{"id":"chemia-2022-maj-matura-rozszerzona/zad/7","paper_id":"chemia-2022-maj-matura-rozszerzona","number":"7","points":1,"ptype":"open","subject":"chemia","category":"matura","year":2022,"month":"maj","level":"rozszerzona","text":"Zadanie 7. (0-1)\nPrzeprowadzono doświadczenie zilustrowane schematem.\nPo zmieszaniu obu roztworów zaszła reakcja utleniania i redukcji, w wyniku której wytrącił się\nbiały osad jodku miedzi(I) i wydzielił się wolny jod.\nNapisz w formie jonowej skróconej równanie reakcji, która zaszła po zmieszaniu\nroztworów KI i CuSO4.\nCuSO4 (aq)\nKI (aq)\nECHP-R0_100","answer":null,"answer_text":"Zadanie 7. (0-1)\nWymaganie ogólne\nWymaganie szczegółowe\nII. Rozumowanie i zastosowanie nabytej\nwiedzy do rozwiązywania problemów.\nIII. Opanowanie czynności praktycznych.\nIII etap edukacyjny\n3. Reakcje chemiczne. Zdający:\n2) […] zapisuje odpowiednie równania […].\nIV etap edukacyjny - poziom rozszerzony\n6. Reakcje utleniania i redukcji. Zdający:\n5) […] dobiera współczynniki\nstechiometryczne w równaniach reakcji\nutleniania-redukcji (w formie […] jonowej).\nZasady oceniania\n1 pkt - poprawne napisanie w formie jonowej skróconej równania reakcji.\n0 pkt - odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.\nO\nO\n2\n2\nO\nRozwiązanie\n2Cu2+ + 4I- → 2CuI + I2\nALBO\n2Cu2+ + 4I- → Cu2I2 + I2\nUwaga: Równanie reakcji ilustrujące powstawanie jonu trijodkowego jako produktu reakcji\nnastępczej tworzącego się jodu z jonami jodkowymi należy uznać za poprawne.\n2Cu2+ + 5I- → 2CuI + I3\nALBO\n2Cu2+ + 5I- → Cu2I2 + I3","solution":"## Poprawna odpowiedź:\n\n\\[\\ce{2Cu^2+ + 4I- -> 2CuI v + I2}\\]\n\n## Sposób 1 - Bilans elektronowy (redoks)\n\n**Co tu zachodzi?** To nie jest prosta wymiana jonów - to **reakcja redoks** między \\(\\ce{Cu^2+}\\) a \\(\\ce{I^-}\\). Jod jest jonem redukującym, a miedź(II) utleniającą.\n\n**Krok 1 - Określ stopnie utlenienia:**\n\n- \\(\\ce{Cu^2+}\\): stopień utlenienia **+2**\n- \\(\\ce{I^-}\\): stopień utlenienia **-1**\n- W produkcie \\(\\ce{CuI}\\): Cu ma **+1**, I ma **-1**\n- W produkcie \\(\\ce{I2}\\): I ma **0**\n\n**Krok 2 - Połowkowe równania redoks:**\n\nRedukcja (Cu²⁺ → Cu⁺, zysk 1 e⁻):\n\\[\\ce{Cu^2+ + e- -> Cu+}\\]\n\nUtlenienie (I⁻ → I₂, strata 1 e⁻ na atom; 2 atomy I oddają 2 e⁻):\n\\[\\ce{2I- -> I2 + 2e-}\\]\n\n**Krok 3 - Wyrównaj bilans elektronów:**\n\nŻeby liczba oddanych = liczba przyjętych elektronów:\n- Pomnóż redukcję ×2: \\(\\ce{2Cu^2+ + 2e- -> 2Cu+}\\)\n- Utlenienie ×1: \\(\\ce{2I- -> I2 + 2e-}\\)\n\n**Krok 4 - Złóż pełne równanie jonowe skrócone:**\n\n\\[\\ce{2Cu^2+ + 4I- -> 2CuI v + I2}\\]\n\ngdzie \\(\\ce{CuI}\\) **wytrąca się jako biały osad** (oznaczamy strzałką w dół ↓).\n\n> Sprawdzenie bilansu: Cu - lewa: 2, prawa: 2 ✓ | I - lewa: 4, prawa: 2+2 ✓ | Ładunek - lewa: 2(+2)+4(-1) = 0, prawa: 0 ✓\n\n**Wynik końcowy:**\n\\[\\boxed{\\ce{2Cu^2+ + 4I- -> 2CuI v + I2}}\\]\n\n## Sposób 2 - Weryfikacja przez potencjały standardowe i efekt strącania\n\nPozornie \\(\\ce{Cu^2+}\\) jest słabszym utleniaczem niż \\(\\ce{I2}\\):\n\n\\[E°(\\ce{Cu^2+/Cu+}) = +0{,}153 \\text{ V}, \\quad E°(\\ce{I2/2I-}) = +0{,}535 \\text{ V}\\]\n\n\\[\\Delta E° = E°(\\text{utleniacz}) - E°(\\text{reduktor}) = 0{,}153 - 0{,}535 = -0{,}382 \\text{ V}\\]\n\nUjemna wartość sugeruje, że reakcja **nie powinna zachodzić** Ale to błędny wniosek!