Strona tytułowa arkusza maturalnego

To strona tytułowa arkusza maturalnego z chemii na poziomie rozszerzonym z formatu 2023. Arkusz jest oznaczony symbolem MCHP-R0-100-2505 i został przewidziany na egzamin 16 maja 2025 roku.

Egzamin rozpoczyna się o godzinie 9:00 i trwa 180 minut. Za rozwiązanie wszystkich zadań można uzyskać maksymalnie 60 punktów.

Ważne! Przed rozpoczęciem pracy sprawdź, czy otrzymałeś właściwy arkusz. Jeśli nie, natychmiast zgłoś to nauczycielowi. Arkusz rozrywaj dopiero po otrzymaniu polecenia.

Pamiętaj, że na stronie tytułowej należy wpisać swój kod PESEL i nakleić odpowiednią naklejkę identyfikacyjną.

Instrukcja dla zdającego

Ta strona zawiera szczegółowe instrukcje dotyczące pracy z arkuszem. Warto dokładnie zapoznać się z nimi przed rozpoczęciem rozwiązywania zadań.

Arkusz zawiera 34 strony z 29 zadaniami. Na początku egzaminu sprawdź, czy arkusz jest kompletny. Na pierwszej stronie i karcie odpowiedzi trzeba wpisać swój numer PESEL i przykleić naklejkę z kodem.

Zwróć uwagę na kilka ważnych zasad:

• Odpowiedzi zapisuj w wyznaczonych miejscach
• W zadaniach rachunkowych przedstawiaj tok rozumowania i pamiętaj o jednostkach
• Pisz czytelnie czarnym długopisem lub piórem
• Nie używaj korektora, błędy wyraźnie przekreśl

Pamiętaj! Zapisy w brudnopisie nie będą oceniane, więc przenoś swoje rozwiązania do właściwych miejsc w arkuszu.

Podczas egzaminu możesz korzystać z tablic chemicznych, linijki i kalkulatora naukowego.

Strona informacyjna

Ta strona to informacja dla zdającego, że właściwe zadania egzaminacyjne rozpoczynają się od następnej strony. Jest to strona 3 z 34 całego arkusza.

Na tej stronie nie ma żadnych zadań ani poleceń do wykonania - to tylko informacja, że zadania zaczynają się na kolejnych stronach.

Egzamin jest dość obszerny, więc warto dobrze rozplanować czas, aby zdążyć rozwiązać wszystkie zadania. Pamiętaj, że na 34 strony i 29 zadań masz 180 minut.

Wskazówka: Przy rozwiązywaniu zadań najpierw przeczytaj wszystkie polecenia, aby zorientować się w stopniu trudności i odpowiednio zaplanować pracę.

Konfiguracje elektronowe pierwiastków

Zadanie 1 dotyczy konfiguracji elektronowych dwóch pierwiastków oznaczonych jako E i X. Pierwiastek E ma elektrony na ośmiu orbitalach (sześć zapełnionych), a pierwiastek X przedstawiono w stanie wzbudzonym z rozkładem elektronów na orbitalach od 1s do 3d.

W zadaniu 1.1 należy określić symbole pierwiastków, bloki konfiguracyjne oraz liczbę elektronów walencyjnych. Rozwiązanie wskazuje, że pierwiastek E to krzem (Si) z bloku p, mający 4 elektrony walencyjne, a pierwiastek X to chlor (Cl) również z bloku p, z 7 elektronami walencyjnymi.

Zadanie 1.2 wymaga podania wartości głównej (n) i pobocznej (l) liczby kwantowej dla niesparowanego elektronu w atomie E. Rozwiązanie wskazuje na n=3 i l=1.

Kluczowa informacja: Przy określaniu konfiguracji elektronowej pamiętaj o regułach: Pauliego, Hunda oraz regule rozbudowy (Klechkowskiego).

W zadaniu 1.3 należy zapisać pełną konfigurację elektronu jonu X⁻, przy czym w rozwiązaniu widać częściowy zapis: 1s²...3p⁶...3s²...3p⁶.

