Chemia

2019
CHEMIA
1

LICEUM I TECHNIKUM ZAKRES ROZSZERZONY
ZAKRES PODSTAWOWY
LICEUM I TECHNIKUM
ZAKRES ROZSZERZONY
2019/2020
Egzemplarz testowy
Reforma 2019
2019
NA DOBRY START
PORADNIK
NAUCZYCIELA
CHEMIA
1
CHEMIA
1
CHEMIA
1
CHEMIA
1
MULTIBOOK
Poradnik nauczyciela
NA DOBRY START
Egzemplarz testowy
podręcznika
Podręcznik dopuszczony
do użytku szkolnego
Multibook – wersja
demonstracyjna
Ponadto do Twojej dyspozycji:
Spotkania
z ekspertami
E-konferencje
przedmiotowe
Bieżące wsparcie
Twojego konsultanta
edukacyjnego
SPIS TREŚCI
Chemia. Zakres rozszerzony
8
Analiza nowej
wsparcie WSiP
Skontaktuj się z konsultantem edukacyjnym WSiP i dowiedz się więcej!

Zabierz uczniów
CHEMICZNYMI
2019
Nowa
podstawa
programowa
od 2019 / 2020
CHEMIA
1
W SERII RÓWNIEŻ
2019
2019
2019
CHEMIA
CHEMIA
CHEMIA
2
3 4
1

2019
CHEMIA
1
Precyzyjny i rzeczowy
40.
Woda destylowana zachowuje się jak izolator (p. doświadczenie Badanie przewodnictwa
elektrycznego roztworów wodnych), z czego można wnioskować, że nie zawiera
ona swobodnych jonów, zdolnych do przenoszenia ładunku elektrycznego. Jednak wiązania
O–H w cząsteczkach H 2 O są dość silnie spolaryzowane i woda w pewnym, bardzo
małym stopniu, dysocjuje zgodnie z równaniem:
H 2 O H + + OH –
Stężenie jonów H + jest w czystej wodzie równe stężeniu
jonów OH – i w tempera turze 25°C (298 K) wynosi
10 –7 mol/dm 3 .
[H + ] = [OH – ] = 10 –7
Dysocjacja elektrolityczna wody i słabych elektrolitów
jest przykładem reakcji odwracalnej, która
prowadzi do ustalenia się równowagi dynamicznej
– z taką samą szybkością zachodzi rozpad cząsteczek
na jony i ponowne łączenie się jonów w niezdysocjowane
cząsteczki.
Jednoczesny przebieg tych dwóch procesów symbolizują
strzałki skierowane w przeciwne strony: ,
które stosujemy w zapisie równań reakcji odwracalnych.
Charakterystyczną cechą tego stanu równowagi
jest stałość wartości iloczynu stężeń jonów H +
i OH – . Jest on nazywany iloczynem jonowym wody
i oznaczany symbolem K w .
K w + – –7 –7 –14
H 2 O
jon H +
jon OH –
cząsteczka H 2 O
+ – .
-
-
+ 3 ,
–7 3 + +
Wobec tego
pH czystej wody = –log [H + ] = 7.
W tabeli 40.1 przedstawiono kolejne etapy przeliczania stężenia mocnego kwasu na pH
roztworu.
+ c *
3
Kwas
a [H ]
+ ]
HCl 0,1 0,1 (10 –1 ) –1 1
HNO 3 0,0001 0,0001 (10 –4 ) –4 4
H 2 SO 4 0,005 0,01 (10 –2 ) –2 2
H 2SO 4 0,001 0,002 (2 · 10 –3 ) –2,7** 2,7
*c a – stężenie molowe kwasu, indeks „a” pochodzi od angielskiego acid (kwas).
** Obliczone za pomocą kalkulatora.
Mocne elektrolity są całkowicie zdysocjowane, więc w roztworze kwasu jednoprotonowego
stężenie jonów wodoru jest równe stężeniu molowemu kwasu: [H + ] = c a , a w roztworze
kwasu dwuprotonowego stężenie jonów wodoru jest dwa razy większe od stężenia
molowego kwasu: [H + ] = 2 c a . Zatem im większe stężenie jonów wodoru, czyli im
bardziej kwasowy roztwór, tym niższe jego pH.
Stałość iloczynu jonowego wody K w = [H + ] · [OH – ] = 10 –14 powoduje, że stężenia jonów
H + i OH – są ze sobą ściśle związane zależnością:
+ K
[H ]=
−
10 14 = lub
− K
[OH ]=
−
10 14
=
w
w
−
[OH ]
−
[OH ]
+
[H ]
+
[H ]
Wykorzystanie właściwości logarytmów (log a · b = log a + log b) pozwala otrzymać
wyrażenie:
pK w = pH + pOH = 14
Dzięki temu, że w roztworach wodnych stężenia jonów wodoru i jonów wodorotlenkowych
są wzajemnie zależne, wartość pH może służyć do określania odczynu roztworów
zarówno kwasów, jak i zasad.
2

Sekcja
R
obliczeniowe,
c 1 3 i c 2 3 .
–
c 1 3 c 2 3
– ] = c 1 3 – ] = c 2 3
1 –1 2 –3 = 3
1 1 2 2 = 14 – 3 = 11
3 3 wy
Sekcja to ciekawe informacje,
PODSUMOWANIE
•
+
•
•
Sekcja

