REPETYTORIUM Z FIZYKI Z ELEMENTAMI
CHEMII
CZ. I CHEMIA
OPRACOWAA
A: DR HAB. INÅ». JADWIGA LASKA
Tarnów, 2009
Wzory chemiczne. Nazewnictwo
Do wyrażania składu chemicznego substancji posługujemy się symbolami i wzorami chemicznymi.
Wzór chemiczny związku chemicznego tworzy się z symboli wszystkich pierwiastków
wchodzących w jego skład. Z prawej strony u dołu symbolu zaznacza się cyfrą arabską ilość
atomów danego pierwiastka w jednej cząsteczce związku.
Pierwiastki we wzorze wymienia się zwykle według pewnej kolejności, a mianowicie na początku
wzoru pisze się symbole pierwiastów elektrododatnich (metale), a na końcu  elektroujemnych
(niemetale). Gdy w skład cząsteczki wchodzi kilka pierwiastków, kolejność ich zapisywania
powinna być zgodna ze wzrastającymi wartościami elektroujemności.
Podział pierwiastków na metale i niemetale wiąże się m.in. z tym, że tlenki metali reagują z wodą z
utworzeniem wodorotlenków, a tlenki niemetali  kwasów.
Nazwy tlenków tworzy się dodając do słowa tlenek nazwę drugiego pierwiastka oraz jego
wartościowość np. CO2  tlenek węgla(IV), SO3  tlenek siarki(VI), FeO  tlenek żelaza(II).
Nazwy wodorotlenków tworzymy analogicznie, z tym, że w miejsce słowa tlenek wstawiamy słowo
wodorotlenek np. Fe(OH)2  wodorotlenek żelaza(II), NaOH  wodorotlenek sodu. Niektóre metale
występują w związkach zawsze na tym samym stopniu utlenienia (mają taką samą wartościowość).
W takich przypadkach nie musimy podawać wartościowości w nazwie.
Wartościowość niektórych pierwiastków oraz symbole tworzonych przez nie jonów (w
nawiasach podane są symbloe jonów nietrwałych lub rzadko występujących)
Wartościowość
Symbole jonów
Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, Ag+, NH4+
I
II
Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, Zn2+, Cd2+
III
Al3+
Cu+, Cu2+, Hg+a"Hg22+, Hg2+
I, II
I, III
Au+, Au3+
II, III
Cr2+, Cr3+, Mn2+, (Mn3+), Fe2+, Fe3+, Co2+, Co3+, Ni2+, (Ni3+)
II, IV
Pb2+, Pb4+, Sn2+, Sn4+
III, V
Sb3+, Sb5+, As3+, As5+, Bi3+, (Bi5+)
Przykłady nazw kwasów zawierających tlen w cząsteczce jak i beztlenowych podane są w tabeli
poniżej. W nazwie kwasów zawierających tlen np. H2SO4, HNO3, do słowa kwas dodaje się nazwę
pierwiastka centralnego z końcówką  owy oraz jego wartościowość np. kwas siarkowy(VI), kwas
azotowy(V).
Nazwę soli tworzy się od nazwy odpowiedniego kwasu zamieniając końcówkę -owy na  an w
przypadku kwasów tlenowych i na -ek w przypadku kwasów beztlenowych. Przykłady podane są w
tabeli poniżej.
Kwasy i sole
Wzór Kwasu Nazwa Kwasu Reszta kwasowa Nazwa soli
HF (H2F2) Kwas fluorowodorowy Fluorek
F-
HCl Kwas chlorowodorowy Chlorek
Cl-
HBr Kwas bromowodorowy Bromek
Br-
HI Kwas jodowodorowy jodek
I-
H2S Kwas siarkowodorowy Siarczek
S2-
HCN Kwas cyjanowodorowy Cyjanek
CN-
HClO Kwas chlorowy(I) Chloran(I)
(ClO)1-
HClO2 Kwas chlorowy(III) Chloran(III)
(ClO2)1-
HClO3 Kwas chlorowy(V) Chloran(V)
(ClO3)1-
HClO4 Kwas chlorowy(VII) Chloran(III)
(ClO4)1-
HBrO Kwas bromowy(I) Bromian(I)
(BrO)1-
HBrO3 Kwas bromowy(V) Bromian(V)
(BrO3)1-
HIO Kwas jodowy(I) Jodan(I)
(IO)1-
HIO3 Kwas jodowy(V) Jodan(V)
(IO3)1-
H2SO3 Kwas siarkowy(IV) Siarczan(IV)
(SO3)2-
H2SO4 Kwas siarkowy(VI) Siarczan(VI)
(SO4)2-
HNO2 Kwas azotowy(III) Azotan(III)
(NO2)1-
HNO3 Kwas azotowy(V) Azotan(V)
(NO3)1-
HCNO Kwas cyjanowy Cyjanian
(CNO)1-
H3PO3 (HPO2) Kwas fosforowy(III) (PO3) Fosforan(III)
H3PO4 (HPO3) Kwas fosforowy(V) (PO4) Fosforan(V)
H2CO3 Kwas węglowy Węglan
(CO3)2-
HCOOH Kwas mrówkowy Mrówczan
(COOH)1-
H2C2O4 Kwas Szczawiowy Szczawian
(C2O4)2-
H2SiO3 Kwas krzemowy Krzemian
(SiO3)2-
H3BO3 Kwas borowy Boran
(BO3)3-
H3AlO3 Kwas glinowy(III) Glinian(III)
(AlO3)3-
HCrO2 Kwas Chromowy(III) Chromian(III)
(CrO2)1-
H2CrO4 Kwas chromowy(VI) Chromian(VI)
(CrO4)2-
H2Cr2O7 Kwas dichromowy(VI) Dichromian(VI)
(Cr2O7)2-
H2MnO3 Kwas manganowy(IV) Manganian(IV)
(MnO3)2-
H2MnO4 Kwas manganowy(VI) Manganian(VI)
(MnO4)2-
HMnO4 Kwas manganowy(VII) Manganian(VII)
(MnO4)1-
Zad. 1.
Podać nazwy tlenków oraz wzory i nazwy odpowiadających im kwasów lub wodorotlenków: N2O3,
Na2O, SO2, BaO, P2O5, SiO2
Zad. 2.
