Technik_papiernictwa_311[27].Z1.01

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

SPIS TREŚCI

1. Wprowadzenie

2. Wymagania wstępne

3. Cele kształcenia

4. Materiał nauczania

4.1. Pojęcie i struktura materii oraz stany skupienia materii

4.1.1. Materiał nauczania

4.1.2. Pytania sprawdzające

4.1.3. Ćwiczenia

4.1.4. Sprawdzian postępów

4.2. Układ okresowy pierwiastków

4.2.1. Materiał nauczania

4.2.2. Pytania sprawdzające

4.2.3. Ćwiczenia

4.2.4. Sprawdzian postępów

4.3. Wiązania chemiczne

4.3.1. Materiał nauczania

4.3.2. Pytania sprawdzające

4.3.3. Ćwiczenia

4.3.4. Sprawdzian postępów

4.4. Zjawiska fizyczne

4.4.1. Materiał nauczania

4.4.2. Pytania sprawdzające

4.4.3. Ćwiczenia

4.4.4. Sprawdzian postępów

4.5. Reakcje chemiczne, stechiometria reakcji chemicznych

4.5.1. Materiał nauczania

4.5.2. Pytania sprawdzające

4.5.3. Ćwiczenia

4.5.4. Sprawdzian postępów

4.6. Właściwości, metody otrzymywania oraz zastosowanie związków

chemicznych

4.6.1. Materiał nauczania

4.6.2. Pytania sprawdzające

4.6.3. Ćwiczenia

4.6.4. Sprawdzian postępów

4.7. Skład pierwiastkowy związków organicznych – węglowodory

4.7.1. Materiał nauczania

4.7.2. Pytania sprawdzające

4.7.3. Ćwiczenia

4.7.4. Sprawdzian postępów

4.8. Jednofunkcyjne i wielofunkcyjne związki organiczne, związki

heterocykliczne

4.8.1. Materiał nauczania

4.8.2. Pytania sprawdzające

4.8.3. Ćwiczenia

4.8.4. Sprawdzian postępów

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

1. WPROWADZENIE

Poradnik ten pomoże Ci w przyswajaniu wiedzy i kształtowaniu umiejętności z zakresu

analizowania procesów chemicznych.

W poradniku zamieszczono:

−

wymagania wstępne – wykaz umiejętności, jakie powinieneś mieć już ukształtowane
przed przystąpieniem do nauki w tej jednostce modułowej,

−

cele kształcenia – wykaz umiejętności jakie ukształtujesz podczas pracy z tym
poradnikiem,

−

materiał nauczania – czyli zestaw wiadomości, które powinieneś posiadać, aby
samodzielnie wykonać ćwiczenia,

−

pytania sprawdzające – zestawy pytań, które pomogą Ci sprawdzić, czy opanowałeś
podane treści i możesz już rozpocząć realizację ćwiczeń,

−

ćwiczenia – mają one na celu ukształtowanie Twoich umiejętności praktycznych,

−

sprawdzian postępów – zestaw pytań, na podstawie których sam możesz sprawdzić, czy
potrafisz samodzielnie poradzić sobie z zadaniami, które wykonywałeś wcześniej,

−

sprawdzian osiągnięć – zawiera zestaw zadań testowych (test wielokrotnego wyboru),

−

literaturę – wykaz pozycji, z jakich możesz korzystać podczas nauki.
W materiale nauczania zostały przedstawione zagadnienia dotyczące klasyfikacji i składu

chemicznego ropy naftowej, gazu ziemnego i wód podziemnych, właściwości
fizykochemicznych kopalin, wykonywania ćwiczeń laboratoryjnych w zakresie badania
właściwości kopalin oraz sporządzania zestawień wyników wraz z ich interpretacją.

Przy wykonywaniu ćwiczeń laboratoryjnych powinieneś korzystać z instrukcji

stanowiskowych, wskazówek i poleceń nauczyciela, zwracając szczególną uwagę na
przestrzeganie zasad bezpieczeństwa i przepisów przeciwpożarowych.

Po wykonaniu ćwiczeń sprawdź poziom swoich postępów rozwiązując test „Sprawdzian

postępów”  zamieszczony  po  ćwiczeniach,  zaznaczając  w  odpowiednim  miejscu,  jako
właściwą  Twoim  zdaniem,  odpowiedź  TAK  albo  NIE.  Odpowiedzi  TAK  wskazują  Twoje
mocne  strony,  natomiast  odpowiedzi  NIE  wskazują  na  luki  w  Twojej  wiedzy  i  nie  w  pełni
opanowane umiejętności praktyczne, które musisz uzupełnić.

Po zrealizowaniu programu jednostki modułowej nauczyciel sprawdzi poziom Twoich

umiejętności  i  wiadomości.  Otrzymasz  do  samodzielnego  rozwiązania  test  pisemny  oraz
zadanie  praktyczne,  w  formie ćwiczenia  laboratoryjnego. Nauczyciel  oceni  oba  sprawdziany
i na  podstawie  określonych  kryteriów  podejmie  decyzję  o  tym,  czy  zaliczyłeś  program
jednostki modułowej.

Bezpieczeństwo i higiena pracy

W czasie pobytu w pracowni musisz przestrzegać regulaminów, przepisów bhp i higieny

pracy oraz instrukcji przeciwpożarowych, wynikających z rodzaju wykonywanych prac.
Przepisy te poznałeś już podczas trwania nauki i należy je bezwzględnie stosować.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

3. CELE KSZTAŁCENIA

W wyniku realizacji programu jednostki modułowej, powinieneś umieć:

−

wyjaśnić pojęcie materii,

−

określić właściwości pierwiastków na podstawie ich położenia w układzie okresowym,

−

wyjaśnić różnice między zjawiskami fizycznymi a reakcjami chemicznymi,

−

rozróżnić rodzaje reakcji chemicznych i określić ich efekty energetyczne,

−

wskazać czynniki wpływające na stan równowagi i szybkość reakcji chemicznych,

−

określić wpływ różnych parametrów na wydajność reakcji chemicznych, oraz przebieg
procesu technologicznego,

−

ustalić wzór sumaryczny związku chemicznego na podstawie jego składu
elementarnego,

−

scharakteryzować wiązania chemiczne i ich wpływ na właściwości związków
chemicznych,

−

wyszczególnić podstawowe grupy funkcyjne występujące w związkach organicznych,

−

scharakteryzować grupy jednofunkcyjnych związków organicznych oraz metody ich
otrzymywania,

−

scharakteryzować grupy wielofunkcyjnych związków organicznych oraz ich
właściwości i zastosowanie,

−

scharakteryzować

reakcje

otrzymywania

wielkocząsteczkowych

związków

organicznych,

−

określić właściwości oraz metody otrzymywania podstawowych grup związków
nieorganicznych,

−

wyjaśnić pojęcia: ciepło właściwe substancji, znormalizowane ciepło reakcji
chemicznych, stała równowagi chemicznej,

−

scharakteryzować podstawowe równowagi chemiczne występujące w roztworach,

−

wyjaśnić zjawiska zachodzące w procesach krystalizacji, dyfuzji i osmozy,

−

opisać

równowagi

granicy

faz

scharakteryzować

ich

zastosowanie

w analizie chemicznej (chromatografia, adsorpcja, ultrafiltracja, kataliza),

−

scharakteryzować stany skupienia i przejścia między nimi jako istotne procesy
w rozdzielaniu i oczyszczaniu substancji,

−

scharakteryzować wpływ promieniowania elektromagnetycznego na substancje i określić
jego zastosowanie do określania budowy i czystości substancji,

−

określić wpływ procesów chemicznych na środowisko przyrodnicze,

−

skorzystać z różnych źródeł informacji technicznej.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4. MATERIAŁ NAUCZANIA

4.1. Pojęcie i struktura materii oraz stany skupienia materii

4.1.1. Materiał nauczania

Pojęcie i struktura materii

Wszystko co nas otacza książka, krzesło, woda jest zbudowane z materii. Materia jednak

to nie tylko rzeczy, których można dotknąć. To także powietrze, którym oddychamy, planety
we  Wszechświecie,  istoty  żywe,  na  przykład  owady  i  twory  martwe,  (skały)  są  zbudowane
z materii.  Materia  składa  się  z  małych  cząstek,  zwanych  atomami,  które  są  zbudowane
z jeszcze  mniejszych  cząstek  subatomowych.  Właściwościami  materii  są:  gęstość,  ciężar,
masa,  objętość,  wytrzymałość,  plastyczność,  sprężystość,  kruchość,  rozpuszczalność,
przewodzenie ciepła, przewodzenie elektryczności, temperatura topnienia w wrzenia.

Materia występuje w trzech dających się łatwo rozróżnić stanach skupienia, tj.

−

stałym,

−

ciekłym,

−

gazowym.
Istnieje również czwarty stan skupienia, stan plazmy, który istnieje jedynie w zakresie

niezwykle wysokich temperatur (nie obserwujemy jej jednak często. Występuje głównie we
wnętrzu Słońca i innych gwiazd).

Stan stały charakteryzuje się utrzymaniem kształtu, postaci i objętości próbki, niezależnie

od kształtu naczynia.

Stan ciekły odznacza się tym, że próbka zachowuje swoją określoną objętość podczas

przelewania z jednego zbiornika do drugiego, ale przyjmuje kształt dna mieszczącego ją
naczynia.

Stan gazowy charakteryzuje się tym, że próbka nie ma ani własnego kształtu, ani

objętości i może rozprzestrzeniać się po całej objętości naczynia, w której jest zawarta.

Rys. 1. Stany skupienia materii [19]

Różnice te można łatwo wyjaśnić za pomocą teorii kinetycznej materii zgodnie z którą

w temperaturach powyżej zera absolutnego (tj. powyżej -273

C) atomy i cząsteczki substancji

znajdują  się  w  nieustannym  ruchu.  W  ciałach  stałych  ruch  ten  nie  jest  wielki  i  odnosi  się
głównie  do  oscylacji  atomów  i  cząsteczek  względem  węzłów  sieci  krystalicznej.  W  miarę
ogrzewania rośnie energia kinetyczna ruchów a w temperaturze zwanej temperaturą topnienia
cząsteczki  lub  pojedyncze  atomy,  tracą  zdolność  powrotu  do  swych  pierwotnych  położeń
i substancja  stała  przechodzi  w  ciecz.  Wzajemne  oddziaływanie  między  atomami
i cząsteczkami jest jednak ciągle tak duże, że objętość cieczy w danej temperaturze pozostaje
stała.  Dalsze  ogrzewanie  cieczy  prowadzi  wreszcie  do  stanu,  w  którym  cząsteczki  uzyskują
energię kinetyczną wystarczającą do pokonania sił wzajemnego przyciągania i ciecz zamienia
się w gaz, zdolny do rozprzestrzeniania się w całej dostępnej przestrzeni.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Wszystko, co możemy zobaczyć, usłyszeć, dotknąć i wyczuć jest zbudowane

z mikroskopijnych cząsteczek nazywanych atomami, których miliardy mieszczą się w kropce.
Atom zaś tworzą cząstki  jeszcze  mniejsze (subatomowe). W środku każdego atomu znajduje
się jądro zbudowane z protonów i neutronów (nukleonów). Wokół niego krążą cząstki zwane
elektronami,  tworzące  różne  powłoki  (warstwy).  Protony  i  neutrony  są  znacznie  cięższe  niż
elektrony,  masa  atomu  jest  więc  praktycznie  równa  masie  jądra.  Większe  grupy  atomów
łącząc  się  tworzą  cząsteczki.  Liczba  protonów  nosi  nazwę  liczby  atomowej.  Protony  mają
dodatni  ładunek  elektryczny,  natomiast  neutrony  są  elektrycznie  obojętne.  Elektrony,  które
krążą  wokół  jądra  podobnie  jak  planety  wokół  Słońca,  mają  ładunek  ujemny;  poruszają  się
niemal tak szybko jak światło.

Rys. 2. Schemat budowy atomu [11, s. 157]

Atom zawiera zawsze jednakową liczbę elektronów i protonów. Wszystkie atomy danego

pierwiastka zawierają  jednakową liczbę protonów, mogą  jednak różnić się  liczbą neutronów.
W  takim  wypadku  mamy  do  czynienia z  izotopami.  Izotopy  promieniotwórcze  noszą  nazwę
radioizotopów.  Atomy  są  znacznie  mniejsze,  niż  to  sobie  można  wyobrazić.  10  milionów
atomów ułożonych obok siebie  zmieściłoby się  na długości  jednego milimetra. Mimo swych
znikomo małych rozmiarów atom stanowi głównie pustą przestrzeń, gdyż elektrony znajdują
się  bardzo  daleko  od  jądra.  Na  każdej  z  tych  orbit  elektrony  mają  ściśle  określoną  energię.
Pod  wpływem  pewnych  czynników  zewnętrznych  elektron  może  przeskoczyć  na  dalszą  od
jądra  orbitę-  atom  jest  wtedy  w  tzw.  stanie  wzbudzonym,  który  jest  stanem  nietrwałym.
Podczas  powrotu  elektronu  na  orbitę  pierwotną  następuje  emisja  kwantu  promieniowania,
o wielkości równej różnicy energii atomu w stanie wzbudzonym i podstawowym.
Opis składu jąder atomowych

Atom, którego jądro zawiera określoną liczbę protonów i neutronów, nazywamy

nuklidem. Opisujemy go za pomocą tak zwanych liczb jądrowych: liczby atomowej Z i liczby
masowej A. Liczby te zapisujemy z lewej strony symbolu pierwiastka chemicznego:

W takim zapisie A oznacza liczbę masową równą sumie liczb protonów i neutronów

w jądrze, Z to liczba atomowa równa liczbie protonów w jądrze, a „E" - symbol chemiczny
pierwiastka.

Pierwiastek to zbiór atomów o takiej samej liczbie protonów w jądrze.
Dla znanych obecnie 118 pierwiastków wartość liczby atomowej Z wynosi od l (dla

wodoru) do 118 (dla najcięższego pierwiastka).

Wartości liczb masowych wynoszą od l (dla nuklidu H

) do 293 dla jedynego znanego

dotychczas nuklidu pierwiastka o liczbie atomowej l18. Tak duże atomy położone w dolnej
części układu okresowego są atomami otrzymywanymi sztucznie. Wiele z nich nie ma jeszcze

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

nazwy. Określa  się  je  wtedy  zgodnie  z zasadami  nazewnictwa,  uwzględniającymi  ich  liczbę
atomową  –  stąd  dla  118  pierwiastka  stosuje  się  nazwę  ununokt  (symbol  Uuo).  Istnienie
niektórych sztucznie otrzymywanych atomów  jest trudne do udowodnienia. Ostatnie  badania
podają w wątpliwość istnienie 118 pierwiastka.

Z wartości liczb atomowej i masowej możemy bardzo łatwo określić skład jądra

atomowego, na przykład: dla atomu sodu

liczba protonów wynosi 11, gdyż Z =11,

neutronów zaś 12 (A - Z = 23 - 11 = 12). Atom chloru

ma 17 protonów, ponieważ

Z = 17, i 20 neutronów, gdyż A - Z = 37 - 17 = 20.

Izotopy są to odmiany danego pierwiastka, różniące się liczbą neutronów w jądrze.

Oczywiście,  izotopy  tego  samego  pierwiastka  muszą  mieć  jednakową  liczbę  protonów
w jądrze, co wynika z poznanej już przez nas definicji pierwiastka. Pierwiastki cechują bardzo
różne  ilości  izotopów:  niektóre  istnieją  w  przyrodzie  jako  tak  zwane  pierwiastki  czyste
izotopowe, czyli w postaci tylko jednego trwałego nuklidu danego pierwiastka (są to między
innymi fluor  F

, sód Na

, fosfor P

). Przeważająca większość pierwiastków ma 2 izotopy

lub więcej (najwięcej izotopów charakteryzuje cynę, aż 10 nuklidów tego pierwiastka jest
trwałych).

Ponieważ izotopy danego pierwiastka zawierają różne liczby nukleonów w jądrze, różnią

się od siebie masą atomów. Mają one natomiast identyczne rozmiary atomów, ponieważ
wszystkie charakteryzują się jednakową liczbę elektronów. Ponadto izotopy tego samego
pierwiastka są do siebie podobne pod względem właściwości chemicznych i fizycznych.

Niekiedy jednak wśród izotopów tego samego pierwiastka mogą występować różnice we

właściwościach  fizycznych,  przy  czym  są  one  tym  większe,  im  bardziej  izotopy  różnią  się
masami.  Od  masy  cząsteczek  w  znacznym  stopniu  zależy  gęstość  pierwiastka  i  szybkość
dyfuzji  cząsteczek,  natomiast  takie  cechy,  jak  na  przykład  przewodnictwo  elektryczne  czy
barwa nie zależą od liczby masowej atomu.

Obliczanie średnich mas atomowych
W przyrodzie mamy do czynienia najczęściej z mieszaninami izotopów. Oznacza to, że

bez względu na miejsce wydobycia czy rodzaj związku tworzonego przez dany pierwiastek
składa się on z różnych swoich izotopów. W wodzie morskiej spotykamy na przykład obok
typowego izotopu tlenu

O także izotopy

O oraz

O, tyle że występują one zdecydowanie

rzadziej. Procentowy udział każdego izotopu w masie pierwiastka pozostaje niezmienny,
a ponieważ jednych izotopów jest więcej, a innych mniej, do obliczenia średniej masy
atomowej posługujemy się tak zwana średnią ważoną:

100

...

⋅

gdzie:
M

, M

– masy atomowe kolejnych izotopów,

%,p

% – zawartości procentowe kolejnych izotopów.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4.1.2. Pytania sprawdzające

Odpowiadając na pytania, sprawdzisz, czy jesteś przygotowany do wykonania ćwiczeń.

1.  Co to jest materia?
2.  Jakie znasz właściwości materii?
3.  Jakie znasz stany skupienia materii?
4.  Co to jest atom?
5.  Jak zbudowany jest atom?
6.  Czym charakteryzują się stany skupienia materii?
7.  Co to jest pierwiastek i izotop?

