KURS DWULETNI – CHEMIA 

 

KOMPENDIUM MATURALNE 00 

 

Redaktor: p. Prof. Anna Stolarczyk 

 

Edytor: zespół edytorów 

 

Kompendium to zawiera najważniejsze pojęcia, których rozumienie jest niezbędne dla 

efektywnego uczestnictwa w zajęciach na Kursie Sikory. 

 

TEMAT: BUDOWA ATOMÓW I CZĄSTECZEK 

 

ATOM 

  

Atom jest najmniejszą częścią pierwiastka, zachowującą jego właściwości. Składa się z jądra oraz 
elektronów znajdujących się w przestrzeni wokółjądrowej. 

  
  

CHARAKTERYSTYKA CZĄSTEK, Z KTORYCH ZBUDOWANE SĄ ATOMY 

Atom zbudowany jest z:  

    1. jądra złożonego z: 
    • protonów    – są to cząstki elementarne o masie 

,   czyli około 1,0073 u, i 

jednostkowym ładunku dodatnim 

 

    • neutronów    – są to cząstki elementarne o masie 

,   czyli około 1,0087 u, 

elektrycznie obojętne 

    2. chmury elektronowej złożonej z elektronów e

-

 – są to cząstki elementarne o masie 1836 razy 

mniejszej od masy protonu, równej 

,   czyli około 0,00055 u, będące nośnikami 

jednostkowego ładunku ujemnego 

 

 
 

JĄDRO ATOMOWE 

Jądro atomowe opisuje się za pomocą liczb jądrowych:  
    • atomowej Z – która określa liczbę protonów (p

+

) w jądrze

    • masowej A – która określa sumę protonów i neutronów (n

0

) w jądrze

 

Protony i neutrony nazywa się nukleonami.
 
Atom o określonej liczbie protonów i neutronów w jądrze (lub zbiór atomów identycznych pod 

względem liczby Z i liczby A) nazywa się nuklidem i najczęściej zapisuje w następujący sposób: 

. 

Masa atomowa jest to liczba określająca, ile razy masa danego atomu jest większa od atomowej 
jednostki masy µ (µ = 1,66 • 10

– 27

kg). Masa atomowa zależy przede wszystkim od liczby 

nukleonów. 

  

 

1/26

KM9DCH000 

www.kurssikory.pl 

ROK XIV

 
 

PIERWIASTEK CHEMICZNY 

  

Pierwiastek chemiczny jest zbiorem atomów o tej samej liczbie atomowej Z.  
Izotopy są to atomy danego pierwiastka różniące się liczbą neutronów w jądrze, np.: 

  i 

 

Atomy izotopów różnią się masą. 

  
  

MASA ATOMOWA PIERWIASKTKA 

  

Masa atomowa pierwiastka (m

at

) – jest średnią ważoną mas atomowych wszystkich naturalnych 

izotopów danego pierwiastka . 

 

m

n

 – masa atomowa izotopu n 

x

n

% – zawartość procentowa danego izotopu (wyrażona w % masowych) 

  
  

ENERGIA WIĄZANIA 

Wielkością charakteryzującą stabilność jąder atomowych jest energia wiązania jądra. Im wyższa 

energia tym wyższa trwałość jądra atomowego.
Trwałe jądra mają pierwiastki, w których: 
    1. 

 

gdzie:  
L

n

 – liczba neutronów 

L

p

 – liczba protonów  

    2. Liczba masowa A < 209
 
W innych przypadkach jądra ulegają samorzutnym rozpadom, wśrod ktorych wyróżnia się: 

    1. Przemianę α: polega ona na emisji cząstek α (jąder helu 

), składających się z dwóch 

protonów i dwóch neutronów. W wyniku przemiany powstaje nowy pierwiastek o liczbie atomowej
mniejszej o 2 i liczbie masowej mniejszej o 4:

 

2/26 

 

 

KM9DCH000 

www.kurssikory.pl 

ROK XIV

    2. Przemianę β

-

: polega ona na emisji cząstek β

-

, czyli elektronów, pochodzących z rozpadu 

neutronów w jądrze atomowym: 

W wyniku tej przemiany tworzą się atomy pierwiastków o takiej samej liczbie masowej oraz liczbie 

atomowej o 1 większej od liczby atomowej pierwiastka wyjściowego: 

 

 
    3. Przemiana β

+

 – polega na emisji z jądra atomowego elektronu dodatniego (pozytonu) 

powstałego w wyniku rozpadu protonu na neutron, pozyton i neutrino

W wyniku emisji pozytonu następuje zmniejszenie liczby atomowej o 1 przy zachowaniu tej samej 
wartości liczby masowej nuklidu. 

