1.1. Informacje podstawowe

BUDOWA ATOMU

Atom zbudowany jest z: neutronów (n) o ładunku obojętnym, protonów (p+) o ładunku dodatnim oraz z elektronów (e^-) o ładunku ujemnym. Każdy atom zawiera taką samą liczbę protonów i elektronów, co czyni go elektrycznie obojętnym.

W centrum każdego atomu jest jądro, w którym znajdują się protony i neutrony. Przyjmujemy że jądro zawiera praktycznie całą masę atomu (proton waży około 1u, neutron waży również w przybliżeniu 1u). Jądro atomu otacza strefa elektronowa (powłoki elektronowe) na których rozmieszczone są e^- (masa jednego elektronu zbliżona jest do 0u).

Przemiany, w których powstają związki chemiczne można zapisać w postaci reakcji chemicznych posługując się symbolami i wzorami chemicznymi. W równaniach chemicznych po lewej stronie znajdą się wzory chemiczne substratów, a po prawej stronie wzory produktów.

Ca + 2C = CaC₂

Ten zapis należy odczytać: Jeden atom wapnia reaguje się z dwoma atomami węgla tworząc jedną cząsteczkę węgliku wapnia.

Dużą cyfrą poprzedzającą symbol danego pierwiastka lub związku chemicznego oznaczamy liczbę atomów lub cząsteczek uczestniczących w danej reakcji; nosi ona nazwę współczynnika stechiometrycznego.

Przykład 2. Ustal wzór związku, który może tworzyć siarka(II) z:

1. miedzią(II),

2. glinem(III),

3. sodem(I).

Rozwiązanie:

1. Związek siarki(II) z miedzią(II):

Siarka ma taką samą wartościowość co miedź, czyli wzór związku to CuS.

2. Związek siarki(II) z glinem(III):

Sposób 1: Najmniejszą wspólną wielokrotnością wartościowości siarki(II) i glinu(III) jest 6, to oznacza, że na 2 atomy glinu(III) muszą we wzorze przypadać 3 atomy siarki(II), więc wzór tego związku to Fe₂S₃.

Sposób 2: Wzór związku można też wyznaczyć stosując regułę „regułę na krzyż”.

3. Związek siarki(II) z sodem(I):

Sód w tym związku ma dwa razy mniejszą wartościowość od siarki, co oznacza, że na 1 atom siarki muszą przypadać 2 atomy sodu. Wzór tego związku jest przedstawiony następująco: Na₂S.

1.1.1. Rodzaje związków w chemii nieorganicznej.

Związki nieorganiczne najczęściej dzielimy na 5 grup: wodorki, tlenki, wodorotlenki, kwasy i sole.

1.1.1.1. Wodorki.

Wodorki to związki pierwiastków z wodorem. Wodór w związkach chemicznych jest jednowartościowy:

1. Pierwiastki 1 i 2 grupy układu okresowego tworzą wodorki. W związkach z tymi metalami wodór przyjmuje stopień utlenienia -I. Nazwy systematyczne takich połączeń tworzymy dodając do słowa „wodorek” nazwę metalu. Na przykład:

KH - wodorek potasu

MgH₂ - wodorek magnezu

2. Pierwiastki 14 i 15 grupy układu okresowego tworzą także wodorki, jednak w związkach z tymi niemetalami wodór jest na dodatnim stopniu utlenienia +I. We wzorach tych związków najpierw piszemy symbol niemetalu, a na drugim miejscu wodór. Na przykład:

CH₄ - metan (węglowodór)

NH₃ - amoniak (nazwa zwyczajowa)

PH₃ - fosforowodór

3. Pierwiastki 16 i 17 grupy układu okresowego również tworzą wodorki, w których wodór jest na dodatnim stopniu utlenienia +I. W tym przypadku tworząc wzory tych związków należy pamiętać że wodór stoi przed pierwiastkiem. Nazwy tych wodorków (o charakterze kwasowym) tworzymy dodając do nazwy niemetalu końcówkę - wodór. Na przykład:

H₂S - siarkowodór

HCl - chlorowodór

HBr - bromowodór

Przykład 3. Określ stopnie utlenienia pierwiastków na podstawie wzorów ich związków z wodorem: H₂O, PH₃, LiH.

