{"id":"chemia-2017-maj-matura-rozszerzona/zad/36.2","paper_id":"chemia-2017-maj-matura-rozszerzona","number":"36.2","points":1,"ptype":"open","subject":"chemia","category":"matura","year":2017,"month":"maj","level":"rozszerzona","text":"Zadanie 36.2. (0-1)\nOkreśl odczyn roztworu znajdującego się w probówce III i napisz w formie jonowej\nskróconej równanie reakcji, które potwierdzi wskazany odczyn.\nOdczyn roztworu:\nRównanie reakcji:","answer":null,"answer_text":"Zadanie 36.2. (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\n5. Roztwory i reakcje zachodzące w roztworach wodnych.\nZdający:\n5.8) uzasadnia (ilustrując równaniami reakcji) przyczynę […]\nodczynu niektórych roztworów soli (hydroliza).\n5.10) pisze równania reakcji: […] hydrolizy soli w formie […]\njonowej ([…] skróconej).\nSchemat punktowania\n1 p. - za poprawne określenie odczynu roztworu i poprawny zapis równania reakcji w formie\njonowej skróconej przy poprawnej identyfikacji związku znajdującego się w probówce\nIII.\n0 p. - za błędne określenie odczynu roztworu lub błędne napisanie równania reakcji (błędne\nwzory reagentów, błędne współczynniki stechiometryczne), lub błędne określenie\nodczynu roztworu i błędne napisanie równania reakcji, lub błędna identyfikacja\nzwiązku w probówce III albo brak odpowiedzi.\nPoprawna odpowiedź\nOdczyn roztworu: kwasowy\nRównanie reakcji:\n4\n2\n3\n3\nNH\nH O\nNH\nH O\n\nlub\n4\n2\n3\n2\n3\nNH\n2H O\nNH\nH O\nH O\n⋅\n\nlub\n4\n2\n3\n2\nNH\nH O\nNH\nH O\nH\n⋅\n\nlub\n4\n3\nNH\nNH\nH\n","solution":"## Poprawna odpowiedź: odczyn kwasowy\n\nW probówce III znajduje się roztwór **chlorku amonu \\(\\ce{NH4Cl}\\)** (ustalony w zadaniu 36.1 - to ten roztwór zmienił barwę żółtego papierka wskaźnikowego). Roztwór ma **odczyn kwasowy** (pH < 7).\n\nRównanie reakcji potwierdzającej odczyn (jonowe skrócone):\n\n\\[\\ce{NH4+ + H2O <=> NH3 . H2O + H+}\\]\n\n(równoważny, również akceptowany zapis: \\(\\ce{NH4+ + H2O <=> NH3 + H3O+}\\))\n\n## Sposób 1 - hydroliza kationu słabej zasady\n\n**Krok 1 - co jest w probówce III?**\n\nZ zadania 36.1 wynika, że probówka III zawiera **chlorek amonu \\(\\ce{NH4Cl}\\)** - to jedyny roztwór, który zmienił barwę żółtego papierka wskaźnikowego, bo jest wyraźnie kwasowy.\n\n\\(\\ce{NH4Cl}\\) to sól **mocnego kwasu** (\\(\\ce{HCl}\\)) i **słabej zasady** (\\(\\ce{NH3 . H2O}\\)). W roztworze wodnym dysocjuje całkowicie:\n\n\\[\\ce{NH4Cl -> NH4+ + Cl-}\\]\n\n**Krok 2 - który jon hydrolizuje?**\n\nAnion \\(\\ce{Cl-}\\) pochodzi od mocnego kwasu - **nie hydrolizuje**. Hydrolizie ulega kation \\(\\ce{NH4+}\\) (sprzężony kwas słabej zasady amoniaku) - oddaje proton wodzie:\n\n\\[\\ce{NH4+ + H2O <=> NH3 . H2O + H+}\\]\n\nPowstają jony \\(\\ce{H+}\\) → **odczyn kwasowy**, pH < 7. To tłumaczy zmianę barwy wskaźnika zaobserwowaną w zadaniu 36.1.\n\n**Dlaczego strzałka odwracalna \\(\\ce{<=>}\\)?**\n\nHydroliza jest procesem równowagowym - \\(\\ce{NH3 . H2O}\\) to słaba zasada, więc \\(\\ce{NH4+}\\) jest tylko słabym kwasem. Równowaga leży po lewej, ale powstaje wystarczająco dużo \\(\\ce{H+}\\), by odczyn był kwasowy.\n\n## Sposób 2 - weryfikacja przez teorię Brønsteda\n\n\\(\\ce{NH4+}\\) to **kwas Brønsteda** (donor protonu). Woda pełni rolę zasady Brønsteda (akceptora protonu):\n\n| Rola | Cząsteczka/jon |\n| Kwas (donor \\(\\ce{H+}\\)) | \\(\\ce{NH4+}\\) |\n| Zasada (akceptor \\(\\ce{H+}\\)) | \\(\\ce{H2O}\\) |\n| Sprzężona zasada kwasu | \\(\\ce{NH3}\\) (\\(\\ce{NH3 . H2O}\\)) |\n| Sprzężony kwas zasady | \\(\\ce{H3O+}\\) (\\(\\ce{H+}\\)) |\n\nProdukt \\(\\ce{H+}\\) (\\(\\ce{H3O+}\\)) → potwierdzenie odczynu **kwasowego**. ✓\n\n## Wzory z karty CKE\n\n📖 **Karta wzorów - stała dysocjacji zasady amoniaku:**\n\\(K_b(\\ce{NH3 . H2O}) \\approx 1{,}8 \\cdot 10^{-5}\\)\n\nMała wartość \\(K_b\\) oznacza, że amoniak to słaba zasada, więc jego sprzężony kwas \\(\\ce{NH4+}\\) wykazuje zauważalną hydrolizę kwasową → roztwór \\(\\ce{NH4Cl}\\) ma odczyn kwasowy.\n\n📖 **Karta wzorów - tabela rozpuszczalności:**\n\\(\\ce{NH4Cl}\\) - rozpuszczalny (R) → tworzy roztwór wodny, w którym możliwa jest hydroliza kationu.\n\n## Typowe pułapki\n\n> ⚠️ **Uwaga:** Odczyn roztworu \\(\\ce{NH4Cl}\\) jest **kwasowy**, NIE zasadowy ani obojętny - to sól mocnego kwasu i słabej zasady. Częsty błąd: założenie, że \"sól amonowa = zasadowa\", bo kojarzy się z amoniakiem.\n\n> ⚠️ **Uwaga:** Hydrolizie ulega **kation** \\(\\ce{NH4+}\\), a nie anion \\(\\ce{Cl-}\\) (ten pochodzi od mocnego kwasu HCl i jest obojętny). W równaniu jonowym skróconym \\(\\ce{Cl-}\\) pomijamy jako jon obserwator.\n\n> ⚠️ **Uwaga:** Zadanie wymaga formy **jonowej skróconej** - nie pisz formy cząsteczkowej (\\(\\ce{NH4Cl + H2O -> }\\)). Strzałka musi być **odwracalna** \\(\\ce{<=>}\\), bo hydroliza to równowaga.\n\n## Schemat oceniania CKE\n\nZa poprawne okreslenie odczynu (kwasowy) i poprawny zapis rownania w formie jonowej skroconej (NH4+ + H2O <=> NH3 + H3O+) przy poprawnej identyfikacji zwiazku w probowce III - 1 pkt. Za bledny odczyn, rownanie lub identyfikacje - 0 pkt.","image":"img/chemia-2017-maj-matura-rozszerzona/zad-36.2.webp","solution_image":null,"topics":null,"page_from":23,"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 36.2. (0-1)
Określ odczyn roztworu znajdującego się w probówce III i napisz w formie jonowej
skróconej równanie reakcji, które potwierdzi wskazany odczyn.
Odczyn roztworu:
Równanie reakcji:

","answer_text_html":"

Zadanie 36.2. (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. Roztwory i reakcje zachodzące w roztworach wodnych.
\n

Zdający:
5.8) uzasadnia (ilustrując równaniami reakcji) przyczynę […]
odczynu niektórych roztworów soli (hydroliza).
5.10) pisze równania reakcji: […] hydrolizy soli w formie […]
jonowej ([…] skróconej).
Schemat punktowania
1 p. - za poprawne określenie odczynu roztworu i poprawny zapis równania reakcji w formie
jonowej skróconej przy poprawnej identyfikacji związku znajdującego się w probówce
III.
0 p. - za błędne określenie odczynu roztworu lub błędne napisanie równania reakcji (błędne
wzory reagentów, błędne współczynniki stechiometryczne), lub błędne określenie
odczynu roztworu i błędne napisanie równania reakcji, lub błędna identyfikacja
związku w probówce III albo brak odpowiedzi.
Poprawna odpowiedź
Odczyn roztworu: kwasowy
Równanie reakcji:
4
2
3
3
NH
H O
NH
H O

lub
4
2
3
2
3
NH
2H O
NH
H O
H O
⋅

lub
4
2
3
2
NH
H O
NH
H O
H
⋅

lub
4
3
NH
NH
H

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

Poprawna odpowiedź: odczyn kwasowy

\n

W probówce III znajduje się roztwór chlorku amonu \\ceNH4Cl (ustalony w zadaniu 36.1 - to ten roztwór zmienił barwę żółtego papierka wskaźnikowego). Roztwór ma odczyn kwasowy (pH < 7).

