MCHP-R0-100-2505 • Otwarte krótkie • 4 pkt • Trudność: ★★★★★

Zadanie 5

Matura z chemii, maj 2025, poziom rozszerzony

Wymaganie:

III.4 — reakcje redoks, bilansowanie jonowo-elektronowe. I.4 — VSEPR, kształty cząsteczek.

Treść zadania

W odpowiednich warunkach fluorowce mogą ze sobą reagować i tworzyć tzw. związki międzyhalogenowe o wzorze ogólnym $AX_{y}$ , w którym $y$ przyjmuje wartości $1$ , $3$ , $5$ lub $7$ . W tym wzorze $A$ oznacza pierwiastek o mniejszej elektroujemności, a $X$ — pierwiastek o większej elektroujemności. Przykładem związku międzyhalogenowego jest trichlorek jodu o wzorze $ICl_{3}$ .

Na podstawie: A. Bielański, „Podstawy chemii nieorganicznej", Warszawa 2018.

Zadanie 5.1. (0–2)

Trichlorek jodu został po raz pierwszy otrzymany w reakcji, której schemat przedstawiono poniżej:

$IO_{3}^{-} + I_{2} + Cl^{-} ⟶ ICl_{3} + H_{2} O$

Napisz w formie jonowej, z uwzględnieniem liczby oddawanych lub pobieranych elektronów (zapis jonowo-elektronowy), równanie reakcji redukcji zachodzącej podczas tej przemiany. Uwzględnij środowisko reakcji. Uzupełnij współczynniki stechiometryczne w poniższym schemacie.

Równanie reakcji redukcji:

$\dots IO_{3}^{-} + \dots I_{2} + \dots H^{+} + \dots Cl^{-} ⟶ \dots ICl_{3} + \dots H_{2} O$

Zadanie 5.2. (0–2)

Metoda VSEPR pozwala określić kształt cząsteczek zbudowanych z atomów pierwiastków grup $1$ – $2$ oraz $13$ – $18$ . W cząsteczce należy wyróżnić atom centralny (np. atom tlenu w cząsteczce $H_{2} O$ ) i ustalić liczbę wolnych par elektronowych na jego zewnętrznej powłoce ( $y$ ). Następnie trzeba zsumować liczbę podstawników związanych z atomem centralnym ( $x$ ) i liczbę jego wolnych par elektronowych ( $y$ ). W ten sposób otrzymuje się tzw. liczbę przestrzenną ( $L_{p} = x + y$ ), która decyduje o kształcie cząsteczki. Ponieważ zarówno wolne, jak i wiążące pary elektronowe wzajemnie się odpychają, wszystkie elementy składające się na liczbę przestrzenną (podstawniki i wolne pary elektronowe) zajmują jak najbardziej odległe od siebie położenia wokół atomu centralnego.

Na podstawie: R.J. Gillespie, Coordination Chemistry Reviews, 252 (2008) 1315, oraz J.D. Lee, „Zwięzła chemia nieorganiczna", Warszawa 1997.

Przedstawiony obok model jest ilustracją kształtu cząsteczki zbudowanej z atomu centralnego związanego z trzema podstawnikami ( $x = 3$ ), dla $L_{p} = 4$ .

Narysuj wzór elektronowy cząsteczki trichlorku jodu $ICl_{3}$ . Zaznacz kreskami pary elektronowe wiązań chemicznych oraz wolne pary elektronowe. Następnie rozstrzygnij, czy przedstawiony model jest ilustracją kształtu cząsteczki $ICl_{3}$ . Napisz wartość liczby przestrzennej cząsteczki $ICl_{3}$ .

Rozstrzygnięcie: ………………………………

Liczba przestrzenna $ICl_{3}$ : $L_{p} =$ ………………………

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

Rozwiązanie

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):

$IO_{3}^{-} + 6 H^{+} + 3 Cl^{-} + 2 e^{-} \to ICl_{3} + 3 H_{2} O$

Bilans: I: 1=1, O: 3=3 (w H₂O), H: 6=6, Cl: 3=3, ładunek: -1+6-3-2 = 0 = 0 ✓.

