{"id":"chemia-2025-maj-matura-rozszerzona/zad/4","paper_id":"chemia-2025-maj-matura-rozszerzona","number":"4","points":2,"ptype":"open","subject":"chemia","category":"matura","year":2025,"month":"maj","level":"rozszerzona","text":"Zadanie 4. (0-2)\nW jednym z tlenków jodu masa tlenu stanowi 20,14 % masy tego tlenku. W jego wzorze\nrzeczywistym liczba atomów jodu jest dwa razy większa niż we wzorze empirycznym.\nNa podstawie obliczeń ustal i napisz wzór empiryczny oraz wzór rzeczywisty\nopisanego tlenku.\nObliczenia:\nWzór empiryczny:\nWzór rzeczywisty:\n4.\n0-1-2\nMCHP-R0_100","answer":null,"answer_text":"Zadanie 4. (0-2)\nWymagania ogólne\nWymaganie szczegółowe\nII. Rozumowanie i zastosowanie nabytej\nwiedzy do rozwiązywania problemów.\nZdający:\n4) wskazuje na związek między\nwłaściwościami substancji a ich budową\nchemiczną;\n7) wykonuje obliczenia dotyczące praw\nchemicznych.\nI. Atomy, cząsteczki i stechiometria\nchemiczna. Zdający:\n5) ustala wzór empiryczny i rzeczywisty\nzwiązku chemicznego (nieorganicznego\n[…]) na podstawie jego składu i masy\nmolowej.\nZasady oceniania\n2 pkt - zastosowanie poprawnej metody, poprawne wykonanie obliczeń i ustalenie wzoru\nempirycznego oraz wzoru rzeczywistego tlenku.\n1 pkt - zastosowanie poprawnej metody prowadzącej do ustalenia tylko wzoru empirycznego\nalbo tylko wzoru rzeczywistego tlenku\nALBO\n1 pkt - zastosowanie poprawnej metody, poprawne wykonanie obliczeń prowadzących do\nwyznaczenia stosunku molowego jodu do tlenu wyrażonego liczbami całkowitymi\ni brak ustalenia wzorów albo błędne ustalenie wzorów.\n0 pkt - zastosowanie błędnej metody albo brak rozwiązania.\nPrzykładowe rozwiązania\nSposób 1.\nWzór empiryczny:\nW 100,00 g tlenku znajduje się 20,14 g tlenu oraz 79,86 g jodu.\n𝑛O =\n20,14 g\n16,00 g ∙ mol-1 =1,26 mol 𝑛I =\n79,86 g\n126,90 g ∙ mol-1 = 0,63 mol\nStosunek molowy jodu do tlenu jest równy 1 : 2.\nWzór empiryczny: IO2\nWzór rzeczywisty: I2O4\nSposób 2.\nIxOy MI = 126,90 g ∙ mol-1\n16,00𝑦\n126,90𝑥 + 16,00𝑦 = 0,2014\n16𝑦 = 25,5577𝑥 + 3,222𝑦\n12,7776𝑦 = 25,5577𝑥\n𝑥\n𝑦= 1\n2\nWzór empiryczny: IO2\nWzór rzeczywisty: I2O4\nZasady oceniania rozwiązań zadań","solution":"Odpowiedź: **Obliczenia**: **Krok 1**: % I w tlenku. - % O = 20,14% - % I = 100% - 20,14% = **79,86%** **Krok 2**: liczba moli pierwiastków w 100 g tlenku. - m_I = 79,86 g, M_I = 127 g/mol → n_I = 79,86 / 127 = **0,629 mol**. - m_O = 20,14 g, M_O = 16 g/mol → n_O = 20,14 / 16 = **1,259 mol**. **Krok 3**: stosunek molowy I : O. - n_I : n_O = 0,629 : 1,259 - Dzielimy przez mniejszą (0,629): - 1 : 2,001 ≈ **1 : 2** **Krok 4**: wzór