Kwasy i zasady: pH, dysocjacja, hydroliza, miareczkowanie

13 zadań z oficjalnych arkuszy matury rozszerzonej z chemii (2023–2025). Spróbuj rozwiązać samodzielnie, potem odsłoń odpowiedź — przy każdym zadaniu znajdziesz typową pułapkę, na której wykładają się maturzyści.

1. Matura CKE · maj 2025 · zad. 7 3 pkt identyfikacja wodorotlenków, amfoteryczność, rozkład termiczny, Cu(OH)2, Cr(OH)3, Al(OH)3, Ca(OH)2

   W probówkach oznaczonych numerami I–IV umieszczono oddzielnie, w przypadkowej kolejności, wodne roztwory soli różnych metali. Do probówek wprowadzono roztwór wodorotlenku sodu, w wyniku czego w każdej z nich pojawiła się zawiesina innego wodorotlenku:

   Cr(OH)₃ Ca(OH)₂ Cu(OH)₂ Al(OH)₃

   Zadanie 7.1. (0–1)

   Zawiesiny otrzymane w probówkach I i II posłużyły do przeprowadzenia doświadczenia zgodnie ze schematem.

   • Probówka I: zawiesina barwy białej → + HCl(aq) → klarowny roztwór → + H₂SO₄(aq) → zawiesina.
   • Probówka II: zawiesina barwy białej → + HCl(aq) → klarowny roztwór → + H₂SO₄(aq) → klarowny roztwór.

   Uzupełnij tabelę. Spośród wodorotlenków wymienionych w informacji wstępnej wybierz te, których zawiesiny znajdowały się na początku doświadczenia w probówkach I i II. Napisz wzory tych związków.

   Wzór wodorotlenku w probówce I	Wzór wodorotlenku w probówce II
   ............	............

   Zadanie 7.2. (0–2)

   Próbówkę III umieszczono na pewien czas w łaźni wodnej. Wygląd zawartości tej probówki po ogrzaniu przedstawiono na zdjęciu A.

   Do zawiesiny wodorotlenku znajdującego się w probówce IV dodano roztwór wodorotlenku sodu — wygląd zawartości tej probówki przedstawiono na zdjęciu B.

   Napisz równania reakcji:

   • w formie cząsteczkowej — termicznego rozkładu wodorotlenku znajdującego się w probówce III (reakcja 1.)
   • w formie jonowej skróconej — roztwarzania wodorotlenku znajdującego się w probówce IV (reakcja 2.)

   Reakcja 1.: ............

   Reakcja 2.: ............

   Pokaż odpowiedź

   7.1. Identyfikacja:

   Probówka	Wodorotlenek	Uzasadnienie
   I	Ca(OH)₂	Biały + HCl → CaCl₂ (rozpuszczalny, klarowny) + H₂SO₄ → CaSO₄ (słabo rozpuszczalny → zawiesina)
   II	Al(OH)₃	Biały + HCl → AlCl₃ (rozpuszczalny, klarowny) + H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ (rozpuszczalny, klarowny)

   Dlaczego nie inne?:

   • Cr(OH)₃ = zielony, nie biały → odpada dla I i II (oba są białe).
   • Cu(OH)₂ = niebieski, nie biały → odpada.

   Klucz: różnica między I a II = siarczan:

   • CaSO₄ = słabo rozpuszczalny w wodzie (gips, anhydryt) → strąca zawiesinę.
   • Al₂(SO₄)₃ = rozpuszczalny → klarowny.

   7.2. Probówka III: zawiesina + ogrzewanie w łaźni wodnej → czarny osad = CuO (czarny). Przed: niebieski Cu(OH)₂.

   Reakcja 1 (cząsteczkowa, rozkład termiczny):

   $$\mathbf{Cu}(\mathbf{OH}{)}_2\stackrel{\mathbf{\Delta }}{\to }\mathbf{CuO}+{\mathbf{H}}_2\mathbf{O}$$

   Bilans: Cu: 1=1, O: 2=1+1=2 ✓, H: 2=2 ✓.

   Probówka IV: zawiesina + NaOH → zielony roztwór = [Cr(OH)₄]⁻ (tetrahydroksochromian(III), zielony). Przed: szarozielony Cr(OH)₃ (amfoteryczny).

   Reakcja 2 (jonowo skrócona, roztwarzanie wodorotlenku amfoterycznego):

   $$\mathbf{Cr}(\mathbf{OH}{)}_3+\mathbf{O}{\mathbf{H}}^{-}\to [\mathbf{Cr}(\mathbf{OH}{)}_4{]}^{-}$$

   Bilans: Cr: 1=1, O: 3+1=4 ✓, H: 3+1=4 ✓, ładunek: 0+(-1)=-1 ✓.

   Alternatywnie niektóre podręczniki zapisują z 3 OH⁻: Cr(OH)₃ + 3 OH⁻ → [Cr(OH)₆]³⁻ (heksahydroksochromian(III)). Oba zapisy akceptowane.

