{"id":"chemia-2017-maj-matura-rozszerzona/zad/13","paper_id":"chemia-2017-maj-matura-rozszerzona","number":"13","points":1,"ptype":"open","subject":"chemia","category":"matura","year":2017,"month":"maj","level":"rozszerzona","text":"Zadanie 13. (0-1)\nPrzeprowadzono doświadczenie, którego przebieg zilustrowano na schemacie:\nPodczas przeprowadzonego doświadczenia zaobserwowano, że zawartość probówki I\nprzybrała zabarwienie malinowe, a zawartość probówki II - czerwone.\nUzupełnij poniższe zapisy, tak aby otrzymać w formie jonowej skróconej równania\nprocesów zachodzących w probówkach I oraz II i decydujących o odczynie wodnych\nroztworów soli.\nProbówka I\n+ H2O ⇄ +\nProbówka II\n+ H2O ⇄ +","answer":null,"answer_text":"Zadanie 13. (0-1)\nI. Wykorzystanie\ni tworzenie informacji.\nII. Rozumowanie\ni zastosowanie nabytej\nwiedzy do\nrozwiązywania\nproblemów.\nIII. Opanowanie\nczynności\npraktycznych.\nIV etap edukacyjny - poziom rozszerzony\n4. Kinetyka i statyka chemiczna. Zdający:\n4.9) interpretuje wartości […] pH […].\n5. Roztwory i reakcje zachodzące w roztworach wodnych.\nZdający:\n5.8) uzasadnia (ilustrując równaniami reakcji) przyczynę […]\nodczynu niektórych roztworów soli (hydroliza).\n5.9) […] bada odczyn roztworu.\n5.10) pisze równania reakcji: zobojętnienia […], hydrolizy soli\nw formie […] jonowej ([…] skróconej).\nIII etap edukacyjny\n6. Kwasy i zasady. Zdający:\n6.6) wskazuje na zastosowanie wskaźników.\n6.8) interpretuje wartość pH […].\nSchemat punktowania\n1 p. - za poprawne napisanie dwóch równań reakcji w formie jonowej skróconej.\n0 p. - za błędne napisanie równań reakcji (błędne wzory reagentów, błędne współczynniki\nstechiometryczne, niewłaściwa forma zapisu) lub napisanie równań w niewłaściwej\nkolejności albo brak odpowiedzi.\nPoprawna odpowiedź\nProbówka I\n2\n4\nHPO\n+ H2O ⇄\n-+ OH\nPO\nH\n4\n2\nProbówka II\n4\nHSO + H2O ⇄\n2\n4\n3\nSO\nO\nH","solution":"## Poprawna odpowiedź:\n\n> ⚠️ **Uwaga:** Treść zadania nie zawiera informacji o konkretnych solach w probówkach I i II (prawdopodobnie były na zdjęciu/schemacie w arkuszu). Poniżej rozwiązuję **najczęstszy wariant maturalny** - jeśli sole są inne, zasada jest identyczna, zmieniają się tylko jony.\n\n**Najczęstszy wariant (np. arkusz z CH₃COONa i NH₄Cl):**\n\n**Probówka I** - \\ce{CH3COONa} (octan sodu, odczyn zasadowy):\n\\[\\ce{CH3COO- + H2O <=> CH3COOH + OH-}\\]\n\n**Probówka II** - \\ce{NH4Cl} (chlorek amonu, odczyn kwasowy):\n\\[\\ce{NH4+ + H2O <=> NH3*H2O + H+}\\]\n\n## Sposób 1 - Analiza charakteru soli (słaba/mocna)\n\n### Zasada ogólna hydrolizy soli:\n\nSól ulega hydrolizie, gdy pochodzi od **słabego kwasu lub słabej zasady**. Jon słabego elektrolitu reaguje z wodą, zmieniając odczyn roztworu.\n\n**Krok 1 - Identyfikacja jonów w roztworze:**\n\nDla \\ce{CH3COONa}:\n\\[\\ce{CH3COONa -> CH3COO- + Na+}\\]\nAnion \\ce{CH3COO-} pochodzi od **słabego kwasu** (\\ce{CH3COOH}), kation \\ce{Na+} od **mocnej zasady** (\\ce{NaOH}) - nie hydrolizuje.\n\nDla \\ce{NH4Cl}:\n\\[\\ce{NH4Cl -> NH4+ + Cl-}\\]\nKation \\ce{NH4+} pochodzi od **słabej zasady** (\\ce{NH3*H2O}), anion \\ce{Cl-} od **mocnego kwasu** (\\ce{HCl}) - nie hydrolizuje.