4.1.3. Ćwiczenia

Ćwiczenie 1

Oblicz średnią masę atomową boru korzystając z informacji zawartych w poradniku

chemika oraz w niniejszym poradniku.

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1)  znaleźć masy atomowe kolejnych izotopów boru,
2)  znaleźć procentowe zawartości kolejnych izotopów boru,
3)  zapisać w zeszycie potrzebne wzory obliczeniowe,
4)  uwzględniając  procentowy  udział  izotopów,  zastosować  wzór  do  obliczenia  średniej

masy atomowej,

5) zaprezentować wyniki swojej pracy.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

szkolny poradnik chemika,

−

przybory do pisania,

−

zeszyt,

−

poradnik dla ucznia,

−

literatura zgodna z punktem 6 poradnika.

Ćwiczenie 2

Oblicz średnią masę atomową tlenu korzystając z poradnika chemika, podręczników do

chemii, a także z informacji zawartych w niniejszym poradniku.

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

masy atomowej,

5) zaprezentować wyniki swojej pracy.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4.2. Układ okresowy pierwiastków

4.2.1. Materiał nauczania

Współcześnie znanych jest 118 pierwiastków, z których 88 występuje w przyrodzie

w łatwo wykrywalnych  ilościach.  Kilka następnych otrzymano za pomocą reakcji jądrowych
w analitycznie oznaczalnej  ilości, a ostatnich kilka pierwiastków, jak dotychczas, otrzymano
w najmniejszej niedającej się oznaczyć ilości, lecz pomimo to ich chemiczna indywidualność
została  jednoznacznie  udowodniona.  Wszystkie  pierwiastki  pogrupowane  są  w  tablicy
nazywanej „Układem okresowym pierwiastków”.

Opracowany przez D.I. Mendelejewa układ okresowy pierwiastków jest jednym

z najważniejszych  osiągnięć  w  chemii.  Pozwolił  w  znacznej  mierze  uporządkować  obfity
materiał  doświadczalny  i  właściwie  sformułować  wnioski  co  do  istoty  budowy  materii
i zachodzących  przemian  chemicznych.  Używany  obecnie  układ  okresowy

jest

zrekonstruowaną wersją tablicy Mendelejewa, uzupełnioną o grupę mało aktywnych
chemicznie gazów szlachetnych oraz zawierającą nowo odkryte i sztucznie wytworzone
pierwiastki. Układ ten w swej współczesnej postaci przedstawia rysunek 3.

Rys. 3. Układ okresowy pierwiastków [21]

Prawo okresowości mówi, że własności pierwiastków nie są przypadkowe, lecz zależą od

budowy  atomu  pierwiastka  i  zmieniają  się  w  sposób  ciągły  (regularnie)  i  równocześnie
powtarzalny  (okresowo)  ze  wzrostem  liczby  porządkowej,  widocznej  obok  symbolu
pierwiastka.  Dobrą  ilustracją  okresowo  powtarzających  się  właściwości  jest  1  grupa,  która
zawiera takie pierwiastki jak lit (Li), sód (Na), potas (K), rubid (Rb), cez (Cs), frans (Fr) oraz
ostatnia 18 grupa w której znajdują się takie pierwiastki jak, hel (He), neon (Ne), argon (Ar),
krypton (Kr), ksenon (Xe), radon (Rn). Na przykład znając właściwości sodu (Na) w grupie 1,
możemy  określić  właściwości  innych  pierwiastków  tej  samej  grupy,  czyli  litu  (Li),  potasu
(K),  rubidu  (Rb),  cezu  (Cs),  fransu  (Fr).  Pierwiastki  te  noszą  nazwę  litowców  (metali
alkalicznych).
Budowa układu okresowego

Układ dzieli się na siedem poziomych okresów, każdy okres zawiera ściśle określoną

liczbę pierwiastków, a mianowicie:

−

okres I – 2 (H, He)

−

okres II – 8 (Li, Be, B, C, N, O, F, Ne)

−

okres III – 8 (Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar)

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

−

okres IV – 18 pierwiastków

−

okres V – 18 pierwiastków

−

okres VI – 32 pierwiastki

−

i ostatni, okres VII, niepełny.
Właściwości pierwiastków zmieniają się w okresie stopniowo i powtarzają w okresie

następnym. Było to podstawą do podziału tablicy na osiemnaście grup pionowych. Wszystkie
grupy mają swoją nazwę. I tak pierwiastki poszczególnych grup nazywane są:

−

1 – litowcami

−

2 – berylowcami

−

13 – borowce

−

14 – węglowce

−

15 – azotowce

−

16 – tlenowce

−

17 – fluorowce

−

18 – helowce (gazy szlachetne)
Podobnie nazywa się pierwiastki grup 3 do 12. Przykłady: 3 – skandowce, 4 – tytanowce,

5 – wanadowce, 6 – chromowce, 7 – manganowce.

Należy jeszcze wymienić dwie grupy liczące po czternaście pierwiastków, leżące

w podgrupie trzeciej, są to lantanowce (okres szósty) i aktynowce (okres siódmy). Barwne
oznaczenia umieszczone w tablicy układu okresowego informują nas o charakterze danego
pierwiastka.

Położenie pierwiastka w układzie określamy, podając okres i grupę. Można podać

również liczbę porządkową (liczba stojąca przy symbolu pierwiastka np.

He), pod którą

znajduje się ten pierwiastek. Liczba taka nazywana jest liczbą atomową i oznaczana literą
Z. Nie wszystkie pierwiastki występują w przyrodzie. Część otrzymano sztucznie. Są to
pierwiastki stojące poza uranem, dla których liczba porządkowa ma wartość większą od 92.

Istnieje związek między budową układu okresowego a rozkładem elektronów w atomach,

szczególnie  zewnętrznych  powłok  elektronowych. I  tak  pierwiastki  zaliczone  do  grupy  1  na
ostatniej powłoce walencyjnej mają jeden elektron, grupy 2 – dwa elektrony, grupy 13 - trzy
elektrony,  grupy  17  –  siedem  elektronów  i  gazy  szlachetne  (grupa  18)  –  osiem  elektronów.
Podobnie  poziome  szeregi  układu  okresowego  –  okresy  –  zawierają  pierwiastki,  których
atomy  mają  taką  samą  liczbę  powłok  elektronowych.  Przykłady:  pierwiastki  pierwszego
okresu posiadają tylko jedną powłokę, pierwiastki drugiego okresu dwie powłoki, pierwiastki
trzeciego  okresu  trzy  powłoki,  pierwiastki  czwartego  okresu  cztery  powłoki,  itd.  Zabudowa
powłok  elektronowych  każdego  okresu  kończy  się  ośmioma  elektronami  (z  wyjątkiem
pierwszego).  Jest  to  jedna  z  najważniejszych  prawidłowości  układu  okresowego,  zwana
regułą oktetu.

4.2.2. Pytania sprawdzające

Odpowiadając na pytania, sprawdzisz, czy jesteś przygotowany do ćwiczeń.

1.  Co to jest układ okresowy pierwiastków?
2.  Od czego zależy nazwa grupy w układzie okresowym?
3.  Co to jest prawo okresowości?
4.  Co jest podstawą do zmiany własności pierwiastków w układzie okresowym?
5.  Jaki  jest  związek  między  budową  układu  okresowego  a  rozkładem  elektronów

w atomach?

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4.2.3. Ćwiczenia

Ćwiczenie 1

Określ położenie i ilość elektronów walencyjnych wskazanych pierwiastków w układzie

okresowym.

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1)  zgromadzić materiały i przybory potrzebne do wykonania ćwiczenia,
2)  zaplanować tok postępowania,
3)  ustalić z nauczycielem listę pierwiastków,
4)  przygotować tabelę według wzoru,
5)  uzupełnić tabelę,
6)  dokonać analizy ćwiczenia,
7)  zaprezentować pracę.

Lp.

Pierwiastek

Grupa

Okres

Elektrony

walencyjne

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

układ okresowy pierwiastków,

−

zeszyt lub arkusz papieru, długopis, linijka, ołówek,

−

poradnik dla ucznia,

−

literatura zgodna z punktem 6 poradnika.

Ćwiczenie 2

Porównaj właściwości pierwiastków tej samej grupy.

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1)  zgromadzić materiały i przybory potrzebne do wykonania ćwiczenia,
2)  zaplanować tok postępowania,
3)  przygotować tabelę według wzoru,
4)  uzupełnić tabelę,
5)  dokonać analizy ćwiczenia,
6)  zaprezentować pracę.

Litowce

Berylowce

Fluorowce

Tlenowce

Właściwości

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4.3. Wiązania chemiczne

4.3.1. Materiał nauczania

Wiązanie atomowe (kowalencyjne)

Wiązania atomowe (kowalencyjne) powstają, gdy łączą się ze sobą atomy pierwiastków

takich samych wartościach elektroujemności lub o różnicy elektroujemności mniejszej od 0,4.
Wiążące się atomy dążą do osiągnięcia struktury oktetowej najbliższego gazu szlachetnego.
Wiązania tego typu występują w cząsteczkach H

, Cl

, O

, N

itp. Przykładem jest wodór,

dla którego pojedynczy atom  ma  jeden elektron. Gdy dwa atomy wodoru tworzą cząsteczkę,
ich elektrony rozmieszczają się symetrycznie wokół obydwu jąder, tworząc parę elektronową.
Każdy  atom  wodoru  wykorzystuje  wspólnie  dwa  elektrony  i  z  tego  powodu  cząsteczka
wodoru jest uboższa energetycznie niż dwa oddzielne atomy a konfiguracja elektronowa staje
się  podobna  do  konfiguracji  helu.  Dlatego,  aby  rozbić  cząsteczkę  wodoru  na  atomy,  należy
doprowadzić  do  niej  pewną  ilość  energii.  W  podobny  sposób  powstają  cząsteczki  chloru,
bromu,  jodu  i  innych.  Wzory  cząsteczek  wodoru  i  chloru  przedstawiamy  symbolami,
w których elektrony walencyjne oznaczone są kropkami.

Rys. 4. Mechanizm powstawania wiązania kowalencyjnego w cząsteczce wodoru [19]

Pary elektronowe można oznaczać również kreskami. Otrzymuje się wówczas klasyczne

wzory strukturalne cząsteczek, na przykład:

H = H

Cl = Cl

Pary elektronów walencyjnych nie biorących udziału w wiązaniu noszą nazwę wolnych

elektronów. Jeżeli utworzenie jednej wiążącej pary elektronowej nie wystarcza do utworzenia
oktetu, atom może wykorzystać dwa lub trzy elektrony tworząc wiązania podwójne lub
potrójne.

Atom może utworzyć tyle wiązań ile ma niesparowanych elektronów. W wiązaniu

atomowym wiążąca para elektronowa znajduje się w jednakowej odległości od jąder atomów
tworzących wiązanie.

Właściwości fizyczne:

−

w stanie stałym i ciekłym nie przewodzą prądu elektrycznego (wyjątkiem jest grafit),

−

w stanie stałym tworzą kryształy cząsteczkowe lub kowalencyjne,

−

kryształy cząsteczkowe mają stosunkowo niskie temperatury wrzenia i topnienia,

−

kryształy kowalencyjne są trwałe, odporne mechanicznie, mają wysokie temperatury
topnienia,

−

nie ulegają dysocjacji jonowej,

−

reagują zwykle wolno,

−

rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Wiązanie atomowe (kowalencyjne) spolaryzowane

Wiązanie atomowe spolaryzowane jest wiązaniem pośrednim między jonowym

a atomowym; powstaje wówczas, gdy łączą się ze sobą atomy pierwiastków różniących się
elektroujemnością w zakresie od 0,4 do 1,7.

Cecha charakterystyczną tego wiązania jest przesunięcie pary elektronowej wiążącej

atomy  w  kierunku  atomu  pierwiastka  bardziej  elektroujemnego.  Jednym  z  przykładów  tego
wiązania  może  być  połączenie  chloru  i  wodoru  w  cząsteczce  chlorowodoru.  Wspólna  para
elektronowa  w  cząsteczce  H  -  Cl  jest  silniej  przyciągana  przez  atom  chloru  niż  przez  atom
wodoru, jest więc przesunięta w kierunku atomu chloru.

Rys. 5. Mechanizm powstawania wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego w cząsteczce chlorowodoru [19]

Cząsteczki

wiązaniami

kowalencyjnymi

spolaryzowanymi

powodu

nierównomiernego,  niesymetrycznego  w  stosunku  do  środka  cząsteczki,  rozmieszczenia
ładunków  wykazują  biegunowość.  W  cząsteczkach  tych  wyróżnić  można  biegun  dodatni
i ujemny.  Cząsteczki  o  budowie  polarnej  nazywamy  dipolami,  tzn.  cząsteczkami
dwubiegunowymi.

Właściwości fizyczne:

−

w stanie stałym i ciekłym nie przewodzą prądu elektrycznego,

−

mają stosunkowo niskie temperatury wrzenia i topnienia,

−

nie ulegają dysocjacji jonowej,

−

reagują zwykle wolno,

−

rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych.

Wiązanie jonowe

Wiązania jonowe występują w układach złożonych z atomów skrajnie różniących się

elektroujemnością (>1,7).

W czasie powstawania wiązania jonowego atom pierwiastka elektrododatniego oddaje,

a atom  pierwiastka  elektroujemnego  przyłącza  elektrony.  Tworzą  się  dwa  jony
o różnoimiennych  ładunkach,  przyciągające  się  dzięki  działaniu  sił  elektrostatycznych.
Powszechnie  znanym  przykładem  wiązania  jonowego  jest  wiązanie  między  jonem  sodu
i jonem  chloru  w  chlorku  sodowym  Na

lub między jonami magnezu i chloru w chlorku

magnezu Cl

Rys. 6. Mechanizm powstawania wiązania jonowego [19]

A –atom sodu (Na) oddaje elektron i staje się kationem (Na+), B – atom chloru (Cl) przyjmuje elektron i staje

się anionem (Cl-)

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Związki zawierające wiązania jonowe składają się z dodatnich i ujemnych jonów

rozmieszczonych  na  przemian  w  przestrzeni.  Siły  oddziaływania  elektrostatycznego
pomiędzy  jonami  są  równomiernie  rozłożone  we  wszystkich  kierunkach.  Siły  działające
w układach  o  wiązaniu  jonowym  są  znaczne,  toteż  temperatura  topnienia  i  wrzenia  tych
związków jest stosunkowo wysoka.
A.

Rys. 7. A - Siły elektrostatycznego przyciągania utrzymują w całości

cząsteczkę, B – struktura kryształu NaCl [19]

Ponieważ każdy jon sodu jest otoczony sześcioma jonami chlorkowymi, a z kolei każdy

jon chlorkowy sześcioma jonami sodowymi nie można rozróżnić, który z jonów sodu do
którego z jonów chloru należy i na odwrót. Cały kryształ można tu traktować jako jedną
makrocząsteczkę.

Właściwości fizyczne:

−

posiadają budowę krystaliczną,

−

w stanie stopionym przewodzą prąd elektryczny – w stanie stałym są praktycznie
nieprzewodzące,

−

rozpuszczają się w rozpuszczalnikach polarnych, powstałe roztwory dobrze przewodzą
prąd elektryczny,

−

topią się w wysokich temperaturach (> 500

C),

−

są trwałe i kruche.

4.3.2. Pytania sprawdzające

Odpowiadając na pytania, sprawdzisz, czy jesteś przygotowany do ćwiczeń.

1.  Jakie znasz rodzaje wiązań chemicznych?
2.  Czym charakteryzuje się wiązanie kowalencyjne?
3.  Jaka jest różnica między wiązaniem kowalencyjnym a kowalencyjnym spolaryzowanym?
4.  Jak powstaje wiązanie jonowe?
5.  Ile wiązań może utworzyć atom w wiązaniu kowalencyjnym?

4.3.3. Ćwiczenia

Ćwiczenie 1

Spośród wymienionych związków określ, które posiadają najsilniej zaznaczony charakter

jonowy wiązania.

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1) zgromadzić materiały i przybory potrzebne do wykonania ćwiczenia,

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

2)  zaplanować tok postępowania,
3)  ustalić z nauczycielem listę związków,
4)  przygotować tabelę według wzoru
5)  uzupełnić tabelę,
6)  dokonać analizy ćwiczenia,
7)  zaprezentować pracę.

Lp. Związek

Charakter wiązania

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

zeszyt lub arkusz papieru, długopis, linijka, ołówek,

−

poradnik dla ucznia,

−

literatura zgodna z punktem 6 poradnika.

Ćwiczenie 2

Przedstaw mechanizm powstawania wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego

w cząsteczkach związków.

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1)  zgromadzić materiały i przybory potrzebne do wykonania ćwiczenia,
2)  zaplanować tok postępowania,
3)  ustalić z nauczycielem listę związków,
4)  narysować schemat powstawania wiązania dla tych związków,
5)  dokonać analizy ćwiczenia,
6)  zaprezentować pracę.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

zeszyt lub arkusz papieru, długopis, linijka, ołówek,

−

poradnik dla ucznia,

−

literatura zgodna z punktem 6 poradnika.

4.3.4. Sprawdzian postępów

Czy potrafisz:

Tak

Nie

1) wymienić rodzaje wiązań chemicznych?



2) wyjaśnić czym charakteryzuje się wiązanie kowalencyjne?



3) wyjaśnić różnicę między wiązaniem kowalencyjnym a kowalencyjnym

spolaryzowanym?



4) wyjaśnić jak powstaje wiązanie jonowe?



5) określić ile wiązań może utworzyć atom w wiązaniu kowalencyjnym?



„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4.4. Zjawiska fizyczne

4.4.1. Materiał nauczania

Zjawisko fizyczne

Zmiany właściwości podczas których nie obserwujemy powstawania żadnych nowych

substancji chemicznych, nazywamy zjawiskami fizycznymi.

Do zjawisk fizycznych zaliczamy proces tworzenia mieszanin i wyodrębniania z nich

poszczególnych  składników.  Substancje  tworzące  mieszaninę  przed  i  po  wyodrębnieniu
z mieszaniny  mają  takie  same  właściwości.  Do  zjawisk  fizycznych  zaliczymy  procesy  takie
jak:  topnienie,  parowanie,  skraplanie,  podgrzewanie,  przewodzenie  prądu  elektrycznego,
rozpuszczanie.

