materiały dydaktyczne do zajęć wyrównawczych z chemii dla
Post on 11-Jan-2017
246 Views
Preview:
TRANSCRIPT
Projekt „Inżynieria materiałowa – inżynieria przyszłości” współfinansowany ze środków Unii Europejskiej w ramach Europejskiego Funduszu Społecznego
Publikacja dystrybuowana bezpłatnie
Materiały dydaktyczne do zajęć
wyrównawczych z chemii dla kierunku
Inżynieria Materiałowa
Autor:
Maria Kurańska
2
Spis treści
1. Substancje chemiczne i ich przemiany...............…………..……......…..………3
1.1. Budowa atomu………………………………….…………….. ….....…….…...3
1.2. Elektrony w atomach i cząsteczkach…………………….…......…....…..……..4
1.3. Konfiguracja elektronowa atomu………………………….......……..........…...5
1.4. Reakcje chemiczne i towarzyszące im zjawiska………………….…........……8
2. Układ okresowy pierwiastków………………………………..…........…….…..9
3. Rodzaje wiązań chemicznych………………………………….…….….…..…10
4. Podstawy obliczeń chemicznych……………………………….…….….…....12
4.1. Pojęcia związane z ilościową interpretacją substancji……………..…....…….12
4.2. Ilościowa interpretacja przebiegu reakcji chemicznej…………………......….14
5. Roztwory……………………………………………………………........................20
5.1. Stężenia procentowe i stężenia molowe roztworów…………………...….….20
5.2. Przeliczanie stężeń………………………………………………...……….….23
5.3. Rozpuszczalność substancji………………………………………..…….……25
6. Reakcje w roztworach wodnych ......................................................................28
6.1. Stopień dysocjacji………………………………………...…………..….……28
6.2. Stała dysocjacji …………………………………………………….…….…...30
6.3. Prawo rozcieńczeń Ostwalda…………………………………….….….….….32
6.4. Odczyn roztworu – skala pH ……………………………………….....……....33
7. Reakcje utleniania – redukcji………………………………………....…...….35
7.1. Obliczanie stopni utlenienia…………………………………..…...….……….35
7.2. Bilans elektronowy………………………………………...………..….……..38
8. Procesy zachodzące z przepływem prądu………………...……….....… …42
8.1. Samorzutność procesów redoks…………………………………............……42
8.2. Ogniwa…………………………………………………….......…….....……..44
9. Węglowodory………………………………………………………...….....….…..46
9.1. Węglowodory nasycone…………………………………………….…...…….46
9.2. Węglowodory nienasycone…………………………………...……….........….47
9.3. Izomeria………………………………………………………….....….….…..47
9.4. Nazewnictwo węglowodorów i ich chlorowcopochodnych……...…...…....…49
9.5. Węglowodory aromatyczne………………………………………….....…..…51
9.6. Jednofunkcyjne pochodne węglowodorów…………………….....……......…51
10. Odpowiedzi ……………………………………………………….….....…....……57
3
1. Substancje chemiczne i ich przemiany
Reakcja chemiczna – jest to proces w wyniku którego z jednej lub kilku substancji
powstają inne o odmiennych właściwościach.
Zjawisko fizyczne – jest to proces w którym substancje zmieniają tylko jedną lub kilka
właściwości fizycznych, ale rodzaj substancji nie ulega zmianie.
Substancje chemiczne
substancje czyste
mieszaniny substancji
proste
czyli pierwiastek w
stanie wolnym, jest
zbiorem molekuł,
które składają się z
atomów tego samego
rodzaju
związki chemiczne
zbiór molekuł
(cząsteczek), które
są zbudowane z
różnych
pierwiastków
mieszaniny
homogeniczne
mieszaniny
których składu nie
jesteśmy w stanie
odróżnić
mieszaniny
heterogeniczne
w zależności od stopnia
rozdrobnienia możemy
rozróżnić składniki
gołym okiem lub pod
mikroskopem
1.1. Budowa atomu
Budowa atomu
Nukleony
skupione w jądrze
Sumę protonów i neutronów
w jądrze określa liczba masowa A.
Elektrony
znajdujące się
w przestrzeni
poza jądrem- o
ładunku
elektrycznym -1
i masie równej
1/1840 u
Fotony
cząstki nie
posiadające
ładunku ani
masy. Są to
kwanty
promieniowania
elektromagnety-
cznego
Neutrina cząstki bez
ładunku
elektrycznego,
o masie
mniejszej niż
masa elektronu,
towarzyszą
przemianie
neutonu
w proton
i elektron
protony
cząstki o ładunku
elektrycznym +1
i masie równej
atomowej
jednostce masy
(1u).
Liczbę protonów
w jądrze
atomowym
określa liczba
atomowa Z
neutrony
cząstki obojętne
elektrycznie, o
masie zbliżonej
do masy protonu
(1u)
4
1.2. Elektrony w atomach i cząsteczkach
Zachowanie się elektronów w atomach i cząsteczkach rozpatrujemy w oparciu a zasady
mechaniki kwantowej. Podstawą mechaniki kwantowej jest przyjęcie dualistycznego
charakteru elektronów. Teorię taką wysunął de Broglie stwierdzając, że elektrony posiadają
cechy zarówno cząstek jak i fal elektromagnetycznych. Nie jest możliwe jednoczesne
dokładne wyznaczenie położenia i pędu elektronu. Jest to treścią zasady nieoznaczoności
Heisenberga. Można rozpatrywać prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w danym
miejscu.
Orbital atomowy – matematyczna funkcja falowa Ψ, opisująca stan elektronu w atomie.
Własnością tej funkcji jest to, iż kwadrat jej bezwzględnej wartości podaje
prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w danym elemencie objętości wokół jądra.
Poszczególne orbitale odpowiadają odpowiednim stanom energetycznym elektronów w
atomie. Energia elektronu w otoczeniu jądra atomowego jest skwantowana, oznacza to,
że elektrony nie mogą przyjmować dowolnie wybranej energii.
Orbital s odpowiada najniższemu poziomowi energetycznemu, wyższemu poziomowi
odpowiada orbital p, natomiast orbital d i f stanowią najwyższe stany energetyczne.
Stan kwantowy elektronu opisuje się za pomocą czterech liczb kwantowych
główna liczba kwantowa – n – określa energię elektronu. Możliwe wartości: 1,2,3…
Powłoka elektronowa – stany kwantowe o takiej samej wartości głównej liczby
kwantowej. Powłoki oznaczamy: K, L, M, N, O, P, Q.
poboczna (orbitalna) liczba kwantowa – l- rozróżnia stany energetyczne elektronów w
tej samej powłoce i decyduje o kształcie orbitalu. Możliwe wartości: 0≤ l ≤ (n-1).
Podpowłoka elektronowa (orbital) - stany kwantowe o takiej samej wartości głównej
liczby kwantowej i tej samej wartości pobocznej liczby kwantowej l.
magnetyczna liczba kwantowa – m - określa liczbę poziomów orbitalnych, które są
związane z ułożeniem orbitali w przestrzeni. Możliwe wartości: l ≤ m ≤ l
magnetyczna spinowa liczba kwantowa – ms- jest związana z momentem pędu
elektronu obracającego się wokół własnej osi. Możliwe wartości .
Zakaz Pauliego – w atomie nie mogą istnieć 2 elektrony, które mają taki sam stan
kwantowy (tzn. muszą różnić się przynajmniej jedną z przypisanych im liczb
kwantowych (n, l, m, ms).
5
Lic
zba s
tan
ów
kw
an
tow
ych
Podpowłoka n l m ms
Liczba e-
w podpowłoce
Liczba e-
w powłoce Powłoka
1s 1 0 0
1/2
2 2 K 1 0 0 -
1/2
2s 2 0 0
1/2
2
8 L
2 0 0 - 1/2
2p
2 1 -1 1/2
6
2 1 -1 - 1/2
2 1 0 1/2
2 1 0 - 1/2
2 1 1 1/2
2 1 1 - 1/2
3s 3 0 0
1/2
2
18 M
3 0 0 - 1/2
3p
3 1 -1 1/2
6
3 1 -1 - 1/2
3 1 0 1/2
3 1 0 - 1/2
3 1 1 - 1/2
3 1 1 1/2
3d
3 2 -2 - 1/2
10
3 2 -2 1/2
3 2 -1 - 1/2
3 2 -1 1/2
3 2 0 - 1/2
3 2 0 1/2
3 2 1 - 1/2
3 2 1 - 1/2
3 2 2 1/2
3 2 2 - 1/2
1.3. Konfiguracja elektronowa atomu
Aby przypisać orbitalom poszczególne elektrony należy uwzględnić dwa
warunki:
elektrony w stanie stacjonarnym rozmieszczone są w podpowłokach i powłokach
rozpoczynając od najniżej energetycznych
atom w stanie podstawowym ma jak największą liczbę elektronów niesparowanych –
reguła Hunda
6
Kolejność zajmowania przez elektrony kolejnych podpowłok
Zgodnie ze schematem najpierw jest zajmowany poziom energetyczny 1s,
następnie 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p itd. w zależności od liczby elektronów w atomie.
