{"id":"chemia-2017-maj-matura-rozszerzona/zad/14","paper_id":"chemia-2017-maj-matura-rozszerzona","number":"14","points":1,"ptype":"open","subject":"chemia","category":"matura","year":2017,"month":"maj","level":"rozszerzona","text":"Zadanie 14. (0-1)\nW temperaturze T przygotowano wodne roztwory sześciu elektrolitów: NaBr, NH4NO3, HCl,\nHCOOH, NaClO, NaClO4 o jednakowym stężeniu molowym równym 0,1 mol · dm-3.\nPorównaj pH tych roztworów. Uzupełnij zdania wyrażeniami wybranymi spośród\npodanych poniżej.\nwyższe niż równe niższe niż\npH wodnego roztworu NaBr jest pH wodnego roztworu NH4NO3.\npH wodnego roztworu HCl jest pH wodnego roztworu HCOOH.\npH wodnego roztworu NaClO jest pH wodnego roztworu NaClO4.\nWypełnia\negzaminator\nNr zadania\n10.\n11.\n12.\n13.\n14.\nMaks. liczba pkt\n1\n1\n2\n1\n1\nUzyskana liczba pkt\nI\nalkoholowy roztwór\nfenoloftaleiny\nK2HPO4 (aq)\nII\nwodny roztwór\noranżu metylowego\nNaHSO4 (aq)\nMCH_1R","answer":null,"answer_text":"Zadanie 14. (0-1)\nII. Rozumowanie\ni zastosowanie nabytej\nwiedzy do\nrozwiązywania\nproblemów.\nIV etap edukacyjny - poziom rozszerzony\n4. Kinetyka i statyka chemiczna. Zdający:\n4.9) interpretuje wartości […] pH […].\n4.10) porównuje moc elektrolitów na podstawie wartości ich\nstałych dysocjacji.\n5. Roztwory i reakcje zachodzące w roztworach wodnych.\nZdający:\n5.8) uzasadnia (ilustrując równaniami reakcji) przyczynę\nkwasowego odczynu roztworów kwasów […] oraz odczynu\nniektórych roztworów soli (hydroliza).\n5.9) […] bada odczyn roztworu.\nIII etap edukacyjny\n6. Kwasy i zasady. Zdający:\n6.5) wyjaśnia, na czym polega dysocjacja elektrolityczna zasad\ni kwasów […].\n6.8) interpretuje wartość pH […].\nSchemat punktowania\n1 p. - za poprawne uzupełnienie trzech zdań.\n0 p. - za odpowiedź niepełną lub błędną albo brak odpowiedzi.\nPoprawna odpowiedź\npH wodnego roztworu NaBr jest wyższe niż pH wodnego roztworu NH4NO3.\npH wodnego roztworu HCl jest niższe niż pH wodnego roztworu HCOOH.\npH wodnego roztworu NaClO jest wyższe niż pH wodnego roztworu NaClO4.","solution":"## Poprawna odpowiedź\n\n| Zdanie | Wybór | Uzasadnienie skrótowe |\n| Zdanie 1: pH(NaBr) \\_\\_\\_ pH(NH₄NO₃) | **wyższe niż** | NaBr → obojętny (pH 7); NH₄NO₃ → kwaśny (pH ≈ 5,1) |\n| Zdanie 2: pH(HCl) \\_\\_\\_ pH(HCOOH) | **niższe niż** | HCl → mocny kwas (pH = 1); HCOOH → słaby kwas (pH ≈ 2,4) |\n| Zdanie 3: pH(NaClO) \\_\\_\\_ pH(NaClO₄) | **wyższe niż** | NaClO → zasadowy (pH ≈ 10,3); NaClO₄ → obojętny (pH 7) |\n\n## Sposób 1 - Analiza charakteru każdego roztworu (hydroliza soli)\n\n### Krok 1 - Ustalamy charakter każdego roztworu\n\nDla każdego elektrolitu pytamy: **czy jon pochodzi od słabego kwasu / słabej zasady?