E82058_chemia_podst

2019
CHEMIA
PODRĘCZNIK ● ● LICEUM I I TECHNIKUM ● ● ZAKRES PODSTAWOWY
1

CHEMIA
1

prof. zw. dr. hab. Tadeusza Marka Krygowskiego, dr Marii Pietruszewskiej,
Numer ewidencyjny w wykazie: 1024/1/2019
Anna Dudek
Milena Schefs
Stefan Drewiczewski
Verde, Kraków
www.wsip.pl

................................................................................................................... 4
........................................................................................................ 5
........................................................................................................ 8
• Budowa atomu
1. ................................................................................................................ 10
2. ................................................................................................................................... 15
3. ........................................................................................ 18
4. ......................................................................................... 22
5. ........................................................ 27
6. ..................................................................................................... 33
7. ............................................................... 37
............................................................................................................................. 43
•
8. ...................................................................................................... 48
9. ................................................................................................................... 55
10. ................................................................................................................................ 60
11. .... 64
12. ................................................................................................................ 71
............................................................................................................................. 76
•
13. ........................................................................... 82
14. .............................................................................. 88
15. ................................................................................. 93
16. ............................................................................................. 97
17. ..................................................................................................... 103
............................................................................................................................. 110
•
18. ...................................................................... 114
19. ....................................................................................................... 120
20. ................................................................................................................................ 123
21. ..................................................................................... 127
22. ........................................................................................ 134
23. ........................................................................... 140
............................................................................................................................. 146
................................................................................................. 149
................................................................................................................................................................ 150
............................................................................................................................ 155

Dysocjację elektrolityczną chlorku sodu można
opisać schematem:
[ Na + Cl – H
]
2 O
n
lub uproszczonym równaniem:
H
NaCl 2
O
Na + + Cl –
główna część wykładu
n Na + + n
Cl –
=
ważne wnioski, prawa oraz definicje
piana
4
3
interesujące informacje związane z treścią wykładu
doświadczenia z oznaczeniami substancji
niebezpiecznych
Obliczmy stopień dysocjacji kwasu octowego, którego
stężenie molowe wynosi 0,1 mol/dm 3 , a stężenie H +
równa się 0,001 mol/dm 3 .
Podstawiamy powyższe dane do wzoru
i otrzymujemy:
[H + ] 0,001 mol/dm
3
= = = 0,01
cm 0,1 mol/dm
3
PYTANIA I ZADANIA
1.
2.
wzorcowo rozwiązane zadania
zadania na zakończenie rozdziału
RODZAJE MIESZANIN
Mieszanina
podsumowanie wiadomości – teoria
1.
A.
B.
D.
ćwiczenie umiejętności – zadania
4

Podczas nauki chemii w szkole ponadpodstawowej będziecie mieli okazję projektować
różne doświadczenia, samodzielnie je wykonywać lub obserwować doświadczenia przeprowadzane
przez nauczyciela w formie pokazu. Zapewne przekonaliście się już, że praca
w szkolnym laboratorium może być niezwykle ciekawa i pasjonująca. Umiejętność przeprowadzania
i opisywania doświadczeń pozwoli wam lepiej zrozumieć różne zjawiska
i procesy, a także poznać podstawowe właściwości fizyczne i chemiczne pierwiastków
oraz ich związków chemicznych.
Chociaż samo doświadczenie jest najczęściej niezwykle atrakcyjną i lubianą częścią lekcji,
musicie mieć świadomość, że może ono być związane z pewnym niebezpieczeństwem
i zagrożeniem dla osoby wykonującej oraz dla obserwatorów.
W szkolnym laboratorium chemicznym uczniowie mogą przebywać wyłącznie w obec ności
nauczyciela.
Wszystkie czynności związane z doświadczeniem mogą być wykonywane tylko za zgodą
nauczyciela.
Przed przystąpieniem do doświadczenia należy spiąć długie włosy i założyć niezbędne
środki ochrony osobistej (fartuch, okulary, rękawice).
Podczas wykonywania doświadczeń na stołach mogą znajdować się wyłącznie sprzęt
laboratoryjny i odczynniki chemiczne, w pracowni powinien panować spokój, a praca musi
odbywać się na stanowiskach wyznaczonych przez nauczyciela.
Należy bezwzględnie stosować się do poleceń nauczyciela przy pracach wykonywanych
pod wyciągiem.
Podczas pracy z substancjami oznaczonymi piktogramami ostrzegawczymi należy zachować
szczególne środki ostrożności – z uwzględnieniem znaczenia konkretnych piktogramów.
Wszystkie czynności laboratoryjne należy wykonywać ściśle według opisu (instrukcji)
doświadczenia.
Pod żadnym pozorem nie wolno dotykać, zażywać i „smakować” odczynników chemicznych.
W celu określenia zapachu badanej substancji nie wolno wąchać jej bezpośrednio, lecz jej
opary kierować wachlującym ruchem dłoni w kierunku nosa.
Podczas ogrzewania substancji w probówce należy pamiętać, aby nie kierować jej wylotu
w swoją stronę lub w kierunku obserwatorów.
W laboratorium chemicznym nie wolno spożywać posiłków.
Wszelkie urazy (skaleczenia, oparzenia), objawy złego samopoczucia, przypadki rozlania
lub rozsypania substancji należy natychmiast zgłosić nauczycielowi.
Sprzęt laboratoryjny można stosować wyłącznie zgodnie z jego przeznaczeniem.
Nie wolno wylewać resztek niewykorzystanych odczynników chemicznych do zlewu lub
wyrzucać do kosza na śmieci.
5

Wiedza chemiczna jest potrzebna każdemu współczesnemu człowiekowi i każdy
powinien umieć się nią posłużyć. Codziennie stykamy się z produktami, w których
skład wchodzą różne substancje, specjalnie dobrane tak, by otrzymać wyrób
o określonych parametrach i cechach. Z kolei efekt działania tych produktów na nas
i nasze środowisko zależy od tego, czy zostaną użyte w odpowiedzialny sposób,
z uwzględnieniem właściwości zawartych w nich substancji. A właściwości te poznajemy
na lekcjach chemii. Tu właśnie nauczymy się, jak je badać, rozpoznawać
i oceniać skutki ich zastosowania.
Prawidłowy rozwój człowieka zależy m.in. od sposobu
od ży wiania, świadomej re zygnacji z produktów zawierających
substancje, których wprowadzenie do orga niz mu
może doprowadzić do przykrych lub wręcz tragicznych
skutków, i eli mi nowania z otoczenia substancji niosących
zagrożenie.
Znajomość chemii może znacząco wpłynąć na trafność
decyzji dotyczących najbliższego regionu (np. w kwestiach
ochrony środowiska).
Wiedza chemiczna jest niezbędna do zrozumienia tego,
jak funkcjonuje przyroda. Rozwój badań z zakresu chemii
pozwala na stworzenie nowych substancji o bardzo
różnorodnych i ważnych zastosowaniach, co uświadamia
nam, jak duży wpływ mają te badania na poprawę
jakości naszego życia.
Podczas przygotowywania tego podręcznika staraliśmy się, aby poznane podstawy
wiedzy chemicznej przyniosły Wam jak najwięcej korzyści w życiu codziennym.
Będziemy bardzo zadowoleni, jeśli ten podręcznik wpłynie na to, że lekcje chemii
będą dla Was ciekawe, a zdobyta wiedza – użyteczna.
Autorzy
8