Zapis konfiguracji elektronowej atomu
stosujemy literowe symbole orbitali, przed literą umieszczamy liczbę równą głównej
liczbie kwantowej
w prawym górnym rogu nad literą umieszczamy liczbę elektronów opisaną danym
orbitalem
jeżeli występują powłoki całkowicie zapełnione elektronami , możemy je zapisać w
postaci gazu szlachetnego którego symbol umieszczamy w nawiasie kwadratowym, po
którym piszemy pozostałe orbitale z podaniem symbolu oraz ilości elektronów
Przykład 1.1
Konfiguracja elektronowa atomu tlenu
7
Graficzny sposób przedstawiania orbitali:
Podpowłoka Liczba orbitali Zapis graficzny
s 1
s
p 3
p
d 5
d
f 7
f
Elektrony w zapisie graficznym są oznaczane strzałkami
- elektron niesparowany
- elektrony sparowane
Przykład 1.2
Konfiguracja elektronowa atomu wapnia
a) zapis symboliczny
b) zapis graficzny
1s 2s 2p 3s 3p 4s
Zadanie1.1
Zapisz symbolicznie konfigurację elektronową atomu azotu, argonu, miedzi oraz chromu.
8
Zadanie 1.2
Zapisz konfigurację elektronową (zapis symboliczny oraz graficzny) dla atomu wodoru,
węgla oraz cynku.
1.4. Reakcje chemiczne i towarzyszące im zjawiska
Reakcje egzoenergetyczne – reakcje przebiegające z przekazywaniem energii z układu do
otoczenia.
Reakcje endoenergetyczne – reakcje przebiegające z przekazywaniem energii z otocznia do
układu.
Energia aktywacji – jest to minimalna energia, którą muszą posiadać substraty aby mogła
zajść reakcja chemiczna. Substancje, które obniżają energię aktywacji nazywamy
katalizatorami, natomiast reakcje w których biorą udział katalizatory nazywamy reakcjami
katalitycznymi.
Prawo zachowania masy – łączna masa substratów danej reakcji chemicznej jest zawsze
równa łącznej masie produktów, które zostały otrzymane w wyniku tej reakcji.
TYPY REAKCJI CHEMICZNYCH
Reacja analizy
(rozkładu)
z jednej substancji
wyjściowej
powstają dwie lub
więcej nowych
substancji
AB -> A + B 2 HgO -> 2Hg + O2
Reakcje syntezy
(łączenia)
z dwu lub większej
liczby substratów
powstaje jeden
produkt
A + B -> AB 2Ag + S -> Ag2S
Reakcja
wymiany
pojedynczej
następuje wymiana
składników między
substratami. Jeden
z substratów jest
substancją prostą
A+BC-> AC + B Fe + CuSO4-> FeSO4
Reakcja
wymiany
podwójnej
następuje
wzajemna
wymiana
skąłdników
AB + CD -> AD + CB 2HCl + FeS -> H2S + FeCl2
9
2. Układ okresowy pierwiastków
Budowa atomów jest podstawą klasyfikacji pierwiastków we współczesnym układzie
okresowym, a liczba atomowa wyznacza liczbę porządkową w tym układzie.
Prawo okresowości – właściwości pierwiastków chemicznych uporządkowanych zgodnie
ze wzrastającymi liczbami atomowymi powtarzają się okresowo.
Współczesny układ okresowy dzielimy na bloki: s, p, d, f.
Podstawę podziału stanowi konfiguracja elektronowa pierwiastków.
Blok s – pierwiastki grupy 1 i 2. Atomy tych pierwiastków posiadają w zewnętrznej powłoce
elektronowej n tylko jeden orbital s zapełniony jednym (s1) lub dwoma elektronami (s
2).
Blok p – pierwiastki grupy od 13 do 18. Zewnętrzna powłoka elektronowa n atomów tych
pierwiastków składa się z dwóch orbitali: zapełnionego orbitalu s (s2) i orbitalu p,
zawierającego od 1 do 6 elektronów(p1-p
6).
Blok d – pierwiastki grup od 3 do 12. Atomy tych pierwiastków posiadają w zewnętrznej
powłoce elektronowej n jeden orbital s zajęty przez 1 lub 2 elektrony. Pozostałe elektrony
uzupełniają wewnętrzną (n – 1) podpowłokę d, która może mieć od 1 do 10 elektronów
(d1 – d
10).
Blok f – lantanowce i aktynowce. Atomy tych pierwiastków posiadają zapełnione powłoki
zewnętrzne i kolejne elektrony umieszczone są na wewnętrznej (n-2) podpowłoce f (f1-f
14).
Okresy – poziome szeregi układu okresowego. Okresy zawierają pierwiastki, których atomy
mają tę samą liczbę powłok elektronowych i których właściwości zmieniają się stopniowo od
metalicznych do niemetalicznych. Zabudowa powłok elektronowych każdego okresu ( z
wyjątkiem pierwszego) kończy się ośmioma elektronami na orbitalach s i p – reguła oktetu.
Grupy – pionowe kolumny układu okresowego. Obejmuje pierwiastki których atomy mają
identyczną konfigurację zewnętrznych powłok elektronowych, co decyduje o zbliżonych
właściwościach.
Zależność między położeniem pierwiastka w układzie okresowym a budową jego atomu:
Liczba powłok elektronowych w atomie jest równa numerowi okresu
Liczba elektronów walencyjnych w atomie jest równa numerowi grupy. Dla grup od
13 do 18 – numer grupy pomniejszamy o 10.
10
Zależność między położeniem pierwiastka w układzie okresowym a charakterem chemicznym
pierwiastków:
3. Rodzaje wiązań chemicznych
Zgodnie z teorią wiązań chemicznych (Walter Kossel, Gilbert Newton Lewis, 1916 r.),
reagujące atomy dążą do uzupełnienia walencyjnej powłoki elektronowej lub jej
zredukowania do konfiguracji elektronowej najbliższego helowca. Pierwiastki grupy 18 mają
na powłoce walencyjnej 8 elektronów – oktet elektronowy lub jak w przypadku helu dwa
elektrony – dublet elektronowy. Sposób w jaki elektrony przyjmują lub oddają elektrony
walencyjne zależy od elektroujemności danego pierwiastka.
Elektroujemność - jest miarą zdolności przyciągania elektronów przez atom danego
pierwiastka. Niska elektroujemność cechuje pierwiastki metaliczne, natomiast wysoka –
niemetale.
Różnica elektroujemności ma wpływ na rodzaj wiązania.
RODZAJE ODDZIAŁYWAŃ
Wiązania chemiczne
kowalencyjne niespolaryzowane
atomy niemetali tworzą wiązanie, np. O2.
Grupa Okres
1 2 13 14 15 16 17
1
2
3
4
5
6
11
duża elektroujemność atomów
wiązania w cząsteczkach tego samego atomu niemetalu o wysokiej i
jednakowej elektroujemności.
brak różnicy elektroujemności atomów
Atomy pierwiastków chcąc uzyskać konfigurację gazu szlachetnego uwspólniają jedną, dwie
lub trzy pary elektronowe tworząc odpowiednio wiązanie pojedyncze, podwójne lub potrójne.
Wspólna para elektronowa to chmura ładunku, która jest rozmieszczona symetrycznie
w przestrzeni pomiędzy jądrami atomowymi pierwiastków tworzących cząsteczkę.
kowalencyjne spolaryzowane
atomy niemetali tworzą wiązanie, np. NH3.
duża elektroujemność atomów
mała różnica w elektroujemności atomów
Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane tworzą atomy niemetali o zbliżonej, ale nie takiej
samej elektroujemności. Wspólna para elektronowa w tym przypadku jest rozmieszczona
niesymetrycznie pomiędzy jądrami atomów – bliżej atomu o wyższej elektroujemności.
Skutkiem tego jest polarna budowa cząsteczki, która staje się dipolem i posiada dwa bieguny:
dodatni w okolicy atomu o niższej elektroujemności i ujemny w okolicy atomu o wyższej
elektroujemności.
koordynacyjne
atomy niemetali tworzą wiązanie, np. HNO3.
duża elektroujemność atomów
mała różnica elektroujemności atomów
Wiązanie koordynacyjne zwane również donorowo akceptorowym jest szczególnym
przypadkiem wiązania kowalencyjnego. Wiązanie to powstaje wówczas gdy dwa elektrony
tworzące wspólną parę elektronową pochodzą od jednego atomu, tzw. donora. Atom
posiadający lukę elektronową tzw. akceptor uzupełnia powłokę elektronami pochodzącymi od
donora.
jonowe
wiązania pomiędzy atomami metali i niemetali, np. NaCl
duża i niska elektroujemność atomów
duża różnica elektroujemności (przynajmniej 1,7 w skali Paulinga)
Atomy pierwiastka o bardzo małej elektroujemności (elektrododatniego) oddają elektrony
walencyjne atomom o dużej elektroujemności. W tym przypadku atomy przyjmują
konfigurację najbliższego w układzie okresowym helowca przez oddanie lub przyjęcie
12
elektronów. Jony, które powstają przyciągają się siłami elektrostatycznymi (wiązania
jonowe) tworząc uporządkowaną strukturę (sieć krystaliczną) w której nie ma cząsteczek.
metaliczne
metale oraz stopy metali
wiązanie pomiędzy kationami metali a zdelokalizowanymi elektronami tzw.
Gaz elektronowy
W sieci krystalicznej zręby atomowe metali są stosunkowo luźno związane z elektronami
walencyjnymi tworzącymi gaz elektronowy. Elektrony poruszają się pomiędzy dodatnimi
elementami sieci i równoważą sumaryczny dodatni ładunek kationów. W wyniku tego metal
jako całość jest elektrycznie obojętny. Wiązanie metaliczne nie jest ukierunkowane.
Swobodne elektrony powodują wysokie przewodnictwo elektryczne i cieplne metali
kowalność oraz inne charakterystyczne właściwości.