Tlenek cynku, glinu oraz ołowiu w reakcji z wodą dają połączenia, które w zależności od
środowiska zachowują się jak kwasy lub zasady. Zjawisko to nosi nazwę amfoteryczności. Podać
wzory i nazwy odpowiednich wodorotlenków i kwasów oraz nazwy anionów tych kwasów.
 Zad. 3.
Podać wzory soli:
a) jodan(V) wapnia b) cyjanek potasu
c) fosforan(III) magnezu d) siarczan(IV) amonu
e) fosforan(V) żelaza(II) f) siarczan(VI) ołowiu(II)
g) fosforan(III) wapnia h) węglan glinu
i) oktaoksodisiarczan(VI) cyny(II) j) bromek amonu
k) tiocyjanian (rodanek) żelaza(II) l) tio(II)siarczan(VI) sodu
m) chlorek miedzi n) octan chromu(III)
Zad. 4.
Podać nazwy anionów powstałych w wyniku stopniowej dysocjacji kwasów: siarkowego(IV) i
fosforowego(V).
Zad. 5.
Podać nazwy następujących związków chemicznych: Cr(OH)3, BaSO4, (NH4)2SO4, Ca(HS)2,
PbS2, Hg2I2, CuCl, MnCO3, (NH4)2Cr2O7, Ca(H2PO4)2.
Zad. 6.
Podać nazwy następujących jonów: Zn2+, Au3+, Ni2+, CrO2-, MnO42-, Mn3+, CrO42-, ClO2-, IO-,
C2H42-.
Zad. 7.
Które kwasy nie tworzą soli kwaśnych i dlaczego?
Zad. 8.
Znane są trzy tlenki chromu: CrO, Cr2O3, CrO3. Podać nazwy tych tlenków oraz wzory produktów
ich reakcji z wodÄ….
Zad. 9.
Które z podanych niżej nazw związków nie są jednoznaczne i dlaczego?
a) tlenek cynku
b) wodorotlenek ołowiu
c) wodorosiarczek amonu
d) siarczan potasu
e) wodorofosforan żelaza
f) chlorek miedzi
g) azotan miedzi
Zad. 10. Cyna i ołów tworzą po dwa tlenki amfoteryczne. Podać wzory i nazwy odpowiednich
kwasów tlenowych.
Zad. 11.
Spośród pierwiastków przejściowych amfoteryczny charakter tlenków najwyraz
niej przejawia siÄ™ w
grupach IV-VII. Zaproponować wzory następujących anionów zawierających te pierwiastki:
a) molibdenian(VI) b) wolframian(VI)
c) wanadan(V) d) technecjan(VII)
e) renian(VII) f) cyrkonian(IV)
Zad. 12.
Sole kwaśne (wodorosole) powstają w wyniku niecałkowitego podstawienia atomów wodoru w
kwasie atomami metalu. Niecałkowite podstawienie grup wodorotlenkowych resztami kwasowymi
prowadzi z kolei do tworzenia soli zasadowych (hydroksosole). Podać nazwy następujących soli
zasadowych:
a) Mg2(OH)2CO3 b) Co(OH)Cl
c) Fe(OH)2NO3 d) Ni3(OH)3PO4
Zad. 13.
Podać wzory chemiczne wszystkich możliwych zasadowych siarczanów żelaza.
Zad. 14.
Fluor tworzy z tlenem tylko jeden związek, w którym fluor jest jednowartościowy. Podać wzór i
nazwÄ™ tego zwiÄ…zku. Nie jest to F2O!
Zad. 15.
Monoatomowym anionom przypisuje się zazwyczaj końcówkę  ek (np. Cl- - chlorek, O2- - tlenek,
S2- - siarczek). Zaproponować nazwy następujących anionów: N3-, Se2-, Te2-, Si4-, P3-, C4-.
Zad. 16.
Zdefiniować następujące pojęcia:
a) sól podwójna b) tlenek amfoteryczny
c) anion tlenowy d) kwas beztlenowy
e) wodoroanion f) sól zasadowa
g) sól uwodniona h) sól kwaśna
Zad. 17.
Związki o wzorze ogólnym Me1IIMe2IIIO4 nazywamy spinelami. Dzięki specyficznej strukturze,
tego typu materiały wykorzystywane są do magazynowania informacji w pamięci komputerów.
Które z niżej wymienionych związków są spinelami:
a) CaC2O4 b) Fe3O4 c) ZnSe2O4
d) MgIn2O4 e) Pb3O4 f) MgS2O4
Masa atomowa, masa czÄ…steczkowa: obliczanie
Pojęcie mola i Liczba Avogadra. Przeliczanie masy na liczbę cząsteczek i odwrotnie.
Mol: ilość gramów substancji równa liczbowo jej masie cząsteczkowej.
Liczba Avogadra: 1 mol dowolnego pierwiastka (związku chemicznego) zawiera zawsze taką samą liczbę atomów
(czÄ…steczek). Liczna ta nazywa siÄ™ liczbÄ… Avogadra i wynosi NA = 6,02Å"1023.
Zad. 1.
Obliczyć a) ile moli, b) ile cząsteczek znajduje się w 10 g CO2.
Zad. 2.
Ile moli i ile czÄ…steczek znajduje siÄ™ w a) 4.0 g H2, b) 11.0 g CO2, c)6.0 g O2
Zad. 3.
Ile gramów siarki znajduje się w 200 g FeS2, jeśli preparat zawiera 15% domieszek.
Zad. 4.
Obliczyć procentowÄ… zawartość boru w minerale boraksie o wzorze Na2B4O7Å"10H2O
Zad. 5.
Ile gramów potasu i wÄ™gla zawiera a) 0.211 g K4Fe(CN)6Å"3H2O, b) 1 mol K2CO3.
Zad. 6.
Obliczyć liczbę cząsteczek NaOH w 240 g suchej substancji.
Zad. 7.
Ile moli bezwodnego chlorku baru(II) zawiera 100 g BaCl2Å"2H2O
Zad. 8.
Obliczyć skład procentowy a) chlorku sodu, b) dwuchromianu amonu (NH4)2Cr2O7.
Zad. 9.
Obliczyć ilość cząsteczek Ca3(PO4)2 w 3.5 g tej soli.
Zad. 10.
Obliczyć zawartość procentową żelaza w następujących tlenkach: a) FeO, b) Fe2O3, c) Fe3O4.
Zad. 11.
Jaki jest stosunek molowy LiCl:H2O w roztworze zawierajÄ…cym 42.5 g chlorku litu w 100 g wody?
Zad. 12.
W jakim stosunku wagowym należy zmieszać alkohol metylowy (CH3OH) z acetonem
(CH3COCH3), aby na 0.3 mola metanolu przypadało 0.5 mola acetonu?
Zad. 13.
Obliczyć ilość cząsteczek czterochlorku węgla w 1 litrze tej substancji (d=1.59 g/cm3).
Równania reakcji chemicznych. Prawo zachowania masy. Stechiometria.
Reakcje chemiczne: Reakcję chemiczną można przedstawić przy pomocy równania, które w
skróconej formie wyraża jakie substancje i w jakich stosunkach ilościowych biorą udział w danej
reakcji. Aby ułożyć równanie reakcji należy znać substraty i produkty oraz ich wzory chemiczne.
Na podstawie tych danych dobiera się odpowiednie współczynniki tak aby liczby atomów
poszczególnych pierwiastków po obu stronach równania były jednakowe.
Przykład: P2O5 + 3 H2O CaO + CO2
Prawo zachowania masy (1789 Antoine Lavoisier): W zwykłych procesach chemicznych suma mas
substancji reagujÄ…cych nie ulega zmianie. A
ączna masa substratów jest równa łącznej masie
produktów.
Zad. 1.
Uzupełnić i dobrać współczynniki w równaniach następujących reakcji:
a) CaCO3 + HCl CaCl2 + ?
b) CdSO4 + H2S ? + H2SO4
c) AgNO3 + ? AgI + KNO3
d) Al4C3 + H2O Al.(OH)3 + CH4
e) PCl3 + H2O H3PO3 + HCl
Zad. 2.
Do roztworu chlorku baru wprowadzono kwas siarkowy. Wytrącił się osad. Jaki to osad? Zapisać
odpowiednie równanie reakcji.
Zad. 3.
Tlenek siarki(VI) można otrzymać przez odwodnienie kwasu siarkowego za pomocą tlenku
fosforu(V). Przedstawić zachodzącą reakcję.
Zad. 4.
Produkcja wapna gaszonego, stosowanego w budownictwie, obejmuje dwa etapy:
a) wypalanie kamienia wapiennego (rozkład węglanu wapnia)
b) gaszenie wapna palonego (reakcja tlenku wapnia z wodÄ…).
Zapisać odpowiednie równania reakcji.
Zad. 5.
Wodorotlenek cyny(II) wykazuje własności amfoteryczne, tzn. w roztworach kwasów zachowuje
się jak wodorotlenek a w roztworach zasad  jak kwas. Napisać równania równania rozpuszczania
Sn(OH)2 w roztworze kwasu solnegi i roztworze wodorotlenku sodu.
Zad. 6.
Obliczyć ilość chromu, potrzebną teoretycznie do reakcji z 8 g siarki, w której tworzy się siarczek
chromu (III) Cr2S3.
Zad. 7.
W reakcji FeS2 z O2 otrzymuje siÄ™ Fe2O3 i SO2.
a) napisać równanie reakcji
b) obliczyć ile gramów SO2 można otrzymać ze 100 g FeS2
Zad. 8.
W wyniku reakcji H2S z SO2 otrzymuje się S i H2O. Obliczyć w molach skład produktów reakcji,
w przypadku gdy do reakcji wzięto 3.4 g H2S i 9.6 g SO2.
Zad. 9.
5.0 g mieszaniny CaCO3 i NaHCO3 ogrzano do takiej temperatury, że ulotniła się cała ilość CO2 i
H2O.
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2(g)
2 NaHCO3 (s) Na2CO3 (s) + CO2(g) + H2O(g)
Obliczyć procentową zawartość węglanu wapnia w tej mieszaninie, jeżeli po wyprażeniu próbka
ważyła 2.906 g.
Stężenia roztworów
Stężenie określa zawartość danego składnika roztworu w rozpuszczalniku lub roztworze.
Stężenia można podzielić na następujące grupy:
" wagowo-wagowe (ilość subtancji rozpuszczonej i rozpuszczalnika wyrażona jest w
jednostkach wagowych: gramach lub molach); do tej grupy zalicza siÄ™ procenty
wagowe, procenty molowe i stężenie molarne
" wagowo-objętościowe (ilość subtancji rozpuszczonej wyrażona jest w jednostkach
wagowych, a ilość rozpuszczalnika w jednostkach objętości: cm3 lub dm3); do tej grupy
zalicza się stężenie molowe i stężenie normalne
" objętościowo-objetościowe (zarówno ilość subtancji rozpuszczonej, jak i ilość
roztworu wyrażona jest w jednostkach jednostkach objętości: cm3 lub dm3); do tej
grupy zalicza się procenty objętościowe.
" .
Stężenie molarne cm  jest to liczba moli danego składnika roztworu przypadająca na 1000 g
czystego rozpuszczalnika.
Stężenie molowe c  jest to liczba moli danego składnika roztworu przypadająca na 1 dm3
roztworu.
Stężenie normalne  jest to liczba moli równoważników danego składnika s w roztworze,
przypadajÄ…ca na 1 dm3 roztworu.
Zad. 1.
Rozpuszczono 25 g CuSO4Å"5H2O w 125 g wody i otrzymano roztwór o gÄ™stoÅ›ci d=1.15 g/cm3.
Obliczyć a) procent wagowy, b) stężenie molarne, c) stężenie molowe CuSO4 w tym roztworze.
Zad. 2.
Dany jest 20% roztwór NaOH o gęstości d=1.22 g/cm3. Obliczyć stężenie molowe NaOH w tym
roztworze.
Zad. 3.
Dany jest 3M roztwór H2SO4 o gęstości d=1.18 g/ cm3. Obliczyć stężenie kwasu siarkowego w tym
roztworze w procentach wagowych.
Zad. 4.
Dany jest 10% roztwór NaOH. Obliczyć stężenie molarne NaOH w tym roztworze.
Zad. 5.
Roztwór składa się z NaOH i wody. Ułamek molowy NaOH w tym roztworze wynosi o.2. Obliczyć
procent wagowy NaOH w tym roztworze.
Zad. 6.
Zmieszano trzy następujące roztwory:
500 cm3 73% HNO3 o d = 1.426 g/ cm3
150 cm3 30% HNO3 o d = 1.180 g/ cm3
1300 cm3 15% HNO3 o d = 1.084 g/ cm3.
Ile trzeba dodać wody, aby otrzymać 25% roztwór HNO3?
Zad. 7.
Dany jest 40% roztwór NaOH o gęstości d=1.43 g/ cm3. Jaką objętość tego roztworu trzeba wziąć,
aby przygotować 10 dm3 15% roztworu o d=1.16 g/cm3?
Zad. 8.
Jaką objętość stężonego kwasu fosforowego(V) trzeba odmierzyć, aby przygotować 10 dm3 2.5 M
roztworu tego kwasu? Stężony kwas fosforowy(V) jest 85% i ma gęstość d=1.689 g/cm3.
Zad. 9.
Obliczyć: a) ile moli, b) ile gramów substancji znajduje się w:
2000 cm3 0.1 M BaCl2,
500 cm3 0.01 M FeCl3
200 cm3 0.05 M NaOH
Zad. 10.
W 1 cm3 pewnego roztworu znajduje się 1.2 mmola Na2SO4. Obliczyć, ile gramów tej soli znajduje
siÄ™ w 1 dm3 roztworu.
Zad. 11.
Roztwór zawiera 25%w alkoholu etylowego C2H5OH i 15%w acetonu. Resztę stanowi woda.
Wyrazić skład roztworu w ułamkach molowych.
Zad. 12.
Dany jest 10%w wodny roztwór HNO3 o gęstości d=1.056 g/cm3. Obliczyć stężenie molowe.
Zad. 13.
Ile gramów wody i węglanu sodu należy odważyć, aby przygotować: a) 300 g 0.25 molarnego
roztworu tej soli, b) 200 g roztworu, w którym ułamek molowy weglanu sodu wynosiłby 0.1?
Zad. 14.
W jakiej ilości 49%w roztworu H2SO4 trzeba rozpuścić 200 g SO3, aby otrzymać 78.4%w roztwór
tego kwasu?
Reguła stężeń
Regułę stężeń stosuje się, gdy mieszamy dwa roztwory tej samej substancji o różnych stężeniach.
Jeżeli oznaczymy stężenia tych dwóch roztworów jako a1 i a2, a stężenie roztworu po zmieszaniu
jako ak, przy czym a1 > ak > a2, to możemy zapisać zależność:
m1a1 + m2a2 = (m1 + m2)ak
m1a1  m1ak = m2ak - m2a2
m1(a1  ak) = m2(ak - a2)
a1  ak m2
   =  
ak - a2 m1
Można to samo zapisać inaczej, w postaci tzw. kwadratu stężeń:
a1 ak - a2
ak
a2 a1  ak
  
a1  a2
Kwadrat ten należy czytać w sposób następujący: Aby otrzymać a1  a2 jednostek wagowych
roztworu o stężeniu ak %w, trzeba zmieszać ak - a2 jednostek wagowych roztworu o stężeniu a1%w i
a1  ak jednostek wagowych roztworu o stężeniu a2%w.
Analogicznie regułę stężeń (kwadrat stężeń) można zastosować w przypadku mieszania roztworów
o stężeniu molowym lub normalnym. Wtedy otrzymamy ilości roztworów nie w jednostkach
wagowych lecz objętości.
Zad.15.
W jakim stosunku wagowym trzeba zmieszać kwas siarkowy 96% i 40%, aby otrzymać roztwór
tego kwasu 60%?
Zad.16.
W jakim stosunku objętościowym trzeba zmieszać roztwory 1.5 M i 0.5 M, aby otrzymać roztwór
0.75 M?
Zad.17.
W jakim stosunku objętościowym trzeba zmieszać roztwory 0.3 N i 0.1 N, aby otrzymać 2 dm3
roztworu 0.15 N?
Zad.18.
Ile gramów 5% roztworu soli należy dodać do 200 g 20% roztworu tej soli, aby otrzymać roztwór
12%?
Zad.19.
Jaką objętość 6 M roztworu NaOH trzeba dodać do 300 cm3 1 M roztworu NaOH, aby otrzymać
roztwór 2 M?
Zad.20.
W jakim stosunku objętościowym należy zmieszać roztwór HNO3 o stężeniu 69.2% i gęstości 1.41
g/cm3 z roztworem 2.5 M, aby otrzymać roztwór o stężeniu 10.5 M?
Zad. 21.
Ile gramów 6%w HClaq trzeba dodać do 300 g 36%w HClaq, aby otrzymać roztwór 25%w?
Reakcje redoks
Reakcje zachodzące pomiędzy substancjami można podzielić na dwie zasadnicze grupy:
a) reakcje zachodzące bez wymiany elektronów pomiędzy atomami lub jonami,
b) reakcje przebiegające z wymiana elektronów (reakcje utleniania-redukcji).
Przykładem reakcji a) jest reakcja kwasowo-zasadowa:
Reakcja taka przebiega bez zmiany stopnia utlenieinia poszczególnych atomów.
Przykładem reakcji (b) jest reakcja sodu metalicznego z wodą:
W reakcji tej atom sód i wodór zmieniają stopień utlenienia. Wodorotlenek sodu posiada budowę
jonowÄ…. Wytworzenie jonu Na+ wymaga oddania przez atom sodu 1 elektronu, natomiast kationy
wodoru z wody przyjęły po 1 elektronie tworząc cząsteczkę wodoru.
Procesy te można przedstawić następującymi równaniami cząstkowymi:
Na  1
Na+
2H+ + 2
H2
Proces polegający na oddawaniu elektronów (Na  1
Na+) nazywa siÄ™ procesem utleniania. W
procesie utleniania atom lub jon podwyższa swój stopień utlenienia.
Proces polegający na przyjmowaniu elektronów (2H+ + 2
H2) nazywa siÄ™ procesem redukcji.
W procesie tym atom lub jon obniża swój stopień utlenienia.
Atomy, czasteczki lub jony ulegające procesowi utleniania są jednocześnie reduktorami wobec
pozostałych substancji reagujących. Atomy, czasteczki lub jony ulegające procesowi redukcji są
jednocześnie utleniaczami wobec pozostałych substancji reagujących.
Przykładowe utleniacze: Cl2, F2, O2, KMnO4, K2Cr2O7, HNO3, HClO4.
Przykłady reduktorów: Na, K, Rb, FeCl2, NaNO2, CO, SO2
Stopień utlenienia pierwiastka wchodzącego w skład związku chemicznego jest to liczba
dodatnich lub ujemnych ładunków elementarnych, jakie przypisalibyśmy każdemu z atomów,
gdyby cząsteczka związku chemicznego składała się z najprostszych jonów.
Przypisywanie tych ładunków odbywa się według następujących reguł:
a) Pierwiastkom w stanie wolnym przypisuje się stopień utlenienia równy zeru
b) Suma stopni utlenienia wszystkich atomów wchodzących w skład cząsteczki równa się
zero.
c) Suma stopni utlenienia wszystkich atomów wchodzących w skład jonu równa się
Å‚adunkowi tego jonu.
d) Tlen w większości związków występuje na  II stopniu utlenienia.
e) Wodór występuje w związkach na +I stopniu utlenienia (wyjątek stanowią wodorki metali,
w których stopień utlenienia wodoru wynosi  I)
f) Metale występują w związkach na dodatnich stopniach utlenienia
g) Fluor we wszystkich związkach występuje na  I stopniu utlenienia.
We wszystkich reakcjach redoks zachodzi zarówno proces utleniania jak i redukcji, a liczba
oddanych elektronów musi być równa liczbie przyjętych elektronów. Uzgadnianie równań tych
reakcji polega na bilansowaniu oddanych i przyjętych elektronów.
Przystępując do bilansowania równań reakcji redoks o znanych substratach i produktach należy
postępować według następującego schematu:
a) ustalić stopnie utlenienia poszczególnych atomów i określić, które biorą udział w procesie
wymiany elektronów
b) zapisać reakcje cząstkowe (procesy utleniania i redukcji)
c) dobrać najniższe współczynniki, przez które należy pomnożyć reakcje utleniania i
redukcji, tak aby ilość wymienionych elektronów w obu reakcjach była jednakowa.
d) Zapisać równanie reakcji chemicznej przez zestawienie równań połowkowych
uwzględnianiając dobrane mnożniki
e) Sprawdzić, czy liczba atomów odpowiednich pierwiastków jest jednakowa po obu
stronach równania reakcji.
W przypadku uzganiania reakcji jonowych należy dodatkowo zbilansować ładunki jonów po obu
stronach równania reakcji. Jeśli sumaryczny ładunek jonów po lewej stronie różni się od łądunku po
prawej stronie, wówczas należy po lewej stronie równania dodać odpowiednią liczbę jonów H+ lub
OH-, a po prawej stronie - czÄ…steczki wody.
Specyficznymi reakcjami redoks sÄ… reakcje dysproporcjonacji i synproporcjonacji>
Reakcja dysproporcjonacji polega na tym, że podczas reakcji część atomów danego pierwiastka
ulega utlenieniu, a inna część redukcji np.:
Cl2 + KOH KCl + KClO3 + H2O
Reakcja synproporcjonacji polega na tym, że atom danego pierwiastka obecny w jednym reagencie
ulega utlenieniu, a w drugim  redukcji, tworzÄ…c w obu procesach ten sam produkt np.:
KBr + KbrO3 + H2SO4 Br2 + K2SO4 + H2O
Zad. 1.
Podać stopnie utlenienia wszystkich atomów wchodzących w skład cząsteczek lub jonów:
a) Zn(NO3)2 b) H2S2O5 c) AlPO3 d) Na2SnO2 e) Cl2O f) S2O3- g) MnO42- h) HSO3- i)
CrO2- j) C2O42-
Zad. 2.
Uzgodnić równania reakcji utleniania-redukcji:
a) KMnO4 + KNO2 + H2SO4 MnSO4 + KSO4 + KNO3 + H2O
b) K2Cr2O7 + SnCl2 + HCl CrCl3 + SnCl4 + KCl + H2O
c) HNO3 + HI HIO3 + NO2 + H2O
d) Br2 + HClO + H2O HBrO3 + HCl
e) CuS + HNO3 Cu(NO3)2 + NO2 + S + H2O
f) PbO2 + HCl PbCl2 + Cl2 + H2O
g) Fe3O4 + CO Fe + CO2
h) Ag + H2SO4 Ag2SO4 + SO2 + H2O
i) H2SO3 + Cl2 + H2O H2SO4 + HCl
j) K2MnO4 + HCl Cl2 + MCl2 + KCl + H2O
k) H2S + HNO3 H2SO4 + NO + H2O
l) Ca + Cl2 CaCl2
m) H2S + HNO3 H2SO4 +NO + H2O
Zad. 3.
Uzgodnić równania reakcji dysproporcjonacji:
a) H2S + H2SO3 S + H2O
b) HClO3 + HCl Cl2 + H2O
c) Hg2Cl2 + NH4OH HgNH2Cl + Hg + NH4Cl + H2O
d) NaOH + Br2 NaBrO3 + NaBr + H2O
e) ClO2 + KOH KClO2 + KClO3 + H2O
f) P4 + KOH + H2O KH2PO2 + PH3
g) I2 + AgNO3 + H2O AgIO3 + AgI + HNO3
h) NO2 + H2O HNO3 + HNO2
i) Cl2 + KOH KCl + KClO3 + H2O
Zad. 4.
Uzgodnić następujące jonowe równania reakcji:
a) S2- + I2 S + I-
b) ClO3- + SO32- Cl- + SO42-
c) AsO33- + ClO- AsO43- + Cl-
d) Fe3+ + S2O32- Fe2+ + S4O62-
e) Cr3+ + H2O2 CrO42-+ H2O
f) Bi(OH)3 + Cl2 BiO3- + Cl-
g) AsH3 + Ag+ Ag + AsO33- + H2O
h) C2O42- + MnO4- Mn2+ + CO2
i) CrO2-+ Br2 CrO42-+ Br-
j) SO32- + MnO4- SO42- + MnO42-
pH
Kwasy, zasady i sole po rozpuszczeniu w wodzie ulegajÄ… dysocjacji elektrolitycznej:
HA + H2O D H3O+ + A- (dysocjacja kwasu HA)
B + H2O D BH+ + OH- (dysocjacja zasady B)
Dysocjacja elektrolityczna jest reakcją odwracalną, tz. Że w roztworze ustala się stan równowagi
dynamicznej między jonami a cząsteczkami niezdysocjowanymi. Równowagę tę opisuję stopień
dysocjacji ą i stała dysocjacji K.
Stopień dysocjacji jest to stosunek stężenie cząsteczek zdysocjowanych do stężenia całkowitego
elektrolitu (lub inaczej stosunek liczby cząsteczek zdysocjowanych do całkowitej liczby cząsteczek
wprowadzonych do roztworu).
Ä… = c/c0 = N/N0
gdzie:
c  stężenie cząsteczek zdysocjowanych
c0  całkowite stężenie elektrolitu
N  liczba czÄ…steczek zdysocjowanych
N0  całkowita liczba cząsteczek.
Stopień dysocjacji wyraża się w ułamkach lub procentach. Zależy on od rodzaju substancji
rozpuszczonej i rozpuszczalnika oraz od temperatury i stężenia roztworu.
Mocne elektrolity charakteryzują się stopniem dysocjacji bliskim lub równym jedności, tzn. są
całkowicie zdysocjowane. Do mocnych elektrolitów należą: HCl, H2SO4, NaOH, KOH.
Słabe elektrolity charakteryzują się tym, że tylko część cząsteczek ulega dysocjacji, a więc stopień
dysocjacji ma małą wartość, najczęściej ą <0.01 (1%).
Stała dysocjacji K przedstawia stan równowagi dynamicznej między niezdysocjowanymi
czÄ…steczkami elektrolitu i jonami obecnymi w roztworze.
W przypadku dysocjacji kwasu: Ka = [H3O+][A-]/[HA], a w przypadku dysocjacji zasady: Kb =
[BH+][OH-]/[B], gdzie Ka  stała dysocjacji kwasu, Kb  stała dysocjacji zasady.
Zależność stopnia dysocjacji i stałej dysocjacji wyraża prawo rozcieńczeń Ostwalda. Jeżeli
substancja AB dysocjuje na jony A+ i B-: AB D A+ + B- , to stężenie jonów A+ równe jest stężeniu
jonów B- i jednoczeÅ›nie stężeniu czÄ…steczek zdysocjowanych wyrażonemu jako c0·Ä…, co możemy
zapisać:
[A+] = [B-] = c0·Ä…
Stężenie cząsteczek niezdysocjowanych można wyrazić jako: cAB = c0(1-ą).
Stąd stała równowagi wyraża się równaniem:
K = [A+][B-]/[AB] = c0·Ä… ·c0·Ä… / c0(1-Ä…) = c0·Ä…2/1-Ä…
K = c0·Ä…2/1-Ä… (prawo rozcieÅ„czeÅ„ Ostwalda)
Woda jest słabym elektrolitem i w nieznacznym stopniu dysocjuje na jony:
2 H2O D H3O+ + OH-
W stałej temperaturze liczba zdysocjowanych cząsteczek wody jest stała.
Stała dysocjacji wody wyrażona jest równaniem: K = [H3O+][OH-]/[H2O], a po przekształceniu
otrzymamy K·[H2O] = [H3O+][OH-]. Ponieważ liczba zdysocjowanych czÄ…steczek w staÅ‚ej
temperaturze jest staÅ‚a, to K·[H2O] = [H3O+][OH-]jest również wielkoÅ›ciÄ… staÅ‚Ä… i nazywa siÄ™
iloczynem jonowym wody (Kw).
Kw = [H3O+][OH-]
W temperaturze 25oC wartość Kw wynosi 10-14.
Roztwory, w których [H3O+] = [OH-] mają odczyn obojętny, jeśli [H3O+] > [OH-] - odczyn kwaśny
, a gdy [H3O+] < [OH-]  odczyn zasadowy.
Ponieważ posługiwanie się stężeniami w celu określenia kwasowości/ zasadowości roztworu nie
jest wygodne, w 1909 r Sorensen wprowadził pojęcie pH jako ujemnego logarytmu ze stężenia
jonów wodorowych:
pH = -log[H+]
Analogicznie: pOH = -log[OH-].
Ponieważ Kw = [H3O+][OH-] =10-14
To -log [H3O+][OH-] = 14, czyli  log[H+]  log[OH-] = 14, czyli pH + pOH = 14
Zad. 1.
Stopień dysocjacji elektrolitycznej kwasu octowego w 0.1 M roztworze wynosi 1.33%. Obliczyć
stałą dysocjacji.
Zad. 2.
Obliczyć pH i pOH roztworu, w którym stężenie jonów wodorowych wynosi 2 Å"10-4 mol/dm3.
Zad. 3.
Jakie jest pH i pOH roztworu, gdy stężenie jonów wodorotlenkowych wynosi 5 Å"10-5 mol/dm3.
Zad. 4.
Obliczyć stężenie jonów H+ i OH-, gdy pH roztworu wynosi 2.
Zad. 5.
Obliczyć pH roztworu HCl o stężeniu: a) 0.1 mol/dm3, b) 0.02 mol/dm3, c) 0.035 mol/dm3, d)
0.096 mol/dm3. Zakładamy całkowitą dysocjację kwasu.
Zad. 6.
Obliczyć pH i pOH następujących roztworów (ą we wszystkich przypadkach równa się 1):
a) HCl o stężeniu 0.05 mol/dm3,
b) HNO3 o stężeniu 0.25 mol/dm3,
c) NaOH o stężeniu 0.025 mol/dm3,
d) KOH o stężeniu 0.005 mol/dm3.
Zad. 7.
Roztwór mocnego kwasu o pH 1 rozcieńczono dwukrotnie. Obliczyć pH po rozcieńczeniu.
Zad. 8.
Ile gramów HCN znajduje siÄ™ w 200 cm3 roztworu, jeżeli pH wynosi 5.0. Ka=6.17 Å" 10-10.
Zad. 9.
Obliczyć stopień dysocjacji HCl o stężeniu:
a) 1 mol/dm3 i pH = 0.1
b) b) 0.05 mol/dm3 i pH 1.33.
Zad. 10.
Obliczyć stężenie molowe amoniaku o pH 11.5. Kb = 1.79 Å" 10-5.
Zad. 11.
Obliczyć ile gramów NaOH należy zważyć, aby przygotować 2 dm3 roztworu o pH 12.1.
Zad. 12.
Obliczyć pH roztworu NaOH uzyskanego przez zmieszanie 500 cm3 roztworu o pH 12.3 i 500 cm3
roztworu o stężeniu 0.05 mol/dm3.
Zad. 13.
Ile cm3 wody trzeba dodać do 50cm3 roztworu NaOH o pH 12.1, aby otrzymać roztwór o pH 11.5?
Zad. 14.
Jaką objętością wody należy rozcieńczyć 500 cm3 0.1 M roztworu kwasu azotowego(III), aby jego
stopieÅ„ dysocjacji wzrosÅ‚ piÄ™ciokrotnie? KHNO2 = 4.47 Å" 10-4.
Prawa gazowe
Stan fizyczny gazu charakteryzują następujące wielkości: masa gazu, objętość, ciśnienie i
temperatura. Zależności między tymi wielkościami mają najprostszą postać w przypadku gazu
doskonałego, w którym pomija się wzajemne oddziaływanie pomiędzy cząsteczkami gazu oraz
zajmowaną przez nie objętość. Gazy rzeczywiste zbliżają się do stanu doskonałego w miarę spadku
gęstości (wzrostu temperatury i spadku ciśnienia).
W temperaturze pokojowej i pod ciśnieniem atmosferycznym znaczna część gazów rzeczywistych
wykazuje stosunkowo niewielkie odchylenie od praw słusznych dla stanu doskonałego.
Prawo Boyle a  Mariotte a (1662 r.): W stałej temperaturze objętość danej masy gazu jest
odwrotnie proporcjonalna do ciśnienia (prawo izotermy), tzn. jeżeli w stałej temperaturze pewna
masa m gazu pod ciśnieniem p1 zajmuje objętość v1, a pod ciśnienien p2 objętość v2 to spełniony
jest warunek:
v1Å"p1 = v2Å"p2 lub vÅ"p=const (T=const, m=const)
Prawo Charlesa (1787 r.) i Gay-Lussaca (1802 r.):
I) Objętość danej masy gazu jest wprost proporcjonalna do temperatury bezwzględnej T, jeżeli
ciśnienie gazu pozostaje niezmienione (prawo izobary).
v1/T1 = v2/T2 lub v/T=const (p=const, m=const)
II) Ciśnienie danej masy gazu jest wprost proporcjonalne do temperatury bezwzględnej T, jeżeli
objętość gazu pozostaje niezmienione (prawo izochory).
p1/T1 = p2/T2 lub p/T=const (v=const, m=const)
Prawo Avogadra (1811 r.): W jednakowych objętościach różnych gazów pod tym samym ciśnieniem
i w tej samej temperaturze zawarta jest jednakowa liczba czÄ…steczek.
Z prawa tego wynika, że:
Dla danych wartości ciśnienia i temperatury 1 mol dowolnego gazu zajmuje taką samą objętość.
W warunkach normalnych, tzn. w temperaturze 0oC i pod ciśnieniem 101325 Pa (1 atm) objętość
molowa gazu doskonałego wynosi 22.4 dm3/mol.
W przypadku gazów rzeczywistych objętości molowe nieco różnią się od tej wartości, np.
VO2=22.39 dm3/mol, VCH4=22.38 dm3/mol.
Prawo Daltona (1803 r.): Całkowite ciśnienie p mieszaniny gazów doskonałych równa się sumie
ciśnień cząstkowych p1, p2, p3 .... wszystkich gazów wchodzących w skład danej mieszaniny.
p = p1 + p2 + p3 + ..... + pk
Równanie stanu gazu doskonałego:
pÅ" v= nRT
gdzie: n - liczba moli, R  stała gazowa (8.314 J/K mol)
Zad. 1.
Pewna masa gazu zajmuje objętość 500 cm3 pod ciśnieniem 10 N/cm2. Obliczyć objętość tego gazu
pod ciśnieniem 10.26 N/m2.
Zad. 2.
Obliczyć ciśnienie, które należy zastosować, aby początkową objętość 2 dm3 gazu, zajmowaną pod
ciśnieniem 1.52 N/cm2 zmniejszyć do 0.5 dm3.
Zad. 3.
Pewna masa gazu zajmuje objętość 400 cm3 w temp. 20oC. Obliczyć objętość tego gazu po
ogrzaniu do temp. 100oC, jeżeli ciśnienie nie uległo zmianie.
Zad. 4.
Rozpuszczono 0.500 g węglanu sodu w kwasie siarkowym. Obliczyć objętość wydzielonego tlenku
węgla(IV).
Zad. 5.
Jaka objętość tlenu jest potrzebna do spalenia 20 g. metalicznego magnezu?
Zad. 6.
W 1.00 dm3 wody rozpuszczono 560 cm3 (w warunkach normalnych) gazowego cholorowodoru. O
ile wzrosła masa roztworu?
Zad. 7.
Chloran potasu podczas ogrzewania rozkłada się na chlorek potasu i tlen. Jaką objętość tlenu można
uzyskać przez rozkład 5.00 moli chloranu potasu.
Zad. 8.
W wyniku działania kwasem na 9.92 g mieszaniny węglików wapnia i glinu otrzymano 4.073 dm3
acetylenu i metanu. ObjÄ™tość zmierzono w temperaturze 298 K (25oC) i pod ciÅ›nieniem 1.216Å"105
Pa. Obliczyć skład procentowy mieszaniny węglików.
