{"id":"chemia-2017-maj-matura-rozszerzona/zad/24","paper_id":"chemia-2017-maj-matura-rozszerzona","number":"24","points":1,"ptype":"open","subject":"chemia","category":"matura","year":2017,"month":"maj","level":"rozszerzona","text":"Zadanie 24. (0-1)\nOkreśl, czy ΔH opisanej reakcji rozkładu metanu jest większa od zera, czy - mniejsza od\nzera. Odpowiedź uzasadnij.\n0,0\n0,1\n0,2\n0,3\n0,4\n0,5\n0,6\n0,7\n0,8\n0,9\n1,0\n500\n600\n700\n800\n900\n1000\n1100\n1200\n1300\n1400\nx\nTemperatura, K\n0,1 MPa\n1 MPa\n10 MPa\nMCH_1R","answer":null,"answer_text":"Zadanie 24. (0-1)\nI Wykorzystanie\ni tworzenie informacji.\nII. Rozumowanie\ni zastosowanie nabytej\nwiedzy do\nrozwiązywania\nproblemów.\nIV etap edukacyjny - zakres rozszerzony\n4. Kinetyka i statyka chemiczna. Zdający:\n4) interpretuje zapis ΔH < 0 i ΔH > 0 do określenia efektu\nenergetycznego reakcji;\n6) wykazuje się znajomością i rozumieniem pojęć: stan\nrównowagi dynamicznej i stała równowagi […].\n7) stosuje regułę przekory do jakościowego określenia wpływu\nzmian temperatury, stężenia reagentów i ciśnienia na układ\npozostający w stanie równowagi dynamicznej.\nSchemat punktowania\n1 p. - za poprawne określenie, czy dla opisanej reakcji ΔH < 0, czy ΔH > 0 i poprawne\nuzasadnienie odwołujące się do stopnia przemiany metanu lub wydajności procesu.\n0 p. - za inną odpowiedź lub brak odpowiedzi.\nPrzykłady poprawnej odpowiedzi\n Dla reakcji rozkładu metanu ΔH > 0, ponieważ wydajność tej reakcji wzrasta ze wzrostem\ntemperatury.\n ΔH tej reakcji jest większa od zera, ponieważ im wyższa jest temperatura, tym\nrównowagowy stopień przemiany jest większy.","solution":"## Poprawna odpowiedź: ΔH > 0 (reakcja endotermiczna)\n\nRozkład metanu pochłania energię - entalpia reakcji jest **większa od zera**.\n\n## Sposób 1 - Prawo Hessa i entalpia tworzenia\n\nReakcja rozkładu metanu to proces odwrotny do jego syntezy z pierwiastków:\n\n\\[\\ce{CH4(g) -> C(s) + 2H2(g)}\\]\n\nEntalpia tej reakcji wynika wprost z definicji entalpii tworzenia:\n\n\\[\\Delta H_{\\text{rozkładu}} = -\\Delta H_t^0(\\ce{CH4})\\]\n\nZe standardowej entalpii tworzenia metanu (karta wzorów, str. 13):\n\n\\[\\Delta H_t^0(\\ce{CH4(g)}) = -74{,}8 \\text{ kJ/mol}\\]\n\nZatem:\n\n\\[\\Delta H_{\\text{rozkładu}} = -(-74{,}8) = +74{,}8 \\text{ kJ/mol}\\]\n\n\\[\\boxed{\\Delta H = +74{,}8 \\text{ kJ/mol} > 0}\\]\n\n**Uzasadnienie:** Metan jest substancją trwałą - jego entalpia tworzenia jest ujemna, co oznacza, że synteza z pierwiastków przebiega z wydzieleniem ciepła. Rozkład to proces odwrotny - **wymaga dostarczenia energii**, więc ΔH > 0.