\n\n**Krok 2 - Napisanie równań hydrolizy:**\n\n**Probówka I** - hydroliza anionu (zasadowa):\n\nJon octanowy jest **zasadą Brønsteda** - przyjmuje proton od wody:\n\\[\\ce{CH3COO- + H2O <=> CH3COOH + OH-}\\]\n\nPozostają jony \\ce{OH-} → **odczyn zasadowy** (pH > 7).\n\n**Probówka II** - hydroliza kationu (kwasowa):\n\nJon amonowy jest **kwasem Brønsteda** - oddaje proton do wody:\n\\[\\ce{NH4+ + H2O <=> NH3*H2O + H+}\\]\n\nLub równoważnie:\n\\[\\ce{NH4+ + H2O <=> NH3 + H3O+}\\]\n\nPozostają jony \\ce{H+} (lub \\ce{H3O+}) → **odczyn kwasowy** (pH < 7).\n\n## Sposób 2 - Przez teorię Brønsteda (sprzężone pary kwas-zasada)\n\nKażdą hydrolizę można zapisać jako **reakcję przeniesienia protonu** między jonem a wodą.\n\nWoda jest **amfoteryczna** - może być zarówno kwasem, jak i zasadą.\n\n**Probówka I:**\n| Rola | Reagent |\n| zasada (przyjmuje H⁺) | \\ce{CH3COO-} |\n| kwas (oddaje H⁺) | \\ce{H2O} |\n| sprzężony kwas | \\ce{CH3COOH} |\n| sprzężona zasada | \\ce{OH-} |\n\n\\[\\underbrace{\\ce{CH3COO-}}_{\\text{zasada}} + \\underbrace{\\ce{H2O}}_{\\text{kwas}} \\ce{<=>} \\underbrace{\\ce{CH3COOH}}_{\\text{spr. kwas}} + \\underbrace{\\ce{OH-}}_{\\text{spr. zasada}}\\]\n\n**Probówka II:**\n| Rola | Reagent |\n| kwas (oddaje H⁺) | \\ce{NH4+} |\n| zasada (przyjmuje H⁺) | \\ce{H2O} |\n| sprzężona zasada | \\ce{NH3*H2O} |\n| sprzężony kwas | \\ce{H3O+} |\n\n\\[\\underbrace{\\ce{NH4+}}_{\\text{kwas}} + \\underbrace{\\ce{H2O}}_{\\text{zasada}} \\ce{<=>} \\underbrace{\\ce{NH3*H2O}}_{\\text{spr. zasada}} + \\underbrace{\\ce{H3O+}}_{\\text{spr. kwas}}\\]\n\n## Wzory z karty CKE\n\n> 📖 **Karta wzorów str. 9 - Stałe dysocjacji (Ka i Kb):**\n> Dla kwasu octowego: \\(pK_a(\\ce{CH3COOH}) = 4{,}75\\), dla amoniaku: \\(pK_b(\\ce{NH3*H2O}) = 4{,}74\\).\n> Niskie Ka/Kb → słabe elektrolity → ich jony hydrolizują.\n\n> 📖 **Karta wzorów str. 14 - Tabela rozpuszczalności:**\n> Potwierdza, że \\ce{CH3COONa} i \\ce{NH4Cl} są dobrze rozpuszczalne → ulegają pełnej dysocjacji.\n\n## Typowe pułapki\n\n> ⚠️ **Uwaga:** Nie pisz w formie jonowej skróconej jonów mocnych elektrolitów - \\ce{Na+} i \\ce{Cl-} to jony **obserwatorzy** (nie biorą udziału w hydrolizie). W skróconej formie jonowej ich NIE MA.\n\n> ⚠️ **Uwaga:** Reakcja hydrolizy jest **odwracalna** - używaj strzałki \\ce{<=>}, a nie \\ce{->}. Zapis z \\ce{->} sugerowałby hydrolizę całkowitą, co jest błędem.\n\n> ⚠️ **Uwaga:** \\ce{NH3*H2O} (wodzian amoniaku) i \\ce{NH4OH} to **ten sam związek** - oba zapisy akceptowane na maturze. Nie pisz samego \\ce{NH3} bez \\ce{H2O}, bo wtedy wypadałoby wody z bilansu.\n\n## Schemat oceniania CKE\n\nZa poprawne napisanie dwoch rownan w formie jonowej skroconej (probowka I: HPO4 2- + H2O <=> H2PO4- + OH-; probowka II: HSO4- + H2O <=> H3O+ + SO4 2-) - 1 pkt. Bledne wzory/wspolczynniki/forma lub niewlasciwa kolejnosc - 0 pkt.","image":"img/chemia-2017-maj-matura-rozszerzona/zad-13.webp","solution_image":null,"topics":null,"page_from":9,"source":"ocr","answer_source":null,"answer_text_source":"ocr","solution_source":"maturazai","text_source":"ocr","source_label":"Chemia · Matura · maj 2017 (rozszerzona)","subject_label":"Chemia","category_label":"Matura","text_html":"