Zad. 9.
Węglik wapnia reaguje z wodą wg następującego równania:
CaC2 + 2 H2O Ca(OH)2 + C2H2 (g). W wyniku reakcji 100 g karbidu (technicznego) z wodÄ…
otrzymano 30.0 dm3 acetylenu (w normalnych warunkach). Obliczyć procentowa zawartość CaC2
w produkcie technicznym.
 Zad. 10.
Wyrazić w procentach objętościowych skład następujących mieszanin:
a) 3 mole CO + 5 moli N2 + 2 mole CO2
b) 2 mole CH4 + 3 mole CO
Zad. 11.
Obliczyć objÄ™tość 200 g metanu w temperaturze 323 K i pod ciÅ›nieniem 2.533Å"105 Pa.
Zad. 12.
1.779 pewnej substancji w stanie pary w temperaturze 973 K (700oC) i pod ciśnieniem 2.53 104 Pa
zajmuje objetość 2.0 dm3. Substancja ma nasteępujący skład procentowy: 43.64 %w P i 56.36 %w
O. Ustalić wzór cząsteczkowy.
Zad. 13.
0.0453 g pewnej substancji zawierajacej 3.0 %w H i 97 %w S w stanie pary zajmuje objętość 109.8
cm3 pod ciÅ›nieniem 1.573Å"104 Pa i w temperaturze 303 K. Ustalić jaka to substancja.
Iloczyn rozpuszczalności
Iloczyn rozpuszczalności opisuje stan równowagi pomiędzy osadem trudno rozpuszczalnej soli i
jonami tej soli w roztworze nasyconym:
AnBm D n Am+ + m Bn-
Iloczyn rozpuszczalności równy jest iloczynowi stężenia jonów trudno rozpuszczalnej soli w
roztworze nasyconym. W określonej temperaturze iloczyn rozpuszczalności jest wielkością stałą,
charakterystycznÄ… dla danego zwiÄ…zku.
Ir = [Am+]n [Bn-]m
W dokładniejszych rozważaniach stężenia jonów zastępuje się ich aktywnością (a = f " c).
Zagadnienia te są omawiane szczegółowo w ramach zajęć z chemii fizycznej.
W roztworach soli trudno rozpuszczalnych, dla których Ir < 10 -5
, niezawierających obcych jonów
znajduje się tak mała ilość jonów, że ich aktywność jest równa stężeniu (współczynniki aktywności
f są równe 1).
W nasyconym roztworze trudno rozpuszczalnej soli, np. AgCl, istnieje równowaga pomiędzy
osadem chlorku srebra a jonami Ag+ i Cl-:
AgCl D [Ag+][Cl-]
Zatem iloczyn rozpuszczalności dla chlorku srebra można wyrazić:
Ir (AgCl) = [Ag+][Cl-]
Jeżeli stężenie roztworu nasyconego jest znane (oznaczymy je r), to możemy przyjąć, że [Ag+] =
[Cl-] = r. Podstawiając r do wyrażenia na Ir otrzymamy:
Ir (AgCl) = rÅ"r = r2
Stąd znając iloczyn rozpuszczalności możemy wyliczyć rozpuszczalność AgCl:
r = "Ir
Ponieważ Ir jest dla danej substancji wielkością stałą w danej temperaturze, dodanie np. KCl do
nasyconego roztworu AgCl powoduje wytrÄ…cenie AgCl.
Ir (AgCl) = [Ag+][Cl-]
ma stałą wartość wzrosło, bo dodaliśmy KCl
(= const)
musi zmaleć, bo Ir = const
Stężenie jonów Ag+ obniży się poprzez wytrącenie odpowiedniej ilości AgCl. Takie zachowanie
roztworu nasyconego związane jest z dobrze znaną w technologii chemicznej regułą przekory, tzn.
że układ na który oddziałujemy z zewnątrz przeciwdziała temu oddziaływaniu.
Zad. 1
Obliczyć rozpuszczalność molowÄ… bromku srebra AgBr. Iloczyn rozpuszczalnoÅ›ci AgBr wynosi 5 Å"
10-13.
Zad. 2
Ile gramów chromianu(VI) srebra można rozpuścić w 100 cm3 wody?
Ir(Ag2CrO4) = 2.4Å"10-12.
Zad. 3
Obliczyć rozpuszczalność siarczku antymonu(III) Sb2S3 (w g/100 cm3), jeżeli Ir(Sb2S3) = 1Å"10-30.
MSb2S3 = 339.68 g/mol.
Zad. 4
ZnajÄ…c rozpuszczalność BaSO4, która wynosi 2.45 Å" 10-3 g/dm3, obliczyć iloczyn rozpuszczalnoÅ›ci
BaSO4. MBaSO4 = 233 g/mol.
Zad. 5
Do 500 cm3 0.008 molowego roztworu CaCl2 dodano 500 cm3 0.001 molowego roztworu Na2SO4.
Czy wytrÄ…ci siÄ™ osad CaSO4? Ir(CaSO4) = 2.4 Å" 10-5.
Pomiędzy solami zachodzi reakcja: CaCl2 + Na2SO4 CaSO4 + 2 NaCl
Zad. 6
Przy jakim pH zacznie wytrącać się osad Bi(OH)3 z roztworu azotanu(V) bizmutu o stężeniu 0.1
mol/dm3. Ir (Bi(NO3)3) = 3.98 Å" 10-31.
Zad. 7
Do roztworu o stężeniu 0.1 mg/cm3 względem jonów Ag+ i Bi3+ dodawano kroplami KL. Który
osad wytrÄ…ci siÄ™ jako pierwszy?
Zad. 8
Obliczyć rozpuszczalność siarczanu(VI) baru:
a) w wodzie
b) w 0.01 molowym roztworze siarczanu(VI) sodu.
Ir (BaSO4) = 1.1 Å" 10-10.
Zad. 9
Ile gramów (Fe(OH)3 rozpuści się w 50 cm3 roztworu NaOH o stężeniu 0.01 mol/dm3. Iloczyn
rozpuszczalnoÅ›ci Fe(OH)3. Ir = 6 Å" 10-38.