\n

Równanie reakcji potwierdzającej odczyn (jonowe skrócone):

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

(równoważny, również akceptowany zapis: \\ceNH4++H2O<=>NH3+H3O+)

\n

Sposób 1 - hydroliza kationu słabej zasady

\n

Krok 1 - co jest w probówce III?

\n

Z zadania 36.1 wynika, że probówka III zawiera chlorek amonu \\ceNH4Cl - to jedyny roztwór, który zmienił barwę żółtego papierka wskaźnikowego, bo jest wyraźnie kwasowy.

\n

\\ceNH4Cl to sól mocnego kwasu (\\ceHCl) i słabej zasady (\\ceNH3.H2O). W roztworze wodnym dysocjuje całkowicie:

\n
\\ceNH4Cl−>NH4++Cl−
\n

Krok 2 - który jon hydrolizuje?

\n

Anion \\ceCl− pochodzi od mocnego kwasu - nie hydrolizuje. Hydrolizie ulega kation \\ceNH4+ (sprzężony kwas słabej zasady amoniaku) - oddaje proton wodzie:

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

Powstają jony \\ceH+ → odczyn kwasowy, pH < 7. To tłumaczy zmianę barwy wskaźnika zaobserwowaną w zadaniu 36.1.

\n

Dlaczego strzałka odwracalna \\ce<=>?

\n

Hydroliza jest procesem równowagowym - \\ceNH3.H2O to słaba zasada, więc \\ceNH4+ jest tylko słabym kwasem. Równowaga leży po lewej, ale powstaje wystarczająco dużo \\ceH+, by odczyn był kwasowy.

\n

Sposób 2 - weryfikacja przez teorię Brønsteda

\n

\\ceNH4+ to kwas Brønsteda (donor protonu). Woda pełni rolę zasady Brønsteda (akceptora protonu):

\n

| Rola | Cząsteczka/jon |
| Kwas (donor \\ceH+) | \\ceNH4+ |
| Zasada (akceptor \\ceH+) | \\ceH2O |
| Sprzężona zasada kwasu | \\ceNH3 (\\ceNH3.H2O) |
| Sprzężony kwas zasady | \\ceH3O+ (\\ceH+) |

\n

Produkt \\ceH+ (\\ceH3O+) → potwierdzenie odczynu kwasowego. ✓

\n

Wzory z karty CKE

\n

📖 Karta wzorów - stała dysocjacji zasady amoniaku:
Kb(\\ceNH3.H2O)≈1,8·10−5

\n

Mała wartość Kb oznacza, że amoniak to słaba zasada, więc jego sprzężony kwas \\ceNH4+ wykazuje zauważalną hydrolizę kwasową → roztwór \\ceNH4Cl ma odczyn kwasowy.

\n

📖 Karta wzorów - tabela rozpuszczalności:
\\ceNH4Cl - rozpuszczalny (R) → tworzy roztwór wodny, w którym możliwa jest hydroliza kationu.

\n

Typowe pułapki

\n
⚠️ Uwaga: Odczyn roztworu \\ceNH4Cl jest kwasowy, NIE zasadowy ani obojętny - to sól mocnego kwasu i słabej zasady. Częsty błąd: założenie, że "sól amonowa = zasadowa", bo kojarzy się z amoniakiem.
\n
⚠️ Uwaga: Hydrolizie ulega kation \\ceNH4+, a nie anion \\ceCl− (ten pochodzi od mocnego kwasu HCl i jest obojętny). W równaniu jonowym skróconym \\ceCl− pomijamy jako jon obserwator.
\n
⚠️ Uwaga: Zadanie wymaga formy jonowej skróconej - nie pisz formy cząsteczkowej (\\ceNH4Cl+H2O−>). Strzałka musi być odwracalna \\ce<=>, bo hydroliza to równowaga.
\n

Schemat oceniania CKE

\n

Za poprawne okreslenie odczynu (kwasowy) i poprawny zapis rownania w formie jonowej skroconej (NH4+ + H2O <=> NH3 + H3O+) przy poprawnej identyfikacji zwiazku w probowce III - 1 pkt. Za bledny odczyn, rownanie lub identyfikacje - 0 pkt.

"}]}