Rozwiązanie:

Związek H₂O to woda. Skoro wodór w tego rodzaju połączeniach przyjmuje stopień utlenienia +I, a w skład cząstki H₂O wchodzą 2 atomy wodoru to znaczy, że tlen w tym związku przyjmuje stopień utlenienia +II.

Związek fosforu z wodorem PH₃ to fosforowodór. Skoro wodór przyjmuje stopień utlenienia +I, a w skład PH₃ wchodzą 3 atomy wodoru to znaczy, że fosfor w tym związku jest na plus trzecim stopniu utlenienia.

Związek LiH to wodorek litu. Pierwiastki o charakterze metalicznym w związkach chemicznych przyjmują dodatnie stopnie utlenienia. Lit pierwiastek pierwszej grupy przyjmuje +I. We wzorze tego związku jest tyle samo atomów wodoru co litu to znaczy, że wodór w tym połączeniu jest na -I stopniu utlenienia.

1.1.1.2. Tlenki.

Tlenki to związki z tlenem. Niemal wszystkie pierwiastki tworzą tlenki. Tworząc wzory tlenków należy pamiętać, że tlen w połączeniach z innymi pierwiastkami przyjmuje stopień utlenienia -II.

Nazwy systematyczne tlenków są tworzone jednym z dwóch sposobów:

• System przedrostków liczebnikowych - Słowo „tlenek” poprzedza nazwę pierwiastka; wpisując nazwę należy uwzględnić wartości indeksów stechiometrycznych, wpisując odpowiednie przedrostki (di-, tri-, tetra- itp.) np. tlenek wapnia (CaO), tritlenek dichromu (Fe₂O₃), tlenek disodu (Na₂O).

• System Stocka (powszechniejszy)- Za słowem „tlenek” podaje się nazwę pierwiastka. Należy również na końcu w nawiasie cyfrą rzymską wpisać wartościowość pierwiastka.

SO₂ - tlenek siarki(IV) Cu₂O - tlenek miedzi(I)

SO₃ - tlenek siarki(VI) CuO - tlenek miedzi(II)

Przykład 4. Oznacz stopnie utlenienia pierwiastków na podstawie wzorów ich związków z tlenem: Li₂O, N₂O₃, P₂O₅.

Rozwiązanie:

Skoro we wzorze tlenku litu (Li₂O) dwa atomy litu połączone są z jednym atomem tlenu, który jest dwuujemny, to oznacza, że lit jest na +I stopniu utlenienia.

We wzorze tlenku azotu (III) (N₂O₃) indeks dolny przy tlenie wynosi 3 co oznacza że tlen dostarcza ładunek sumaryczny 6+, więc każdy azot w tym związku jest na plus trzecim stopniu utlenienia.

We wzorze tlenku P₂O₅ indeks dolny przy tlenie wynosi 5, więc stopień utlenienia fosforu wynosi +V.

1.1.1.3. Wodorotlenki.

Wodorotlenki to związki chemiczne, które zbudowane są z metalu i jednej lub kilku grup wodorotlenowych. Fragment wzoru wodorotlenku zbudowany z tlenu i wodoru nazywany jest grupą wodorotlenową lub krócej grupą OH^-. Grupa wodorotlenowa jest jednoujemna i we wzorze danego wodorotlenku jest ich tyle, ilu wartościowy jest dany metal.

Nazwy wodorotlenków tworzy się wpisując nazwę odpowiedniego pierwiastka poprzedzoną słowem „wodorotlenek”:

NaOH - wodorotlenek sodu,

Ca(OH)₂ - wodorotlenek wapnia.

Jeżeli dany pierwiastek tworzy kilka wodorotlenków, należy na końcu w nawiasie cyfrą rzymską wpisać wartościowość metalu, np.:

Pb(OH)₂ - wodorotlenek ołowiu(II),

Pb(OH)₄ - wodorotlenek ołowiu(IV).

Przykład 5. Podaj wzory wodorotlenków żelaza(II) i żelaza(IV).

Rozwiązanie:

Pamiętając o tym, że grupa wodorotlenowa jest jednododatnia i we wzorze danego wodorotlenku grup wodorotlenowych jest tyle, ilu wartościowy jest dany metal, wzór wodorotlenku żelaza(II) to Fe(OH)₂ a wzór wodorotlenku żelaza(IV) to Fe(OH)₃.