2019
CHEMIA
1
42.
•
•
•
W reakcjach zachodzących w roztworach wodnych zwykle biorą udział jony. Z tego
względu jonowy zapis równań reakcji często lepiej odzwierciedla istotę tych procesów.
Wzory substancji niezdysocjowanych lub trudno rozpuszczalnych zapisujemy w formie
cząsteczkowej, a tych, które dysocjują, w formie jonowej. Wydzielający się gaz powinien
być oznaczony strzałką skierowaną do góry, a strącający się osad – strzałką skierowaną
w dół. Przy symbolach jonów należałoby umieszczać indeksy (aq) w celu podkreślenia,
że jony są hydratowane, czyli otoczone cząsteczkami wody, podobnie jak przy symbolach
lub wzorach substancji stałych czasem umieszcza się indeks (s). Na przykład reakcję,
która zachodzi po wprowadzeniu metalicznego cynku do roztworu zawierającego
jony miedzi, można opisać równaniem:
Zn (s) + Cu(a 2 + q) Zn(a 2 + q) + Cu (s)
W praktyce jednak najczęściej stosuje się uproszczony zapis, z pominięciem tych
indeksów:
Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu
Laboratoryjna metoda otrzymywania wodoru polega na działaniu kwasem solnym
na metaliczny cynk. Z cząsteczkowego zapisu równania tej reakcji:
Zn + 2 HCl ZnCl 2 + H 2
nie wynika, czy polega ona na oddziaływaniu atomów cynku z atomami (lub jonami)
wodoru, czy z resztą kwasową tego kwasu. Jeżeli natomiast substancje zdysocjowane
przedstawi się w formie jonowej:
Zn + 2 H + + 2 Cl – Zn 2+ + 2 Cl – + H 2
to można zaobserwować, że jony chlorkowe nie biorą udziału w tej reakcji i poprawny
będzie zapis skrócony:
Zn + 2 H + Zn 2+ + H 2
Innym przykładem reakcji, w której wydziela się gaz, jest działanie mocnego kwasu
na sól słabego i nietrwałego lub lotnego kwasu. Takimi solami są np. węglan, siarczan(IV)
lub siarczek sodu. Przeprowadźcie takie doświadczenie z udziałem węglanu
sodu.
• dwie probówki;
H 2 SO 4
3 wody
Na
2 CO 3
3
3
W przeprowadzonym doświadczeniu zaszła reakcja opisana równaniem:
Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2
które możemy przedstawić w formie jonowej:
2 Na + + CO 3 2– + 2 H + + SO 4
2–
2 Na + + SO 4 2– + H 2 O + CO 2
Taki zapis równania reakcji pokazuje, że ani kationy metalu, ani aniony reszty kwasowej
nie biorą w niej udziału. Dlatego nie ma znaczenia, który z wymienionych węglanów
oraz kwasów został użyty w doświadczeniu. Istotę tej reakcji oddaje równanie zapisane
w formie skróconej jonowej:
CO 2– 3 + 2 H + H 2 O + CO 2
Znajomość rzeczywistego przebiegu reakcji chemicznych jest niezbędna do poprawnego
projektowania doświadczeń. Na przykład znana jest metoda laboratoryjnego otrzymywania
gazowego HCl przez wypieranie go z NaCl za pomocą H 2 SO 4 .
4

kwas 1 2 3
• dwie probówki;
2 ;
zasada
aa
3
+
P rost
E
i
3
roztwór
soli
zasada
2+
Zamieszczone i

2019
CHEMIA
1
+ –
+ – –7 mol/dm 3 + –
+ –
+ ]
HCl, c = 1 mol/dm 3 NaCl NaOH, c = 1 mol/dm 3
a b
+ –
+ +
−
−
[ H ] [ H ]
[ OH ] [ OH ]
α= lub α= ⋅100%
α= lub α= ⋅100%
ca
ca
cb
cb
zobojętnianie
H + + Cl – + K + + OH – H 2O + Cl – + K + H + + OH – H 2O
oranż metylowy
strącanie osadu
papierek uniwersalny
Ca 2+ + 2 Cl – + 2 Na + + CO 3
2–
CaCO 3 + 2 Na + + 2 Cl – Ca 2+ + CO 3
2–
CaCO 3
fenoloftaleina
H 2 S, CH 3 COOH, H 2 SO 3 H 3 PO 4 HCl, NaOH, NaCl
–
3PO 4 3
wzór wzór
NaH 2PO 4
CaHPO 4
diwodorofosforan(V)
sodu
wodorofosforan(V)
wapnia
Al(OH) 2Cl
Al(OH)(NO 3) 2
chlorek
dihydroksoglinu
azotan(V)
hydroksoglinu
6

a) b)
+
–
+
+
–
–
+
–
+
–
+
+
–
+
–
–
+
kwas solny
HCl
c = 1 mol/dm3
kwas octowy
CH3COOH
c = 1 mol/dm3
Graficzna prezentacja
Z
ZADANIA
7. 2 3
+ 3 2– 3
2 A.
1 i 2
8.
3 4 2 2 .
9. 3
2 2 SO 4

LICEUM I TECHNIKUM ZAKRES ROZSZERZONY
ZAKRES PODSTAWOWY
LICEUM I TECHNIKUM
ZAKRES ROZSZERZONY
NA DOBRY START
PORADNIK
NAUCZYCIELA
CHEMIA
1
NA DOBRY START
z plusem
DIAGNOZA
CHEMIA
1
MULTIBOOK
Elektroniczna wersja
8

CHEMIA
LICEUM I TECHNIKUM ZAKRES PODSTAWOWY I ROZSZERZONY
1

Analiza nowej podstawy programowej
ANALIZA PODSTAW PROGRAMOWYCH
Z 2012 I 2018 ROKU
CHEMIA – ZAKRES ROZSZERZONY
Zgodnie z informacją Ministerstwa Edukacji Narodowej nowa podstawa programowa będzie
obowiązywać od roku szkolnego 2019/2020 w szkołach następujących typów:
– 4-letnie liceum ogólnokształcące,
– 5-letnie technikum,
– 2-letnia branżowa szkoła II stopnia.
Koncepcja edukacji przyjęta w nowej podstawie programowej dotyczącej chemii zakłada
większy nacisk na kształcenie kompetencji kluczowych. Uczniowie będą rozwijać wiedzę i umiejętności
podczas odrębnych lekcji biologii, chemii, fizyki i geografii już na II etapie edukacyjnym
(szkoła podstawowa), aby kontynuować naukę tych przedmiotów na III etapie edukacyjnym.
Zastąpiono w ten sposób propagowaną dotychczas ideę integracji przedmiotowej, polegającej
na holistycznym nauczaniu przyrody, korelacją przedmiotową w ramach osobnych
przedmiotów przyrodniczych i ścisłych. Nowa podstawa programowa zakłada również powrót
do spiralnego (przyrostowego) układu treści nauczania, umożliwiającego powtarzanie, utrwalanie
i poszerzanie materiału na wyższych etapach nauczania. Główne założenia i koncepcje
edukacyjne znalazły odzwierciedlenie w strukturze dokumentu odnoszącej się do zadań szkoły
i ogólnych celów kształcenia.
Zarówno ogólne cele kształcenia, jak i najważniejsze umiejętności zdobywane przez ucznia
w trakcie kształcenia ogólnego – sformułowane w starej i nowej podstawie programowej – są
zbieżne. Do umiejętności tych należą: myślenie i analiza krytyczna, czytanie, samodzielne docieranie
do informacji i ich selekcja, wartościowanie i selektywne korzystanie z różnych źródeł
z poszanowaniem praw autorskich, komunikowanie się, kreatywne rozwiązywanie problemów,
posługiwanie się nowymi technologiami informacyjnymi, umiejętność współpracy w grupie.
W zakresach podstawowym i rozszerzonym dla chemii zdefiniowano trzy główne cele kształcenia.
Tak w starej, jak i w nowej podstawie programowej są to:
1. Pozyskiwanie, przetwarzanie i tworzenie informacji.
2. Rozumowanie i zastosowanie nabytej wiedzy do rozwiązywania problemów.
3. Opanowanie czynności praktycznych.
Znacznie rozbudowano zalecane warunki i sposób realizacji nowej podstawy. Przede wszystkim
uwydatniają one teraz spiralny układ treści nauczania. Kładą szczególny nacisk na kształtowanie
umiejętności rozumowania, dostrzegania zależności przyczynowo-skutkowych, wnioskowania,
analizy i syntezy informacji. Zalecane warunki podkreślają funkcję eksperymentu
chemicznego, który rozwija aktywność uczniów, kształtuje samodzielność, pozwala poznać
metody badawcze oraz sposoby opisu i prezentacji wyników. Rekomendują samodzielne wykonywanie
doświadczeń lub aktywną ich obserwację oraz wykorzystanie zarówno sprzętów i substancji
dostępnych w dobrze wyposażonych pracowniach chemicznych, jak i znanych uczniom
z życia codziennego. Nauczycieli zachęca się również do używania komputera. Dużo uwagi poświęcono
konieczności łączenia wiedzy teoretycznej z doświadczalną. Za szczególnie wartościowe
metody pracy uznano metodę projektu edukacyjnego, metodę eksperymentu chemicznego
oraz inne metody pobudzające aktywność poznawczą uczniów.
10
AUTOR: Renata Skoraczyńska