\n\n## Sposób 2 - Rozumowanie przez bilans energii wiązań\n\nPodczas rozkładu:\n- **Zrywamy** 4 wiązania \\(\\ce{C-H}\\) w metanie → pochłaniamy energię\n- **Tworzymy** 2 wiązanie \\(\\ce{H-H}\\) w cząsteczce \\(\\ce{H2}\\) → wydzielamy energię\n- Atom węgla wbudowuje się w sieć grafitu → wydziela się energia sublimacji (ujemna po odwróceniu)\n\nWartości orientacyjne energii wiązań:\n\\[E(\\ce{C-H}) \\approx 413 \\text{ kJ/mol}, \\quad E(\\ce{H-H}) \\approx 436 \\text{ kJ/mol}\\]\n\n\\[\\Delta H \\approx 4 \\times 413 - 2 \\times 436 - E_{\\text{sieci C}} = 1652 - 872 - \\ldots\\]\n\nEnergia potrzebna do zerwania wiązań \\(\\ce{C-H}\\) jest większa niż energia uwolniona przy tworzeniu wiązań \\(\\ce{H-H}\\) i sieci węgla - bilans jest dodatni.\n\n**Wniosek:** ΔH > 0 - zgodne z Prawem Hessa.\n\n## Wzory z karty CKE\n\n📖 **Karta wzorów str. 13 - Standardowa entalpia tworzenia:**\n\n\\[\\Delta H_t^0(\\ce{CH4(g)}) = -74{,}8 \\text{ kJ/mol}\\]\n\nPonieważ rozkład jest procesem odwrotnym do tworzenia, stosujemy:\n\n\\[\\Delta H_{\\text{rozkładu}} = -\\Delta H_t^0(\\ce{CH4})\\]\n\nTo bezpośrednie zastosowanie **Prawa Hessa** - uczeń musi umieć odwrócić entalpiogram.\n\n## Typowe pułapki\n\n> ⚠️ **Uwaga:** Najczęstszy błąd to mylenie znaku - uczniowie widzą ΔH°t = -74,8 kJ/mol i odpowiadają „ΔH < 0\", zapominając, że rozkład to proces **odwrotny** do tworzenia. Trzeba zmienić znak!\n\n> ⚠️ **Uwaga:** Rozkład termiczny substancji trwałych (o ujemnej entalpii tworzenia) jest **zawsze endotermiczny**. To dobry wskaźnik do szybkiego rozstrzygania bez obliczeń - jeśli związek jest trwały (ΔH°t < 0), to jego rozkład wymaga energii (ΔH > 0).\n\n> ⚠️ **Uwaga:** Nie mylić entalpii tworzenia \\(\\Delta H_t^0\\) z entalpią spalania \\(\\Delta H_s^0\\) - obie są w karcie wzorów na str. 13, ale dotyczą różnych reakcji!\n\n## Schemat oceniania CKE\n\nZa poprawne okreslenie znaku dH (dH > 0) i uzasadnienie odwolujace sie do wzrostu wydajnosci/stopnia przemiany metanu ze wzrostem temperatury - 1 pkt. Za inna odpowiedz lub brak - 0 pkt.","image":"img/chemia-2017-maj-matura-rozszerzona/zad-24.webp","solution_image":null,"topics":null,"page_from":14,"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 24. (0-1)
Określ, czy ΔH opisanej reakcji rozkładu metanu jest większa od zera, czy - mniejsza od
zera. Odpowiedź uzasadnij.
0,0
0,1
0,2
0,3
0,4
0,5
0,6
0,7
0,8
0,9
1,0
500
600
700
800
900
1000
1100
1200
1300
1400
x
Temperatura, K
0,1 MPa
1 MPa
10 MPa
MCH_1R

