{"id":"chemia-2018-maj-matura-rozszerzona/zad/10","paper_id":"chemia-2018-maj-matura-rozszerzona","number":"10","points":1,"ptype":"open","subject":"chemia","category":"matura","year":2018,"month":"maj","level":"rozszerzona","text":"Zadanie 10. (0-1)\nW temperaturze T przygotowano wodne roztwory pięciu elektrolitów o jednakowym stężeniu\nmolowym równym 0,1\n3\ndm\nmol\n⋅\n. Poniżej podano wzory tych elektrolitów.\nKCl HCl NaNO2 NH4Cl KOH\nUszereguj związki o podanych wzorach zgodnie z rosnącym pH ich wodnych roztworów.\nNapisz wzory tych związków w odpowiedniej kolejności.\nnajniższe pH\nnajwyższe pH\nInformacja do zadań 11.-13.\nDo wodnego roztworu kwasu etanowego (octowego) o określonej objętości, ale o nieznanym\nstężeniu, dodawano kroplami wodny roztwór wodorotlenku sodu o znanym stężeniu i za\npomocą pehametru mierzono pH mieszaniny reakcyjnej. W ten sposób przeprowadzono tzw.\nmiareczkowanie pehametryczne, które jest jedną z metod analizy ilościowej. W czasie\ndoświadczenia zachodziła reakcja opisana równaniem:\nCH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O\nZestaw\nużyty\nw\ntym\ndoświadczeniu\nprzedstawiono\nna\nponiższym\nschemacie,\na otrzymane wyniki miareczkowania umieszczono na wykresie.\n50\n40\n30\n20\n10\n0\nPo dodaniu takiej objętości roztworu wodorotlenku sodu, w jakiej znajdowała się liczba moli\nNaOH równa liczbie moli CH3COOH w roztworze wziętym do analizy, w układzie został\nosiągnięty punkt równoważnikowy. Ustalono, że w opisanym doświadczeniu pH w punkcie\nrównoważnikowym było równe 9.\n0\n1\n2\n3\n4\n5\n6\n7\n8\n9\n10\n11\n12\n13\n14\n0\n5\n10\n15\n20\npH\nObjętość NaOH, cm3\nbiureta\nz NaOH (aq)\nMCH_1R","answer":null,"answer_text":"Zadanie 10. (0-1)\nII. Rozumowanie\ni zastosowanie nabytej\nwiedzy do rozwiązywania\nproblemów.\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\nkwasowego odczynu roztworów kwasów, zasadowego\nodczynu wodnych roztworów niektórych wodorotlenków\n(zasad) oraz odczynu niektórych roztworów soli (hydroliza);\n5.9) […] bada odczyn roztworu.\nSchemat punktowania\n1 p. - za poprawne uszeregowanie podanych wzorów.\n0 p. - za każdą inną odpowiedź albo brak odpowiedzi.\nPoprawna odpowiedź\nHCl, NH4Cl, KCl, NaNO2, KOH\nUwaga! Za błędne przepisanie wzorów należy przyznać 0 punktów.","solution":"## Poprawna odpowiedź:\n\n\\[\\ce{HCl} < \\ce{NH4Cl} < \\ce{KCl} < \\ce{NaNO2} < \\ce{KOH}\\]\n\n## Sposób 1 - Analiza charakteru każdego elektrolitu\n\n**Krok 1: Klasyfikacja każdego związku**\n\nKażdy elektrolit sprawdzamy pod kątem mocny/słaby kwas/zasada:\n\n| Związek | Typ | Charakter roztworu | Dlaczego |\n| \\(\\ce{HCl}\\) | mocny kwas | silnie kwaśny | pełna dysocjacja → dużo \\(\\ce{H+}\\) |\n| \\(\\ce{NH4Cl}\\) | sól: słaba zasada (\\(\\ce{NH3}\\)) + mocny kwas (\\(\\ce{HCl}\\)) | słabo kwaśny | \\(\\ce{NH4+}\\) hydrolizuje: oddaje \\(\\ce{H+}\\) |\n| \\(\\ce{KCl}\\) | sól: mocna zasada (\\(\\ce{KOH}\\)) + mocny kwas (\\(\\ce{HCl}\\)) | obojętny | brak hydrolizy, pH = 7 |\n| \\(\\ce{NaNO2}\\) | sól: mocna zasada (\\(\\ce{NaOH}\\)) + słaby kwas (\\(\\ce{HNO2}\\)) | słabo zasadowy | \\(\\ce{NO2-}\\) hydrolizuje: pobiera \\(\\ce{H+}\\) |\n| \\(\\ce{KOH}\\) | mocna zasada | silnie zasadowy | pełna dysocjacja → dużo \\(\\ce{OH-}\\) |\n\n**Krok 2: Obliczenie pH dla krańcowych przypadków**\n\n**\\(\\ce{HCl}\\)** - mocny kwas, pełna dysocjacja:\n\\[[\\ce{H+}] = 0{,}1 \\text{ mol/dm}^3\\]\n\\[\\text{pH} = -\\log(0{,}1) = 1\\]\n\n**\\(\\ce{KOH}\\)** - mocna zasada, pełna dysocjacja:\n\\[[\\ce{OH-}] = 0{,}1 \\text{ mol/dm}^3 \\Rightarrow \\text{pOH} = 1\\]\n\\[\\text{pH} = 14 - 1 = 13\\]\n\n**Krok 3: Obliczenie pH dla soli hydrolizujących**\n\n**\\(\\ce{NH4Cl}\\)** - hydroliza kationu \\(\\ce{NH4+}\\):\n\nZ karty wzorów: \\(pK_b(\\ce{NH3}) = 4{,}74\\), więc:\n\\[pK_a(\\ce{NH4+}) = pK_w - pK_b = 14 - 4{,}74 = 9{,}26\\]\n\nWzór na pH soli słabej zasady i mocnego kwasu:\n\\[\\text{pH} = \\frac{1}{2}(pK_w - pK_b - \\log c) = \\frac{1}{2}(14 - 4{,}74 - \\log 0{,}1)\\]\n\\[\\text{pH} = \\frac{1}{2}(14 - 4{,}74 + 1) = \\frac{1}{2} \\cdot 10{,}26 \\approx 5{,}1\\]\n\nRoztwór kwaśny - \\(\\ce{NH4Cl}\\) ma pH < 7, ale > pH(\\(\\ce{HCl}\\)).