Oddziaływania międzycząsteczkowe
wiązania wodorowe
oddziaływanie pomiędzy cząsteczkami związków zawierających atomy
wodoru połączone z atomami o dużej elektroujemności i mającymi wolne pary
elektronowe. Atomy, które biorą udział w wiązaniu wodorowym mogą
znajdować się w dwóch częściach tej samej cząsteczki lub pochodzić od
innych cząsteczek. Wiązanie wodorowe ma duże znaczenie na właściwości
związku. Prowadzi do łączenia się cząsteczek w większe zespoły tzw. asocjacji
powodując zmianę takich parametrów jak: rozpuszczalność, temperatura
wrzenia, temperatura topnienia, gęstość.
siły van der Waalsa
słabe oddziaływania krótkiego zasięgu pomiędzy niepolarnymi cząsteczkami
4. Podstawy obliczeń chemicznych
4.1. Pojęcia związane z ilościową interpretacją substancji
Masa atomowa masa pojedynczego atomu wyrażona w unitach (u)
Średnia masa atomowa uwzględnia różne odmiany izotopowe tego
samego pierwiastka.
13
Masa cząsteczkowa masa pojedynczej cząsteczki wyrażona w unitach
Mol jednostka liczności materii jest ilością substancji, która zawiera tyle
atomów, cząsteczek, elektronów itp. Ile atomów zawartych jest
w 0,012 kg węgla .
Masa molowa jest równa liczbowo masom atomowym, lecz jest wyrażona
w gramach.
Liczba Avogadra określa liczbę atomów cząsteczek jonów itp. zawartych w jednym
molu. Jest oznaczana jako NA i wynosi 6,02·1023
.
Liczba moli substancji to liczba atomów cząsteczek jonów itp. podzielona przez liczbę
Avogadra.
n - liczba moli,
N – liczba cząsteczek, elektronów, jonów, atomów itp.
NA – liczba Avogadra
Objętość molowa gazów objętość gazu odmierzonego w warunkach normalnych
zawierającego 1 mol cząsteczek lub atomów. Objętość molowa
gazów w warunkach normalnych wynosi 22,4 dm3.
Objętość 22,4 dm3 dowolnego gazu zawiera w warunkach
normalnych 6,02·1023
cząsteczek ( w przypadku gazów
szlachetnych – atomów).
Warunki normalne
Temperatura – 273 K (0°C)
Ciśnienie – 1013 hPa
Liczba moli gazu to objętość gazu podzielona przez jego objętość molową
(w warunkach normalnych – 22,4 dm3)
N – liczba moli,
V – objętość gazu
Vmol – objętość molowa gazu.
14
Objętość gazu w dowolnych warunkach ciśnienia i temperatury obliczamy korzystając
z równania Clapeyrona:
p – ciśnienie gazu (Pa)
V – objętość gazu (m3)
n – liczba moli gazu (mol)
T – temperatura gazu (K)
R – stała gazowa ( 8,31 J/mol · K )
4.2. Ilościowa interpretacja przebiegu reakcji chemicznej
Równanie otrzymywania chlorowodoru można odczytać na kilka sposobów:
H2 + Cl2 → 2HCl
1 mol wodoru + 1 mol chloru → 2 mole
chlorowodoru
1 cząsteczka
dwuatomowa wodoru +
1 cząsteczka
dwuatomowa chloru →
2 cząsteczki
chlorowodoru
6,02·1023
cząsteczek wodoru +
6,02·1023
cząsteczek
chloru
→
2 · 6,02·1023
cząsteczek
chlorowodoru
22,4 dm3
wodoru +
22,4 dm3
chloru →
2 · 22,4 dm3
chlorowodoru
2 g
wodoru +
71 g
chloru →
73 g
chlorowodoru
2 u
wodoru +
71 u
chloru →
73 u
chlorowodoru
Przykład 4.1
Oblicz masę molową i cząsteczkową glukozy C6H12O6.
Rozwiązanie
Masa molowa:
6 · 12g + 12 · 1g + 6 · 16g = 180g
Masa cząsteczkowa:
15
6 · 12u + 12 · 1u + 6 · 16u = 180u
Odpowiedź : Masa molowa wynosi 180g, a masa cząsteczkowa 180u.
Przykład 4.2
Oblicz, ilu molom siarki odpowiada 15,05 · 1023
atomów.
Rozwiązanie
Dane:
N = 15,05 · 1023
atomów
NA=6,02 · 1023
atomów w molu
Szukane:
n=?
Korzystamy ze wzoru:
lub układamy proporcję:
15,05 · 1023
atomów odpowiada x molom siarki
6,02 · 1023
atomów odpowiada 1 molowi siarki
Odpowiedź: 15,05 · 1023
atomów siarki stanowi 2,5 mola.
Przykład 4.3
Oblicz, ile cząsteczek zawierają 4 mole wody.
16
Rozwiązanie
Dane:
NA = 6,02 · 1023
atomów w molu
n = 4 mole
Szukane:
N=?
korzystamy ze wzoru:
stąd N = NA · n
N= 4 mole · 6,02 · 1023
cząsteczek w molu = 24,08· 6,02 · 1023
cząsteczek
lub układamy proporcję:
4 mole zawierają x cząsteczek wody
1 mol zawiera 6,02 · 1023
cząsteczek wody
Odpowiedź: 4 mole wody zawierają .
Przykład 4.4
Oblicz, ile moli tlenu cząsteczkowego zawiera 48 g tego pierwiastka.
Rozwiązanie
Dane:
M=32 g/mol
m=48 g
17
Szukane:
n=?
korzystamy ze wzoru:
lub układamy proporcję:
x moli tlenu cząsteczkowego ma masę 48 g
1 mol tlenu cząsteczkowego ma masę 32 g
Odpowiedź: 48 g tlenu cząsteczkowego stanowi 1,50 mola.
Przykład 4.5
Oblicz liczbę
1) cząsteczek
2) atomów siarki
3) atomów tlenu
4) atomów wodoru
jaka jest zawarta w 3 molach kwasu siarkowego (VI)
Rozwiązanie
Dane:
n=3 mole
NA = 6,02 · 1023
atomów w molu
Szukane:
N=?
1) N = n · NA
N = 3 mole H2SO4 · 6,02 · 1023
cząsteczek/mol
N = 18,06 · 1023
cząsteczek H2SO4
18
2) 1 cząsteczka H2SO4 zawiera 1 atom siarki, z tego wynika, że liczba atomów siarki jest
równa liczbie cząsteczek H2SO4
3) 1 cząsteczka H2SO4 zawiera 4 atomy tlenu, z tego wynika, że liczba atomów tlenu jest
czterokrotnie większa niż liczba cząsteczek H2SO4.
N=4·18,06 · 1023
=72,24 · 1023
.
4) 1 cząsteczka H2SO4 zawiera 2 atomy wodoru, z tego wynika, że liczba atomów wodoru jest
dwukrotnie większa niż liczba cząsteczek H2SO4.
N=2·18,06 · 1023
=36,12· 1023
.
Odpowiedź: 3 mole H2SO4 zawierają 18,06 · 1023
cząsteczek H2SO4, 18,06 · 1023
atomów
siarki, 72,24 · 1023
atomów tlenu oraz 36,12· 1023
atomów wodoru.
Przykład 4.6
Oblicz skład procentowy cząsteczki siarczanu (VI) glinu.
Rozwiązanie
Dane:
=342 g/mol
Szukane:
%Al=?
%S=?
%O=?
Odpowiedź: Skład procentowy cząsteczki siarczanu (VI) glinu jest następujący: 15,8% glinu,
28,1% siarki oraz 56,1 % tlenu.
Przykład 4.7
W reakcji otrzymywania chlorowodoru z chloru i wodoru powstało 4 dm3 produktu. Podaj
objętość reagujących gazów.
19
Rozwiązanie
w reakcjach które przebiegają w stanie gazowym:
stosunek molowy = stosunek objętościowy
H2 + Cl2 → 2HCl
1 mol
+
1mol
→
2 mole
x + x → 4 dm3
2x = 4 dm3
x= 2 dm3
Odpowiedź: Do rekcji użyto 2 dm3 wodoru oraz 2 dm
3 chloru.
Przykład 4.8
Oblicz objętość 10 moli tlenu odmierzonego w 25°C pod ciśnieniem normalnym.
Rozwiązanie
Dane:
n = 10 moli
T = (25+273)K
p = 1013 hPa = 101 300 Pa
R = 8,31 J/mol·K
Szukane:
V=?
korzystamy ze wzoru Clapeyrona:
Odpowiedź: Objętość 10 moli tlenu w tych warunkach wynosi 240 dm3 .
20
Zadanie 4.1
Oblicz liczbę moli oraz liczbę cząsteczek w :
a) 6 g azotanu (V) manganu (II)
b) 8 g ortofosforanu (V) sodu
c) 13 g siarczanu (VI) potasu
Zadanie 4.2
Oblicz masę węglanu sodu zawierającą:
a) 6,02·1023
cząsteczek soli,
b) 6,02·1023
atomów sodu,
c) 6,02·1023
wszystkich atomów.
Zadanie 4.3
Oblicz objętość jaką zajmuje 4,5 mola gazu w:
a) warunkach normalnych,
b) 30 °C, pod ciśnieniem 950 hPa.
Zadanie 4.4
Jaką objętość powinien zająć CH4 aby zawierała ona tyle samo atomów, co 15 dm3 O2
( objętości gazów odmierzono w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury).
Zadanie 4.5
Oblicz masę wodoru która wydzieli się w trakcji reakcji 4 moli cynku z kwasem solnym.
Zadanie 4.6
Oblicz masę tlenu potrzebną do całkowitego spalenia 4 moli węgla.
Zadanie 4.7
Oblicz masę azotu, który potrzebny jest do syntezy amoniaku, jeżeli zużyto 30g wodoru.
