Chemia
Podręcznik przedstawia chemię w prosty i przyjazny sposób dzięki formie znanej uczniom z internetu i językowi przekazu dostosowanemu do wiedzy i poziomu percepcji uczniów.
Podręcznik przedstawia chemię w prosty i przyjazny sposób dzięki formie znanej uczniom z internetu i językowi przekazu dostosowanemu do wiedzy i poziomu percepcji uczniów.
You also want an ePaper? Increase the reach of your titles
YUMPU automatically turns print PDFs into web optimized ePapers that Google loves.
2019<br />
CHEMIA<br />
<br />
<br />
1
LICEUM I TECHNIKUM ZAKRES ROZSZERZONY<br />
<br />
<br />
ZAKRES PODSTAWOWY<br />
LICEUM I TECHNIKUM<br />
ZAKRES ROZSZERZONY<br />
<br />
<br />
<br />
2019/2020<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
Egzemplarz testowy<br />
Reforma 2019<br />
2019<br />
NA DOBRY START<br />
PORADNIK<br />
NAUCZYCIELA<br />
CHEMIA<br />
1<br />
CHEMIA<br />
1<br />
CHEMIA<br />
1<br />
CHEMIA<br />
1<br />
MULTIBOOK<br />
Poradnik nauczyciela<br />
NA DOBRY START <br />
Egzemplarz testowy<br />
podręcznika <br />
Podręcznik dopuszczony<br />
do użytku szkolnego <br />
Multibook – wersja<br />
demonstracyjna <br />
Ponadto do Twojej dyspozycji:<br />
Spotkania<br />
z ekspertami <br />
E-konferencje<br />
przedmiotowe <br />
Bieżące wsparcie<br />
Twojego konsultanta<br />
edukacyjnego <br />
SPIS TREŚCI<br />
<br />
<strong>Chemia</strong>. Zakres rozszerzony<br />
<br />
8<br />
<br />
<br />
Analiza nowej<br />
<br />
<br />
wsparcie WSiP <br />
<br />
<br />
<br />
Skontaktuj się z konsultantem edukacyjnym WSiP i dowiedz się więcej!
Zabierz uczniów<br />
<br />
<br />
CHEMICZNYMI<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
2019<br />
Nowa<br />
podstawa<br />
programowa<br />
od 2019 / 2020<br />
CHEMIA<br />
<br />
1<br />
W SERII RÓWNIEŻ<br />
2019<br />
2019<br />
2019<br />
CHEMIA<br />
<br />
CHEMIA<br />
<br />
CHEMIA<br />
<br />
2<br />
3 4<br />
1
2019<br />
CHEMIA<br />
<br />
1<br />
Precyzyjny i rzeczowy<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
40. <br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
Woda destylowana zachowuje się jak izolator (p. doświadczenie Badanie przewodnictwa<br />
elektrycznego roztworów wodnych), z czego można wnioskować, że nie zawiera<br />
ona swobodnych jonów, zdolnych do przenoszenia ładunku elektrycznego. Jednak wiązania<br />
O–H w cząsteczkach H 2 O są dość silnie spolaryzowane i woda w pewnym, bardzo<br />
małym stopniu, dysocjuje zgodnie z równaniem:<br />
H 2 O H + + OH –<br />
Stężenie jonów H + jest w czystej wodzie równe stężeniu<br />
jonów OH – i w tempera turze 25°C (298 K) wynosi<br />
10 –7 mol/dm 3 .<br />
[H + ] = [OH – ] = 10 –7<br />
Dysocjacja elektrolityczna wody i słabych elektrolitów<br />
jest przykładem reakcji odwracalnej, która<br />
prowadzi do ustalenia się równowagi dynamicznej<br />
– z taką samą szybkością zachodzi rozpad cząsteczek<br />
na jony i ponowne łączenie się jonów w niezdysocjowane<br />
cząsteczki.<br />
Jednoczesny przebieg tych dwóch procesów symbolizują<br />
strzałki skierowane w przeciwne strony: ,<br />
które stosujemy w zapisie równań reakcji odwracalnych.<br />
Charakterystyczną cechą tego stanu równowagi<br />
jest stałość wartości iloczynu stężeń jonów H +<br />
i OH – . Jest on nazywany iloczynem jonowym wody<br />
i oznaczany symbolem K w .<br />
<br />
K w + – –7 –7 –14<br />
H 2 O<br />
jon H +<br />
jon OH –<br />
cząsteczka H 2 O<br />
<br />
<br />
+ – .<br />
<br />
<br />
-<br />
-<br />
+ 3 ,<br />
–7 3 + + <br />
<br />
<br />
Wobec tego<br />
pH czystej wody = –log [H + ] = 7.<br />
W tabeli 40.1 przedstawiono kolejne etapy przeliczania stężenia mocnego kwasu na pH<br />
roztworu.<br />
<br />
+ c *<br />
3 <br />
Kwas<br />
a [H ]<br />
+ ] <br />
HCl 0,1 0,1 (10 –1 ) –1 1<br />
HNO 3 0,0001 0,0001 (10 –4 ) –4 4<br />
H 2 SO 4 0,005 0,01 (10 –2 ) –2 2<br />
H 2SO 4 0,001 0,002 (2 · 10 –3 ) –2,7** 2,7<br />
*c a – stężenie molowe kwasu, indeks „a” pochodzi od angielskiego acid (kwas).<br />
** Obliczone za pomocą kalkulatora.<br />
Mocne elektrolity są całkowicie zdysocjowane, więc w roztworze kwasu jednoprotonowego<br />
stężenie jonów wodoru jest równe stężeniu molowemu kwasu: [H + ] = c a , a w roztworze<br />
kwasu dwuprotonowego stężenie jonów wodoru jest dwa razy większe od stężenia<br />
molowego kwasu: [H + ] = 2 c a . Zatem im większe stężenie jonów wodoru, czyli im<br />
bardziej kwasowy roztwór, tym niższe jego pH.<br />
Stałość iloczynu jonowego wody K w = [H + ] · [OH – ] = 10 –14 powoduje, że stężenia jonów<br />
H + i OH – są ze sobą ściśle związane zależnością:<br />
+ K<br />
[H ]=<br />
−<br />
10 14 = lub<br />
− K<br />
[OH ]=<br />
−<br />
10 14<br />
=<br />
w<br />
w<br />
−<br />
[OH ]<br />
−<br />
[OH ]<br />
+<br />
[H ]<br />
+<br />
[H ]<br />
Wykorzystanie właściwości logarytmów (log a · b = log a + log b) pozwala otrzymać<br />
wyrażenie:<br />
pK w = pH + pOH = 14<br />
Dzięki temu, że w roztworach wodnych stężenia jonów wodoru i jonów wodorotlenkowych<br />
są wzajemnie zależne, wartość pH może służyć do określania odczynu roztworów<br />
zarówno kwasów, jak i zasad.<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
2
Sekcja <br />
<br />
R <br />
<br />
<br />
obliczeniowe,<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
c 1 3 i c 2 3 .<br />
– <br />
<br />
<br />
<br />
c 1 3 c 2 3<br />
– ] = c 1 3 – ] = c 2 3<br />
1 –1 2 –3 = 3<br />
1 1 2 2 = 14 – 3 = 11<br />
3 3 wy<br />
<br />
Sekcja to ciekawe informacje,<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
PODSUMOWANIE<br />
• <br />
+ <br />
• <br />
• <br />
<br />
Sekcja
2019<br />
CHEMIA<br />
<br />
1<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
42. <br />
• <br />
• <br />
• <br />
<br />
<br />
<br />
W reakcjach zachodzących w roztworach wodnych zwykle biorą udział jony. Z tego<br />
względu jonowy zapis równań reakcji często lepiej odzwierciedla istotę tych procesów.<br />
Wzory substancji niezdysocjowanych lub trudno rozpuszczalnych zapisujemy w formie<br />
cząsteczkowej, a tych, które dysocjują, w formie jonowej. Wydzielający się gaz powinien<br />
być oznaczony strzałką skierowaną do góry, a strącający się osad – strzałką skierowaną<br />
w dół. Przy symbolach jonów należałoby umieszczać indeksy (aq) w celu podkreślenia,<br />
że jony są hydratowane, czyli otoczone cząsteczkami wody, podobnie jak przy symbolach<br />
lub wzorach substancji stałych czasem umieszcza się indeks (s). Na przykład reakcję,<br />
która zachodzi po wprowadzeniu metalicznego cynku do roztworu zawierającego<br />
jony miedzi, można opisać równaniem:<br />
Zn (s) + Cu(a 2 + q) Zn(a 2 + q) + Cu (s)<br />
W praktyce jednak najczęściej stosuje się uproszczony zapis, z pominięciem tych<br />
indeksów:<br />
Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu<br />
<br />
Laboratoryjna metoda otrzymywania wodoru polega na działaniu kwasem solnym<br />
na metaliczny cynk. Z cząsteczkowego zapisu równania tej reakcji:<br />