\n\n**\\(\\ce{NaNO2}\\)** - hydroliza anionu \\(\\ce{NO2-}\\):\n\nZ karty wzorów: \\(pK_a(\\ce{HNO2}) = 3{,}29\\)\n\nWzór na pH soli słabego kwasu i mocnej zasady:\n\\[\\text{pH} = \\frac{1}{2}(pK_w + pK_a + \\log c) = \\frac{1}{2}(14 + 3{,}29 + \\log 0{,}1)\\]\n\\[\\text{pH} = \\frac{1}{2}(14 + 3{,}29 - 1) = \\frac{1}{2} \\cdot 16{,}29 \\approx 8{,}1\\]\n\nRoztwór zasadowy - \\(\\ce{NaNO2}\\) ma pH > 7, ale < pH(\\(\\ce{KOH}\\)).\n\n**Krok 4: Szeregowanie rosnące pH**\n\n\\[\\underbrace{\\ce{HCl}}_{\\text{pH}=1} < \\underbrace{\\ce{NH4Cl}}_{\\text{pH}\\approx5{,}1} < \\underbrace{\\ce{KCl}}_{\\text{pH}=7} < \\underbrace{\\ce{NaNO2}}_{\\text{pH}\\approx8{,}1} < \\underbrace{\\ce{KOH}}_{\\text{pH}=13}\\]\n\n## Sposób 2 - Weryfikacja przez równania hydrolizy\n\nSprawdzamy logikę hydrolizy dla obu soli, pisząc równania jonowe:\n\n**\\(\\ce{NH4Cl}\\)** - kation \\(\\ce{NH4+}\\) jest kwasem Brønsteda (oddaje proton):\n\\[\\ce{NH4+ + H2O <=> NH3 + H3O+}\\]\nPowstaje nadmiar \\(\\ce{H3O+}\\) → środowisko **kwaśne** ✓\n\n**\\(\\ce{NaNO2}\\)** - anion \\(\\ce{NO2-}\\) jest zasadą Brønsteda (pobiera proton):\n\\[\\ce{NO2- + H2O <=> HNO2 + OH-}\\]\nPowstaje nadmiar \\(\\ce{OH-}\\) → środowisko **zasadowe** ✓\n\n**\\(\\ce{KCl}\\)** - \\(\\ce{K+}\\) pochodzi z mocnej zasady, \\(\\ce{Cl-}\\) z mocnego kwasu - żaden jon nie hydrolizuje:\n\\[\\ce{K+ + Cl- + H2O -> brak reakcji}\\]\npH = 7 ✓\n\nKolejność potwierdzona.\n\n## Wzory z karty CKE\n\n📖 **Karta wzorów str. 9 - Stałe dysocjacji zasad:**\n\\[pK_b(\\ce{NH3}) = 4{,}74\\]\nUżyliśmy do obliczenia \\(pK_a(\\ce{NH4+}) = 14 - 4{,}74 = 9{,}26\\) i pH roztworu \\(\\ce{NH4Cl}\\).\n\n📖 **Karta wzorów str. 9 - Stałe dysocjacji kwasów:**\n\\[pK_a(\\ce{HNO2}) = 3{,}29\\]\nUżyliśmy do obliczenia pH roztworu \\(\\ce{NaNO2}\\).\n\n📖 **Karta wzorów str. 9 - Wzory na pH soli:**\n\\[\\text{pH soli słabej zasady + mocny kwas} = \\frac{1}{2}(pK_w - pK_b - \\log c)\\]\n\\[\\text{pH soli słabego kwasu + mocna zasada} = \\frac{1}{2}(pK_w + pK_a + \\log c)\\]\n\n## Typowe pułapki i uwagi\n\n> ⚠️ **Uwaga:** \\(\\ce{NaNO2}\\) to sól kwasu **azotawego** (\\(\\ce{HNO2}\\)), który jest **słabym** kwasem - nie mylić z \\(\\ce{NaNO3}\\) (sól kwasu azotowego \\(\\ce{HNO3}\\), mocnego!). \\(\\ce{NaNO3}\\) dałoby pH = 7, \\(\\ce{NaNO2}\\) daje pH > 7.\n\n> ⚠️ **Uwaga:** Łatwo zapomnieć, że \\(\\ce{NH4Cl}\\) to sól **kwaśna** mimo że nie zawiera \\(\\ce{H+}\\) w cząsteczce - kwaśność pochodzi z hydrolizy jonu \\(\\ce{NH4+}\\), nie z budowy wzoru.\n\n> ⚠️ **Uwaga:** \\(\\ce{KCl}\\) absolutnie nie hydrolizuje - \\(\\ce{K+}\\) (mocna zasada) i \\(\\ce{Cl-}\\) (mocny kwas) są jonami obojętnymi. pH = 7 dokładnie.\n\n## Schemat oceniania CKE\n\n- 1 p. - za poprawne uszeregowanie wzorow wedlug rosnacego pH: HCl, NH4Cl, KCl, NaNO2, KOH.\n- 0 p. - za kazda inna odpowiedz albo brak odpowiedzi (rowniez za bledne przepisanie wzorow).","image":"img/chemia-2018-maj-matura-rozszerzona/zad-10.webp","solution_image":null,"topics":null,"page_from":8,"source":"ocr","answer_source":null,"answer_text_source":"ocr","solution_source":"maturazai","text_source":"ocr","source_label":"Chemia · Matura · maj 2018 (rozszerzona)","subject_label":"Chemia","category_label":"Matura","text_html":"