5. Roztwory
5.1. Stężenia procentowe i stężenia molowe roztworów
Stężenie procentowe - masa substancji rozpuszczonej zawartej w 100 g roztworu
21
Stężenie molowe – liczba moli substancji rozpuszczonej w 1 dm3 roztworu
Stężenie molowe możemy określać następująco:
- roztwór o stężeniu n mol/dm3
- roztwór n-molowy
- roztwór nM
Przykład 5.1
Oblicz stężenie procentowe roztworu NaCl, który sporządzono odważając 13 g soli i 110 g
wody.
Rozwiązanie
Dane:
ms= 13 g
m wody = 110 g
mr = ms + mwody = 123 g
korzystając ze wzoru:
C%=10,6 %
Odpowiedź: Stężenie roztworu HCl wynosi 10,6 %.
22
Przykład 5.2
Oblicz masę wodorotlenku sodu zawartą w 300 g roztworu o stężeniu 18 %.
Rozwiązanie
Dane:
C%=18 %
mr=300 g
Szukane:
ms = ?
korzystamy ze wzoru:
Odpowiedź: Roztwór zawiera 54 g wodorotlenku sodu.
Przykład 5.3
W 90 cm3 rozpuszczono 13,8 g NaCl. Oblicz stężenie molowe tego roztworu.
Rozwiązanie
Dane:
Vr = 90 cm3 = 0,09 dm
3
m NaCl = 13,8 g
M NaCl = 58,5 g/mol
Szukane:
Cm=?
=> korzystamy ze wzoru:
23
Odpowiedź: Stężenie molowe roztworu wynosi 2,7 mol/dm3.
5.2. Przeliczanie stężeń
Stężenie molowe wyraża się wzorem:
Podstawiając za liczbę moli wyrażenie
ms- masa substancji rozpuszczonej [g],
M – masa molowa substancji [g/mol] otrzymujemy wzór:
Pomiędzy stężeniem procentowym C%, a stężeniem molowym Cm istnieje zależność, którą
można wyliczyć znając gęstość roztworu ρ=mr/V.
Po obliczeniu V i podstawieniu do powyższego wzoru otrzymujemy:
Stosunek masy substancji do masy roztworu można obliczyć ze wzoru na C%:
24
Otrzymany wzór pozwala na przeliczanie stężeń roztworów.
Przykład 5.4
Jakie jest stężenie molowe 98% roztworu kwasu siarkowego (VI) o gęstości 1,86 g/cm3.
Rozwiązanie
Dane:
= 1,86 g/cm3
C%=98 %
Metoda 1
obliczamy za pomocą wzoru
Metoda 2
obliczamy za pomocą proporcji
z definicji stężenia procentowego
98 g jest zawarte w 100 g roztworu
mase substancji przeliczamy na mole
n = 1 mol
masę roztworu przeliczamy na objętość
obliczamy stężenie molowe
25
Odpowiedź: Stężenie molowe 98-procentowego kwasu siarkowego (VI) wynosi
5.3. Rozpuszczalność substancji
Rozpuszczalność substancji - jest to masa substancji przypadająca na 100 g
rozpuszczalnika w roztworze nasyconym w danej temperaturze. Najczęściej używany
rozpuszczalnik to woda. Znajomość wartości rozpuszczalności danej substancji pozwala nam
obliczyć, stężenie jej nasyconego roztworu, jak również możemy obliczyć masę
wykrystalizowanej substancji podczas oziębiania roztworu.
Przykład 5.5
Oblicz ile gramów substancji rozpuszczonej i ile gramów wody znajduje się w 260g
nasyconego roztworu. Rozpuszczalność w tej temperaturze wynosi 60 g.
Rozwiązanie
Dane:
Rozpuszczalność = 60g/100 g wody
mr = 260 g
Szukane:
ms = ?
= ?
60 g substancji przypada na 100 g wody
60 g substancji przypada na 160 g roztworu
x g substancji przypada na 260 g roztworu
x = 97,5 g - ms
= 260 g – 97,5 g = 162,5 g
26
Odpowiedź: W 260 g nasyconego roztworu znajduje się 97,5 g substancji oraz 162,5 g wody.
Przykład 5.6
Oblicz masę NaNO3 jaka wykrystalizuje z 250 g nasyconego roztworu o temperaturze 363 K
po ochłodzeniu go do 283 K. Rozpuszczalność NaNO3 w temperaturze 363 K wynosi 160 g/
100 g wody, natomiast w temperaturze 283 K rozpuszczalność ma wartość 80 g/100 g wody.
Rozwiązanie
Dane:
- 363 K = 160 g/100 g wody
- 283 K = 80 g/100 g wody
Szukane:
mkryst = ?
Obliczamy masę soli i masę wody w roztworze w temp. 363 K
160 g soli przypada na (160 + 100) g roztworu
x (363K) g soli przypada na 250 g roztworu
x (363K) = 153,8 g
m s (363K) = 153,8 g
m wody (363K) = 260 g – 153,8 g = 106,2 g
Obliczamy masę soli zawartą w roztworze w temp . 283 K
Proporcję odnosimy do masy wody w roztworze, ponieważ wykrystalizowana sól nie zmienia
jej masy.
80 g soli przypada na 100 g wody
x (283K) g soli przypada na 106,2 g wody
x (283K) = 85 g
27
Obliczamy masę soli która wykrystalizuje:
m kryst = m s (363K) - m s (283K) = 68,8 g
Odpowiedź: W trakcie ochładzania z roztworu wykrystalizuje 68,8 g soli.
Zadanie 5.1
Oblicz stężenie procentowe roztworu otrzymanego przez rozpuszczenie 60 g KOH w 170 g
wody.
Zadanie 5.2
Wodę oraz sól kuchenną zmieszano w stosunku masowym 4:1.Oblicz stężenie procentowe
otrzymanego roztworu.
Zadanie 5.3
Wiedząc, że ocet jest 10% roztworem kwasu octowego oblicz ile kwasu octowego należy
odważyć aby otrzymać 250 g octu.
Zadanie 5.4
Oblicz ile NaCl i wody należy zmieszać w celu otrzymania 60 g 15 % roztworu.
Zadanie 5.5
Oblicz ile gramów wody należy odparować ze 150 g 20% roztworu NaOH aby otrzymać
roztwór 30 %.
Zadanie 5.6
W 900 g roztworu znajdują się 3 mole HNO3 . Oblicz stężenie procentowe tego roztworu.
Zadanie 5.7
Zmieszano 3 roztwory o różnej masie i stężeniu: 20 g 10 % roztworu, 50 g 35% roztworu oraz
110 g 60% roztworu. Oblicz stężenie procentowe otrzymanego roztworu.
Zadanie 5.8
Do 60 g 15% roztworu wodorotlenku sodu dodano 10g tej substancji. Oblicz stężenie
procentowe otrzymanego roztworu.
Zadanie 5.9
Oblicz zawartość KOH w 400 cm3 14% roztworu, którego gęstość wynosi 1,10g · cm
-3.
Zadanie 5.10
Oblicz ile gramów KOH należy rozpuścić w wodzie, aby otrzymać 200 cm3 roztworu o
stężeniu 0,2 mol/dm3.
Zadanie 5.11
28
Oblicz ile gramów chlorku magnezu potrzeba do sporządzenia 250 cm3 roztworu o stężeniu
0,6 mol/dm3.
Zadanie 5.12
Oblicz masę NH4Cl zawartą w 600 g 0,5 – molowego roztworu o gęstości 1,05 g/cm3.
Zadanie 5.13
Oblicz stężenie molowe 10-procentowego roztworu kwasu solnego, którego gęstość wynosi
1,08g/dm3.
Zadanie 5.14
Gęstość roztworu kwasu siarkowego (VI) o stężeniu wynosi 1,49 g/cm3. Oblicz
stężenie procentowe tego roztworu.
Zadanie 5.15
Oblicz stężenie procentowe i stężenie molowe kwasu HCl otrzymanego przez rozpuszczenie
67,5 dm3 chlorowodoru (chlorowodór zostało dmierzony w warunkach normalnych) w 440 g
wody, jeżeli gęstość otrzymanego roztworu wynosi 1,10 g/cm3.
Zadanie 5.16
Rozpuszczalność siarczanu (VI) miedzi (II) w temp. 313 K wynosi 30 g. Oblicz stężenie
procentowe nasyconego roztworu tej soli. (temp. 313 K).
6. Reakcje w roztworach wodnych
6.1. Stopień dysocjacji
Dysocjacja elektrolityczna - polega na rozpadzie cząsteczek na jony. Zdolność elektrolitu
do dysocjacji przyjęto jako kryterium jego mocy którą określa stopień dysocjacji.
Stopień dysocjacji α – jest określany jako stosunek stężenia zdysocjowanych cząsteczek
(Czdys) elektrolitu do stężenia cząsteczek wprowadzonych do roztworu ( Cwprow).
Często stopień dysocjacji podaje się jako stosunek liczby cząsteczek zdysocjowanych na jony
(Nzdys) do liczby cząsteczek wprowadzonych do reakcji (Nwprow)
29
Stopień dysocjacji podaje się również jako procent cząsteczek które zdysocjowały:
Substancje, które w roztworach o stężeniu 1 mol/dm3 w temperaturze 298 K są prawie
całkowicie lub całkowicie zdysocjowane na jony, nazywamy elektrolitami mocnymi,
natomiast te które w tych warunkach dysocjują tylko częściowo – elektrolitami średniej mocy
lub słabymi.
Elektrolity mocne to m.in. HNO3, H2SO4, KOH, HCl, NaOH i prawie wszystkie sole.
Elektrolitem średniej mocy jest H3PO4.