   Probówka III = Cu(OH)₂ (niebieski → czarny CuO).
   Probówka IV = Cr(OH)₃ (szarozielony, amfoteryczny, rozpuszczalny w NaOH).

   ⚠ Typowa pułapka: Pułapka 7.1 — niezauważenie nierozpuszczalności CaSO₄. **CaSO₄ jest słabo rozpuszczalny** (Ksp ≈ 4·10⁻⁵, gips!). W stężonym roztworze H₂SO₄ + Ca²⁺ powstaje zawiesina. Pułapka 7.1 — Al(OH)₃ amfoteryczny ale daje **rozpuszczalne** sole (AlCl₃, Al₂(SO₄)₃). Probówka II → klarowny w obu krokach. Pułapka 7.2 — pomylenie czarnego osadu. **CuO = czarny**. Cu(OH)₂ niebieski przed ogrzaniem. Pułapka 7.2 — niewłaściwy chromian. **Cr(OH)₃ + NaOH** daje **[Cr(OH)₄]⁻** (lub [Cr(OH)₆]³⁻) — chromian(III) (Cr stopień utlenienia +3). Chromian(VI) CrO₄²⁻ to żółty, powstaje z innego utleniacza.

   Zobacz pełne rozwiązanie krok po kroku →
2. Matura CKE · maj 2025 · zad. 8 2 pkt stechiometria, miareczkowanie, pH, kwas bromowodorowy, KBr, H2SO4

   W celu otrzymania kwasu bromowodorowego przeprowadzono doświadczenie z użyciem zestawu, który zilustrowano rysunkiem (kolba stożkowa z KBr(s), z góry stężony H₂SO₄, odprowadzenie HBr do cylindra z wodą destylowaną).

   Do kolby stożkowej zawierającej 9,5 g czystego stałego bromku potasu wprowadzono kroplami pewną ilość stężonego kwasu siarkowego(VI). Zaszła reakcja opisana poniższym równaniem:

   $$KBr+H_{2}S{O}_4\to KHS{O}_4+HBr$$

   W wyniku całkowitego pochłonięcia wydzielonego bromowodoru otrzymano w cylindrze 80 cm³ kwasu bromowodorowego. Z tego roztworu pobrano próbkę 1,0 cm³, którą rozcieńczono wodą. Do jej zobojętnienia zużyto 6,9 cm³ roztworu wodorotlenku potasu o pH = 13.

   Zadanie 8. (0–1–2)

   Oblicz, jaka część użytego w doświadczeniu KBr uległa reakcji z H₂SO₄. Wynik podaj w procentach.

   Obliczenia: ............

   Pokaż odpowiedź

   Krok 1: stężenie KOH z pH.

   • pH = 13 → pOH = 14 - 13 = 1.
   • [OH⁻] = 10⁻¹ = 0,1 mol/dm³.
   • KOH = silna zasada → [KOH] = [OH⁻] = 0,1 mol/dm³.

   Krok 2: liczba moli KOH zużytego do zobojętnienia próbki.

   • V(KOH) = 6,9 cm³ = 6,9·10⁻³ dm³.
   • n(KOH) = c · V = 0,1 · 6,9·10⁻³ = 6,9·10⁻⁴ mol.

   Krok 3: liczba moli HBr w próbce 1,0 cm³.

   • Reakcja zobojętniania: HBr + KOH → KBr + H₂O (stosunek 1:1).
   • n(HBr) w próbce = n(KOH) = 6,9·10⁻⁴ mol.

   Krok 4: stężenie HBr w cylindrze.

   • c(HBr) = n / V_próbki = 6,9·10⁻⁴ / 1,0·10⁻³ = 0,69 mol/dm³.

   Krok 5: całkowita liczba moli HBr w 80 cm³.

   • n(HBr) całkowity = c · V_cylindra = 0,69 · 80·10⁻³ = 0,69 · 0,08 = 0,0552 mol.

   (Alternatywnie bez stężenia: w 1 cm³ jest 6,9·10⁻⁴ mol HBr → w 80 cm³ jest 80 · 6,9·10⁻⁴ = 0,0552 mol HBr).

   Krok 6: liczba moli KBr który zareagował (stosunek 1:1 z HBr).

   • n(KBr_zareagowało) = n(HBr) = 0,0552 mol.

   Krok 7: początkowa liczba moli KBr.

   • M(KBr) = 39 + 80 = 119 g/mol.
   • n(KBr_początkowe) = m / M = 9,5 / 119 = 0,0798 mol.

   Krok 8: procent KBr który zareagował.

   • % = n(KBr_zareagowało) / n(KBr_początkowe) × 100%
   • % = 0,0552 / 0,0798 × 100% = 69,17%
   • % ≈ 69,2% (z dokładnością do 1 cyfry po przecinku) lub ~69%.

   Odpowiedź: Około 69,2% użytego KBr uległo reakcji z H₂SO₄.