Zadanie 10. (0-1)
W temperaturze T przygotowano wodne roztwory pięciu elektrolitów o jednakowym stężeniu
molowym równym 0,1
3
dm
mol
⋅
. Poniżej podano wzory tych elektrolitów.
KCl HCl NaNO2 NH4Cl KOH
Uszereguj związki o podanych wzorach zgodnie z rosnącym pH ich wodnych roztworów.
Napisz wzory tych związków w odpowiedniej kolejności.
najniższe pH
najwyższe pH
Informacja do zadań 11.-13.
Do wodnego roztworu kwasu etanowego (octowego) o określonej objętości, ale o nieznanym
stężeniu, dodawano kroplami wodny roztwór wodorotlenku sodu o znanym stężeniu i za
pomocą pehametru mierzono pH mieszaniny reakcyjnej. W ten sposób przeprowadzono tzw.
miareczkowanie pehametryczne, które jest jedną z metod analizy ilościowej. W czasie
doświadczenia zachodziła reakcja opisana równaniem:
CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O
Zestaw
użyty
w
tym
doświadczeniu
przedstawiono
na
poniższym
schemacie,
a otrzymane wyniki miareczkowania umieszczono na wykresie.
50
40
30
20
10
0
Po dodaniu takiej objętości roztworu wodorotlenku sodu, w jakiej znajdowała się liczba moli
NaOH równa liczbie moli CH3COOH w roztworze wziętym do analizy, w układzie został
osiągnięty punkt równoważnikowy. Ustalono, że w opisanym doświadczeniu pH w punkcie
równoważnikowym było równe 9.
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
0
5
10
15
20
pH
Objętość NaOH, cm3
biureta
z NaOH (aq)
MCH_1R

