{"id":"chemia-2025-maj-matura-rozszerzona/zad/5","paper_id":"chemia-2025-maj-matura-rozszerzona","number":"5","points":4,"ptype":"open","subject":"chemia","category":"matura","year":2025,"month":"maj","level":"rozszerzona","text":"Zadanie 5.\nW odpowiednich warunkach fluorowce mogą ze sobą reagować i tworzyć tzw. związki\nmiędzyhalogenowe o wzorze ogólnym AX𝑦, w którym 𝑦 przyjmuje wartość 1, 3, 5 lub 7.\nW tym wzorze A oznacza pierwiastek o mniejszej elektroujemności, a X - pierwiastek\no większej elektroujemności.\nPrzykładem związku międzyhalogenowego jest trichlorek jodu o wzorze ICl3.\nNa podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2018.","answer":null,"answer_text":null,"solution":"Odpowiedź: **5.1.** Analiza stopni utlenienia: - **I w IO₃⁻**: I + 3·(-2) = -1 → I = **+5**. - **I w I₂**: **0**. - **I w ICl₃**: I + 3·(-1) = 0 → I = **+3** (Cl bardziej elektroujemny → -1). - **Cl w Cl⁻**: -1. **Cl w ICl₃**: -1. **Procesy redoks**: - **IO₃⁻ (I⁺⁵) → ICl₃ (I⁺³)**: **REDUKCJA** (I przyjmuje **2 e**). - **I₂ (I⁰) → ICl₃ (I⁺³)**: **UTLENIANIE** (każdy I oddaje **3 e**, łącznie 6 e na 1 I₂). **Równanie REDUKCJI** (jonowo-elektronowe): $$\\text{IO}_3^- + 6\\,\\text{H}^+ + 3\\,\\text{Cl}^- + 2\\,e^- \\rightarrow \\text{ICl}_3 + 3\\,\\text{H}_2\\text{O}$$ Bilans: I: 1=1, O: 3=3 (w H₂O), H: 6=6, Cl: 3=3, ładunek: -1+6-3-2 = 0 = 0 ✓. **Równanie utleniania**: $$\\text{I}_2 + 6\\,\\text{Cl}^- \\rightarrow 2\\,\\text{ICl}_3 + 6\\,e^-$$ **Pełne równanie** (3 × redukcja + 1 × utlenianie, by 6 e się zrównoważyło): $$\\mathbf{3\\,IO_3^- + I_2 + 18\\,H^+ + 15\\,Cl^- \\rightarrow 5\\,ICl_3 + 9\\,H_2O}$$ Współczynniki: **3, 1, 18, 15 → 5, 9**. **Bilans**: I: 3+2=5 ✓; O: 9=9 ✓; H: 18=18 ✓; Cl: 15=15 ✓; ładunek: -3+18-15 = 0 ✓. **5.2.** **Wzór elektronowy ICl₃**: ``` .. .. :Cl Cl: | / | / I̅:̅ (atom centralny z 2 wolnymi parami) | | :Cl: .. ``` Atom centralny **I** ma **7 elektronów walencyjnych** (grupa 17): - 3 z nich tworzą **3 wiązania σ I-Cl** (pary wiążące). - Pozostałe 4 = **2 wolne pary elektronowe**. **Liczba przestrzenna ICl₃**: L_p = x + y = **3 + 2 = 5**. **Rozstrzygnięcie**: model przedstawiony (z x=3 podstawnikami i L_p=4, czyli y=1) **NIE** jest ilustracją kształtu ICl₃. ICl₃ ma L_p = 5 (3 podstawniki + 2 wolne pary) → kształt **T (T-shape)** — wzorowane na trygonalnej bipiramidzie z dwoma wolnymi parami w pozycjach ekwatorialnych. Model z zadania pokazuje **piramidę trygonalną** (NH₃-podobną, L_p=4), inną od T-shape.