Zn + 2 HCl ZnCl 2 + H 2<br />
<br />
nie wynika, czy polega ona na oddziaływaniu atomów cynku z atomami (lub jonami)<br />
wodoru, czy z resztą kwasową tego kwasu. Jeżeli natomiast substancje zdysocjowane<br />
przedstawi się w formie jonowej:<br />
Zn + 2 H + + 2 Cl – Zn 2+ + 2 Cl – + H 2<br />
<br />
to można zaobserwować, że jony chlorkowe nie biorą udziału w tej reakcji i poprawny<br />
będzie zapis skrócony:<br />
Zn + 2 H + Zn 2+ + H 2<br />
Innym przykładem reakcji, w której wydziela się gaz, jest działanie mocnego kwasu<br />
na sól słabego i nietrwałego lub lotnego kwasu. Takimi solami są np. węglan, siarczan(IV)<br />
lub siarczek sodu. Przeprowadźcie takie doświadczenie z udziałem węglanu<br />
sodu.<br />
<br />
<br />
• dwie probówki;<br />
H 2 SO 4<br />
<br />
<br />
<br />
3 wody<br />
<br />
Na<br />
<br />
2 CO 3<br />
<br />
3 <br />
<br />
3 <br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
W przeprowadzonym doświadczeniu zaszła reakcja opisana równaniem:<br />
Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2<br />
<br />
które możemy przedstawić w formie jonowej:<br />
2 Na + + CO 3 2– + 2 H + + SO 4<br />
2–<br />
2 Na + + SO 4 2– + H 2 O + CO 2<br />
<br />
Taki zapis równania reakcji pokazuje, że ani kationy metalu, ani aniony reszty kwasowej<br />
nie biorą w niej udziału. Dlatego nie ma znaczenia, który z wymienionych węglanów<br />
oraz kwasów został użyty w doświadczeniu. Istotę tej reakcji oddaje równanie zapisane<br />
w formie skróconej jonowej:<br />
CO 2– 3 + 2 H + H 2 O + CO 2<br />
<br />
Znajomość rzeczywistego przebiegu reakcji chemicznych jest niezbędna do poprawnego<br />
projektowania doświadczeń. Na przykład znana jest metoda laboratoryjnego otrzymywania<br />
gazowego HCl przez wypieranie go z NaCl za pomocą H 2 SO 4 .<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
4
kwas 1 2 3<br />
• dwie probówki;<br />
<br />
<br />
<br />
2 ;<br />
zasada<br />
aa<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
3 <br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
+ <br />
P rost<br />
<br />
<br />
E <br />
i<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
3 <br />
<br />
<br />
roztwór<br />
soli<br />
zasada<br />
<br />
<br />
2+ <br />
<br />
Zamieszczone i
2019<br />
CHEMIA<br />
<br />
1<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
+ – <br />
+ – –7 mol/dm 3 + – <br />
+ – <br />
+ ]<br />
<br />
<br />
HCl, c = 1 mol/dm 3 NaCl NaOH, c = 1 mol/dm 3<br />
<br />
a b<br />
+ – <br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
+ +<br />
−<br />
−<br />
[ H ] [ H ]<br />
[ OH ] [ OH ]<br />
α= lub α= ⋅100%<br />
α= lub α= ⋅100%<br />
ca<br />
ca<br />
cb<br />
cb<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
zobojętnianie<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
H + + Cl – + K + + OH – H 2O + Cl – + K + H + + OH – H 2O<br />
oranż metylowy<br />
strącanie osadu<br />
papierek uniwersalny<br />
Ca 2+ + 2 Cl – + 2 Na + + CO 3<br />
2–<br />
CaCO 3 + 2 Na + + 2 Cl – Ca 2+ + CO 3<br />
2–<br />
CaCO 3<br />
fenoloftaleina<br />
<br />
<br />
<br />
H 2 S, CH 3 COOH, H 2 SO 3 H 3 PO 4 HCl, NaOH, NaCl<br />
<br />
– <br />
<br />
<br />
3PO 4 3<br />
wzór wzór <br />
<br />
<br />
<br />
<br />
NaH 2PO 4<br />
CaHPO 4<br />
diwodorofosforan(V)<br />
sodu<br />
wodorofosforan(V)<br />
wapnia<br />
Al(OH) 2Cl<br />
Al(OH)(NO 3) 2<br />
chlorek<br />
dihydroksoglinu<br />
azotan(V)<br />
hydroksoglinu<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
6
a) b)<br />
+<br />
–<br />
+<br />
+<br />
–<br />
–<br />
+<br />
–<br />
+<br />
–<br />
+<br />
+<br />
–<br />
+ <br />
–<br />
–<br />
+<br />
kwas solny<br />
HCl<br />
c = 1 mol/dm3<br />
kwas octowy<br />
CH3COOH<br />
c = 1 mol/dm3<br />
Graficzna prezentacja<br />
<br />
<br />
<br />
Z <br />
<br />
<br />
<br />
ZADANIA<br />
7. 2 3 <br />
+ 3 2– 3 <br />
2 A.<br />
1 i 2 <br />
8. <br />
3 4 2 2 .<br />
<br />
9. 3 <br />
<br />
<br />
<br />
2 2 SO 4
LICEUM I TECHNIKUM ZAKRES ROZSZERZONY<br />
ZAKRES PODSTAWOWY<br />
LICEUM I TECHNIKUM<br />
ZAKRES ROZSZERZONY<br />
<br />
<br />
<br />
NA DOBRY START<br />
PORADNIK<br />
NAUCZYCIELA<br />
CHEMIA<br />
1<br />
<br />
NA DOBRY START<br />
z plusem<br />
DIAGNOZA<br />
<br />
<br />
CHEMIA<br />
1<br />
MULTIBOOK<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
Elektroniczna wersja<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
8
CHEMIA<br />
<br />
LICEUM I TECHNIKUM ZAKRES PODSTAWOWY I ROZSZERZONY<br />
1
Analiza nowej podstawy programowej<br />
ANALIZA PODSTAW PROGRAMOWYCH<br />
Z 2012 I 2018 ROKU<br />
CHEMIA – ZAKRES ROZSZERZONY<br />
Zgodnie z informacją Ministerstwa Edukacji Narodowej nowa podstawa programowa będzie<br />
obowiązywać od roku szkolnego 2019/2020 w szkołach następujących typów:<br />
– 4-letnie liceum ogólnokształcące,<br />
– 5-letnie technikum,<br />
– 2-letnia branżowa szkoła II stopnia.<br />
Koncepcja edukacji przyjęta w nowej podstawie programowej dotyczącej chemii zakłada<br />
większy nacisk na kształcenie kompetencji kluczowych. Uczniowie będą rozwijać wiedzę i umiejętności<br />
podczas odrębnych lekcji biologii, chemii, fizyki i geografii już na II etapie edukacyjnym<br />
(szkoła podstawowa), aby kontynuować naukę tych przedmiotów na III etapie edukacyjnym.<br />
Zastąpiono w ten sposób propagowaną dotychczas ideę integracji przedmiotowej, polegającej<br />
na holistycznym nauczaniu przyrody, korelacją przedmiotową w ramach osobnych<br />
przedmiotów przyrodniczych i ścisłych. Nowa podstawa programowa zakłada również powrót<br />
do spiralnego (przyrostowego) układu treści nauczania, umożliwiającego powtarzanie, utrwalanie<br />
i poszerzanie materiału na wyższych etapach nauczania. Główne założenia i koncepcje<br />
edukacyjne znalazły odzwierciedlenie w strukturze dokumentu odnoszącej się do zadań szkoły<br />
i ogólnych celów kształcenia.<br />
Zarówno ogólne cele kształcenia, jak i najważniejsze umiejętności zdobywane przez ucznia<br />
w trakcie kształcenia ogólnego – sformułowane w starej i nowej podstawie programowej – są<br />
zbieżne. Do umiejętności tych należą: myślenie i analiza krytyczna, czytanie, samodzielne docieranie<br />
do informacji i ich selekcja, wartościowanie i selektywne korzystanie z różnych źródeł<br />
z poszanowaniem praw autorskich, komunikowanie się, kreatywne rozwiązywanie problemów,<br />
posługiwanie się nowymi technologiami informacyjnymi, umiejętność współpracy w grupie.<br />
W zakresach podstawowym i rozszerzonym dla chemii zdefiniowano trzy główne cele kształcenia.<br />
Tak w starej, jak i w nowej podstawie programowej są to:<br />
1. Pozyskiwanie, przetwarzanie i tworzenie informacji.<br />
2. Rozumowanie i zastosowanie nabytej wiedzy do rozwiązywania problemów.<br />
3. Opanowanie czynności praktycznych.<br />
Znacznie rozbudowano zalecane warunki i sposób realizacji nowej podstawy. Przede wszystkim<br />