","answer_text_html":"

Zadanie 10. (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 […].

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

Zdający:
5.8) uzasadnia (ilustrując równaniami reakcji) przyczynę
kwasowego odczynu roztworów kwasów, zasadowego
odczynu wodnych roztworów niektórych wodorotlenków
(zasad) oraz odczynu niektórych roztworów soli (hydroliza);
5.9) […] bada odczyn roztworu.
Schemat punktowania
1 p. - za poprawne uszeregowanie podanych wzorów.
0 p. - za każdą inną odpowiedź albo brak odpowiedzi.
Poprawna odpowiedź
HCl, NH4Cl, KCl, NaNO2, KOH
Uwaga! Za błędne przepisanie wzorów należy przyznać 0 punktów.

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

Poprawna odpowiedź:

\n
\\ceHCl<\\ceNH4Cl<\\ceKCl<\\ceNaNO2<\\ceKOH
\n

Sposób 1 - Analiza charakteru każdego elektrolitu

\n

Krok 1: Klasyfikacja każdego związku

\n

Każdy elektrolit sprawdzamy pod kątem mocny/słaby kwas/zasada:

\n

| Związek | Typ | Charakter roztworu | Dlaczego |
| \\ceHCl | mocny kwas | silnie kwaśny | pełna dysocjacja → dużo \\ceH+ |
| \\ceNH4Cl | sól: słaba zasada (\\ceNH3) + mocny kwas (\\ceHCl) | słabo kwaśny | \\ceNH4+ hydrolizuje: oddaje \\ceH+ |
| \\ceKCl | sól: mocna zasada (\\ceKOH) + mocny kwas (\\ceHCl) | obojętny | brak hydrolizy, pH = 7 |
| \\ceNaNO2 | sól: mocna zasada (\\ceNaOH) + słaby kwas (\\ceHNO2) | słabo zasadowy | \\ceNO2− hydrolizuje: pobiera \\ceH+ |
| \\ceKOH | mocna zasada | silnie zasadowy | pełna dysocjacja → dużo \\ceOH− |

\n

Krok 2: Obliczenie pH dla krańcowych przypadków

\n

\\ceHCl - mocny kwas, pełna dysocjacja:

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

\\ceKOH - mocna zasada, pełna dysocjacja:

\n
[\\ceOH−]=0,1 mol/dm3⇒pOH=1
\n
pH=14−1=13
\n

Krok 3: Obliczenie pH dla soli hydrolizujących

\n

\\ceNH4Cl - hydroliza kationu \\ceNH4+:

\n

Z karty wzorów: pKb(\\ceNH3)=4,74, więc:

\n
pKa(\\ceNH4+)=pKw−pKb=14−4,74=9,26
\n

Wzór na pH soli słabej zasady i mocnego kwasu:

\n
pH=12(pKw−pKb−logc)=12(14−4,74−log0,1)
\n
pH=12(14−4,74+1)=12·10,26≈5,1
\n

Roztwór kwaśny - \\ceNH4Cl ma pH < 7, ale > pH(\\ceHCl).