Analiza nowej podstawy programowej
Zarówno dla zakresu podstawowego, jak i rozszerzonego wyodrębniono minimalne zestawy
doświadczeń chemicznych, które powinny być wykonane przez uczniów lub przybrać formę
pokazów nauczycielskich. Lista dla zakresu podstawowego obejmuje 36 doświadczeń, a dla rozszerzonego
– 47.
Chemię włączono do grupy przedmiotów realizowanych w zakresie rozszerzonym w wymiarze
sześciu godzin rozłożonych w klasach od pierwszej do czwartej. Dotychczas na naukę
w zakresie rozszerzonym należało przeznaczyć minimum osiem godzin w klasach drugiej i trzeciej,
po zakończeniu zakresu podstawowego.
Obecnie, według nowego ramowego planu nauczania, uczeń poznający chemię w zakresie
rozszerzonym będzie miał minimum dziesięć godzin tego przedmiotu w ciągu czterech lat. Zakres
rozszerzony (sześć godzin) będzie realizowany równocześnie z zakresem podstawowym
(cztery godziny) od początku nauki w szkole średniej. Uzyskaną w ten sposób liczbę godzin
można porównać z dotychczasową. W nowym liceum uczeń zyska prawo wyboru dwóch lub
trzech przedmiotów nauczanych w zakresie rozszerzonym – ramowy plan kształcenia przewiduje
na to w sumie 22 godziny w rozkładzie 4 + 5 + 7 + 6 w klasach od pierwszej do czwartej. Oznacza
to, że dyrektor szkoły może zwiększyć liczbę godzin przeznaczonych na przedmioty realizowane
w zakresie rozszerzonym albo przydzielić godziny na nauczanie przedmiotów
uzupełniających. Dla tych ostatnich nie ustalono podstawy programowej, lecz ich program może
zostać włączony do szkolnego zestawu programów nauczania. Nauczyciele mogą więc tworzyć
autorskie programy dla przedmiotów uzupełniających i po uzyskaniu opinii uczniów danego
oddziału oraz decyzji dyrektora szkoły – wspomagać nimi kształcenie chemiczne.
Jak już wspomniano, liczba godzin przewidziana w nowym ramowym planie nauczania dla
zakresu rozszerzonego jest porównywalna z dotychczasową. Niestety, znacznie zwiększono zakres
obowiązkowych treści i pojęć, które uczeń powinien przyswoić. Ponownie włączono do
podstawy zagadnienia dotyczące naturalnych przemian promieniotwórczych ( i - ) oraz sztucznych
reakcji jądrowych, przywrócono informacje z elektrochemii (w tym dotyczące zarówno
procesów zachodzących w ogniwach, jak i procesów elektrolitycznych), z termodynamiki (zastosowanie
prawa Hessa), rozszerzono kinetykę o pojęcie rzędu reakcji i związane z nim obliczenia,
rozszerzono zakres chemii kwantowej (liczby kwantowe i metoda VSEPR) oraz wprowadzono
obliczenia z wykorzystaniem równania Clapeyrona. W zakresie chemii organicznej zwiększono
liczbę zagadnień związanych z kierunkami procesów utleniania i redukcji oraz redukującymi
właściwościami dwucukrów. Zrezygnowano jedynie z tematów dotyczących reakcji niektórych
metali aktywnych z kwasami utleniającymi. Dodatkowych treści jest więc naprawdę dużo, co –
przy niezwiększonym wymiarze godzin – musi prowadzić do stosowania przez nauczycieli wymuszonych
kompromisów. Decyzje, z czego zrezygnować, jakie techniki i metody nauczania
zastosować, aby zrealizować zadania przewidziane w podstawie programowej, będą dla nauczycieli
bardzo trudne. Można przewidywać, że – podobnie jak w wypadku zakresu podstawowego
– nauczyciele będą rezygnować z czasochłonnych technik aktywizujących, metod problemowych
i praktycznych na rzecz tradycyjnego nauczania podającego.
Pośpiech w nauczaniu, wynikający z konieczności realizacji podstawy programowej lub programu
nauczania, nie sprzyja realizacji żadnego z ośmiu nadrzędnych celów kształcenia ogólnego
założonych na początku podstawy programowej.
11

ZMIANA
W PRAKTYCE
WSPARCIE WSiP
Potrzeba
opracowania
optymalnego
ZMIANA
W PRAKTYCE
WSPARCIE WSiP
na wykonywanie
ZMIANA
W PRAKTYCE
WSPARCIE WSiP
chemii w zakresie
rozszerzonym
Zapewnienie
lekcji pozytywnego
-
-
-