Za przykład może posłużyć nam siarka. Siarka ma barwę żółtą, stały stan skupienia, nie

przewodzi prądu elektrycznego i jest krucha. Nad płomieniem palnika topi i początkowo jest
żółtą, ruchliwą cieczą. W wyższej temperaturze ciemnieje i gęstnieje. Gwałtownie oziębiona -
zastyga w brunatną masę, która z czasem robi się twarda, krucha i żółta.

Rys. 8. Zmiany stanu skupienia siarki [19]

Obserwowaliśmy podwyższenie temperatury siarki i jej topnienie oraz gwałtowne

ochłodzenie. Są to zjawiska fizyczne, ponieważ siarka po gwałtownym ochłodzeniu jest dalej
tą samą siarką co przed ogrzewaniem. Po oziębieniu jest koloru żółtego, twarda i krucha.

Przemiana chemiczna

Przemiany podczas których powstają nowe substancje, nazywamy przemianami

chemicznymi, czyli reakcjami chemicznymi.

Jeżeli siarkę będziemy podgrzewali nad palnikiem w otwartym naczyniu to

w początkowym  okresie  stopi  się,  następnie  zapali  (niebieski  płomień)  i  wypali  całkowicie.
W pomieszczeniu  pojawi  się  substancja  gazowa  o  duszących  i  drażniących  właściwościach.
W  doświadczeniu  obserwujemy  przemianę  siarki  w  substancję  gazową  o  nazwie  tlenek
siarki(IV).  Jest  to  substancja,  która  w  niczym  nie  przypomina  nam  siarki.  Jest  ona  gazem
bezbarwnym,  o  charakterystycznym  duszącym  zapachu.  Przy  długotrwałym  oddziaływaniu
drażni śluzówkę przełyku i układu oddechowego.

W przypadku siarki za właściwość chemiczną będziemy uważali jej zdolność do palenia

się w powietrzu i tworzenia produktu gazowego – tlenku siarki(IV). Mówimy wtedy, że
zaszła reakcja chemiczna.

Reakcje chemiczne są to procesy, podczas których jedne substancje przechodzą w drugie.

Właściwością chemiczną substancji jest jej cecha, która jest związana z jej udziałem
w reakcjach chemicznych.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Roztwór – jednorodna mieszanina dwóch lub większej liczby substancji chemicznych

tworzących jedną fazę. Roztwory substancji powstają w wyniku mieszania się ich cząsteczek.
Cząsteczki jednej substancji „wciskają” się w wolne przestrzenie miedzy cząsteczkami
drugiej.

Roztwory: Ciało stałe w cieczy i ciecz w ciele stałym

Cząsteczki cieczy penetrują ciało stałe, w kierunku od jego powierzchni do środka,

wnikając coraz bardziej między jego cząstki. Natomiast cząsteczki ciała stałego stopniowo
poprzez dyfuzję oraz ruchy koloidowe przemieszczają się do cieczy, między jej cząsteczki.
Jeśli ciało stałe i ciecz przenikają się wzajemnie to tworzą roztwór w postaci tzw. żelu.

Przykład: Cukier rozpuszcza się w herbacie – powstaje słodki roztwór.
Gdy rozpuszczamy ciało stałe w cieczy, lub odwrotnie zauważamy, że w zależności od

ilości tych dwóch substancji oraz ich właściwości, powstają roztwory bardziej lub mniej
nasycone. Według stopnia nasycenia roztworów, dzielimy je na:

−

roztwory nienasycone – to roztwory, które przy zachowaniu odpowiednich warunków
termodynamicznych (temperatury i ciśnienia), mogą jeszcze przyjąć pewną ilość
substancji stałej do rozpuszczenia.

−

roztwory  nasycone  –  to  roztwory,  które  przy  danych  warunkach  termodynamicznych
osiągnęły  jakby  swoje  „maksimum”  w  możliwości  rozpuszczania  w  sobie  substancji
stałej. Nawet gdy będziemy ją dalej dodawać do roztworu (przy tych samych warunkach
termodynamicznych!),  to  on  nie  zmieni  swojego  stężenia.  Nie  wytrąci  się  też  z  niego
żaden osad.

−

roztwory  przesycone  –  to  roztwory  o  stężeniu  większym  od  stężenia  roztworu
nasyconego przy określonej temperaturze. Roztwory te nie pozostają w takim stanie zbyt
długo,  gdyż  jest  on  termodynamicznie  bardzo  niestabilny.  Oznacza  to,  że  każde
zaburzenie tego stanu, przez nawet wstrząśniecie czy pyłek kurzu może spowodować, że
nadmiar  substancji  rozpuszczonej  zacznie  się  krystalizować.  Roztwory  przesycone
otrzymuje się poprzez powolne oziębianie roztworów nasyconych. Przykładem roztworu
przesyconego  jest  miód  –  nadmiernemu  rozpuszczaniu  ulega  w  nim  glukoza,  a  jej
krystalizacja trwa nawet do kilku miesięcy.
Proces  krystalizacji.  Jeżeli  substancją  rozpuszczoną  w  roztworze  jest  ciało  mogące

tworzyć  kryształy,  to  siły  zdolne  powiązać  zdyspergowane  cząsteczki  w  sieć  krystaliczną
zamanifestują  się  wówczas,  gdy  odległości  między  cząsteczkami  substancji  rozpuszczonej
i energia  translacyjna  cząsteczek,  tak  substancji  rozpuszczonej  jak  i  rozpuszczalnika,  będą
tego rzędu, że siły te będą zdolne utworzyć stabilne struktury krystaliczne, nierozpadające się
pod  wpływem  zderzeń  z  cząsteczkami  rozpuszczalnika.  Można  zatem  powiedzieć,  że
substancja  rozpuszczona  wypada  z  roztworu  w  postaci  krystalicznej  wtedy,  gdy  roztwór
osiągnie  temperaturę  nasycenia,  poniżej  której  musiałby  istnieć  roztwór  przesycony.
A ponieważ  jest  to  stan  ze  względów  energetycznych  nietrwały,  z  roztworu  wypadną
kryształy  substancji  rozpuszczonej  w  takiej  ilości,  by  pozostały  roztwór  był  roztworem
nasyconym.

Ciecz w cieczy

Proces dyfuzji – cząsteczki łączonych cieczy mogą: swobodnie się mieszać jak

w przypadku wody i alkoholu, wody i herbaty, itp., nie mieszać się wcale – jak olej i woda
oraz mieszać się częściowo. Dyfuzja jest procesem samorzutnym, nieodwracalnym,
powodującym wyrównywanie stężenia w całym roztworze.

Roztwory większej ilości cieczy (powyżej 2), najczęściej są również niestabilne i tworzą

tzw. układy fazowe.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

W zależności od stężenia mieszanych cieczy, możemy zaobserwować, że wszystkie

ciecze są jednolicie wymieszane, albo stworzyły dwa (lub więcej) odrębne fazowo roztwory,
albo też wszystkie składowe ciecze są wyraźnie oddzielone.

Proces osmozy – jeżeli dwa roztwory o różnych stężeniach przedzielimy błoną

półprzepuszczalną, to po pewnym czasie zauważymy zjawisko samorzutnego wyrównywania
stężeń  po  obu  stronach  błony.  Zjawisko  to,  jest  podobne  do  omówionej  wyżej  dyfuzji.
Obecność w procesie błony półprzepuszczalnej wprowadza tu jednak pewne nowe elementy.
Błoną półprzepuszczalną nazywamy każdą przegrodę, przez którą (dzięki porowatej budowie)
mogą  przenikać  drobne  cząsteczki  na  przykład  rozpuszczalnika,  nie  przenikają  natomiast
cząsteczki duże, na przykład białka czy cząstki koloidalne. Błona półprzepuszczalna fizycznie
najczęściej  jest  błoną,  ale  również  może  to  być  przegroda  ze  szkła  porowatego  czy  inna
struktura ceramiczna – ważna jest nie tyle grubość przegrody co jej funkcja.

Na błonę, od strony czystego rozpuszczalnika działa ciśnienie, wynikające z różnicy

między  wypadkową  ilością  zderzeń  cząsteczek  cieczy  ze  strony  rozpuszczalnika  i  ze  strony
roztworu.  Ponieważ  w  roztworze  część  małych  cząsteczek  rozpuszczalnika  zostało
zastąpionych  dużymi  cząsteczkami  substancji  rozpuszczonej,  parcie  na  błonę,  a  tym  samym
i ciśnienie, od strony roztworu jest słabsze. Większa ilość zderzeń cząsteczek rozpuszczalnika
ze strony  czystego rozpuszczalnika w stosunku do ilości zderzeń cząsteczek rozpuszczalnika
od  strony  roztworu  powoduje,  że  ilość  cząsteczek  przechodzących  przez  błonę
z rozpuszczalnika  do  roztworu  jest  większa  niż  ilość  przechodząca  od  roztworu  do
rozpuszczalnika. Oznacza to, że  ilość rozpuszczalnika w roztworze rośnie, roztwór zwiększa
swoja objętość i maleje jego stężenie. Proces ten trwa do czasu, gdy ciśnienie hydrostatyczne,
zwiększone  po  stronie  roztworu  w  skutek  zwiększenia  się  jego  objętości,  zrównoważy
ciśnienie osmotyczne ze strony czystego rozpuszczalnika. Jeżeli objętość roztworu lub kształt
naczynia  (szeroka  podstawa)  praktycznie  nie  dopuszcza  do  wzrostu  ciśnienia
hydrostatycznego  proces  będzie  trwał  aż  do  całkowitego  przejścia  rozpuszczalnika  do
roztworu.

Ciało stałe w ciele stałym

Cząsteczki ciał stałych mieszają się ze sobą za pomocą dyfuzji. Jednak, aby była ona

możliwa,  ciała  muszą  do  siebie  przylegać,  gdyż  w  ciałach  stałych  cząsteczki  mocno
przyciągają  się  wzajemnie,  aby  utrzymać  zwartą  strukturę  i  powierzchnię.  Takie
oddziaływania  zabierają  im  prawie  wszystkie  „siły”  i  aby  jej  resztkami  przyciągnąć  jeszcze
jakieś cząsteczki z zewnątrz, muszą być bardzo blisko powierzchni drugiego ciała (stykać się
z nim) i to przez dłuższy czas. Roztwory ciał stałych w ciałach stałych nazywamy roztworami
stałymi. Są one kryształami mieszanych substancji chemicznych.

Przykład: stop srebra, złota i innych kruszców.

Ciała stałego w gazie oraz gazu w ciele stałym

Cząsteczki gazu z najbliższego otoczenia ciała stałego stopniowo mieszają się z jego

cząsteczkami za sprawą dyfuzji i ruchów Browna. Rozpuszczaniu się ciała stałego w gazie
najbardziej sprzyja wysokie ciśnienie.

Przykład: sadza i dym unoszące się w powietrzu.

Ciecz w gazie i gaz w cieczy

Cząsteczki cieczy wnikają w gaz i mieszają się z jego cząsteczkami w wyniku dyfuzji

oraz parowania, natomiast cząstki gazu przechodzą do cieczy w wyniku dyfuzji.

Przykład: mgła w powietrzu – roztwór wody i powietrza.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Gaz w gazie

Gazy bez względu na rodzaj i skład, mieszają się zupełnie swobodnie, dzięki temu, że ich

cząsteczki są znacznie od siebie oddalone i bardzo słabo na siebie oddziałują. Gazy tworzą
zawsze roztwory rzeczywiste, tzn. nie tworzą nigdy koloidu, w którym widoczna byłaby
zawiesina jednego gazu w drugim.

Przykład: powietrze – roztwór gazowy składający się z tlenu, azotu i innych gazów.

Stężenie procentowe roztworów

W laboratoriach chemicznych, a także w życiu codziennym – w gospodarstwie

domowym  –  stosuje  się  często  roztwory  o  znanej  zawartości  substancji  w  danej  masie  lub
objętości  roztworu,  czyli  o  danym  stężeniu.  Konieczna  jest  więc  umiejętność  obliczania
stężenia  roztworów.  Jednym  ze  sposobów  wyrażenia  stężeń  roztworów  jest  stężenie
procentowe.

Stężenie procentowe roztworu jest to liczba gramów substancji rozpuszczonej w 100 g

roztworu.

4.4.2. Pytania sprawdzające

Odpowiadając na pytania, sprawdzisz, czy jesteś przygotowany do ćwiczeń.

1.  Jakie znasz zjawiska fizyczne?
2.  Co to jest przemiana chemiczna?
3.  Co to jest roztwór?
4.  Jakie znasz rodzaje roztworów?
5.  Jakie znasz przykłady roztworów?
6.  Co to jest krystalizacja?
7.  Na czym polega proces dyfuzji?
8.  Na czy polega proces osmozy?
9.  Co to jest stężenie procentowe roztworu?

4.4.3. Ćwiczenia

Ćwiczenie 1

Wykonaj doświadczenia ukazujące zjawisko krystalizacji: Hodowla kryształów siarczanu

(IV) miedzi (II).

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1)  zgromadzić materiały i przybory potrzebne do wykonania ćwiczenia,
2)  zaplanować tok postępowania,
3)  odczytać  z  wykresu  rozpuszczalności  jak  należy  sporządzić  nasycony  roztwór  siarczanu

(IV) miedzi (II) – CuSO

w temperaturze 80

4) zmieszać potrzebną ilość wody i CuSO

i ogrzać do temperatury 80

5) do zlewki wrzucić mały kawałek CuSO

i pozostawić do powolnego oziębnięcia na kilka

dni,

6)  obserwacje zanotować w zeszycie,
7)  dokonać analizy ćwiczenia,
8)  zaprezentować pracę.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

zestaw laboratoryjny do krystalizacji,

−

zeszyt lub arkusz papieru, długopis, linijka, ołówek,

−

poradnik dla ucznia,

−

literatura zgodna z punktem 6 poradnika.

Ćwiczenie 2

Oblicz stężenie procentowe roztworu 20 g soli kuchennej rozpuszczonej w 180 g wody.

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1)  zapisać w zeszycie potrzebne wzory obliczeniowe,
2)  wykonać niezbędne obliczenia,
3)  dokonać analizy ćwiczenia,
4)  zaprezentować wyniki swojej pracy.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

zeszyt lub arkusz papieru, długopis, linijka, ołówek,

−

kalkulator,

−

poradnik dla ucznia,

−

literatura zgodna z punktem 6 poradnika.

4.4.4. Sprawdzian postępów

Czy potrafisz:

Tak

Nie

1) wymienić zjawiska fizyczne?



2) wyjaśnić, co to jest przemiana chemiczna?



3) wyjaśnić co to jest roztwór?



4) wymienić rodzaje roztworów?



5) podać przykłady roztworów?



6) wyjaśnić co to jest krystalizacja?



7) wyjaśnić na czym polega zjawisko dyfuzji?



8) wyjaśnić na czym polega proces osmozy?



9) zdefiniować stężenie procentowe roztworu?



„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4.5. Reakcje chemiczne, stechiometria reakcji chemicznych

4.5.1. Materiał nauczania

Przemiany, podczas których powstają nowe substancje, nazywamy przemianami

chemicznymi, czyli reakcjami chemicznymi.

Reakcje chemiczne są to procesy, podczas których jedne substancje przechodzą w drugie.
Rodzaje reakcji chemicznych:

1) Reakcje syntezy. Synteza jest reakcją, w której z dwu lub więcej substancji prostszych

powstaje jedna substancja złożona o odmiennych właściwościach chemicznych
i fizycznych:

A + B

→

2) Reakcje analizy. Analiza (rozkład) jest reakcją, w której z jednej substancji złożonej

powstają dwie lub kilka substancji prostszych, różniących się od substratu
właściwościami fizycznymi i chemicznymi:

→

A + B

3) Reakcje wymiany.

−

wymiana pojedyncza (reakcja wypierania) jest reakcją, w której z jednego związku
chemicznego i jednego pierwiastka powstaje inny związek chemiczny i inny, mniej
aktywny pierwiastek:

A + BC

→

AC + B

−

wymiana podwójna jest reakcją, w której biorą udział dwa związki chemiczne i jako
produkty powstają nowe dwa związki:

AB + CD

→

AD + BC

Podział reakcji chemicznych

–

reakcje przebiegające bez wymiany elektronów, polegają głównie na wymianie protonów
między cząsteczkami:
a)  reakcje zobojętnienia,
b)  reakcje kwasów i zasad z amfoterami,
c)  reakcje kwasów i zasad z solami,
d)  reakcje soli z solami,
e)  reakcje jonów z wodą.

–

reakcje oksydacyjno-redukcyjne (redoks), związane z przeniesieniem elektronów od
jednego reagenta do drugiego, powodujące zmianę stopni utlenienia reagujących atomów
lub jonów.

Efekty energetyczne reakcji

Przebieg zdecydowanej większości reakcji wiąże się z wydzieleniem lub pochłonięciem

przez reagenty pewnej ilości energii. Energia ta może mieć postać ciepła, pracy mechanicznej
lub elektrycznej czy światła.

Mierzeniem i obliczaniem energii cieplnej wymienianej podczas reakcji chemicznej

zajmuje się nauka nazywana termochemią.

Najczęściej podczas reakcji chemicznych zmiany energii występują w postaci ciepła bądź

oddawanego do otoczenia i wtedy mamy do czynienia z przemianą chemiczną egzotermiczną,
bądź pochłanianego z otoczenia, i mamy wtedy do czynienia z przemianą chemiczną
endotermiczną.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Ciepło wydzielane lub pobrane, w odniesieniu do określonych ilości (moli) substancji

nazywa się ciepłem reakcji. Wartość ciepła reakcji oznacza się różnymi znakami,
w zależności od tego, czy energia jest przekazywana do otoczenia, czy do układu:

−

znakiem minus (-) oznacza się efekt cieplny, podczas którego układ przekazuje do
otoczenia energię na sposób ciepła,

−

znakiem plus (+) oznacza się efekt cieplny, podczas którego otoczenie przekazuje do
układu energię na sposób ciepła.
Efekty cieplne reakcji chemicznych zależą od:

−

temperatury (dosyć istotnie),

−

ciśnienia (niezbyt istotnie),

−

zaawansowania reakcji,

−

stężeń reagentów,

−

stanu skupienia reagentów (bardzo istotnie).
Dlatego, opisując przemianę, należy zawsze podawać równanie stechiometryczne lub

ilość głównego reagentu (substratu lub produktu) oraz stany skupienia wszystkich reagentów.