empiryczny. - I : O = 1 : 2 → **IO₂** **Krok 5**: wzór rzeczywisty. - \"Liczba atomów I jest 2 razy większa niż we wzorze empirycznym\": - Wzór rzeczywisty = (IO₂)₂ = **I₂O₄**. **Sprawdzenie**: - M(I₂O₄) = 2·127 + 4·16 = 254 + 64 = **318 g/mol**. - % O = (4·16) / 318 = 64/318 = **20,13%** ≈ 20,14% ✓. **Odpowiedź**: - **Wzór empiryczny: IO₂** - **Wzór rzeczywisty: I₂O₄**\n\nStrona arkusza CKE z trescia zadania\n\nKlucz pojęciowy — wzory chemiczne\n\nWzór | Definicja | Przykład (glukoza)\nEmpiryczny | Najprostszy stosunek atomów pierwiastków | CH₂O\nRzeczywisty (sumaryczny) | Faktyczna liczba atomów w cząsteczce | C₆H₁₂O₆\nStrukturalny | Pokazuje wiązania między atomami | (rysunek z grupami OH, CHO)\nStereochemiczny | Pokazuje przestrzenne ułożenie | (Haworth, Fisher)\n\nGlukoza = klasyczny przykład: wzór empiryczny CH₂O, rzeczywisty C₆H₁₂O₆ (6× empiryczny).\n\nMechanizm: jak obliczyć wzór empiryczny\n\nKrok 1: z % wagowych → masa każdego pierwiastka w 100 g substancji.\n\nKrok 2: masa → mole każdego pierwiastka (n = m/M).\n\nKrok 3: stosunek molowy → najmniejsza liczba całkowita.\n- Dzielimy wszystkie n przez najmniejsze.\n- Jeśli wyjdą ułamki (np. 1, 1,5, 2,5) — mnożymy przez 2 by uzyskać całkowite.\n\nKrok 4: wzór empiryczny = pierwiastki z ich stosunkami w indeksach dolnych.\n\nMechanizm: wzór rzeczywisty z empirycznego\n\nWzór rzeczywisty = n × wzór empiryczny, gdzie n = 1, 2, 3, ...\n\nJak znaleźć n?:\n- Z masy molowej (jeśli dana). n = M(rzeczywista) / M(empiryczna).\n- Z dodatkowej informacji w zadaniu (jak tu: \"liczba I 2× większa\" → n = 2).\n\nTu: empiryczny IO₂. \"Liczba I 2× większa\" → rzeczywisty = (IO₂)₂ = I₂O₄.\n\nMechanizm: weryfikacja\n\nSprawdzenie: % O w I₂O₄:\n- M(I₂O₄) = 2·127 + 4·16 = 254 + 64 = 318 g/mol.\n- m(O w I₂O₄) = 4·16 = 64 g/mol.\n- % O = 64 / 318 × 100% = 20,13%.\n\nPorównanie z danymi: 20,14% (założenie) vs 20,13% (obliczone). Zgodność do trzeciej cyfry znaczącej ✓.\n\nTlenek I₂O₄ — chemia\n\nI₂O₄ istnieje realnie — to dwutlenek dijodu (mniej znany niż I₂O₅, ale udokumentowany):\n- Wzór alternatywny: [I⁺(IO₃)⁻] (sól jodozyl-jodanowa).\n- Powstaje w niektórych reakcjach jodu z tlenem.\n- Niestabilny — rozpada się powyżej 100°C.\n\nTlenki jodu — przegląd:\n- I₂O (jodek tlenku I), I = +1.\n- I₂O₃ (tritlenek dijodu), I = +3, niestabilny.\n- I₂O₄ (dwutlenek dijodu) — produkt tego zadania, I jak [I⁺(IO₃)⁻].\n- I₂O₅ (pentatlenek dijodu) — najważniejszy, I = +5.\n- I₂O₇ (heptatlenek dijodu), hipotetyczny.\n\nPunktacja CKE\n\n- 4. 2 pkt — wzór empiryczny IO₂ + wzór rzeczywisty I₂O₄ + obliczenia.\n- 1 pkt za poprawny empiryczny i niepoprawny rzeczywisty (lub na odwrót).