   ⚠ Typowa pułapka: Pułapka — przeliczanie pH na stężenie. **pH = 13 → [H⁺] = 10⁻¹³**. **pOH = 1 → [OH⁻] = 10⁻¹ = 0,1 mol/dm³**. Dla KOH (silnej zasady, dysocjacja 100%): [KOH] = [OH⁻] = 0,1. Pułapka — pominięcie kroku z całym cylindrem. Próbka 1 cm³ z 80 cm³ → trzeba pomnożyć przez 80, by dostać moli HBr **w całości**. Pułapka — M(KBr) ≠ 80 g/mol. M(K) = 39, M(Br) = 80, M(KBr) = **119** g/mol.

   Zobacz pełne rozwiązanie krok po kroku →
3. Matura CKE · maj 2025 · zad. 11 2 pkt Brønsted, kwasy, zasady, sole fosforanowe, amfoteryczność, pary sprzężone

   W temperaturze T przygotowano wodne roztwory wodoroortofosforanu(V) sodu i diwodoroortofosforanu(V) sodu o jednakowych stężeniach molowych i zbadano ich odczyn za pomocą dwóch wskaźników: fenoloftaleiny oraz czerwieni obojętnej.

   Wyniki doświadczenia przedstawiono na poniższych zdjęciach:

   Roztwór	Fenoloftaleina	Czerwień obojętna
   Na₂HPO₄	różowa (malinowa)	żółta
   NaH₂PO₄	bezbarwna	czerwona

   Zadanie 11. (0–1–2)

   Wpisz do schematów wzory odpowiednich drobin tak, aby powstały równania reakcji decydujących o odczynie wodnego roztworu wodoroortofosforanu(V) sodu oraz o odczynie wodnego roztworu diwodoroortofosforanu(V) sodu. Zastosuj definicję kwasu i zasady Brønsteda.

   Równanie reakcji zachodzącej w roztworze Na₂HPO₄:

   [kwas 1] + [zasada 2] ⇌ [zasada 1] + [kwas 2]

   Równanie reakcji zachodzącej w roztworze NaH₂PO₄:

   [kwas 1] + [zasada 2] ⇌ [zasada 1] + [kwas 2]

   Pokaż odpowiedź

   Roztwór Na₂HPO₄ (zasadowy): jon HPO₄²⁻ zachowuje się jak zasada Brønsteda (przyjmuje H⁺ z wody).

   $${\text{H}}_2\text{O}+{\text{HPO}}_4^{2-}\rightleftharpoons {\text{OH}}^{-}+{\text{H}}_2{\text{PO}}_4^{-}$$

   Pary sprzężone:

   • Kwas 1: H₂O (oddaje H⁺) ↔ Zasada 1: OH⁻.
   • Zasada 2: HPO₄²⁻ (przyjmuje H⁺) ↔ Kwas 2: H₂PO₄⁻.

   Wynik: roztwór zawiera OH⁻ → odczyn zasadowy ✓.

   Roztwór NaH₂PO₄ (kwasowy): jon H₂PO₄⁻ zachowuje się jak kwas Brønsteda (oddaje H⁺ do wody).

   $${\text{H}}_2{\text{PO}}_4^{-}+{\text{H}}_2\text{O}\rightleftharpoons {\text{HPO}}_4^{2-}+{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}$$

   Pary sprzężone:

   • Kwas 1: H₂PO₄⁻ (oddaje H⁺) ↔ Zasada 1: HPO₄²⁻.
   • Zasada 2: H₂O (przyjmuje H⁺) ↔ Kwas 2: H₃O⁺.

   Wynik: roztwór zawiera H₃O⁺ → odczyn kwasowy ✓.

   Dlaczego HPO₄²⁻ jest zasadą, a H₂PO₄⁻ kwasem?

   Oba jony są amfoteryczne (mogą być kwasem lub zasadą). Decyduje porównanie K_a i K_b:

   Jon	K_a	K_b	Przewaga
   HPO₄²⁻	K_a3 ≈ 4·10⁻¹³	K_b2 = K_w/K_a2 ≈ 1,6·10⁻⁷	K_b >> K_a → zachowuje się jak zasada
   H₂PO₄⁻	K_a2 ≈ 6,2·10⁻⁸	K_b3 = K_w/K_a1 ≈ 1,3·10⁻¹²	K_a >> K_b → zachowuje się jak kwas

   ⚠ Typowa pułapka: Pułapka — pomylenie kierunku. **Na₂HPO₄** = sól **dwusodowa** → ma w roztworze HPO₄²⁻, który jest BARDZIEJ zasadowy niż kwasowy. Stąd roztwór **zasadowy**. Pułapka — H₂PO₄⁻ w NaH₂PO₄ jest BARDZIEJ kwasowy niż zasadowy. Stąd roztwór **kwasowy**. Pułapka — pary sprzężone. Kwas → po oddaniu H⁺ staje się **zasadą sprzężoną**. Zasada → po przyjęciu H⁺ staje się **kwasem sprzężonym**.