uwydatniają one teraz spiralny układ treści nauczania. Kładą szczególny nacisk na kształtowanie<br />
umiejętności rozumowania, dostrzegania zależności przyczynowo-skutkowych, wnioskowania,<br />
analizy i syntezy informacji. Zalecane warunki podkreślają funkcję eksperymentu<br />
chemicznego, który rozwija aktywność uczniów, kształtuje samodzielność, pozwala poznać<br />
metody badawcze oraz sposoby opisu i prezentacji wyników. Rekomendują samodzielne wykonywanie<br />
doświadczeń lub aktywną ich obserwację oraz wykorzystanie zarówno sprzętów i substancji<br />
dostępnych w dobrze wyposażonych pracowniach chemicznych, jak i znanych uczniom<br />
z życia codziennego. Nauczycieli zachęca się również do używania komputera. Dużo uwagi poświęcono<br />
konieczności łączenia wiedzy teoretycznej z doświadczalną. Za szczególnie wartościowe<br />
metody pracy uznano metodę projektu edukacyjnego, metodę eksperymentu chemicznego<br />
oraz inne metody pobudzające aktywność poznawczą uczniów.<br />
10<br />
AUTOR: Renata Skoraczyńska
Analiza nowej podstawy programowej<br />
Zarówno dla zakresu podstawowego, jak i rozszerzonego wyodrębniono minimalne zestawy<br />
doświadczeń chemicznych, które powinny być wykonane przez uczniów lub przybrać formę<br />
pokazów nauczycielskich. Lista dla zakresu podstawowego obejmuje 36 doświadczeń, a dla rozszerzonego<br />
– 47.<br />
Chemię włączono do grupy przedmiotów realizowanych w zakresie rozszerzonym w wymiarze<br />
sześciu godzin rozłożonych w klasach od pierwszej do czwartej. Dotychczas na naukę<br />
w zakresie rozszerzonym należało przeznaczyć minimum osiem godzin w klasach drugiej i trzeciej,<br />
po zakończeniu zakresu podstawowego.<br />
Obecnie, według nowego ramowego planu nauczania, uczeń poznający chemię w zakresie<br />
rozszerzonym będzie miał minimum dziesięć godzin tego przedmiotu w ciągu czterech lat. Zakres<br />
rozszerzony (sześć godzin) będzie realizowany równocześnie z zakresem podstawowym<br />
(cztery godziny) od początku nauki w szkole średniej. Uzyskaną w ten sposób liczbę godzin<br />
można porównać z dotychczasową. W nowym liceum uczeń zyska prawo wyboru dwóch lub<br />
trzech przedmiotów nauczanych w zakresie rozszerzonym – ramowy plan kształcenia przewiduje<br />
na to w sumie 22 godziny w rozkładzie 4 + 5 + 7 + 6 w klasach od pierwszej do czwartej. Oznacza<br />
to, że dyrektor szkoły może zwiększyć liczbę godzin przeznaczonych na przedmioty realizowane<br />
w zakresie rozszerzonym albo przydzielić godziny na nauczanie przedmiotów<br />
uzupełniających. Dla tych ostatnich nie ustalono podstawy programowej, lecz ich program może<br />
zostać włączony do szkolnego zestawu programów nauczania. Nauczyciele mogą więc tworzyć<br />
autorskie programy dla przedmiotów uzupełniających i po uzyskaniu opinii uczniów danego<br />
oddziału oraz decyzji dyrektora szkoły – wspomagać nimi kształcenie chemiczne.<br />
Jak już wspomniano, liczba godzin przewidziana w nowym ramowym planie nauczania dla<br />
zakresu rozszerzonego jest porównywalna z dotychczasową. Niestety, znacznie zwiększono zakres<br />
obowiązkowych treści i pojęć, które uczeń powinien przyswoić. Ponownie włączono do<br />
podstawy zagadnienia dotyczące naturalnych przemian promieniotwórczych ( i - ) oraz sztucznych<br />
reakcji jądrowych, przywrócono informacje z elektrochemii (w tym dotyczące zarówno<br />
procesów zachodzących w ogniwach, jak i procesów elektrolitycznych), z termodynamiki (zastosowanie<br />
prawa Hessa), rozszerzono kinetykę o pojęcie rzędu reakcji i związane z nim obliczenia,<br />
rozszerzono zakres chemii kwantowej (liczby kwantowe i metoda VSEPR) oraz wprowadzono<br />
obliczenia z wykorzystaniem równania Clapeyrona. W zakresie chemii organicznej zwiększono<br />
liczbę zagadnień związanych z kierunkami procesów utleniania i redukcji oraz redukującymi<br />
właściwościami dwucukrów. Zrezygnowano jedynie z tematów dotyczących reakcji niektórych<br />
metali aktywnych z kwasami utleniającymi. Dodatkowych treści jest więc naprawdę dużo, co –<br />
przy niezwiększonym wymiarze godzin – musi prowadzić do stosowania przez nauczycieli wymuszonych<br />
kompromisów. Decyzje, z czego zrezygnować, jakie techniki i metody nauczania<br />
zastosować, aby zrealizować zadania przewidziane w podstawie programowej, będą dla nauczycieli<br />
bardzo trudne. Można przewidywać, że – podobnie jak w wypadku zakresu podstawowego<br />
– nauczyciele będą rezygnować z czasochłonnych technik aktywizujących, metod problemowych<br />
i praktycznych na rzecz tradycyjnego nauczania podającego.<br />
Pośpiech w nauczaniu, wynikający z konieczności realizacji podstawy programowej lub programu<br />
nauczania, nie sprzyja realizacji żadnego z ośmiu nadrzędnych celów kształcenia ogólnego<br />
założonych na początku podstawy programowej.<br />
11
ZMIANA<br />
W PRAKTYCE<br />
WSPARCIE WSiP<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
Potrzeba<br />
opracowania<br />
optymalnego<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
ZMIANA<br />
W PRAKTYCE<br />
WSPARCIE WSiP<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
na wykonywanie<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
ZMIANA<br />
W PRAKTYCE<br />
WSPARCIE WSiP<br />
<br />
chemii w zakresie<br />
rozszerzonym<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
Zapewnienie<br />
<br />
lekcji pozytywnego<br />
<br />
-<br />
-<br />
-
RAMOWY ROZKŁAD MATERIAŁU – CHEMIA, ZAKRES ROZSZERZONY (ZR)<br />
Klasa 1 (2 godz./tydz.)<br />
Dział<br />
Liczba godzin<br />
lekcyjnych<br />
Atomy, cząsteczki, stechiometria chemiczna 12<br />
Struktura elektronowa atomu 8<br />
Wiązania chemiczne 10<br />
Szybkość reakcji chemicznych, efekty energetyczne i stan równowagi 10<br />
Roztwory 10<br />
Reakcje w roztworach 10<br />
razem 60<br />
Klasa 2 (3 godz./tydz.)<br />
Dział<br />
Liczba godzin<br />
lekcyjnych<br />
Tlen i wodór 10<br />
Procesy związane z przeniesieniem elektronów 18<br />
Metale bloku s i p 12<br />
Metale bloku d 22<br />
Niemetale 28<br />
razem 90<br />
Klasa 3 (3 godz./tydz.)<br />
Dział<br />
Liczba godzin<br />
lekcyjnych<br />
Węglowodory 26<br />
Halogenopochodne węglowodorów 10<br />
Hydroksylowe pochodne węglowodorów – alkohole i fenole 14<br />
Związki karbonylowe – aldehydy i ketony 10<br />
Kwasy karboksylowe. Izomeria optyczna 17<br />
Estry i tłuszcze 13<br />
razem 90<br />
Klasa 4 (2 godz./tydz.)<br />
Dział<br />
Liczba godzin<br />
lekcyjnych<br />
Związki organiczne zawierające azot 16<br />
Białka 6<br />
Cukry 12<br />
Kwasy nukleinowe 4<br />
Przygotowanie do matury (chemia ogólna, chemii nieorganiczna, chemia organiczna) 10<br />
Lekcje kontrolne, próbne egzaminy 12<br />
razem 60<br />
13
<strong>Chemia</strong>. Plansze interaktywne<br />
Nowatorskie lekcje<br />
z planszami interaktywnymi WSiP!<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
14<br />
Skontaktuj się z konsultantem edukacyjnym WSiP i dowiedz się więcej!