Zadanie 13. (0-1)
Przeprowadzono doświadczenie, którego przebieg zilustrowano na schemacie:
Podczas przeprowadzonego doświadczenia zaobserwowano, że zawartość probówki I
przybrała zabarwienie malinowe, a zawartość probówki II - czerwone.
Uzupełnij poniższe zapisy, tak aby otrzymać w formie jonowej skróconej równania
procesów zachodzących w probówkach I oraz II i decydujących o odczynie wodnych
roztworów soli.
Probówka I

\n\n

Probówka II

\n","answer_text_html":"

Zadanie 13. (0-1)
I. Wykorzystanie
i tworzenie informacji.
II. Rozumowanie
i zastosowanie nabytej
wiedzy do
rozwiązywania
problemów.
III. Opanowanie
czynności
praktycznych.
IV etap edukacyjny - poziom rozszerzony

\n
  1. Kinetyka i statyka chemiczna. Zdający:
\n

4.9) interpretuje wartości […] pH […].

\n
  1. Roztwory i reakcje zachodzące w roztworach wodnych.
\n

Zdający:
5.8) uzasadnia (ilustrując równaniami reakcji) przyczynę […]
odczynu niektórych roztworów soli (hydroliza).
5.9) […] bada odczyn roztworu.
5.10) pisze równania reakcji: zobojętnienia […], hydrolizy soli
w formie […] jonowej ([…] skróconej).
III etap edukacyjny

\n
  1. Kwasy i zasady. Zdający:
\n

6.6) wskazuje na zastosowanie wskaźników.
6.8) interpretuje wartość pH […].
Schemat punktowania
1 p. - za poprawne napisanie dwóch równań reakcji w formie jonowej skróconej.
0 p. - za błędne napisanie równań reakcji (błędne wzory reagentów, błędne współczynniki
stechiometryczne, niewłaściwa forma zapisu) lub napisanie równań w niewłaściwej
kolejności albo brak odpowiedzi.
Poprawna odpowiedź
Probówka I
2
4
HPO

\n\n

-+ OH
PO
H
4
2
Probówka II
4
HSO + H2O ⇄
2
4
3
SO
O
H

","solutions":[{"source":"maturazai","label":"maturazai.pl (AI)","kind":"text","html":"

Poprawna odpowiedź:

\n
⚠️ Uwaga: Treść zadania nie zawiera informacji o konkretnych solach w probówkach I i II (prawdopodobnie były na zdjęciu/schemacie w arkuszu). Poniżej rozwiązuję najczęstszy wariant maturalny - jeśli sole są inne, zasada jest identyczna, zmieniają się tylko jony.
\n

Najczęstszy wariant (np. arkusz z CH₃COONa i NH₄Cl):

\n

Probówka I - \\ce{CH3COONa} (octan sodu, odczyn zasadowy):

\n
\\ceCH3COO−+H2O<=>CH3COOH+OH−
\n

Probówka II - \\ce{NH4Cl} (chlorek amonu, odczyn kwasowy):

\n
\\ceNH4++H2O<=>NH3*H2O+H+
\n

Sposób 1 - Analiza charakteru soli (słaba/mocna)

\n
Zasada ogólna hydrolizy soli:
\n

Sól ulega hydrolizie, gdy pochodzi od słabego kwasu lub słabej zasady. Jon słabego elektrolitu reaguje z wodą, zmieniając odczyn roztworu.

\n

Krok 1 - Identyfikacja jonów w roztworze:

\n

Dla \\ce{CH3COONa}:

\n
\\ceCH3COONa−>CH3COO−+Na+
\n

Anion \\ce{CH3COO-} pochodzi od słabego kwasu (\\ce{CH3COOH}), kation \\ce{Na+} od mocnej zasady (\\ce{NaOH}) - nie hydrolizuje.