Masy atomów są bardzo małe, np. masa atomu glinu wyrażona w jednostkach układu SI
wynosi ok. 44,8 · 10 –27 kg. Ponieważ stosowanie potęg liczby 10 o tak dużym ujemnym
wykładniku nie j est wygodne, wprowadzono jednostkę masy atomowej, którą oznaczono
symbolem u (ang. unit – jednostka).
12
1 u ≈ 1,66 · 10 −27 kg
Większość pierwiastków występuje w przyrodzie w postaci mieszaniny izotopów. Zazwyczaj
w takiej mieszaninie przeważa jeden z izotopów, co tłumaczy fakt, że wartości
mas atomowych pierwiastków są bliskie liczbom całkowitym. Można jednak wskazać
pierwiastki, których masa atomowa ma wartość znacznie odbiegającą od liczby całkowitej.
Oznacza to, że różne izotopy tworzące taki pierwiastek występują w porównywalnych
ilościach.
Masa atomowa krzemu wynosi 28,086 u, ponieważ ok. 92% atomów naturalnego krzemu
stanowi izotop 28 Si. Na pozostałe izotopy 29 Si i 30 Si przypada ok. 8% atomów (p. temat 1).
Naturalna miedź jest mieszaniną zawierającą 69,15% izotopu 63 Cu i 30,85% izotopu 65 Cu.
Na tej podstawie można obliczyć masę atomową miedzi.
Na 10 000 atomów miedzi przypada 6915 atomów o masie zbliżonej do wartości 63 u oraz
3085 atomów o masie ok. 65 u. Masa atomowa miedzi wynosi więc:
6915⋅63 u+ 3085⋅65
u
m Cu
=
≈ 63,62u
10 000
Ten sam wynik można uzyskać, jeśli zastosujemy w obliczeniach dane w procentach:
69, 15% ⋅63 u+ 30, 85%
⋅65
u
m Cu
=
≈ 63,62u
100%
15

Obliczmy masę cząsteczkową związków przedstawionych za pomocą modeli.
Masy atomowe tlenu, wodoru i siarki wynoszą odpowiednio: m O = 16 u; m H = 1 u; m S = 32 u.
m cz. (O 2 ) = 2 · m O = 2 · 16 u = 32 u
m cz. (H 2 O) = 2 · m H + m O = 2 · 1 u + 16 u = 18 u
m cz. (H 2 SO 4 ) = 2 · m H + m S + 4 · m O = 2 · 1 u + 32 u + 4 · 16 u = 98 u
Jeśli jest znany wzór sumaryczny związku chemicznego oraz masy atomowe tworzących
go pierwiastków, można określić procentowy skład związku chemicznego.
Obliczmy zawartość procentową poszczególnych pierwiastków w cząsteczce sacharozy
o wzorze sumarycznym C 12 H 22 O 11 .
Najpierw obliczamy masę cząsteczkową sacharozy:
m cz. (C 12 H 22 O 11 ) = 12 · 12 u + 22 · 1 u + 11 · 16 u = 144 u + 22 u + 176 u = 342 u
Zawartość procentową (Z p ) pierwiastka w cząsteczce obliczamy przez podzielenie masy
wszystkich atomów danego pierwiastka przez masę cząsteczki i pomnożenie wyniku przez
100%. W wypadku sacharozy otrzymujemy:
u
Z p
(C) = 144
u
⋅ 100%
342
= 42,1%
u
Z p
(H) = 22
u
⋅ 100%
342
=6,4%
u
Z p
(O) = 176
u
⋅ 100%
342
=51,5%
16

-
Z-
Z
-
-
-
-
-
1Sb
tymon
1,75 u
52Te
tellur
127,60 u
53I
jod
126,90 u
54X
kse
131
-
-
m
m
-
-
12
-
1.
2 2 H 5 PO
3.
4. 2 SO
5. 2
1 H O 1
-
17

3.
W 1896 r. Henri Becquerel [ęri bekrel] zauważył, że związki uranu wytwarzają niewidzialne
promieniowanie, które może przenikać przez nieprzezroczyste opakowania
i naświetlać kliszę fotograficzną. Badaniem tego zjawiska zajęli się również inni naukowcy,
m.in. Maria Skłodowska-Curie [kiuri] i jej mąż Piotr Curie. Okazało się, że
tego rodzaju promieniowanie emitują też inne substancje. Maria Skłodowska zjawisko
to nazwała radioaktywnością. W 1903 r. Henri Becquerel i małżeństwo Curie otrzymali
Nagrodę Nobla za swoje badania. Osiem lat później, w 1911 r., Maria Skłodowska-
-Curie otrzymała Nagrodę Nobla po raz drugi – za pracę nad właściwościami polonu
i radu: pierwiastków, które wyodrębniła z rudy uranu.
18

Promieniowanie jądrowe może pochodzić ze źródeł naturalnych lub sztucznych. Źródłami
naturalnymi są izotopy promieniotwórcze występujące w przyrodzie, a sztucznymi
– radioizotopy wytworzone przez człowieka. Otrzymuje się je najczęściej przez
bombardowanie jąder atomów neutronami.
Promieniowane jądrowe zwane jest też promieniowaniem
jonizującym, ponieważ bardzo często skutkuje wybiciem
elektronów i powstawaniem jonów. Proces ten nazywa się
jonizacją. Jeśli do jonizacji dochodzi w komórce organizmu,
może ona zostać uszkodzona. Prawdopodobne niepożądane
skutki biologiczne to np. upośledzenie funkcjonowania
komórki, uszkodzenie materiału genetycznego,
a nawet śmierć komórki.
•Skutki oddziaływania promieniowania jonizującego
na organizm człowieka
• Jeśli dawki promieniowania są duże, a czas jego działania
krótki, wiele komórek od razu obumiera. Może to
spowodować oparzenia skóry, wypadanie włosów, a nawet
śmierć organizmu (to tzw. wczesne skutki).
• Jeśli dawki promieniowania są małe, a czas oddziaływania
długi, funkcjonowanie komórek zostaje upośledzone.
Osoba napromieniowana może zachorować na
nowotwór, a u jej potomstwa mogą ujawnić się
zaburzenia genetyczne (to tzw. późne skutki).
•Zapobieganie negatywnym skutkom
napromieniowania
Źródła promieniowania muszą być oznaczone, a miejsca
pracy z nimi powinny być wyposażone w urządzenia
do wykrywania i pomiaru dawki promieniowania. Ochronę
przed promieniowaniem jądrowym dają osłony, których
grubość i materiał dobiera się w zależności od właściwości
promieniowania.
19

