Matura próbna z chemii 2025 – zadanie 6

Już na samym początku trafiliśmy na zadanie, z którego rozwiązaniem poradziło sobie mniej niż 20% uczniów. Według mnie największy problem zadania numer 6 stanowią jednostki i umiejętność ich przeliczania. Pamiętajcie, że zarówno wartości niektórych jednostek oraz przedrostki jednostek miar znajdziecie w maturalnych kartach wzorów, z których możecie korzystać podczas egzaminu maturalnego. Dlatego gorąco Was zachęcam do dokładnego przejrzenia kart wzorów aby na maturze zaoszczędzić czas na wertowanie stron w poszukiwaniu parametrów potrzebnych do obliczenia zadania.

Przejdźmy do omówienia zadania - na samym początku musimy zauważyć, że w celu obliczenia energii potrzebnej do otrzymania jednego mola Ca²⁺ musimy zsumować wartość pierwszej i drugiej energii jonizacji, które mamy podane w tabeli:

E= E_j1 + E_j2 = 6,11 + 11,87= 17,98 eV

Otrzymany wynik w jednostce eV dotyczy energii potrzebnej do oderwania dwóch elektronów od jednego atomu Ca. Aby obliczyć wartość energii potrzebną dla jednego mola atomu Ca musimy skorzystać z liczby Avogadra.

Skoro 1 mol atomu to 6,02 • 10²³ atomów to:

E_mol= 6,02 • 10²³ • 17,98 eV = 1,08 • 10²⁵ eV

Otrzymana wartość to ilość energii potrzebna do oderwania dwóch elektronów od jednego mola atomów Ca.

Ponieważ molowa energia jonizacji podawana jest w jednostce kJ to następnym krokiem w tym zadaniu będzie wyrażenie otrzymanego wyniku właśnie w tej jednostce.

W tablicach maturalnych bez problemu znajdziecie, że:

1 eV = 1,602 • 10^-19 J = 1,602 • 10^-22 kJ

Tak więc nie pozostaje nam nic innego jak pomnożyć otrzymaną energię molową przez wartość eV:

E_mol=  1,08•10²⁵ •1,602•10^-22 = 1730 kJ

W ten sposób otrzymaliśmy wartość energii jonizacji dla jednego mola atomów Ca.

 

Zadanie 12 na maturze próbnej z chemii

Zadanie numer 12. to typowe zadanie na tzw. tabelkę. Zacznijmy więc od jej narysowania:

 

	Cpoczątkowe	Zmiana	Crównowagowe
CH4
H2O
CO
H2

Przejdźmy do jej wypełnienia - będziemy wstawiali do tabelki wartości stężeń molowych, ponieważ potem te stężenia będziemy musieli podstawić do wyrażenia na stężeniową stałą równowagi.

Zobaczcie, że w tym przypadku nie mamy produktów na początku reakcji, więc zarówno dla wodoru jak i tlenku węgla w miejscu na początkowe stężenie molowe możemy wpisać 0. Natomiast o substratach wiemy tylko tyle, że zmieszane są równomolowo więc możemy założyć, że ich stężenia molowe na początku były równe x mol/dm³.  

	Cpoczątkowe	Zmiana	Crównowagowe
CH4	x
H2O	x
CO	0
H2	0

Dodatkowo mamy podaną liczbę moli wodoru w stanie równowagi oraz objętość reaktora równą 20 dm³ – na podstawie tych danych obliczymy stężenie równowagowe wodoru, korzystając ze wzoru na stężenie molowe:

Tę wartość wpiszemy do tabelki w miejscu na stężenie równowagowe wodoru. W takim razie w wyniku reakcji powstało 2,7 mol/dm³ wodoru. Środkową kolumnę zawsze dotyczy stechiometrycznych zmian stężeń reagentów. Tak więc, wiedząc ile powstało w wyniku reakcji wodoru obliczymy na podstawie stechiometrii reakcji ile równocześnie musiało powstać tlenku węgla(II) a ile ubyło metanu i pary wodnej. Widzimy, że tlenku węgla(II) musiało przybyć 3 razy mniej niż wodoru. Natomiast metanu i wody przereagowało dokładnie tyle samo ile powstało tlenku węgla(II).

	Cpoczątkowe	Zmiana	Crównowagowe
CH4	x	-0,9
H2O	x	-0,9
CO	0	+0,9
H2	0	+2,7	2,7

Teraz możemy obliczyć stężenia wszystkich reagentów w stanie równowagi:

	Cpoczątkowe	Zmiana	Crównowagowe
CH4	x	-0,9	x-0,9
H2O	x	-0,9	x-0,9
CO	0	+0,9	0,9
H2	0	+2,7	2,7

Wartość stężeniowej stałej równowagi mamy podaną w informacji wstępnej. Pamiętajcie, że musimy spisać wartość w temperaturze 1398 K, czyli K_c=4,6.  