**\n\n| Elektrolit | Pochodzi od | Jony ulegające hydrolizie | Charakter roztworu | pH (szacunek) |\n| NaBr | mocny kwas HBr + mocna zasada NaOH | żaden | **obojętny** | 7 |\n| \\(\\ce{NH4NO3}\\) | słaba zasada \\(\\ce{NH3}\\) + mocny kwas \\(\\ce{HNO3}\\) | \\(\\ce{NH4+}\\) → kwaśna hydroliza | **kwaśny** | ≈ 5,1 |\n| HCl | mocny kwas (pełna dysocjacja) | - | **silnie kwaśny** | 1 |\n| HCOOH | słaby kwas (częściowa dysocjacja) | - | **słabo kwaśny** | ≈ 2,4 |\n| NaClO | mocna zasada NaOH + słaby kwas HClO | \\(\\ce{ClO-}\\) → zasadowa hydroliza | **zasadowy** | ≈ 10,3 |\n| \\(\\ce{NaClO4}\\) | mocny kwas \\(\\ce{HClO4}\\) + mocna zasada NaOH | żaden | **obojętny** | 7 |\n\n### Krok 2 - Obliczenia dla poszczególnych roztworów\n\n#### NH₄NO₃ (Zdanie 1)\n\n\\(\\ce{NH4+}\\) to sprzężony kwas słabej zasady \\(\\ce{NH3}\\):\n\n\\[\nK_a(\\ce{NH4+}) = \\frac{K_w}{K_b(\\ce{NH3})} = \\frac{10^{-14}}{1{,}8 \\cdot 10^{-5}} = 5{,}56 \\cdot 10^{-10}\n\\]\n\n\\[\n\\text{pH} \\approx \\frac{1}{2}(pK_a - \\log c) = \\frac{1}{2}(9{,}25 + 1) = 5{,}1\n\\]\n\n**NaBr (pH = 7) > NH₄NO₃ (pH ≈ 5,1) → wyższe niż** ✓\n\n#### HCl vs HCOOH (Zdanie 2)\n\nHCl - mocny kwas, pełna dysocjacja:\n\n\\[\n[\\ce{H+}] = 0{,}1 \\text{ mol/dm}^3 \\implies \\text{pH} = -\\log(0{,}1) = 1{,}0\n\\]\n\nHCOOH - słaby kwas, \\(K_a = 1{,}77 \\cdot 10^{-4}\\):\n\n\\[\n\\text{pH} \\approx \\frac{1}{2}(pK_a - \\log c) = \\frac{1}{2}(3{,}75 + 1) = 2{,}38\n\\]\n\n**HCl (pH = 1,0) < HCOOH (pH ≈ 2,4) → niższe niż** ✓\n\n#### NaClO vs NaClO₄ (Zdanie 3)\n\n\\(\\ce{ClO-}\\) to sprzężona zasada słabego kwasu HClO:\n\n\\[\nK_b(\\ce{ClO-}) = \\frac{K_w}{K_a(\\ce{HClO})} = \\frac{10^{-14}}{3{,}0 \\cdot 10^{-8}} = 3{,}33 \\cdot 10^{-7}\n\\]\n\n\\[\n\\text{pOH} \\approx \\frac{1}{2}(pK_b - \\log c) = \\frac{1}{2}(6{,}48 + 1) = 3{,}74\n\\]\n\n\\[\n\\text{pH} = 14 - 3{,}74 = 10{,}3\n\\]\n\n\\(\\ce{NaClO4}\\): mocny kwas + mocna zasada → pH = 7.\n\n**NaClO (pH ≈ 10,3) > NaClO₄ (pH = 7) → wyższe niż** ✓\n\n## Sposób 2 - Reguła sprzężonych par kwas-zasada (jakościowa)\n\nZamiast liczyć, wystarczy znać zasadę:\n\n> **Słaby kwas → sprzężona zasada jest mocna** (i odwrotnie).\n\nStosujemy ją do soli:\n\n- Sól mocnego kwasu + mocnej zasady → **obojętna** (żaden jon nie hydrolizuje)\n- Sól słabej zasady + mocnego kwasu → **kwaśna** (\\(\\ce{NH4+}\\) hydrolizuje: \\(\\ce{NH4+ + H2O <=> NH3 + H3O+}\\))\n- Sól mocnej zasady + słabego kwasu → **zasadowa** (\\(\\ce{ClO-}\\) hydrolizuje: \\(\\ce{ClO- + H2O <=> HClO + OH-}\\))\n\nRanking pH od najwyższego do najniższego:\n\n\\[\n\\underbrace{\\ce{NaClO}}_{\\text{zasadowy}} > \\underbrace{\\ce{NaBr, NaClO4}}_{\\text{obojętne, pH=7}} > \\underbrace{\\ce{NH4NO3}}_{\\text{słabo kwaśny}} > \\underbrace{\\ce{HCOOH}}_{\\text{słaby kwas}} > \\underbrace{\\ce{HCl}}_{\\text{mocny kwas}}\n\\]\n\nWszystkie trzy porównania zgodne z Wynikiem ze Sposobu 1. ✓\n\n## Wzory z karty CKE\n\n📖 **Karta wzorów str. 9 - Stałe dysocjacji:**\n- \\(K_a(\\ce{HCOOH}) = 1{,}77 \\cdot 10^{-4}\\), \\(pK_a = 3{,}75\\) - użyte do