\n\n**Klucz:** \\(\\ce{CuI}\\) jest **praktycznie nierozpuszczalny** (\\(K_{sp}(\\ce{CuI}) \\approx 1{,}27 \\cdot 10^{-12}\\)). Wytrącanie \\(\\ce{CuI}\\) dramatycznie obniża stężenie \\(\\ce{Cu+}\\), co przesuwa równowagę w prawo i czyni całą reakcję **samorzutną**.\n\nEfektywny potencjał połówkowy dla układu \\(\\ce{Cu^2+ + I- + e- -> CuI(s)}\\) wynosi ok. **+0,86 V**, co daje \\(\\Delta E > 0\\) i reakcja zachodzi.\n\n> To klasyczny przykład jak **iloczyn rozpuszczalności** zmienia termodynamikę reakcji redoks!\n\n## Wzory z karty CKE\n\n> 📖 **Karta wzorów str. 12 - Potencjał standardowy redukcji:**\n> \\(E°(\\ce{Cu^2+/Cu+}) = +0{,}153 \\text{ V}\\)\n> \\(E°(\\ce{I2/2I-}) = +0{,}535 \\text{ V}\\)\n> Użyliśmy w Sposobie 2 do weryfikacji, że samo \\(\\Delta E°\\) nie wyjaśnia reakcji - trzeba uwzględnić strącanie \\(\\ce{CuI}\\).\n\n> 📖 **Karta wzorów str. 10 - Iloczyn rozpuszczalności:**\n> \\(K_{sp}(\\ce{CuI}) = 1{,}27 \\cdot 10^{-12}\\)\n> Uzasadnia wytrącanie białego osadu i samorzutność reakcji mimo pozornie niekorzystnych potencjałów.\n\n> 📖 **Karta wzorów str. 14 - Tabela rozpuszczalności:**\n> \\(\\ce{CuI}\\) - nierozpuszczalny (oznaczenie **n**).\n> Potwierdzenie, że \\(\\ce{CuI}\\) wytrąca się jako osad ↓.\n\n## Typowe pułapki\n\n> ⚠️ **Uwaga:** Najczęstszy błąd to zapisanie równania jako zwykłej wymiany jonów: \\(\\ce{Cu^2+ + 2I- -> CuI2}\\). Ale \\(\\ce{CuI2}\\) **nie istnieje!** \\(\\ce{Cu^2+}\\) z \\(\\ce{I^-}\\) zawsze daje **redoks**, nie sól miedzi(II).\n\n> ⚠️ **Uwaga:** Pamiętaj o współczynniku - równanie **2Cu²⁺ : 4I⁻** (stosunek 1:2), a nie 1:1. Błąd w współczynnikach = brak punktu.\n\n> ⚠️ **Uwaga:** \\(\\ce{CuI}\\) to miedź(I) jodkowa (biały osad), a nie \\(\\ce{Cu2I2}\\). Zapisuj jako \\(\\ce{CuI}\\) z zaznaczeniem strącania ↓.\n\n> ⚠️ **Uwaga:** \\(\\ce{I2}\\) jest **produktem utlenienia** jodków - to właśnie ten brudno-brunatny kolor obserwujemy w probówce. W doświadczeniu można to potwierdzić skrobią (granat = obecność \\(\\ce{I2}\\)).\n\n## Schemat oceniania CKE\n\n**Za co punkty (0-1):**\n- **1 pkt** - poprawne równanie w formie jonowej skróconej.\n- **0 pkt** - odpowiedź błędna albo brak.\n\n**Klucz CKE:** \\(\\ce{2Cu^2+ + 4I- -> 2CuI + I2}\\) ALBO \\(\\ce{2Cu^2+ + 4I- -> Cu2I2 + I2}\\). **Uwaga CKE:** równanie z jonem trijodkowym (reakcja następcza) też poprawne: \\(\\ce{2Cu^2+ + 5I- -> 2CuI + I3-}\\).","image":"img/chemia-2022-maj-matura-rozszerzona/zad-7.webp","solution_image":null,"topics":null,"page_from":6,"source":"ocr","answer_source":null,"answer_text_source":"ocr","solution_source":"maturazai","text_source":"ocr","source_label":"Chemia · Matura · maj 2022 (rozszerzona)","subject_label":"Chemia","category_label":"Matura","text_html":"