\n- 0 pkt za błędy w obu.\n\nPo co to umieć\n\nWzór empiryczny vs rzeczywisty — klasyczny problem chemii:\n- Spalanie organiczne → CO₂ + H₂O → analiza % C, H, O → wzór empiryczny.\n- Spektrometria mas → masa molowa → wzór rzeczywisty.\n\nGlukoza vs formaldehyd vs kwas octowy:\n- Wszystkie mają wzór empiryczny CH₂O.\n- Rzeczywiste: HCHO (formaldehyd, M=30), C₂H₄O₂ (kwas octowy, M=60), C₆H₁₂O₆ (glukoza, M=180).\n\nSpektrometria mas (MS) — kluczowa technika identyfikacji związków:\n- Mierzy stosunek masy do ładunku (m/z) jonów.\n- Z masy molowej + procentowego składu → wzór sumaryczny.\n- Standardowa metoda w chemii organicznej, biochemii, kryminalistyce, analizie środowiskowej.\n\nAnaliza elementarna (CHN analyzer):\n- Spala próbkę w O₂ → CO₂ + H₂O + N₂.\n- Mierzy ilości produktów → oblicza %C, %H, %N.\n- Standardowa metoda dla nowych związków organicznych.\n\nLavoisier i Dalton — historyczni \"ojcowie\" chemii ilościowej:\n- Lavoisier (1789): prawo zachowania masy.\n- Dalton (1808): teoria atomistyczna, stałych proporcji.\n- Z tego rozwinęła się stechiometria.\n\nTypowy błąd: Pułapka — pomylenie wzoru empirycznego z rzeczywistym. **Empiryczny** = najmniejszy stosunek atomów (IO₂). **Rzeczywisty** = faktyczna cząsteczka (I₂O₄, z 2× więcej atomów). Pułapka — niewłaściwa masa molowa jodu. M_I = **127 g/mol** (a nie 126 czy 128). Sprawdzaj układ okresowy. Pułapka — nieuwzględnienie informacji o \"2× więcej atomów I\". Bez tego: odpowiedź byłaby tylko IO₂. Zadanie wyraźnie zaznacza relację rzeczywisty/empiryczny.","image":"img/chemia-2025-maj-matura-rozszerzona/zad-4.webp","solution_image":null,"topics":"stechiometria, wzór empiryczny, wzór rzeczywisty, tlenek jodu, procent masowy","page_from":7,"source":"ocr","answer_source":null,"answer_text_source":"ocr","solution_source":"maturaonline","text_source":"ocr","source_label":"Chemia · Matura · maj 2025 (rozszerzona)","subject_label":"Chemia","category_label":"Matura","text_html":"<p>Zadanie 4. (0-2)<br>W jednym z tlenków jodu masa tlenu stanowi 20,14 % masy tego tlenku. W jego wzorze<br>rzeczywistym liczba atomów jodu jest dwa razy większa niż we wzorze empirycznym.<br>Na podstawie obliczeń ustal i napisz wzór empiryczny oraz wzór rzeczywisty<br>opisanego tlenku.<br>Obliczenia:<br>Wzór empiryczny:<br>Wzór rzeczywisty:<br>4.<br>0-1-2<br>MCHP-R0_100</p>","answer_text_html":"<p>Zadanie 4. (0-2)<br>Wymagania ogólne<br>Wymaganie szczegółowe<br>II. Rozumowanie i zastosowanie nabytej<br>wiedzy do rozwiązywania problemów.