pH kwasu mrówkowego\n- \\(K_a(\\ce{HClO}) = 3{,}0 \\cdot 10^{-8}\\), \\(pK_a = 7{,}52\\) - użyte do \\(K_b(\\ce{ClO-})\\)\n- \\(K_b(\\ce{NH3}) = 1{,}8 \\cdot 10^{-5}\\), \\(pK_b = 4{,}74\\) - użyte do \\(K_a(\\ce{NH4+})\\)\n\n📖 **Karta wzorów str. 20 - Stałe fizyczne:**\n- \\(K_w = 1{,}00 \\cdot 10^{-14}\\) w 25°C - użyte do przeliczania \\(K_a \\leftrightarrow K_b\\) przez \\(K_w = K_a \\cdot K_b\\)\n\n## Dlaczego inne odpowiedzi są błędne\n\n| Zdanie | Błędny wybór | Typowy błąd ucznia |\n| Zdanie 1 | „równe\" | Uczeń traktuje NH₄NO₃ jak sól obojętną - zapomina sprawdzić, czy **oba** jony pochodzą od mocnych elektrolitów |\n| Zdanie 1 | „niższe niż\" | Mylenie kationu (kwaśnego \\(\\ce{NH4+}\\)) z anionem - odwrócenie charakteru hydrolizy |\n| Zdanie 2 | „równe\" lub „wyższe niż\" | Traktowanie HCOOH jak mocnego kwasu - zapomnienie, że kwas organiczny **nie dysocjuje w pełni** |\n| Zdanie 3 | „równe\" | Mylenie \\(\\ce{HClO}\\) (słaby kwas!) z \\(\\ce{HClO4}\\) (mocny kwas) - oba to tlenowe kwasy chloru, ale mają skrajnie różne moce |\n| Zdanie 3 | „niższe niż\" | Odwrócenie charakteru hydrolizy \\(\\ce{ClO-}\\) |\n\n## Typowe pułapki\n\n> ⚠️ **Uwaga: NaClO ≠ NaClO₄** - to kluczowa pułapka tej grupy zadań! \\(\\ce{HClO}\\) (kwas podchlorawy) jest **słabym** kwasem (\\(pK_a \\approx 7{,}5\\)), ale \\(\\ce{HClO4}\\) (kwas nadchlorowy) jest **jednym z najmocniejszych kwasów** w chemii. Sól \\(\\ce{NaClO}\\) daje roztwór zasadowy, \\(\\ce{NaClO4}\\) - obojętny.\n\n> ⚠️ **Uwaga: słaby kwas ma wyższe pH niż mocny kwas** - przy tym samym stężeniu 0,1 mol/dm³ słabszy kwas dysocjuje mniej, więc \\([\\ce{H+}]\\) jest mniejsze → pH wyższe. Uczeń często intuicyjnie odwraca tę zależność.\n\n> ⚠️ **Uwaga: NaBr to sól obojętna** - \\(\\ce{Br-}\\) jest sprzężoną zasadą mocnego kwasu HBr, więc **nie hydrolizuje**. Nie wolno mylić z solami, których anion pochodzi od słabego kwasu (jak \\(\\ce{ClO-}\\)).\n\n## Schemat oceniania CKE\n\nZa poprawne uzupelnienie trzech zdan (wyzsze niz / nizsze niz / wyzsze niz) - 1 pkt. Za odpowiedz niepelna lub bledna - 0 pkt.","image":"img/chemia-2017-maj-matura-rozszerzona/zad-14.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 14. (0-1)
W temperaturze T przygotowano wodne roztwory sześciu elektrolitów: NaBr, NH4NO3, HCl,
HCOOH, NaClO, NaClO4 o jednakowym stężeniu molowym równym 0,1 mol · dm-3.
Porównaj pH tych roztworów. Uzupełnij zdania wyrażeniami wybranymi spośród
podanych poniżej.
wyższe niż równe niższe niż
pH wodnego roztworu NaBr jest pH wodnego roztworu NH4NO3.
pH wodnego roztworu HCl jest pH wodnego roztworu HCOOH.
pH wodnego roztworu NaClO jest pH wodnego roztworu NaClO4.
Wypełnia
egzaminator
Nr zadania
10.
11.
12.
13.
14.
Maks. liczba pkt
1
1
2
1
1
Uzyskana liczba pkt
I
alkoholowy roztwór
fenoloftaleiny
K2HPO4 (aq)
II
wodny roztwór
oranżu metylowego
NaHSO4 (aq)
MCH_1R