 

 
 

  

 

3/26

KM9DCH000 

www.kurssikory.pl 

ROK XIV

 

Ćwiczenie maturalne 1 (1 pkt.)  
Zidentyfikuj nuklidy ukryte pod symbolami X, Y, Z, T w przedstawionym ciągu przemian 
promieniotwórczych oraz zapisz odpowiednie równania:  

 

  
  
  
  

U → Th 

+ 

He

 

Rozwiązanie

235

92

231

90

4
2

Th → Pa 

+ 

e

231

90

231

91

0

-1

Pa → Ac 

+ 

He

231

91

227

89

4
2

Ac → Th 

+ 

e

  

227

89

227

90

0

-1

OKRES POŁOWICZNEGO ROZPADU 

Miarą trwałości jądra atomowego jest okres polowicznego rozpadu    czyli czas, po upływie 
którego połowa początkowej liczby jąder atomowych N

0

, a tym samym połowa masy danego 

izotopu promieniotworczego, ulega rozpadowi w wyniku przemiany jądrowej. 
Zmianę masy próbki izotopu po czasie t określa wzór: 

 

Gdzie:  
m – masa po czasie t 
m

0

 – masa początkowa 

  – liczba okresów połowicznego rozpadu

 

 
 

4/26 

 

 

KM9DCH000 

www.kurssikory.pl 

ROK XIV

Ćwiczenie maturalne 2 (3 pkt.)  
Próbka pewnego materiału promieniotwórczego zawiera obecnie 40 g izotopu 

60

Co o okresie 

półtrwania równym 5 lat. Oblicz, ile gramów tego izotopu rozpadnie się w ciągu najbliższych 
15 lat. 

  

 

I sposób:  

Rozwiązanie

1 pkt za poprawną metodę obliczenia.
1 pkt za poprawne wykonanie obliczeń kolejnych mas izotopu, który
uległ rozpadowi w kolejnych (trzech) okresach pięciu lat: 
masa izotopu, która uległa rozpadowi w ciągu pierwszych pięciu lat: 

masa izotopu, która uległa rozpadowi w ciągu kolejnych pięciu lat: 

masa izotopu, która uległa rozpadowi w ciągu ostatnich pięciu lat: 
1 pkt za zsumowanie obliczonych trzech mas: m = 20 g + 10 g + 5 g = 35 g
II sposób: 
1 pkt za poprawną metodę obliczenia masy, która pozostała (nie uległa rozpadowi): 

obliczenie pozostałej masy: 

1 pkt za poprawny wynik liczbowy obliczenia masy, która pozostała: 5 gramów
1 pkt za poprawne obliczenie masy, która uległa rozpadowi: 
lub za każdy inny poprawny sposób rozwiązania zdania – łącznie 3 pkt.

MATURZYSTO PAMIĘTAJ! 
Zwróć uwagę na opisane w kluczu sposoby rozwiązania zadania oraz na punkty przyznawane za 

poszczególne etapy rozwiązań. W ten sposób są punktowane wszystkie zadania maturalne. 

  

  

 

5/26

KM9DCH000 

www.kurssikory.pl 

ROK XIV

 

MECHANIKA KWANTOWA 

  

Pozajądrową budowę atomu opisuje mechanika kwantowa. 