1.1.1.4. Kwasy.

Kwasy to związki chemiczne, które zbudowane są z wodoru na +I stopniu utlenienia i anionu reszty kwasowej, charakterystycznej dla danego kwasu. Wzory sumaryczne kwasów nieorganicznych pisze się zaczynając od atomów wodoru.

Kwasy ze względu na ich budowę dzielimy na dwa rodzaje:

• Kwasy beztlenowe (wodorków niemetali w roztworach wodnych), np. HCl_(aq), - kwas solny (chlorowodór).

• Kwasy tlenowe, np. H₂SO₃ - kwas siarkowy(IV), H₃PO₄ - kwas fosforowy(V) , HClO₄ - kwas chlorowy(VII)

Nazwy kwasów tlenowych otrzymujemy przez dodanie do wyrazu „kwas” nazwy pierwiastka z charakterystycznego (atom centralny pierwiastka) dla danego kwasu z końcówką -owy, np. H₂CO₃ - kwas węglowy. Jeżeli dany niemetal tworzy kilka kwasów na różnych stopniach utlenienia, na końcu w nawiasie cyfrą rzymską należy wpisać wartościowość tego niemetalu. np. HNO₂ - kwas azotowy(III), HNO₃ - kwas azotowy(V)

1.1.1.5. Sole.

Sole to związki chemiczne składające się z metalu i reszty kwasowej.

Wzór soli piszemy zaczynając od odpowiedniego metalu a kończymy resztą odpowiedniego kwasu. Metal zastępuje wodór w cząstce odpowiedniego kwasu.

Nazwa soli składa się z dwóch wyrazów. Pierwszy określa resztę kwasową (kwas, z którego powstała sól). Drugi wyraz pochodzi od nazwy metalu, który tworzy opisywana sól; jeżeli jest taka potrzeba podaje się wartościowość metalu.

Nazwy soli powstałych z kwasów tlenowych tworzy się od nazw tych kwasów z końcówką -an, np. siarczan. Jeżeli dany niemetal tworzy kilka kwasów tlenowych, należy podać wartościowość atomu centralnego (nazewnictwo kwasów). Tworzymy następujące nazwy soli: siarczany(IV) i siarczany(VI); azotany(III) i azotany(V).

Dla soli kwasów beztlenowych nazwa reszty kwasowej ma końcówkę -ek. Sól powstała z kwasu siarkowodorowego to siarczek, a sól otrzymana z kwasu chlorowodorowego to chlorek.

Przykład 7. Podaj wzór chlorku glinu(III), fosforanu(V) żelaza(II) i węglanu wapnia.

Rozwiązanie:

Chlorek glinu(III) to sól powstała z kwasu chlorowodorowego (solnego): HCl. Chlor w tym związku jest na -I stopniu utlenienia. Pamiętając o tym, że wzór soli zaczyna się metalem (glin na +III stopniu utlenienia), a za nim reszta odpowiedniego kwasu; wzór chlorku glinu(III) napiszemy nastepujaco: AlCl₃.

Fosforan(V) żelaza(II) to sól pochodząca od kwasu fosforowego(V): H₃PO₄. Reszta kwasowa (PO₄^3-) posiada ładunek -III, żelazo natomiast +II, więc wzór fosforanu(V) żelaza(II) to Fe₃(PO₄)₂.

Węglan wapnia to sól powstała z kwasu węglowego: H₂CO₃. Reszta kwasowa (CO₃^2-) jest dwuujemna, wapń natomiast jak każdy pierwiastek z drugiej grupy układu okresowego występuje na +II stopniu utlenienia. Wzór węglanu wapnia przedstawia się następująco: CaCO₃.

Zadania do rozwiązania na ćwiczeniach.

1. Ustal stopnie utlenienia pierwiastków w następujących zwiazkach: MgO, Cu₂O, Cr₂O₃, P₂O₃, P₂O₅, SnO, SnO₂,

2. Określ stopnie utlenienia metali w związkach: Ba(OH)₂, Al(OH)₃, CuOH, Pb(OH)₄, LiOH NH₄OH. Nazwij te związki.

3. Napisz wzory następujących kwasów i podziel je na mocne oraz słabe: kwas solny, kwas bromowodorowy, kwas jodowodorowy, kwas fluorowodorowy, kwas siarkowodorowy, kwas siarkowy(IV), kwas siarkowy(VI), kwas azotowy(III), kwas azotowy(V), kwas fosforowy(V), kwas węglowy, kwas chlorowy(I), kwas chlorowy(III), kwas chlorowy(V), kwas chlorowy(VII).