","answer_text_html":"

Zadanie 14. (0-1)
II. Rozumowanie
i zastosowanie nabytej
wiedzy do
rozwiązywania
problemów.
IV etap edukacyjny - poziom rozszerzony

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

4.9) interpretuje wartości […] pH […].
4.10) porównuje moc elektrolitów na podstawie wartości ich
stałych dysocjacji.

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

Zdający:
5.8) uzasadnia (ilustrując równaniami reakcji) przyczynę
kwasowego odczynu roztworów kwasów […] oraz odczynu
niektórych roztworów soli (hydroliza).
5.9) […] bada odczyn roztworu.
III etap edukacyjny

\n
  1. Kwasy i zasady. Zdający:
\n

6.5) wyjaśnia, na czym polega dysocjacja elektrolityczna zasad
i kwasów […].
6.8) interpretuje wartość pH […].
Schemat punktowania
1 p. - za poprawne uzupełnienie trzech zdań.
0 p. - za odpowiedź niepełną lub błędną albo brak odpowiedzi.
Poprawna odpowiedź
pH wodnego roztworu NaBr jest wyższe niż pH wodnego roztworu NH4NO3.
pH wodnego roztworu HCl jest niższe niż pH wodnego roztworu HCOOH.
pH wodnego roztworu NaClO jest wyższe niż pH wodnego roztworu NaClO4.

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

Poprawna odpowiedź

\n

| Zdanie | Wybór | Uzasadnienie skrótowe |
| Zdanie 1: pH(NaBr) \\\\\\_ pH(NH₄NO₃) | wyższe niż | NaBr → obojętny (pH 7); NH₄NO₃ → kwaśny (pH ≈ 5,1) |
| Zdanie 2: pH(HCl) \\\\\\_ pH(HCOOH) | niższe niż | HCl → mocny kwas (pH = 1); HCOOH → słaby kwas (pH ≈ 2,4) |
| Zdanie 3: pH(NaClO) \\\\\\_ pH(NaClO₄) | wyższe niż | NaClO → zasadowy (pH ≈ 10,3); NaClO₄ → obojętny (pH 7) |

\n

Sposób 1 - Analiza charakteru każdego roztworu (hydroliza soli)

\n
Krok 1 - Ustalamy charakter każdego roztworu
\n

Dla każdego elektrolitu pytamy: czy jon pochodzi od słabego kwasu / słabej zasady?

\n

| Elektrolit | Pochodzi od | Jony ulegające hydrolizie | Charakter roztworu | pH (szacunek) |
| NaBr | mocny kwas HBr + mocna zasada NaOH | żaden | obojętny | 7 |
| \\ceNH4NO3 | słaba zasada \\ceNH3 + mocny kwas \\ceHNO3 | \\ceNH4+ → kwaśna hydroliza | kwaśny | ≈ 5,1 |
| HCl | mocny kwas (pełna dysocjacja) | - | silnie kwaśny | 1 |
| HCOOH | słaby kwas (częściowa dysocjacja) | - | słabo kwaśny | ≈ 2,4 |
| NaClO | mocna zasada NaOH + słaby kwas HClO | \\ceClO− → zasadowa hydroliza | zasadowy | ≈ 10,3 |
| \\ceNaClO4 | mocny kwas \\ceHClO4 + mocna zasada NaOH | żaden | obojętny | 7 |

\n
Krok 2 - Obliczenia dla poszczególnych roztworów
\n
NH₄NO₃ (Zdanie 1)
\n

\\ceNH4+ to sprzężony kwas słabej zasady \\ceNH3:

\n
Ka(\\ceNH4+)=KwKb(\\ceNH3)=10−141,8·10−5=5,56·10−10
\n
pH≈12(pKa−logc)=12(9,25+1)=5,1
\n