Stan równowagi reakcji

Równowaga reakcji chemicznych to taki stan, gdy reakcja w jedną i drugą stronę

zachodzi z taką samą szybkością, więc stężenia reagentów nie zmieniają się w czasie.

Stan równowagi reakcji chemicznej nie oznacza, że nie zachodzi ona wcale. Reakcja jako

taka zachodzi, tyle że jej szybkość w obu kierunkach jest jednakowa, czyli w każdej chwili
z substratów tworzy się tyle samo produktów ile z produktów tworzy się z powrotem
substratów.

Teoretycznie wszystkie reakcje chemiczne osiągają stan równowagi o ile pozostawi się je

„w spokoju” na odpowiednio długi czas. Oznacza to, że dla każdej reakcji istnieją takie
warunki, w których jest ona odwracalna. Praktycznie jednak w wielu przypadkach nie
dochodzi do ustalenia się stanu równowagi z różnych względów:

−

produkty reakcji mogą być celowo usuwane z układu reakcji zanim osiągnie on
równowagę,

−

substraty i produkty mogą występować w dwóch fazach, nie mieszając się z sobą,
a reakcja zachodzi na granicy faz,

−

reakcja jest powolna, a jej zatrzymanie następuje przed osiągnięciem stanu równowagi.
Stężenia reagentów w stanie równowagi nie zależą od mechanizmu jej przebiegu, lecz

tylko od termodynamicznych warunków jej prowadzenia, takich jak temperatura ciśnienie.
Stąd rodzaj użytego katalizatora nie ma wpływu na stężenia reagentów w stanie równowagi,
ma jednak duży wpływ na czas ustalenia się tego stanu.

W stanie równowagi, zgodnie z prawem działania mas stosunek iloczynów stężeń

substratów i produktów jest w danych warunkach termodynamicznych stały. Stosunek ten jest
nazywany stałą równowagi, oznaczaną tradycyjnie dużą literą K.

Szybkość zachodzenia reakcji

Reakcje chemiczne przebiegają z bardzo różnymi szybkościami. Najważniejszymi

czynnikami decydującymi o szybkości reakcji chemicznej są:

−

rodzaj i stężenie reagujących substancji lub ciśnienie gazów (jeżeli reakcja przebiega
w fazie gazowej) – szybkość reakcji jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń
substratów.

−

temperatura – istnieje dość ścisła zależność pomiędzy szybkością i temperaturą reakcji.
Podwyższenie temperatury o 10

C podwaja w przybliżeniu szybkość reakcji. Wzrost

szybkości w zależności od temperatury ma charakter wykładniczy. Jeżeli mamy do

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

czynienia z reakcją egzotermiczną układ oddaje ciepło a jeżeli mamy do czynienia
z reakcją endotermiczną, układ pobiera ciepło.

−

wpływ  środowiska  –  przebieg  reakcji  zależy  od  stanu  skupienia  co  związane  jest
z ruchliwością  molekuł.  Jeżeli  reakcja  chemiczna  przebiega  w  fazie  gazowej,  to
cząsteczki  mają  dużą  swobodę  poruszania  się,  a  w  wyniku  zderzeń  następuje  ciągłe
przemieszczanie  cząsteczek  i  reakcja  chemiczna  zachodzi  łatwiej  W  roztworach
o przebiegu  reakcji  decyduje  charakter  rozpuszczalnika  i charakter  budowy reagujących
związków.

−

obecność  katalizatorów  –  stwierdzono  doświadczalnie,  że  niektóre  reakcje  mogą
przebiegać  szybciej  w  obecności  substancji,  które  pozostają  niezmienione  po
zakończeniu reakcji. Tego rodzaju substancje nazywa się katalizatorami a zjawisko przez
nie wywołane katalizą. Wpływ katalizatora ogranicza się wyłącznie do zmiany szybkości
reakcji. W reakcjach odwracalnych katalizator w jednakowym stopniu zmienia szybkość
reakcji  właściwej,  jak  i  reakcji  odwrotnej.  Jednakowa  zmiana  szybkości  reakcji  wprost
i reakcji  odwrotnej  wywołana  obecnością  katalizatora  sprawia,  że  iloraz  stałych,  tj.
wartość stałej równowagi chemicznej pozostaje niezmienione.

−

wpływ promieniowania.
Ilościowo szybkość reakcji określa się jako zmianę molowego stężenia substratu lub

produktu w jednostce czasu. Szybkość reakcji opisuje równanie:

gdzie: v – szybkość reakcji chemicznej,

∆

C – zmiana stężenia reagentów,

∆

t – jednostka

czasu.

Szybkość reakcji nie wpływa na wartość stałej równowagi, szybkość decyduje tylko

o czasie  osiągania  stanu  równowagi.  Od  stałej  równowagi  zależy  natomiast  wydajność
reakcji.  Duże  wartości  stałych  równowag  (K)  oznaczają,  że  reakcja  biegnie  z  dużą
wydajnością produktów.

Wydajność reakcji można zdefiniować jako ilość substancji na przykład substratu, który

przereagował praktycznie (rzeczywiście) do ilości tego substratu, który przereagował
całkowicie (teoretycznie).

Stechiometria reakcji chemicznych

Stechiometria to dział chemii zajmujący się stosunkami ilościowymi przemian związków

chemicznych zachodzących w czasie reakcji chemicznych. Jest to zatem dziedzina zajmująca
się ustaleniem w jakich proporcjach ilościowych reagują z sobą związki chemiczne i jakie są
proporcje substratów do produktów. Proporcje te wylicza się na podstawie równań
chemicznych analizowanych reakcji oraz znajomości mas cząsteczkowych substratów
i produktów. Stechiometria umożliwia zatem interpretację ilościową zjawisk chemicznych.

Do obliczeń stechiometrycznych niezbędne są:

−

znajomość wzorów chemicznych,

−

umiejętność uzgadniania reakcji chemicznych,

−

znajomość chemicznych jednostek masy,

−

znajomość podstawowych praw chemicznych fizycznych.
W obliczeniach chemicznych używa się zazwyczaj dwu jednostek masy: grama oraz

atomowej jednostki masy (w skrócie a.j.m., oznaczanej symbolem „u” od angielskiego
określenia unit).

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Dla określenia masy pojedynczych atomów lub cząsteczek potrzebne są odpowiednio

„małe” jednostki. Taką jednostką jest atomowa jednostka masy, unit.

Definiując gram w systemie SI, odnosimy się do wzorca, jakim jest 1 kilogram

i mówimy, że l g odpowiada 0,001 kg. Wzorcem dla określania unitu stał się w 1961 roku
izotop węgla

C (czyli atom zawierający 6 protonów, 6 neutronów i 6 elektronów). Masa

pojedynczego atomu

C podzielona przez 12 daje masę wzorca atomowej jednostki masy.

1 u = 1/12 masy atomu węgla

1 u

≈

1,66

⋅

-27

Zatem masa pojedynczego atomu węgla

C wyrażona w unitach wynosi 12 u.

Masę pojedynczego atomu wyrażoną w unitach nazywamy masą atomową. W układzie

okresowym o masie atomowej informuje nas:

Średnia masa atomowa uwzględnia obecność w materiale naturalnym (materiał

pochodzenia  naturalnego,  czyli  istniejący  w  przyrodzie,  a  nie  wytworzony  przez  człowieka)
różnych  odmian  izotopowych  tego  samego  pierwiastka).  Posługując  się  wartościami  mas
atomowych, zaokrąglamy  je zazwyczaj do najbliższych liczb  całkowitych,  na przykład  masę
atomową  sodu  22,989  u  zaokrąglimy  do  wartości  23 u,  a  masę  atomową  neonu  20,179 u
zaokrąglimy do wartości 20 u.

Masa cząsteczkowa
Masę cząsteczkową definiuje się podobnie jak masę atomową: jest to masa pojedynczej

cząsteczki wyrażona w unitach. Masy cząsteczkowe oblicza się, sumując masy atomowe, na
przykład masa cząsteczkowa wody wynosi 18 u (2 • masa atomowa wodoru + masa atomowa
tlenu = 2 • l u + 16 u = 18 u). Symbolicznie obliczenia takie zapisujemy:

(NH

)

= 2 • (14 u + 4 • l u) + 32 u + 4 • 16 u = 132 u

gdzie: M

to masa cząsteczkowa.

Liczba Avogadra
Ponieważ posługiwanie się pojedynczymi atomami czy cząsteczkami jest praktycznie

niemożliwe, wykorzystujemy porcje zawierające większą ich liczbę. Taką porcją atomów lub
cząsteczek jest mol.

Liczbę 6,02 • 10

nazywamy liczbą Avogadra i oznaczamy jako N

Aby się dowiedzieć, ilu molom odpowiada dana „porcja” elementów, należy wykonać

obliczenia według jednego z 2 poniższych sposobów.

Sposób I
Wykorzystujemy wzór:

gdzie: n oznacza liczbę moli, N – liczbę drobin (atomów, cząstek, elektronów),

– stałą Avogadra.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Sposób II

Wykorzystujemy proporcję:
N atomów odpowiada x molom
N

atomów odpowiada 1 molowi

mol

Masa molowa

Liczbę Avogadra dobrano w ten sposób, aby masa 1 mola drobin substancji wyrażona

w gramach odpowiadała liczbowo masie atomowej lub cząsteczkowej.

Masa molowa to masa 1 mola drobin substancji wyrażona w gramach. Posługiwanie się

masą molową pozwala dokładnie określić liczbę atomów lub cząstek w danej porcji materii.
Możemy też swobodnie przeliczać masę substancji na liczbę moli jej drobin.

gdzie: n oznacza liczbę moli, m – masa substancji wyrażona w gramach, M – masa molowa

wyrażona w g/mol.

W obliczeniach można posługiwać się wzorami lub stosować proporcje.

Obliczenia stechiometryczne

−

równania reakcji  chemicznych  mają znaczenie równań  matematycznych, podają  bowiem
stosunki  ilościowe  pomiędzy  reagującymi  substancjami  i  powstającymi  w  reakcji
produktami.  Dlatego  na  podstawie  równań  chemicznych  przeprowadza  się  wiele
różnorodnych obliczeń o dużym praktycznym znaczeniu w wielu działach chemii. W ten
sposób  oblicza  się  np.  wydajność  procesów  chemicznych  oraz  ilości  substratów
niezbędne do otrzymania pożądanych ilości produktów,

−

równania chemiczne określają nie tylko stosunki wagowe ale i objętościowe w jakich
reagują ze sobą substancje chemiczne,

−

wzór chemiczny stanowi jakościową i ilościową charakterystykę związku, gdyż podaje
z jakich pierwiastków składa się związek i w jakim stosunku wagowym są one ze sobą
połączone,

−

liczba stechiometryczna cząsteczki: Określa ilościowy skład związku chemicznego
przedstawionego w postaci wzoru; umieszcza się ja po prawej stronie u dołu symbolu

−

pierwiastka, na przykład H

−

stosunek stechiometryczny reagentów: jest to ilościowy stosunek reagentów określony
równaniem chemicznym; dla danej reakcji jest stały.

4.5.2. Pytania sprawdzające

Odpowiadając na pytania, sprawdzisz, czy jesteś przygotowany do ćwiczeń.

1.  Jakie znasz rodzaje reakcji chemicznych?
2.  Jakie czynniki decydują o efektach cieplnych reakcji?
3.  Jakie czynniki wpływają na stan równowagi reakcji?
4.  Jakie czynniki wpływają na szybkość reakcji?
5.  Co to jest i od czego zależy wydajność reakcji?
6.  Co to jest masa atomowa, masa cząsteczkowa, masa molowa?

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4.5.3. Ćwiczenia

Ćwiczenie 1

Oblicz ile atomów znajduje się w 10 molach chlorku sodu.

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1)  zapisać w zeszycie potrzebne wzory,
2)  wykonać niezbędne obliczenia,
3)  dokonać analizy ćwiczenia,
4)  zaprezentować wyniki swojej pracy.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

zeszyt lub arkusz papieru, długopis,

−

kalkulator,

−

poradnik dla ucznia,

−

literatura zgodna z punktem 6 poradnika.

Ćwiczenie 2

Oblicz masę cząsteczkową podanych związków: kwas siarkowy(VI), wodorotlenek sodu,

tlenek glinu.

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1)  zapisać podane związki w postaci wzoru sumarycznego,
2)  określić masy atomowe dla pierwiastków składowych związków,
3)  wykonać niezbędne obliczenia,
4)  dokonać analizy ćwiczenia,
5)  zaprezentować wyniki swojej pracy.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

zeszyt lub arkusz papieru, długopis,

−

układ okresowy pierwiastków,

−

kalkulator,

−

poradnik dla ucznia,

−

literatura zgodna z punktem 6 poradnika.

4.5.4. Sprawdzian postępów

Czy potrafisz:

Tak

Nie

1) wymienić rodzaje reakcji chemicznych?



2) wymienić czynniki decydujące o efektach cieplnych reakcji?



3) określić czynniki wpływające na stan równowagi reakcji?



4) określić czynniki wpływające na szybkość zachodzenia reakcji?



5) wyjaśnić co to jest i od czego zależy wydajność reakcji?



6) wyjaśnić co to jest masa atomowa, masa cząsteczkowa, masa molowa?



„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4.6. Właściwości, metody otrzymywania oraz zastosowanie

związków chemicznych

4.6.1. Materiał nauczania

Związki chemiczne można dzielić bardzo różnie w zależności od przyjętych kryteriów:

pochodzenia, składu, budowy, właściwości chemicznych i wielu innych. Najczęściej spotyka
się podział na związki organiczne i nieorganiczne, choć istnieje grupa związków pośrednich
pomiędzy nimi.

W najprostszym, a jednocześnie ścisłym podziale związków chemicznych kryterium

stanowi  liczba  zawartych  w  nich  pierwiastków.  Wyróżniamy  wówczas  następujące  związki
chemiczne:
a)  dwuskładnikowe,
b)  trójskładnikowe,
c)  czteroskładnikowe,
d)  pięcioskładnikowe,
e)  sześciu - i więcej składnikowe.

Większość

związków

nieorganicznych

należy

związków

dwu

czteroskładnikowych, tylko wyjątkowe należą do pozostałych.

Bardzo ważny jest podział związków chemicznych ze względu na rodzaj wiązań

chemicznych, jakie występują w cząsteczkach związków, oraz na oddziaływania pomiędzy
cząsteczkami.

Do najważniejszych związków należą zasady, kwasy i sole.
Wodne roztwory niektórych wodorotlenków nazywamy zasadami. Wszystkie zasady

wykazują następujące właściwości:

−

powodują zmianę zabarwienia indykatorów, czyli wskaźników – substancji organicznych
zmieniających zabarwienie pod wpływem różnych odczynów roztworów – na przykład
papierek uniwersalny w roztworze zasadowym z żółtego staje się niebieski,
a fenoloftaleina z bezbarwnej staje się malinowa (różowa),

−

neutralizują odczyn kwasowy,

−

pochłaniają CO

z powietrza,

−

wykazują tak zwaną śliskość roztworu (ich roztwory w dotyku przypominają roztwór
mydła) – cecha ta występuje tylko w roztworach silnie zasadowych.
Wodorotlenek tworzy roztwór zasadowy tylko wtedy, gdy ma dostatecznie dużą

rozpuszczalność w wodzie i ulega w niej rozpadowi na jony, czyli dysocjacji.

NaOH

→

+ OH

Wodorotlenki powstają w wielu różnych reakcjach, z których najważniejsze to reakcje

aktywnych metali z wodą:

2Na + 2H

→

2NaOH + H

reakcje tlenków zasadowych z wodą:
Na

O + H

→

2NaOH

oraz – dla wodorotlenków nierozpuszczalnych reakcje strącania ich z roztworów soli

odpowiednich metali:

CuSO

+ 2KOH

→

Cu(OH)

↓

+ K

−

kwasowo-zasadowe, określane inaczej jako reakcje zobojętnienia,

−

wymiany w roztworach wodnych, głównie w reakcjach tlenkami metali i solami,

−

z metalami i rozkładu termicznego.
Wodne roztwory kwasu barwią oranż metylowy na czerwono, papierek uniwersalny.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Otrzymywanie kwasów:
Kwasy tlenowe w większości wypadków powstają w reakcjach bezwodników

kwasowych z wodą:

+ H

→

Kwasy, których tlenki nie reagują z wodą uzyskuje się zazwyczaj z ich soli. Na sól taką

działa się innym mocnym kwasem, w wyniku czego interesujący nas kwas zostaje wyparty
z soli:

+ 2HCl

→

KCl + H

SiO

Solami nazywamy związki chemiczne, których cząsteczki zawierają jeden lub kilka

kationów i jeden lub kilka anionów reszty kwasowej. W roztworze wodnym sole mogą
reagować z innymi solami i kwasami. Kwas może reagować z solą:

−

jeżeli jest mocniejszy od kwasu, którego reszta jest zawarta w soli,

−

jeżeli powstaje bardzo trudno rozpuszczająca się sól.
Otrzymywanie soli:

metal + niemetal

→

sól beztlenowa (sól kwasu beztlenowego)

Jest najprostszy sposób otrzymywania soli beztlenowych. Należy jednak pamiętać, iż nie

wszystkie metale przereagują w powyższej reakcji. Chodzi tu głównie o metale szlachetne
jak: Au (złoto), Ag (srebro), Cu (miedź).

2Na + Cl

→

2NaCl

metal + kwas

→

sól + h

(cząsteczka wodoru w stanie gazowym)

Istota tego procesu jest reakcja atomów metalu z kationami wodoru, w czego wyniku

powstają kationy metalu oraz cząsteczki wodoru. Należy jednak pamiętać, iz aby metal
wyparł wodór z kwasu musi być od niego aktywniejszy, tzn. znajdować się powyżej wodoru
w szeregu aktywności metali. Metale, które wypierają wodór z kwasów to : K, Na, Ca, Mg,
Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb.