Elektrolitem słabej mocy jest m.in. CH3COOH, H2CO3, H2SO3 oraz wodny roztwór
amoniaku.
Przykład 6.1
Oblicz stężenie jonów H+
w roztworze kwasu octowego, którego stężenie wynosi 0,01
mol/dm3. Stopień dysocjacji wynosi 4%.
Rozwiązanie
Dane:
Cwprow = 0,01 mol/dm
3
Szukane:
[H+] = C zdys = ?
korzystamy ze wzoru:
30
Odpowiedź: Stężenie jonów H+ wynosi .
Przykład 6.2
Oblicz stężenie jonów w 0,4 molowym roztworze siarczanu (VI) potasu, jeżeli sól ta
zdysocjowała całkowicie.
Rozwiązanie
Dane:
ponieważ sól zdysocjowała całkowicie
Cwprow = 0,4 mol/dm3
Szukane:
[K+ ] = ?
[SO42-
] = ?
piszemy równanie reakcji
2 K+ + SO4
2-
obliczamy stężenie cząsteczek zdysocjowanych – czyli:
Czdys = Cwprow
Czdys= 0,4 mol/dm3
obliczamy stężenia jonów [K+ ] oraz [SO4
2- ]
Jedna cząsteczka soli wprowadza do roztworu jeden jon siarczanowy:
[SO42-
]= Czdys = 0,4 mol/dm3
Jedna cząsteczka soli wprowadza do roztworu dwa jony sodu, więc stężenie tych
jonów będzie dwa razy większe, niż stężenie wprowadzonej soli:
[K+ ]= 2 · Czdys = 0,8 mol/dm
3
Odpowiedź: Stężenie jonów [K+ ] oraz [SO4
2- ] w 0,4-molowym roztworze wynosi
odpowiednio 0,8 oraz 0,4 mol/dm3.
6.2. Stała dysocjacji
31
Stała dysocjacji – jest to stała równowagi reakcji dysocjacji . Stosunek stężenia cząsteczek
zdysocjowanych do stężenia cząsteczek niezdysocjowanych. Dla kwasów jednoprotonowych
możemy zapisać następujące równanie:
H+ + A
-
Stała równowagi reakcji dla tego równania:
– stężenia jonów,
[HA] – stężenie niezdysocjowanych cząsteczek kwasu
Dla kwasów wieloprotonowych – zawierających więcej niż 1 atom wodoru zdolny do
odszczepienia w postaci H+, proces dysocjacji przebiega wielostopniowo. Każdy etap
w trakcie którego następuje przejście do roztworu po jednym jonie H+ z cząsteczki, ma inną
wartość Ka , np. dysocjacja kwasu ortofosforowego (V) jest trójstopniowa:
Równanie na stałą dysocjacji można również wyznaczyć dla zasad. Przykładem może być
zasada amonowa, która dysocjuje zgodnie z równaniem
Przykład 6.3
Oblicz wartość stałej dysocjacji kwasu azotowego (III), jeżeli w stężenie jonów azotanowych
(III) w 0,15 -molowym roztworze wynosi 8,76 · 10-3
mol/dm3.
Rozwiązanie
Dane:
C0 = 0,15 mol/dm3
[NO2-] = 8,76 · 10
-3 mol/dm
3
32
Szukane:
Ka = ?
piszemy równanie reakcji dysocjacji kwasu azotowego (III)
obliczamy stężenie niezdysocjowanego kwasu
obliczamy stałą dysocjacji
0,0914 mol/dm
3
Opowiedź: Wartość stałej dysocjacji kwasu azotowego (III) wynosi
6.3. Prawo rozcieńczeń Ostwalda
Istnieje zależność pomiędzy stałą, a stopniem dysocjacji . Zależność tę można przedstawić dla
kwasów jednoprotonowych i zasad jednowodorotlenowych za pomocą równania:
33
α – stopień dysocjacji ( w postaci ułamka dziesiętnego)
C0 – stężenie początkowe [mol/dm3]
Dla słabych elektrolitów (1-α) 1
Przykład 6.4
Jakie jest stężenie kwasu octowego, jeżeli wiadomo, że zdysocjował on w 10%, a stała
dysocjacji kwasowej wynosi Ka = 1,65 · 10-5
.
Rozwiązanie
Dane:
Ka = 1,65 · 10-5
α = 10% = 0,1
Szukane:
C0 = ?
piszemy równanie dysocjacji
korzystamy ze wzoru
obliczamy stężenie kwasu
mol/dm
3
Odpowiedź: Stężenie początkowe wynosiło mol/dm3.
6.4. Odczyn roztworu – skala pH
34
Chemicznie czysta woda zawiera jony H+
oraz OH-
, które pochodzą z jej minimalnej
dysocjacji.
Badanie przewodnictwa wody w temperaturze 25°C wykazało, ż stężenie jonów w czystej
wodzie wynosi:
Iloczyn jonowy wody jest wielkością stałą i w temperaturze 25°C jego wartość wynosi
.
Wartość pH jest to ujemny logarytm ze stężenia jonów wodorowych
pH = -log [H+]
[H+] – stężenie jonów wodorowych, [mol/dm
3]
W obliczeniach stosuje się również logarytmiczą postać iloczynu jonowego wody:
pH + pOH = 14
pOH – ujemny logarytm ze stężenia jonów wodorotlenkowych
Przykład 6.5
Oblicz stężenie jonów wodorotlenkowych w 0,04-molowym wodnym roztworze HCl.
Rozwiązanie
Dane:
[H+] = 0,04 mol/dm
3
α=100%
Szukane:
[OH-] = ?
piszemy równanie reakcji dysocjacji HCl
35
obliczamy stężenie jonów OH
-
Odpowiedź: Stężenie jonów wodorotlenkowych w 0,04-molowym roztworze kwasu solnego
wynosi .
Zadanie 6.1
Oblicz stopień dysocjacji 0,1-molowego roztworu kwasu fluorowodorowego, jeżeli stężenie
jonów wodorowych wynosi 0,008 mol/dm3.
Zadanie 6.2
Oblicz w mol/dm3 stężenie jonów chlorkowych w 10-procentowym kwasie solnym o gęstości
1,048 g/cm3, jeżeli stopień dysocjacji wynosi 100%.
Zadanie 6.3
Oblicz stężenie jonów wodorowych i jonów fluorkowych w roztworze kwasu
fluorowodorowego o stężeniu początkowym 0,1 mol/dm3. Stała dysocjacji wynosi Ka=6,7 ·
10-4
.
Zadanie 6.4
Oblicz stopień dysocjacji zasady amonowej w 0,5- molowym roztworze amoniaku. Stała
dysocjacji wynosi 1,75 · 10-5
.
Zadanie 6.5
Oblicz stężenie jonów wodorowych w roztworze o pH=4.
Zadanie 6.6
Oblicz wartość pH dla roztworu kwasu solnego o stężeniu 0,03 mol/dm3.
Zadanie 6.7
Oblicz stężenie jonów wodorowych oraz wodorotlenkowych dla roztworu o pH=10,8.
7. Reakcje utleniania – redukcji
7.1. Obliczanie stopni utlenienia
36
Stopniem utlenienia pierwiastka, wchodzącego w skład określonego związku
chemicznego nazywamy ładunek jaki zyskałby atom, gdyby wszystkie wiązania w cząsteczce
były jonowe.
Reguły stosowane przy ustalaniu stopnia utlenienia:
1.Dodatni stopień utlenienia podajemy za pomocą cyfry rzymskiej we wzorze
pierwiastka nad symbolem pierwiastka, np. . Ujemne stopnie utlenienia podaje
się dodając znak ,,-” przed liczbą rzymską np. .
2. Suma stopni utlenienia wszystkich pierwiastków wchodzących w skład obojętnej
cząsteczki związku jest równa zero.
3. Pierwiastki w stanie wolnym mają stopień utlenienia równy zero.
4. Stopień utlenienia atomu pierwiastka w jonie prostym jest równy ładunkowi tego
jonu.
5. Suma stopni utlenienia wszystkich atomów pierwiastków wchodzących wskłąd
jonu złożonego jest równa ładunkowi tego jonu.
6. Fluor w związkach ma zawsze stopień utlenienia –I.
7. Litowce w związkach przyjmują zawsze stopień utlenienia I, natomiast berylowce –
stopień utlenienia II.
8. Stopień utlenienia tlenu w związkach wynosi – II.
Wyjątek: nadtlenki w których tlen ma stopień utlenienia – I ,np. i fluorek
tlenu w którym tlen ma stopień utlenienia II - .
Wodór w związkach przyjmuje stopień utlenienia I.
Wyjątek: wodorki metali I i II grupy, w których wodór ma stopień utlenienia – I.
Przykład 7.1
Określ stopnie utlenienia pierwiastków w azotanie (V) sodu.
Rozwiązanie
piszemy wzór związku
HNO3
podajemy typowe stopnie utlenienia (wodór I, tlen –II)
- I H2O2
- III N
I Na
II OF
2
I -II HNO3
37
oznaczamy literą X nieznany stopień utlenienia
obliczamy wartość x stosując regułę 2.
(I) + x + 3 · (-II) = 0
x –(V) = 0
x = (V)
przypisujemy stopnie utlenienia poszczególnym pierwiastkom
Odpowiedź: Stopnie utlenienia poszczególnych pierwiastków to: wodór I, azot V oraz tlen –
II.
Przykład 7.2
Określ stopnie utlenienia pierwiastków w ortofosforanie (V) magnezu.
Rozwiązanie
piszemy wzór związku
Mg3(PO4)2
podajemy typowe stopnie utlenienia (magnez II, tlen –II)
oznaczamy literą X nieznany stopień utlenienia
obliczamy wartość x stosując regułę 2.