NaBr (pH = 7) > NH₄NO₃ (pH ≈ 5,1) → wyższe niż ✓

\n
HCl vs HCOOH (Zdanie 2)
\n

HCl - mocny kwas, pełna dysocjacja:

\n
[\\ceH+]=0,1 mol/dm3⟹pH=−log(0,1)=1,0
\n

HCOOH - słaby kwas, Ka=1,77·10−4:

\n
pH≈12(pKa−logc)=12(3,75+1)=2,38
\n

HCl (pH = 1,0) < HCOOH (pH ≈ 2,4) → niższe niż ✓

\n
NaClO vs NaClO₄ (Zdanie 3)
\n

\\ceClO− to sprzężona zasada słabego kwasu HClO:

\n
Kb(\\ceClO−)=KwKa(\\ceHClO)=10−143,0·10−8=3,33·10−7
\n
pOH≈12(pKb−logc)=12(6,48+1)=3,74
\n
pH=14−3,74=10,3
\n

\\ceNaClO4: mocny kwas + mocna zasada → pH = 7.

\n

NaClO (pH ≈ 10,3) > NaClO₄ (pH = 7) → wyższe niż ✓

\n

Sposób 2 - Reguła sprzężonych par kwas-zasada (jakościowa)

\n

Zamiast liczyć, wystarczy znać zasadę:

\n
Słaby kwas → sprzężona zasada jest mocna (i odwrotnie).
\n

Stosujemy ją do soli:

\n\n

Ranking pH od najwyższego do najniższego:

\n
\\ceNaClO⏟zasadowy>\\ceNaBr,NaClO4⏟obojętne, pH=7>\\ceNH4NO3⏟słabo kwaśny>\\ceHCOOH⏟słaby kwas>\\ceHCl⏟mocny kwas
\n

Wszystkie trzy porównania zgodne z Wynikiem ze Sposobu 1. ✓

\n

Wzory z karty CKE

\n

📖 Karta wzorów str. 9 - Stałe dysocjacji:

\n\n

📖 Karta wzorów str. 20 - Stałe fizyczne:

\n\n

Dlaczego inne odpowiedzi są błędne

\n

| Zdanie | Błędny wybór | Typowy błąd ucznia |
| Zdanie 1 | „równe" | Uczeń traktuje NH₄NO₃ jak sól obojętną - zapomina sprawdzić, czy oba jony pochodzą od mocnych elektrolitów |
| Zdanie 1 | „niższe niż" | Mylenie kationu (kwaśnego \\ceNH4+) z anionem - odwrócenie charakteru hydrolizy |
| Zdanie 2 | „równe" lub „wyższe niż" | Traktowanie HCOOH jak mocnego kwasu - zapomnienie, że kwas organiczny nie dysocjuje w pełni |
| Zdanie 3 | „równe" | Mylenie \\ceHClO (słaby kwas!) z \\ceHClO4 (mocny kwas) - oba to tlenowe kwasy chloru, ale mają skrajnie różne moce |
| Zdanie 3 | „niższe niż" | Odwrócenie charakteru hydrolizy \\ceClO− |

\n

Typowe pułapki

\n
⚠️ Uwaga: NaClO ≠ NaClO₄ - to kluczowa pułapka tej grupy zadań! \\ceHClO (kwas podchlorawy) jest słabym kwasem (pKa≈7,5), ale \\ceHClO4 (kwas nadchlorowy) jest jednym z najmocniejszych kwasów w chemii. Sól \\ceNaClO daje roztwór zasadowy, \\ceNaClO4 - obojętny.
\n
⚠️ Uwaga: słaby kwas ma wyższe pH niż mocny kwas - przy tym samym stężeniu 0,1 mol/dm³ słabszy kwas dysocjuje mniej, więc [\\ceH+] jest mniejsze → pH wyższe. Uczeń często intuicyjnie odwraca tę zależność.
\n
⚠️ Uwaga: NaBr to sól obojętna - \\ceBr− jest sprzężoną zasadą mocnego kwasu HBr, więc nie hydrolizuje. Nie wolno mylić z solami, których anion pochodzi od słabego kwasu (jak \\ceClO−).
\n

Schemat oceniania CKE

\n

Za poprawne uzupelnienie trzech zdan (wyzsze niz / nizsze niz / wyzsze niz) - 1 pkt. Za odpowiedz niepelna lub bledna - 0 pkt.

"}]}