  
  

POJĘCIA DOTYCZĄCE ELEKTRONÓW 

Oto najważniejsze pojęcia, dotyczące elektronów:  
    • zasada nieoznaczoności Heisenberga – nie jest możliwe jednoczesne dokładne określenie 

położenia i pędu elektronu, a jedynie prawdopodobieństwo jego przebywania w danym obszarze.
    • orbital atomowy – najmniejszy obszar w przstrzeni wokółjądrowej, w którym 

prawdopodobieństwo przebywania elektronu jest największe. 
    •  równanie Schrödingera – równanie, ktorego rozwiązaniami są funkcje falowe, pozwalające 

na opisanie orbitalu atomowego. 
    • liczby kwantowe – 5 liczb określających stan kwantowy elektronu oraz cechy orbitalu 

atomowego: wielkość, kształt, orientację przestrzenną
 

 
 

 

 

  
  

Nazwa liczby  

kwantowej

Symbol Liczba możliwych 

wartości

Możliwe 

wartości

Znaczenie liczby

Główna liczba 
kwantowa

n

bez ograniczeń

kolejne liczby 
naturalne 1, 2, 3, 

...

kwantuje energię i decyduje 
o rozmiarach orbitali

Orbitalna liczba 
kwantowa

l

zależy od głównej 
liczby kwantowej i 
wynosi n

kolejne liczby 
całkowite od 0 
do  

n – 1 włącznie

kwantuje kręt (orbitalny 
moment pędu) i decyduje  
o kształcie orbitalu

Magnetyczna 
liczba kwantowa

m

zależy od orbitalnej 
liczby kwantowej i 

wynosi 2l + 1

liczby całkowite 
od –l do +l z 

zerem włącznie

kwantuje rzut krętu na 
wyróżniony kierunek i 

decyduje o orientacji 
przestrzennej orbitalu

Spinowa liczba 

kwantowa

s

jednakowa dla 

wszystkich 
elektronów

1/2

kwantuje spin

Magnetyczna 
spinowa liczba 

kwantowa

m

s

2

+1/2 lub –1/2

kwantuje rzut spinu na 
wyróżniony kierunek

6/26 

 

 

KM9DCH000 

www.kurssikory.pl 

ROK XIV

 

KONFIGURACJA ELEKTRONOWA PIERWIASTKA 

Konfiguracja elektronowa pierwiastka – przypisanie elektronów powłokom, podpowłokom i 

poziomom orbitalnym. 
Zasady zapełniania orbitali:  

    1. zakaz Pauliego: atom nie może mieć dwóch elektronów o takich samych wartościach 

wszystkich czterech liczb kwantowych 

 
    2. zasada minimum energii – elektrony opisywane są w pierwszej kolejności przez orbitale o 

najniższej energii: 1s,2s,3s,3p,4s,3d,4p,5s, itd.

    3. reguła Hunda – w obrębie danej podpowloki liczba niesparowanych elektronów powinna być 

jak największa; elektrony te mają jednakowy spin; elektrony sparowane tworzą się po wypełnieniu 

pojedynczymi elektronami wszystkich poziomów orbitalnych podpowłoki

 
 

  

 

7/26

KM9DCH000 

www.kurssikory.pl 

ROK XIV

 

UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW 

Układ okresowy pierwiastków pozwala określić:  
    • budowę atomu i konfigurację elektronową pierwiastka

 

Oto zapis konfiguracji elektronów walencyjnych pierwiastków bloków energetycznych s, p,d, f:
 

 
    • charakter chemiczny i aktywność pierwiastka.

Poniższy schemat ilustruje zmiany najważniejszych wlaściwości pierwiastkow na tle układu 

okresowego 

8/26 

 

 

KM9DCH000 

www.kurssikory.pl 

ROK XIV

 

 
    • stopnie utltenienia, jakie może on przyjmować w związkach chemicznych

 
Zapamiętaj, że: 
    1. pierwiastki metaliczne przyjmują dodatnie stopnie utlenienia;
    • pierwiaski bloku s przyjmują tylko jeden dodatni stopień utlenienia
    • pierwiastki bloku d i metale należące do bloku p mogą występować na różnych dodatnich 
stopniach utlenienia 

    2. pierwiastki niemetaliczne bloku p mogą przyjmować zarówno dodatnie stopnie utlenienia, 

jak i przyjmować elektrony przekształcając się w aniony

 
 

MATURZYSTO PAMIĘTAJ!  

Wykonując zadania, zwróć uwagę na wszystkie polecenia, które dane zadanie zawiera. Za każde 
można otrzymać 1 pkt. 
 
Ćwiczenie maturalne 3 (2 pkt.)  

Rubid jest pierwiastkiem o masie atomowej 85,47 u. W przyrodzie występuje on jako mieszanina 
dwóch izotopów o liczbach masowych 85 i 87. 

