbarwny
Mn3+ czerwony
MnO4- zielony
MnO2 brązowy
środowisko zasadowe
MnO2 brązowy
Mn2O3 czarny
MnO2 czarny
MnO42- zielony
5. Jedną z metod służących do wykrywania siarki jest próba heparowa, która polega na stapianiu badanej
substancji z węglanem sodu i węglem drzewnym w płomieniu palnika. Otrzymany stop umieszcza się na
oczyszczonej blaszce srebrnej i w obecności siarki na powierzchni metalu powstaje:
a) Ag2SO4,
b) Ag2SO3,
c) Ag2S,
d) Ag2S2O3.
6. Podczas produkcji kwasu azotowego(V) zachodzi reakcja dysproporcjonowania. Ulega jej tlenek azotu(IV).
Wydostające się do atmosfery, w niewielkiej ilości, tlenki azotu(II) i (IV) ulegają reakcji
synproporcjonowania, a powstający produkt przyczynia się do powstawania kwaśnych deszczy. Napisz
równania reakcji obu opisanych procesów.
7. Uzgodnić równanie reakcji:
....As2S3 + ....MnO4– + ....H+ → ....AsO43- + ....SO42- + ....Mn2+ + ....H2O
8. Na podstawie energii wiązań oblicz entalpię reakcji: C2H4(g) + Cl2(g) → CH2Cl-CH2Cl(g) energia wiązania
podano w kJ/mol:
C=C 612;
C – C 347;
C–H 415;
C – Cl 335, oraz energia atomizacji Cl2 → 2 Cl 242
9. Stała Kc równowagi reakcji:
CO(g) + H2O(g) ↔ CO2(g) + H2(g) w temperaturze 1100K jest równa
jedności. 1 dm3 mieszaniny wyjściowej, w której znajdowały się 3 mole CO i 6 moli H2O ogrzano w
zamkniętym naczyniu do temperatury 1100K. Oblicz liczby moli składników układu w stanie równowagi.
10. 30 gramów jednoprotonowego kwasu, którego masa molowa wynosi 60 g/mol, rozcieńczono wodą do
objętości 1 dm3. W otrzymanym roztworze znajduje się 1.8·1021 jonów wodorowych. Oblicz stopień i stałą
dysocjacji tego kwasu.
11. Jony przedstawione za pomocą wzorów: NH4+, Na+, H+, Cl-, CH3COO-, OH- mogą ze sobą utworzyć kilka
różnych połączeń. Określ, które spośród tak otrzymanych związków, nie będą miały w roztworze wodnym
odczynu obojętnego. Podaj ich wzory i nazwę procesu decydującego o danym odczynie.
12. Zestalony amoniak w postaci krystalicznej ma gęstość 0,838 g cm-3. Oblicz gdzie zawarta jest większa liczba
moli tego związku: w 10 cm3 stałego amoniaku, czy w 10 dm3 gazowego, w temperaturze 100 C, pod
ciśnieniem 1000 hPa.