CHEMIA<br />
<br />
1
• <br />
1. Liczba atomowa i liczba masowa<br />
2. <br />
3. Mol i masa molowa<br />
4. <br />
5. <br />
6. <br />
7. <br />
8. <br />
9. <br />
10. <br />
<br />
• <br />
11. <br />
12. <br />
13. <br />
14. <br />
15. <br />
16. <br />
<br />
• <br />
17. <br />
18. <br />
19. <br />
20. <br />
21. <br />
22. <br />
23. <br />
24. <br />
25. <br />
26. <br />
<br />
• <br />
27. <br />
28. <br />
29. <br />
30. <br />
31. <br />
32. <br />
33.
• <br />
34. <br />
35. <br />
36. <br />
37. <br />
38. <br />
<br />
• <br />
39. <br />
40. 20<br />
41. 26<br />
42. 30<br />
43. <br />
44. <br />
45. <br />
46. <br />
36<br />
41
Stężenie jonów H + jest w czystej wodzie równe stężeniu<br />
jonów OH – i w tempera turze 25°C (298 K)<br />
wynosi 10 –7 mol/dm 3 .<br />
[H + ] = [OH – ] = 10 –7<br />
Dysocjacja elektrolityczna wody i słabych elektrolitów<br />
jest przykładem reakcji odwracalnej,<br />
która prowadzi do ustalenia się równowagi (...)<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
K w = [H + ] · [OH – ] = 10 –7 · 10 –7 = 10 –14<br />
główna część wykładu<br />
ważne wnioski, prawa oraz definicje sformułowane<br />
słownie lub za pomocą wzorów<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
interesujące informacje związane z treścią wykładu<br />
<br />
<br />
<br />
• dwie probówki;<br />
<br />
3 <br />
<br />
doświadczenia<br />
<br />
<br />
<br />
c 3 3 <br />
3 wody.<br />
+ ] =<br />
= c 1 –1 <br />
3 <br />
1000 cm 3 3 <br />
wzorcowo rozwiązane zadania<br />
PYTANIA I ZADANIA<br />
1. <br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
zadania na zakończenie rozdziału<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
+ – + ] =<br />
– ] = 10 –7 mol/dm 3 + – <br />
+ – <br />
podsumowanie wiadomości – teoria<br />
ZADANIA<br />
1. 3<br />
3 <br />
<br />
<br />
3 <br />
<br />
<br />
ćwiczenie umiejętności – zadania
REAKCJE W ROZTWORACH<br />
• <br />
• <br />
• <br />
• <br />
• <br />
• <br />
• <br />
•
40. <br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
Woda destylowana zachowuje się jak izolator (p. doświadczenie Badanie przewodnictwa<br />
elektrycznego roztworów wodnych), z czego można wnioskować, że nie zawiera<br />
ona swobodnych jonów, zdolnych do przenoszenia ładunku elektrycznego. Jednak wiązania<br />
O–H w cząsteczkach H 2 O są dość silnie spolaryzowane i woda w pewnym, bardzo<br />
małym stopniu, dysocjuje zgodnie z równaniem:<br />
H 2 O H + + OH –<br />
Stężenie jonów H + jest w czystej wodzie równe stężeniu<br />
jonów OH – i w tempera turze 25°C (298 K) wynosi<br />
10 –7 mol/dm 3 .<br />
[H + ] = [OH – ] = 10 –7<br />
Dysocjacja elektrolityczna wody i słabych elektrolitów<br />
jest przykładem reakcji odwracalnej, która<br />
prowadzi do ustalenia się równowagi dynamicznej<br />
– z taką samą szybkością zachodzi rozpad cząsteczek<br />
na jony i ponowne łączenie się jonów w niezdysocjowane<br />
cząsteczki.<br />
Jednoczesny przebieg tych dwóch procesów symbolizują<br />
strzałki skierowane w przeciwne strony: ,<br />
które stosujemy w zapisie równań reakcji odwracalnych.<br />
Charakterystyczną cechą tego stanu równowagi<br />
jest stałość wartości iloczynu stężeń jonów H +<br />
i OH – . Jest on nazywany iloczynem jonowym wody<br />
i oznaczany symbolem K w .<br />
<br />
K w + – ] = 10 –7 · 10 –7 = 10 –14<br />
H 2 O<br />
jon H +<br />
jon OH –<br />
cząsteczka H 2 O<br />
<br />
<br />
+ – .<br />
20
-<br />
-<br />
+ 3 ,<br />
–7 3 + + <br />
<br />
<br />
Wobec tego<br />
pH czystej wody = –log [H + ] = 7.<br />
W tabeli 40.1 przedstawiono kolejne etapy przeliczania stężenia mocnego kwasu na pH<br />
roztworu.<br />
<br />
Kwas<br />
c a *<br />
[H + ]<br />
3 3 + ] <br />
HCl 0,1 0,1 (10 –1 ) –1 1<br />
HNO 3 0,0001 0,0001 (10 –4 ) –4 4<br />
H 2 SO 4 0,005 0,01 (10 –2 ) –2 2<br />
H 2 SO 4 0,001 0,002 (2 · 10 –3 ) –2,7** 2,7<br />
*c a – stężenie molowe kwasu, indeks „a” pochodzi od angielskiego acid (kwas).<br />
** Obliczone za pomocą kalkulatora.<br />
Mocne elektrolity są całkowicie zdysocjowane, więc w roztworze kwasu jednoprotonowego<br />
stężenie jonów wodoru jest równe stężeniu molowemu kwasu: [H + ] = c a , a w roztworze<br />
kwasu dwuprotonowego stężenie jonów wodoru jest dwa razy większe od stężenia<br />
molowego kwasu: [H + ] = 2 c a . Zatem im większe stężenie jonów wodoru, czyli im<br />
bardziej kwasowy roztwór, tym niższe jego pH.<br />
Stałość iloczynu jonowego wody K w = [H + ] · [OH – ] = 10 –14 powoduje, że stężenia jonów<br />
H + i OH – są ze sobą ściśle związane zależnością:<br />
[H<br />
+<br />
K<br />
−<br />
w 10 14<br />
]= = lub [OH<br />
− −<br />
[OH ] [OH ]<br />
−<br />
K<br />
−<br />
w 10 14<br />
]= =<br />
+ +<br />
[H ] [H ]<br />
Wykorzystanie właściwości logarytmów (log a · b = log a + log b) pozwala otrzymać<br />
wyrażenie:<br />
pK w = pH + pOH = 14<br />
Dzięki temu, że w roztworach wodnych stężenia jonów wodoru i jonów wodorotlenkowych<br />
są wzajemnie zależne, wartość pH może służyć do określania odczynu roztworów<br />
zarówno kwasów, jak i zasad.<br />
21
Stężenie, mol/dm 3<br />
10 0<br />
10 –1<br />
10 –2<br />
10 –3<br />
10 –4<br />
10 –5<br />
10 –6<br />
10 –7<br />
10 –8<br />
10 –9<br />
10 –10<br />
10 –11<br />
10 –12<br />
10 –13<br />
10 –14<br />
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14<br />
pH<br />
+ – <br />
H +<br />
OH –<br />
<br />
c 1 3 i c 2 3 .<br />
– <br />
<br />
<br />
<br />
c 1 3 c 2 3<br />
– ] = c 1 3 – ] = c 2 3<br />
1 –1 2 –3 = 3<br />
1 1 2 2 = 14 – 3 = 11<br />
3 3 wy<br />
<br />
<br />
<br />
Skala pH dostosowana do wartości iloczynu jonowego wody ma zakres od 0 do 14.<br />
Wartość pH = 0 ([H + ] = 1 mol/dm 3 ) ma roztwór HCl o stężeniu 1 mol/dm 3 , a pH = 14<br />
([H + ] = 10 –14 mol/dm 3 ) ma roztwór NaOH o stężeniu 1 mol/dm 3 . (Kwas solny i zasada<br />