Ca + H

→

CaCO

(osad) + H

(gaz)

tlenek metalu + kwas

→

sól + woda

CaO + H

→

CaCO

(osad) + H

zasada + kwas

→

sól + woda

Jest to reakcja zobojętniania (neutralizacji), ponieważ w wyniku reakcji kwasu (odczyn

kwaśny) z zasada (odczyn zasadowy) powstaje obojętna cząsteczka wody.

+ 2NaOH

→

+ 2H

tlenek niemetalu (bezwodnik kwasowy) + tlenek metalu

→

sól tlenowa

CaO + SO

→

CaSO

tlenek niemetalu (bezwodnik kwasowy) + zasada

→

sól tlenowa + woda

+ Ca(OH)

→

CaSO

+ H

sól + kwas

→

nowa sól (osad) + nowy kwas

Zalecane jest, aby powstała sól była osadem.

Ca(NO

)

+ H

→

CaCO

(osad) + 2HNO

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Powyższa reakcja jest przykładem reakcji straceniowej, polegającej na wytrąceniu osadu,

praktycznie nierozpuszalnego w roztworze wodnym

sól + zasada

→

nowa sól (osad) + nowa zasada

Zalecane jest, aby powstała sól była osadem.

Ca(OH)

+ Na

→

CaCO

(osad) + 2 NaOH

sól + metal

→

nowa sól + nowy metal

Metal wzięty do reakcji musi być aktywniejszy od metalu znajdującego się w soli.

2Na + MgCl

→

2NaCl + Mg

sól + sól

→

nowa sól (osad) + nowa sól

Zalecane jest, aby powstała sól była osadem.

2BiCl

+ 3Pb(NO

)

→

3PbCl

(osad) + 2Bi(NO

)

4.6.2. Pytania sprawdzające

Odpowiadając na pytania, sprawdzisz, czy jesteś przygotowany do ćwiczeń.

1.  Jakie znasz związki chemiczne?
2.  Jakimi właściwościami charakteryzują się zasady?
3.  Jakie znasz sposoby otrzymywania zasad?
4.  Jakie reakcje należą do najważniejszych właściwości chemicznych kwasów?
5.  Jakie związki chemiczne nazywamy solami?
6.  Jakie znasz sposoby otrzymywania soli?

4.6.3. Ćwiczenia

Ćwiczenie 1

Otrzymaj zasadę: wodorotlenek sodu.

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1) zgromadzić materiały i przybory potrzebne do wykonania ćwiczenia,
2) zorganizować stanowisko pracy zgodnie z przepisami bezpieczeństwa i higieny pracy

oraz wymaganiami ergonomii,

3) zaplanować tok postępowania,
4) do zlewki zawierającej 15 cm

wody wrzucić kawałek sodu wielkości główki od zapałki,

5)  poczekać, aż cały sód przereaguje,
6)  przenieść zawartość zlewki do parowniczki i odparować wodę,
7)  zaobserwować wygląd pozostałości po odparowaniu wody,
8)  pozostałość tę rozpuścić ponownie w wodzie i dodać kroplę fenoloftaleiny,
9)  zaobserwować na jaki kolor zabarwiła się ona w roztworze,
10)  dokonać analizy ćwiczenia,
11)  na podstawie spostrzeżeń wyciągnąć wnioski, porównać je z wnioskami innych uczniów.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

zestaw niezbędnych materiałów i odczynników chemicznych,

−

zeszyt lub arkusz papieru, długopis,

−

poradnik dla ucznia,

−

literatura zgodna z punktem 6 poradnika.

Ćwiczenie 2

Otrzymaj kwas siarkowy(IV)

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1) zgromadzić materiały i przybory potrzebne do wykonania ćwiczenia,
2) zorganizować stanowisko pracy zgodnie z przepisami bezpieczeństwa i higieny pracy

oraz wymaganiami ergonomii,

3) zaplanować tok postępowania,
4) do kolby stożkowej o pojemności 250 cm

nalać 30 cm

wody,

5)  dodać parę kropli oranżu metylowego,
6)  na łyżce do spaleń umieścić nieco sproszkowanej siarki,
7)  trzonek  łyżki  zamocować  w  korku,  tak  aby  można  nim  było  zakorkować  kolbę  po

wprowadzeniu łyżki do wnętrza kolby,

8) zapalić siarkę na łyżce w płomieniu palnika i płonącą wprowadzić do kolby, korkując

szczelnie,

9) poczekać, aż płomień zgaśnie,
10) opisać wygląd powstającego tlenku siarki (IV) oraz zmianę zabarwienia roztworu oranżu

po rozpuszczeniu tlenku w wodzie,

11) dokonać analizy ćwiczenia,
12) na podstawie spostrzeżeń wyciągnąć wnioski, porównać je z wnioskami innych uczniów.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

zestaw niezbędnych materiałów i odczynników chemicznych,

−

zeszyt lub arkusz papieru, długopis,

−

poradnik dla ucznia,

−

literatura zgodna z punktem 6 poradnika.

4.6.4. Sprawdzian postępów

Czy potrafisz:

Tak

Nie

1) wymienić rodzaje związków chemicznych?



2) określić jakimi właściwościami charakteryzują się zasady?



3) wymienić sposoby otrzymywania zasad?



4) wymienić reakcje należące do najważniejszych właściwości

chemicznych kwasów?



5) wyjaśnić jakie związki chemiczne nazywamy solami?



6) wymienić sposoby otrzymywania soli?



„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4.7. Skład

pierwiastkowy

związków

organicznych

–

węglowodory

4.7.1. Materiał nauczania

Podstawowym pierwiastkiem w połączeniach organicznych jest węgiel. Atomy węgla

posiadają zdolność łączenia się pomiędzy sobą w nawet bardzo długie łańcuchy. Te z kolei
mogą być proste lub rozgałęzione, a poza tym łańcuch może ulec zamknięciu tworząc
pierścień:

Ze zdolnością łączenia się atomów węgla pomiędzy sobą wiąże się zagadnienie

rzędowości atomu węgla:

−

atom węgla połączony tylko z jednym atomem węgla określa się jako węgiel
pierwszorzędowy,

−

połączony z dwoma atomami węgla – drugorzędowy,

−

połączony z trzema atomami węgla jako trzeciorzędowy,

−

atom węgla połączony z czterema atomami węgla nosi nazwę czwartorzędowego lub
węgla „neo”.

Podstawową grupą połączeń organicznych są związki zbudowane z atomów węgla

i wodoru,  nazywane  węglowodorami.  Węglowodory  ze  względu  na  budowę  szkieletu
węglowego  dzielimy  na  dwie  główne  klasy:  węglowodory  alifatyczne  i  węglowodory
aromatyczne.  Węglowodory  alifatyczne z  kolei  dzielą  się  na  alkany, alkeny,  alkiny  oraz  ich
analogi pierścieniowe (cykloalkany).

Same węglowodory są substancjami macierzystymi wszystkich związków organicznych,

które nazywane są pochodnymi węglowodorów.

Pochodne są to związki, powstałe wskutek podstawienia pojedynczych atomów wodoru

przez inne atomy lub grupy atomów, które noszą nazwę podstawników. Przykład CH

COOH

jest pochodną CH

(metan). Jeden atom wodoru w CH

został podstawiony grupą atomów

(-COOH).

Węglowodory alifatyczne, mogą łączyć się ze sobą tworząc: struktury łańcuchowe,

struktury cykliczne. Węglowodory posiadające struktury łańcuchowe mogą mieć łańcuchy
proste lub rozgałęzione a te z kolei mogą być:

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Aby każdy z orbitali sp

utworzył najmocniejsze wiązanie ze sferycznym orbitalem

s atomu  wodoru,  każdy  atom  wodoru  musi  znaleźć  się  dokładnie  w  wierzchołku
czworościanu.  Ponieważ  atomy  węgla  i  atomy  wodoru  mają  prawie  taką  samą
elektroujemność,  dlatego  oprócz  wiązania  węgiel  –  wodór  mogą  być  utworzone  wiązania
węgiel  –  węgiel.  I  dlatego  liczba  węglowodorów  nie  ogranicza  się  tylko  do  najprostszego
węglowodoru  CH

, lecz jest możliwy szereg związków, jak np. C

(etan), C

(propan).

Szereg nie zatrzymuje się na propanie, lecz biegnie dalej w sposób niekończący, przy czym
każdy człon ma wzór ogólny CnH

2n+2

. Mówimy wtedy, że węglowodory tworzą szereg

homologiczny. W szeregu homologicznym węglowodory jak ich pochodne, różnią się o stałą
różnicę, zwaną różnicą homologiczną, którą jest grupa metylenowa -CH

-. Przykładem jest

szereg homologiczny alkanów, alkenów i alkinów (tabela):

Tabela 1. Szeregi homologiczne węglowodorów [19]

Wzór

Nazwa

Wzór

Nazwa

Wzór

Nazwa

Wzór

Nazwa

Alkany
C

2n+2

Alkile
C

2n+1

Alkeny
C

Alkiny
C

2n-2

Metan

Metyl

Etan

Etyl

Eten,
etylen

Etyn,
acetylen

Propan

Propyl

Propen,
propylen

Propyn

Butan

Butyl

Buten

Butyn

Pentan

Amyl,
Pentyl

Penten

Pentyn

Heksan

Heksyl

Heksen

Heksyn

Heptan

Heptyn

Hepten

Heptyn

Oktan

Oktyl

Okten

Oktyn

Nonan

Nonyl

Nonen

Nonyn

Dekan

Dekyl

Deken

Dekyn

Undekan

Dodekan

4.7.2. Pytania sprawdzające

Odpowiadając na pytania, sprawdzisz, czy jesteś przygotowany do ćwiczeń.

1.  Jaki pierwiastek jest podstawowy w połączeniach organicznych?
2.  Na czym polega rzędowość atomów węgla?
3.  Jak brzmi reguła Huckla?
4.  Jakie znasz szeregi homologiczne węglowodorów?
5.  Jakie znasz przykłady związków posiadających tetraedryczną budowę?

4.7.3. Ćwiczenia

Ćwiczenie 1

Podaj nazwę związku o następującym wzorze:

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1) wybrać i główny łańcuch węglowy,
2) ponumerować atomy węgla w łańcuchu głównym i oznaczyć w nazwie położenie

wiązania podwójnego,

3)  nazwać podstawniki i oznaczyć ich położenia,
4)  zapisać pełną nazwę związku,
5)  określić rzędowość atomów węgla,
6)  przeanalizować z grupą i nauczycielem poprawność wykonania ćwiczenia.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

poradnik dla ucznia, literatura,

−

zeszyt lub arkusz papieru, długopis.

Ćwiczenie 2

Nazwij poniższy węglowodór i określ rzędowość atomów węgla:

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1)  wybrać i nazwać najdłuższy łańcuch,
2)  ponumerować atomy węgla w łańcuchu głównym,
3)  nazwać podstawniki,
4)  zapisać nazwę związku,
5)  określić rzędowość atomów węgla,
6)  przeanalizować z grupą i nauczycielem poprawność wykonania ćwiczenia.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

zeszyt lub arkusz papieru, długopis,

−

poradnik dla ucznia,

−

literatura zgodna z punktem 6 poradnika.

4.7.4. Sprawdzian postępów

Czy potrafisz:

Tak

Nie

1) określić jaki pierwiastek jest podstawowy w połączeniach

organicznych?



2) wyjaśnić na czym polega rzędowość atomów węgla?



3) zdefiniować regułę Huckla?



4) wymienić szeregi homologiczne węglowodorów?



5) wymienić przykłady związków posiadających tetraedryczną budowę?



„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4.8. Jednofunkcyjne i wielofunkcyjne związki organiczne,

związki heterocykliczne

4.8.1. Materiał nauczania

Węglowodory należą do podstawowych związków organicznych, występują powszechnie

i  podlegają  reakcjom  chemicznym,  w  których  powstają  nowe  związki  organiczne.  Ilość
nowych  związków  organicznych  może  być  bardzo  duża  dzięki  zjawisku  izomerii  oraz
zdolności  do  tworzenia  różnorodnych  łańcuchów  przez  atomy  węgla.  Grupa  związków
organicznych,  w  których  atomy  wodoru  w  cząsteczkach  węglowodorów  zastąpione  są
atomami  lub grupami  atomów innych pierwiastków to pochodne węglowodorów. Cząsteczki
tych  połączeń  zbudowane  są  z  grupy  węglowodorowej  (alkilowej  lub  arylowej)  oraz
podstawnika, zwanego grupą funkcyjną.

Grupa funkcyjna – jest to atom lub grupa atomów, które w połączeniu z grupą

węglowodorową tworzą cząsteczkę pochodnej węglowodorowej i nadają danej grupie
połączeń charakterystyczne właściwości. Obecność jednej grupy funkcyjnej zalicza dany
związek do jednofunkcyjnych pochodnych węglowodorów.

Tabela 2. Jednofunkcyjne związki organiczne [19]

Grupa funkcyjna

Nazwa

grupy

funkcyjnej (Z)

Nazwa pochodnych

-F, -Cl, -Br, -I

Fluorowce (halogenki)

Fluorowcopochodne węglowodorów

-OH

Hydroksylowa

Jeżeli jest połączona z grupą alkilową –
alkohole. Jeżeli jest połączona z grupą
arylową – fenole

Aldehydowa

Aldehydy

Ketonowa

Ketony

Karboksylowa

Kwasy karboksylowe

-NH

Aminowa

Aminy

-NO

Nitrowa

Związki nitrowe

Z połączenia grupy funkcyjnej (Z) z grupą alkilową lub arylową otrzymujemy

jednofunkcyjne  pochodne,  które  przedstawiono  w  powyższej  tabeli.  Są  to  najważniejsze
jednofunkcyjne  pochodne,  które  mają  praktyczne  zastosowanie  i  z  którymi  wielokrotnie
spotykamy  się  w codziennej  działalności.  Przykładem  jest  ocet,  który  jest  kwasem
karboksylowym, alkohol – zmywacz do paznokci, który jest ketonem o nazwie aceton, itp.

Przykłady otrzymywanie jednofunkcyjnych związków organicznych

−

alkohole (jedno i wielohydroksylowe, fenol). Otrzymuje się je w wyniku: hydrolizy
chlorowcopochodnych, przyłączenia wody do alkenów, fermentacji, redukcji aldehydów
i ketonów, syntezy Grignarda. Przykład – Hydroliza chlorowcopochodnych:

R-X + HOH

→

ROH + HX

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

−

etery (liniowe, cykliczne) otrzymuje się przez odwodnienie alkoholi w silnie kwaśnym
środowisku:

2ROH

→

R-O-R + H

Inna metoda polega na reakcji alkoholanów lub fenolanów z halogenowęglowodorami:

RBr + R-O

-Na+

→

R-O-R + NaBr

−

aldehydy i ketony. Aldehydy otrzymuje się następującymi metodami: utlenianie alkoholi
I-szo rzędowych w obecności K

, utlenianie metylowych pochodnych benzenu,

redukcja chlorków kwasowych, synteza Reimera-Tlemanna (otrzymywanie fenolo-
aldehydów). Przykład – utlenianie alkoholi I-szo rzędowych:

RCH

→

RCHO

−

ketony otrzymuje się w reakcjach: utlenianie alkoholi II-go rzędowych, acylowanie
metodą

Friedla-Craftsa,

reakcja

chlorków

kwasowych

związkami

kadmoorganicznymi. Przykład – Utlenianie alkoholi II-go rzędowych:

−

kwasy  karboksylowe  (nasycone,  nienasycone,  aromatyczne).  Grupa  karboksylowa   –
COOH w swojej strukturze zawiera grupę karbonylową (C=O) i hydroksylową (OH) przy
każdym  atomie  węgla.  W  reakcjach  chemicznych  może  uczestniczyć  jedna  z  nich,  albo
obie  jednocześnie.  Ogólnie  kwasy  karboksylowe  dzieli  się  na  dwie  grupy:  kwasy
jednokarboksylowe,

kwasy

wielokarboksylowe.

pochodnych

kwasów

karboksylowych należą: estry: R-CO-OR, np. CH

-CO-OC

(octan etylu), midy:

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

R-CO-NH

, np. CH

-CO-NH

(acetamid), bezwodniki kwasowe (R-CO)

O. Kwasy

karboksylowe otrzymuje się przez utlenianie alkoholi I-szo rzędowych albo aldehydów.
Reakcja utleniania alkoholi była prezentowane wcześniej. Z innych reakcji należy
wymienić: reakcja związków Grignarda z dwutlenkiem węgla i hydrolizę nitryli. Reakcja
związków Grignarda z dwutlenkiem węgla:

RX + Mg

→

RMgX

RMgX + CO

→

RCOOMgX

→

RCOOH (środowisko kwasowe H+)

Hydroliza nitryli (środowisko kwasowe lub zasadowe):

R-CN + H

→

R-COOH + NH3

−

aminy. Najprostszą metodą otrzymywania amin jest alkilowanie amoniaku:

RBr + NH

+ NaOH --> RNH

+ H

O + NaBr

Wielofunkcyjne związki organiczne

Do wielofunkcyjnych pochodnych węglowodorów zaliczamy związki, które posiadają co

najmniej dwa rodzaje grup funkcyjnych. Do związków takich należą: cukry (sacharydy,
węglowodany).

Cukry są to wielowodorotlenowe ketony (ketozy) lub aldehydy (aldozy) oraz ich

pochodne.  Węglowodany  możemy  podzielić  na:  proste  (inaczej  monosacharydy),  które  nie
ulegają  hydrolizie  do  związków  prostszych,  dwucukry  (disacharydy),  hydrolizujące
z utworzeniem  dwóch  cząsteczek  monosacharydów,  oraz  wielocukry  (polisacharydy),
w wyniku ich hydrolizy otrzymujemy wiele cząsteczek monosacharydów.