RAMOWY ROZKŁAD MATERIAŁU – CHEMIA, ZAKRES ROZSZERZONY (ZR)
Klasa 1 (2 godz./tydz.)
Dział
Liczba godzin
lekcyjnych
Atomy, cząsteczki, stechiometria chemiczna 12
Struktura elektronowa atomu 8
Wiązania chemiczne 10
Szybkość reakcji chemicznych, efekty energetyczne i stan równowagi 10
Roztwory 10
Reakcje w roztworach 10
razem 60
Klasa 2 (3 godz./tydz.)
Dział
Liczba godzin
lekcyjnych
Tlen i wodór 10
Procesy związane z przeniesieniem elektronów 18
Metale bloku s i p 12
Metale bloku d 22
Niemetale 28
razem 90
Klasa 3 (3 godz./tydz.)
Dział
Liczba godzin
lekcyjnych
Węglowodory 26
Halogenopochodne węglowodorów 10
Hydroksylowe pochodne węglowodorów – alkohole i fenole 14
Związki karbonylowe – aldehydy i ketony 10
Kwasy karboksylowe. Izomeria optyczna 17
Estry i tłuszcze 13
razem 90
Klasa 4 (2 godz./tydz.)
Dział
Liczba godzin
lekcyjnych
Związki organiczne zawierające azot 16
Białka 6
Cukry 12
Kwasy nukleinowe 4
Przygotowanie do matury (chemia ogólna, chemii nieorganiczna, chemia organiczna) 10
Lekcje kontrolne, próbne egzaminy 12
razem 60
13

Chemia. Plansze interaktywne
Nowatorskie lekcje
z planszami interaktywnymi WSiP!
14
Skontaktuj się z konsultantem edukacyjnym WSiP i dowiedz się więcej!

CHEMIA
1

•
1. Liczba atomowa i liczba masowa
2.
3. Mol i masa molowa
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
•
11.
12.
13.
14.
15.
16.
•
17.
18.
19.
20.
21.
22.
23.
24.
25.
26.
•
27.
28.
29.
30.
31.
32.
33.

•
34.
35.
36.
37.
38.
•
39.
40. 20
41. 26
42. 30
43.
44.
45.
46.
36
41

Stężenie jonów H + jest w czystej wodzie równe stężeniu
jonów OH – i w tempera turze 25°C (298 K)
wynosi 10 –7 mol/dm 3 .
[H + ] = [OH – ] = 10 –7
Dysocjacja elektrolityczna wody i słabych elektrolitów
jest przykładem reakcji odwracalnej,
która prowadzi do ustalenia się równowagi (...)
K w = [H + ] · [OH – ] = 10 –7 · 10 –7 = 10 –14
główna część wykładu
ważne wnioski, prawa oraz definicje sformułowane
słownie lub za pomocą wzorów
interesujące informacje związane z treścią wykładu
• dwie probówki;
3
doświadczenia
c 3 3
3 wody.
+ ] =
= c 1 –1
3
1000 cm 3 3
wzorcowo rozwiązane zadania
PYTANIA I ZADANIA
1.
zadania na zakończenie rozdziału
+ – + ] =
– ] = 10 –7 mol/dm 3 + –
+ –
podsumowanie wiadomości – teoria
ZADANIA
1. 3
3
3
ćwiczenie umiejętności – zadania

REAKCJE W ROZTWORACH
•
•
•
•
•
•
•
•

40.
Woda destylowana zachowuje się jak izolator (p. doświadczenie Badanie przewodnictwa
elektrycznego roztworów wodnych), z czego można wnioskować, że nie zawiera
ona swobodnych jonów, zdolnych do przenoszenia ładunku elektrycznego. Jednak wiązania
O–H w cząsteczkach H 2 O są dość silnie spolaryzowane i woda w pewnym, bardzo
małym stopniu, dysocjuje zgodnie z równaniem:
H 2 O H + + OH –
Stężenie jonów H + jest w czystej wodzie równe stężeniu
jonów OH – i w tempera turze 25°C (298 K) wynosi
10 –7 mol/dm 3 .
[H + ] = [OH – ] = 10 –7
Dysocjacja elektrolityczna wody i słabych elektrolitów
jest przykładem reakcji odwracalnej, która
prowadzi do ustalenia się równowagi dynamicznej
– z taką samą szybkością zachodzi rozpad cząsteczek
na jony i ponowne łączenie się jonów w niezdysocjowane
cząsteczki.
Jednoczesny przebieg tych dwóch procesów symbolizują
strzałki skierowane w przeciwne strony: ,
które stosujemy w zapisie równań reakcji odwracalnych.
Charakterystyczną cechą tego stanu równowagi
jest stałość wartości iloczynu stężeń jonów H +
i OH – . Jest on nazywany iloczynem jonowym wody
i oznaczany symbolem K w .
K w + – ] = 10 –7 · 10 –7 = 10 –14
H 2 O
jon H +
jon OH –
cząsteczka H 2 O
+ – .
20

-
-
+ 3 ,
–7 3 + +
Wobec tego
pH czystej wody = –log [H + ] = 7.
W tabeli 40.1 przedstawiono kolejne etapy przeliczania stężenia mocnego kwasu na pH
roztworu.
Kwas
c a *
[H + ]
3 3 + ]
HCl 0,1 0,1 (10 –1 ) –1 1
HNO 3 0,0001 0,0001 (10 –4 ) –4 4
H 2 SO 4 0,005 0,01 (10 –2 ) –2 2
H 2 SO 4 0,001 0,002 (2 · 10 –3 ) –2,7** 2,7
*c a – stężenie molowe kwasu, indeks „a” pochodzi od angielskiego acid (kwas).
** Obliczone za pomocą kalkulatora.
Mocne elektrolity są całkowicie zdysocjowane, więc w roztworze kwasu jednoprotonowego
stężenie jonów wodoru jest równe stężeniu molowemu kwasu: [H + ] = c a , a w roztworze
kwasu dwuprotonowego stężenie jonów wodoru jest dwa razy większe od stężenia
molowego kwasu: [H + ] = 2 c a . Zatem im większe stężenie jonów wodoru, czyli im
bardziej kwasowy roztwór, tym niższe jego pH.
Stałość iloczynu jonowego wody K w = [H + ] · [OH – ] = 10 –14 powoduje, że stężenia jonów
H + i OH – są ze sobą ściśle związane zależnością:
[H
+
K
−
w 10 14
]= = lub [OH
− −
[OH ] [OH ]
−
K
−
w 10 14
]= =
+ +
[H ] [H ]
Wykorzystanie właściwości logarytmów (log a · b = log a + log b) pozwala otrzymać
wyrażenie:
pK w = pH + pOH = 14
Dzięki temu, że w roztworach wodnych stężenia jonów wodoru i jonów wodorotlenkowych
są wzajemnie zależne, wartość pH może służyć do określania odczynu roztworów
zarówno kwasów, jak i zasad.
21