Podstawiamy do wyrażenia na stałą K i wyliczamy wartość x:

 

Warunki zadania spełnia tylko wartość x = 2,86 mol/dm³, czyli stężenie początkowe zarówno metanu jak i pary wodnej było równe
2,86 mol/dm^3.

Możemy przejść do ostatniego już kroku w tym zadaniu czyli do policzenia jaki procent początkowej ilości metanu przereagował:

Zadanie 20 na maturze próbnej z chemii

W zadaniu numer 20. mieliśmy wykazać na podstawie obliczeń, że kwasem użytym do miareczkowania był kwas octowy. Jednym ze sposobów, którym będziemy mogli to wykazać będzie obliczenie wartości stałej dysocjacji K użytego kwasu na podstawie jego początkowej wartości pH.

W celu wyznaczenia wartości stałej K, skorzystamy z następującego wzoru:

Z wykresu odczytujemy początkową wartość pH, która wynosi 3,03. Na tej podstawie wyliczymy stężenie jonów H⁺ korzystając z następującej zależności:

[H⁺] = 10^-pH = 10^-3,03 = 9,3•10^-4 mol/dm³

Mając stężenie kationów wodoru oraz początkowe stężenie kwasu (jest podane w treści zadania) jesteśmy w stanie wyliczyć wartość stałej K, podstawiając wszystkie dane do wzoru:

Otrzymujemy wartość stałej K = 1,76•10^-5

Teraz nie pozostaje nam nic innego jak otworzyć Karty maturalne na stronie z Wartościami stałych dysocjacji i sprawdzić czy taka wartość odpowiada kwasowi octowemu.

 

Bingo! Udowodniliśmy, że miareczkowanym kwasem był kwas octowy.

 

Matura rozszerzona chemia – sprawdź zadanie 23

Zadanie numer 23. dotyczyło wyznaczenia wzoru hydratu kwasu szczawiowego. Przypomnijmy sobie zatem, co to są hydraty. Hydraty to nic innego jak sole uwodnione, które w swojej strukturze mają wbudowane cząsteczki wody.

W celu wyznaczenia wzoru hydratu zostało przeprowadzone miareczkowanie redoksymetryczne. Redoksymetria to technika analizy chemicznej oparta na reakcjach utleniania i redukcji. Jest wykorzystywana do oznaczania stężenia substancji redukujących i utleniających w roztworach. Proces ten polega na miareczkowaniu substancji badanego roztworu za pomocą roztworu mianowanego o znanym stężeniu, w którym zachodzi reakcja redoks.

Aby poprawnie wyznaczyć wzór hydratu musimy obliczyć, ile w próbce hydratu znajdowało się soli bezwodnej a ile wody hydratacyjnej.

W treści zadania mamy podane stężenie i objętość manganianu(VII) potasu, który był użyty do miareczkowania - na tej podstawie wyliczymy liczbę moli manganianu(VII): 

n = 0.3 mol/dm³  • 0,0185 dm³ = 0,0056mola manganianu(VII) potasu

Na podstawie liczby moli zużytego manganianu(VII) i stechiometrii reakcji jesteśmy w stanie wyliczyć liczbę moli kwasu szczawiowego, który poddano miareczkowaniu. Ze stechiometrii reakcji widzimy, że 2 mole MnO₄^- reagują z 9 molami C₂O₄^2-, zatem:

Teraz nie pozostaje nam nic innego jak obliczyć jaką masę stanowi wyliczona przez nas liczba moli kwasu szczawiowego. W tym celu policzmy jego masę molową:

Przechodzimy teraz do najbardziej kluczowego momentu zadania. Aby wyznaczyć wzór hydratu kwasu szczawiowego musimy obliczyć ile moli wody będzie przypadało na jeden mol kwasu.

W treści zadania mieliśmy podaną masę próbki hydratu - odejmując od tego wyliczoną przez nas masę kwasu obliczymy masę wody hydratacyjnej.

 

Masa wody= 3,15 g - 2,25 g = 0,9 g H₂O

Przeliczmy zatem ile gram wody przypadnie na jeden mol kwasu, wykorzystując do tego jego masę molową:

 

Tak więc, w 1 molu hydratu znajduje się 36 gram wody.

Zaminiamy podaną masę wody na mole:

i otrzymujemy wzór hydratu: H₂C₂O₄ • 2 H₂O.

 

Zadanie 30 na maturze próbnej z chemii

W zadaniu numer 30. musieliśmy rozwiązać ciąg przemian chemicznych i podać wzory półstrukturalne głównych produktów poszczególnych etapów. Zwróćcie jeszcze raz na to uwagę- głównych produktów reakcji chemicznych.