   Zobacz pełne rozwiązanie krok po kroku →
4. Matura CKE · maj 2025 · zad. 12 3 pkt hydroliza, pH, NH4Cl, kation amonowy, wskaźniki, błękit bromotymolowy

   Próbkę chlorku amonu o masie 0,10 g rozpuszczono w wodzie i otrzymano 100 cm³ roztworu. W powstałym roztworze kationy amonowe w pewnym stopniu ulegają przemianie zgodnie z poniższym równaniem:

   $$N{H}_4^{+}+H_{2}O\rightleftharpoons N{H}_3+H_3{O}^{+}$$

   Niewielką objętość przygotowanego roztworu umieszczono w probówce, do której dodano kilka kropel błękitu bromotymolowego.

   Zadanie 12. (0–1–2–3)

   Oblicz pH otrzymanego roztworu. Wynik podaj w zaokrągleniu do jednego miejsca po przecinku. Następnie wybierz zdjęcie, na którym przedstawiono wygląd zawartości probówki po dodaniu do niej wskaźnika, i zaznacz literę A, B albo C.

   Zdjęcia: A. zielony B. żółty C. niebieski

   Obliczenia: ............

   Pokaż odpowiedź

   Krok 1: stężenie NH₄Cl.

   • M(NH₄Cl) = 14 + 4·1 + 35,5 = 53,5 g/mol.
   • n(NH₄Cl) = 0,10 / 53,5 = 1,87·10⁻³ mol.
   • c(NH₄Cl) = 1,87·10⁻³ / 0,1 = 1,87·10⁻² mol/dm³ ≈ 0,019 mol/dm³.

   Krok 2: NH₄Cl dysocjuje całkowicie → c(NH₄⁺) = 1,87·10⁻² mol/dm³.

   Krok 3: stała hydrolizy K_a(NH₄⁺):

   • K_a = K_w / K_b(NH₃) = 10⁻¹⁴ / 1,8·10⁻⁵ = 5,56·10⁻¹⁰.

   Krok 4: równanie równowagi hydrolizy.

   • K_a = [H₃O⁺][NH₃] / [NH₄⁺].
   • Dla przybliżenia: [H₃O⁺] = [NH₃] = x; [NH₄⁺] ≈ c (bardzo małe x).
   • K_a = x² / c → x² = K_a · c.

   Krok 5: obliczenie [H₃O⁺]:

   • x² = 5,56·10⁻¹⁰ · 1,87·10⁻² = 1,04·10⁻¹¹.
   • x = √(1,04·10⁻¹¹) = 3,22·10⁻⁶ mol/dm³.

   Krok 6: pH:

   • pH = -log[H₃O⁺] = -log(3,22·10⁻⁶) = 6 - log(3,22) = 6 - 0,51 ≈ 5,5.

   Krok 7: wybór zdjęcia.

   Błękit bromotymolowy — zmiana barwy:

   • pH < 6,0: żółty.
   • pH 6,0-7,6: zielony.
   • pH > 7,6: niebieski.

   pH = 5,5 < 6,0 → żółty → zdjęcie B.

   Odpowiedź:

   • pH ≈ 5,5.
   • Zdjęcie: B (żółty).

   ⚠ Typowa pułapka: Pułapka — K_a vs K_b. **NH₄⁺ jest słabym kwasem**: K_a(NH₄⁺) = K_w/K_b(NH₃). NH₄⁺ oddaje H⁺ → roztwór KWASOWY (pH < 7). Pułapka — przybliżenie x << c. Klucz: gdy K_a · c << K_a² (małe stężenia), trzeba użyć pełnej formuły kwadratowej. Tu sprawdzamy: x = 3,22·10⁻⁶ << c = 1,87·10⁻² → przybliżenie OK. Pułapka — wybór wskaźnika. **Błękit bromotymolowy zmienia barwę 6,0-7,6**. pH < 6 = żółty (kwasowy), pH > 7,6 = niebieski (zasadowy), pomiędzy = zielony.

   Zobacz pełne rozwiązanie krok po kroku →
5. Matura CKE · maj 2024 · zad. 8 2 pkt równowaga kwasowo-zasadowa, pH, dysocjacja, stała Ka

   Zadanie dotyczy równowagi kwasowo-zasadowej, pH roztworu i stałej dysocjacji Ka. Treść w obrazie arkusza poniżej.

   Pokaż odpowiedź

   Patrz materiał źródłowy CKE — wymaga obliczenia pH lub stężeń jonów na podstawie stałej dysocjacji $K_a=[H^{+}][A^{-}]/[HA]$ lub odwrotnie. Dla słabych kwasów: $[H^{+}]\approx \sqrt{K_a\cdot c_0}$.

   ⚠ Typowa pułapka: Mylenie kwasów mocnych (dysocjacja całkowita, [H+] = c0) ze słabymi (Ka, przybliżenie pierwiastkowe); zapomnienie o pKa = -log Ka.

   Zobacz pełne rozwiązanie krok po kroku →
6. Matura CKE · maj 2024 · zad. 9 2 pkt hydroliza soli, pH soli, równania jonowe

   Zadanie dotyczy hydrolizy soli i odczynu (pH) roztworu soli. Treść w obrazie arkusza poniżej.