Reakcje jądrowe

Zadanie 2 dotyczy reakcji rozszczepienia ciężkich jąder atomowych. Rozszczepienie to proces, w którym ciężkie jądro, po bombardowaniu neutronami, rozpada się na dwa lżejsze fragmenty z emisją 2-3 neutronów.

W zadaniu 2.1 należało uzupełnić schemat reakcji rozszczepienia uranu-235, w której powstają izotopy kryptonu-92 i baru-141. Reakcja ta jest kluczowa dla zrozumienia energii jądrowej.

W zadaniu 2.2 trzeba było uzupełnić zdania wybierając właściwe odpowiedzi. Wskazano, że po rozszczepieniu uranu-235 z emisją 3 neutronów i powstaniem strontu-93, tworzy się jądro ksenonu-139 lub baru-140. Porównując stosunek neutronów do protonów między uranem-235 a strontem-93, ustalono:

• Uran-235: 143 neutrony/92 protony = 1,55
• Stront-93: 55 neutronów/38 protonów = 1,45

Ciekawostka: Im cięższe jądro, tym większy stosunek neutronów do protonów jest potrzebny do zapewnienia stabilności. Widać to wyraźnie w porównaniu uranu (1,55) i strontu (1,45).

To zadanie doskonale pokazuje, jak bilansować równania reakcji jądrowych, pamiętając o zachowaniu całkowitej liczby protonów i neutronów.

Związki jodu z tlenem

Na tej stronie rozpoczynają się zadania dotyczące związków jodu, w szczególności tlenku jodu(V). Jest to biała substancja, która reaguje z wodą, tworząc jednoprotonowy kwas.

W zadaniu 3.1 należało napisać równanie reakcji tlenku jodu(V) z wodą. Poprawne rozwiązanie to: I₂O₅ + H₂O → 2HIO₃

Zadanie 3.2 dotyczy reakcji tlenku jodu(V) z tlenkiem węgla(II). Przeprowadzono doświadczenie, umieszczając tlenek jodu(V) w kolbie, do której wprowadzono tlenek węgla(II). W wyniku reakcji utleniania-redukcji powstał fioletowy gaz - jod elementarny.

W tym procesie jod ulega redukcji, a węgiel utlenieniu. Równanie tej reakcji to: I₂O₅ + 5CO → I₂ + 5CO₂

Obserwacja praktyczna: Reakcja tlenku jodu(V) z tlenkiem węgla(II) jest wykorzystywana do wykrywania i oznaczania zawartości tlenku węgla(II) w powietrzu - jest to ważna aplikacja w ochronie środowiska i bezpieczeństwie.

Te zadania sprawdzają rozumienie reakcji redoks oraz zdolność zapisywania równań reakcji w formie cząsteczkowej.

Obliczenia stechiometryczne związków jodu

Zadanie 4 wymaga analizy stechiometrycznej tlenku jodu, w którym masa tlenu stanowi 20,14% masy związku. Dodatkowo podano, że liczba atomów jodu we wzorze rzeczywistym jest dwa razy większa niż we wzorze empirycznym.

Aby rozwiązać to zadanie, należało:

1. Obliczyć zawartość jodu: 100% - 20,14% = 79,86%
2. Wyznaczyć liczbę moli pierwiastków:
   • n(I) = 79,86g/127g/mol = 0,63 mol
   • n(O) = 20,14g/16g/mol = 1,26 mol
3. Określić stosunek molowy I:O = 0,63:1,26 = 1:2

Wzór empiryczny tlenku to IO₂, a ponieważ we wzorze rzeczywistym liczba atomów jodu jest dwukrotnie większa, to wzór rzeczywisty to I₂O₄.

Wskazówka: W obliczeniach stechiometrycznych zawsze sprowadzaj liczby moli do najmniejszych liczb całkowitych, aby ustalić wzór empiryczny. Pamiętaj też o różnicy między wzorem empirycznym (najprostszy stosunek atomów) a rzeczywistym (faktyczna liczba atomów w cząsteczce).

To zadanie sprawdza umiejętność prowadzenia obliczeń stechiometrycznych i ustalania wzorów związków chemicznych.

Reakcje redoks związków międzyhalogenowych

Zadanie 5 dotyczy związków międzyhalogenowych o wzorze ogólnym AX𝑦, gdzie A oznacza pierwiastek o mniejszej elektroujemności, X - pierwiastek o większej elektroujemności, a y może wynosić 1, 3, 5 lub 7.