\n\nStrony arkusza CKE z trescia zadania\n\nKlucz pojęciowy — VSEPR\n\nVSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) = teoria odpychania par elektronów powłoki walencyjnej.\n\nL_p | Geometria par | Kształt cząsteczki (z wolnymi parami y)\n2 | Liniowa | y=0: liniowa (CO₂). y=1: kątowa (rzadko).\n3 | Trygonalna płaska | y=0: trygonalna płaska (BF₃). y=1: kątowa (SO₂).\n4 | Tetraedryczna | y=0: tetraedr (CH₄). y=1: piramida trygonalna (NH₃). y=2: kątowa (H₂O).\n5 | Trygonalna bipiramida | y=0: TBP (PF₅). y=1: huśtawka (SF₄). y=2: T-shape (ICl₃, ClF₃). y=3: liniowa (XeF₂).\n6 | Oktaedryczna | y=0: oktaedr (SF₆). y=1: piramida kwadratowa (BrF₅). y=2: kwadrat planarny (XeF₄).\n\nICl₃ = klasyczny T-shape (L_p=5, x=3, y=2).\n\nMechanizm: bilansowanie reakcji jonowo-elektronowej (5.1)\n\nKrok 1 — stopnie utlenienia:\n- IO₃⁻: I = +5.\n- I₂: I = 0.\n- ICl₃: I = +3.\n- Cl: -1 (bez zmiany).\n- H: +1 (bez zmiany).\n- O: -2 (bez zmiany).\n\nKrok 2 — co się utlenia, co redukuje:\n- I⁺⁵ → I⁺³: redukcja (różnica -2 → przyjmuje 2 e).\n- I⁰ → I⁺³: utlenianie (różnica +3 → oddaje 3 e).\n\nKrok 3 — połówki:\n\nRedukcja (z H⁺ i Cl⁻ jako pomocnicze):\nIO₃⁻ + 6 H⁺ + 3 Cl⁻ + 2 e⁻ → ICl₃ + 3 H₂O\n\nUtlenianie:\nI₂ + 6 Cl⁻ → 2 ICl₃ + 6 e⁻\n\nKrok 4 — bilans elektronów. Redukcja: 2 e. Utlenianie: 6 e. NWW = 6:\n- Redukcja × 3: 3 IO₃⁻ + 18 H⁺ + 9 Cl⁻ + 6 e⁻ → 3 ICl₃ + 9 H₂O.\n- Utlenianie × 1: I₂ + 6 Cl⁻ → 2 ICl₃ + 6 e⁻.\n\nKrok 5 — suma:\n3 IO₃⁻ + I₂ + 18 H⁺ + 9 Cl⁻ + 6 Cl⁻ → 3 ICl₃ + 2 ICl₃ + 9 H₂O\n\n→ 3 IO₃⁻ + I₂ + 18 H⁺ + 15 Cl⁻ → 5 ICl₃ + 9 H₂O\n\nMechanizm: wzór elektronowy ICl₃ (5.2)\n\nAtom centralny = I (jod) — mniejsza elektroujemność (2,66) niż Cl (3,16). Reguła VSEPR: centralny = mniej elektroujemny.\n\nElektrony walencyjne I: 7 (grupa 17, konfiguracja 5s² 5p⁵).\n\n3 wiązania I-Cl: każde wiązanie zabiera 1 e z I. Pozostaje 7 - 3 = 4 e wolnych = 2 wolne pary.\n\nLiczba przestrzenna: L_p = liczba podstawników + liczba wolnych par = 3 + 2 = 5.\n\nGeometria (z tabeli VSEPR dla L_p=5, y=2):\n- 5 pozycji w trygonalnej bipiramidzie.\n- 2 wolne pary zajmują pozycje ekwatorialne (większa przestrzeń).\n- 3 podstawniki: 2 aksjalne + 1 ekwatorialna.\n- Kształt = T-shape (litera T).\n\nModel z zadania (x=3, L_p=4): to piramida trygonalna (jak NH₃, z 1 wolną parą).\n- ICl₃ ma L_p=5, nie 4.\n- Model NIE pasuje do ICl₃.\n\nWzór elektronowy (uproszczony):\n\nI (centralny) ma:\n- 3 kreski (wiązania) idące do 3 atomów Cl, każdy Cl ma 3 wolne pary.\n- 2 kreski (wolne pary) na samym I.\n\n```\nCl − I = Cl\nCl\nz 2 wolnymi parami na I (above + below)\n```\n\nPunktacja CKE\n\n- 5.1. 