Stężenie, mol/dm 3
10 0
10 –1
10 –2
10 –3
10 –4
10 –5
10 –6
10 –7
10 –8
10 –9
10 –10
10 –11
10 –12
10 –13
10 –14
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
pH
+ –
H +
OH –
c 1 3 i c 2 3 .
–
c 1 3 c 2 3
– ] = c 1 3 – ] = c 2 3
1 –1 2 –3 = 3
1 1 2 2 = 14 – 3 = 11
3 3 wy
Skala pH dostosowana do wartości iloczynu jonowego wody ma zakres od 0 do 14.
Wartość pH = 0 ([H + ] = 1 mol/dm 3 ) ma roztwór HCl o stężeniu 1 mol/dm 3 , a pH = 14
([H + ] = 10 –14 mol/dm 3 ) ma roztwór NaOH o stężeniu 1 mol/dm 3 . (Kwas solny i zasada
sodowa zostały tu podane przykładowo). Wartości pH roztworów mocnych kwasów
i mocnych zasad o większych stężeniach leżą poza zakresem 0–14, np. pH roztworu
HCl o stężeniu 5 mol/dm 3 wynosi –0,7, a pH roztworu NaOH o stężeniu 2 mol/dm 3 jest
równe 14,3. W takich sytuacjach nie ma jednak sensu obliczanie pH: wystarczy podać
stężenie jonów H + , a w stężonych roztworach mocnych zasad – stężenie jonów OH – .
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
odczyn kwasowy
odczyn obojętny
odczyn zasadowy
22

Z właściwości logarytmu wynika, że różnica jednostki w wartości pH oznacza dziesięciokrotną
zmianę stężenia jonów wodoru (oraz jonów wodorotlenkowych). Można to
sprawdzić na poniższym przykładzie.
c 3 3
3 wody.
+ ] = c
1 –1 3 3
1 dm 3
c1 V1
01
c2
= ⋅ 3 3
0,1 mol/dm ⋅ , dm
3
=
= 0,01 mol/dm
V
3
2
1dm
2
Ta prosta zależność między rozcieńczaniem kwasu a zmianą jego pH nie dotyczy
roztworów o odczynie bliskim obojętnego. Na przykład, gdy roztwór HCl o stężeniu
10 –6 mol/dm 3 zostanie rozcieńczony stukrotnie, jego pH nie zmieni się z wartości 6
na 8, bo rozcieńczanie kwasu nie może spowodować zmiany odczynu z kwasowego
na zasadowy. Podczas obliczania pH bardzo rozcieńczonych roztworów kwasów lub
zasad, w których stężenie jonów H + lub OH – jest mniejsze niż 10 –5 , trzeba uwzględniać
dysocjację wody. Wartość pH opisanego roztworu, obliczona z uwzględnieniem dysocjacji
wody, wyniesie 6,98, czyli będzie on miał odczyn prawie obojętny.
Odczyn roztworu ma bardzo duże znaczenie, zarówno w procesach fizjologicznych
czy rolnictwie, jak i w reakcjach chemicznych wykorzystywanych w przemyśle. Na przykład
pH ludzkiej krwi wynosi 7,35–7,45 (odczyn bardzo słabo zasadowy) i odchylenia
od tej wartości świadczą o stanie chorobowym.
W celu kontrolowania odczynu roztworów stosuje się wskaźniki pH, czyli substancje,
które zmieniają barwę przy określonym stężeniu jonów wodoru. Takie substancje występują
w przyrodzie w kwiatach, warzywach lub owocach. Znanym przykładem jest barwnik
obecny w czerwonej kapuście, należący do tzw. antocyjanów. W środowisku kwasowym
ma on barwę czerwoną, w obojętnym – granatową, a w silnie zasadowym – żółtą.
23

Wyraźnie zróżnicowane są też barwy przejściowe, dzięki czemu za pomocą tego wskaźnika
można określić pH z dokładnością do 1 lub 2 jednostek, w przedziale ok. 1 – ok. 12.
Wadą tego barwnika jest jego nietrwałość i z tego właśnie powodu nie jest on stosowany
na szerszą skalę w laboratoriach.
Wskaźniki pH są zwykle złożonymi związkami organicznymi o charakterze słabych
kwasów, których formy – niezdysocjowana i zdysocjowana – mają różne barwy.
HO
O
O –
O
C
SO 3
–
+ OH –
+ H +
C
SO 3
–
pH < 6,8
forma o barwie żółtej
pH > 8,4
forma o barwie czerwonofioletowej
Takimi wskaźnikami są też: fenoloftaleina, która barwi się na malinowo w roztworach
o odczynie zasadowym, i oranż metylowy, który zmienia barwę z żółtopomarańczowej
na czerwoną w roztworach o odczynie kwasowym.
fenoloftaleina
oranż metylowy
+ OH –
+ H + + OH –
+ H +
odczyn
obojętny i kwasowy
odczyn
zasadowy
odczyn
kwasowy
odczyn
obojętny i zasadowy
Obecnie w laboratoriach najczęściej stosuje się uniwersalne papierki wskaźnikowe,
zwykle o barwie żółtopomarańczowej, które zawierają mieszaninę kilku
różnych wskaźników pH. W środowisku kwasowym barwa papierka zmienia się
24

na czerwoną, a w zasadowym na zieloną
lub granatową.
Skala pH umieszczona na opakowaniu
pozwala oszacować wartość pH
badanego roztworu z dokładnością
do jednostki. Czasami stosuje się też
dokładniejsze papierki wskaźnikowe
o zawężonym zakresie pH (np. 6,0–
8,0) o dokładności 0,5 jednostki pH
lub mniej.
a) b)
PODSUMOWANIE
•
+
•
•
PYTANIA I ZADANIA
1. 3
3
3
2. 2 3
3. 3
3 3
25

41.
•
•
•
Rozpuszczony w wodzie chlorowodór jest całkowicie zdysocjowany na jony, ale w roztworach
substancji kowalencyjnych całkowita dysocjacja jest raczej wyjątkiem niż regułą.
Cząsteczki kwasów tlenowych, w tym również kwasów karboksylowych, są bardziej
złożone, gdyż zawierają po kilka atomów różnych pierwiastków. W tych cząsteczkach
wiązania między atomami tlenu i wodoru (O–H) są najsilniej spolaryzowane i one właśnie
ulegają zerwaniu pod wpływem wody. Tylko nieliczne z tych kwasów stanowią mocne
elektrolity, większość dysocjuje na jony w niewielkim stopniu.
Moc tlenowych kwasów nieorganicznych zależy od różnych czynników, ale regułą jest,
że wśród kwasów tworzonych przez dany niemetal najmocniejszy jest ten, w którym
niemetal ma najwyższy stopień utlenienia. Na przykład kwas siarkowy(VI) jest znacznie
mocniejszy od kwasu siarkowego(IV), kwas azotowy(V) od kwasu azotowego(III) itd.
•Porównanie odczynu
kwasu octowego
i kwasu solnego
26