Zapisz konfigurację elektronową atomu rubidu na powłokach i podpowłokach oraz skrócony zapis 
konfiguracji elektronowej z zastosowaniem gazu szlachetnego. Określ liczbę elektronów 
walencyjnych. 

  
  
  
  
  

  

 

9/26

KM9DCH000 

www.kurssikory.pl 

ROK XIV

Podanie konfiguracji elektronowej na 

Rozwiązanie

    • powłokach: 

37

Rb K

2

L

8

M

18

N

8

O

1

    • podpowłokach: 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

3d

10

4s

2

4p

6

5s

1

(1 pkt)
Podanie skróconego zapisu konfiguracji elektronowej z zastosowaniem gazu szlachetnego: 

37

Rb 

[Kr]5s

1

 

Określenie liczby elektronów walencyjnych: 

37

Rb 5s

1

(1e walencyjny)

(1 pkt)

Ćwiczenie maturalne 4 (1 pkt.)  
Uszereguj poniższe atomy według:  
a) wzratającego promienia atomowego 

b) malejącej elektroujemności 
c) wzrastającego charakteru metalicznego
d) malejącej energii jonizacji 

Li, Be, N, Ne, Na 

  
  
  
  

a) N, Be, Li, Ne, Na 

Rozwiązanie

b) Na, Li, Be, N
c) N, Be, Li, Na
d) Ne, N, Be, Li, Na.

  

10/26 

 

 

KM9DCH000 

www.kurssikory.pl 

ROK XIV

 

Ćwiczenie maturalne 5 (4 pkt.)  

Atom pewnego pierwiastka E w stanie podstawowym, ma następującą konfigurację: 
1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

4

 

Uzupełnij poniższą tabelkę, dotyczącą tego pierwiastka: 

  

 

 

Liczba elektronów 
walencyjnych

Stopień utlenienia w 
związku z wodorem

Najwyższy stopień 
utlenienia w związku z 

tlenem

Konfiguracja 
elektronowa prostego 

jonu

 

 

 

 

 

Rozwiązanie

(po 1 pkt – za każde uzupełnienie) 

Liczba elektronów 
walencyjnych

Stopień utlenienia w 
związku z wodorem

Najwyższy stopień 
utlenienia w związku z 

tlenem

Konfiguracja 
elektronowa prostego 

jonu

6

-II

VI

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

  

 

11/26

KM9DCH000 

www.kurssikory.pl 

ROK XIV

 

WIĄZANIA CHEMICZNE 

Zdolność atomu danego pierwiastka do przyjmowania elektronów nazywa się elektroujemnością 
(EN) określa w skali liczbowej Paulinga ( od 0,7 do 4,0) .Jej wartość pozwala przewidzieć 

właściwości pierwiastka, np. niska EN – metal o dużej aktywności wysoka EN – aktywny niemetal
Elektroujemności pierwiastków pozwalają także przewidzieć rodzaj wiązań, jakie mogą utworzyć w 
wyniku reakcji chemicznej. 
 
Wiązanie chemiczne – sposob oddziaływania między atomami tworzącymi cząsteczkę; atomy 

tworzą cząsteczki, gdyż dążą do uzyskania stabilnej konfiguracji elektronowej: dubletowej lub 

oktetowej.  
Rodzaje wiązań chemicznych:  
    • jonowe – elektrostatyczne oddziaływanie między jonami dodatnimi i ujemnymi, powstałymi w 

wyniku wzajemnej jonizacji atomów rózniących się znacznie elektroujemnością (∆EN > 1,7, ∆EN 
to różnica elektroujemności) 
 

 
    • kowalencyjne – oddziaływanie polegające na tworzeniu się między atomami wspólnych par 

elektronowych. 
 
    • liczba wiązań kowalencyjnych, które może tworzyć dany atom, jest równa liczbie jego 
niesparowanych elektronów 
 
    • wspólne pary tworzą elektrony o przeciwnie skierowanych spinach
    • następuje nalożenie się orbitali walencyjnych i wytworzenie orbitali cząsteczkowych 
( molekularnych): 

 
          • typu    – gdy walencyjne orbitale atomowe nakladają się liniowo

 
 

 
          • typu   – gdy walencyjne orbitale atomowe nakladają się bocznie

12/26 

 

 

KM9DCH000 

www.kurssikory.pl 

ROK XIV

 
Wiązanie kowalencyjne jest niespolaryzowane, gdy wspólna para elekronowa jednakowo 

oddziałuje z każdym z jąder atomowych cząsteczki np.w cząsteczkach homoatomowych typu H

2

, 

O

2

 (∆EN < 0,4). 

