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