<br>Zdający:</p>\n<ol><li>wskazuje na związek między</li></ol>\n<p>właściwościami substancji a ich budową<br>chemiczną;</p>\n<ol><li>wykonuje obliczenia dotyczące praw</li></ol>\n<p>chemicznych.<br>I. Atomy, cząsteczki i stechiometria<br>chemiczna. Zdający:</p>\n<ol><li>ustala wzór empiryczny i rzeczywisty</li></ol>\n<p>związku chemicznego (nieorganicznego<br>[…]) na podstawie jego składu i masy<br>molowej.<br>Zasady oceniania<br>2 pkt - zastosowanie poprawnej metody, poprawne wykonanie obliczeń i ustalenie wzoru<br>empirycznego oraz wzoru rzeczywistego tlenku.<br>1 pkt - zastosowanie poprawnej metody prowadzącej do ustalenia tylko wzoru empirycznego<br>albo tylko wzoru rzeczywistego tlenku<br>ALBO<br>1 pkt - zastosowanie poprawnej metody, poprawne wykonanie obliczeń prowadzących do<br>wyznaczenia stosunku molowego jodu do tlenu wyrażonego liczbami całkowitymi<br>i brak ustalenia wzorów albo błędne ustalenie wzorów.<br>0 pkt - zastosowanie błędnej metody albo brak rozwiązania.<br>Przykładowe rozwiązania<br>Sposób 1.<br>Wzór empiryczny:<br>W 100,00 g tlenku znajduje się 20,14 g tlenu oraz 79,86 g jodu.<br>𝑛O =<br>20,14 g<br>16,00 g ∙ mol-1 =1,26 mol 𝑛I =<br>79,86 g<br>126,90 g ∙ mol-1 = 0,63 mol<br>Stosunek molowy jodu do tlenu jest równy 1 : 2.<br>Wzór empiryczny: IO2<br>Wzór rzeczywisty: I2O4<br>Sposób 2.<br>IxOy MI = 126,90 g ∙ mol-1<br>16,00𝑦<br>126,90𝑥 + 16,00𝑦 = 0,2014<br>16𝑦 = 25,5577𝑥 + 3,222𝑦<br>12,7776𝑦 = 25,5577𝑥<br>𝑥<br>𝑦= 1<br>2<br>Wzór empiryczny: IO2<br>Wzór rzeczywisty: I2O4<br>Zasady oceniania rozwiązań zadań</p>","solutions":[{"source":"maturaonline","label":"matura-online.pl","kind":"text","html":"<p>Odpowiedź: <strong>Obliczenia</strong>: <strong>Krok 1</strong>: % I w tlenku. - % O = 20,14% - % I = 100% - 20,14% = <strong>79,86%</strong> <strong>Krok 2</strong>: liczba moli pierwiastków w 100 g tlenku. - m_I = 79,86 g, M_I = 127 g/mol → n_I = 79,86 / 127 = <strong>0,629 mol</strong>. - m_O = 20,14 g, M_O = 16 g/mol → n_O = 20,14 / 16 = <strong>1,259 mol</strong>. <strong>Krok 3</strong>: stosunek molowy I : O. - n_I : n_O = 0,629 : 1,259 - Dzielimy przez mniejszą (0,629): - 1 : 2,001 ≈ <strong>1 : 2</strong> <strong>Krok 4</strong>: wzór empiryczny. - I : O = 1 : 2 → <strong>IO₂</strong> <strong>Krok 5</strong>: wzór rzeczywisty. - &quot;Liczba atomów I jest 2 razy większa niż we wzorze empirycznym&quot;: - Wzór rzeczywisty = (IO₂)₂ = <strong>I₂O₄</strong>. <strong>Sprawdzenie</strong>: - M(I₂O₄) = 2·127 + 4·16 = 254 + 64 = <strong>318 g/mol</strong>. - % O = (4·16) / 318 = 64/318 = <strong>20,13%</strong> ≈ 20,14% ✓. <strong>Odpowiedź</strong>: - <strong>Wzór empiryczny: IO₂</strong> - <strong>Wzór rzeczywisty: I₂O₄</strong></p>\n<p>Strona arkusza CKE z trescia zadania</p>\n<p>Klucz pojęciowy — wzory chemiczne</p>\n<p>Wzór | Definicja | Przykład (glukoza)<br>Empiryczny | Najprostszy stosunek atomów pierwiastków | CH₂O<br>Rzeczywisty (sumaryczny) | Faktyczna liczba atomów w cząsteczce | C₆H₁₂O₆<br>Strukturalny | Pokazuje wiązania między atomami | (rysunek z grupami OH, CHO)<br>Stereochemiczny | Pokazuje przestrzenne ułożenie | (Haworth, Fisher)</p>\n<p>Glukoza = klasyczny przykład: wzór empiryczny CH₂O, rzeczywisty C₆H₁₂O₆ (6× empiryczny).</p>\n<p>Mechanizm: jak obliczyć wzór empiryczny</p>\n<p>Krok 1: z % wagowych → masa każdego pierwiastka w 100 g substancji.</p>\n<p>Krok 2: masa → mole każdego pierwiastka (n = m/M).</p>\n<p>Krok 3: stosunek molowy → najmniejsza liczba całkowita.</p>\n<ul><li>Dzielimy wszystkie n przez najmniejsze.</li><li>Jeśli wyjdą ułamki (np. 1, 1,5, 2,5) — mnożymy przez 2 by uzyskać całkowite.</li></ul>\n<p>Krok 4: wzór empiryczny = pierwiastki z ich stosunkami w indeksach dolnych.</p>\n<p>Mechanizm: wzór rzeczywisty z empirycznego</p>\n<p>Wzór rzeczywisty = n × wzór empiryczny, gdzie n = 1, 2, 3, ...</p>\n<p>Jak znaleźć n?:</p>\n<ul><li>Z masy molowej (jeśli dana). n = M(rzeczywista) / M(empiryczna).</li><li>Z dodatkowej informacji w zadaniu (jak tu: &quot;liczba I 2× większa&quot; → n = 2).</li></ul>\n<p>Tu: empiryczny IO₂. &quot;Liczba I 2× większa&quot; → rzeczywisty = (IO₂)₂ = I₂O₄.</p>\n<p>Mechanizm: weryfikacja</p>\n<p>Sprawdzenie: % O w I₂O₄:</p>\n<ul><li>M(I₂O₄) = 2·127 + 4·16 = 254 + 64 = 318 g/mol.</li><li>m(O w I₂O₄) = 4·16 = 64 g/mol.</li><li>% O = 64 / 318 × 100% = 20,13%.</li></ul>\n<p>Porównanie z danymi: 20,14% (założenie) vs 20,13% (obliczone). Zgodność do trzeciej cyfry znaczącej ✓.</p>\n<p>Tlenek I₂O₄ — chemia</p>\n<p>I₂O₄ istnieje realnie — to dwutlenek dijodu (mniej znany niż I₂O₅, ale udokumentowany):</p>\n<ul><li>Wzór alternatywny: [I⁺(IO₃)⁻] (sól jodozyl-jodanowa).</li><li>Powstaje w niektórych reakcjach jodu z tlenem.</li><li>Niestabilny — rozpada się powyżej 100°C.</li></ul>\n<p>Tlenki jodu — przegląd:</p>\n<ul><li>I₂O (jodek tlenku I), I = +1.</li><li>I₂O₃ (tritlenek dijodu), I = +3, niestabilny.</li><li>I₂O₄ (dwutlenek dijodu) — produkt tego zadania, I jak [I⁺(IO₃)⁻].</li><li>I₂O₅ (pentatlenek dijodu) — najważniejszy, I = +5.</li><li>I₂O₇ (heptatlenek dijodu), hipotetyczny.</li></ul>\n<p>Punktacja CKE</p>\n<ul><li>4. 2 pkt — wzór empiryczny IO₂ + wzór rzeczywisty I₂O₄ + obliczenia.</li><li>1 pkt za poprawny empiryczny i niepoprawny rzeczywisty (lub na odwrót).</li><li>0 pkt za błędy w obu.</li></ul>\n<p>Po co to umieć</p>\n<p>Wzór empiryczny vs rzeczywisty — klasyczny problem chemii:</p>\n<ul><li>Spalanie organiczne → CO₂ + H₂O → analiza % C, H, O → wzór empiryczny.</li><li>Spektrometria mas → masa molowa → wzór rzeczywisty.</li></ul>\n<p>Glukoza vs formaldehyd vs kwas octowy:</p>\n<ul><li>Wszystkie mają wzór empiryczny CH₂O.</li><li>Rzeczywiste: HCHO (formaldehyd, M=30), C₂H₄O₂ (kwas octowy, M=60), C₆H₁₂O₆ (glukoza, M=180).</li></ul>\n<p>Spektrometria mas (MS) — kluczowa technika identyfikacji związków:</p>\n<ul><li>Mierzy stosunek masy do ładunku (m/z) jonów.</li><li>Z masy molowej + procentowego składu → wzór sumaryczny.</li><li>Standardowa metoda w chemii organicznej, biochemii, kryminalistyce, analizie środowiskowej.</li></ul>\n<p>Analiza elementarna (CHN analyzer):</p>\n<ul><li>Spala próbkę w O₂ → CO₂ + H₂O + N₂.</li><li>Mierzy ilości produktów → oblicza %C, %H, %N.</li><li>Standardowa metoda dla nowych związków organicznych.</li></ul>\n<p>Lavoisier i Dalton — historyczni &quot;ojcowie&quot; chemii ilościowej:</p>\n<ul><li>Lavoisier (1789): prawo zachowania masy.</li><li>Dalton (1808): teoria atomistyczna, stałych proporcji.</li><li>Z tego rozwinęła się stechiometria.</li></ul>\n<p>Typowy błąd: Pułapka — pomylenie wzoru empirycznego z rzeczywistym. <strong>Empiryczny</strong> = najmniejszy stosunek atomów (IO₂). <strong>Rzeczywisty</strong> = faktyczna cząsteczka (I₂O₄, z 2× więcej atomów). Pułapka — niewłaściwa masa molowa jodu. M_I = <strong>127 g/mol</strong> (a nie 126 czy 128). Sprawdzaj układ okresowy. Pułapka — nieuwzględnienie informacji o &quot;2× więcej atomów I&quot;. Bez tego: odpowiedź byłaby tylko IO₂. Zadanie wyraźnie zaznacza relację rzeczywisty/empiryczny.</p>"},{"source":"maturazai","label":"maturazai.pl (AI)","kind":"text","html":"<h4>Poprawna odpowiedź</h4>\n<p><strong>Wzór empiryczny: \\ce{IO2}</strong><br><strong>Wzór rzeczywisty: \\ce{I2O4}</strong></p>\n<h4>Sposób 1 - Z procentowej zawartości</h4>\n<p><strong>Krok 1: Założenie próbki 100 g.</strong></p>\n<ul><li>Masa tlenu: \\(m_O = 20{,}14 \\text{ g}\\)</li><li>Masa jodu: \\(m_I = 100 - 20{,}14 = 79{,}86 \\text{ g}\\)</li></ul>\n<p><strong>Krok 2: Liczba moli każdego pierwiastka.</strong><br>Masy atomowe (z karty wzorów str. 15): \\(M_O = 16{,}00 \\text{ g/mol}\\), \\(M_I = 126{,}90 \\text{ g/mol}\\).</p>\n<p>\\[n_O = \\frac{20{,}14 \\text{ g}}{16{,}00 \\text{ g/mol}} = 1{,}26 \\text{ mol}\\]<br>\\[n_I = \\frac{79{,}86 \\text{ g}}{126{,}90 \\text{ g/mol}} = 0{,}63 \\text{ mol}\\]</p>\n<p><strong>Krok 3: Stosunek molowy I : O.</strong><br>\\[\\frac{n_I}{n_O} = \\frac{0{,}63}{1{,}26} = \\frac{1}{2}\\]</p>\n<p>Najprostszy stosunek całkowity: <strong>I : O = 1 : 2</strong>.</p>\n<p><strong>Krok 4: Wzór empiryczny.</strong><br>\\[\\boxed{\\ce{IO2}}\\]</p>\n<p><strong>Krok 5: Wzór rzeczywisty.</strong><br>Z treści: liczba atomów jodu w wzorze rzeczywistym jest <strong>2 razy większa</strong> niż we wzorze empirycznym → mnożymy WSZYSTKIE indeksy ×2:<br>\\[\\boxed{\\ce{I2O4}}\\]</p>\n<h4>Sposób 2 - Algebraicznie</h4>\n<p>Niech wzór empiryczny: \\(\\ce{I_xO_y}\\), masa molowa: \\(M = 126{,}90 \\cdot x + 16{,}00 \\cdot y\\).</p>\n<p>Z treści: udział masowy O wynosi 20,14% = 0,2014:<br>\\[\\frac{16{,}00 \\cdot y}{126{,}90 \\cdot x + 16{,}00 \\cdot y} = 0{,}2014\\]<br>\\[16y = 0{,}2014 \\cdot (126{,}90 x + 16y)\\]<br>\\[16y = 25{,}5577 x + 3{,}222 y\\]<br>\\[12{,}777 y = 25{,}5577 x\\]<br>\\[\\frac{x}{y} = \\frac{12{,}777}{25{,}5577} = \\frac{1}{2}\\]</p>\n<p>Najprostszy stosunek całkowity: x=1, y=2 → <strong>wzór empiryczny: \\ce{IO2}</strong>.<br>Wzór rzeczywisty (×2 atomy I): <strong>\\ce{I2O4}</strong>.</p>\n<h4>Wzory z karty CKE</h4>\n<p>📖 <strong>Karta wzorów str. 15 - Układ okresowy:</strong></p>\n<ul><li>I: masa atomowa <strong>126,90 u</strong></li><li>O: masa atomowa <strong>16,00 u</strong></li></ul>\n<p>Obie wartości KRYTYCZNE - bez nich nie da się przeliczyć procentów na mole. Maturzysta MA układ okresowy na egzaminie, więc tych wartości się nie uczy na pamięć.</p>\n<h4>Typowe pułapki i uwaga</h4>\n<blockquote>⚠️ <strong>Uwaga:</strong> Częsty błąd - pomylenie wzoru EMPIRYCZNEGO z RZECZYWISTYM. Empiryczny = najprostszy stosunek, rzeczywisty = faktyczna cząsteczka.</blockquote>\n<blockquote>⚠️ <strong>Uwaga:</strong> Zła interpretacja &quot;2 razy większa liczba atomów jodu&quot; - chodzi tylko o atomy I w wzorze rzeczywistym, ale stosunek I:O musi być zachowany (więc też mnożymy O ×2). Stąd \\ce{I2O4}, a NIE \\ce{I2O2}.</blockquote>\n<blockquote>⚠️ <strong>Uwaga:</strong> Klucz CKE: 0 punktów za błędy obliczeniowe upraszczające problem. Wynik podawaj z dokładnością co najmniej 2 cyfr po przecinku w obliczeniach pośrednich.</blockquote>\n<h4>Schemat oceniania CKE</h4>\n<p>Zadanie za 0-2 pkt.</p>\n<ul><li><strong>2 pkt</strong> - poprawna metoda, poprawne obliczenia oraz ustalenie wzoru empirycznego (IO2) i rzeczywistego (I2O4) tlenku.</li><li><strong>1 pkt</strong> - poprawna metoda prowadzaca do ustalenia tylko jednego z wzorow ALBO poprawne wyznaczenie stosunku molowego jodu do tlenu (liczbami calkowitymi) bez ustalenia/z blednym ustaleniem wzorow.</li><li><strong>0 pkt</strong> - bledna metoda albo brak rozwiazania.</li></ul>"}]}