 
Wiązanie kowalencyjne jest spolaryzowane, gdy wspólna para elektronowa jest przesunięta w 

stronę pierwiastka o wyższej elektroujemności (∆EN 0,4-1,7).
 
    • koordynacyjne (donorowo – akceptorowe) – oddziaływanie polegające na uwspólnieniu par 
elektronowych pochodzących od jednego z atomów-donora pary elektronowej , np w jonie NH

4

+

donorem pary elektronowej jest N ,akceptorem jon H

+

 

 
    • metaliczne – oddziaływnie między gazem elektronowym( poruszające się swobodnie elektrony 

walencyjne), a kationami, które tworzą sieć krystaliczną metalu
 
    • wiązanie wodorowe, ktore jest oddziaływaniem między odrębnymi czasteczkami ,np. wody, 

etanolu, fluorowodoru lub fragmentami dużych czasteczek, np białek; atom wodoru o cząstkowym 

ładunku dodatnim odziałuje z silnie elektroujemnym atomem mającym wolną parę 
elektronową ,najczęściej są to atomy O, N, F

 
 

  

 

13/26

KM9DCH000 

www.kurssikory.pl 

ROK XIV

 

Ćwiczenie maturalne 6 (5 pkt.)  

Ustal rodzaj wiązań w każdym z następujących związków chemicznych: 

  

 

 

Związek                     Rodzaj 

wiązań                    

Związek                     Rodzaj 

wiązań                    

Ca Br

2

                    

HI

                    

I

2

                    

NaH

                    

PH

3

                    

BaO

                    

HBr

                    

H

2

 S

                    

Al I

3

                    

HNO

2

                    

 

Rozwiązanie

 

Związek Rodzaj wiązań

Związek Rodzaj wiązań

CaBr

2

jonowe

HI

kowalencyjne spolaryzowane w 
stronę jodu

I

2

kowalencyjne

NaH

jonowe

PH

3

kowalencyjne

BaO

jonowe

HBr

kowalencyjne spolaryzowane w stronę 
bromu

H

2

S

kowalencyjne spolaryzowane w 
stronę siarki

AlI

3

jonowe

HNO

2

kowalencyjne spolaryzowane w 

stronę tlenu

Po 1 pkt za każde 2 poprawnie wpisane rodzaje wiązań.

MATURZYSTO PAMIĘTAJ! 

9 Pamiętaj o korzystaniu z tablicy elektroujemności w/g Paulinga

9 Pamiętaj, że sole mają budowę jonową niezależnie od różnicy elektroujemności pierwiastków, z 

których są zbudowane 
 

 
 

14/26 

 

 

KM9DCH000 

www.kurssikory.pl 

ROK XIV

 

ORBITALE ATOMOWE 

Walencyjne orbitale atomowe niektórych pierwiastków są zhybrydyzowane . Orbitale różniące się 

energią i kształtem (nierównocenne) przeksztalcają się w orbitale o tej samej energii i kształcie 

(rownocenne) i w tym stanie oddziałują z innymi atomami tworząc cząsteczki. 
Przykład hybrydyzacji typu sp (digonalna) 

 

 
 

Najczęściej spotykane typy hybrydyzacji opisuje tabela.
 
 

HYBRYDYZACJA ORBITALI
 
 

 

  
  

Typ 
hybrydyzacji

Nazwa 
hybrydyzacji

Orientacja przestrzenna orbitali Kształt 

przestrzenny 

hybryd

Charakterystyczny 
kąt

atomowych zhybrydyzowanych

sp

digonalna

liniowy

180 °

sp

2

trygonalna

trójkątny

120 °

sp

3

tetraedryczna 

(tetragonalna)

tetraedryczny 109 ° 28'

STRUKTURA PRZESTRZENNA CZĄSTECZEK  

  

Struktura przestrzenna cząsteczek zależy od wzajemnego ułożenia orbitali molekularnych 
występujących w tych cząsteczkach. 