sodowa zostały tu podane przykładowo). Wartości pH roztworów mocnych kwasów<br />
i mocnych zasad o większych stężeniach leżą poza zakresem 0–14, np. pH roztworu<br />
HCl o stężeniu 5 mol/dm 3 wynosi –0,7, a pH roztworu NaOH o stężeniu 2 mol/dm 3 jest<br />
równe 14,3. W takich sytuacjach nie ma jednak sensu obliczanie pH: wystarczy podać<br />
stężenie jonów H + , a w stężonych roztworach mocnych zasad – stężenie jonów OH – .<br />
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14<br />
odczyn kwasowy<br />
odczyn obojętny<br />
odczyn zasadowy<br />
<br />
22
Z właściwości logarytmu wynika, że różnica jednostki w wartości pH oznacza dziesięciokrotną<br />
zmianę stężenia jonów wodoru (oraz jonów wodorotlenkowych). Można to<br />
sprawdzić na poniższym przykładzie.<br />
<br />
c 3 3<br />
3 wody.<br />
+ ] = c <br />
1 –1 3 3 <br />
1 dm 3 <br />
c1 V1<br />
01<br />
c2<br />
= ⋅ 3 3<br />
0,1 mol/dm ⋅ , dm<br />
3<br />
=<br />
= 0,01 mol/dm<br />
V<br />
3<br />
2<br />
1dm<br />
2 <br />
<br />
Ta prosta zależność między rozcieńczaniem kwasu a zmianą jego pH nie dotyczy<br />
roztworów o odczynie bliskim obojętnego. Na przykład, gdy roztwór HCl o stężeniu<br />
10 –6 mol/dm 3 zostanie rozcieńczony stukrotnie, jego pH nie zmieni się z wartości 6<br />
na 8, bo rozcieńczanie kwasu nie może spowodować zmiany odczynu z kwasowego<br />
na zasadowy. Podczas obliczania pH bardzo rozcieńczonych roztworów kwasów lub<br />
zasad, w których stężenie jonów H + lub OH – jest mniejsze niż 10 –5 , trzeba uwzględniać<br />
dysocjację wody. Wartość pH opisanego roztworu, obliczona z uwzględnieniem dysocjacji<br />
wody, wyniesie 6,98, czyli będzie on miał odczyn prawie obojętny.<br />
<br />
Odczyn roztworu ma bardzo duże znaczenie, zarówno w procesach fizjologicznych<br />
czy rolnictwie, jak i w reakcjach chemicznych wykorzystywanych w przemyśle. Na przykład<br />
pH ludzkiej krwi wynosi 7,35–7,45 (odczyn bardzo słabo zasadowy) i odchylenia<br />
od tej wartości świadczą o stanie chorobowym.<br />
W celu kontrolowania odczynu roztworów stosuje się wskaźniki pH, czyli substancje,<br />
które zmieniają barwę przy określonym stężeniu jonów wodoru. Takie substancje występują<br />
w przyrodzie w kwiatach, warzywach lub owocach. Znanym przykładem jest barwnik<br />
obecny w czerwonej kapuście, należący do tzw. antocyjanów. W środowisku kwasowym<br />
ma on barwę czerwoną, w obojętnym – granatową, a w silnie zasadowym – żółtą.<br />
<br />
23
Wyraźnie zróżnicowane są też barwy przejściowe, dzięki czemu za pomocą tego wskaźnika<br />
można określić pH z dokładnością do 1 lub 2 jednostek, w przedziale ok. 1 – ok. 12.<br />
Wadą tego barwnika jest jego nietrwałość i z tego właśnie powodu nie jest on stosowany<br />
na szerszą skalę w laboratoriach.<br />
Wskaźniki pH są zwykle złożonymi związkami organicznymi o charakterze słabych<br />
kwasów, których formy – niezdysocjowana i zdysocjowana – mają różne barwy.<br />
HO<br />
O<br />
O –<br />
O<br />
C<br />
SO 3<br />
–<br />
+ OH –<br />
+ H +<br />
C<br />
SO 3<br />
–<br />
pH < 6,8<br />
forma o barwie żółtej<br />
<br />
pH > 8,4<br />
forma o barwie czerwonofioletowej<br />
Takimi wskaźnikami są też: fenoloftaleina, która barwi się na malinowo w roztworach<br />
o odczynie zasadowym, i oranż metylowy, który zmienia barwę z żółtopomarańczowej<br />
na czerwoną w roztworach o odczynie kwasowym.<br />
fenoloftaleina<br />
oranż metylowy<br />
+ OH –<br />
+ H + + OH –<br />
+ H +<br />
odczyn<br />
obojętny i kwasowy<br />
odczyn<br />
zasadowy<br />
odczyn<br />
kwasowy<br />
odczyn<br />
obojętny i zasadowy<br />
Obecnie w laboratoriach najczęściej stosuje się uniwersalne papierki wskaźnikowe,<br />
zwykle o barwie żółtopomarańczowej, które zawierają mieszaninę kilku<br />
różnych wskaźników pH. W środowisku kwasowym barwa papierka zmienia się<br />
24
na czerwoną, a w zasadowym na zieloną<br />
lub granatową.<br />
Skala pH umieszczona na opakowaniu<br />
pozwala oszacować wartość pH<br />
badanego roztworu z dokładnością<br />
do jednostki. Czasami stosuje się też<br />
dokładniejsze papierki wskaźnikowe<br />
o zawężonym zakresie pH (np. 6,0–<br />
8,0) o dokładności 0,5 jednostki pH<br />
lub mniej.<br />
a) b)<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
PODSUMOWANIE<br />
• <br />
+ <br />
• <br />
• <br />
<br />
PYTANIA I ZADANIA<br />
1. 3 <br />
<br />
<br />
3 <br />
3 <br />
<br />
2. 2 3 <br />
3. 3 <br />
3 3 <br />
<br />
<br />
25
41. <br />
• <br />
• <br />
• <br />
<br />
<br />
Rozpuszczony w wodzie chlorowodór jest całkowicie zdysocjowany na jony, ale w roztworach<br />
substancji kowalencyjnych całkowita dysocjacja jest raczej wyjątkiem niż regułą.<br />
Cząsteczki kwasów tlenowych, w tym również kwasów karboksylowych, są bardziej<br />
złożone, gdyż zawierają po kilka atomów różnych pierwiastków. W tych cząsteczkach<br />
wiązania między atomami tlenu i wodoru (O–H) są najsilniej spolaryzowane i one właśnie<br />
ulegają zerwaniu pod wpływem wody. Tylko nieliczne z tych kwasów stanowią mocne<br />
elektrolity, większość dysocjuje na jony w niewielkim stopniu.<br />
Moc tlenowych kwasów nieorganicznych zależy od różnych czynników, ale regułą jest,<br />
że wśród kwasów tworzonych przez dany niemetal najmocniejszy jest ten, w którym<br />
niemetal ma najwyższy stopień utlenienia. Na przykład kwas siarkowy(VI) jest znacznie<br />
mocniejszy od kwasu siarkowego(IV), kwas azotowy(V) od kwasu azotowego(III) itd.<br />
•Porównanie odczynu<br />
kwasu octowego<br />
i kwasu solnego<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
26
Kwasy wieloprotonowe mają w cząsteczce więcej niż jeden atom wodoru. Jeżeli kwas<br />
jest wieloprotonowy, tak jak np. H 3 PO 4 , dysocjacja zachodzi etapami:<br />