Kwasy wieloprotonowe mają w cząsteczce więcej niż jeden atom wodoru. Jeżeli kwas
jest wieloprotonowy, tak jak np. H 3 PO 4 , dysocjacja zachodzi etapami:
etap I H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4
–
proton
etap II H 2 PO 4
–
H + + HPO 4
2–
proton
etap III HPO 4
2–
H + + PO 4
3–
proton
anion diwodorofosforanowy
anion wodorofosforanowy(V)
anion fosforanowy(V)
Oderwanie kationu H + od obojętnej cząsteczki jest łatwiejsze niż oderwanie go od anionu,
dlatego dysocjacja na pierwszym etapie zachodzi w największym stopniu, a na następnych
– w coraz mniejszym.
Kwasami wieloprotonowymi są również niektóre wskaźniki pH. Jeżeli wskaźnik przyjmuje
w roztworach o różnych odczynach więcej niż dwie barwy, to oznacza, że ulega
kolejnym etapom dysocjacji. Barwnik czerwonej kapusty (p. s. 23) wyróżnia się szczególnie
dużą liczbą barwnych odmian, gdyż w jego cząsteczce występuje kilka grup –OH
zdolnych do odszczepienia jonu H + w odpowiednim środowisku.
Aniony, które powstają w wyniku dysocjacji H 3 PO 4 , występują również w solach, dlatego
oprócz fosforanów(V), takich jak Na 3 PO 4 , znane są także wodorofosforany(V):
Na 2 HPO 4 , CaHPO 4 itp., oraz diwodorofosforany(V): KH 2 PO 4 , Ca(H 2 PO 4 ) 2 itp.
Podczas rozpuszczania w wodzie wodorosole ulegają całkowitej dysocjacji na kationy metalu
i aniony reszty kwasowej. Aniony te w niewielkim stopniu dysocjują i odszczepiają
jony H + . Procesy towarzyszące rozpuszczaniu wodorofosforanu(V) sodu opisują równania:
Na 2 HPO 4 2 Na + 2–
+ HPO 4
HPO 4
2–
H + + PO 4
3–
Inne kwasy wieloprotonowe też tworzą wodorosole, np. NaHCO 3 to wodorowęglan
sodu (nazwa potoczna – soda oczyszczona).
2 PO 4
27

W celu ilościowego określenia, jak wiele cząsteczek w roztworze ulega rozpadowi
na jony, stosuje się stopień dysocjacji, oznaczany symbolem α.
Stopień dysocjacji może być podawany jako ułamek lub wyrażany w procentach.
W przypadku jednoprotonowego kwasu opisuje go wzór:
+ +
[H ]
[H ]
α= lub α= ⋅100%
ca
ca
gdzie:
[H + ] – stężenie molowe jonów wodoru równe stężeniu kwasu, który uległ dysocjacji;
c a – całkowite stężenie molowe kwasu (indeks „a” pochodzi od angielskiego acid – kwas).
a) b)
+
–
+
+
–
–
+
–
+
–
+
+
–
+
–
–
+
kwas solny
HCl
c = 1 mol/dm3
kwas octowy
CH3COOH
c = 1 mol/dm3
c 3
Stopień dysocjacji słabej zasady jednowodorotlenkowej opisuje analogiczny wzór:
28
−
[ OH ]
[ OH ]
α= lub α= ⋅100%
c
c
b
gdzie:
[OH – ] – stężenie molowe jonów wodorotlenkowych równe stężeniu zasady, która uległa
dysocjacji;
c b – całkowite stężenie molowe zasady (indeks „b” pochodzi od angielskiego base
– zasada).
b
−

3 .
+
+
[H ]
[H ]
α= ⋅100% c
c a
= ⋅
a
α 100%
3
0,2 mol/dm
3
c a
= ⋅100%
= 2,5 mol/dm
8%
3
O
O
O
O
2– 2–
O
S
S
O
O
O
O
O
2–
O
O
O
S
O
O
O
O
2–
O
S
O
O
2–
O
S
O
S
O
2–
O
S
O
2– 2–
O
O
O
S
O
S
O
O
O
2–
O
3
2–
4
2–
PODSUMOWANIE
•
•
•
•
PYTANIA I ZADANIA
1.
2.
3. +
3
29

42.
•
•
•
W reakcjach zachodzących w roztworach wodnych zwykle biorą udział jony. Z tego
względu jonowy zapis równań reakcji często lepiej odzwierciedla istotę tych procesów.
Wzory substancji niezdysocjowanych lub trudno rozpuszczalnych zapisujemy w formie
cząsteczkowej, a tych, które dysocjują, w formie jonowej. Wydzielający się gaz powinien
być oznaczony strzałką skierowaną do góry, a strącający się osad – strzałką skierowaną
w dół. Przy symbolach jonów należałoby umieszczać indeksy (aq) w celu podkreślenia,
że jony są hydratowane, czyli otoczone cząsteczkami wody, podobnie jak przy symbolach
lub wzorach substancji stałych czasem umieszcza się indeks (s). Na przykład reakcję,
która zachodzi po wprowadzeniu metalicznego cynku do roztworu zawierającego
jony miedzi, można opisać równaniem:
30
Zn (s) + Cu 2 (a + q) Zn 2 (a + q) + Cu (s)
W praktyce jednak najczęściej stosuje się uproszczony zapis, z pominięciem tych
indeksów:
Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu
Laboratoryjna metoda otrzymywania wodoru polega na działaniu kwasem solnym
na metaliczny cynk. Z cząsteczkowego zapisu równania tej reakcji:
Zn + 2 HCl ZnCl 2 + H 2
nie wynika, czy polega ona na oddziaływaniu atomów cynku z atomami (lub jonami)
wodoru, czy z resztą kwasową tego kwasu. Jeżeli natomiast substancje zdysocjowane
przedstawi się w formie jonowej:
Zn + 2 H + + 2 Cl – Zn 2+ + 2 Cl – + H 2
to można zaobserwować, że jony chlorkowe nie biorą udziału w tej reakcji i poprawny
będzie zapis skrócony:
Zn + 2 H + Zn 2+ + H 2