Równanie utleniania:

$I_{2} + 6 Cl^{-} \to 2 ICl_{3} + 6 e^{-}$

Pełne równanie (3 × redukcja + 1 × utlenianie, by 6 e się zrównoważyło):

$3 I O_{3}^{-} + I_{2} + 18 H^{+} + 15 C l^{-} \to 5 IC l_{3} + 9 H_{2} O$

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.

Typowy błąd / pułapka

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).

Strony arkusza CKE z trescia zadania

Zadanie 5 - ICl3 redoks — Strona 8 arkusza CKE 2025 PR chemia - zadanie 5.1 (redoks ICl₃). Na podstawie: CKE 2025 / Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej Oryginalny PDF CKE, str. 8

Klucz pojęciowy — VSEPR

VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) = teoria odpychania par elektronów powłoki walencyjnej.

L_p	Geometria par	Kształt cząsteczki (z wolnymi parami y)
2	Liniowa	y=0: liniowa (CO₂). y=1: kątowa (rzadko).
3	Trygonalna płaska	y=0: trygonalna płaska (BF₃). y=1: kątowa (SO₂).
4	Tetraedryczna	y=0: tetraedr (CH₄). y=1: piramida trygonalna (NH₃). y=2: kątowa (H₂O).
5	Trygonalna bipiramida	y=0: TBP (PF₅). y=1: huśtawka (SF₄). y=2: T-shape (ICl₃, ClF₃). y=3: liniowa (XeF₂).
6	Oktaedryczna	y=0: oktaedr (SF₆). y=1: piramida kwadratowa (BrF₅). y=2: kwadrat planarny (XeF₄).

ICl₃ = klasyczny T-shape (L_p=5, x=3, y=2).

Mechanizm: bilansowanie reakcji jonowo-elektronowej (5.1)

Krok 1 — stopnie utlenienia:

IO₃⁻: I = +5.
I₂: I = 0.
ICl₃: I = +3.
Cl: -1 (bez zmiany).
H: +1 (bez zmiany).
O: -2 (bez zmiany).

Krok 2 — co się utlenia, co redukuje:

I⁺⁵ → I⁺³: redukcja (różnica -2 → przyjmuje 2 e).
I⁰ → I⁺³: utlenianie (różnica +3 → oddaje 3 e).

Krok 3 — połówki:

Redukcja (z H⁺ i Cl⁻ jako pomocnicze): IO₃⁻ + 6 H⁺ + 3 Cl⁻ + 2 e⁻ → ICl₃ + 3 H₂O

Utlenianie: I₂ + 6 Cl⁻ → 2 ICl₃ + 6 e⁻

Krok 4 — bilans elektronów. Redukcja: 2 e. Utlenianie: 6 e. NWW = 6:

Redukcja × 3: 3 IO₃⁻ + 18 H⁺ + 9 Cl⁻ + 6 e⁻ → 3 ICl₃ + 9 H₂O.
Utlenianie × 1: I₂ + 6 Cl⁻ → 2 ICl₃ + 6 e⁻.

Krok 5 — suma: 3 IO₃⁻ + I₂ + 18 H⁺ + 9 Cl⁻ + 6 Cl⁻ → 3 ICl₃ + 2 ICl₃ + 9 H₂O

→ 3 IO₃⁻ + I₂ + 18 H⁺ + 15 Cl⁻ → 5 ICl₃ + 9 H₂O

Mechanizm: wzór elektronowy ICl₃ (5.2)

Atom centralny = I (jod) — mniejsza elektroujemność (2,66) niż Cl (3,16). Reguła VSEPR: centralny = mniej elektroujemny.

Elektrony walencyjne I: 7 (grupa 17, konfiguracja 5s² 5p⁵).

3 wiązania I-Cl: każde wiązanie zabiera 1 e z I. Pozostaje 7 - 3 = 4 e wolnych = 2 wolne pary.