4. Podaj nazwy następujących soli: BaBr₂, FeF₃, K₂S, Zn(NO₂)₂, Al₂(SO₄)₃, NH₄Cl, (NH₄)₂SO₃, Ca(ClO₄)₂, Fe₃(PO₄)₂.

1.2. Reakcje chemiczne.

Przemiany, w wyniku których z substratów powstają odpowiednie produkty (związki chemiczne) o innych właściwościach chemicznych i fizycznych niż substraty, nazywamy reakcjami chemicznymi

Pisząc równania reakcji chemicznych należy pamiętać, że równania te nie wyjaśniają rzeczywistego przebiegu reakcji, ale tylko przedstawiają początkowy i końcowy stan układu. Pełny opis przebiegu reakcji uwzględnia mechanizm reakcji, który uwzględnia wszystkie etapy pośrednie opisywanego procesu (w postaci kilku odrębnych równań chemicznych).

Główne typy reakcji chemicznych opisywane w dziale chemia nieorganiczna to: reakcje łączenia (syntezy), rozkładu (analizy), wymiany oraz reakcje utleniania i redukcji (red-ox).

1.2.1. Reakcje łączenia.

Reakcja syntezy polega na łączeniu się dwu lub więcej substancji
z wytworzeniem jednego produktu.

Reakcjami łączenia są na przykład: reakcje tlenków metali z wodą, w których powstają wodorotlenki lub tlenków niemetali z wodą, w których powstają kwasy.

Podczas zapisywania reakcji trzeba pamiętać o uzupełnieniu współczynników stechiometrycznych. Ilość atomów danego pierwiastka po lewej stronie (strona substratów) zawsze musi być równa ilości atomów tego pierwiastka po prawej stronie (strona produktów).

Przykład 1. Napisz reakcje z tlenem: sodu, wapnia, węgla i siarki.

Rozwiązanie:

4Na + O₂ = 2Na₂O

2Ca + O₂ = 2CaO

2C + O₂ = 2CO

C + O₂ = CO₂

S + O₂ = SO

2S + 3O₂ = 2SO₃

Należy zwrócić uwagę, że związki z tlenem tworzą zarówno metale jak i niemetale (tlenki zasadowe i tlenki kwasowe):

• Tlenki zasadowe to tlenki metali, które reagują z wodą (grupa 1 i 2) a produktem jest wodorotlenek, np.: Na₂O - tlenek sodu, CaO - wlenek wapnia:

Na₂O + H₂O = 2NaOH

CaO + H₂O = Ca(OH)₂

• Tlenki kwasowe to tlenki niemetali, które reagując z wodą tworzą odpowiednie kwasy tlenowe, np.:

SO₂ + H₂O = H₂SO₃ SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Przykład 2. Napisz reakcje z wodą tlenków: litu, baru, azotu(V) i wegla.

Rozwiązanie:

Lit i Bar to metale, których tlenki w reakcji z wodą tworzą mocne wodorotlenki:

Li₂O + H₂O = 2LiOH

BaO + H₂O = Ba(OH)₂

Azot jest niemetalem i w reakcji z wodą jego tlenki tworzą kwasy (odpowiednio tlenek azotu(V) w reakcji z wodą daje kwas azotowy(V):

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃

Węgiel tworzy dwa tlenki: CO i CO₂, z których tylko drugi (o wyższym stopniu utlenienia atomu węgla) w reakcji z wodą tworzy słaby kwas węglowy.

CO₂ + H₂O = H₂CO₃

Niektóre sole kwasów beztlenowych można też otrzymać w bezpośredniej reakcji pierwiastków tworzących te sole, np.:

Na + S = Na₂S

2K + Cl₂ = 2KCl

Ca + Br₂ = CaBr₂

Przykładem reakcji łączenia również pozwalającej otrzymać sól jest reakcja tlenku zasadowego z tlenkiem kwasowym, np.:

MgO + SO₃ = MgSO₄

Na₂O + CO₂ = Na₂CO₃

Przykład 3. Napisz reakcje tlenku potasu z tlenkiem azotu(V) oraz tlenku wapnia z dwutlenkiem węgla.