3 · (II) +2 · x + 8 · (-II) = 0
x –(V) = 0
x = (V)
przypisujemy stopnie utlenienia poszczególnym pierwiastkom
Odpowiedź: Stopnie utlenienia poszczególnych pierwiastków to: magnez II, fosfor V oraz
tlen –II.
I x -II HNO3
I V -II HNO3
II -II Mg3(PO4)2
II x -II Mg3(PO4)2
II V -II Mg3(PO4)2
38
Przykład 7.3
Określ stopnie utlenienia pierwiastków w jonie MnO4-.
Rozwiązanie
podajemy typowe stopnie utlenienia (tlen –II)
oznaczamy literą X nieznany stopień utlenienia
obliczamy wartość x stosując regułę 4 uwzględniającą ładunek jonu.
4 · (-II) + x = -1
x = (VII)
przypisujemy stopnie utlenienia poszczególnym pierwiastkom
Odpowiedź: Stopnie utlenienia poszczególnych pierwiastków to: mangan VII oraz tlen –II.
7.2. Bilans elektronowy
Utlenianie - jest to proces polegający na utracie elektronów prze atomy, jony lub cząsteczki.
Zachodzi wówczas gdy w reakcji biorą udział atomy lub jony zdolne do pobierania tych
elektronów.
Redukcja - jest to proces odwrotny do reakcji utleniania, polegający na pobieraniu
elektronów przez atomy lub jony.
Reduktor – substancja, która ulega utlenieniu, czyli oddaje elektrony substancji
redukowanej.
Utleniacz – substancja, która ulega redukcji, czyli pobiera elektrony od substancji utlenianej.
Proces utleniania i redukcji zachodzi jednocześnie i jest nazywany mianem reakcji
utleniania – redukcji ( w skrócie jest nazywany także reakcjami redoks).W wyniku tych
reakcji następuje zmiana stopnia utlenienia reagentów).
Przykład reakcji prowadzących do wytworzenia związków jonowych:
II -II Mg3(PO4)2
x -II MnO4
Vii -II MnO4
39
zapis cząsteczkowy i jonowy równania reakcji magnezu z kwasem solnym
2HCl + Mg → MgCl2 + H2
2H+
+ Mg → Mg2+
+ H2
z powyższego zapisu jonowego wnioskujemy, że pomiędzy magnezem, a jonami
wodorowymi zachodzi wymiana elektronów
Mg → Mg2+
+ 2e-
magnez stając się jonem traci dwa elektrony
H+
+
e-
→
H
jon wodorowy przez przyjęcie elektronu staje się
atomem. Wodór tworzy cząsteczkę dwuatomową
zatem musi przyjąć 2e-. 2H
+ + 2e
- → H2
możemy łatwo zauważyć, że w reakcji magnezu z kwasem solnym następuje zmiana
stopni utlenienia reagentów:
równania zapisujemy w postaci równań połówkowych:
Przykład 7.4
Dla reakcji syntezy chlorku potasu z pierwiastków napisz równania połówkowe, określ
reakcję utleniania i redukcji oraz wskaż utleniacz i reduktor.
Rozwiązanie
piszemy równanie reakcji
2 K + Cl2 →2 KCl
obliczamy stopnie utlenienia
i –I 0 II -I 0 2HCl + Mg → MgCl2 + H2
0 II
Mg → Mg
2+ + 2e
- proces oddawania elektronów – proces utlenienia
i 0 H
+ + 2e
- → H2 proces pobierania elektronów – proces redukcji
0 0 I -I
2 K + Cl2 → 2 KCl
40
Piszemy równania połówkowe i określamy reakcję utleniania i redukcji
określamy utleniacz i reduktor
biorca e- jest utleniaczem: Cl2
dawca e- jest reduktorem: Na
Przykład 7.5
Wykorzystując bilans elektronowy uzgodnij współczynniki stechiometryczne w reakcji di
chromianu (V) potasu z kwasem solnym. W reakcji powstaje chlorek potasu, chlorek chromu
(III), chlor i woda.
Rozwiązanie
piszemy równanie reakcji
K2Cr2O7 + HCl → KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O
określamy stopnie utlenienia związków
piszemy równania połówkowe
bilansujemy równania połówkowe
0 I
K → K
+ + e
- reakcja utlenienia
0 - I
Cl2 + 2e
- → 2Cl reakcja redukcji
I VI -II I -I I -I III -I 0 I -II
K2Cr2O7 + HCl → KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O
proces utleniania: Cr2O7
2- + 14 H
+ + 6 e
-→ 2 Cr
3+ + 7 H2O
proces redukcji: 2 Cl
- → 2 Cl2 + 2 e
-
Cr2O7
2- + 14 H
+ + 6 e
-→ 2 Cr
3+ + 7 H2O / · 1
2 Cl
- → 2 Cl2 + 2 e
- / · 3
41
po dodaniu obu stron równań
na podstawie bilansu elektronowego uzgadniamy współczynniki stechiometryczne
reakcji
K2Cr2O7 + 14 HCl →2 KCl +2 CrCl3 + 3 Cl2 + 7 H2O
Zadanie 7.1
Oblicz stopnie utlenienia atomów w cząsteczkach.
a) Cl2, H2O, MgO, MgH2
b) O3, Fe2S3, Cl2O, OF2
c) PbO, PbO2, NaH, N2O5
Odpowiedź:
Zadanie 7.2
Oblicz stopnie utlenienia atomów w cząsteczkach.
a) HNO3, HNO2, H2SO4, H2SO3, HClO2
b) NaOH, Ba(OH)2,Al(OH)3, KOH, Cu(OH)2
c) CaCO3, BaSO4, K3PO4, (NH4)2SO4, Ag3PO4
d) Mg(ClO4)2, Co(NO3)2, Cr2(SO4)3, KMnO4, K2Cr2O7
Zadanie 7.3
Oblicz stopnie utlenienia atomów w jonach.
a) OH-, Ba
2+, Sb
3+
b) SO32-
, PO43-
, NH4+
c) MnO4-, Cr2O7
2-, BO2
-
Zadanie 7.4
Które z poniższych reakcji są reakcjami redoks. W wybranych równaniach podaj utleniacz i
reduktor.
a) 2 SO2 + O2 → 2 SO3
b) KOH + HCl → KCl + H2O
c) Cu + H2SO4 → CuSO4 + H2 ↑
d) Na2Cr2O7 + 2 NaOH → 2 Na2Cr2O4 + H2O
e) Cu + 4HNO3 → Cu(NO3) + 2 NO2 + 2 H2O
Cr2O7
2- + 14 H
+ + 6Cl
-→ 2 Cr
3+ +3 Cl2 + 7 H2O
42
Zadanie 7.5
Za pomocą bilansu elektronowego uzgodnij współczynniki dla poniższych reakcji. Wskaż
reakcję utleniania i redukcji oraz utleniacz i reduktor.
a) CO + NO2 → CO2 + NO
b) NH3 + O2 → NO + H2O
c) NH3 +O2 → N2 + H2O
d) SiO2 + Mg → Si + MgO
e) K + H2O → KOH + H2
f) ZnS + O2 → ZnO + SO2
g) KI + Cl2 → KCl + I
8. Procesy zachodzące z przepływem prądu
8.1. Samorzutność procesów redoks
W celu porównania samorzutności procesu redoks należy ustalić, który z dwóch utleniaczy
lub reduktorów jest silniejszy. Porównując zdolność do procesu redoks posługujemy się
potencjałami przypisanymi do procesu redukcji. Np.
Potencjał redukcji E0= - 3,03 V
Potencjał redukcji E
0= +0,80 V
W przypadku redukcji – im wyższy potencjał, tym zdolność do pobierania elektronów jest
większa. Porównując powyższe reakcje lepszym utleniaczem (biorcą elektronów) jest jon
Ag+. Atom potasu jest lepszym reduktorem ponieważ łatwiej traci elektrony ze względu na
mniejszy potencjał.
Zawsze porównujemy potencjały redukcji, bez względu czy oceniamy procesy
redukcyjne czy utleniające.
Przykład 8.1
Za pomocą standardowych potencjałów redoks określ co jest mocniejszym utleniaczem:
siarka czy chlor.
Rozwiązanie
piszemy połówkowe równania redukcji dla siarki i chloru
43
Potencjał redukcji V
Potencjał redukcji
określamy który z pierwiastków jest mocniejszym utleniaczem
Silniejszym utleniaczem jest pierwiastek który posiada wyższy potencjał
redukcyjny czyli mocniejszym utleniaczem jest chlor.
Przykład 8.2
Określ czy zajdzie poniższa reakcja:
Rozwiazanie
piszemy równania połówkowe
zgodnie z powyższymi równaniami jony kobaltu powinny ulegać reakcji redukcji,
czyli kobalt powinien mieć wyższy potencjał redukcji
Potencjał redukcji
Potencjał redukcji
Potencjał redukcyjny kobaltu jest niższy, niż potencjał redukcyjny miedzi, więc jony kobaltu
nie mogą pobierać elektronów. Proces redukcji nie zajdzie w takim układzie.
44
8.2. Ogniwa
Ogniwo Daniella jest najbardziej znanym ogniwem. Zachodzi w nim następujący proces:
Utlenianie:
Redukcja:
można zbudować dwa półogniwa
1 półogniwo – płytka miedziana zanurzona w roztworze CuSO4
2 półogniwo – płytka cynkowa zanurzona w roztworze ZnSO4
Elektroda I rodzaju – metal zanurzony rozworze swojej soli. Jeżeli stężenie roztworu
wynosi 1mol/dm3, to półogniwo nazywane jest półogniwem standardowym.