etap I H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4<br />
–<br />
proton<br />
etap II H 2 PO 4<br />
–<br />
H + + HPO 4<br />
2–<br />
proton<br />
etap III HPO 4<br />
2–<br />
H + + PO 4<br />
3–<br />
proton<br />
anion diwodorofosforanowy<br />
anion wodorofosforanowy(V)<br />
anion fosforanowy(V)<br />
Oderwanie kationu H + od obojętnej cząsteczki jest łatwiejsze niż oderwanie go od anionu,<br />
dlatego dysocjacja na pierwszym etapie zachodzi w największym stopniu, a na następnych<br />
– w coraz mniejszym.<br />
Kwasami wieloprotonowymi są również niektóre wskaźniki pH. Jeżeli wskaźnik przyjmuje<br />
w roztworach o różnych odczynach więcej niż dwie barwy, to oznacza, że ulega<br />
kolejnym etapom dysocjacji. Barwnik czerwonej kapusty (p. s. 23) wyróżnia się szczególnie<br />
dużą liczbą barwnych odmian, gdyż w jego cząsteczce występuje kilka grup –OH<br />
zdolnych do odszczepienia jonu H + w odpowiednim środowisku.<br />
Aniony, które powstają w wyniku dysocjacji H 3 PO 4 , występują również w solach, dlatego<br />
oprócz fosforanów(V), takich jak Na 3 PO 4 , znane są także wodorofosforany(V):<br />
Na 2 HPO 4 , CaHPO 4 itp., oraz diwodorofosforany(V): KH 2 PO 4 , Ca(H 2 PO 4 ) 2 itp.<br />
Podczas rozpuszczania w wodzie wodorosole ulegają całkowitej dysocjacji na kationy metalu<br />
i aniony reszty kwasowej. Aniony te w niewielkim stopniu dysocjują i odszczepiają<br />
jony H + . Procesy towarzyszące rozpuszczaniu wodorofosforanu(V) sodu opisują równania:<br />
Na 2 HPO 4 2 Na + 2–<br />
+ HPO 4<br />
HPO 4<br />
2–<br />
H + + PO 4<br />
3–<br />
Inne kwasy wieloprotonowe też tworzą wodorosole, np. NaHCO 3 to wodorowęglan<br />
sodu (nazwa potoczna – soda oczyszczona).<br />
2 PO 4 <br />
27
W celu ilościowego określenia, jak wiele cząsteczek w roztworze ulega rozpadowi<br />
na jony, stosuje się stopień dysocjacji, oznaczany symbolem α.<br />
<br />
<br />
Stopień dysocjacji może być podawany jako ułamek lub wyrażany w procentach.<br />
W przypadku jednoprotonowego kwasu opisuje go wzór:<br />
+ +<br />
[H ]<br />
[H ]<br />
α= lub α= ⋅100%<br />
ca<br />
ca<br />
gdzie:<br />
[H + ] – stężenie molowe jonów wodoru równe stężeniu kwasu, który uległ dysocjacji;<br />
c a – całkowite stężenie molowe kwasu (indeks „a” pochodzi od angielskiego acid – kwas).<br />
a) b)<br />
+<br />
–<br />
+<br />
+<br />
–<br />
–<br />
+<br />
–<br />
+<br />
–<br />
+<br />
+<br />
–<br />
+ <br />
–<br />
–<br />
+<br />
kwas solny<br />
HCl<br />
c = 1 mol/dm3<br />
kwas octowy<br />
CH3COOH<br />
c = 1 mol/dm3<br />
<br />
c 3 <br />
Stopień dysocjacji słabej zasady jednowodorotlenkowej opisuje analogiczny wzór:<br />
28<br />
−<br />
[ OH ]<br />
[ OH ]<br />
α= lub α= ⋅100%<br />
c<br />
c<br />
b<br />
gdzie:<br />
[OH – ] – stężenie molowe jonów wodorotlenkowych równe stężeniu zasady, która uległa<br />
dysocjacji;<br />
c b – całkowite stężenie molowe zasady (indeks „b” pochodzi od angielskiego base<br />
– zasada).<br />
b<br />
−
3 .<br />
+<br />
+<br />
[H ]<br />
[H ]<br />
α= ⋅100% c<br />
c a<br />
= ⋅<br />
a<br />
α 100%<br />
3<br />
0,2 mol/dm<br />
3<br />
c a<br />
= ⋅100%<br />
= 2,5 mol/dm<br />
8%<br />
3 <br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
O<br />
O<br />
O<br />
O<br />
2– 2–<br />
O<br />
S<br />
S<br />
O<br />
O<br />
O<br />
O<br />
O<br />
2–<br />
O<br />
O<br />
O<br />
S<br />
O<br />
O<br />
O<br />
O<br />
2–<br />
O<br />
S<br />
O<br />
O<br />
2–<br />
O<br />
S<br />
O<br />
S<br />
O<br />
2–<br />
O<br />
S<br />
O<br />
2– 2–<br />
O<br />
O<br />
O<br />
S<br />
O<br />
S<br />
O<br />
O<br />
O<br />
2–<br />
O<br />
3<br />
2–<br />
4<br />
2–<br />
PODSUMOWANIE<br />
• <br />
<br />
• <br />
• <br />
<br />
• <br />
PYTANIA I ZADANIA<br />
1. <br />
2. <br />
<br />
3. + <br />
3 <br />
29
42. <br />
• <br />
• <br />
• <br />
<br />
<br />
<br />
W reakcjach zachodzących w roztworach wodnych zwykle biorą udział jony. Z tego<br />
względu jonowy zapis równań reakcji często lepiej odzwierciedla istotę tych procesów.<br />
Wzory substancji niezdysocjowanych lub trudno rozpuszczalnych zapisujemy w formie<br />
cząsteczkowej, a tych, które dysocjują, w formie jonowej. Wydzielający się gaz powinien<br />
być oznaczony strzałką skierowaną do góry, a strącający się osad – strzałką skierowaną<br />
w dół. Przy symbolach jonów należałoby umieszczać indeksy (aq) w celu podkreślenia,<br />
że jony są hydratowane, czyli otoczone cząsteczkami wody, podobnie jak przy symbolach<br />
lub wzorach substancji stałych czasem umieszcza się indeks (s). Na przykład reakcję,<br />
która zachodzi po wprowadzeniu metalicznego cynku do roztworu zawierającego<br />
jony miedzi, można opisać równaniem:<br />
30<br />
Zn (s) + Cu 2 (a + q) Zn 2 (a + q) + Cu (s)<br />
W praktyce jednak najczęściej stosuje się uproszczony zapis, z pominięciem tych<br />
indeksów:<br />
Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu<br />
<br />
Laboratoryjna metoda otrzymywania wodoru polega na działaniu kwasem solnym<br />
na metaliczny cynk. Z cząsteczkowego zapisu równania tej reakcji:<br />
Zn + 2 HCl ZnCl 2 + H 2<br />
<br />
nie wynika, czy polega ona na oddziaływaniu atomów cynku z atomami (lub jonami)<br />
wodoru, czy z resztą kwasową tego kwasu. Jeżeli natomiast substancje zdysocjowane<br />
przedstawi się w formie jonowej:<br />
Zn + 2 H + + 2 Cl – Zn 2+ + 2 Cl – + H 2<br />
<br />
to można zaobserwować, że jony chlorkowe nie biorą udziału w tej reakcji i poprawny<br />
będzie zapis skrócony:<br />
Zn + 2 H + Zn 2+ + H 2
Innym przykładem reakcji, w której wydziela się gaz, jest działanie mocnego kwasu<br />
na sól słabego i nietrwałego lub lotnego kwasu. Takimi solami są np. węglan, siarczan(IV)<br />
lub siarczek sodu. Przeprowadźcie takie doświadczenie z udziałem węglanu<br />
sodu.<br />
<br />
<br />