Zadanie 7. (0-1)
Przeprowadzono doświadczenie zilustrowane schematem.
Po zmieszaniu obu roztworów zaszła reakcja utleniania i redukcji, w wyniku której wytrącił się
biały osad jodku miedzi(I) i wydzielił się wolny jod.
Napisz w formie jonowej skróconej równanie reakcji, która zaszła po zmieszaniu
roztworów KI i CuSO4.
CuSO4 (aq)
KI (aq)
ECHP-R0_100

","answer_text_html":"

Zadanie 7. (0-1)
Wymaganie ogólne
Wymaganie szczegółowe
II. Rozumowanie i zastosowanie nabytej
wiedzy do rozwiązywania problemów.
III. Opanowanie czynności praktycznych.
III etap edukacyjny

\n
  1. Reakcje chemiczne. Zdający:
  2. […] zapisuje odpowiednie równania […].
\n

IV etap edukacyjny - poziom rozszerzony

\n
  1. Reakcje utleniania i redukcji. Zdający:
  2. […] dobiera współczynniki
\n

stechiometryczne w równaniach reakcji
utleniania-redukcji (w formie […] jonowej).
Zasady oceniania
1 pkt - poprawne napisanie w formie jonowej skróconej równania reakcji.
0 pkt - odpowiedź niespełniająca powyższego kryterium albo brak odpowiedzi.
O
O
2
2
O
Rozwiązanie
2Cu2+ + 4I- → 2CuI + I2
ALBO
2Cu2+ + 4I- → Cu2I2 + I2
Uwaga: Równanie reakcji ilustrujące powstawanie jonu trijodkowego jako produktu reakcji
następczej tworzącego się jodu z jonami jodkowymi należy uznać za poprawne.
2Cu2+ + 5I- → 2CuI + I3
ALBO
2Cu2+ + 5I- → Cu2I2 + I3

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

Poprawna odpowiedź:

\n

\\[\\ce{2Cu^2+ + 4I- -> 2CuI v + I2}\\]

\n

Sposób 1 - Bilans elektronowy (redoks)

\n

Co tu zachodzi? To nie jest prosta wymiana jonów - to reakcja redoks między \\(\\ce{Cu^2+}\\) a \\(\\ce{I^-}\\). Jod jest jonem redukującym, a miedź(II) utleniającą.

\n

Krok 1 - Określ stopnie utlenienia:

\n\n

Krok 2 - Połowkowe równania redoks:

\n

Redukcja (Cu²⁺ → Cu⁺, zysk 1 e⁻):
\\[\\ce{Cu^2+ + e- -> Cu+}\\]

\n

Utlenienie (I⁻ → I₂, strata 1 e⁻ na atom; 2 atomy I oddają 2 e⁻):
\\[\\ce{2I- -> I2 + 2e-}\\]

\n

Krok 3 - Wyrównaj bilans elektronów:

\n

Żeby liczba oddanych = liczba przyjętych elektronów:

\n\n

Krok 4 - Złóż pełne równanie jonowe skrócone:

\n

\\[\\ce{2Cu^2+ + 4I- -> 2CuI v + I2}\\]

\n

gdzie \\(\\ce{CuI}\\) wytrąca się jako biały osad (oznaczamy strzałką w dół ↓).