Aby ogniwo mogło pracować, półogniwo muszą być połączone kluczem elektrolitycznym.
Klucz elektrolityczny zamyka obwód prądu. Aniony w kluczu elektrolitycznym
przemieszczają się w stronę elektrody cynkowej, ponieważ w roztworze anodowym na skutek
rozpuszczania się metalicznego cynku występuje niedobór reszt kwasowych.
Schemat ogniwa:
z lewej strony piszemy symbol metalu, następnie kreska, która oznacza granicę faz
metal-roztwór, skład roztworu i stawiamy dwie kreski mówiące o obecności klucza
elektrolitycznego. Za kluczem podajemy skład drugiego roztworu, kreskę jako
granicę faz roztwór-metal i symbol metalu
połączenie płytek przewodnikiem powoduje przepływ elektronów i jednocześnie
zachodzą procesy elektrodowe
w ogniwie Daniella elektroda cynkowa jest anodą, ponieważ jej potencjał wynosi
-0,76 V, a potencjał elektrody miedzianej +0,34V
45
podczas pracy ogniwa elektroda zyskuje ładunek ujemny (-), a katoda ładunek
dodatni (+)
elektrony płyną od anody do katody
przepływ prądu zaznaczamy od katody do anody
Przykład 8.3
Napisz schemat ogniwa w którym zachodzi następująca reakcja:
Określ anodę i katodę oraz napisz w którym kierunku będzie płynął prąd.
Rozwiązanie
piszemy równania połówkowe
określenie procesu redukcji i utleniania
piszemy schematy półogniw i określamy katodę i anodę
Cd|Cd2+
katoda, półogniwo na którym zachodzi redukcja
Bi|Bi3+
anoda, półogniwo na którym zachodzi utlenianie
schemat ogniwa
Bi|Bi3+
||Cd2+
|Cd
Prąd w tym układzie płynie od elektrody kadmowej do elektrody bizmutowej.
Zadanie 8.1
Oceń czy mogą zachodzić następujące procesy:
a) 2Ag + Pb2+
2Ag+ + Pb
b) Cl2 + 2Br- 2Cl- + Br2
Zadanie 8.2
46
Czy może zajść reakcja redukcji jonów Fe(III) za pomocą jonów jodkowych. Uzasadnij
odpowiedź.
9. Węglowodory
9.1. Węglowodory nasycone
Alkany - węglowodory, w cząsteczkach których wszystkie elektrony walencyjne węgla
zostały wykorzystane do utworzenia pojedynczych wiązań.
Ogólny wzór alkanów:
CnH2n + 2
dla n liczby atomów C w cząsteczce alkanu liczba atomów H wynosi 2n + 2.
Cząsteczki dwóch kolejnych alkanów różnią się pomiędzy sobą o stałą grupę –CH2 –
tzw. grupę metylenową.
Szereg homologiczny – szereg tego samego typu związków organicznych, których
cząsteczki różnią się między sobą o stałą grupę metylenową. Poszczególne związki tego
szeregu nazywamy homologami.
Szereg homologiczny alkanów.
Liczba
atomów C
Uproszczony
wzór
półstrukturalny
węglowodoru
Wzór
sumaryczny
Nazwa
węglowodoru
Liczba
izomerów
1 CH4 CH4 metan -
2 CH3CH3 C2H6 etan -
3 CH3CH2CH3 C3H8 propan -
4 CH3(CH2)2CH3 C4H10 butan 2
5 CH3(CH2)3CH3 C5H12 pentan 3
6 CH3(CH2)4CH3 C6H14 heksan 5
7 CH3(CH2)5CH3 C7H16 heptan 9
8 CH3(CH2)6CH3 C8H18 oktan 18
9 CH3(CH2)7CH3 C9H20 nonan 35
10 CH3(CH2)8CH3 C10H22 dekan 75
11 CH3(CH2)9CH3 C11H24 undekan 159
12 CH3(CH2)10CH3 C12H26 dodekan 355
15 CH3(CH2)13CH3 C15H32 pentadekan 4347
20 CH3(CH2)18CH3 C20H42 eikozan 366319
60 CH3(CH2)58CH3 C60H122 heksakontan 2,2 · 1023
47
9.2. Węglowodory nienasycone
Alkeny - węglowodory łańcuchowe, których cząsteczki mają po jednym wiązaniu
podwójnym C=C.
Nazwy systematyczne alkenów wyprowadzamy od nazwy alkanu o tej samej liczbie atomów
węgla w cząsteczce, zmieniając końcówkę –an na –en.
np. C2H6 etan C2H4 eten
Wzór ogólny alkenów:
CnH2n
Alkiny – węglowodory łańcuchowe, których cząsteczki mają po jednym wiązaniu potrójnym
Nazwy systematyczne alkinów wyprowadzamy od nazwy alkanu o tej samej liczbie atomów
węgla w cząsteczce, zmieniając końcówkę –an na –yn.
np. C2H6 etan C2H4 etyn
Wzór ogólny alkinów:
CnH2n-2
9.3. Izomeria
Izomeria - zjawisko występowania dwóch lub więcej związków chemicznych o takim
samym wzorze sumarycznym, a różnych wzorach strukturalnych i właściwościach fizycznych
oraz chemicznych . Związki takie noszą nazwę izomerów.
Wśród węglowodorów alifatycznych i ich prostych pochodnych najczęściej spotykamy:
izomerię łańcuchową – spowodowaną różnym uszeregowaniem atomów węgla.
Najprostszym węglowodorem, który tworzy izomery tego typu jest butan.
CH3 CH
2CH
2 CH3
CH3 CH CH
3
CH3
n-butan izo-butan (metylopropan)
48
izomeria położeniowa – wynika z różnic w rozmieszczeniu wiązań
wielokrotnych lub podstawników
CH
Br
CH2 CH
2CH
3
Br
Br
CH3
CH CH2
CH2
Br
1,1-dibromobutan 1,3-dibromobutan
Br
C CH2 CH
3CH
3
Br
CH3
CH CH CH3
BrBr
CH2
CH2
CH2
CH2
BrBr2,2-dibromobutan 2,3-dibromobutan
1,4-dibromobutan
CH3
CH2 CH CH
2 CH
3CH CH CH
3
1-buten 2-buten
izomeria geometryczna – zwana również izomerią cis-trans.
Występuje m.in. w związkach łańcuchowych z wiązaniem podwójnym.
C C
H H
BrBr
C C
H Br
HBr
cis-1,2-bibromoeten trans-1,2-dibromoeten
49
9.4. Nazewnictwo węglowodorów i ich chlorowcopochodnych
Różnorodność związków chemicznych narzuca konieczność przyjęcia jednolitych reguł które
umożliwią układanie jednoznacznych nazw systematycznych w tym węglowodorów i ich
pochodnych.
Reguły tworzenia nazw systematycznych dla węglowodorów oraz ich
chlorowcopochodnych.
1. Ustalamy najdłuższy łańcuch węglowy cząsteczki, który stanowi podstawę nazwy
związku
2. Numerujemy atomy węgla w łańcuchu głównym, tak aby suma liczb, które stanowią
numer podstawionych atomów (lokantów) węgla była jak najmniejsza. Jeżeli w
związku występuje wiązanie wielokrotne numerację należy prowadzić w taki sposób ,
aby lokanty, które określają położenie wiązania wielokrotnego były jak najmniejsze.
3. Podstawniki wymieniamy w kolejności alfabetycznej poprzedzając je lokantami i
przedrostkami di-, tri-, tetra-, itd., które wskazują ile razy dany podstawnik powtarza
się w związku. Jeżeli przy danym atomie węgla jeden rodzaj podstawnika występuje
dwukrotnie, to lokant też należy wymienić dwukrotnie.
4. Jeżeli związek zawiera podstawniki różnego rodzaju ( chlorowce, grupy alkilowe)
należy pamiętać, że w pierwszej kolejności wymieniamy w kolejności alfabetycznej
chlorowce, a następnie grupy alkilowe.
Przykład 9.1
Podaj nazwy związków:
a) b)
CH3
CH2 CH CH CH
2CH
3
Br
CH2
CH3
CH3
CH2 CH C CH
2 CH
Br
BrCl
CH2
Cl
CH3
c) d)
50
Br
Br
CH3
Cl
e) f)
CCCl CH3
CH3
CH3
CHCl
C C CHCH3
CH3
CH3
a) 3-bromo-4-etyloheksan
b) 1,1-dibromo-3,4-dichloro-3-etyloheksan
c) 1,2-dibromocyklopentan
d) 1-chloro-2-metylocyklobutan
e) 1,2-dichloro-3,3-dimetylobut-1-en
f) 4-metylopent-2-yn
Zadanie 9.1
Napisz wzory półstrukturalne podanych związków.
a) 2-bromo-1,1,1-trichloropropan
b) 3,3-dijodo-4-propyloheptan
c) 2-metylobut-2-en
d) cyklopenten
e) 3-metylobut-1-yn
f) 4,4-dimetylopent-2-yn
51
9.5. Węglowodory aromatyczne
Węglowodory aromatyczne – związki o budowie cyklicznej posiadające 4n+2
zdelokalizowanych elektronów π. Najważniejszym przedstawicielem tej grupy związków jest
benzen o wzorze C6C6 o wzorze strukturalnym:
C
C
C
C
C
C
H
H
H
H
H
H
we wzorze strukturalnym za pomocą kółka umieszczonego wewnątrz pierścienia
oznacza się chmurę elektronową utworzoną przez sekstet zdelokalizowanych
elektronów
Inne ważne związki aromatyczne:
naftalen antracen fenantren
9.6. Jednofunkcyjne pochodne węglowodorów
Pochodne węglowodorów – związki w cząsteczkach których znajduje się co najmniej jeden
heteroatom związany bezpośrednio z atomem węgla.