•
• -
•
-
-
W NAUCE
• 14 -
-
-
-
-
-
-
20

• -
-
•
-
-
• -
-
• -
-
-
-
-
1.
3. -
21

1
2
3
4
5
6
1
H
2
Li Be
Na Mg
3 4 5 6 7 8 9 10 11
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag
Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au
39,10 0,9
19K
[Ar] 4s 1
I
7
Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg
blok s
blok p
blok d
blok f
Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb
Th Pa U Np Pu Am Cm Bk
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1
K 2 L 8 M 8 N 1
Potas

13 14 15 16 17
B C N O F
18
He
Ne
A
12
Al Si P S Cl Ar
Zn Ga Ge As Se Br Kr
Cd In Sn Sb Te I Xe
Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
Dy Ho Er Tm Yb Lu
Cf Es Fm Md No Lr
Z
A – Z
2. okres
14. grupa
12,01 2,5
6C
s 2 2p 2
II, IV
1s 2 2s 2 2p 2

8.
Atomy pierwiastków łączące się z innymi atomami za pomocą wiązań chemicznych
uzyskują zazwyczaj trwałą konfigurację elektronową (oktetu lub dubletu elektronowego)
najbliższego helowca w wyniku:
• oddania elektronów i utworzenia kationów,
• pobrania elektronów i utworzenia anionów,
• uwspólnienia elektronów walencyjnych.
Tworzenie wiązań między metalami a niemetalami zostanie omówione na przykładzie
reakcji sodu z chlorem. Pierwiastki te reagują ze sobą energicznie, a produktem ich
łączenia jest chlorek sodu.
Atom sodu o konfiguracji 11 Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 (lub 11 Na: K 2 L 8 M 1 ) oddaje atomowi chloru
swój jedyny elektron walencyjny i tworzy trwały kation sodu (Na + ) o konfiguracji elektronowej
atomu najbliższego helowca, czyli neonu. Z kolei atom chloru o konfiguracji
17 Cl: 1s2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 (lub 17 Cl: K 2 L 8 M 7 ) przyjmuje do swojej powłoki walencyjnej jeden
elektron od atomu sodu i przekształca się w anion chlorkowy (Cl – ) mający trwałą konfigurację
elektronową (oktet) atomu najbliższego helowca – argonu.
Powstałe różnoimienne jony Na + i Cl – przyciągają się i tworzą kryształ jonowy, w którym
każdy kation sodu jest otoczony anionami chlorkowymi, a każdy anion chlorkowy
– kationami sodu.
W jonowej sieci przestrzennej chlorku sodu występuje wiązanie jonowe.
48

17 2 L 8 M 7
11 2 L 8 M 1
+ 2 L 8
+
–
2 L 8 M 8
Na: [Ne]3s 1 + Cl: [Ne]3s 2 3p 5 Na + : [Ne] + Cl – : [Ne]3s 2 3p 6
albo Na + Cl Na + + Cl
–
[Ar]

Sieć krystaliczna chlorku sodu, tak jak sieci innych
związków jonowych, nie zawiera pojedynczych
cząsteczek, lecz stanowi uporządkowany
zbiór kationów i anionów. Każdy kation sodu
jest otoczony sześcioma anionami chlorkowymi,
a każdy anion chlorkowy – sześcioma kationami
sodu.
Wzór NaCl mówi nam o tym, że w chlorku
sodu kationy Na + i aniony Cl – łączą się w stosunku
1 : 1.
+
Podobnie jest w sieci krystalicznej tlenku magnezu o wzorze MgO, zbudowanej z dwudodatnich
kationów i dwuujemnych anionów. Wiązanie jonowe łączy kationy magnezu
z anionami tlenkowymi – ich liczba jest jednakowa:
Mg 2+ 2–
Mg + O
+ O
W krysztale jonowym chlorku wapnia o wzorze CaCl 2 na jeden dwudodatni kation
wapnia (Ca 2+ ) przypadają dwa jednoujemne aniony chlorkowe (Cl – ):
Ca 2+ –
Ca + Cl + Cl
+ Cl + Cl –
Z kolei w krysztale tlenku potasu o wzorze K 2 O na dwa kationy potasu (K + ) przypada
jeden anion tlenkowy (O 2– ).
•
50

4
4
4
2
4 4 2 2
1 2
3
4 5
t t
Związki jonowe zwykle dobrze rozpuszczają się w wodzie, ale nie rozpuszczają się w rozpuszczalnikach
organicznych, np. benzynie. Ich kryształy zachowują się jak izolatory,
ale rozpuszczone w wodzie lub stopione przewodzą prąd elektryczny, gdyż powstałe
w tych warunkach jony mogą się poruszać w polu elektrycznym. Siły przyciągania między
kationami i anionami w ich sieci krystalicznej są duże, dlatego wartości temperatury
topnienia i wrzenia substancji jonowych są wysokie. Wiązanie jonowe występuje
między metalami a niemetalami głównie w solach, tlenkach i wodorotlenkach.
51

–
+
+
–
–
–
–
–
–
+
+
–
–
–
+
+
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
–
+ +
+ +
+ +
+ +
+ +
– –
+ +
+ +
– –
Metale należą do najczęściej stosowanych i najbardziej
użytecznych tworzyw. Charakteryzują się specyficznymi
właściwościami, odróżniającymi je od
innych substancji i materiałów. Te właściwości wynikają
z ich struktury wewnętrznej oraz natury występującego
w nich wiązania. Większość metali tworzy
sieci krystaliczne o gęstym upakowaniu kationów
metalu, otoczonych ruchliwymi elektronami walencyjnymi,
tworzącymi tzw. gaz elektronowy.
Wiązanie metaliczne występuje w metalach zarówno
w stanie stałym, jak i po ich stopieniu oraz w stopach
metali. Jest ono słabsze niż wiązanie jonowe czy wiązanie
kowalencyjne.
Obecność swobodnych elektronów w sieci krystalicznej
metali sprawia, że metale po włączeniu ich
w obwód elektryczny przewodzą prąd, a ogrzane –
przewodzą ciepło. Gaz elektronowy w kryształach
metali łatwo absorbuje światło widzialne, a następnie
emituje je z powrotem, co sprawia, że metale są nieprzezroczyste
i mają charakterystyczny połysk. Zdolność
elektronów swobodnych w metalu do absorbcji
– a następnie emisji – światła o określonej energii decyduje
o jego barwie.
Metale są kowalne i ciągliwe. Można je wyciągać
w cien kie druty oraz nadawać im różne kształty, ponieważ
pod wpływem przyłożonej siły warstwy sieci
przesuwają się po sobie (ślizgają się), a po usunięciu
siły na miejsce zerwanych wiązań tworzą się równie
mocne, nowe wiązania metaliczne.