Innym przykładem reakcji, w której wydziela się gaz, jest działanie mocnego kwasu
na sól słabego i nietrwałego lub lotnego kwasu. Takimi solami są np. węglan, siarczan(IV)
lub siarczek sodu. Przeprowadźcie takie doświadczenie z udziałem węglanu
sodu.
• dwie probówki;
H 2 SO 4
3 wody
Na
2 CO 3
3
3
W przeprowadzonym doświadczeniu zaszła reakcja opisana równaniem:
Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2
które możemy przedstawić w formie jonowej:
2 Na + + CO 3 2– + 2 H + + SO 4
2–
2 Na + + SO 4 2– + H 2 O + CO 2
Taki zapis równania reakcji pokazuje, że ani kationy metalu, ani aniony reszty kwasowej
nie biorą w niej udziału. Dlatego nie ma znaczenia, który z wymienionych węglanów
oraz kwasów został użyty w doświadczeniu. Istotę tej reakcji oddaje równanie zapisane
w formie skróconej jonowej:
CO 3 2– + 2 H + H 2 O + CO 2
Znajomość rzeczywistego przebiegu reakcji chemicznych jest niezbędna do poprawnego
projektowania doświadczeń. Na przykład znana jest metoda laboratoryjnego otrzymywania
gazowego HCl przez wypieranie go z NaCl za pomocą H 2 SO 4 .
31

Trzeba jednak wziąć pod uwagę, że taka reakcja nie zajdzie, jeżeli użyjemy roztworu
NaCl i roztworu H 2 SO 4 . Otrzymamy wtedy mieszaninę zawierającą jony: Na + , H + , Cl –
i SO 2– 4 . Dopiero kiedy podziałamy stężonym H 2 SO 4 na stały chlorek sodu, w reakcji
wydzieli się gazowy chlorowodór.
Reakcja zobojętniania nazywana też neutralizacją ma duże znaczenie w przemyśle chemicznym
i w różnych dziedzinach życia. Na przykład ogrodnicy neutralizują zbyt kwaśne
lub zbyt alkaliczne gleby, żeby dostosować ich odczyn do potrzeb danych upraw.
Osoby cierpiące na nadkwasotę przyjmują leki, które zobojętniają wydzielający się
w nadmiarze sok żołądkowy.
Prowadząc reakcje zobojętnia w laboratorium dodajemy kwas do roztworu zasady lub
zasadę do roztworu kwasu, ale konieczne jest przy tym użycie wskaźnika pH, który pokaże,
czy cel został osiągnięty. Jeżeli dodamy zbyt małą lub zbyt dużą ilość odczynnika,
nie otrzymany obojętnego roztworu.
Przeprowadźcie takie doświadczenie.
kwas 1 2 3
• dwie probówki;
2 ;
zasada
aa
3
+
Zmiana zabarwienia wskaźnika świadczy o zmianie odczynu roztworu, a to jest związane
z zajściem reakcji chemicznych.
32

Reakcje przebiegające w przeprowadzonym doświadczeniu można opisać równaniami
w formie cząsteczkowej, np.:
NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O
oraz Ca(OH) 2 + 2 HCl CaCl 2 + 2 H 2 O
Jednak zapis jonowy lepiej pokazuje, co naprawdę dzieje się podczas mieszania roztworów
kwasów i zasad. W doświadczeniu były stosowane mocne kwasy i mocne zasady,
przedstawiamy je więc w formie zdysocjowanej:
Na + + OH – + H + + NO 3
–
Na + + NO 3 – + H 2 O
i Ca 2+ + 2 OH – + 2 H + + 2 Cl – Ca 2+ + 2 Cl – + 2 H 2 O
Gdy pominiemy jony, które powtarzają się po obu stronach równań, otrzymujemy bardzo
proste równania:
OH – + H + H 2 O
i 2 OH – + 2 H + 2 H 2 O
co po skróceniu daje OH – + H +
H 2 O
Widać więc, że reakcja zobojętniania polega na łączeniu się jonów wodoru i jonów wodorotlenkowych
w niezdysocjowane cząsteczki wody, a rodzaj kwasu lub zasady nie ma
znaczenia. Oczywiście od użytego kwasu i zasady zależy, jaka sól po zobojętnieniu pozostanie
w postaci jonów w roztworze. W celu wydzielenia soli, należy odparować wodę.
Reakcje strąceniowe służą do otrzymywania trudno rozpuszczalnych w wodzie soli
i wodorotlenków metali. W celu przeprowadzenia tego typu reakcji należy dobrać takie
rozpuszczalne reagenty, żeby po zmieszaniu ich roztworów jeden z produktów się strącił,
a drugi pozostał w roztworze.
Cu 2+ + 2 OH – Cu(OH) 2
4
Uwaga:
2 i BaSO 4
33

3
2+
W analogiczny sposób można otrzymać różne trudno rozpuszczalne sole. Należy tylko
pamiętać, żeby sole użyte do reakcji były rozpuszczalne w wodzie, natomiast spośród
powstających produktów jeden musi się strącać, a drugi pozostawać w roztworze.
Jeżeli po zmieszaniu roztworów soli nie strąca się osad, oznacza to, że prawdopodobnie
nie zaszła żadna reakcja. Na przykład, gdy do roztworu siarczanu(VI) sodu
dodamy roztwór chlorku potasu, otrzymamy mieszaninę jonów: Na + , SO 4 2– , K + , Cl – ,
więc nie można powiedzieć, że w wyniku reakcji powstała nowa sól.
roztwór
soli
zasada
sól
1 2 3
• trzy probówki;
2 3
sól
3
34

2+ i Zn 2+
2
Cu 2+ + H 2 S CuS + 2 H +
2–
Zn 2+ + S 2– ZnS
ZnS
PODSUMOWANIE
•
•
• + –
•
PYTANIA I ZADANIA
1.
2.
3.
35

+ –
+ – ] = 10 –7 mol/dm 3 + –
+ –
+ ]
HCl, c a = 1 mol/dm 3 NaCl NaOH, c b = 1 mol/dm 3
+ –
oranż metylowy
papierek uniwersalny
fenoloftaleina
H 2 S, CH 3 COOH, H 2 SO 3 H 3 PO 4 HCl, NaOH, NaCl
36

+ +
[ H ] [ H ]
[ OH ] [ OH ]
α= lub α= ⋅100%
α= lub α= ⋅100%
c
c
c
c
a
a
zobojętnianie
b
−
b
−
H + + Cl – + K + + OH – H 2 O + Cl – + K + H + + OH – H 2 O
strącanie osadu
Ca 2+ + 2 Cl – + 2 Na + + CO 3
2–
CaCO 3 + 2 Na + + 2 Cl – Ca 2+ + CO 3
2–
CaCO 3
–
3 PO 4 3
wzór wzór
NaH 2 PO 4
diwodorofosforan(V)
sodu
Al(OH) 2 Cl
chlorek
dihydroksoglinu
CaHPO 4
wodorofosforan(V)
wapnia
Al(OH)(NO 3 ) 2
azotan(V)
hydroksoglinu
37