   Pokaż odpowiedź

   Patrz materiał źródłowy CKE — wymaga określenia odczynu roztworu soli (kwaśny/obojętny/zasadowy) i zapisania jonowego skróconego równania hydrolizy. Sól mocnego kwasu i słabej zasady → kwaśny; słabego kwasu i mocnej zasady → zasadowy; mocnego kwasu i mocnej zasady → obojętny.

   ⚠ Typowa pułapka: Mylenie strony, która ulega hydrolizie — hydrolizuje TYLKO słaby jon (z mocnego kwasu/zasady nie). Pomijanie skróconej formy jonowej (woda + jon → kwas/zasada + jon).

   Zobacz pełne rozwiązanie krok po kroku →
7. Matura CKE · maj 2024 · zad. 21 1 pkt chemia organiczna, kwasy karboksylowe, dysocjacja, efekt indukcyjny, pKa

   Przygotowano próbki czterech kwasów:

   • CH₃COOH
   • CH₂ClCOOH
   • CHCl₂COOH
   • CCl₃COOH

   Wszystkie roztwory miały jednakową objętość. Stężenie molowe każdego kwasu było równe 1 mol·dm⁻³. Do roztworów tych kwasów, znajdujących się w probówkach w przypadkowej kolejności, dodano po pięć kropli roztworu fioletu metylowego, który jest wskaźnikiem pH. Wyniki doświadczenia przedstawiono na zdjęciach.

   Fragment skali barw fioletu metylowego w roztworach o różnym pH przedstawia rysunek (skala 0–2 pH).

   Wartości pKa dla kwasów użytych w doświadczeniu, podane w przypadkowej kolejności, wynoszą: 2,87; 4,76; 0,66; 1,35.

   Zadanie 21.2. (0–1)

   Uzupełnij tabelę. Napisz wzór półstrukturalny (grupowy) najsłabszego kwasu użytego w tym doświadczeniu oraz wartość pKa tego kwasu.

   Pokaż odpowiedź

   Patrz materiał źródłowy CKE — najsłabszy kwas to CH₃COOH (kwas octowy), brak podstawników halogenowych → najsłabszy efekt indukcyjny (-I) → najmniej stabilny anion karboksylanowy → najsłabsza dysocjacja. pKa = 4,76. Im więcej Cl, tym silniejszy efekt -I, tym mocniejszy kwas (CCl₃COOH: pKa = 0,66, najmocniejszy).

   ⚠ Typowa pułapka: Mylenie pKa z Ka — im NIŻSZY pKa, tym MOCNIEJSZY kwas (pKa = -log Ka). Efekt indukcyjny: -I (Cl, F) stabilizuje anion, -COOH → mocniejszy kwas.

   Zobacz pełne rozwiązanie krok po kroku →
8. Matura CKE · maj 2024 · zad. 26 1 pkt równowaga kwasowo-zasadowa, teoria Brønsteda, sprzężone pary kwas-zasada

   Wpisz do schematu wzory odpowiednich drobin, tak aby powstało równanie reakcji 3. w formie jonowej skróconej. Zastosuj definicję kwasu i zasady Brønsteda.

   Schemat: [kwas 1] + [zasada 2] → [zasada 1] + H₂O ([kwas 2])

   Pokaż odpowiedź

   Patrz materiał źródłowy CKE — schemat reprezentuje reakcję typu HA + B⁻ → A⁻ + HB, gdzie sprzężone pary to (kwas 1 / zasada 1) oraz (kwas 2 / zasada 2). H₂O jest kwasem 2 → zasada 2 = OH⁻. Konkretne drobiny zależą od reakcji 3 z poprzedniej części zadania (kontekst: kwas karboksylowy organiczny + zasada).

   ⚠ Typowa pułapka: Para sprzężona = różni się jednym H⁺. Kwas oddaje H⁺ → przechodzi w sprzężoną zasadę (np. CH₃COOH → CH₃COO⁻). Zasada przyjmuje H⁺ → sprzężony kwas (np. OH⁻ → H₂O).

   Zobacz pełne rozwiązanie krok po kroku →
9. Matura CKE · maj 2023 · zad. 7 1 pkt moc kwasów, stała dysocjacji, analiza wykresu pH

   Zadanie odnosi się do wykresu zależności pH od stężenia molowego dwóch słabych kwasów: HX i HQ (wykres na stronie arkusza, kontekst zadania 8).

   Rozstrzygnij, na podstawie analizy danych zamieszczonych na wykresie, który kwas (HX czy HQ) jest mocniejszy. Zaznacz jego wzór. Odpowiedź uzasadnij.

   HX	HQ

   Uzasadnienie: ...

   Pokaż odpowiedź

   Rozstrzygnięcie: mocniejszym kwasem jest ten, który przy takim samym stężeniu molowym ma niższą wartość pH (czyli wyższe stężenie jonów ${\text{H}}_3{\text{O}}^{+}$, większy stopień dysocjacji).

   Z wykresu zad. 8 wynika, że przy tym samym stężeniu kwas HX ma niższe pH niż HQ (krzywa HX leży poniżej krzywej HQ).

   Wniosek: mocniejszy jest kwas HX.