W reakcji oznaczonej na schemacie numerem 1. zachodzi reakcja addycji elektrofilowej cząsteczki HBr do alkenu. W tym przypadku musimy zwrócić uwagę, że mamy do czynienia z niesymetryczną cząsteczką i addycja ta będzie przebiegała zgodnie z regułą Markownikowa.

Reguła Markownikowa mówi, że atom wodoru dołączą się do tego węgla przy wiązaniu podwójnym, który posiada mniejszą rzędowość, czyli do takiego, który związany jest z większą liczbą atomów wodoru. Tak więc główny produkt pierwszej przemiany będzie wyglądał następująco: 

Kolejny etap, przebiega w podwyższonej temperaturze i w środowisku etanolowego roztworu NaOH. Takie warunki będą powodowały sumarycznie eliminację cząsteczki HBr od otrzymanej w poprzednim etapie bromopochodnej. Eliminacja będzie przebiegała zgodnie z regułą Zajcewa - atom wodoru w produkcie głównym reakcji zostanie oderwany od tego atomu węgla, który związany jest z mniejszą ilością wodorów.

W tym miejscu warto przypomnieć sobie bardzo podobną reakcję dotyczącą halogenopochodnych alkanów - mianowicie reakcję z mocną zasadą ale tym razem w środowisku wodnym. Gdy mamy do czynienia z takimi warunkami to przebiega wtedy reakcja substytucji nukleofilowej i otrzymujemy cząsteczkę alkoholu. Ale wróćmy do naszego zadania - główny produkt eliminacji przebiegającej zgodnie
z regułą Zajcewa będzie miał następujący wzór:  

W ostatnim już etapie, na otrzymany alken działamy wodnym roztworem manganianu(VII) potasu. Reakcja ta, jest jedną z metod identyfikacji wiązania podwójnego w cząsteczce i równocześnie metodą otrzymywania alkoholi polihydroksylowych. W tych warunkach dochodzi do rozerwania wiązania podwójnego i przyłączenia do obu atomów węgla grup hydroksylowych:

 

Próbna matura z chemii - zadanie 37.2

W zadaniu 37.2. musieliśmy wykazać odczyn roztworu N-metylometanoaminy. Tak naprawdę określenie tego odczynu było konieczne już
w zadaniu 37.1. aby poprawnie dopasować numery fotografii do poszczególnych etapów doświadczenia.

N-metylometanoamina należy do amin. Aminy ze względu na obecność wolnej pary elektronowej na atomie azotu będą wykazywały odczyn zasadowy. Reakcją potwierdzającą odczyn zasadowy amin jest reakcja z wodą przebiegająca w następujący sposób:

(CH₃)₂NH + H₂O       (CH₃)₂NH₂⁺  + OH^-

Tak jak widzimy w reakcji powstają jony OH^-, które będą decydowały o zasadowym odczynie roztworu.

 

Zadanie nr 40 – matura chemia 2025

Zadanie 40. dotyczyło przeprowadzenia reakcji estryfikacji pomiędzy 5. atomem węgla cząsteczki D-rybozy a kwasem ortofosforowym(V). Zwróćcie uwagę, że w informacji wstępnej macie podany wzór D-rybozy w projekcji Hawortha i dodatkowo zostały ponumerowane już atomy węgla.

  

To co mogło być zaskakujące w tym zadaniu to to, że reakcja estryfikacji może również zachodzić dla kwasów nieorganicznych. W strukturze cząsteczek kwasów nieorganicznych możemy wyróżnić grupy hydroksylowe, które będą ulegały reakcji estryfikacji z cząsteczkami alkoholi. Co prawda, w otrzymanych estrach nie będziemy mieli klasycznego wiązania estrowego tak jak w przypadku estryfikacji kwasu karboksylowego alkoholem to mimo tego związki takie zaliczamy do estrów.

Tak więc reakcja estryfikacji zajdzie pomiędzy jedną grupą hydroksylową pochodzącą od cząsteczki kwasu ortofosforowego(V) a grupą hydroksylową znajdującą się przy 5. atomie węgla cząsteczki D-rybozy. W wyniku tej reakcji otrzymamy następujący produkt:  

 

Podsumowanie – matura próbna z chemii 2025

Podsumowując analizę arkusza maturalnego z chemii na poziomie rozszerzonym, można zauważyć, że tegoroczne zadania wymagają nie tylko dobrej znajomości teorii, ale także umiejętności logicznego myślenia, analizowania danych i sprawnego wykonywania obliczeń. 

Maturzyści, przed Wami ostatnie tygodnie przygotowań – warto wykorzystać je na systematyczne powtarzanie materiału i rozwiązywanie jak największej liczby zadań. Życzymy Wam powodzenia na egzaminie w maju! Niech zdobyta wiedza i umiejętności pozwolą Wam osiągnąć jak najlepszy wynik i otworzyć drzwi do wymarzonych studiów. Powodzenia!