Rozwiązanie:

K₂O + N₂O₅ = 2KNO₃

CaO + CO₂ = CaCO₃

1.2.2. Reakcje rozkładu.

W reakcji rozkładu z jednego substratu powstają co najmniej dwa produkty.

Niektóre związki chemiczne łatwo ulegają rozkładowi podczas ich ogrzewania, np.:

Ca(OH)₂ = CaO + H₂O

H₂CO₃ = CO₂ + H₂O

2NaNO₃ = Na₂O + N₂O₅

2H₂O₂ = 2H₂O + O₂

1.2.3. Reakcje wymiany.

Reakcja wymiany to proces, w którym dwa (lub więcej) substraty ulegają przemianie w dwa (lub więcej) produkty. Istnieją dwie możliwości reakcji wymiany: wymiana pojedyncza i wymiana podwójna.

Reakcje wymiany pojedynczej.

Przykładem reakcji wymiany pojedynczej może być reakcja metalu z wodą. Jest to jeden ze sposobów otrzymania wodorotlenków metali z 1 i 2 grupy układu okresowego.

Przykład 4. Napisz reakcję sodu i wapnia z wodą

Rozwiązanie:

2Na + H₂O = 2NaOH + H₂

Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂

Innym przykładem reakcji wymiany pojedynczej może być reakcja metalu z kwasem, w wyniku której powstaje sól i wydziela się gazowy wodór.

Przykład 5. Napisz reakcję żelaza oraz glinu z kwasem solnym

Rozwiązanie:

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂

Reakcje wymiany podwójnej.

Przykładem reakcji wymiany podwójnej jest reakcja zobojętniania, czyli reakcja kwasu z wodorotlenkiem, w wyniku której powstaje sól i woda.

Przykład 6. Napisz reakcję wodorotlenku żelaza(II) z kwasem solnym oraz wodorotlenku glinu z kwasem siarkowym(VI)

Rozwiązanie:

Fe(OH)₂ + 2HCl = FeCl₂ + 2H₂O

zasada kwas sól woda

2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

zasada kwas sól woda

1.2.4. Reakcje utleniania i redukcji.

Jeżeli przemianie substratów w produkty towarzyszy zmiana stopnia utlenienia reagujących atomów, to taką reakcję chemiczną zalicza się do reakcji utleniania i redukcji (redoks),

Stopień utlenienia jest to liczba elektronów, jaką atom przyjmuje lub oddaje tworząc wiązania chemiczne.

Ogólne zasady określania stopnia utlenienia:

1. Stopień utlenienia pierwiastka w stanie wolnym równy jest zero, np. Na, S, O₂, O₃.

2. Suma stopni utlenienia wszystkich atomów wchodzących w skład danej cząsteczki wynosi zero.

3. Metale przyjmują dodatni stopień utlenienia, a niemetale ujemny.

4. Tlen ma w związkach chemicznych głównie stopień utlenienia -II. Wyjątki stanowią: fluorek tlenu OF₂ (tlen +II) i nadtlenki np. H₂O₂, Na₂O₂, BaO₂, w których stopień utlenienia tlenu wynosi -I.

5. Wodór ma zazwyczaj stopień utlenienia +I. Wyjątek stanowią wodorki metali, gdzie występuje na -I stopniu utlenienia.

6. Fluor we wszystkich swych połączeniach przyjmuje stopień utlenienia -I.

Utlenianie jest procesem, w którym dany pierwiastek podwyższa swój stopień utlenienia (oddaje elektrony).

Redukcja jest to proces, w którym dany pierwiastek przyjmując elektrony obniża swój stopień utlenienia.

W reakcji wypierania bromu przez chlor

2Br ^- + Cl₂ → Br₂ + 2Cl^-

Atomy chloru uległy redukcji, zmieniły stopień utlenienia z zerowego na -I; a atomy bromu z -I stopnia utlenienia przeszedł na zerowy, czyli brom utlenił się. Gazowy chlor w tej reakcji jest utleniaczem bromu, a anion bromkowy reduktorem chloru. Zawsze utlenieniu towarzyszy redukcja.