The Bean
t
Żelazo, tak jak wiele innych metali, uzyskuje lepsze, praktycznie przydatne właściwości
w postaci stopów z innymi pierwiastkami. Odporna na działanie czynników wywołujących
korozję i wysoką temperaturę, o lśniącym połysku, stal nierdzewna jest stopem,
który oprócz żelaza zawiera głównie chrom i nikiel oraz śladowe ilości węgla, a czasami
domieszkę molibdenu i miedzi.
Między epoką kamienia a epoką żelaza do wyrobu m.in. ostrzy narzędzi i broni, a także
ozdób, zamiast miedzi używano twardszego od niej brązu, tj. stopu miedzi z cyną. Z odpornego
na korozję, ciągliwego i łatwego do obróbki plastycznej mosiądzu, będącego
stopem miedzi z cynkiem, wytwarza się m.in. śruby okrętowe, zawory i złączki wodociągowe,
łuski do pocisków, elementy maszyn przemysłowych, instrumenty muzyczne.
Obecność wiązania metalicznego
w stopach sprawia, że wykazują one
właściwości typowe dla metali. Stopy
metali są zwykle twardsze, mniej
ciągliwe i bardziej wytrzymałe od
metali, z których powstały, ponieważ
ich sieć krystaliczna jest utworzona
z jonów metali o różnym promieniu,
co utrudnia przesuwanie
się warstw jonów pod działaniem
przyłożonej siły.
53

PODSUMOWANIE
PYTANIA I ZADANIA
1.
2 2 2
2.
2+
+
3.
2 2 8 2 2 4
4.
5.
54

12.
Wiązanie chemiczne utworzone przez parę elektronów wiążących pochodzących od
dwóch łączących się atomów to wiązanie kowalencyjne. Czasami jednak para elektronów
wiążących pochodzi tylko od jednego atomu. Takie wiązanie chemiczne jest szczególnym
przypadkiem wiązania kowalencyjnego i nosi nazwę wiązania koordynacyjnego albo
donorowo-akceptorowego.
Wiązanie koordynacyjne oznacza się strzałką skierowaną od donora do akceptora pary
elektronowej.
Aby dwa atomy zostały połączone wiązaniem koordynacyjnym, atom donora w swojej
powłoce walencyjnej musi mieć co najmniej jedną wolną parę elektronową, a atom akceptora
– niecałkowicie obsadzoną elektronami powłokę walencyjną, z tzw. luką elektronową,
którą może wypełnić para elektronowa.
Donorami pary elektronowej mogą być drobiny dysponujące wolnymi (niewiążącymi)
parami elektronowymi – cząsteczki (np. H 2 O, NH 3 ) lub jony (np. Cl – , OH – ):
O
H H
N
HH
H
Cl –
H
O
–
Akceptory pary elektronowej to kationy (np. H + ) lub cząsteczki (np. BF 3 ), w których
podczas tworzenia wiązania koordynacyjnego uzupełniane są luki elektronowe w powłokach
walencyjnych, zgodnie z regułą dubletu lub oktetu elektronowego.
71

•Przykładem połączenia dwóch drobin wiązaniem koordynacyjnym jest jon amonowy
(NH 4 + ). Cząsteczka amoniaku (NH 3 ) ma jedną wolną (niewiążącą) parę elektronową
na atomie azotu i jako donor pary elektronowej może jej użyć do utworzenia wiązania
koordynacyjnego z pełniącym funkcję akceptora pary elektronowej kationem wodoru
(H + ), czyli protonem:
H
H N + H + H N
H
H
H
H
+
W powstałym kationie NH 4 + są cztery wiązania kowalencyjne spolaryzowane
(EN N–H = 0,9), w tym jedno wiązanie koordynacyjne. Wszystkie cztery wiązania są
nierozróżnialne – wiążą atomy z jednakową siłą, mimo że jedno z nich jest wiązaniem
donorowo-akceptorowym.
•Wiązanie koordynacyjne występuje również w jonie oksoniowym (H 3 O + ), który powstaje
w wyniku przyłączenia kationu wodoru (H + ) do cząsteczki wody (H 2 O).
O
H
H
+ H +
H
O
H H
+
W powstałym kationie H 3 O + są trzy wiązania kowalencyjne spolaryzowane
(EN O–H = 1,4), w tym jedno koordynacyjne. W tym wypadku również wszystkie wiązania
są nierozróżnialne – wiążą atomy z jednakową siłą.
W jonach amonowym i oksoniowym każdy atom ma trwałą konfigurację atomu najbliższego
helowca.
spdojca chemii
koordynacyjnej.
72

mi
[Cu(NH 3 ) 4 ] 2+
2 ]
2 ]
2 ] 2+
2 ] 2+
PODSUMOWANIE
PYTANIA I ZADANIA
1.
2.
3.
73

para wodna
woda
chlorek sodu
lód
s

oddanie elektronów
13 Al: K2 L 8 M 3
(metal) 10Ne: K 2 L 8 i utworzenie kationu
Al – 3 e Al 3+
[K 2 L 8 M 3 ] [K 2 L 8 ]
przyłączenie elektronów
16 S: K2 L 8 M 6
18
(niemetal) Ar: K2 L 8 M 8 i utworzenie anionu
S + 2 e S 2–
[K 2 L 8 M 6 ] [K 2 L 8 M 8 ]
1H: K 1
(niemetal)
2 He: K2 dublet elektronowy
uwspólnienie elektronów
17 Cl: K2 L 8 M 7
(niemetal)
18 Ar: K2 L 8 M 8
H
Cl
oktet elektronowy
EN
EN >
EN
Mg + O Mg 2+ + O 2–
atom
metalu
atom
niemetalu
kation
metalu
anion
niemetalu
(Tp
76

(T p
EN <
2 2 2 EN 0
EN 0
Cl +
Cl
Cl
Cl
-
jest to
(T p
-
77

+
2
+
I
£EN£ -
EN
H +
Cl
H
Cl
-
-
H 2 O
+
-
78

79
-
+
N
H
H
H + H + N
H
H
H
H
-
-
-
-
Na
Cl
+
Na +
Cl
+
–
H
H
H
H
lub
lub
H
H
H
Cl
d+ d–
+
H
O
H
H
C
H
H
H
O
H
d+
d–
C
H
H
H
O
H
d+
d–

1.
A.
B.
C.
D.
2.
8 2 3
A
B
C
D
3.
A.
B.
C.
D.
4.
A.
B.
C.
D.
5.s 2 2s 2 2p
s
A.
B.
C.
D.
6.
A. 2 2 B. 2 2 C. 2 2 D. 2 2
7.
A. 2 B. 2 C. 4 2 D. 2 4
80

REAKCJE CHEMICZNE

REAKCJE CHEMICZNE
13.
Bardzo ważnym etapem w rozwoju współczesnej chemii było sformułowanie na przełomie
wieków XVIII i XIX praw odnoszących się do ilościowych zależności występujących
podczas przebiegu reakcji chemicznych.
Badania, które prowadzili w drugiej połowie XVIII w. niezależnie rosyjski uczony Michaił
Łomonosow i francuski chemik Antoine Lavoisier [ętuan lawuazje], doprowadziły do
sformułowania pierwszego z tych praw, zwanego prawem zachowania masy.
Prawo zachowania masy można bardzo łatwo sprawdzić podczas przeprowadzania dowolnej
reakcji – wystarczy zważyć wszystkie substraty i produkty.
HCl
1
rozc. HCl Zn
2
82