2 pkt — równanie redukcji + pełne zbilansowane.\n- 5.2. 2 pkt — wzór elektronowy + rozstrzygnięcie + L_p=5.\n- Suma: 4 pkt.\n\nPo co to umieć\n\nBilansowanie redoks — klasyczna umiejętność chemii. Wszędzie używana:\n- Korozja metali — utlenianie.\n- Galwanotechnika — redukcja metali na elektrodach.\n- Baterie — redoks (Pb-PbO₂, Li-LiCoO₂).\n- Spalanie — utlenianie paliw + tlen.\n- Fotosynteza — H₂O → O₂ (utlenianie) + CO₂ → glukoza (redukcja).\n\nVSEPR — fundament chemii kwantowej:\n- Pozwala przewidywać kształty cząsteczek bez obliczeń kwantowych.\n- Stosowana w projektowaniu leków (kształt cząsteczki = aktywność biologiczna).\n- W chemii ciała stałego (sieci krystaliczne).\n\nZwiązki międzyhalogenowe (np. ClF₃, BrF₅, IF₇) — bardzo reaktywne, silne utleniacze:\n- ClF₃ używany w paliwach rakietowych (utleniacz).\n- IF₇ — najmniejsza znana cząsteczka o L_p=7 (siedmio-pozycyjne ułożenie).\n\nT-shape — geometria ICl₃, ClF₃:\n- Wykorzystywana w niektórych ligandach (chemia koordynacyjna).\n- Wpływa na właściwości fizyczne (dipol momentowy, T topnienia).\n\nICl₃ — w praktyce istnieje jako dimer I₂Cl₆ w stanie stałym (mostkowe Cl). Monomer ICl₃ tylko w fazie gazowej. Reaguje gwałtownie z wodą → HIO + HCl + I.\n\nTypowy błąd: Pułapka 5.1 — pomylenie utleniacza i reduktora. **IO₃⁻** to **utleniacz** (redukowany z +5 do +3). **I₂** to **reduktor** (utleniany z 0 do +3). **Oba** są źródłem jodu w produkcie ICl₃! Pułapka 5.1 — pominięcie Cl⁻ w równaniu redukcji. ICl₃ wymaga 3 Cl, które dostarcza Cl⁻ z roztworu. Klucz: równanie połówkowe musi zawierać **wszystkie** substraty potrzebne do uzyskania produktu. Pułapka 5.2 — pomylenie I z atomem podgrupy s/p małej grupy. I ma 7 e walencyjnych (grupa 17). 3 wiązania + 2 wolne pary = 5 par = oktet \"rozszerzony\" (atom okresu 5 może mieć więcej niż 8 e przez d-orbitale).","image":"img/chemia-2025-maj-matura-rozszerzona/zad-5.webp","solution_image":null,"topics":"redoks, bilansowanie, jonowo-elektronowe, VSEPR, ICl₃, związki międzyhalogenowe","page_from":8,"source":"maturaonline","answer_source":null,"answer_text_source":null,"solution_source":"maturaonline","text_source":"ocr","source_label":"Chemia · Matura · maj 2025 (rozszerzona)","subject_label":"Chemia","category_label":"Matura","text_html":"<p>Zadanie 5.<br>W odpowiednich warunkach fluorowce mogą ze sobą reagować i tworzyć tzw. związki<br>międzyhalogenowe o wzorze ogólnym AX𝑦, w którym 𝑦 przyjmuje wartość 1, 3, 5 lub 7.