Alkohole – pochodne węglowodorów zawierające cząsteczce jedną lub więcej grup – OH,
czyli grup hydroksylowych.
W zależności od położenia grupy –OH w cząsteczce, związki te dzielimy na:
alkohole pierwszorzędowe
grupa –OH jest połączona z I – rzędowym atomem węgla
52
alkohole drugorzędowe
grupa – OH jest połączona z II – rzędowym atomem węgla
CH3
CH CH3
OH
alkohole trzeciorzędowe
grupa – OH jest połączona z III – rzędowym atomem węgla
C
CH3
CH3
OH
CH3
Nazwy alkoholi tworzymy przez dodanie do nazwy odpowiedniego węglowodoru
końcówki - ol np. metan – metanol (alkohol metylowy)
etan – etanol (alkohol etylowy)
Alkohole wielowodorotlenowe – alkohole mające w cząsteczce więcej niż jedna grupę
hydroksylową. Do najważniejszych należy glikol etylenowy i gliceryna. Są to nazwy
zwyczajowe.
Nazwy systematyczne alkoholi tworzymy poprzez dodanie przyrostka –diol – dla alkoholi
dwuwodorotlenowych oraz – triol – dla alkoholi trójwodorotlenowych. Przed przyrostkiem
podajemy numery atomów węgla, przy którym są grupy hydroksylowe.
CH2
OH
CH2
OH
OH
CH2
OH
CH
OH
CH2
etano-1,2-diol propano-1,2,3-triol
Fenole – związki w których grupa hydroksylowa jest połączona bezpośrednio z pierścieniem
aromatycznym. Taka różnica w budowie powoduje, że fenole mają znacznie inne
właściwościom alkoholi dlatego mimo, iż posiadają identyczną grupę funkcyjną zaliczane są
do osobnej klasy związków organicznych.
CH3 CH
2 OH
53
OH
fenol
Zdelokalizowane elektrony π pierścienia benzenowego i wolna para pochodząca z tlenu
powodują dużą trwałość wiązania węgiel – tlen, a jednocześnie powoduje zwiększenie
ruchliwości atomu wodoru z grupy hydroksylowej, co wpływa na to, iż fenol zaliczany jest do
kwasów i może reagować z zasadami.
Aldehydy i ketony – związki zawierające w swojej budowie grupę karbonylową:
W aldehydach atom węgla pochodzący od grupy karbonylowej położony jest na końcu
łańcucha cząsteczki, łączy się z jednym atomem węgla i jednym atomem wodoru.
C OH
R
Wyjątek: metanal – gdzie grupa karbonylowa połączona jest z dwoma atomami wodoru.
C OH
H
W ketonach atom węgla pochodzący od grupy karbonylowej jest połączony z dwoma
atomami węgla.
C OR
R
Najprostszy keton – propanon, nazwa zwyczajowa - aceton
C OCH
3
CH3
C O
54
Nazwy aldehydów tworzy się przez dodanie końcówki –al, do nazwy węglowodoru, który
stanowi główny łańcuch cząsteczki, natomiast nazwy ketonów tworzymy przez dodanie
końcówki – on. Np. propanal, propanon.
Kwasy karboksylowe – związki w których grupę funkcyjną stanowi grupa karboksylowa.
C
O
OH
R
R to atom wodoru, podstawnik alifatyczny lub aromatyczny.
Kwasy karboksylowe to bardzo rozpowszechniona grupa związków, wiele z nich określa się
wciąż nazwami zwyczajowymi, np. kwas mrówkowy (R=H), kwas octowy (R=CH3).
Nazwy systematyczne kwasów karboksylowych tworzymy podając po nazwie „kwas” nazwę
węglowodoru od którego pochodzi dany kwas z końcówką – owy.
Wzór kwasu Nazwa systematyczna Nazwa zwyczajowa
HCOOH kwas metanowy kwas mrówkowy
CH3COOH kwas etanowy kwas octowy
CH3CH2COOH kwas propanowy kwas propionowy
CH3CH2CH2COOH kwas butanowy kwas masłowy
C15H31COOH kwas heksadekanowy kwas palmitynowy
C17H35COOH kwas oktadekanowy kwas stearynowy
C6H5COOH kwas benzenokarboksylowy kwas benzoesowy
Estry kwasów karboksylowych – związki powstające w wyniku reakcji kwasów z
alkoholami. Wzór ogólny to RCOOR’.
R jest podstawnikiem alkilowym, aromatycznym lub atomem wodoru,
R’ to podstawnik alkilowy lub aromatyczny.
C
O
O
R
R'
55
Estry są związkami bardzo rozpowszechnionymi w przyrodzie, m.in. jako tłuszcze będące
strami glicerolu i wyższych kwasów tłuszczowych. Niektóre estry wystepują jako pochodne
kwasów nieorganicznych np., nitrogliceryna, która jest estrem kwasu azotowego (V) i
griceloru.
Nazwy estrów tworzymy przez dodanie końcówki –an do kwasu z którego powstał ester, co
stanowi pierwszy człon nazwy, natomiast drugi człon pochodzi od nazwy alkoholu z którego
powstał ester z końcówką – ylu.
Np.
+ H2O
kwas mrówkowy etanol mrówczan etylu
Aminy –organiczne pochodne amoniaku w których przynajmniej jeden atom wodoru został
zastąpiony podstawnikiem węglowodorowym. Najprostsza amina – metyloamina, CH3 - NH2.
aminy I-rzędowe – powstają przez zastąpienie jednego atomu wodoru w cząsteczce
amoniaku przez podstawnik węglowodorowy.
aminy II-rzędowe – powstają przez zastąpienie dwóch atomów wodoru w cząsteczce
amoniaku przez podstawniki węglowodorowe.
aminy III-rzędowe – powstają przez zastąpienie trzech atomów wodoru w cząsteczce
amoniaku przez podstawniki węglowodorowe.
N
HH H
N
HHCH
3
N
CH3
HCH3
N
CH3
CH3CH
3
amoniak amina-I-rzędowa amina-II-rzędowa amina-III-rzędowa
CH
3NH
2 NHCH
3
CH3
N CH
2CH
3
CH3
CH3
C
O
H
O
H
CH3 HCH
2
OH
C
O
O CH2
CH3
+
56
metyloamina dimetyloamina etylodimetyloamina
(metanoamina) (N-metylometanoamina) (N,N-dimetyloetanoamina)
Amidy – pochodne kwasów karboksylowych, w których grupa –OH została zastąpiona przez
grupę aminową – NH2.
C
NH2
R
O
amid kwasu karboksylowego (amid I-rzędowy)
Jeżeli w cząsteczce amidu atom lub atomy wodoru grupy – NH2 zostaną zastapione grupami
węglowodorowymi, to otrzymamy amidy II i III-rzędowe.
C
O
N
CH3
CH3
H
C
O
N
CH3
CH3
CH3
N-metyloacetamid N,N- dimetyloacetamid
amid II-rzędowy amid III-rzędowy
Amidem powszechnie wykorzystywanym w przemyśle tworzyw sztucznych oraz w
przemyśle farmaceutycznym jest mocznik. Stosuje się go również w rolnictwie jako nawóz
sztuczny.
CONH
2
NH2 mocznik
57
10. Odpowiedzi do zadań obliczeniowych
Zadanie 4.1
Odpowiedź: a) 0,034 mola; 2,05·1022
cząsteczek, b) 0,049 mola; 2,95·1022
cząsteczek, c)
0,075 mola; 4,52·1022
cząsteczek.
Zdanie 4.2
Odpowiedź: a) 106 g, b) 53 g, c) 17,7 g.
Zadanie 4.3.
Odpowiedź a) 100,8 dm3, b) 119,3 dm
3.
Zadanie 4.4.
Odpowiedź: 6 dm3.
Zadanie 4.5.
Odpowiedź: 8g.
Zadanie 4.6
Odpowiedź: 128 g.
Zadanie 4.7
Odpowiedź: 140 g
Zadanie 5.1
Odpowiedź: 26,1%.
Zadanie 5.2
Odpowiedź: 20%
Zadanie 5.3
Odpowiedź: 25g.
Zadanie 5.4
Odpowiedź: 9g NaCl, 51 g wody.
Zadanie 5.5
Odpowiedź 50 g
Zadanie 5.6
Odpowiedź: 21%
Zadanie 5.7
Odpowiedź: 47,5%
Zadanie 5.8
Odpowiedź: 27,1%
Zadanie 5.9
Odpowiedź: 66g
58
Zadanie 5.10
Odpowiedź: 2,24g
Zadanie 5.11
Odpowiedź: 14,1g
Zadanie 5.12
Odpowiedź:15,1g
Zadanie 5.13
Odpowiedź:
Zadanie 5.14
Odpowiedź: 59,2 %
Zadanie 5.15
Odpowiedź: 19,7%, 6 mol/dm3.
Zadanie 5.16
Odpowiedź: 23,1%
Zadanie 6.1
Odpowiedź: 8%.
Zadanie 6.2
Odpowiedź: 2,9 mol/dm3.
Zadanie 6.3
Odpowiedź: 7,86 · 10-3
mol/dm3.
Zadanie 6.4
Odpowiedź: 0,59%.
Zadanie 6.5
Odpowiedź: 10-5
.
Zadanie 6.6
Odpowiedź: 1,5.
Zadanie 6.7
Odpowiedź: Stężenie jonów wodorowych wynosi 1,6 · 10-11
mol/dm 3, a stężenie jonów
wodorotlenkowych 6,3 · 10-4
mol/dm 3
.
top related