\n

\\ceNaNO2 - hydroliza anionu \\ceNO2−:

\n

Z karty wzorów: pKa(\\ceHNO2)=3,29

\n

Wzór na pH soli słabego kwasu i mocnej zasady:

\n
pH=12(pKw+pKa+logc)=12(14+3,29+log0,1)
\n
pH=12(14+3,29−1)=12·16,29≈8,1
\n

Roztwór zasadowy - \\ceNaNO2 ma pH > 7, ale < pH(\\ceKOH).

\n

Krok 4: Szeregowanie rosnące pH

\n
\\ceHCl⏟pH=1<\\ceNH4Cl⏟pH≈5,1<\\ceKCl⏟pH=7<\\ceNaNO2⏟pH≈8,1<\\ceKOH⏟pH=13
\n

Sposób 2 - Weryfikacja przez równania hydrolizy

\n

Sprawdzamy logikę hydrolizy dla obu soli, pisząc równania jonowe:

\n

\\ceNH4Cl - kation \\ceNH4+ jest kwasem Brønsteda (oddaje proton):

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

Powstaje nadmiar \\ceH3O+ → środowisko kwaśne ✓

\n

\\ceNaNO2 - anion \\ceNO2− jest zasadą Brønsteda (pobiera proton):

\n
\\ceNO2−+H2O<=>HNO2+OH−
\n

Powstaje nadmiar \\ceOH− → środowisko zasadowe ✓

\n

\\ceKCl - \\ceK+ pochodzi z mocnej zasady, \\ceCl− z mocnego kwasu - żaden jon nie hydrolizuje:

\n
\\ceK++Cl−+H2O−>brakreakcji
\n

pH = 7 ✓

\n

Kolejność potwierdzona.

\n

Wzory z karty CKE

\n

📖 Karta wzorów str. 9 - Stałe dysocjacji zasad:

\n
pKb(\\ceNH3)=4,74
\n

Użyliśmy do obliczenia pKa(\\ceNH4+)=14−4,74=9,26 i pH roztworu \\ceNH4Cl.

\n

📖 Karta wzorów str. 9 - Stałe dysocjacji kwasów:

\n
pKa(\\ceHNO2)=3,29
\n

Użyliśmy do obliczenia pH roztworu \\ceNaNO2.

\n

📖 Karta wzorów str. 9 - Wzory na pH soli:

\n
pH soli słabej zasady + mocny kwas=12(pKw−pKb−logc)
\n
pH soli słabego kwasu + mocna zasada=12(pKw+pKa+logc)
\n

Typowe pułapki i uwagi

\n
⚠️ Uwaga: \\ceNaNO2 to sól kwasu azotawego (\\ceHNO2), który jest słabym kwasem - nie mylić z \\ceNaNO3 (sól kwasu azotowego \\ceHNO3, mocnego!). \\ceNaNO3 dałoby pH = 7, \\ceNaNO2 daje pH > 7.
\n
⚠️ Uwaga: Łatwo zapomnieć, że \\ceNH4Cl to sól kwaśna mimo że nie zawiera \\ceH+ w cząsteczce - kwaśność pochodzi z hydrolizy jonu \\ceNH4+, nie z budowy wzoru.
\n
⚠️ Uwaga: \\ceKCl absolutnie nie hydrolizuje - \\ceK+ (mocna zasada) i \\ceCl− (mocny kwas) są jonami obojętnymi. pH = 7 dokładnie.
\n

Schemat oceniania CKE

\n"}]}