","answer_text_html":"

Zadanie 24. (0-1)
I Wykorzystanie
i tworzenie informacji.
II. Rozumowanie
i zastosowanie nabytej
wiedzy do
rozwiązywania
problemów.
IV etap edukacyjny - zakres rozszerzony

\n
  1. Kinetyka i statyka chemiczna. Zdający:
  2. interpretuje zapis ΔH < 0 i ΔH > 0 do określenia efektu
\n

energetycznego reakcji;

\n
  1. wykazuje się znajomością i rozumieniem pojęć: stan
\n

równowagi dynamicznej i stała równowagi […].

\n
  1. stosuje regułę przekory do jakościowego określenia wpływu
\n

zmian temperatury, stężenia reagentów i ciśnienia na układ
pozostający w stanie równowagi dynamicznej.
Schemat punktowania
1 p. - za poprawne określenie, czy dla opisanej reakcji ΔH < 0, czy ΔH > 0 i poprawne
uzasadnienie odwołujące się do stopnia przemiany metanu lub wydajności procesu.
0 p. - za inną odpowiedź lub brak odpowiedzi.
Przykłady poprawnej odpowiedzi
 Dla reakcji rozkładu metanu ΔH > 0, ponieważ wydajność tej reakcji wzrasta ze wzrostem
temperatury.
 ΔH tej reakcji jest większa od zera, ponieważ im wyższa jest temperatura, tym
równowagowy stopień przemiany jest większy.

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

Poprawna odpowiedź: ΔH > 0 (reakcja endotermiczna)

\n

Rozkład metanu pochłania energię - entalpia reakcji jest większa od zera.

\n

Sposób 1 - Prawo Hessa i entalpia tworzenia

\n

Reakcja rozkładu metanu to proces odwrotny do jego syntezy z pierwiastków:

\n
\\ceCH4(g)−>C(s)+2H2(g)
\n

Entalpia tej reakcji wynika wprost z definicji entalpii tworzenia:

\n
ΔHrozkładu=−ΔHt0(\\ceCH4)
\n

Ze standardowej entalpii tworzenia metanu (karta wzorów, str. 13):

\n
ΔHt0(\\ceCH4(g))=−74,8 kJ/mol
\n

Zatem:

\n
ΔHrozkładu=−(−74,8)=+74,8 kJ/mol
\n
ΔH=+74,8 kJ/mol>0
\n

Uzasadnienie: Metan jest substancją trwałą - jego entalpia tworzenia jest ujemna, co oznacza, że synteza z pierwiastków przebiega z wydzieleniem ciepła. Rozkład to proces odwrotny - wymaga dostarczenia energii, więc ΔH > 0.

\n

Sposób 2 - Rozumowanie przez bilans energii wiązań

\n

Podczas rozkładu:

\n\n

Wartości orientacyjne energii wiązań:

\n
E(\\ceC−H)≈413 kJ/mol,E(\\ceH−H)≈436 kJ/mol
\n
ΔH≈4×413−2×436−Esieci C=1652−872−…
\n

Energia potrzebna do zerwania wiązań \\ceC−H jest większa niż energia uwolniona przy tworzeniu wiązań \\ceH−H i sieci węgla - bilans jest dodatni.

\n

Wniosek: ΔH > 0 - zgodne z Prawem Hessa.

\n

Wzory z karty CKE

\n

📖 Karta wzorów str. 13 - Standardowa entalpia tworzenia:

\n
ΔHt0(\\ceCH4(g))=−74,8 kJ/mol
\n

Ponieważ rozkład jest procesem odwrotnym do tworzenia, stosujemy:

\n
ΔHrozkładu=−ΔHt0(\\ceCH4)
\n

To bezpośrednie zastosowanie Prawa Hessa - uczeń musi umieć odwrócić entalpiogram.

\n

Typowe pułapki

\n
⚠️ Uwaga: Najczęstszy błąd to mylenie znaku - uczniowie widzą ΔH°t = -74,8 kJ/mol i odpowiadają „ΔH < 0", zapominając, że rozkład to proces odwrotny do tworzenia. Trzeba zmienić znak!
\n
⚠️ Uwaga: Rozkład termiczny substancji trwałych (o ujemnej entalpii tworzenia) jest zawsze endotermiczny. To dobry wskaźnik do szybkiego rozstrzygania bez obliczeń - jeśli związek jest trwały (ΔH°t < 0), to jego rozkład wymaga energii (ΔH > 0).
\n
⚠️ Uwaga: Nie mylić entalpii tworzenia ΔHt0 z entalpią spalania ΔHs0 - obie są w karcie wzorów na str. 13, ale dotyczą różnych reakcji!
\n

Schemat oceniania CKE

\n

Za poprawne okreslenie znaku dH (dH > 0) i uzasadnienie odwolujace sie do wzrostu wydajnosci/stopnia przemiany metanu ze wzrostem temperatury - 1 pkt. Za inna odpowiedz lub brak - 0 pkt.

"}]}