Jednym z cukrów prostych, który występuje we wszystkich żywych organizmach, jest

glukoza. Jest to aldoheksoza, której wzór sumaryczny ma postać C

. Glukoza to

bezbarwna, słodka substancja krystaliczna, rozpuszczalna w wodzie. W środowisku
zasadowym glukoza reaguje z wodorotlenkiem miedzi, Cu(OH)

, tworząc związek

kompleksowy o barwie szafirowej. Jest to reakcja świadcząca o obecności grup -OH.
W reakcji glukozy z wodorotlenkiem miedzi w podwyższonej temperaturze powstaje ceglasty
tlenek miedzi(I), Cu

Fruktoza ma taki sam wzór sumaryczny jak glukoza. Fruktoza jest ketoheksozą

występującą w miodzie, nasionach i owocach. Ma zbliżone właściwości do glukozy, ale jest
od niej o wiele słodsza. Stosuje się ją jako środek słodzący u ludzi chorych na cukrzycę.

Do disacharydów (dwucukrów) należy między innymi sacharoza. Otrzymywana jest na

skalę przemysłową z trzciny cukrowej i buraków cukrowych, stąd jego inne nazwy (cukier
trzcinowy, buraczany). W skład sacharozy wchodzi fruktoza i glukoza, a jej wzór sumaryczny
to C

. Tworzy ona bezbarwne, słodkie, rozpuszczalne w wodzie kryształy. Nie ma

właściwości redukujących, a w obecności kwasu ulega hydrolizie.

Skrobia (C

)

jest wielocukrem, który zawiera wiele reszt glukozy. Nie rozpuszcza

się ona w zimnej wodzie. Jest białym, nieposiadającym smaku i zapachu proszkiem.
Obecność skrobi można potwierdzić za pomocą płynu Lugola (roztwór jodu w jodku potasu).
Cukier ten jest podstawowym składnikiem pożywienia człowieka.

Innym polisacharydem, zbudowanym z około 7000 reszt celobiozy (dwucukier złożony

z dwóch reszt glukozy) jest celuloza, (C

)

. Czysty sacharyd jest białą nierozpuszczalną

w wodzie substancją. Celuloza stanowi składnik ścian komórkowych u roślin. Stosowana jest
w przemyśle papierniczym, włókienniczym, do produkcji sztucznego jedwabiu i środków
wybuchowych.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Wielofunkcyjne pochodne węglowodorów, posiadające w cząsteczce grupę aminową

(-NH

) i karboksylową (-COOH), zwane są aminokwasami. Wchodzą one w skład białek oraz

peptydów. Są nierozpuszczalne w wodzie i wykazują właściwości amfoteryczne.

W skład białek wchodzi dwadzieścia aminokwasów. Białka są to biopolimery,

zbudowane  z  reszt  aminokwasów,  połączonych  ze  sobą  wiązaniem  peptydowym.  Pod
wpływem  wysokiej  temperatury,  mocnych  zasad  i  kwasów,  napromieniowania,  alkoholi
niskocząsteczkowych,  aldehydów  i  soli  metali  ciężkich,  białka  ulegają  nieodwracalnemu
procesowi  denaturacji  –  zmiana  struktury  białka  i  utrata  jego  aktywności  biologicznej.  Na
ogół związki te są rozpuszczalne wodzie.

Możemy je podzielić na białka: proste i złożone. Do białek prostych (zwanych proteinami

i zbudowanych tylko z aminokwasów) zaliczane są: globuliny, albuminy, histony, prolaminy,
gluteliny, protaminy, skleroliny, natomiast do złożonych (proteidy, część białkowa połączona
jest ze składnikiem prostetycznym) należą: chromoproteidy, fosfoproteidy, nukleoproteidy,
lipoproteidy, glikoproteidy, metaloproteidy.

Związki heterocykliczne

Związki heterocykliczne – rodzaj związków chemicznych, w których pierścienie są

zbudowane z więcej niż jednego rodzaju atomu (np. siarki i węgla).

Za związek hetorocykliczny uważa się każdy związek cykliczny, który zawiera w swojej

strukturze inny, oprócz węgla, atom. Jednak nawet w obrębie chemii organicznej nie zawsze
się rozumie ten termin w ten sposób, często wyłączając z niego związki cykliczne zawierające
oprócz węgla także tlen jak np: cukry oraz etery cykliczne i koronowe.

W przypadku wielu związków chemicznych, które są „standardowo” zbudowane

z regularnie występujących dwóch rodzajów atomów (np: tlenu i węgla, z krzemu i tlenu lub
azotu i fosforu) terminu „związek heterocykliczny” używa się dopiero wtedy, gdy w cyklu
pojawiają się jeszcze jakieś inne atomy, np: azotu lub w przypadku cyklosiloksanów
i fosfazenów – paradoksalnie – węgla. Przykład: pirydyna i furan.

4.8.2. Pytania sprawdzające

Odpowiadając na pytania, sprawdzisz, czy jesteś przygotowany do ćwiczeń.

1.  Co to jest grupa funkcyjna?
2.  Jak scharakteryzować pochodne węglowodorów?
3.  Jakie znasz rodzaje grup funkcyjnych?
4.  Jakie znasz metody otrzymywania jednofunkcyjnych związków organicznych?
5.  Jakie znasz wielofunkcyjne związki organiczne?
6.  Co to jest związek heterocykliczny?

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4.8.3. Ćwiczenia

Ćwiczenie 1

Zbadaj właściwości fizyczne glicerolu (węglowodór jednofunkcyjny).

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1) zgromadzić materiały i przybory potrzebne do wykonania ćwiczenia,
2) zorganizować stanowisko pracy zgodnie z przepisami bezpieczeństwa i higieny pracy

oraz wymaganiami ergonomii,

3) przygotować około 1 cm

glicerolu,

4)  opisać jego gęstość, barwę i rozpuszczalność w wodzie,
5)  dokonać analizy ćwiczenia,
6)  na podstawie spostrzeżeń wyciągnąć wnioski, porównać je z wnioskami innych uczniów.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

zestaw niezbędnego sprzętu laboratoryjnego i odczynników chemicznych,

−

poradnik dla ucznia, literatura,

−

zeszyt lub arkusz papieru, długopis.

Ćwiczenie 2

Zbadaj właściwości redukcyjne glukozy za pomocą odczynnika Fehlinga.

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1) zgromadzić materiały i przybory potrzebne do wykonania ćwiczenia,
2) zorganizować stanowisko pracy zgodnie z przepisami bezpieczeństwa i higieny pracy

oraz wymaganiami ergonomii,

3) przygotować w probówce 3 cm

siarczanu(VI)miedzi(II),

4) dodać około 5 cm

10% roztworu wodorotlenku sodu,

5) do powstałego osadu dodać 2

3 kryształków winianu sodowego,

6)  całość energicznie wymieszać,
7)  do powstałego roztworu wsypać około 0,5 g glukozy,
8)  całość wymieszać a następnie lekko ogrzać,
9)  dokonać analizy ćwiczenia,
10)  na podstawie spostrzeżeń wyciągnąć wnioski, porównać je z wnioskami innych uczniów.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

zestaw niezbędnego sprzętu laboratoryjnego i odczynników chemicznych,

−

zeszyt lub arkusz papieru, długopis,

−

poradnik dla ucznia,

−

literatura zgodna z punktem 6 poradnika.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4.9. Wielocząsteczkowe związki naturalne i syntetyczne

4.9.1. Materiał nauczania

Tworzywa sztuczne są materiałami, w których najistotniejszy składnik stanowią związki

wielkocząsteczkowe,

syntetyczne

lub

pochodzenia

naturalnego.

Oprócz

związku

wielkocząsteczkowego tworzywo sztuczne zawiera zwykle składniki dodatkowe, które nadają
mu  korzystne  właściwości  użytkowe.  Składnikami  tymi  mogą  być  napełniacze,  nośniki,
zmiękczacze,  pigmenty  i  barwniki,  stabilizatory  i  wiele  innych.  Większość  związków
wielkocząsteczkowych  jest  zbudowana  z  wielkiej  liczby  powtarzających  się  i  połączonych
między  sobą  identycznych  elementów  podstawowych,  nazywanych  merami.  Dlatego  też
związki wielkocząsteczkowe nazywamy polimerami (poli-wiele).

Ze względu na pochodzenie można je najogólniej podzielić na trzy podstawowe grupy:

−

naturalne związki wielocząsteczkowe występujące w przyrodzie (celuloza, białko,
kauczuk ),

−

związki wielkocząsteczkowe otrzymywane z polimerów pochodzenia naturalnego
w wyniku modyfikacji polegającej na chemicznej zmianie właściwości polimerów
naturalnych,

−

syntetyczne związki wielkocząsteczkowe wytwarzane na podstawie reakcji chemicznej
ze związków małocząsteczkowych.
Związki małocząsteczkowe, które stanowią substancje wyjściowe do otrzymywania

syntetycznych związków wielkocząsteczkowych składają się z niewielkiej liczby atomów
i noszą nazwę monomerów.

Otrzymywanie syntetycznych związków wielkocząsteczkowych polega na łączeniu się

między sobą cząsteczek monomerów z wytworzeniem wielkich cząsteczek, tzw.
makrocząsteczek.

Polimery odznaczają się dużą masą cząsteczkową. Masa cząsteczkowa jest liczbą

umowną wyrażającą stosunek masy cząsteczki danej substancji do 1/12 masy atomu węgla.

Z masą cząsteczkową polimerów jest związane bezpośrednio pojęcie stopnia

polimeryzacji.  Jest  to  niemianowana  liczba  wskazująca,  ile  razy  dany  element  podstawowy
(mer)  powtarza  się  w  ugrupowaniu  związku  wielkocząsteczkowego.  Stopień  polimeryzacji
określa ułamek:

n = masa cząsteczkowa polimeru / masa cząsteczkowa meru
Właściwości związków wielkocząsteczkowych zależą w dużym stopniu od ich masy

cząsteczkowej. Ten sam polimer w zależności od masy cząsteczkowej może mieć na tyle
różne właściwości, że wymaga stosowania odrębnych metod przetwórczych.

Otrzymywanie polimerów

Reakcje chemiczne otrzymywania polimerów, tj. wytwarzania syntetycznych związków

wielkocząsteczkowych, nazywane są zwyczajowo polireakcjami. Rozróżnia się trzy rodzaje
polireakcji, którymi są: polimeryzacja, polikondensacja, poliaddycja.

Polimeryzacja jest procesem łączenia się wielu cząsteczek monomeru, któremu nie

towarzyszy wydzielenie małocząsteczkowych produktów ubocznych. Proces ten można
schematycznie przedstawić następująco:

→

[A]n

gdzie: n – liczba cząsteczek monomeru (stopień polimeryzacji), A – cząsteczka monomeru,

Polimeryzacja przebiega bez zmian składu substancji reagujących. Powstający polimer

różni się od monomeru tylko wielkością cząsteczki. W przedstawionym uprzednio procesie
reaguje tylko jeden rodzaj monomeru. Taki proces jest nazywany homopolimeryzacją,
a otrzymany produkt – homopolimerem. Jeżeli polimeryzacji ulega natomiast więcej niż jeden

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

rodzaj monomeru, proces taki nazywa się kopolimeryzacją a powstający produkt –
kopolimerem.

Polikondensacja jest procesem łączenia się wielu cząsteczek substancji wyjściowych

w związek  wielkocząsteczkowy  z  jednoczesnym  wydzieleniem  prostego  związku
małocząsteczkowego  –  jako  produktu  ubocznego  reakcji.  Skład  chemiczny  polimeru
powstającego  w  wyniku  polikondensacji  nie  jest  identyczny  ze  składem  substancji
wyjściowych.  Spowodowane  jest  to  wydzieleniem  się  produktów  ubocznych  podczas
procesu.

Poliaddycja ma charakter pośredni między polimeryzacją a polikondensacją. Podobnie

jak polikondensacja jest to reakcja przebiegająca w sposób stopniowy, lecz nie jest procesem
odwracalnym.  Polimery  otrzymywane  w  wyniku  poliaddycji  mają  ten  sam  skład  chemiczny
co  monomery,  lecz  różnią  się  od  nich  budową.  Mechanizm  omawianej  reakcji  polega
najogólniej  na  przemieszczaniu  atomu  wodoru  w  cząsteczce  monomeru,  umożliwiając  tym
samym wzrost łańcucha polimeru.

4.9.2. Pytania sprawdzające

Odpowiadając na pytania, sprawdzisz, czy jesteś przygotowany do ćwiczeń.

1.  Co to jest polimer?
2.  Jakie znasz rodzaje polimerów?
3.  Jakie znasz metody otrzymywania polimerów?
4.  Jaka jest różnica pomiędzy polimeryzacją a polikondensacją?
5.  Czym charakteryzuje się poliaddycja?

4.9.3. Ćwiczenia

Ćwiczenie 1

Zbadaj właściwości wybranych tworzyw sztucznych.
Problemy do rozwiązania:

1) czy badane tworzywa uległy spaleniu,
2) na jaki kolor zabarwia się zwilżony wodą destylowaną papierek wskaźnikowy w pobliżu

polichlorku winylu?

3) które z badanych tworzyw rozpuszczają się w benzynie i acetonie?
4) gdzie można wykorzystać obserwowane zjawisko zmian właściwości fizycznych pod

wpływem wysokiej temperatury?

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1) zgromadzić materiały i przybory potrzebne do wykonania ćwiczenia,
2) zorganizować stanowisko pracy zgodnie z przepisami bezpieczeństwa i higieny pracy

oraz wymaganiami ergonomii pracy,

3) niewielką próbkę tworzywa jak: polietylenu, polichlorku winylu PCW, polistyrenu

spróbować zapalić wprowadzając je do płomienia palnika,

4) zwrócić uwagę, czy próbka gaśnie po wyjęciu z płomienia, czy pali się nadal,
5) do świeżo wyjętej z płomienia próbki PCW zbliżyć zwilżony wodą destylowaną papierek

wskaźnikowy,

6) próbkę tworzywa zanurzyć na chwilę do wrzącej wody i spróbować wyciągnąć ją

posługując się szczypcami,

7) dokonaj analizy ćwiczenia,
8) na podstawie spostrzeżeń wyciągnąć wnioski, porównać je z wnioskami innych uczniów.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

zestaw niezbędnego sprzętu laboratoryjnego i odczynników chemicznych,

−

zeszyt lub arkusz papieru, długopis,

−

poradnik dla ucznia,

−

literatura zgodna z punktem 6 poradnika.

Ćwiczenie 2

Dokonaj

depolimeryzacja

poli(metakrylanu

metylu)

–

„szkła

organicznego”

i polimeryzacji otrzymanego monomeru.

Problemy do rozwiązania:

1)  jakim zapachem charakteryzuje się otrzymany produkt reakcji?
2)  co dzieje się z wodą bromową w obecności destylatu i o czym to świadczy?
3)  co dzieje się z pozostałą częścią destylatu odstawioną do łaźni wodnej?
4)  wyjaśnij na czym polega proces polimeryzacji?

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1) zgromadzić materiały i przybory potrzebne do wykonania ćwiczenia,
2) zorganizować stanowisko pracy zgodnie z przepisami bezpieczeństwa i higieny pracy

oraz wymaganiami ergonomii,

3) do dużej probówki wrzucić 10 g drobno pokruszonego „szkła organicznego”,
4) probówkę zamknąć korkiem z osadzoną w nim wygiętą rurką szklaną i ogrzewać

intensywnie płomieniem palnika, zbierając do probówki oddestylowany produkt,

5) ogrzewanie przerwać po zebraniu około 2 cm

destylatu,

6) wykonać próbę z wodą bromową: do pozostałej ilości destylatu dodać kilka małych

kawałków „szkła organicznego” i wstawić probówkę do łaźni wodnej o temperaturze
60

7)  zaobserwować zachodzące zmiany,
8)  dokonać analizy ćwiczenia,
9)  na podstawie spostrzeżeń wyciągnąć wnioski, porównać je z wnioskami innych uczniów.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

zestaw niezbędnego sprzętu laboratoryjnego i odczynników chemicznych,

−

zeszyt lub arkusz papieru, długopis,

−

poradnik dla ucznia,
literatura zgodna z punktem 6 poradnika

4.9.4. Sprawdzian postępów

Czy potrafisz:

Tak

Nie

1) wyjaśnić co to jest polimer?



2) wymienić rodzaje polimerów?



3) wymienić metody otrzymywania polimerów?



4) określić różnicę pomiędzy polimeryzacją a polikondensacją?



5) określić czym charakteryzuje się poliaddycja?



„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4.10. Układy wieloskładnikowe, mieszaniny i roztwory

4.10.1. Materiał nauczania

Większość procesów chemicznych jest realizowana w układach wieloskładnikowych,

w których co najmniej jeden składnik jest znacznie rozdrobniony. Układy takie stanowią,
w zależności od stopnia rozdrobnienia składników:

−

mieszaniny niejednorodne

−

mieszaniny jednorodne (układy dyspersyjne)
Mieszaniny niejednorodne (heterogeniczne) są to układy, w których fazy poszczególnych

składników zachowują swoje cechy makroskopowe (na przykład piasek + woda, piasek +
siarka, woda + olej). Mieszaniny takie można stosunkowo łatwo rozdzielić metodami
fizycznymi, takimi jak:

−

sączenie przez materiał porowaty,

−

sedymentacja w polu grawitacyjnym ziemskim,

−

dekantacja, tzn. ostrożne zlanie cieczy znad osadu,

−

segregacja mechaniczna (jeżeli ziarna poszczególnych składników są dostatecznie duże).
Mieszaninami jednorodnymi (układami dyspersyjnymi) nazywa się takie układy,

w których małe cząstki jednej substancji – fazy rozproszonej – są równomiernie
rozmieszczone w innej substancji – fazie rozpraszającej. Ogólnie taki układ nazywamy
roztworem.

W roztworach substancja znajdująca się w przewadze nazywana jest rozpuszczalnikiem

a substancja występująca w mniejszej ilości substancją rozpuszczaną.