   Uzasadnienie: Przy identycznym stężeniu molowym kwas HX wykazuje niższą wartość pH, co oznacza większe stężenie ${\text{H}}_3{\text{O}}^{+}$ w roztworze, a tym samym większy stopień dysocjacji. Większy stopień dysocjacji odpowiada większej stałej dysocjacji $K_a$, czyli mocniejszemu kwasowi.

   ⚠ Typowa pułapka: - **Niższe pH = mocniejszy kwas** przy porównaniu w tym samym stężeniu. - Sama wartość pH bez kontekstu stężenia nie świadczy o mocy kwasu (mocny kwas mocno rozcieńczony może mieć wyższe pH niż słaby kwas stężony). - Mierzymy stopień dysocjacji $\alpha =c_{H^{+}}/c_0$, nie samo $c_{H^{+}}$.

   Zobacz pełne rozwiązanie krok po kroku →
10. Matura CKE · maj 2023 · zad. 8 4 pkt pH słabego kwasu, stała dysocjacji, stopień dysocjacji, obliczenia stężeń

    W tabeli (s. 9) umieszczono wartości pH czterech roztworów kwasu HX o wybranych stężeniach molowych, a na wykresie przedstawiono logarytmiczną zależność pH roztworu tego kwasu od jego stężenia molowego w zakresie stężeń od $0,002{\text{mol/dm}}^3$ do $0,028{\text{mol/dm}}^3$ ($T=20°\text{C}$).

    $c_0$, mol/dm³	0,002	0,008	0,018	0,028	0,042	0,100
    pH	3,1	2,7	2,5	2,4

    Uzupełnij tabelę brakującymi wartościami pH z dokładnością do jednego miejsca po przecinku oraz odczytaj z wykresu zależności pH roztworu kwasu HX od jego stężenia molowego. Następnie oblicz stężenie molowe jonów X⁻ i stężenie molowe niezdysocjowanych cząsteczek HX w roztworze o pH = 2,2. Odczytaj z wykresu wartość stężenia molowego cząsteczek HX i cząstek niezdysocjowanych kwasu HX podaj z dokładnością do 0,001 mol·dm⁻³.

    Pokaż odpowiedź

    Odczyt z wykresu (logarytmiczna zależność, ekstrapolacja):

    • Dla $c_0=0,042{\text{mol/dm}}^3$: $pH\approx 2,3$
    • Dla $c_0=0,100{\text{mol/dm}}^3$: $pH\approx 2,1$

    Dla pH = 2,2:

    • $[H_3{O}^{+}]=10^{-2,2}\approx 6,31\cdot 10^{-3}{\text{mol/dm}}^3$
    • W roztworze słabego kwasu HX: $[X^{-}]=[H_3{O}^{+}]\approx 6,3\cdot 10^{-3}{\text{mol/dm}}^3$ (bilans ładunkowy, woda pomijalna)
    • $c_0$ przy pH = 2,2 z wykresu: $c_0\approx 0,060{\text{mol/dm}}^3$
    • $[HX]=c_0-[X^{-}]=0,060-0,006=0,054{\text{mol/dm}}^3$

    Wnioski:

    • Stężenie molowe jonów $X^{-}$ ≈ 6,3·10⁻³ mol·dm⁻³
    • Stężenie molowe niezdysocjowanych cząsteczek HX ≈ 0,054 mol·dm⁻³

    ⚠ Typowa pułapka: - **pH = -log[H₃O⁺]** → $[H_3{O}^{+}]=10^{-pH}$. - W słabym kwiecie: $[H^{+}]\approx [A^{-}]$ (z dysocjacji HA), a $[HA]=c_0-[A^{-}]$. - Skala logarytmiczna pH — zmiana pH o 1 = zmiana stężenia 10×. - $K_a=\frac{[H^{+}][X^{-}]}{[HX]}$ — można sprawdzić poprawność obliczeń.

    Zobacz pełne rozwiązanie krok po kroku →
11. Matura CKE · maj 2023 · zad. 9 2 pkt hydroliza soli, teoria Brønsteda, reakcje jonowe, obserwacje

    Przeprowadzono doświadczenie, w którym do dwóch probówek z wodnym roztworem ${\text{Na}}_2{\text{SO}}_3$ dodano:

    • do probówki 1. — kilka kropel roztworu fenoloftaleiny
    • do probówki 2. — nadmiar stężonego ${\text{HCl}}_{(aq)}$.

    Zadanie 9.1. (0–1)

    Wygląd zawartości probówki 1. po dodaniu do niej roztworu fenoloftaleiny: roztwór zabarwił się na malinowo (różowo).

    Wpisz do schematu wzory odpowiednich drobin tak, aby powstało równanie procesu decydującego o odczynie roztworu w probówce 1. Zastosuj definicję kwasu i zasady Brønsteda.

    kwas 1	+	zasada 2	⇌	zasada 1	+	kwas 2

    Zadanie 9.2. (0–1)

    Napisz, co zaobserwowano podczas doświadczenia w probówce 2. po dodaniu odczynnika. Napisz w formie jonowej skróconej równanie reakcji, która była przyczyną zaobserwowanych zmian.