Przykład 8. Dobierz współczynniki w poniższej reakcji:

S + HNO₃ = H₂SO₄ + NO

Rozwiązanie:

Podczas wyrównywania reakcji red-ox niezbędne jest odszukanie pierwiastków zmieniających stopnie utlenienia. Przy doborze współczynników pierwszą czynnością, jaką trzeba wykonać, jest odszukanie pierwiastków, które zmieniają stopień utlenienia.

Aby prawidło ustalić współczynniki reakcji trzeba zapisać bilans elektronowy:

W reakcji redukcji musi być zaangażowanych tyle samo elektronów, co w procesie utlenienia. Aby tyle samo elektronów przepłynęło zarówno w równaniu (a) jak i (b) trzeba drugie równanie pomnożyć przez 2. Wówczas otrzymamy:

Uzyskane współczynniki przenosimy do wyjściowego równania:

S + 2HNO₃ = H₂SO₄ + 2NO

Szczególnym przypadkiem procesów red-ox jest reakcja dysproporcjonowania, w której jeden pierwiastek zmienia stopień utlenienia (na wyższy i na niższy w stosunku do stopnia wyjściowego), uleg on zarówno utlenieniu jak i redukcji.

Zadania do rozwiązania na ćwiczeniach.

1. Napisz reakcje syntezy z odpowiednich tlenków następujących soli: węglan litu, siarczan(VI) potasu, fosforanu(V) wapnia, azotanu(V) żelaza(III).

2. Napisz reakcje zobojętniania, pozwalające otrzymać następujące sole: chlorek sodu, bromek glinu, siarczan amonu, siarczek potasu, węglan żelaza(III), siarczan(IV) wapnia, chloran(VII) baru.

3. Ułóż równania reakcji:

1. Ca + Cl₂ = ?

2. Na + HNO₃ = ?

3. K₂O + H₂SO₄ = ?

4. Pb(OH)₄ + HBr = ?

5. Mg(OH)₂ + P₂O₅ = ?

6. ZnO + SO₃ = ?

7. Ba(OH)₂ + H₃PO₄ = ?

4. Dobierz współczynniki w podanych poniżej reakcjach. Które z nich są procesami redoks?

1. Fe + HCl = FeCl₃ + H₂

2. AlCl₃ + NaOH = Al(OH)₃ + NaCl

3. H₂S + O₂ = SO₂ + H₂O

4. Zn + AgNO₃ = Ag + Zn(NO₃)₂

5. MnO₂ + HBr = MnCl₂ + Br₂ + H₂O

5. Zaproponuj sposób otrzymania następujących słabych elektrolitów: kwasu octowego, kwasu fosforowego(V), wodorotlenku glinu, wodorotlenku cynku.

1.2.5. Chemia roztworów wodnych.

1.2.5.1. Reakcje dysocjacji elektrolitycznej.

Dysocjacja to rozpad elektrolitów na jony pod wpływem zewnętrznego czynnika np.

- rozpuszczalnika - (dysocjacja elektrolityczna). Dysocjacja elektrolityczna nie zachodzi tylko w roztworze wodnym, ale również w środowisku innych rozpuszczalników.

- temperatury - (dysocjacja termiczna) - stopione substancje o budowie jonowej, np. sole, tlenki, wodorotlenki niektórych metali)

Elektrolity - to substancje, których roztwory wodne przewodzą prąd elektryczny.

Elektrolity można podzielić na:

• mocne (dysocjują całkowicie)

• słabe (dysocjują w niewielkim stopniu)

Nieelektrolity - substancje, których roztwory wodne nie przewodzą prądu elektrycznego. Są to np. obojętne tlenki (np. tlenek węgla) i większość związków organicznych.

W wyniku dysocjacji każda substancja rozpada się na: kation i anion.

Kation - jon o ładunku dodatnim, który powstaje w wyniku utraty przez atom lub ugrupowanie atomów jednego lub więcej elektronów.

Anion - jon o ładunku ujemnym, który tworzy się gdy atom lub ugrupowanie atomów pobierze jeden lub więcej elektronów.

Należy pamiętać, że suma ładunków kationów i anionów powstałych w wyniku dysocjacji elektrolitu jest zawsze równa zeru.

Reakcje dysocjacji elektrolitycznej kwasów.

Kwasy to związki chemiczne, które w roztworach wodnych dysocjują na kation wodorowy (proton) i anion reszty kwasowej:

HAn = H⁺ + An^-

Przykład 1. Napisz równania dysocjacji elektrolitycznej kwasu solnego, kwasu siarkowodorowego, kwasu azotowego(III) i kwasu octowego.

