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

.