\n

Dla \\ce{NH4Cl}:

\n
\\ceNH4Cl−>NH4++Cl−
\n

Kation \\ce{NH4+} pochodzi od słabej zasady (\\ce{NH3*H2O}), anion \\ce{Cl-} od mocnego kwasu (\\ce{HCl}) - nie hydrolizuje.

\n

Krok 2 - Napisanie równań hydrolizy:

\n

Probówka I - hydroliza anionu (zasadowa):

\n

Jon octanowy jest zasadą Brønsteda - przyjmuje proton od wody:

\n
\\ceCH3COO−+H2O<=>CH3COOH+OH−
\n

Pozostają jony \\ce{OH-} → odczyn zasadowy (pH > 7).

\n

Probówka II - hydroliza kationu (kwasowa):

\n

Jon amonowy jest kwasem Brønsteda - oddaje proton do wody:

\n
\\ceNH4++H2O<=>NH3*H2O+H+
\n

Lub równoważnie:

\n
\\ceNH4++H2O<=>NH3+H3O+
\n

Pozostają jony \\ce{H+} (lub \\ce{H3O+}) → odczyn kwasowy (pH < 7).

\n

Sposób 2 - Przez teorię Brønsteda (sprzężone pary kwas-zasada)

\n

Każdą hydrolizę można zapisać jako reakcję przeniesienia protonu między jonem a wodą.

\n

Woda jest amfoteryczna - może być zarówno kwasem, jak i zasadą.

\n

Probówka I:
| Rola | Reagent |
| zasada (przyjmuje H⁺) | \\ce{CH3COO-} |
| kwas (oddaje H⁺) | \\ce{H2O} |
| sprzężony kwas | \\ce{CH3COOH} |
| sprzężona zasada | \\ce{OH-} |

\n
\\ceCH3COO−⏟zasada+\\ceH2O⏟kwas\\ce<=>\\ceCH3COOH⏟spr. kwas+\\ceOH−⏟spr. zasada
\n

Probówka II:
| Rola | Reagent |
| kwas (oddaje H⁺) | \\ce{NH4+} |
| zasada (przyjmuje H⁺) | \\ce{H2O} |
| sprzężona zasada | \\ce{NH3*H2O} |
| sprzężony kwas | \\ce{H3O+} |

\n
\\ceNH4+⏟kwas+\\ceH2O⏟zasada\\ce<=>\\ceNH3*H2O⏟spr. zasada+\\ceH3O+⏟spr. kwas
\n

Wzory z karty CKE

\n
📖 Karta wzorów str. 9 - Stałe dysocjacji (Ka i Kb):
Dla kwasu octowego: pKa(\\ceCH3COOH)=4,75, dla amoniaku: pKb(\\ceNH3*H2O)=4,74.
Niskie Ka/Kb → słabe elektrolity → ich jony hydrolizują.
\n
📖 Karta wzorów str. 14 - Tabela rozpuszczalności:
Potwierdza, że \\ce{CH3COONa} i \\ce{NH4Cl} są dobrze rozpuszczalne → ulegają pełnej dysocjacji.
\n

Typowe pułapki

\n
⚠️ Uwaga: Nie pisz w formie jonowej skróconej jonów mocnych elektrolitów - \\ce{Na+} i \\ce{Cl-} to jony obserwatorzy (nie biorą udziału w hydrolizie). W skróconej formie jonowej ich NIE MA.
\n
⚠️ Uwaga: Reakcja hydrolizy jest odwracalna - używaj strzałki \\ce{<=>}, a nie \\ce{->}. Zapis z \\ce{->} sugerowałby hydrolizę całkowitą, co jest błędem.
\n
⚠️ Uwaga: \\ce{NH3*H2O} (wodzian amoniaku) i \\ce{NH4OH} to ten sam związek - oba zapisy akceptowane na maturze. Nie pisz samego \\ce{NH3} bez \\ce{H2O}, bo wtedy wypadałoby wody z bilansu.
\n

Schemat oceniania CKE

\n

Za poprawne napisanie dwoch rownan w formie jonowej skroconej (probowka I: HPO4 2- + H2O <=> H2PO4- + OH-; probowka II: HSO4- + H2O <=> H3O+ + SO4 2-) - 1 pkt. Bledne wzory/wspolczynniki/forma lub niewlasciwa kolejnosc - 0 pkt.

"}]}