  
  

  

 

15/26

KM9DCH000 

www.kurssikory.pl 

ROK XIV

Ćwiczenie maturalne 7 (1 pkt.)  

Uzupełnij tabelę, a następnie wykonaj polecenia. 
1. Uzupełnij tabelę. 

  

 

Wzór 

cząsteczki

Typ hybrydyzacji atomu 

centralnego

Układ przestrzenny orbitali 

hybrydyzowanych

CCl

4

     

     

CS

2

     

     

H

2

O

     

     

SO

2

     

     

2. Narysuj wzory elektronowe podanych cząsteczek. 

  

 

 

 

 

 

3. Wśród podanych cząsteczek wskaż niepolarne, w których występują wiązania kowalencyjne 
polarne. 

  

 

 

 

 

 

4. Wybierz z tabeli cząsteczki zdolne do tworzenia wiązań wodorowych i narysuj odpowiedni 
dimer. 

  

 

 

 

 

 

16/26 

 

 

KM9DCH000 

www.kurssikory.pl 

ROK XIV

1.  

 

Rozwiązanie:

Wzór 

cząsteczki

Typ hybrydyzacji atomu 

centralnego

Układ przestrzenny orbitali 

hybrydyzowanych

CCl

4

sp

3

tetraedryczny

CS

2

sp

liniowy

H

2

O

sp

3

tetraedryczny

SO

2

sp

2

trygonalny

2.  

 

 

 

 

3.  

niepolarne: CCl

4

, CS

2

4.  

 

 
MATURZYSTO PAMIĘTAJ!  

Zwróć uwagę na wzory elektronowe przedstawione w kluczu. Tylko za pełny zapis wzoru 

(uwzględniający także wolne pary elektronowe) otrzymuje się punkty.  

  

  

 

17/26

KM9DCH000 

www.kurssikory.pl 

ROK XIV

 

TEMAT: KLASYFIKACJA ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH 

 

WODORKI 

Wodorki są to związki metali i niemetali z wodorem.
 
 

 

  
  

Numer grup

1

2

13

14

15

16 17

Maksymalna 

wartościowość

I

II

III

IV

III

II

I

Wzór ogólny wodorku 

odpowiadający 

wartościowości max.

EH EH

2

EH

3

EH

4

EH

3

H

2

E HE

Ćwiczenie maturalne 8 (8 pkt.)  

Podaj wzory sumaryczne wodorków i określ charakter chemiczny każdego z nich. 

  

 

 

Symbol 

pierwiastka

Wzór 

sumaryczny 
wodorku

Charakter 

chemiczny 
wodorku

Symbol 

pierwiastka

Wzór 

sumaryczny 
wodorku

Charakter 

chemiczny 
wodorku

K

     

     

Al

     

     

C

     

     

Mg

     

     

P

     

     

I

     

     

N

     

     

S

     

     

 

Rozwiązanie

1 pkt za każdy prawidłowo wypelniony rząd

Symbol 
pierwiastka

Wzór 
sumaryczny 

wodorku

Charakter 
chemiczny 

wodorku

Symbol 
pierwiastka

Wzór 
sumaryczny 

wodorku

Charakter 
chemiczny 

wodorku

K

KH

Zasadowy

Al

AlH

3

Zasadowy

C

CH

4

Obojętny

Mg

MgH

2

Zasadowy

P

PH

3

Zasadowy

I

HI

Kwasowy

N

NH

3

Zasadowy

S

H

2

S

Kwasowy

MATURZYSTO PAMIĘTAJ! 
W zadaniu tym należy określić charakter chemiczny wodorków. Przypomnij sobie, jak podane 

związki zachowują sie wobec wody, kwasów i zasad! 

18/26 

 

 

KM9DCH000 

www.kurssikory.pl 

ROK XIV

 

 
 

TLENKI 

Tlenki są połączeniami pierwiastka z tlenem. Ich skład zależy od wartościowości danego 
pierwiastka. 

 
 

 

PODZIAŁ TLENKÓW 
 

 

  
  

Numer grup

1

2

13

14

15

16

17

Maksymalna 

wartościowość

I

II

III

IV

V

VI

VII

Wzór ogólny tlenku 

odpowiadający 

wartościowości max.