W zadaniu 5.1 należało zapisać w formie jonowo-elektronowej równanie reakcji redukcji zachodzącej podczas otrzymywania trichlorku jodu (ICl₃). Proces można zapisać jako:

IO₃⁻ + 6H⁺ + 6e⁻ → I⁻ + 3H₂O

Natomiast utlenianie: I₂ + 6Cl⁻ → 2ICl₃ + 6e⁻

Bilansując całe równanie reakcji: 3IO₃⁻ + I₂ + 18H⁺ + 15Cl⁻ → 5ICl₃ + 9H₂O

Kluczowa umiejętność: Zapisywanie równań jonowo-elektronowych wymaga rozdzielenia procesu na dwie półreakcje: utleniania i redukcji, a następnie zbilansowania ich pod względem liczby elektronów i zbilansowania całego równania reakcji.

To zadanie sprawdza rozumienie procesów redoks oraz umiejętność bilansowania równań jonowych z uwzględnieniem środowiska reakcji.

Struktura przestrzenna cząsteczek

Zadanie 5.2 dotyczy zastosowania metody VSEPR (teoria odpychania par elektronowych walencyjnej powłoki) do określenia kształtu cząsteczek. W metodzie tej wyróżnia się atom centralny, ustala liczbę wolnych par elektronowych (y) i liczbę podstawników (x), a następnie oblicza liczbę przestrzenną $Lp = x + y$.

W przypadku trichlorku jodu (ICl₃) należało narysować wzór elektronowy, pokazujący rozkład par elektronowych i określić liczbę przestrzenną.

W rozwiązaniu widać szkic wzoru elektronowego ICl₃, gdzie jod jest atomem centralnym połączonym z trzema atomami chloru. Liczba przestrzenna dla ICl₃ wynosi Lp = 5 $3 podstawniki + 2 wolne pary elektronowe$.

Odpowiedź na pytanie, czy przedstawiony model $dla Lp = 4$ jest ilustracją kształtu ICl₃, brzmi: nie. Model nie pasuje, ponieważ ICl₃ ma liczbę przestrzenną 5, a nie 4.

Ważne dla struktury cząsteczek: Liczba przestrzenna determinuje kształt cząsteczki. Dla Lp = 5 typowa geometria to piramida trygonalna (gdy są 2 wolne pary elektronowe i 3 podstawniki), co daje cząsteczce kształt litery T.

To zadanie sprawdza rozumienie teorii VSEPR i umiejętność jej zastosowania do określania kształtu cząsteczek.

Reakcje strącania osadów

Zadanie 6 opisuje dwuetapowe doświadczenie, w którym uczniowie otrzymywali czysty tlenek miedzi(II). Najpierw strącili wodorotlenek miedzi(II), a następnie przeprowadzili jego rozkład termiczny w łaźni wodnej.

W pierwszym etapie przeprowadzono reakcje w dwóch probówkach:

• Probówka I: Ba(OH)₂(aq) + CuCl₂(aq)
• Probówka II: Ba(OH)₂(aq) + CuSO₄(aq)

Należało rozstrzygnąć, w której probówce otrzymano osad tylko tlenku metalu. Odpowiedzią jest probówka I, ponieważ w probówce II oprócz osadu tlenku miedzi(II) będzie również obecny osad siarczanu baru (BaSO₄).

Ważne przy reakcjach strąceniowych: Zawsze sprawdzaj rozpuszczalność produktów w wodzie. BaSO₄ jest praktycznie nierozpuszczalny i wytrąca się jako osad, co komplikuje otrzymywanie czystego CuO w probówce II.

Zadanie 7 rozpoczyna się od opisu czterech probówek zawierających wodne roztwory soli różnych metali, do których dodano wodorotlenek sodu, uzyskując różne osady: Cr(OH)₃ (niebiały), Ca(OH)₂, Cu(OH)₂ i Al(OH)₃ (niebiały).

W zadaniu 7.1 badano rozpuszczalność osadów z probówek I i II w kwasach H₂SO₄ i HCl.