• dwie probówki;<br />
H 2 SO 4<br />
<br />
<br />
<br />
3 wody<br />
<br />
Na<br />
<br />
2 CO 3<br />
<br />
3 <br />
<br />
3 <br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
W przeprowadzonym doświadczeniu zaszła reakcja opisana równaniem:<br />
Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2<br />
<br />
które możemy przedstawić w formie jonowej:<br />
2 Na + + CO 3 2– + 2 H + + SO 4<br />
2–<br />
2 Na + + SO 4 2– + H 2 O + CO 2<br />
<br />
Taki zapis równania reakcji pokazuje, że ani kationy metalu, ani aniony reszty kwasowej<br />
nie biorą w niej udziału. Dlatego nie ma znaczenia, który z wymienionych węglanów<br />
oraz kwasów został użyty w doświadczeniu. Istotę tej reakcji oddaje równanie zapisane<br />
w formie skróconej jonowej:<br />
CO 3 2– + 2 H + H 2 O + CO 2<br />
<br />
Znajomość rzeczywistego przebiegu reakcji chemicznych jest niezbędna do poprawnego<br />
projektowania doświadczeń. Na przykład znana jest metoda laboratoryjnego otrzymywania<br />
gazowego HCl przez wypieranie go z NaCl za pomocą H 2 SO 4 .<br />
31
Trzeba jednak wziąć pod uwagę, że taka reakcja nie zajdzie, jeżeli użyjemy roztworu<br />
NaCl i roztworu H 2 SO 4 . Otrzymamy wtedy mieszaninę zawierającą jony: Na + , H + , Cl –<br />
i SO 2– 4 . Dopiero kiedy podziałamy stężonym H 2 SO 4 na stały chlorek sodu, w reakcji<br />
wydzieli się gazowy chlorowodór.<br />
<br />
Reakcja zobojętniania nazywana też neutralizacją ma duże znaczenie w przemyśle chemicznym<br />
i w różnych dziedzinach życia. Na przykład ogrodnicy neutralizują zbyt kwaśne<br />
lub zbyt alkaliczne gleby, żeby dostosować ich odczyn do potrzeb danych upraw.<br />
Osoby cierpiące na nadkwasotę przyjmują leki, które zobojętniają wydzielający się<br />
w nadmiarze sok żołądkowy.<br />
Prowadząc reakcje zobojętnia w laboratorium dodajemy kwas do roztworu zasady lub<br />
zasadę do roztworu kwasu, ale konieczne jest przy tym użycie wskaźnika pH, który pokaże,<br />
czy cel został osiągnięty. Jeżeli dodamy zbyt małą lub zbyt dużą ilość odczynnika,<br />
nie otrzymany obojętnego roztworu.<br />
Przeprowadźcie takie doświadczenie.<br />
<br />
<br />
kwas 1 2 3<br />
• dwie probówki;<br />
<br />
<br />
<br />
2 ;<br />
zasada<br />
aa<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
3 <br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
+ <br />
Zmiana zabarwienia wskaźnika świadczy o zmianie odczynu roztworu, a to jest związane<br />
z zajściem reakcji chemicznych.<br />
32
Reakcje przebiegające w przeprowadzonym doświadczeniu można opisać równaniami<br />
w formie cząsteczkowej, np.:<br />
NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O<br />
oraz Ca(OH) 2 + 2 HCl CaCl 2 + 2 H 2 O<br />
Jednak zapis jonowy lepiej pokazuje, co naprawdę dzieje się podczas mieszania roztworów<br />
kwasów i zasad. W doświadczeniu były stosowane mocne kwasy i mocne zasady,<br />
przedstawiamy je więc w formie zdysocjowanej:<br />
Na + + OH – + H + + NO 3<br />
–<br />
Na + + NO 3 – + H 2 O<br />
i Ca 2+ + 2 OH – + 2 H + + 2 Cl – Ca 2+ + 2 Cl – + 2 H 2 O<br />
Gdy pominiemy jony, które powtarzają się po obu stronach równań, otrzymujemy bardzo<br />
proste równania:<br />
OH – + H + H 2 O<br />
i 2 OH – + 2 H + 2 H 2 O<br />
co po skróceniu daje OH – + H +<br />
H 2 O<br />
Widać więc, że reakcja zobojętniania polega na łączeniu się jonów wodoru i jonów wodorotlenkowych<br />
w niezdysocjowane cząsteczki wody, a rodzaj kwasu lub zasady nie ma<br />
znaczenia. Oczywiście od użytego kwasu i zasady zależy, jaka sól po zobojętnieniu pozostanie<br />
w postaci jonów w roztworze. W celu wydzielenia soli, należy odparować wodę.<br />
<br />
Reakcje strąceniowe służą do otrzymywania trudno rozpuszczalnych w wodzie soli<br />
i wodorotlenków metali. W celu przeprowadzenia tego typu reakcji należy dobrać takie<br />
rozpuszczalne reagenty, żeby po zmieszaniu ich roztworów jeden z produktów się strącił,<br />
a drugi pozostał w roztworze.<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
Cu 2+ + 2 OH – Cu(OH) 2<br />
<br />
4 <br />
<br />
Uwaga:<br />
<br />
2 i BaSO 4 <br />
33
3 <br />
<br />
<br />
<br />
<br />
2+ <br />
<br />
W analogiczny sposób można otrzymać różne trudno rozpuszczalne sole. Należy tylko<br />
pamiętać, żeby sole użyte do reakcji były rozpuszczalne w wodzie, natomiast spośród<br />
powstających produktów jeden musi się strącać, a drugi pozostawać w roztworze.<br />
Jeżeli po zmieszaniu roztworów soli nie strąca się osad, oznacza to, że prawdopodobnie<br />
nie zaszła żadna reakcja. Na przykład, gdy do roztworu siarczanu(VI) sodu<br />
dodamy roztwór chlorku potasu, otrzymamy mieszaninę jonów: Na + , SO 4 2– , K + , Cl – ,<br />
więc nie można powiedzieć, że w wyniku reakcji powstała nowa sól.<br />
<br />
roztwór<br />
soli<br />
zasada<br />
<br />
sól<br />
1 2 3<br />
• trzy probówki;<br />
<br />
2 3 <br />
<br />
<br />
sól<br />
<br />
<br />
<br />
3<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
34
2+ i Zn 2+ <br />
<br />
<br />
2 <br />
Cu 2+ + H 2 S CuS + 2 H +<br />
<br />
<br />
2– <br />
Zn 2+ + S 2– ZnS<br />
<br />
<br />
ZnS<br />
PODSUMOWANIE<br />
• <br />
<br />
• <br />
<br />
• + – <br />
• <br />
<br />
PYTANIA I ZADANIA<br />
1. <br />
<br />
<br />
<br />
<br />
2. <br />
3. <br />
<br />
35
+ – <br />
+ – ] = 10 –7 mol/dm 3 + – <br />
+ – <br />
+ ]<br />
<br />
<br />
<br />
HCl, c a = 1 mol/dm 3 NaCl NaOH, c b = 1 mol/dm 3<br />
+ – <br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
oranż metylowy<br />
papierek uniwersalny<br />
fenoloftaleina<br />
<br />
<br />
<br />
H 2 S, CH 3 COOH, H 2 SO 3 H 3 PO 4 HCl, NaOH, NaCl<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
36
+ +<br />
[ H ] [ H ]<br />
[ OH ] [ OH ]<br />
α= lub α= ⋅100%<br />
α= lub α= ⋅100%<br />
c<br />
c<br />
c<br />
c<br />
a<br />