\n
Sprawdzenie bilansu: Cu - lewa: 2, prawa: 2 ✓ | I - lewa: 4, prawa: 2+2 ✓ | Ładunek - lewa: 2(+2)+4(-1) = 0, prawa: 0 ✓
\n

Wynik końcowy:
\\[\\boxed{\\ce{2Cu^2+ + 4I- -> 2CuI v + I2}}\\]

\n

Sposób 2 - Weryfikacja przez potencjały standardowe i efekt strącania

\n

Pozornie \\(\\ce{Cu^2+}\\) jest słabszym utleniaczem niż \\(\\ce{I2}\\):

\n

\\[E°(\\ce{Cu^2+/Cu+}) = +0{,}153 \\text{ V}, \\quad E°(\\ce{I2/2I-}) = +0{,}535 \\text{ V}\\]

\n

\\[\\Delta E° = E°(\\text{utleniacz}) - E°(\\text{reduktor}) = 0{,}153 - 0{,}535 = -0{,}382 \\text{ V}\\]

\n

Ujemna wartość sugeruje, że reakcja nie powinna zachodzić Ale to błędny wniosek!

\n

Klucz: \\(\\ce{CuI}\\) jest praktycznie nierozpuszczalny (\\(K_{sp}(\\ce{CuI}) \\approx 1{,}27 \\cdot 10^{-12}\\)). Wytrącanie \\(\\ce{CuI}\\) dramatycznie obniża stężenie \\(\\ce{Cu+}\\), co przesuwa równowagę w prawo i czyni całą reakcję samorzutną.

\n

Efektywny potencjał połówkowy dla układu \\(\\ce{Cu^2+ + I- + e- -> CuI(s)}\\) wynosi ok. +0,86 V, co daje \\(\\Delta E > 0\\) i reakcja zachodzi.

\n
To klasyczny przykład jak iloczyn rozpuszczalności zmienia termodynamikę reakcji redoks!
\n

Wzory z karty CKE

\n
📖 Karta wzorów str. 12 - Potencjał standardowy redukcji:
\\(E°(\\ce{Cu^2+/Cu+}) = +0{,}153 \\text{ V}\\)
\\(E°(\\ce{I2/2I-}) = +0{,}535 \\text{ V}\\)
Użyliśmy w Sposobie 2 do weryfikacji, że samo \\(\\Delta E°\\) nie wyjaśnia reakcji - trzeba uwzględnić strącanie \\(\\ce{CuI}\\).
\n
📖 Karta wzorów str. 10 - Iloczyn rozpuszczalności:
\\(K_{sp}(\\ce{CuI}) = 1{,}27 \\cdot 10^{-12}\\)
Uzasadnia wytrącanie białego osadu i samorzutność reakcji mimo pozornie niekorzystnych potencjałów.
\n
📖 Karta wzorów str. 14 - Tabela rozpuszczalności:
\\(\\ce{CuI}\\) - nierozpuszczalny (oznaczenie n).
Potwierdzenie, że \\(\\ce{CuI}\\) wytrąca się jako osad ↓.
\n

Typowe pułapki

\n
⚠️ Uwaga: Najczęstszy błąd to zapisanie równania jako zwykłej wymiany jonów: \\(\\ce{Cu^2+ + 2I- -> CuI2}\\). Ale \\(\\ce{CuI2}\\) nie istnieje! \\(\\ce{Cu^2+}\\) z \\(\\ce{I^-}\\) zawsze daje redoks, nie sól miedzi(II).
\n
⚠️ Uwaga: Pamiętaj o współczynniku - równanie 2Cu²⁺ : 4I⁻ (stosunek 1:2), a nie 1:1. Błąd w współczynnikach = brak punktu.
\n
⚠️ Uwaga: \\(\\ce{CuI}\\) to miedź(I) jodkowa (biały osad), a nie \\(\\ce{Cu2I2}\\). Zapisuj jako \\(\\ce{CuI}\\) z zaznaczeniem strącania ↓.
\n
⚠️ Uwaga: \\(\\ce{I2}\\) jest produktem utlenienia jodków - to właśnie ten brudno-brunatny kolor obserwujemy w probówce. W doświadczeniu można to potwierdzić skrobią (granat = obecność \\(\\ce{I2}\\)).
\n

Schemat oceniania CKE

\n

Za co punkty (0-1):

\n\n

Klucz CKE: \\(\\ce{2Cu^2+ + 4I- -> 2CuI + I2}\\) ALBO \\(\\ce{2Cu^2+ + 4I- -> Cu2I2 + I2}\\). Uwaga CKE: równanie z jonem trijodkowym (reakcja następcza) też poprawne: \\(\\ce{2Cu^2+ + 5I- -> 2CuI + I3-}\\).

"}]}