+ –
Na 2 S 2 Na + + S 2– FeCl 3 Fe 3+ + 3 Cl –
roztworu
roztworu
S 2– + H 2 O HS – + OH – zasadowy Fe 3+ + H 2 O Fe(OH) 2+ + H + kwasowy
Słaby kwas Słaba zasada
CH 3 COOH CH 3 COO – + H + NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH –
K
– + + 2
[CH3COO ] [H ] [H ]
Ka
[CH COOH] [CH COOH]
3 3
2
c
K
1
+ – – 2
[NH
4
] [OH ] [OH ]
K
b
[NH ] [NH ]
3 3
wzorów
c/K³ 400 lub < 0,05
+ 2
[H ]
+
H + – Ka [H ]
c
a
K c
a a
b
– 2
[OH ]
Kb
c
–
[OH ]
K c
b b
2
K c Kc
Nazwa Kwasy Zasady Amfiproty
donory protonów akceptory protonów donory lub akceptory protonów
HCl, H 3 O + , NH 4
+
OH – , NH 3 , S2– , PO 4
3–
H 2 O, HCO 3 – , HS – , HPO 4
2–
– 2– 2 – 4 + 3
K a · K K w
AgCl Ag + + Cl – PbCl 2 Pb 2+ + 2 Cl –
K SO = [Ag + ] · [Cl – ] K SO = [Pb 2+ ] · [Cl – ] 2
K SO
S
K SO = S 2 K SO = 4S 3
Ogólnie dla substancji A x B y : , K SO = x x · y y · S x+y
38

ZADANIA
1. 3
3
do 1 mol/dm 3
-
2. 3
3
3
-
3.
1
2
NaNO 2(aq)
NH 4 Cl (aq)
3
BaBr 2(aq)
-
4. 2
2–
-
2–
5.
+
ca
6.
4 P 2 O 7
39

ZADANIA
7. 2 3
+ 3 2– 3
2 A.
1 i 2
8.
3 4 2 2 .
9. 3
2 2 SO 4
10.
1
2
Na 2 CO 3(aq)
NH 4 Cl (aq)
3
HBr (aq)
11.
3 4 2 3 4 3 4 2
Nr
w roztworze
1 rozpuszcza się żółta
2 nie rozpuszcza się –
rozpuszcza się z wydzieleniem
gazu
3 rozpuszcza się niebieska
40

TABELE
Wzór kwasu K a
K a
K a
HF K a = 3,5 · 10 –4 3,45
HCl K a = 1 · 10 7 –7
HBr K a = 1 · 10 9 –9
HI K a = 1 · 10 11 –11
HCN K a = 4,9 · 10 –10 9,31
HClO K a = 3,0 · 10 –8 7,53
HClO 4 K a = 1 · 10 11 –11
HBrO K a = 2,0 · 10 –9 8,69
K
H 2 CO a1 = 4,5 · 10 –7
6,35
3
K a2 = 4,7 · 10 –11 10,33
K a1 = 7,5 · 10 –3
2,12
H 3 PO 4 K a2 = 6,3 · 10 –8
7,20
K a3 = 1,3 · 10 –12 11,89
K
H 2 S
a1 = 6,0 · 10 –8
7,22
K a2 = 1,0 · 10 –14 14,00
K
H 2 SO a1 = 1,6 · 10 –2
1,80
3
K a2 = 6,3 · 10 –8 7,20
HCOOH K a = 1,8 · 10 –4 3,75
CH 3 COOH K a = 1,8 · 10 –5 4,75
Kwas szczawiowy K a = 5,9 · 10 –2 1,23
Fenol K a = 1,3 · 10 –10 9,89
K
K
K
NH 3 K b = 1,8 · 10 –5 4,75
Metyloamina K b = 4,5 · 10 –4 3,34
Dimetyloamina K b = 5,3 · 10 –4 3,28
Trimetyloamina K b = 5,9 · 10 –4 3,23
41

Okładka: (kolorowe dymy) Erich Schrempp/Science Source/Diomedia
Strona działowa: s. 19 (Yellowstone) Matt Champlin/Getty Images
Tekst główny: s. 20 (wskaźniki pH) Bjoern Wylezich/Shutterstock.com, (butelka z wodą) Wojciech Wójtowicz/WSiP;
s. 23 (11 kolbek z kolorowymi cieczami) Science Photo Library; s. 24 (2 kolby) Africa Studio/Shutterstock.com, (4 zlewki)
TARIK KIZILKAYA/istockphoto.com/Getty Images; s. 25 (2 opakowania z papierkami wskaźnikowymi) Małgorzata
Jelińska-Kazimierczuk, (pehametr) Wojciech Wójtowicz/WSiP; s. 26 (kolby stożkowe – jedna z pomarańczową cieczą)
ElementalImaging/istockphoto.com/Getty Images, (porównanie odczynu kwasu octowego i kwasu solnego) Wojciech
Wójtowicz/WSiP; s. 27 (akwarium) Yo Choowa/Shutterstock.com; s. 28 (2 butelki z kwasami) Wojciech Wójtowicz/
WSiP; s. 30 (dyfuzja różowej cieczy) IanRedding/Shutterstock.com; s. 31 (2 butelki i probówka z łuczywem) Piotr Kubat/
WSiP; s. 32 (3 probówki) Wojciech Wójtowicz/WSiP; s. 34 (4 probówki) Wojciech Wójtowicz/WSiP; s. 35 (2 probówki)
Wojciech Wójtowicz/WSiP; s. 36 (9 probówek) Wojciech Wójtowicz/WSiP; s. 37 (zobojętnianie; strącanie osadu) Piotr
Kubat/WSiP
Pozostałe ilustracje: Verde, Kraków
Wydawnictwa Szkolne i Pedagogiczne oświadczają, że podjęły starania mające na celu dotarcie do właścicieli i dysponentów praw autorskich
wszystkich zamieszczonych utworów. Wydawnictwa Szkolne i Pedagogiczne, przytaczając w celach dydaktycznych utwory lub
fragmenty, postępują zgodnie z art. 27 1 ustawy o prawie autorskim. Jednocześnie Wydawnictwa Szkolne i Pedagogiczne oświadczają, że
są jedynym podmiotem właściwym do kontaktu autorów tych utworów lub innych podmiotów uprawnionych w wypadkach, w których
twórcy przysługuje prawo do wynagrodzenia.