Kolejne prawo, które przybliżyło ówczesnych chemików do zrozumienia, na czym polegają
reakcje chemiczne, zostało sformułowane niedługo później, bo w 1799 r., przez
innego francuskiego chemika: Josepha Prousta [żozefa prusta]. Badał on skład różnych
substancji i stwierdził, że substancje wchodzą w reakcje chemiczne w określonych
stosunkach masowych.
Doświadczalne wykazanie słuszności tego prawa nie jest trudne i wymaga jedynie przeprowadzenia
kilkakrotnej syntezy związku chemicznego w taki sposób, aby oznaczone
były masy reagujących pierwiastków. Na przykład podczas prawidłowo przeprowadzonego
doświadczenia w wypadku trzech kolejnych reakcji syntezy tlenku magnezu (MgO)
powinno się otrzymać następujący zbiór danych:
Synteza I Synteza II Synteza III
1,2 g 0,6 g 0,3 g
0,8 g 0,4 g 0,2 g
Po obliczeniu stosunku masy magnezu do masy tlenu w każdym z doświadczeń uzyska
się następujący wynik:
masa przereagowanego magnezu
masa przereagowanego tlenu
12g , 06 , g 03 , g
08 , g 04 , g 02 , g
W każdej reakcji stosunek masy reagujących substancji: magnezu i tlenu jest zatem jednakowy.
Takie same wnioski da się wysnuć po kilkakrotnym przeprowadzeniu reakcji
rozkładu jakiegoś związku chemicznego na pierwiastki, oznaczeniu masy tych pierwiastków
i wykonaniu podobnych obliczeń.
Francuski chemik Joseph Louis Gay-Lussac [żozef lui ge lusak] zajmował się badaniem
reakcji chemicznych, w których biorą udział lub powstają substancje gazowe. W 1809 r.
sformułował on prawo stosunków objętościowych.
Również i w tym wypadku można przekonać się o słuszności tego prawa. Wystarczy
przeprowadzić np. reakcję rozkładu wody na wodór i tlen za pomocą prądu elektrycznego
i porównać objętości powstających gazów.
3
2
83

REAKCJE CHEMICZNE
H SO 4
H
O
–
+
elektroda
rozc. H 2 SO 4
Podobnie jest, gdy wodór reaguje z azotem – objętości tych gazów pozostają w stosunku
3 : 1, a objętość utworzonego amoniaku jest dwukrotnie większa od objętości zużytego
azotu, jeśli są mierzone w tych samych warunkach.
•
C + O 2 CO 2
+
CO 2
C
O 2
84

• W podobny sposób można wyjaśnić prawo stałości składu (prawo stosunków
stałych), np.
2 Mg + O 2 2 MgO
Tlenek magnezu (MgO) składa się z takiej samej liczby kationów Mg 2+ i anionów O 2– .
Oznacza to, że gdy powstaje dowolna ilość tego związku, z określoną liczbą atomów
magnezu musi przereagować taka sama liczba atomów tlenu.
Jeśli jeden atom magnezu (o masie 24 u) łączy się z jednym atomem tlenu (o masie 16 u),
to stosunek ich mas wynosi 24 : 16, a po uproszczeniu 3 : 2. W takim samym stosunku
będą też zawsze masy magnezu i tlenu w każdej dowolnej ilości tlenku magnezu.
• Prawo stosunków objętościowych można wyjaśnić w podobny sposób jak prawo
stałości składu, trzeba jedynie uwzględnić zachowanie
się cząsteczek (a w wypadku gazów
szlachetnych – atomów), gdy substancja jest w
stanie gazowym. Drobiny w gazach pozostają
w dużych odległościach od siebie i poruszają
się ruchem chaotycznym. Odległości między
nimi zależą od ciśnienia i temperatury gazu. W
tych samych warunkach ciśnienia i temperatury
średnie odległości między drobinami dowolnego
gazu będą takie same. W efekcie taka sama
liczba cząsteczek (lub atomów) jakiegokolwiek
gazu zajmie taką samą objętość.
Zależność tę przewidział włoski fizyk Amadeo
Avogadro już w 1811 r. Na jego cześć nazwano
ją prawem Avogadra.
85

REAKCJE CHEMICZNE
•
C 2 H 4 + 3 O 2
2 CO 2 + 2 H 2 O
C H 4
O
CO
H O
+ +
Można zauważyć, że stosunek objętości substratów i produktów tej reakcji, gdy są w postaci
gazów, jest taki sam jak stosunek odpowiednich współczynników stechiometrycznych
w równaniu reakcji.
Podstawą tworzenia wiedzy chemicznej, podobnie jak w wypadku pozostałych nauk
przyrodniczych, jest przede wszystkim gromadzenie danych doświadczalnych, które są
porządkowane i mogą być w odpowiednim momencie wykorzystane do sformułowania
wynikających z nich praw. Jednak prawa takie informują tylko o stwierdzonych doświadczalnie
zależnościach. Dopiero stworzenie teorii pozwala na wyjaśnienie przyczyn tych
zależności.
Teorie mogą służyć również do wyjaśniania znanych, powiązanych z nimi faktów oraz
do przewidywania nowych faktów, które następnie muszą być oczywiście potwierdzone
w sposób doświadczalny. Gdy okaże się, że odkrywane nowe fakty nie są zgodne z istniejącą
teorią, wskazuje to na konieczność jej zmodyfikowania bądź stworzenia nowej.
86

•
•
•
PODSUMOWANIE
PYTANIA I ZADANIA
1.
2.
3.
3
87

substancji.

ROZTWORY
18. Rodzaje mieszanin
i sposoby ich rozdzielania
Mieszaniny jednorodne i niejednorodne
Przypomnij sobie, co wiesz o mieszaninach i sposobach ich rozdzielania.
Materią nazywamy wszy st ko, co ma masę
i zajmuje określoną przestrzeń. Materia
składa się zatem z pierwiastków chemicznych,
które mogą występować w stanie
wolnym lub w postaci związków chemicznych.
W życiu codziennym bardzo
rzadko mamy do czynienia z czystymi
substancjami. Znacznie częściej spotykamy
mieszaniny pierwiastków, mieszaniny
związków chemicznych lub mieszaniny
pier wiastków i związków chemicznych.
substancje
proste
(pierwiastki
chemiczne)
MATERIA
MIESZANINY
substancje
chemiczne)
Mieszanina
Bardzo istotny jest fakt, że składniki mieszaniny zachowują swoje właściwości. Na
przykład sproszkowana siarka i opiłki żelaza mają swoje charakterystyczne właściwości
bez względu na to, czy występują w postaci czystej, czy są ze sobą zmieszane.
MIESZANINY
jednorodne
np. cukier rozpuszczony w wodzie,
powietrze, benzyna
niejednorodne
np. ziarnka piasku w wodzie,
114

Woda mineralna jest .
CO 2
rozpuszczony
w wodzie
na odpowiednie jony.
mieszanina
jednorodna
dwukrotnie
atmosferycznego
Po nalaniu wody gazowanej
do szklanki nadmiar tlenku
mieszanina niejednorodna.
podczas ogrzewania roztworu,
w wodzie maleje wraz ze
wzrostem temperatury.
nadmiar CO 2
atmosferyczne
mieszanina
niejednorodna