Liczba przestrzenna: L_p = liczba podstawników + liczba wolnych par = 3 + 2 = 5.

Geometria (z tabeli VSEPR dla L_p=5, y=2):

5 pozycji w trygonalnej bipiramidzie.
2 wolne pary zajmują pozycje ekwatorialne (większa przestrzeń).
3 podstawniki: 2 aksjalne + 1 ekwatorialna.
Kształt = T-shape (litera T).

Model z zadania (x=3, L_p=4): to piramida trygonalna (jak NH₃, z 1 wolną parą).

ICl₃ ma L_p=5, nie 4.
Model NIE pasuje do ICl₃.

Wzór elektronowy (uproszczony):

I (centralny) ma:

3 kreski (wiązania) idące do 3 atomów Cl, każdy Cl ma 3 wolne pary.
2 kreski (wolne pary) na samym I.

       Cl − I = Cl
            |
            Cl
       z 2 wolnymi parami na I (above + below)

Punktacja CKE

5.1. 2 pkt — równanie redukcji + pełne zbilansowane.
5.2. 2 pkt — wzór elektronowy + rozstrzygnięcie + L_p=5.
Suma: 4 pkt.

Po co to umieć

Bilansowanie redoks — klasyczna umiejętność chemii. Wszędzie używana:

Korozja metali — utlenianie.
Galwanotechnika — redukcja metali na elektrodach.
Baterie — redoks (Pb-PbO₂, Li-LiCoO₂).
Spalanie — utlenianie paliw + tlen.
Fotosynteza — H₂O → O₂ (utlenianie) + CO₂ → glukoza (redukcja).

VSEPR — fundament chemii kwantowej:

Pozwala przewidywać kształty cząsteczek bez obliczeń kwantowych.
Stosowana w projektowaniu leków (kształt cząsteczki = aktywność biologiczna).
W chemii ciała stałego (sieci krystaliczne).

Związki międzyhalogenowe (np. ClF₃, BrF₅, IF₇) — bardzo reaktywne, silne utleniacze:

ClF₃ używany w paliwach rakietowych (utleniacz).
IF₇ — najmniejsza znana cząsteczka o L_p=7 (siedmio-pozycyjne ułożenie).

T-shape — geometria ICl₃, ClF₃:

Wykorzystywana w niektórych ligandach (chemia koordynacyjna).
Wpływa na właściwości fizyczne (dipol momentowy, T topnienia).

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.

Podobne zadania

chemia nieorganiczna, tlenki, kwasy tlenowe, reakcja redoks, tlenek jodu(V), tlenek węgla

Zadanie 3 (2 pkt)

Tlenek jodu(V) — to białe ciało stałe. W reakcji z wodą tworzy jednoprotonowy kwas. Tlenek jodu(V) wykorzystywany jest do wykrywania i oznaczania ilościowego tlenku węgla(II) w powietrzu. ### Zadanie 3.1. (0–1) **Napisz w formie cząsteczkowej równanie opisanej reakcji tlenku jodu(V) z wodą.** ### Zadanie 3.2. (0–1) Przeprowadzono doświadczenie. W kolbie ustawionej pod wyciągiem umieszczono tlenek jodu(V), a następnie wprowadzono do niej tlenek węgla(II) i szczelnie ją zamknięto. W kolbie zachodzi reakcja utleniania-redukcji, a po reakcji widać fioletowy jod stały oraz bezbarwny gaz. **Napisz w formie cząsteczkowej równanie reakcji tlenku jodu(V) z tlenkiem węgla(II).**

Rozumiesz, jak to rozwiązać?

Przećwicz podobne typy zadań w aplikacji

matury-online.pl ma tysiące zadań pogrupowanych po dziedzinach. Sprawdź, czy temat „redoks, bilansowanie, jonowo-elektronowe, VSEPR, ICl₃, związki międzyhalogenowe" zrobisz samodzielnie.

Otwórz matury-online.pl