E

2

O EO E

2

O

3

EO

2

E

2

O

5

EO

3

E

2

O

7

  

 

19/26

KM9DCH000 

www.kurssikory.pl 

ROK XIV

Ćwiczenie maturalne 9 (8 pkt.)  

Podaj wzory sumaryczne tlenków, w których pierwiastek ma najwyższy stopień utlenienia i określ 

charakter chemiczny każdego z nich. 

  

 

 

Symbol pierwiastka Wzór sumaryczny tlenku Charakter chemiczny tlenku
K

     

     

C

     

     

P

     

     

N

     

     

S

     

     

Al

     

     

Mg

     

     

Cl

     

     

 

Rozwiązanie

 

  

Symbol pierwiastka Wzór sumaryczny tlenku Charakter chemiczny tlenku
K

K

2

O

Zasadowy

C

CO

2

Kwasowy

P

P

2

O

5

Kwasowy

N

N

2

O

5

Kwasowy

S

SO

3

Kwasowy

Al

Al

2

O

3

Amfoteryczny

Mg

MgO

Zasadowy

Cl

Cl

2

O

7

Kwasowy

20/26 

 

 

KM9DCH000 

www.kurssikory.pl 

ROK XIV

 

WODOROTLENKI 

Wodorotlenki są to związki nieorganiczne, w których wzorze wyróżnia się symbol metalu i grupę 
wodorotlenową . Wzór ogólny wodorotlenków to: 
Me(OH)

n

 

n – liczba jednowartościowych grup OH równa wartościowości metalu
 
Wodorotlenki dzielimy ze względu na: 
    1. rozpuszczalność w wodzie 
    • dobrze rozpuszczalne w wodzie – wodorotlenki litowców
    • trudno rozpuszczalne w wodzie – pozostale wodorotlenki

 

    2. stopień dysocjacji:
    • mocne zasady – wodorotlenki litowców i berylowców z wyjatkiem Be(OH)

2

, Mg(OH)

2

    • słabe zasady – pozostale wodorotlenki

 

    3. charakter chemiczny:
    • zasadowe – wodorotlenki litowców i berylowców z wyjatkiem Be(OH)

2

 oraz niektóre 

wodorotlenki metali bloku d, np.Fe(OH)

2

, Cr(OH)

2

, Mn(OH)

2

. Wodorotlenki zasadowe reagują z 

kwasami, a nie reagują z zasadami. 

 
    • amfoteryczne – wodorotlenki reagujące z mocnymi kwasami i mocnymi zasadami np.:

Zn(OH)

2

 + 2HCl   →   ZnCl

2

 + 2H

2

O 

 
Zn(OH)

2

 + 2NaOH   →   NaZnO

2

 + 2H

2

O

 
 

  

 

21/26

KM9DCH000 

www.kurssikory.pl 

ROK XIV

 

Ćwiczenie maturalne 10 (3 pkt.)  

Zaproponuj trzy metody otrzymywania wodorotlenku potasu. Przedstaw schematyczne rysunki i 

napisz równania reakcji chemicznych. 

  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  

 

 

Rozwiązanie

 

 

MATURZYSTO PAMIĘTAJ! 
Zwróć uwagę, że przedstawione w zadaniu sposoby otrzymywania KOH
dotyczą tylko wodorotlenkow litowców i berylowców ( z wyjątkiem berylu)

  

22/26 

 

 

KM9DCH000 

www.kurssikory.pl 

ROK XIV

Ćwiczenie maturalne 11 (1 pkt.)  

Zaprojektuj doświadczenie za pomocą którego wykażesz amfoteryczny charakter Al(OH)

3

.  

Podaj 

  

    • schemat rysunku 

 
    • przewidywane obserwacje 

 

    • równania reakcji w formie jonowej 

 

    • wnioski 

 

 

 
 

 
 
 

 

 

 

 

 

 

 

  

 

23/26

KM9DCH000 

www.kurssikory.pl 

ROK XIV

    • schemat rysunku: 

Rozwiązanie

    • przewidywane obserwacje: biały osad znika
    • wnioski: w obu probówkach zaszły reakcje
    • równania reakcji:

MATURZYSTO PAMIĘTAJ! 
Twoj opis doświadczenia powinien być zgodny z kluczem, musi zawierać wypunktowane 

elementy! 