a<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
zobojętnianie<br />
b<br />
−<br />
b<br />
−<br />
H + + Cl – + K + + OH – H 2 O + Cl – + K + H + + OH – H 2 O<br />
strącanie osadu<br />
Ca 2+ + 2 Cl – + 2 Na + + CO 3<br />
2–<br />
CaCO 3 + 2 Na + + 2 Cl – Ca 2+ + CO 3<br />
2–<br />
CaCO 3 <br />
<br />
– <br />
<br />
<br />
3 PO 4 3<br />
wzór wzór <br />
NaH 2 PO 4<br />
diwodorofosforan(V)<br />
sodu<br />
Al(OH) 2 Cl<br />
chlorek<br />
dihydroksoglinu<br />
CaHPO 4<br />
wodorofosforan(V)<br />
wapnia<br />
Al(OH)(NO 3 ) 2<br />
azotan(V)<br />
hydroksoglinu<br />
37
+ – <br />
Na 2 S 2 Na + + S 2– FeCl 3 Fe 3+ + 3 Cl –<br />
<br />
<br />
roztworu<br />
<br />
<br />
roztworu<br />
S 2– + H 2 O HS – + OH – zasadowy Fe 3+ + H 2 O Fe(OH) 2+ + H + kwasowy<br />
<br />
Słaby kwas Słaba zasada<br />
CH 3 COOH CH 3 COO – + H + NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH –<br />
<br />
<br />
K<br />
– + + 2<br />
[CH3COO ] [H ] [H ]<br />
Ka<br />
<br />
<br />
[CH COOH] [CH COOH]<br />
3 3<br />
2<br />
c<br />
K <br />
1 <br />
+ – – 2<br />
[NH<br />
4<br />
] [OH ] [OH ]<br />
K<br />
b<br />
<br />
<br />
[NH ] [NH ]<br />
3 3<br />
<br />
<br />
wzorów<br />
c/K³ 400 lub < 0,05<br />
+ 2<br />
<br />
[H ]<br />
+<br />
H + – Ka [H ] <br />
c<br />
a<br />
K c<br />
a a<br />
b<br />
– 2<br />
[OH ]<br />
Kb<br />
c<br />
–<br />
[OH ] <br />
K c<br />
b b<br />
<br />
2<br />
K c Kc<br />
<br />
Nazwa Kwasy Zasady Amfiproty<br />
donory protonów akceptory protonów donory lub akceptory protonów<br />
HCl, H 3 O + , NH 4<br />
+<br />
OH – , NH 3 , S2– , PO 4<br />
3–<br />
H 2 O, HCO 3 – , HS – , HPO 4<br />
2–<br />
– 2– 2 – 4 + 3<br />
K a · K K w<br />
<br />
AgCl Ag + + Cl – PbCl 2 Pb 2+ + 2 Cl –<br />
K SO = [Ag + ] · [Cl – ] K SO = [Pb 2+ ] · [Cl – ] 2<br />
K SO<br />
S<br />
K SO = S 2 K SO = 4S 3<br />
Ogólnie dla substancji A x B y : , K SO = x x · y y · S x+y<br />
38
ZADANIA<br />
1. 3 <br />
3 <br />
<br />
do 1 mol/dm 3 <br />
<br />
<br />
-<br />
<br />
2. 3 <br />
<br />
3 <br />
<br />
3 <br />
-<br />
<br />
3. <br />
<br />
1<br />
2<br />
NaNO 2(aq)<br />
NH 4 Cl (aq)<br />
3<br />
BaBr 2(aq)<br />
<br />
-<br />
<br />
4. 2 <br />
2– <br />
-<br />
2– <br />
5. <br />
+ <br />
<br />
<br />
<br />
ca<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
6. <br />
4 P 2 O 7 <br />
<br />
<br />
39
ZADANIA<br />
7. 2 3 <br />
+ 3 2– 3 <br />
2 A.<br />
1 i 2 <br />
8. <br />
3 4 2 2 .<br />
<br />
9. 3 <br />
<br />
<br />
<br />
2 2 SO 4 <br />
10. <br />
<br />
1<br />
2<br />
Na 2 CO 3(aq)<br />
NH 4 Cl (aq)<br />
3<br />
HBr (aq)<br />
<br />
<br />
<br />
11. <br />
<br />
<br />
3 4 2 3 4 3 4 2<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
Nr<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
w roztworze<br />
<br />
1 rozpuszcza się żółta<br />
2 nie rozpuszcza się –<br />
rozpuszcza się z wydzieleniem<br />
gazu<br />
3 rozpuszcza się niebieska<br />
40
TABELE<br />
<br />
Wzór kwasu K a<br />
K a<br />
K a <br />
HF K a = 3,5 · 10 –4 3,45<br />
HCl K a = 1 · 10 7 –7<br />
HBr K a = 1 · 10 9 –9<br />
HI K a = 1 · 10 11 –11<br />
HCN K a = 4,9 · 10 –10 9,31<br />
HClO K a = 3,0 · 10 –8 7,53<br />
HClO 4 K a = 1 · 10 11 –11<br />
HBrO K a = 2,0 · 10 –9 8,69<br />
K<br />
H 2 CO a1 = 4,5 · 10 –7<br />
6,35<br />
3<br />
K a2 = 4,7 · 10 –11 10,33<br />
K a1 = 7,5 · 10 –3<br />
2,12<br />
H 3 PO 4 K a2 = 6,3 · 10 –8<br />
7,20<br />
K a3 = 1,3 · 10 –12 11,89<br />
K<br />
H 2 S<br />
a1 = 6,0 · 10 –8<br />
7,22<br />
K a2 = 1,0 · 10 –14 14,00<br />
K<br />
H 2 SO a1 = 1,6 · 10 –2<br />
1,80<br />
3<br />
K a2 = 6,3 · 10 –8 7,20<br />
HCOOH K a = 1,8 · 10 –4 3,75<br />
CH 3 COOH K a = 1,8 · 10 –5 4,75<br />
Kwas szczawiowy K a = 5,9 · 10 –2 1,23<br />
Fenol K a = 1,3 · 10 –10 9,89<br />
<br />
K <br />
K <br />
K <br />
NH 3 K b = 1,8 · 10 –5 4,75<br />
Metyloamina K b = 4,5 · 10 –4 3,34<br />
Dimetyloamina K b = 5,3 · 10 –4 3,28<br />
Trimetyloamina K b = 5,9 · 10 –4 3,23<br />
41
Okładka: (kolorowe dymy) Erich Schrempp/Science Source/Diomedia<br />
Strona działowa: s. 19 (Yellowstone) Matt Champlin/Getty Images<br />
Tekst główny: s. 20 (wskaźniki pH) Bjoern Wylezich/Shutterstock.com, (butelka z wodą) Wojciech Wójtowicz/WSiP;<br />
s. 23 (11 kolbek z kolorowymi cieczami) Science Photo Library; s. 24 (2 kolby) Africa Studio/Shutterstock.com, (4 zlewki)<br />
TARIK KIZILKAYA/istockphoto.com/Getty Images; s. 25 (2 opakowania z papierkami wskaźnikowymi) Małgorzata<br />
Jelińska-Kazimierczuk, (pehametr) Wojciech Wójtowicz/WSiP; s. 26 (kolby stożkowe – jedna z pomarańczową cieczą)<br />
ElementalImaging/istockphoto.com/Getty Images, (porównanie odczynu kwasu octowego i kwasu solnego) Wojciech<br />
Wójtowicz/WSiP; s. 27 (akwarium) Yo Choowa/Shutterstock.com; s. 28 (2 butelki z kwasami) Wojciech Wójtowicz/<br />
WSiP; s. 30 (dyfuzja różowej cieczy) IanRedding/Shutterstock.com; s. 31 (2 butelki i probówka z łuczywem) Piotr Kubat/<br />
WSiP; s. 32 (3 probówki) Wojciech Wójtowicz/WSiP; s. 34 (4 probówki) Wojciech Wójtowicz/WSiP; s. 35 (2 probówki)<br />
Wojciech Wójtowicz/WSiP; s. 36 (9 probówek) Wojciech Wójtowicz/WSiP; s. 37 (zobojętnianie; strącanie osadu) Piotr<br />
Kubat/WSiP<br />
Pozostałe ilustracje: Verde, Kraków<br />
Wydawnictwa Szkolne i Pedagogiczne oświadczają, że podjęły starania mające na celu dotarcie do właścicieli i dysponentów praw autorskich<br />
wszystkich zamieszczonych utworów. Wydawnictwa Szkolne i Pedagogiczne, przytaczając w celach dydaktycznych utwory lub<br />
fragmenty, postępują zgodnie z art. 27 1 ustawy o prawie autorskim. Jednocześnie Wydawnictwa Szkolne i Pedagogiczne oświadczają, że<br />
są jedynym podmiotem właściwym do kontaktu autorów tych utworów lub innych podmiotów uprawnionych w wypadkach, w których<br />
twórcy przysługuje prawo do wynagrodzenia.