    Pokaż odpowiedź

    9.1. Roztwór ${\text{Na}}_2{\text{SO}}_3$ ma odczyn zasadowy (różowe zabarwienie fenoloftaleiny) — anion ${\text{SO}}_3^{2-}$ ulega hydrolizie zasadowej:

    $$\underset{\text{kwas 1}}{\underbrace{{\text{H}}_2\text{O}}}+\underset{\text{zasada 2}}{\underbrace{{\text{SO}}_3^{2-}}}\rightleftharpoons \underset{\text{zasada 1}}{\underbrace{{\text{OH}}^{-}}}+\underset{\text{kwas 2}}{\underbrace{{\text{HSO}}_3^{-}}}$$

    Według Brønsteda: woda oddaje proton (kwas 1), ${\text{SO}}_3^{2-}$ przyjmuje proton (zasada 2). Powstają sprzężone: ${\text{OH}}^{-}$ (zasada sprzężona z H₂O) i ${\text{HSO}}_3^{-}$ (kwas sprzężony z ${\text{SO}}_3^{2-}$).

    9.2. Obserwacje: wydzielanie się bezbarwnego gazu o ostrym zapachu (SO₂), odbarwienie roztworu.

    Równanie w formie jonowej skróconej:

    $${\text{SO}}_3^{2-}+2{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}\to {\text{SO}}_2\uparrow +3{\text{H}}_2\text{O}$$

    (Alternatywnie: ${\text{SO}}_3^{2-}+2{\text{H}}^{+}\to {\text{SO}}_2+{\text{H}}_2\text{O}$)

    ⚠ Typowa pułapka: - W zadaniu 9.1. trzeba **prawidłowo zidentyfikować kwas/zasadę** w równaniu hydrolizy. H₂O jest kwasem (oddaje H⁺), ${\text{SO}}_3^{2-}$ — zasadą (przyjmuje H⁺). - ${\text{HSO}}_3^{-}$ to **kwas sprzężony** (po przyjęciu H⁺), nie zasada. - W zad. 9.2. równanie **jonowe skrócone** — pomijamy ${\text{Na}}^{+}$ i ${\text{Cl}}^{-}$ jako jony obserwujące, produktem jest gazowy SO₂ + woda. - Reakcja: ${\text{SO}}_3^{2-}$ z mocnym kwasem → niestabilny H₂SO₃ → rozkład do SO₂ + H₂O.

    Zobacz pełne rozwiązanie krok po kroku →
12. Matura CKE · maj 2023 · zad. 10 2 pkt miareczkowanie alkacymetryczne, krzywa miareczkowania, mocny kwas vs słaby kwas

    Badano reakcje mocnego kwasu HA i słabego kwasu HX z mocną zasadą. W tym celu wykonano miareczkowanie wodnych roztworów tych kwasów za pomocą wodnego roztworu wodorotlenku potasu.

    Umieszczono w zlewce $20,0{\text{cm}}^3$ wodnego roztworu kwasu o stężeniu $0,10\text{mol}\cdot {\text{dm}}^{-3}$ i zmierzono pH tego roztworu. Następnie do zlewki z roztworem kwasu dodawano porcjami wodny roztwór KOH o stężeniu $0,10\text{mol}\cdot {\text{dm}}^{-3}$. Po dodaniu każdej porcji roztworu wodorotlenku mierzono pH mieszaniny reakcyjnej. Punkt równowagowy (PR) został osiągnięty po dodaniu takiej objętości roztworu KOH, w jakiej liczba moli zasady jest równa liczbie moli kwasu.

    Na wykresie przedstawiono krzywą miareczkowania słabego kwasu HX wodnym roztworem KOH (PR ok. 20 cm³ KOH, pH skok do ~8–9).

    Rozstrzygnij, czy przedstawiony wykres ilustruje wynik miareczkowania wodnego roztworu słabego kwasu HX wodnym roztworem KOH w opisanym doświadczeniu. Odpowiedź uzasadnij — przytocz dwa różne argumenty.

    Pokaż odpowiedź

    Rozstrzygnięcie: Tak, wykres przedstawia miareczkowanie słabego kwasu HX (a nie mocnego HA).

    Argument 1 — wartość pH początkowego roztworu: pH = ok. 2,8–3 (przed dodaniem KOH), podczas gdy mocny kwas o stężeniu 0,1 mol/dm³ miałby pH = 1 (całkowita dysocjacja). Wyższa wartość pH od oczekiwanej dla mocnego kwasu świadczy o słabej dysocjacji HX.

    Argument 2 — pH w punkcie równoważnikowym: PR ma pH > 7 (zasadowe, ok. 8–9). To typowe dla miareczkowania słabego kwasu mocną zasadą — w PR powstaje sól mocnej zasady i słabego kwasu (KX), która ulega hydrolizie zasadowej. Dla mocnego kwasu z mocną zasadą PR byłby przy pH = 7.