Roztwory mogą powstać w wyniku zmieszania:

−

gazu z gazem i powstaje roztwór gazowy,

−

gazu z cieczą,

−

substancji w stanie stałym z cieczą,

−

cieczy z cieczą,

−

substancji w stanie stałym z substancją w stanie stałym i powstaje roztwór stały.
Przykładem roztworu, który powstał w wyniku zmieszania gazów jest powietrze. Jest to

mieszanina  takich  gazów  jak;  azot,  tlen,  dwutlenek  węgla,  argon  i  innych  cząsteczek.  Pod
względem  kinetycznym  roztwór  gazowy  jest  podobny  do  czystego  gazu,  z  tą  różnicą,  że
zawiera  cząsteczki  różnego  rodzaju,  które  mieszają  się  ze  sobą  w  dowolnych  stosunkach.
Oznacza  to,  że  roztwory  gazowe  zawsze  powstają  podczas  mieszania  dowolnych  gazów
i w dowolnych  stosunkach.  Roztwory,  które  powstają  w  wyniku  zmieszania  dowolnych
substancji  z  cieczą,  są  cieczami.  W  wyniku  zmieszania  różnych  substancji  w  stanie  stałym
powstają  roztwory,  które  są  ciałami  stałymi.  Przykładem  są  różnego  rodzaju  stopy  metali,
takie jak; mosiądz, brąz, stal, srebro monetarne, stopy glinu.

W zależności od stopnia rozdrobnienia fazy rozproszonej rozróżnia się:

−

roztwory właściwe (rzeczywiste) – złożone z cząsteczek lub jonów o rozmiarach
mniejszych niż 10

-9

−

roztwory koloidalne – złożone z cząstek o rozmiarach 10

-7

m–10

-9

m widocznych dopiero

pod mikroskopem elektronowym. Tak małe cząstki można rozdzielić dopiero
w ultrawirówkach. Roztwory koloidalne intensywnie rozpraszają światło (efekt
Tyndalla),

−

zawiesiny – złożone z cząstek o rozmiarach 10

-6

m–10

-7

m widocznych pod mikroskopem

optycznym. Można je rozdzielić przez sedymentację pod wpływem siły ziemskiego pola
grawitacyjnego.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Zawiesiny takie jak dymy (ciało stałe rozproszone w gazie), mgły (ciecz rozproszona

w gazie), emulsje (ciecz rozproszona w cieczy) oraz piany (gaz w cieczy), przy dostatecznie
dużym rozdrobnieniu stają się koloidami. Podobnie białka i polimery nawet w rozdrobnieniu
cząsteczkowym są układami koloidalnymi.

Najbardziej rozpowszechnionymi roztworami rzeczywistymi są roztwory ciekłe. Dlatego

w wąskim znaczeniu roztwór definiujemy

jako

mieszaninę

substancji ciekłej

(rozpuszczalnika) i jednej albo więcej stałych, ciekłych lub gazowych substancji
rozpuszczonych, których cząsteczki są dokładnie przemieszane z cząsteczkami
rozpuszczalnika.

Woda jest znakomitym rozpuszczalnikiem wielu substancji z którymi mamy codziennie

kontakt. Woda bardzo dobrze rozpuszcza sól kuchenną, cukier  i wiele  innych  substancji. To,
że  substancje  rozpuszczają  się  zawdzięczamy  aktywnemu  oddziaływaniu  drobin  cząsteczek
wody  na  substancję,  którą  wprowadziliśmy  do  wody.  Przykładem  jest  cukier,  którego
kryształy podczas rozpuszczania znikają a roztwór staje się klarowny.

To oznacza, że substancja rozpuszczana uległa rozpadowi na tak małe drobiny, które

stają  się  niewidoczne  dla  oka.  Oderwane  od  kryształu  drobiny  następnie  podlegają
oddziaływaniu  cząsteczek  wody,  które  znajdują  się  ciągłym,  bezwładnym  ruchu.  Samo
oddziaływanie to zderzenia aktywne w których jest przekazywana energia między drobinami
rozpuszczalnika  i drobinami  substancji rozpuszczonej.  W wyniku zderzeń wszystkie drobiny
w sposób bezwładny przemieszczają się w roztworze.

Jeżeli rozpuścimy substancję o budowie jonowej, wtedy w roztworze oprócz cząsteczek

wody będą znajdowały jony oderwane od kryształu.

Rozpad cząsteczek substancji rozpuszczonej na jony nazywa się dysocjacją

elektrolityczną.

Większość reakcji chemicznych zachodzi w roztworach wodnych. Reakcja chemiczna

przebiega  w  dwóch  kierunkach.  Z  cząsteczek  substratów  tworzą  się  produkty,  a  cząsteczki
produktów  mogą  ze  sobą  reagować,  odtwarzając  cząsteczki  substratu.  Czasami  używa  się
określenia,  że  reakcja  jest  nieodwracalna,  mając  na  uwadze  jej  przebieg, aż  do  wyczerpania
substratów.  Po  zakończeniu  takiej  reakcji  trudno  jest  wykryć  wymierzalne  ilości  substratu.
W rzeczywistości  i  ta  reakcja  biegnie  tylko  do  osiągnięcia  równowagi,  w  której  obok
produktów  istnieją  jeszcze  cząsteczki  substratów.  Stan  równowagi  chemicznej  dla  reakcji
odwracalnej, na przykład:

gdzie: a; b; c; d – oznaczają liczby cząsteczek substratów (A, B) i produktów (C, D)

uczestniczących w reakcji, opisuje równanie na stałą równowagi K

Stała równowagi równa się iloczynowi stężeń (mol/l) produktów podzielonemu przez

iloczyn stężeń (mol/l) substratów i informuje o uprzywilejowanym kierunku reakcji.

Reakcja w prawo będzie uprzywilejowana wówczas, gdy wartość K

będzie większa od

jedności, natomiast, gdy uprzywilejowaną jest reakcja w lewo, wartość K

jest mniejsza od

jedności.

Dla stałych równowagi większych od K=10

, stężenia substratów w stanie równowagi

stanowią  mniej  niż  1%  stężeń  początkowych,  reakcje  takie  można  już  zaliczyć  do
nieodwracalnych,  w  sensie  potocznym.  Praktycznie  nieodwracalną  jest  reakcja,  której  stała
równowagi  jest rzędu 1018, nie jest możliwe eksperymentalne wykrycie substratów w stanie
równowagi, jednak o ich istnieniu świadczą różne obserwacje pośrednie.

Reakcja przebiega w prawo, gdy produkty są bardziej stabilne, zatem zawierają mniej

energii niż substraty.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Jeśli produkty mają mniejszą zawartość energii niż substraty, to w wyniku reakcji

wydziela się ciepło i nazywa się reakcją egzotermiczną.

Reakcja, w której energia cieplna jest pobierana z otoczenia nazywa się reakcją

endotermiczną. Reakcja, której produkty zawierają więcej energii niż substraty przebiega
w lewo, w kierunku tworzenia substratów.

Chemicznym odpowiednikiem wydzielanej lub pochłanianej energii cieplnej podczas

reakcji chemicznej jest entalpia (H). Zmiany entalpii (

∆

H) mają wpływ na położenie

równowagi, ale jej znajomość nie jest wystarczająca do dokładnego przewidzenia położenia
równowagi, ponieważ potrzebna jest również znajomość zmian entropii. Entropia (S) jest
funkcją termodynamiczną, opisującą zmiany uporządkowania cząsteczek następujące podczas
reakcji.

4.10.2. Pytania sprawdzające

Odpowiadając na pytania, sprawdzisz, czy jesteś przygotowany do ćwiczeń.

1.  Czym się charakteryzują mieszaniny niejednorodne?
2.  Jak zdefiniujesz mieszaniny jednorodne?
3.  Jak powstają roztwory?
4.  Jakie znasz przykłady roztworów?
5.  Co to jest dysocjacji elektrolityczna?
6.  Co to jest stała równowagi?

4.10.3. Ćwiczenia

Ćwiczenie 1

Sporządź mieszaninę soli kamiennej, piasku, kredy i opiłków żelaza oraz przedstaw

sposoby ich rozdzielenia.

Problemy do rozwiązania:

1)  dlaczego można stwierdzić, że powstała mieszanina jest mieszaniną niejednorodną?
2)  wyjaśnij przyczynę opadania różnych cząstek tej mieszaniny z różną szybkością.
3)  czy ciecz nad osadem jest klarowna – odpowiedź uzasadnij.
4)  w  jaki  sposób  można  rozdzielić  składniki  mieszaniny  niejednorodnej,  w  której  część

składników ulega rozpuszczeniu w wodzie, a niektóre z nich tworzą zawiesinę lub
opadają na dno naczynia?

5)  jaki proces fizyczny nazywamy sedymentacją a jaki dekantacją?
6)  narysuj schemat podstawowego zestawu do sączenia zawiesin.
7)  zaproponuj, jak inaczej można rozdzielić składniki tej mieszaniny.

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1) zgromadzić materiały i przybory potrzebne do wykonania ćwiczenia,
2) zorganizować stanowisko pracy zgodnie z przepisami bezpieczeństwa i higieny pracy

oraz wymaganiami ergonomii,

3) do wysokiego cylindra pojemności 500 cm

wlać około 350 cm

wody i sporządzić

mieszaninę, sypiąc kolejno łopatką sól kamienną, drobny piasek, sproszkowaną kredę
i bardzo drobne opiłki żelaza,

4) wstrząsać zawartość cylindra, uprzednio zamykając go korkiem,
5) postawić cylinder i obserwować zachowanie się ziaren substancji zawieszonych w cieczy,

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

6) ostrożnie zlewać ciecz znad osadu z poprzedniego ćwiczenia do dużej zlewki, osad

pozostały w cylindrze zalać kilkakrotnie małymi porcjami wody i po wymieszaniu, zlać
mętną wodę do przygotowanej zlewki. Czynność tę powtarzać tak długo, aż woda
w cylindrze po opadnięciu ziaren piasku i opiłków będzie czysta,

7)  przenieść osad (mieszaninę piasku i opiłków żelaznych) z cylindra na bibułę i wysuszyć,
8)  do mieszaniny piasku i opiłków żelaznych zbliżyć magnes,
9)  zaobserwować zachodzące zjawisko,
10)  (biała zawiesina w zlewce powoli opada –  na dnie zlewki osadzają się grubsze ziarenka

kredy), lekko mleczną ciecz zlać znad osadu,

11) delikatną zawiesinę kredy przesączyć przez bibułę filtracyjną na lejku,
12) przesączyć zebrany w zlewce jest mieszaniną – wodnym roztworem soli – na bibule

pozostaje osad drobnych ziaren kredy, które po wysuszeniu bibuły (usunięciu wody)
zebrać na szkiełku zegarkowym,

13) ogrzewać w parownicy część otrzymanego roztworu soli. Rozdziel mieszaninę wody

z mułem i piaskiem za pomocą sączka z bibuły,

14) do zlewki z wodą wsypać mieszaninę bardzo drobnego piasku i żwiru, dokładnie mieszać

całość bagietką szklaną,

15)  obserwować, jakie zmiany zachodzą w mieszaninie po pewnym czasie,
16)  dokonać analizy ćwiczenia,
17)  na podstawie spostrzeżeń wyciągnąć wnioski, porównać je z wnioskami innych uczniów.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

zestaw niezbędnego sprzętu laboratoryjnego i odczynników chemicznych,

−

zeszyt lub arkusz papieru, długopis.

−

poradnik dla ucznia,

−

literatura zgodna z punktem 6 poradnika.

Ćwiczenie 2

Przedstaw prezentację procesu egzotermicznego i endotermicznego.
Problemy do rozwiązania:

1) o czym świadczy zmiana temperatury roztworów?
2) wyjaśnij, dlaczego w pierwszej zlewce nastąpiło obniżenie, a w drugiej podwyższenie

temperatury roztworu?

3) określ, na czym polega proces egzotermiczny i endotermiczny oraz czym one się różnią?

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1) zgromadzić materiały i przybory potrzebne do wykonania ćwiczenia,
2) zorganizować stanowisko pracy zgodnie z przepisami bezpieczeństwa i higieny pracy

oraz wymaganiami ergonomii,

3) do zlewki (o objętości ok. 100 cm

) nalać 25 cm

wody destylowanej o temperaturze

pokojowej,

4) zmierzyć za pomocą termometru temperaturę i wsypać do wody 27 g azotanu(V)amonu

5) po wymieszaniu roztworu bagietką szklaną zmierzyć ponownie temperaturę roztworu,
6) do zlewki (o objętości ok. 500 cm

) nalać około 100 cm

wody destylowanej,

7) po zmierzeniu jej temperatury termometrem dolać powoli i ostrożnie (ciągle mieszając)

ok. 20 cm

stężonego kwasu siarkowego(VI),

8) zmierzyć temperaturę powstałego roztworu,

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4.11. Termodynamika i termochemia

4.11.1. Materiał nauczania

Badaniem reakcji chemicznych oraz przemian fizykochemicznych, a także obserwacją

zachowania się układów makroskopowych w zależności od zmian ciśnienia, objętości,
temperatury i ilości składników zajmuje się termodynamika chemiczna. Jest to nauka ścisła
opierająca się na czterech aksjomatach, nazywanych zasadami termodynamiki, które stanowią
najbardziej zwięzłe uogólnienie wyników badań doświadczalnych.

Obiektem rozważań termodynamicznych jest układ, którym jest wybrany obiekt badań.

Takim obiektem może być probówka w której zachodzi reakcja chemiczna, kolba
z reagentami, naczynie kuchenne.

Wszystko co znajduje się poza układem określane jest jako otoczenie. W praktyce

rozpatruje się tylko tę część otoczenia, która sąsiaduje bezpośrednio z układem. Układ
oddzielają od otoczenia ścianki (rzeczywiste lub wyobrażone), ograniczające go i decydujące
o wymianie materii i energii między układem a otoczeniem.

Układ oddzielają od otoczenia ścianki (rzeczywiste lub wyobrażone), ograniczające go

i decydujące  o  wymianie  materii  i  energii  między  układem  a  otoczeniem.  Układ  może  być
otwarty,  zamknięty  lub  izolowany.  Układ  otwarty  może  wymieniać  z  otoczeniem  materię
i energię.  Układ  zamknięty  nie  wymienia  z  otoczeniem  materii  chemicznej,  lecz  może
wymieniać  z  otoczeniem  energię.  Układ  izolowany  nie  wymienia  z  otoczeniem  ani  materii,
ani energii.

Stan układu, praktycznie określa się przez podanie makroskopowych wielkości, takich

jak na przykład: temperatury, ciśnienia, objętości, składu chemicznego, stężenia składników.

Układy złożone dzieli się na części nazywane fazami, które spełniają dwa wymagania:

−

makroskopowe właściwości każdego elementu objętości w obrębie fazy są identyczne,

−

istnieje wyraźna granica faz, na której następuje skokowa zmiana właściwości materii.
Najbardziej charakterystyczną wielkością termodynamiczną opisującą stan układu jest

energia wewnętrzna układu związana z wzajemnymi ruchami i oddziaływaniami
poszczególnych jego części: cząsteczek, atomów i jonów. Składa się z energii kinetycznej
(U

kin

) cząsteczek, atomów i jonów, energii potencjalnej (U

pot

) wzajemnego oddziaływania

cząsteczek oraz energii kinetycznej (U

jadr

) jąder atomowych.

U = U

kin

+ U

pot

+ U

jadr

Częścią energii wewnętrznej układu jest energia cieplna, której źródłem jest energia

kinetyczna  ruchu  cząsteczek,  atomów  i  jonów  a  miarą  przeciętnego  zasobu  energii  jest
temperatura  termodynamiczna  (bezwzględna)  układu.  Inną  wielkością  związaną  z  energią
wewnętrzną  układu  jest  energia  chemiczna  na  którą  składa  się  energia  potencjalna  wiązań
wewnątrz cząsteczkowych i wzajemnych oddziaływań między cząsteczkami. Ta część energii
wewnętrznej  układu,  nazwana  energią  chemiczną,  podczas  reakcji  chemicznej  w  wyniku
przebudowy wiązań przekształca się w inne rodzaje energii, które mogą być wykorzystane, na
przykład jako energia cieplna, elektryczna, itp.

Badania efektów energetycznych przemian doprowadziły do sformułowania pierwszej

zasady termodynamiki, która znana jest jako zasada zachowania energii w myśl której zmiany
energii układu i otoczenia kompensują się a ich suma równa się zeru, co zapisuje się
w postaci równania:

∆

układ

∆

otocz

= 0

Jest i druga treść pierwszej zasady termodynamiki w myśl której energia wewnętrzna

układu jest określona przez wartości parametrów (temperatura, objętość, ciśnienie, ilość, itd.)
stanu układu. A to oznacza, że energia wewnętrzna układu jest funkcją stanu.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Termochemia jest działem chemii obejmującym badania efektów cieplnych reakcji

chemicznych oraz ustalanie zależności efektów cieplnych reakcji chemicznych od
parametrów fizycznych. Termochemia zajmuje się zatem badaniem wymiany ciepła między
podlegającym przemianie układem i otoczeniem.

Ciepło właściwe c jest to ilość ciepła potrzebna do ogrzania jednego kilograma substancji

o jeden kelwin (stopień Celsjusza). Inaczej, ciepło właściwe jest to pojemność cieplna
jednostki masy substancji.

Rozróżnia się ciepło właściwe pod stałym ciśnieniem – c

oraz ciepło właściwe w stałej

objętości – c

W rozważaniach teoretycznych i obliczeniach termochemicznych ważnym pojęciem jest

ciepło molowe C – określa iloczyn ciepła właściwego i masy molowej:

C = c

⋅

Stała równowagi chemicznej

Na ogół wszystkie reakcje chemiczne są odwracalne, tzn. z danych substratów tworzą się

produkty,  a  jednocześnie  produkty  reakcji  ulęgają  rozkładowi  na  substraty.  Fakt  ten
w równaniach  chemicznych  często  zaznaczamy dwoma  przeciwnie  skierowanymi  strzałkami
<=>.  Reakcje  nieodwracalne  należą  do  wyjątków  i  biegną  z  reguły  wtedy,  gdy  jeden
z produktów  opuszcza  środowisko  reakcji.  Rozpatrzmy  ogólną  reakcję  w  której  a  moli
substancji A oraz b moli substancji B tworzy e moli substancji E i d moli substancji D.

aA + bB = eE + dD

Szybkość v

przemiany substratów w produkty będzie zgodnie z równaniem:

= k

⋅

[A]

• [B]

gdzie: [A], [B] – stężenia substratów

Szybkość v

maleje w czasie trwania reakcji w miarę zmniejszania się stężenia

substratów A i B. Z chwilą pojawienia się pierwszych ilości produktów E i D może wystąpić
proces odwrotny, tj. produkty mogą ulegać przemianie odwrotnej z utworzeniem substratów
A i B z szybkością v

Szybkość v

tej odwrotnej przemiany będzie wynosiła:

= k

⋅

[E]

⋅

[D]

gdzie: [E], [D] – stężenia produktów

i będzie rosła w czasie trwania reakcji, wskutek nagromadzenia się coraz większych

ilości produktów E i D. Zmiany stężeń substratów i produktów reakcji chemicznej w czasie
jej trwania zilustrowane są na rys.