ROZTWORY
Na co dzień stykamy się z bardzo złożonymi mieszaninami, takimi jak mleko. Stanowi
ono układ wielo składnikowy, zawierający m.in. wodę, różne cukry, tłuszcze, białka,
witaminy, mikro elementy (pierwiastki występujące w ilościach śladowych, wchodzące
w skład m.in. enzymów). Innym przykładem jest ropa naftowa – mieszanina kilkunastu
tysięcy związków chemicznych.
Mieszaniny można rozdzielać na składniki dzięki różnym metodom fizycznym. Dobór metody
zależy od właściwości fizycznych składników wchodzących w skład danej mieszaniny.
•Metody rozdzielania mieszanin niejednorodnych
•Metody rozdzielania mieszanin niejednorodnych
Mieszanina,
w cieczy, np. sproszkowana
kreda
i woda.
polega
na przepuszczeniu
mieszaniny przez
Mieszanina,
magnes, np. siarka
Rozdzielanie
polega
przez magnes
Mieszanina,
w cieczy, np. sproszkowana
kreda
i woda.
Dekantacja polega
na oddzieleniu
niny przez zlanie
cieczy znad osadu
utworzonego przez
np. woda i olej.
Rozdzielanie
dzielacza polega
na zlaniu cieczy
W rozdzielaczu zostaje
ciecz o mniej-
116

18. Rodzaje mieszanin i sposoby ich rozdzielania
Krystalizacja jest procesem powstawania kryształów w roztworach. Ponieważ rozpuszczalność
większości soli maleje wraz ze spadkiem temperatury roztworu, krystalizację
można przeprowadzić przez jego schłodzenie.
CuSO 4
Krystalizacja siarczanu(VI) miedzi(II)
Opis: 3
puszczenia soli w wodzie. Zanurzcie w roztworze
Wnioski:
bagietka
nitka
H 2 O
+ CuSO 4
Szybszą metodą oddzielenia rozpuszczalnika od soli w jej roztworze wodnym jest odparowanie
wody. W taki sposób uzyskuje się z wody morskiej chlorek sodu, zawierający
także domieszki innych soli. Jeżeli chcielibyśmy z wody morskiej lub oceanicznej uzyskać
czystą „słodką” wodę, należałoby mieszaninę podgrzać, a następnie powstałą parę wodną
skroplić przez jej ochłodzenie. Taki proces nazywa się destylacją.
Zestaw do destylacji
termometr
nasadka
destylacyjna
kolba
destylacyjna
odbieralnik
grzejny
117

ROZTWORY
Destylacja może być także wykorzystana do rozdzielania mieszaniny dwóch lub więcej
cieczy różniących się wartościami temperatury wrzenia. Składniki mieszaniny kolejno
odparowują, a ich pary skraplają się w chłodnicy i ściekają do osobnych odbieralników.
Destylacja jest powszechnie stosowana w przemyśle, np. przy przeróbce ropy naftowej,
będącej mieszaniną wielu substancji. Destylacja pozwala również oddzielić alkohol etylowy,
otrzymywany w procesie fermentacji alkoholowej, od wody oraz innych składników
mieszaniny powstających w tym procesie, w tym toksycznego metanolu.
Chromatografia to kolejna powszechnie stosowana w laboratoriach metoda rozdzielania
mieszanin. Ma ona bardzo duże znaczenie w badaniu ich składu. W tej metodzie
składniki mieszaniny, przemieszczające się względem fazy nieruchomej, rozdzielają się
dzięki różnicom w oddziaływaniu między cząsteczkami poszczególnych składników
mieszaniny i fazą nieruchomą.
czarna
linia
aceton
Ekstrakcja polega na wymywaniu rozpuszczalnikiem
pożądanych składników z mieszaniny stałej
lub ciekłej. Składniki te otrzymuje się następnie
po odparowaniu rozpuszczalnika. Rozpuszczalnik
można skroplić i ponownie użyć go do ekstrakcji.
Przykładem ekstrakcji może być proces parzenia
kawy lub herbaty.
W przemyśle ekstrakcja jest stosowana np. podczas
otrzymywania tłuszczów. Proces ten polega
na wypłukiwaniu tłuszczów rozpuszczalnikami
organicznymi z uprzednio zmiażdżonych roślin.
Ekstrakcja jest także jedną z metod uzyskiwania
substancji leczniczych z roślin.
118

18. Rodzaje mieszanin i sposoby ich rozdzielania
Elektroforeza
studzienki, w których
umieszcza się roztwór DNA
DNA przemieszczające się
w polu elektrycznym
wybarwione prążki
powstałe z fragmentów DNA
blok żelu agarozowego
roztwór elektrolitu
zdjęcie bloku agarozowego
z widocznymi prążkami DNA
PODSUMOWANIE
Mieszanina
Mieszaniny jednorodne (homo
mie
szaninach
-
.
Rozdzielanie mieszanin
PYTANIA I ZADANIA
1.
a) b)
soli kuchennej w wodzie.
3.
a) b) c) destylacji.
119

ROZTWORY
Rozpuszczanie
i dysocjacja elektrolityczna
Rozpuszczanie
Przypomnij sobie
czeniu w wodzie.
Rozpuszczanie danej substancji w wodzie lub innej cieczy (np. alkoholu, benzynie, acetonie,
heksanie) polega na wymieszaniu drobin, z których jest zbudowana ta substancja,
z drobinami rozpuszczalnika.
drobina wody
Po usunięciu rozpuszczalnika substancja rozpuszczona jest wciąż tą samą substancją.
Niektóre substancje bardzo dobrze rozpuszczają się w wodzie (np. cukier spożywczy),
a inne wykazują ograniczoną rozpuszczalność (np. siarczan(VI) wapnia) lub też nie rozpuszczają
się w ogóle (np. metale).
140

Podczas rozpuszczania substancji jonowej woda powoduje rozrywanie wiązań występujących
między kationami a anionami w sieci krystalicznej. Jony przechodzące do roztworu
są otaczane przez cząsteczki wody, które mają charakter dipoli i odpowiednim biegunem
elektrycznym przyciągają się z kationami oraz anionami.
Dysocjacja elektrolityczna
wody.
W literaturze można też znaleźć na ten proces określenie: dysocjacja jonowa.
Dysocjację elektrolityczną chlorku sodu można opisać schematem:
[ Na + Cl – H
]
2 O
Cl –
n n Na + + n
lub uproszczonym równaniem:
NaCl
H 2
O
Na + + Cl –
uwodniony anion
Cl – Na + H O
uwodniony kation
Schemat dysocjacji chlorku sodu
Dysocjacji elektrolitycznej ulega także wiele związków, w których cząsteczkach są wiązania
kowalencyjne (atomowe) spolaryzowane.
141

ROZTWORY
•
Para elektronowa
kowalencyjne
spolaryzowane
wodoru i chloru
chloru – pierwiastka
bardziej
elektroujemnego.
Podczas rozpuszczania
chlorowodoru w wodzie
biegunami dodatnimi.
atomu chloru
pary elektronowej do atomu
chloru, a w konsekwencji
+ i Cl – .
O obecności jonów (kationów i anionów) w roztworze soli można się przekonać dzięki
przeprowadzeniu następującego doświadczenia.
CuCl
Opis: Przygotujcie dwie
3 . W zlewkach
-
CuCl 2
.
+ –
Wnioski:
w tym roztworze.
Przepływ prądu elektrycznego przez przewodniki metalowe oraz grafit polega na przemieszczaniu
się znajdujących się w nich swobodnych elektronów. Natomiast przepływ
prą du przez roztwór zawierający jony ma całkiem inny mechanizm. Chlorek miedzi(II)
dysocjuje na jony Cu 2+ i Cl – . Jony Cu 2+ po zetknięciu się z elektrodą połączoną z ujemnym
biegunem źródła prądu, na której jest nadmiar elektronów, pobierają z niej elektrony
142

i przechodzą w atomy miedzi. Na ujemnej elektrodzie obserwujemy zatem osadzanie się
metalicznej miedzi. Z kolei jony Cl – po zetknięciu się z drugą elektrodą, połączoną
z dodatnim biegunem źródła prądu, oddają elektrony i przechodzą w atomy chloru.
Dlatego na dodatniej elektrodzie wydziela się gazowy chlor.
Opisany proces nazywa się elektrolizą. Elektroliza może przebiegać nie tylko w roztworach
zawierających jony, ale również w stopionych substancjach jonowych.
stopiony NaCl O
Na + Cl –
Elektroliza to metoda przemysłowego otrzymywania wielu różnych pierwiastków (wodoru,
chloru, miedzi, glinu itp.) ze związków chemicznych. Metodą elektrolityczną
można otrzymać np. glin. Tlenek glinu dysocjuje na jony Al 3+ i O 2– po rozpuszczeniu
w stopionej soli o nazwie kriolit. Oprócz czystego glinu w tej reakcji wydziela się tlen,
reagujący z elektrodą węglową i tworzący tlenek węgla(IV).
Gdy zapisuje się równanie procesu dysocjacji elektrolitycznej, należy pamiętać o tym,
aby łączna liczba ładunków dodatnich i ujemnych była równa zero.
Na przykład w równaniu dysocjacji:
Al 2 (SO 4 ) 3 2 Al 3+ + 3 SO 4
2–
2 jony Al 3+ mają łącznie 6 ładunków dodatnich, a 3 jony SO 4 2– mają 6 ładunków ujemnych,
co w sumie daje zero.
Substancje, które po rozpuszczeniu w wodzie ulegają dysocjacji, a ich roztwory przewodzą
prąd elektryczny, nazywamy elektrolitami. Nie wszystkie elektrolity w takim samym
stopniu dysocjują na jony i dlatego substancje te dzielimy na mocne i słabe, w zależności
od tego, jak wiele z początkowej liczby ich cząsteczek rozpada się na jony. Elektrolitami
są też substancje, które przewodzą prąd po stopieniu.
143

ROZTWORY
W celu porównania, jak różne substancje w roztworach o podobnym stężeniu dysocjują
na jony, posługujemy się wiel kością zwaną stopniem dysocjacji.
144
=
= c z
c m
Przyjmujemy, że stopień dysocjacji rozpuszczalnych w wodzie związków o budowie jonowej,
takich jak sole, jest równy 100%, gdyż w ich roztworze będą zawarte tylko jony.
W wypadku kwasu, który ma w cząsteczce jeden atom wodoru, stężenie cząsteczek zdysocjowanych
jest równa stężeniu jonów H + . Możemy skorzystać z pojęcia mola, by stężenia
jonów H + i niezdysocjowanych cząsteczek zastąpić odpowiednimi stężeniami molowymi.
= [H+ ]
c m
gdzie: [H + ] – stężenie molowe jonów H + , c m – całkowite stężenie molowe kwasu.
Stopień dysocjacji można wyrażać w postaci ułamka bądź w procentach. Jeśli dana
substancja jest całkowicie lub prawie całkowicie zdysocjowana na jony, to wartość jest
równa lub bliska 100%, a substancję zaliczamy do mocnych elektrolitów. Przyjęto, że
substancje są słabymi elektrolitami, gdy < 5%. Wartość stopnia dysocjacji zależy od
temperatury, a w wypadku słabych elektrolitów – również od ich stężenia.
Obliczmy stopień dysocjacji kwasu octowego, którego stężenie molowe wynosi 0,1 mol/dm 3 ,
a stężenie H + równa się 0,001 mol/dm 3 .
Podstawiamy powyższe dane do wzoru i otrzymujemy:
+
[ H ] 0,
001 mol/dm
α= = = 001 ,
c
3
01 , mol/dm
m
3
Gdy zamienimy ułamek na procenty (0,01 · 100%), to = 1%. Kwas octowy jest zatem
słabym elektrolitem.
Stopień dysocjacji kwasu octowego o stężeniu molowym 0,1 mol/dm 3 wynosi 1%.
Obliczmy stężenie molowe niezdysocjowanych cząsteczek w roztworze kwasu octowego
o stężeniu 0,5 mol/dm 3 , jeśli wiadomo, że stopień dysocjacji tego kwasu wynosi 0,88%.
Najpierw obliczamy stężenie molowe cząsteczek zdysocjowanych (c z ):
c z = · c m = 0,0088 · 0,5 mol/dm 3 = 0,0044 mol/dm 3
Następnie obliczamy stężenie molowe cząsteczek niezdysocjowanych (c nz ):
c nz = c m – c z = 0,5 mol/dm 3 – 0,0044 mol/dm 3 = 0,4956 mol/dm 3
Stężenie molowe cząsteczek niezdysocjowanych wynosi 0,4956 mol/dm 3 .

autodysocjacji
H 2 O H + + OH –
W 1 dm 3 -
H + – .
PODSUMOWANIE
Dysocjacja
elektrolityczna to rozpad substancji na jony w wyniku jej rozpuszczania
w wodzie.
-
chemiczne.
-
α= [ H+ ]
c m
Elektrolitymocne, gdy
PYTANIA I ZADANIA
1. -
-
4 , FeCl 3 i Na 3 PO 4 .
3. -
4. 3 jego
145

TABELE
ROZTWORY
Nazwa
pierwiastka
Symbol
pierwiastka
Liczba
masowa
procentowa izotopu
siarka 16 S
żelazo 26 Fe
wodór 1 H 1 99,99
2 0,01
węgiel 6 C 12 98,93
13 1,07
tlen 8 O 17 0,038
16 99,757
18 0,205
sód 11Na 23 100,00
krzem 14 Si 29 4,69
28 92,22
30 3,09
33 0,75
34 4,25
32 94,99
36 0,01
chlor 17 Cl 35 75,76
37 24,24
argon 18 Ar 38 0,06
36 0,34
40 99,60
potas 19 K 40 0,01
39 93,26
41 6,73
56 91,75
57 2,12
54 5,85
58 0,28
miedź 29 Cu 63 69,15
65 30,85
cyna 50 Sn 117 7,68
118 24,22
112 0,97
114 0,66
115 0,34
116 14,54
119 8,59
120 32,58
122 4,63
124 5,79
uran 92 U 235 0,72
234 0,01
238 99,27
150

metale
niemetale
GRAFICZNE PRZEDSTAWIENIE ZMIAN PROMIENIA ATOMU
PIERWIASTKA W GRUPACH I OKRESACH
151

TABELE
ROZTWORY
250
240
230
220
210
200
AgNO₃ azotan(V) srebra(I)
C₁₂H₂₂O₁₁ sacharoza
Rozpuszczalność, g / 100 g wody
190
180
170
160
150
140
130
120
110
100
KI jodek potasu
NaNO₃ azotan(V) sodu
KNO₃ azotan(V) potasu
Pb(NO₃)₂ azotan(V) ołowiu(II)
KBr bromek potasu
90
80
70
NH₄Cl chlorek amonu
60
50
KCl chlorek potasu
40
NaCl chlorek sodu
30
20
10
CuSO₄ siarczan(VI) miedzi(II)
KClO₃ chloran(V) potasu
KClO₄ chloran(VII) potasu
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100
Temperatura, °C
152

400
0,2
8
7
tlenek węgla(IV)
wodór
300
0,15
6
azot i tlen
sposób
korzystania
z wykresu
Rozpuszczalność, mg / 100 g wody
200
0,1
5
4
3
tlen
wodór
100
0,05 2
azot
tlenek węgla(IV)
1
0
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90
100
Temperatura, °C
153

CHEMIA
HCl
REAKCJE CHEMICZNE
13.
Bardzo ważnym etapem w rozwoju współczesnej chemii było sformułowanie na przełomie
wieków XVIII i XIX praw odnoszących się do ilościowych zależności występujących
podczas przebiegu reakcji chemicznych.
Badania, które prowadzili w drugiej połowie XVIII w. niezależnie rosyjski uczony Michaił
Łomonosow i francuski chemik Antoine Lavoisier [ętuan lawuazje], doprowadziły do
sformułowania pierwszego z tych praw, zwanego prawem zachowania masy.
Prawo zachowania masy można bardzo łatwo sprawdzić podczas przeprowadzania dowolnej
reakcji – wystarczy zważyć wszystkie substraty i produkty.
1
rozc. HCl Zn
2
18. Rodzaje mieszanin i sposoby ich rozdzielania
Krystalizacja jest procesem powstawania kryształów w roztworach. Ponieważ rozpuszczalność
większości soli maleje wraz ze spadkiem temperatury roztworu, krystalizację
można przeprowadzić przez jego schłodzenie.
Krystalizacja siarczanu(VI) miedzi(II)
Opis: 3
CuSO 4 bagietka
puszczenia soli w wodzie. Zanurzcie w roztworze
nitka
H 2 O
+ CuSO 4
Szybszą metodą oddzielenia rozpuszczalnika od soli w jej roztworze wodnym jest odparowanie
wody. W taki sposób uzyskuje się z wody morskiej chlorek sodu, zawierający
także domieszki innych soli. Jeżeli chcielibyśmy z wody morskiej lub oceanicznej uzyskać
czystą „słodką” wodę, należałoby parę wodną skroplić przez jej ochłodzenie. Taki proces
nazywa się destylacją.
Zestaw do destylacji
termometr
nasadka
destylacyjna
destylacyjna
kolba
odbieralnik
grzejny
Obliczmy, ile gramów wody można odparować z 300 g roztworu siarczanu(VI) miedzi(II)
o stężeniu 4%, aby po ochłodzeniu do temperatury 20°C z zatężonego roztworu nie zaczęły
wydzielać się kryształy tej soli. Przyjmijmy, że rozpuszczalność CuSO 4 w temperaturze 20°C
wynosi 20 g / 100 g wody.
Obliczamy ilość CuSO 4 zawartą w wyjściowym roztworze:
cp mr g
ms
= ⋅ 4%
= ⋅ 300
= 12 g
100%
100%
Obliczamy ilość wody zawartej w roztworze nasyconym CuSO 4 w temperaturze 20°C, jeśli
jest w nim 12 g tej soli:
jest zawarte
w 100 g wody
20 g CuSO 4
jest zawarte
w x g wody
12 g CuSO 4 , więc x 60 g
Obliczamy ilość wody w wyjściowym roztworze: 300 g – 12 g 288 g
Obliczamy ilość wody, którą można odparować: 288 g – 60 g 228 g
Można odparować 228 g wody.
Do 100 g roztworu soli kuchennej o stężeniu 10% wprowadzono dodatkowo 10 g tej soli.
Obliczmy stężenie procentowe otrzymanego roztworu.
Obliczamy masę substancji w wyjściowym roztworze:
cp1 mr1 g
ms1
= ⋅ 10%
⋅100
= = 10 g
100%
100%
Obliczamy masę substancji rozpuszczonej oraz masę roztworu po dodaniu 10 g soli:
ms 2 ms 1 + 10 g 10 g + 10 g 20 g
mr 2 mr 1 + 10 g 100 g + 10 g 110 g
Obliczamy stężenie procentowe otrzymanego roztworu:
20 g
c p 2 = ⋅ 100% = 18, 18% ≈18, 2%
110 g
Stężenie procentowe otrzymanego roztworu wynosi 18,2%.
Obliczmy, ile wody należy odparować ze 100 cm 3 roztworu chlorku sodu o stężeniu
2 mol/dm 3 , aby stężenie zwiększyło się do 2,5 mol/dm 3 .
Obliczamy ilość substancji w roztworze:
n c m1 · V r1 = 2 mol/dm 3 · 0,1 dm 3 = 0,2 mol
Obliczamy objętość roztworu po odparowaniu wody:
n 02 , mol
3
Vr
2 008 , dm
c
3
m2 25 , mol/dm
Obliczamy ilość wody, którą należało odparować:
V H2 O = V r1 – V r2 = 0,1 dm3 – 0,08 dm 3 = 0,02 dm 3
Należy odparować 20 cm 3 wody.
82
117
135
Zagadnienia omawiane
[Cu(NH
3) 4] 2+
mi
2 ]
2 ]
2 ] 2+ 2 ] 2+
PODSUMOWANIE
PYTANIA I ZADANIA
1.
2.
3.
ROZTWORY
ROZTWORY
RODZAJE MIESZANIN
rozmiary mniejsze od
– ciecz
rozproszona w cieczy
MIESZANINY
charakterystyczny jest dla
– gaz rozproszony
– ciecz rozpro szona
w gazie
METODY ROZDZIELANIA MIESZANIN
krystalizacja
odparowanie
destylacja
ekstrakcja
dekantacja
sedymentacja
ROZTWORY
sedymentacji.
dekantacji.
destylacji.
rozpuszczenia cukru w wodzie.
rozpuszczenia soli kuchennej w wodzie.
NH 4 3 .
3 .
3 3 .
3 COONa.
73
146
148
Test
wsip.pl
sklep.wsip.pl
infolinia: 801 220 555