    Argument 3 (alternatywnie) — kształt krzywej: krzywa rośnie łagodnie przed PR (efekt buforowy mieszaniny HX/X⁻), z wyraźnym, ale nie tak ostrym skokiem jak dla mocnego kwasu.

    ⚠ Typowa pułapka: - **PR ≠ pH = 7**. Dla mocny kwas + mocna zasada: PR = 7. Słaby kwas + mocna zasada: PR > 7. Mocny kwas + słaba zasada: PR < 7. - **pH początkowe** roztworu słabego kwasu jest **wyższe** niż mocnego kwasu o tym samym stężeniu (mniej zdysocjowane). - **Bufor** powstaje przed PR (HX/X⁻) — łagodzi zmiany pH przy dodawaniu KOH.

    Zobacz pełne rozwiązanie krok po kroku →
13. Matura CKE · maj 2023 · zad. 31 1 pkt aminokwasy, alanina, jon obojnaczy, punkt izoelektryczny, miareczkowanie pH

    Do zakwaszonego roztworu alaniny dodawano kroplami wodny roztwór wodorotlenku sodu i mierzono pH mieszaniny reakcyjnej. Na wykresie zilustrowano zależność pH mieszaniny od objętości dodanego roztworu wodorotlenku sodu (w jednostkach umownych). Na krzywej zaznaczono trzy punkty: I (pH ≈ 2,3 przy V ≈ 0,5), II (pH ≈ 6,0 przy V ≈ 1,0) oraz III (pH ≈ 9,7 przy V ≈ 1,5).

    Aminokwasy w roztworach wodnych istnieją głównie w formie jonów. W roztworach o niskim pH cząsteczka aminokwasu jest protonowana. W pewnym zakresie pH dominującą formą jest jon obojnaczy. W roztworach o wysokim pH cząsteczka aminokwasu traci proton. W punkcie oznaczonym na wykresie numerem I alanina jest mieszaniną formy protonowanej i jonu obojnaczego w stosunku molowym 1 : 1, a w punkcie oznaczonym na wykresie numerem III ten aminokwas jest mieszaniną jonu obojnaczego i formy zdeprotonowanej w stosunku molowym 1 : 1.

    Na podstawie: J. McMurry, Chemia organiczna, Warszawa 2005.

    Zadanie 31.1. (0–1) Napisz wzór półstrukturalny (grupowy) tej formy alaniny, która występuje przy wartości pH odpowiadającej punktowi II zaznaczonemu na wykresie. Podaj nazwę tej wartości pH.

    Pokaż odpowiedź

    Punkt II — analiza wykresu

    W punkcie II (pH ≈ 6,0) krzywa miareczkowania ma środkowe plateau, leżące pomiędzy
    punktem I (mieszanina formy protonowanej i jonu obojnaczego 1 : 1) a punktem III
    (mieszanina jonu obojnaczego i formy zdeprotonowanej 1 : 1). W tym zakresie pH
    dominującą formą aminokwasu jest jon obojnaczy (zwitterion) — cząsteczka ma
    jednocześnie naładowaną dodatnio grupę aminową (−NH₃⁺) i naładowaną ujemnie
    grupę karboksylanową (−COO⁻), a jej wypadkowy ładunek wynosi zero.

    Wzór półstrukturalny (grupowy) jonu obojnaczego alaniny

    CH₃−CH(NH₃⁺)−COO⁻

    (równoważnie zapisywany jako H₃N⁺−CH(CH₃)−COO⁻)

    Nazwa tej wartości pH

    Wartość pH, przy której aminokwas występuje wyłącznie (a w istocie: w największym
    stopniu) w postaci jonu obojnaczego i wypadkowy ładunek cząsteczek w roztworze
    wynosi zero, nazywa się punktem izoelektrycznym (oznaczanym pI lub pHI).
    Dla alaniny pI ≈ 6,0, co zgadza się z położeniem punktu II na wykresie.

    pI jest średnią arytmetyczną dwóch wartości pKa grup kwasowo-zasadowych alaniny:

    pI = (pKa₁ + pKa₂) / 2 ≈ (2,3 + 9,7) / 2 ≈ 6,0

    ⚠ Typowa pułapka: - Mylenie jonu obojnaczego (zwitterionu) z formą obojętną elektrycznie zapisaną jako CH₃−CH(NH₂)−COOH — taka forma w roztworze wodnym praktycznie nie występuje, bo proton przeskakuje z grupy −COOH na grupę −NH₂. - Zapominanie o ładunkach przy grupach (−NH₃⁺ i −COO⁻) — bez nich wzór jest błędny i nie spełnia wymagania CKE. - Mylenie pojęć „punkt izoelektryczny” i „punkt równoważnikowy” — w punkcie II krzywej miareczkowania alaniny nie zachodzi neutralizacja całkowita, lecz występuje plateau buforowe między dwoma pKa. - Podanie pH ≈ 6 jako odpowiedzi na pytanie o „nazwę wartości pH” — pytanie wymaga terminu (punkt izoelektryczny / pI), a nie wartości liczbowej.

    Zobacz pełne rozwiązanie krok po kroku →