Rys. 9. Zmiany stężeń substratów i produktów w czasie biegu reakcji chemicznej [19]

Gdy temperatura T reagującego układu jest stała w czasie procesu, wtedy zmiany

szybkości reakcji wprost i reakcji odwrotnej spowodowane są jedynie zmianami stężeń
reagujących substancji. Po pewnym czasie trwania reakcji ustali się stan równowagi
chemicznej, w którym szybkości reakcji w obu kierunkach będą równe:
v = k

⋅

[A]

⋅

[B]

= k

⋅

[E]

⋅

[D]

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Po przekształceniu równania otrzymamy:

Iloraz dwóch stałych szybkości reakcji k

i k

jest w danej temperaturze stały.

gdzie: K

– stała równowagi chemicznej, odniesiona do stężeń molowych reagentów

Wzór nazywa się stałą równowagi i wyraża prawo działania mas i nazywane też prawem

Guldberga-Waagego.

Stwierdza ono, że w stanie równowagi chemicznej (dla T=const) stosunek iloczynu

stężeń molowych produktów reakcji do stosunku iloczynu stężeń molowych substratów jest
wielkością stałą, przy czym wartości stężenia produktu i substratu należy podnieść do potęgi
równej współczynnikowi stechiometrycznemu danego reagentu.

4.11.2. Pytania sprawdzające

Odpowiadając na pytania, sprawdzisz, czy jesteś przygotowany do ćwiczeń.

1.  Co to jest termodynamika chemiczna?
2.  Co to jest układ i otoczenie?
3.  Jak dzieli się układy złożone?
4.  Co to jest energia wewnętrzna układu?
5.  Jak zdefiniujesz pierwszą i drugą zasadę termodynamiki?
6.  Co to jest stała równowagi chemicznej?

4.11.3. Ćwiczenia

Ćwiczenie 1

Oblicz procentowy skład objętościowy mieszaniny gazów oraz stałą równowagi

mieszaniny gazów: 6 moli wodoru z 8 molami chloru, z których otrzymano 4 mole
chlorowodoru.

Sposób wykonania ćwiczenia

Aby wykonać ćwiczenie, powinieneś:

1)  napisać równanie reakcji chemicznej,
2)  na podstawie równania reakcji napisać wzór na stałą równowagi,
3)  obliczyć jaka liczba moli wodoru i chloru weszła w reakcję tworząc w stanie równowagi

4 mole chlorowodoru,

4)  obliczyć procentowy skład mieszaniny,
5)  dokonać analizy ćwiczenia,
6)  zaprezentować pracę.

Wyposażenie stanowiska pracy:

−

zeszyt lub arkusz papieru, długopis,

−

kalkulator,

−

poradnik dla ucznia,

−

literatura zgodna z punktem 6 poradnika.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

4.12. Zastosowanie elektrochemii i optyki w procesach kontroli

procesów technologicznych, zagrożenia ekologiczne

4.12.1. Materiał nauczania

Elektrochemia jest działem chemii, zajmującym się wykorzystaniem samorzutnych

reakcji  do wytwarzania  elektryczności  i wykorzystaniem  elektryczności do przeprowadzenia
reakcji, które nie zachodzą samorzutnie. Okazuje się, że tego typu reakcje  mają  bezpośredni
związek  z  reakcjami  utleniania  i  redukcji.  Ten  rodzaj  reakcji  nosi  nazwę  reakcji
elektrochemicznej. Są to reakcje zachodzące na granicach faz w których elektrony przechodzą
z  jednej  fazy  do  drugiej  fazy  a  atomy,  które  bezpośrednio  uczestniczą  w  tym  procesie
zmieniają  stopień  utleniania.  Jeżeli  na  jednym  z  atomów  zaobserwujemy  wzrost  stopnia
utleniania  to  na  atomie  znajdującym  się  w  drugiej  fazie  będzie  obserwowane  zmniejszenie
stopnia  utleniania.  Fakt,  że  reakcje  elektrochemiczne  mogą  przebiegać  w  różnych  fazach
został  wykorzystany  do  skonstruowania  różnego  rodzaju  ogniw  znajdujących  powszechne
zastosowanie na przykład ogniwa suche często stosowane w małych przyrządach oraz ogniwa
wtórne, wielokrotnego ładowania, nazywane akumulatorami. Obecnie trudno sobie wyobrazić
brak  tego  typu  źródeł  zasilania.  Praktycznie  przy  ich  braku  należałoby  wyłączyć
z użytkowania wszelkiego rodzaju przenośne urządzenia takie jak; radio, telewizor, przyrządy
pomiarowe, komputery i wiele innych.

Elektroliza zachodzi w układach, w których już przed przyłożeniem do elektrod napięcia

występowały wolne jony, a zatem w elektrolitach. Związek chemiczny może stać się
elektrolitem na skutek dysocjacji elektrolitycznej wywołanej przez rozpuszczalnik, na skutek
domieszkowania jonami lub odpowiednio wysokiej temperatury.

Proces elektrolizy polega na wędrówce jonów do obojętnych chemicznie elektrod,

zanurzonych  w  elektrolicie,  po  przyłożeniu  do  nich  odpowiedniego  napięcia  prądu
elektrycznego.  W  elektrolizie  elektroda  naładowana  ujemnie  jest  nazywana  katodą,
a elektroda  naładowana  dodatnio  anodą.  Każda  z  elektrod  przyciąga  do  siebie  przeciwnie
naładowane  jony.  Do  katody  dążą  więc  dodatnio  naładowane  kationy  a  do  anody  ujemnie
naładowane aniony. Po dotarciu do elektrod jony przekazują im swój ładunek na skutek czego
zamieniają się w obojętne elektrycznie związki chemiczne  lub pierwiastki. Powstające w ten
sposób  substancje  zwykle  albo  osadzają  się  na  elektrodach  lub  wydzielają  się  z  układu
w postaci gazu. Proces elektrolizy wymaga stałego dostarczania energii elektrycznej.

Zjawisko elektrolizy zostało opisane ilościowo w dwóch prawach elektrolizy Faradaya.
Procesy elektrochemiczne znajdują szerokie zastosowanie w przemyśle,

między innymi w:

−

hydrometalurgii  –  otrzymywanie  metali  w  wyniku  elektrolizy  wodnych  roztworów  ich
soli. Proces ten składa się z następujących etapów: ługowania rudy poddanej ewentualnie
wstępnemu  prażeniu  w  atmosferze  powietrza,  w  celu  przeprowadzenia  trudno
rozpuszczalnych  siarczków  metali w tlenki; oczyszczania  otrzymanego  roztworu  w celu
zapewnienia  wydajnej  elektrolizy;  katodowego  wydzielania  metalu  w elektrolizerach;
wykorzystania elektrolitu pozostałego po elektrolizie do ługowania następnej porcji rudy,
co  umożliwia  cykliczne  prowadzenie  procesu  z  uzupełnianiem  jedynie  strat  roztworu
ługującego. Przykładem jest otrzymywanie miedzi z rudy miedzi.

−

podczas  elektrolizy  soli  i  tlenków  stopionych.  Na  skalę  przemysłową  metodą  tą
otrzymuje się glin, sód, lit  i magnez, na które istnieje ogromne zapotrzebowanie (lekkie
stopy,  chemiczne  źródła  prądu).  Pozostałe  litewce  i  berylowce  są  produkowane  na
mniejszą  skalę.  Ponieważ  z  powodu  bardzo  ujemnych  wartości  potencjałów
standardowych litowców i berylowców nie można katodowo wydzielić w postaci czystej

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

z roztworów wodnych tych metali, ma tutaj zastosowanie elektroliza stopionych soli
i tlenków. Przykładem jest produkcja glinu.

−

podczas  rafinacji  metali  Metale  otrzymane  w  procesie  hutniczym  zawierają  liczne
domieszki  metali  bardziej  „szlachetnych”.  Oczyszcza  się  je  z  domieszek  (rafinuje)
w elektrolizerach  w  których  anodę  stanowi  blok  surowego  metalu,  katodę  –  cienka
podkładka z czystego metalu rafinowanego, a elektrolitem jest sól (siarczan, azotan) tego
metalu. Na bardzo dużą skalę prowadzi się rafinację miedzi.

−

przy  otrzymywaniu  powłok  ochronnych  i  ozdobnych.  Pokrywanie  metali  cienkimi
powłokami  innych  metali  ma  na  celu  podniesienie  ich  odporności  na  korozje.  Powłoki
muszą  spełniać  wiele  wymogów,  m.  in. powinny  być  drobnokrystaliczne,  równomiernie
pokrywać metal oraz dobrze przylegać do jego powierzchni. Przy odpowiednim doborze
składu  elektrolitu,  gęstości  prądu  i  temperatury  można  wykonywać  pokrycia
o odpowiedniej  jakości  niemal  wszystkimi  (z  wyjątkiem  litowców  i  berylowców)
metalami.  metodami  elektrochemicznymi  można  też  osadzać  powłoki  ze  stopów  metali,
co stanowi dogodny sposób otrzymywania stopów „na zimno”.

−

w produkcji  chloru, wodoru i ługu sodowego. Elektroliza chlorków  metali  alkalicznych.
Elektroliza  wodnych  roztworów  chlorków  litowców  i  berylowców  jest  podstawą
technologii  chloru,  ługu  sosowego,  chloranów(I), (V)  i (VII)  i  jest  prowadzona na  dużą
skalę w związku z zapotrzebowaniem na te produkty.
Nowoczesne  czujniki  optyczne  znajdują  szerokie  zastosowanie  w  niemal  każdej

dziedzinie  współczesnej  analizy  i  diagnostyki.  Do  najważniejszych  obszarów  można  tu
zaliczyć  analizę  kliniczną  i  biomedyczną,  analitykę  żywności,  przemysłową  (szczególnie
biotechnologiczną)  i  związaną  z  monitorowaniem  stanu  środowiska,  oraz  z  potrzebami
obronnymi. Najważniejsze zalety optycznych sensorów to możliwość oznaczania praktycznie
każdego  rodzaju  substancji,  wysoka  czułość  i  selektywność,  znikoma  podatność  na
zakłócenia,  miniaturowe  rozmiary,  możliwość  pomiarów  zdalnych  i  wreszcie  relatywnie
niskie  koszty  aparaturowe  i  eksploatacyjne.  Szerokie  możliwości  zastosowań  czujników
optycznych wynikają z faktu praktycznie nieograniczonego spektrum substancji, które można
diagnozować.  Różnorodne  czujniki  optyczne  umożliwiają  specyficzne  oznaczanie  gazów,
prostych  i  złożonych  substancji  nieorganicznych  i  organicznych,  a  także  biomolekuł
(hormony,  antygeny,  przeciwciała,  enzymy)  oraz  złożonych  systemów  biologicznych  (geny,
wirusy, makrofagi, bakterie itp.).
Zagrożenia ekologiczne

Procesy chemiczne zwykle są uważane za szczególnie szkodliwe dla środowiska i dlatego

podlegają obowiązkowi wykonania oceny ich oddziaływania na środowisko.

Fizycznym efektem zagrożeń są pożary, wybuchy, emisje substancji toksycznych,

promieniowanie radioaktywne. Warunki powstawania zagrożeń są zwykle złożone
i wymagają indywidualnej oceny, można jednak zaproponować ogólny mechanizm
powstawania zagrożeń znajdujący się na rysunek 10.

Rys. 10. Mechanizm powstawania zagrożeń w czasie eksploatacji maszyn, aparatów i urządzeń przemysłu

chemicznego [źródło własne]

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

Największe zagrożenia dla środowiska naturalnego występujące w procesach

chemicznych przemysłu chemicznego wiążą się z charakterystyką materiałów i substancji
niebezpiecznych, które występują w procesach technologicznych. W zależności od substancji
są to właściwości palne, utleniające lub redukujące i toksyczne. Składają się na nie:

−

zagrożenie pożarowe (związane z promieniowaniem cieplnym),

−

zagrożenie skażeniem powietrza produktami spalania związków chemicznych,

−

zagrożenie

skażenia

wód

powierzchniowych

lub

podziemnych

wyniku

niekontrolowanego przedostania się do tych wód związków chemicznych,

−

zagrożenie skażeniem powietrza w wyniku awaryjnej emisji związków chemicznych,

−

zagrożenie wybuchem w pomieszczeniach produkcyjnych, w których stosowany jest gaz
ziemny (zawierający metan).
Odpady procesów chemicznych powstają w dużej masie i stanowią duże zagrożenie

ekologiczne ze względu na toksyczność, palność, wybuchowość, rakotwórczość.

Ogólne zasady gospodarki odpadami określa Ustawa o odpadach (Dz. U. 2001 nr 62

poz. 628). Zasady postępowania z odpadami:

−

należy  ograniczać  ilości  powstających  odpadów poprzez  zastosowanie  takich  sposobów
produkcji  lub  form  usług  oraz  surowców  i  materiałów,  które  zapobiegają  powstawaniu
odpadów  lub  pozwalają  utrzymać  na  możliwie  najniższym  poziomie  ich  ilość,  a  także
ograniczają  negatywne  oddziaływanie  na  środowisko  lub  zagrożenie  życia  lub  zdrowia
ludzi,

−

należy poddawać odzyskowi lub unieszkodliwieniu odpadów w miejscu ich wytworzenia,

−

należy przekazywać w celu zagospodarowania do najbliższego możliwego miejsca
z uwzględnieniem najlepszej dostępnej technologii,

−

należy przekazywać do unieszkodliwienia bądź składowania (tylko odpady z których
wysegregowano partie nadające się do odzysku).

Rys. 11. Potencjalne zagrożenia ekologiczne wód powierzchniowych w procesach chemicznych

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

5. Liczba protonów to inaczej

a)  liczby masowej.
b)  liczby atomowej.
c)  wartościowości.
d)  jądra atomu.

6. Wśród poniższych atomów wskaż grupy izotopów

a) Cl

, O

b) X

, X

c) He

, He

d) O

, O

7. Wiązaniem kowalencyjnym nazywamy

a) wspólną parę elektronową utworzoną przez elektrony niesparowane pochodzące od

dwóch rożnych atomów.

b) wspólną parę elektronową utworzoną przez elektrony niesparowane pochodzące od

dwóch takich samych atomów.

c) atomy dążące do uzyskania oktetu elektronowego.
d) wiązanie polegające na elektrostatycznym przyciąganiu się jonów.

8. Wiązanie powstające pomiędzy atomami, z których jeden ma niską energię jonizacji,

a drugi dużą elektroujemność, będzie wiązaniem
a)  kowalencyjnym.
b)  kowalencyjnym spolaryzowanym.
c)  jonowym.
d)  van der Waalsa.

9. Zjawisko fizyczne występuje wtedy

a) kiedy substancja zmienia swoje właściwości fizyczne i chemiczne.
b) kiedy substancja nie zmienia swoich właściwości fizycznych natomiast właściwości

chemiczne ulegają zmianie.

c) kiedy substancja nie zmienia swoich właściwości ale obserwujemy powstawanie

nowych substancji chemicznych.

d) kiedy substancja zmienia tylko właściwości fizyczne, natomiast właściwości

chemiczne pozostają bez zmian.

10. Roztwory nienasycone – to roztwory

a) o stężeniu większym od stężenia roztworu nasyconego przy określonej temperaturze.
b) które przy zachowaniu odpowiednich warunków termodynamicznych (temperaturze

i ciśnieniu), mogą jeszcze przyjąć pewną ilość substancji stałej.

c) które przy danych warunkach termodynamicznych osiągnęły jakby swoje

„maksimum” w możliwości rozpuszczania w sobie substancji stałej.

d) o stężeniu większym od stężenia roztworu nasyconego przy określonej temperaturze

i które przy danych warunkach termodynamicznych osiągnęły jakby swoje
„maksimum” w możliwości rozpuszczania w sobie substancji stałej.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

17. Polimeryzacja jest procesem

a) łączenia się wielu cząsteczek monomeru, któremu nie towarzyszy wydzielenie

małocząsteczkowych produktów ubocznych.

b) przebiegającym w sposób stopniowy, lecz nie jest procesem odwracalnym
c) łączenia

się

wielu

cząsteczek

substancji

wyjściowych

związek

wielkocząsteczkowy

jednoczesnym

wydzieleniem

prostego

związku

małocząsteczkowego – jako produktu ubocznego reakcji.

d) tylko

wtedy

gdy

łączeniu

się

monomeru

towarzyszy

wydzielanie

małocząsteczkowych produktów ubocznych.

18. Atom węgla połączony tylko z jednym atomem węgla określa się jako

a)  węgiel drugorzędowy.
b)  węgiel pierwszorzędowy.
c)  węgiel trzeciorzędowy.
d)  węgiel czwartorzędowy.

19. Elektroliza zachodzi w układach zwanych

a)  elektrolitami
b)  mieszaninami.
c)  roztworami.
d)  substancjami.

20. Ogólny wzór alkanów to

a) C

2n.

b) C

2n-2.

c) C

2n+2.

d) C

2n+1.

„Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego”

KARTA ODPOWIEDZI

Imię i nazwisko ................................................................................................

Analizowanie procesów chemicznych

Zakreśl poprawną odpowiedź.

zadania

Odpowiedź

Punkty

Razem: