1) MASA ATOMOWA I MASA CZASTECZKOWA

Atomy i cząsteczki mają małe rozmiary i bardzo małe masy. Masa najlżejszego pierwiastka wodoru wynosi m=1,67 x 10"2' kg. Posługiwanie się tak małymi bezwzględnymi masami atomów stało się niewygodne i wprowadzono wielkości, będące względnymi masami atomowymi. Za jednostkę mas atomowych uważa się 1/12 część masy izotopu węgla'2C. Oznaczeniem jednostki masy atomowej jest symbol u ( ang. unit - jednostka ) 1 u = 1/12 masy atomu 12C = 1,66057 x 102 kg = 1,66057 x 10-24 g. Masa atomowa jest masą atomu wyrażoną w jednostkach masy atomowej [u]. Jest ona sumą mas atomowych atomów wchodzących w skład cząsteczki.

2) MOL - JEDNOSTKA ILOŚCI MATERII

Mol - ilość substancji, w skład której wchodzi tyle atomów ,cząsteczek, jonów, wolnych rodników, cząstek elementarnych ( np. elektronów), ile atomów znajduje się w 0,012 kg węgla izotopu 12C. Liczba atomów, cząsteczek, jonów lub innych cząstek materialnych zawarta w jednym molu dowolnej substancji jest równa liczbie Avogadra (NA), która wynosi NA=6,023 x 10 3 .

Masa molowa- masa jednego mola wyrażona w kg lub g na mol. Liczbowo równa jest masie atomowej lub cząsteczkowej, ale tylko, gdy jej wartość podana jest w gramach. Istnieje zależność między masą molową (M), a bezwzględną masą atomu, cząsteczki, lub innej cząstki materialnej (m), która wyraża się następująco : M = NA x m

3) PRAWO ZACHOWANIA MASY

W układzie zamkniętym ogólna masa produktów powstających w dowolnej reakcji chemicznej jest równa masie substratów wziętych do reakcji. Obecnie, wiedząc, że masa może przechodzić częściowo lub całkowicie w energię i na odwrót, prawo to jest rozumiane w nieco inny sposób. W układzie zamkniętym suma masy i energii jest wielkością stałą

4) PRAWO STAŁYCH STOSUNKÓW WAGOWYCH Prawo stałości składu:

Stosunek masowy pierwiastków w każdym związku chemicznym jest zawsze stały, charakterystyczny dla danego związku i nie zależy od sposobu powstawania tego związku. Prawo stałości spotyka się też w innym sformułowaniu jako tzw. prawo stosunków stałych. W procesie tworzenia się związków chemicznych pierwiastki łączą się między sobą zawsze w ściśle określonych stosunkach masowych.

5) PRAWO WIELOKROTNYCH STOSUNKÓW WAGOWYCH

Jeżeli dwa pierwiastki są zdolne tworzyć ze sobą więcej niż jeden związek chemiczny, to na stałą ilość jednego pierwiastka przypada różna ilość drugiego pierwiastka. Ilości te pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych.

6) PRAWO PROSTYCH STOSUNKÓW OBJF~TOŚCIOWYCH W REAKCJACH MIEDZY GAZAMI

Objętości reagujących ze sobą gazów i objętości gazowych produktów reakcji, odmierzone w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury, pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych.

7) PRAWO AVOGADRA

W równych objętościach różnych gazów, w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury znajdują się jednakowe liczby cząsteczek.

8) OBJF~TOŚĆ MOLOWA SUBSTACJI

Objętość molowa dowolnej substancji, w określonej temperaturze ( objętość, jaka zajmuje 1 mol substancji ) to stosunek masy molowej ( M ) tej substancji do jej gęstości ( d ) w danej temperaturze

Vmol-M/d

W warunkach normalnych (T=0°C (273 K) p=1013 hPa) objętość molowa gazu wynosi 22,4 dm3.

1. Wyjaśnić pojęcia chemiczne: liczba atomowa, liczba masowa, pierwiastek chemiczny, izotopy, masa atomowa, masa molowa, mol substancji, objętość molowa.

Liczba atomowa - liczba atomów wchodząca w skład jądra atomowego danego pierwiastka.

Liczba masowa - liczba nukleotydów(suma protonów i neutronów w jądrze atomowym danego pierwiastka.

Pierwiastek chem. - substancja prosta - najprostsze rodzaje materii, które przechodzą z jednej substancji do drugiej nie ulegają zmianie.

Izotopy - odmiana pierwiastka o idealnej liczbie atomowej a różnej liczbie masowej, czyli odmiany, których atomy mają taką samą liczbę protonów a różną liczbę neutronów.

Masa atomowa - masa atomu wyrażona w jednostkach masy atomowej U (jednostką masy atomowej jest 1/12 masy atomu węgla).

Masa cząsteczkowa - masa cząsteczki wyrażona w jednostkach masy atomów.

Mol substancji - jednostka liczebności substancji, która zawiera tyle samo atomów, jonów, cząsteczek (czy tez innych cząstek), ile atomów węgla zawartych jest w 0,012 kg , czyli 6,023*10²³mol^-1(liczba AVOGADRO).

Masa molowa - masa atomów, jonów, bądź innych cząstek materialnych wyrażona w gramach na mol (g*mol^-1) liczbowo równa masie atomowej lub cząsteczkowej wyrażonej w [u].

Objętość molowa - objętość, jaką zajmuje 1 mol substancji w określonej temperaturze (obliczamy dzieląc masą molową substancji przez jej gęstość w określonej temperaturze) V=m/d

2. Co to są izotopy? Wyjaśnić na dowolnych przykładach.

Izotopy - z pytania 1 .

Np. w skład wodoru wchodzą trzy izotopy z których każdy zawiera o 1 neutron więcej niż poprzedni ¹₁H prot; ²₁H deuter; ³₁H tryt deuter jest dwukrotni, a tryt trzykrotnie niższy od protu. Węgiel jest mieszaniną dwóch trwałych izotopów: ¹²C - 98,892% i ¹³C - 1,108%. Przedstawić konfigurację elektronową atomu pierwiastka o liczbie atomowej Z=17. Określić położenie tego pierwiastka w układzie okresowym i jego możliwe stopnie utleniania. Leży w głównej grupie VIIA w 3 okresie, zawiera 17 protonów w jądrze.

Rozłożenie elektronów na powłokach ₁₇C K²L⁸M⁷. Stopnie utleniania +7(KClO₄) i -1(HCl) - najważniejsze i najtrwalsze.

3. Przedstawić rozmieszczenie elektronów, określić wartość liczby atomowej oraz stopnie utleniania atomu pierwiastka położonego w 3 okresie grupy VIA układu okresowego.

Siarka zawiera 16 elektronów, czyli liczba atomowa = 16 ₁₆S K²L⁸M⁶. Stopnie utleniania +6(H₂SO₄); +4(H₂SO₃) i -2(H₂S).

4. Wyjaśnić jak i dlaczego zmienia się elektroujemność pierwiastków grup głównych w okresach i grupach układu okresowego.

Elektroujemność - zdolność atomów pierwiastków do wiązania własnych i obcych elekrtonów walęcyjnych, elektroujemność rośnie w prawą stronę układu okresowego, a maleje w dół grupy. W miarę wzrostu liczb atomowych wzrasta charakter elektroujemny pierwiastków w okresach tzn. że pierwiastki I grupy łatwo oddają jedyny elektron z ostatniej powłoki elektronowej.

Atomy, którym do oktetu elektronowego brakuje jednego lub dwóch elektronów przejawiają tendencję do przyłączenia „obcych” elektronów , aby uzyskać 8 elektronów na ostatniej powłoce. Czyli pierwiastki po prawej stronie tablicy Mendelejewa mają charakter niemetaliczny i są najbardziej elektroujemne a wzrost liczby atomowej (w prawo) powoduje tym samym zwiększa ładunek jądra, przyciąganie elektronów walencyjnych co powoduje wzrost elektroujemności pierwiastków z lewa na prawo w okresach.

Przyciąganie elektronów walencyjnych przez jądro zależy od odległości tych elektronów od jądra (+) czyli od ilości powłok z elektronami niewalencyjnymii, które to przesłaniają jądro, zwiększają odległość elektronów walencyjnych od jądra czyli zmniejszają oddziaływanie jądra na elektrony walencyjne w atomie i poza nim. Mimo, że dodatnie ładunki jądra są coraz większe w kolejnych pierwiastkach grup układu okresowego (w dół układu), bo rosną liczy atomowe tych pierwiastków, charakter elektroujemny pierwiastków maleje w grupach z góry na dół.

5. Jakie rodzaje wiązań występują w cząsteczkach i jonach: N₂; NH₄⁺; H₂O, KCl, NO₃^-; Na₂So₄; CaS.

N₂ - występuje w układzie tego samego pierwiastka, wiązanie kowalencyjne (atomowe) IN=NI

NH₄⁺ - wiązanie koordynacyjne (donorowo akceptowane) - cała para elektronowa tworząca wiązanie pochodzi od jednego pierwiastka

H₂O - wiązanie kowalencyjne spolaryzowane (para elektronowa przesuwa się w kierunku jednego atomu).

KCl - wiązanie jonowe - następuje całkowite przeniesienie elektronów na jeden atom.

NO₃^- - wiązanie koordynacyjne bo atom N miał wolna 1 parę elektronów, i wiązanie kowalencyjne spolaryzowane.

Na₂So₄ - jest tu wiązanie jonowe i wiązanie kowalencyjne spolaryzowane.

6. Wyjaśnić różnice między roztworem rzeczywistym, układem koloidowym i zawiesiną.

Roztwory rzeczywiste - n<1nm; homogeniczne; roztwory jednorodne fizycznie i chemicznie; nie widoczne cząstki w żadnym mikroskopie, nie opadają pod wpływem siły ciężkości; jednofazowe; nie rozpuszczają światła.

Układ koloidowy - mn<n<200 nm; hetrogeniczne; niewidoczne w zwykłym mikroskopie, widoczne w ultramikroskopie; wykazują ruchy Browna; dwufazowe; rozproszają światło(efekt Tyndala); ulegają koagulacji.

Zawiesina - n>200 nm; heterogeniczne; widoczne w zwykłym mikroskopie; nie wykazują ruchów Browna; opadają pod wpływem sił grawitacji; dwufazowe.

7. Podać wzory i nazwy tlenków tworzonych przez pierwiastek leżący w 3 okresie i VI grupie głównej. Odpowiednimi równaniami reakcji udowodnić charakter chemiczny tych tlenków.

₁₆S; SO₂ - tlenek siarki (IV); SO₃ - tlenek siarki (VI) oba tlenki mają charakter kwasowy

SO₂ + H₂O →H₂SO₃ (kwas siarkowy IV)

SO₂ + 2NaOH →Na₂SO₃ + H2O (siarczan IV sodu)

SO3 + H2O → H2SO4 (kwas siarkowy VI)

SO3 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O (siarczan VI sodu)

S⁺⁴ ma właściwości redukcyjne gdyż: S⁺⁴O₃^-2 +1/2 O₂ →S⁺⁶O₄^-2; siarka utlenia się z +4 na +6 stopień utleniania

S⁺⁶ ma właściwości utleniające. H₂SO₄ jest dobrym utleniaczem.

8. Które z podanych tlenków CaO; P₂O₅; ZnO; FeO; SO₂; PbO; K₂O; CO₂ reagują z NaOH, a które z HCl? Napisać równania przebiegających reakcji i podać nazwy produktów.

CaO, FeO, K₂O - tlenki zasadowe czyli reagują z kwasem

P₂O₅, SO₂, CO₂ - tlenki kwasowe czyli reagują z zasadą

ZnO, PbO - tlenki amfoteryczne czyli reagują z kwasem i z zasadą

CaO + 2HCl →CaCl₂ + H₂O (chlorek wapnia)

FeO + 2HCl → FeCl₂ +H₂O (chlorek żelaza II)

K2O + 2HCl → 2KCl +H₂O (chlorek potasu)

P₂O₅ +6NaOH → 2Na₃PO₄ +3H₂O (fosforan sodu)

SO₂ + 2NaOH → Na₂SO₃ +H₂O (siarczan IV sodu)

CO₂ + 2NaOH → Na₂CO₃ +H₂O (węglan sodu)

ZnO + 2HCl → ZnCl₂ + H₂O (chlorek cynku)

ZnO + 2NaOH → Na₂ZnO₂+ H₂O (cynkan sodu)

PbO + 2HCl → PbCl₂ + H₂O (chlorek ołowiu)

PbO + 2NaOH → Na₂PbO₂ +H₂O (ołowian sodu)

9. Dokończyć równania reakcji chemicznych, uzgodnić współczynniki reakcji, nazwać produkty: a) CaO + H₃PO₄, b) Fe₂O₃ + HCl, c) CO₂ + Ca(OH)₂, d) PbO + KOH, e) P₂O₅ + NaOH.

1. 3CaO +2H₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂O (fosforan wapnia)

2. Fe₂O₃ + 6HCl → 2FeCl₃ +3H₂O (chlorek żelaza III)

3. CO₂ + Ca(OH)₂ → CaCO₃ + H₂O (węglan wapnia)

4. PbO + 2KOH → K₂PbO₂ + H₂O (ołowian potasu)

5. P₂O₅ + 2NaOH → 6Na₃PO₄ +3H₂O (fosforan sodu)

10. Odpowiednimi równaniami reakcji chemicznych wyjaśnić właściwości amfoteryczne tlenku i wodorotlenku cynku. Nazwać produkty tych reakcji.

ZnO +H₂O → Zn(OH)₂ oba związki mają charakter amfoteryczny czyli regulują zarówno z kwasami jak i z zasadami

Zn(OH)₂ + 2HCl → ZnCl₂ +2H₂O (chlorek cynku) zachowuje się jak zasada, reaguje z kwasem

ZnO + 2HCl → ZnCl₂ +H₂O (chlorek cynku) zachowuje się jak zasada, reaguje z kwasem

Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄] (tetrahydroksycynkan sodu) zachowuje się jak kwas reaguje z zasadą

1. ZnO + 2NaOH + H₂O → Na₂[Zn(OH)₄]

2. ZnO + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂O (cynkan sodu)

Reakcja (a) przedstawia produkt w postaci uwodnionego cynkanu sodu Na₂ZnO_2; (b) jest w formie uproszczonej

11. Zaproponować trzy różne metody otrzymywania CuSO₄, CaCl₂, NH₄HCO₃.

CuSO₄

1. Cu(OH)₂ + H₂SO₄ → CuSO₄ + 2H₂O

2. CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O

3. CaSO₄ + CuCO₃ →↓CaCO₃ + CuSO₄

4. Cu + H₂SO₄ → jest to reakcja utleniania i redukcji bo w warunkach normalnych (bez obecności utleniaczy)

CaCl₂

1. Ca(OH)₂ + 2HCl → CaCl₂ +2H₂O

2. CaO + 2HCl → CaCl₂ +H₂O

3. CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂CO₃

NH₄HCO_{3 -} - te reakcje są czysto teoretyczne bo w praktyce nie zachodzą.

1. NH₄OH + H₂CO₃ → NH₄HCO₃ + H₂O

2. NH₃ + H₂CO₃ → NH₄HCO₃

3. NH₄OH + CO₂ → NH₄HCO₃

12. Wyjaśnić w jakich przypadkach kwasy lub zasady reagują z solami. Podać przykłady odpowiednich równań reakcji chemicznych.

Reakcje kwasów i zasad z solami przebiegają tylko wówczas, jeżeli w ich wyniku mogą powstać:

1. cząsteczki słabych elektrolitów(cząst. słabo zdysocjowane)

2. związki łatwo lotne

3. trudno rozpuszczalne

1. Na2CO3 + 2HCl →H2CO3 + 2NaCl - słabo zdysocjowany kwas, który ponadto rozpada się na wodę i dwutlenek węgla który wydziela się do powietrza.

2Na⁺ + CO₃^-2 + 2H⁺ + 2Cl^- → H₂CO₃ + 2(Na⁺ + Cl^-) kwas mocny wypiera z soli kwas słaby

2. H₂SO₄ + NaCl →↑HCl + NaHSO₄ kwas trudnolotny wypiera z soli kwas łatwiej lotny

NH₄⁺ + Cl^- + Na⁺ + OH^- = Na⁺ + Cl^- +↑NH₃ + H₂O trudno lotna lub łatwiej rozpuszczalna zasada wypiera z soli zasadę trudniej rozpuszczalną lub łatwiej lotną

CuSO₄ + 2NaOH = ↓Cu(OH)₂ + Na₂SO₄ łatwo rozpuszczalny wodorotlenek sodu wypiera z roztworu soli trudno rozpuszczalny wodorotlenek miedzi

13. Za pomocą równań odpowiednich reakcji chemicznych wyjaśnić następujące pojęcia: a) dysocjacja, b) hydroliza, c) zobojętnienie, d) utlenianie i redukcja.

1. dysocjacja - rozpad cząstek elektronów w roztworach wodnych

HNO₃ ^H2O→ H⁺ + NO₃^-

Mg(OH)₂ ^H2O→Mg⁺² + 2OH^-

Ca₃(PO₄)₂ ^H2O → 3Ca⁺² + 2PO₄^-3

2. hydroliza - reakcje jonów soli z wodą(ulegają jej sole słabych zasad i mocnych kwasów lub sole słabych kwasów i zasad)

CH₃COONa = CH₃COO^- + Na+ dysocjacja

CH₃COO^- + H₂O = CH₃COOH + OH^- hydroliza W roztworze wodnym jony octanowe reagują z cząsteczkami wody - powstaje słabo zdysocjowany kwas octowy

3. zobojętnienie - łączenie się jonów wodorowych z jonami wodorotlenkowymi na niezdysocjowane cząsteczki wody.

H⁺ + OH^- → H₂O

H⁺ + Cl^- + Na⁺ + OH^- →H₂O + Na⁺ + Cl^-

4. utlenianie - proces związany z oddaniem elektronów atomowi drugiego pierwiastka (utrata elektronów)

5. redukcja - proces związany z przyłączeniem elektronów (przyjmowanie elektronów)

Równanie utleniania - równanie redoks - jadnoczesnie przebiegające procesy utleniania i redukcji

Mg⁰ → Mg⁺² +2e utlenianie

Br₂⁰ + 2e → 2Br^- redukcja

Mg + Br₂ → MgBr₂ reakcja redox

14. Podać równania reakcji zachodzących po wsypaniu do wody poniższych soli: K₂S, NH₄NO₃, NaCl, CuSO₄, Na₂CO₃, K₂SO₄. Nazwać wymienione sole oraz podać odczyn powstałych roztworów.

K₂S H₂O→ 2K⁺ + S ^-2 dysocjacja

S ^-2 + 2H₂O → H₂S + 2OH^- odczyn zasadowy

NH₄NO₃ H₂O→ NH₄+ + NO₃^- dysocjacja

NH₄+ +H₂O → NH₄OH + H⁺ odczyn kwaśny

NaCl H₂O→ Na⁺ + Cl^- odczyn obojętny

K₂SO₄ H₂O→ 2K⁺ + SO4^-2 odczyn obojętny

15. W jakim stosunku należy zmieszać z wodą 50% roztwór herbicydu, aby powstał roztwór 3%.

Cp₁ = 50%; Cp₂ = 3%

Cp 1 = ms/mr1 * 100%; mr1 = ms*100%/Cp1; mr1 = 2ms

Cp2 = ms/mr1+mw*100%; 3=ms/2ms+mw*100; 6ms + 3mw = 100 ms

3 mw + 94ms; mw = 94/3 ms

---