<br>W tym wzorze A oznacza pierwiastek o mniejszej elektroujemności, a X - pierwiastek<br>o większej elektroujemności.<br>Przykładem związku międzyhalogenowego jest trichlorek jodu o wzorze ICl3.<br>Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2018.</p>","solutions":[{"source":"maturaonline","label":"matura-online.pl","kind":"text","html":"<p>Odpowiedź: <strong>5.1.</strong> Analiza stopni utlenienia: - <strong>I w IO₃⁻</strong>: I + 3·(-2) = -1 → I = <strong>+5</strong>. - <strong>I w I₂</strong>: <strong>0</strong>. - <strong>I w ICl₃</strong>: I + 3·(-1) = 0 → I = <strong>+3</strong> (Cl bardziej elektroujemny → -1). - <strong>Cl w Cl⁻</strong>: -1. <strong>Cl w ICl₃</strong>: -1. <strong>Procesy redoks</strong>: - <strong>IO₃⁻ (I⁺⁵) → ICl₃ (I⁺³)</strong>: <strong>REDUKCJA</strong> (I przyjmuje <strong>2 e</strong>). - <strong>I₂ (I⁰) → ICl₃ (I⁺³)</strong>: <strong>UTLENIANIE</strong> (każdy I oddaje <strong>3 e</strong>, łącznie 6 e na 1 I₂). <strong>Równanie REDUKCJI</strong> (jonowo-elektronowe): $$\\text{IO}_3^- + 6\\,\\text{H}^+ + 3\\,\\text{Cl}^- + 2\\,e^- \\rightarrow \\text{ICl}_3 + 3\\,\\text{H}_2\\text{O}$$ Bilans: I: 1=1, O: 3=3 (w H₂O), H: 6=6, Cl: 3=3, ładunek: -1+6-3-2 = 0 = 0 ✓. <strong>Równanie utleniania</strong>: $$\\text{I}_2 + 6\\,\\text{Cl}^- \\rightarrow 2\\,\\text{ICl}_3 + 6\\,e^-$$ <strong>Pełne równanie</strong> (3 × redukcja + 1 × utlenianie, by 6 e się zrównoważyło): $$\\mathbf{3\\,IO_3^- + I_2 + 18\\,H^+ + 15\\,Cl^- \\rightarrow 5\\,ICl_3 + 9\\,H_2O}$$ Współczynniki: <strong>3, 1, 18, 15 → 5, 9</strong>. <strong>Bilans</strong>: I: 3+2=5 ✓; O: 9=9 ✓; H: 18=18 ✓; Cl: 15=15 ✓; ładunek: -3+18-15 = 0 ✓. <strong>5.2.</strong> <strong>Wzór elektronowy ICl₃</strong>: ``<code> .. .. :Cl Cl: | / | / I̅:̅ (atom centralny z 2 wolnymi parami) | | :Cl: .. </code>`` Atom centralny <strong>I</strong> ma <strong>7 elektronów walencyjnych</strong> (grupa 17): - 3 z nich tworzą <strong>3 wiązania σ I-Cl</strong> (pary wiążące). - Pozostałe 4 = <strong>2 wolne pary elektronowe</strong>. <strong>Liczba przestrzenna ICl₃</strong>: L_p = x + y = <strong>3 + 2 = 5</strong>. <strong>Rozstrzygnięcie</strong>: model przedstawiony (z x=3 podstawnikami i L_p=4, czyli y=1) <strong>NIE</strong> jest ilustracją kształtu ICl₃. ICl₃ ma L_p = 5 (3 podstawniki + 2 wolne pary) → kształt <strong>T (T-shape)</strong> — wzorowane na trygonalnej bipiramidzie z dwoma wolnymi parami w pozycjach ekwatorialnych. Model z zadania pokazuje <strong>piramidę trygonalną</strong> (NH₃-podobną, L_p=4), inną od T-shape.</p>\n<p>Strony arkusza CKE z trescia zadania</p>\n<p>Klucz pojęciowy — VSEPR</p>\n<p>VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) = teoria odpychania par elektronów powłoki walencyjnej.</p>\n<p>L_p | Geometria par | Kształt cząsteczki (z wolnymi parami y)<br>2 | Liniowa | y=0: liniowa (CO₂). y=1: kątowa (rzadko).<br>3 | Trygonalna płaska | y=0: trygonalna płaska (BF₃). y=1: kątowa (SO₂).<br>4 | Tetraedryczna | y=0: tetraedr (CH₄). y=1: piramida trygonalna (NH₃). y=2: kątowa (H₂O).<br>5 | Trygonalna bipiramida | y=0: TBP (PF₅). y=1: huśtawka (SF₄). y=2: T-shape (ICl₃, ClF₃). y=3: liniowa (XeF₂).<br>6 | Oktaedryczna | y=0: oktaedr (SF₆). y=1: piramida kwadratowa (BrF₅). y=2: kwadrat planarny (XeF₄).</p>\n<p>ICl₃ = klasyczny T-shape (L_p=5, x=3, y=2).</p>\n<p>Mechanizm: bilansowanie reakcji jonowo-elektronowej (5.1)</p>\n<p>Krok 1 — stopnie utlenienia:</p>\n<ul><li>IO₃⁻: I = +5.</li><li>I₂: I = 0.</li><li>ICl₃: I = +3.</li><li>Cl: -1 (bez zmiany).</li><li>H: +1 (bez zmiany).</li><li>O: -2 (bez zmiany).</li></ul>\n<p>Krok 2 — co się utlenia, co redukuje:</p>\n<ul><li>I⁺⁵ → I⁺³: redukcja (różnica -2 → przyjmuje 2 e).</li><li>I⁰ → I⁺³: utlenianie (różnica +3 → oddaje 3 e).</li></ul>\n<p>Krok 3 — połówki:</p>\n<p>Redukcja (z H⁺ i Cl⁻ jako pomocnicze):<br>IO₃⁻ + 6 H⁺ + 3 Cl⁻ + 2 e⁻ → ICl₃ + 3 H₂O</p>\n<p>Utlenianie:<br>I₂ + 6 Cl⁻ → 2 ICl₃ + 6 e⁻</p>\n<p>Krok 4 — bilans elektronów. Redukcja: 2 e. Utlenianie: 6 e. NWW = 6:</p>\n<ul><li>Redukcja × 3: 3 IO₃⁻ + 18 H⁺ + 9 Cl⁻ + 6 e⁻ → 3 ICl₃ + 9 H₂O.</li><li>Utlenianie × 1: I₂ + 6 Cl⁻ → 2 ICl₃ + 6 e⁻.</li></ul>\n<p>Krok 5 — suma:<br>3 IO₃⁻ + I₂ + 18 H⁺ + 9 Cl⁻ + 6 Cl⁻ → 3 ICl₃ + 2 ICl₃ + 9 H₂O</p>\n<p>→ 3 IO₃⁻ + I₂ + 18 H⁺ + 15 Cl⁻ → 5 ICl₃ + 9 H₂O</p>\n<p>Mechanizm: wzór elektronowy ICl₃ (5.2)</p>\n<p>Atom centralny = I (jod) — mniejsza elektroujemność (2,66) niż Cl (3,16). Reguła VSEPR: centralny = mniej elektroujemny.</p>\n<p>Elektrony walencyjne I: 7 (grupa 17, konfiguracja 5s² 5p⁵).</p>\n<p>3 wiązania I-Cl: każde wiązanie zabiera 1 e z I. Pozostaje 7 - 3 = 4 e wolnych = 2 wolne pary.</p>\n<p>Liczba przestrzenna: L_p = liczba podstawników + liczba wolnych par = 3 + 2 = 5.</p>\n<p>Geometria (z tabeli VSEPR dla L_p=5, y=2):</p>\n<ul><li>5 pozycji w trygonalnej bipiramidzie.</li><li>2 wolne pary zajmują pozycje ekwatorialne (większa przestrzeń).</li><li>3 podstawniki: 2 aksjalne + 1 ekwatorialna.</li><li>Kształt = T-shape (litera T).</li></ul>\n<p>Model z zadania (x=3, L_p=4): to piramida trygonalna (jak NH₃, z 1 wolną parą).</p>\n<ul><li>ICl₃ ma L_p=5, nie 4.</li><li>Model NIE pasuje do ICl₃.</li></ul>\n<p>Wzór elektronowy (uproszczony):</p>\n<p>I (centralny) ma:</p>\n<ul><li>3 kreski (wiązania) idące do 3 atomów Cl, każdy Cl ma 3 wolne pary.</li><li>2 kreski (wolne pary) na samym I.</li></ul>\n<p>```<br>Cl − I = Cl<br>Cl<br>z 2 wolnymi parami na I (above + below)<br>```</p>\n<p>Punktacja CKE</p>\n<ul><li>5.1. 2 pkt — równanie redukcji + pełne zbilansowane.</li><li>5.2. 2 pkt — wzór elektronowy + rozstrzygnięcie + L_p=5.</li><li>Suma: 4 pkt.</li></ul>\n<p>Po co to umieć</p>\n<p>Bilansowanie redoks — klasyczna umiejętność chemii. Wszędzie używana:</p>\n<ul><li>Korozja metali — utlenianie.</li><li>Galwanotechnika — redukcja metali na elektrodach.</li><li>Baterie — redoks (Pb-PbO₂, Li-LiCoO₂).</li><li>Spalanie — utlenianie paliw + tlen.</li><li>Fotosynteza — H₂O → O₂ (utlenianie) + CO₂ → glukoza (redukcja).</li></ul>\n<p>VSEPR — fundament chemii kwantowej:</p>\n<ul><li>Pozwala przewidywać kształty cząsteczek bez obliczeń kwantowych.</li><li>Stosowana w projektowaniu leków (kształt cząsteczki = aktywność biologiczna).</li><li>W chemii ciała stałego (sieci krystaliczne).</li></ul>\n<p>Związki międzyhalogenowe (np. ClF₃, BrF₅, IF₇) — bardzo reaktywne, silne utleniacze:</p>\n<ul><li>ClF₃ używany w paliwach rakietowych (utleniacz).</li><li>IF₇ — najmniejsza znana cząsteczka o L_p=7 (siedmio-pozycyjne ułożenie).</li></ul>\n<p>T-shape — geometria ICl₃, ClF₃:</p>\n<ul><li>Wykorzystywana w niektórych ligandach (chemia koordynacyjna).</li><li>Wpływa na właściwości fizyczne (dipol momentowy, T topnienia).</li></ul>\n<p>ICl₃ — w praktyce istnieje jako dimer I₂Cl₆ w stanie stałym (mostkowe Cl). Monomer ICl₃ tylko w fazie gazowej. Reaguje gwałtownie z wodą → HIO + HCl + I.</p>\n<p>Typowy błąd: Pułapka 5.1 — pomylenie utleniacza i reduktora. <strong>IO₃⁻</strong> to <strong>utleniacz</strong> (redukowany z +5 do +3). <strong>I₂</strong> to <strong>reduktor</strong> (utleniany z 0 do +3). <strong>Oba</strong> są źródłem jodu w produkcie ICl₃! Pułapka 5.1 — pominięcie Cl⁻ w równaniu redukcji. ICl₃ wymaga 3 Cl, które dostarcza Cl⁻ z roztworu. Klucz: równanie połówkowe musi zawierać <strong>wszystkie</strong> substraty potrzebne do uzyskania produktu. Pułapka 5.2 — pomylenie I z atomem podgrupy s/p małej grupy. I ma 7 e walencyjnych (grupa 17). 3 wiązania + 2 wolne pary = 5 par = oktet &quot;rozszerzony&quot; (atom okresu 5 może mieć więcej niż 8 e przez d-orbitale).</p>"}]}