Zadanie 4

Treść zadania

W jednym z tlenków jodu masa tlenu stanowi $20, 14%$ masy tego tlenku. W jego wzorze rzeczywistym liczba atomów jodu jest dwa razy większa niż we wzorze empirycznym.

Na podstawie obliczeń ustal i napisz wzór empiryczny oraz wzór rzeczywisty opisanego tlenku.

Wzór empiryczny: ……………………………………………

Wzór rzeczywisty: ……………………………………………

Źródło: arkusz CKE MCHP-R0-100-2505. Otwórz oryginalny PDF

Rozwiązanie

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

Typowy błąd / pułapka

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.

Strona arkusza CKE z trescia zadania

Zadanie 4 - wzór empiryczny i rzeczywisty tlenku jodu — Strona 7 arkusza CKE 2025 PR chemia - zadanie 4 (obliczenia stechiometryczne). Na podstawie: CKE 2025 Oryginalny PDF CKE, str. 7

Klucz pojęciowy — wzory chemiczne

Wzór	Definicja	Przykład (glukoza)
Empiryczny	Najprostszy stosunek atomów pierwiastków	CH₂O
Rzeczywisty (sumaryczny)	Faktyczna liczba atomów w cząsteczce	C₆H₁₂O₆
Strukturalny	Pokazuje wiązania między atomami	(rysunek z grupami OH, CHO)
Stereochemiczny	Pokazuje przestrzenne ułożenie	(Haworth, Fisher)

Glukoza = klasyczny przykład: wzór empiryczny CH₂O, rzeczywisty C₆H₁₂O₆ (6× empiryczny).

Mechanizm: jak obliczyć wzór empiryczny

Krok 1: z % wagowych → masa każdego pierwiastka w 100 g substancji.

Krok 2: masa → mole każdego pierwiastka (n = m/M).

Krok 3: stosunek molowy → najmniejsza liczba całkowita.

Dzielimy wszystkie n przez najmniejsze.
Jeśli wyjdą ułamki (np. 1, 1,5, 2,5) — mnożymy przez 2 by uzyskać całkowite.

Krok 4: wzór empiryczny = pierwiastki z ich stosunkami w indeksach dolnych.

Mechanizm: wzór rzeczywisty z empirycznego

Wzór rzeczywisty = n × wzór empiryczny, gdzie n = 1, 2, 3, …

Jak znaleźć n?:

Z masy molowej (jeśli dana). n = M(rzeczywista) / M(empiryczna).
Z dodatkowej informacji w zadaniu (jak tu: “liczba I 2× większa” → n = 2).

Tu: empiryczny IO₂. “Liczba I 2× większa” → rzeczywisty = (IO₂)₂ = I₂O₄.

Mechanizm: weryfikacja

Sprawdzenie: % O w I₂O₄:

M(I₂O₄) = 2·127 + 4·16 = 254 + 64 = 318 g/mol.
m(O w I₂O₄) = 4·16 = 64 g/mol.
% O = 64 / 318 × 100% = 20,13%.

Porównanie z danymi: 20,14% (założenie) vs 20,13% (obliczone). Zgodność do trzeciej cyfry znaczącej ✓.

Tlenek I₂O₄ — chemia

I₂O₄ istnieje realnie — to dwutlenek dijodu (mniej znany niż I₂O₅, ale udokumentowany):

Wzór alternatywny: [I⁺(IO₃)⁻] (sól jodozyl-jodanowa).
Powstaje w niektórych reakcjach jodu z tlenem.
Niestabilny — rozpada się powyżej 100°C.

Tlenki jodu — przegląd:

I₂O (jodek tlenku I), I = +1.
I₂O₃ (tritlenek dijodu), I = +3, niestabilny.
I₂O₄ (dwutlenek dijodu) — produkt tego zadania, I jak [I⁺(IO₃)⁻].
I₂O₅ (pentatlenek dijodu) — najważniejszy, I = +5.
I₂O₇ (heptatlenek dijodu), hipotetyczny.

Punktacja CKE

4. 2 pkt — wzór empiryczny IO₂ + wzór rzeczywisty I₂O₄ + obliczenia.
1 pkt za poprawny empiryczny i niepoprawny rzeczywisty (lub na odwrót).
0 pkt za błędy w obu.

Po co to umieć

Wzór empiryczny vs rzeczywisty — klasyczny problem chemii:

Spalanie organiczne → CO₂ + H₂O → analiza % C, H, O → wzór empiryczny.
Spektrometria mas → masa molowa → wzór rzeczywisty.

Glukoza vs formaldehyd vs kwas octowy:

Wszystkie mają wzór empiryczny CH₂O.
Rzeczywiste: HCHO (formaldehyd, M=30), C₂H₄O₂ (kwas octowy, M=60), C₆H₁₂O₆ (glukoza, M=180).

Spektrometria mas (MS) — kluczowa technika identyfikacji związków:

Mierzy stosunek masy do ładunku (m/z) jonów.
Z masy molowej + procentowego składu → wzór sumaryczny.
Standardowa metoda w chemii organicznej, biochemii, kryminalistyce, analizie środowiskowej.

Analiza elementarna (CHN analyzer):

Spala próbkę w O₂ → CO₂ + H₂O + N₂.
Mierzy ilości produktów → oblicza %C, %H, %N.
Standardowa metoda dla nowych związków organicznych.

Lavoisier i Dalton — historyczni “ojcowie” chemii ilościowej:

Lavoisier (1789): prawo zachowania masy.
Dalton (1808): teoria atomistyczna, stałych proporcji.
Z tego rozwinęła się stechiometria.