KWASY 

Kwasy są to związki nieorganiczne zbudowane z wodoru i reszty kwasowej R. Wzor ogólny: 
H

n

R 

 
Kwasy dzielimy ze wzgledu na:
    1. budowę reszty kwasowej 
          • tlenowe 
          • beztlenowe

    2. liczbę atomów wodoru odszczepiających się w postaci kationu
          • jednoprotonowe, np.HBr
          • wieloprotonowe, np. H

2

 SO

4

    3. stopień dysocjacji: 
          • mocne : HI, HCl, HBr, HClO

4

 , H

2

SO

4

, HNO

3

          • slabe: pozostałe
          • właściwości utleniające:
          • utleniające: H

2

 SO

4 stęż

, HNO

3 stęż.

, HNO

3 rozc.

          • nieutleniające – pozostałe

 
 

24/26 

 

 

KM9DCH000 

www.kurssikory.pl 

ROK XIV

 

Ćwiczenie maturalne 12 (3 pkt.)  
Podaj wzory i nazwy tlenków, które są bezwodnikami rzeczywistymi lub teoretycznymi

następujących kwasów:  
 
 

 

  

 

Kwas

Tlenek kwasowy (nazwa) Tlenek kwasowy (wzór sumaryczny)

Kwas siarkowy (IV)

     

     

Kwas fosforowy (V)      

     

Kwas krzemowy

     

     

Kwas chromowy (VI)      

     

Kwas azotowy (III)

     

     

 

Rozwiązanie

 

Kwas

Tlenek kwasowy (nazwa) Tlenek kwasowy (wzór sumaryczny)

Kwas siarkowy(IV)

Tlenek siarki(IV)

SO

2

Kwas fosforowy(V)

Tlenek fosforu(V)

P

4

O

10

Kwas krzemowy

Tlenek krzemu ( IV)

SiO

2

Kwas chromowy (VI) Tlenek chromu(VI)

CrO

3

Kwas azotowy (III)

Tlenek azotu (III)

N

2

O

3

Za 5 dobrych odpowiedzi – 3 punkty
Za 4 dobrych odpowiedzi – 2 punkty
Za 3 dobre odpowiedzi – 1 punkt
Za 0-2 dobre odpowiedzi – 0 punktów

  

 

25/26

KM9DCH000 

www.kurssikory.pl 

ROK XIV

 

SOLE 

Sole to związki o wzorze ogolnym 

Me

r

 R

m

 oraz (NH

4

)

r

R, w ktorym:  

Me – metal  
r – liczba kationow metalu lub NH

4

+

  

R – reszta kwasowa  

m – liczba reszt kwasowych 
 
Sole dzielimy na:  

    1. obojętne np. NaBr – bromek sodu 
    2. wodorosole np. KHSO

4

 wodorosiarczan VI potasu

    3. hydroksosole np. Al(OH)

2

Cl chlorek diwodorotlenek glinu

 
 

Ćwiczenie maturalne 13 (6 pkt.)  

Ułóż sześć równań chemicznych otrzymywania soli dobierając substraty spośród następujących 
związków:  
Al

2

O

3

, Rb

2

O, Cu, KOH, HNO

3

. 

  
  
  
  
  
  

    1. Al

2

O

3

 + 6HNO

3

 → 2Al(NO

3

)

3

 + 3H

2

O 

Rozwiązanie

    2. Al

2

O

3

 + 2KOH → 2KAlO

2

 + H

2

O

    3. Rb

2

O + 2HNO

3

 → 2RbNO

3

 + H

2

O

    4. Cu + 4HNO

3st.

 → Cu(NO

3

)

2

 + 2NO

2

 + 2H

2

O

    5. 3Cu + 8HNO

3rozc.

 → 3Cu(NO

3

)

2

 + 2NO + 4H

2

O

    6. KOH + HNO

3

 → KNO

3

 + H

2

O

(po 1 pkt za każde prawidłowe równanie reakcji)

MATURZYSTO PAMIĘTAJ! 

9 znajomość metod otrzymywania soli, 
9 prawidłowy zapis równań reakcji i ich stechiometrię.

26/26 

 

 

KM9DCH000 

www.kurssikory.pl 

ROK XIV