Rozwiązanie:

kwas solny: HCl_(aq) → H⁺ + Cl^-

kwas siarkowodorowy: H₂S H⁺ + HS^-

HS^- H⁺ + S^2-

kwas azotowy(III): HNO₃ H⁺ + NO₃^-

kwas octowy: CH₃COOH H⁺ + CH₃COO^-

Reakcje dysocjacji elektrolitycznej zasad.

Zasady - związki chemiczne, które w roztworach wodnych dysocjują na kation metalu i anion wodorotlenowy.

MOH = M⁺ + OH^-

Przykład 2. Napisz równania dysocjacji elektrolitycznej wodorotlenku potasu, wodorotlenku amonu i wodorotlenku berylu

Rozwiązanie:

wodorotlenek potasu: KOH → K⁺ + OH^-

wodorotlenku amonu: NH₄OH NH₄⁺ + OH^-

wodorotlenek berylu: Be(OH)₂ Be(OH)⁺ + OH^-

Be(OH)⁺ Be²⁺ + OH^-

Reakcje dysocjacji elektrolitycznej soli.

Sole dysocjują całkowicie (są mocnymi elektrolitami) na kation metalu oraz anion reszty kwasowej.

MAn = M⁺ + An^-

Przykład 3. Napisz równania dysocjacji elektrolitycznej siarczku litu, siarczanu(IV) wapnia i azotanu(V) glinu.

Rozwiązanie:

siarczek sodu: Na₂S → 2Na⁺ + S^2-

siarczan(VI) wapnia: CaSO₃ → Ca²⁺ + SO₃^2-

azotan(V) glinu: Al(NO₃)₃ → Al³⁺ + 3NO₃^-

Zadania do rozwiązania na ćwiczeniach.

1. Napisz równania dysocjacji elektrolitycznej następujących kwasów: azotowego(V), azotowego(III), chlorowy(VII), chlorowodorowego, octowego.

2. Napisz równania dysocjacji elektrolitycznej następujących wodorotlenków: magnezu, cyny(II), amonu, glinu.

1.3. Podstawy obliczeń chemicznych.

Atom jest złożony z jądra obdarzonego dodatnim ładunkiem oraz krążących wokół jądra ujemnie naładowanych elektronów. Jądro atomu składa się z protonów i neutronów, charakteryzuje się ono bardzo małymi wymiarami i stosunkowo dużą masą. Elektrony są obdarzone bardzo małą masą (zaledwie 1/1840 część masy wodoru - najlżejszego z atomów), krążą l wokół jądra na powłokach elektronowych, które zajmują znaczną przestrzeń (10^-8 cm). Właściwości fizyczne pierwiastka są determinowane przez jądro atomu, natomiast układ elektronów odpowiada głównie za właściwości chemiczne pierwiastka.

Liczba atomowa oznaczona symbolem Z określa liczbę protonów w jądrze atomu, zapisuje się ją w postaci lewego dolnego indeksu przy symbolu danego pierwiastka.

₈O

Atom jest elektrycznie obojętny, więc liczba dodatnich protonów w jądrze jest równa liczbie ujemnych elektronów wokół jądra. Zazwyczaj liczba neutronów jest trochę większa od liczby protonów i elektronów.

Nuklid jest zbiorem atomów zawierających taką samą liczbę protonów i neutronów.

Liczba masowa danego pierwiastka, oznaczana symbolem A, jest sumą jego protonów i neutronów, zapisuje się ją w postaci lewego górnego indeksu (nad liczbą atomową).

Liczbę neutronów można wyliczyć z różnicy liczby masowej i liczby atomowej (A-Z). Przykładowo liczba neutronów atomu tlenu wynosi 16-8 = 8 neutronów.

Atomy posiadające tę samą ilość protonów, ale różną ilość neutronów noszą nazwę izotopów.

Masa atomu przedstawiona w atomowych jednostkach masy [u] to masa atomowa (A_r). Masa atomowa jest średnią ważoną mas izotopów rozpatrywanego pierwiastka, które występują w przyrodzie.

Atomowa jednostka masy [u] jest równa 1/12 masy atomu izotopu węgla ¹²C.

u=1,66 x 10²⁴ g

Masa cząsteczkowa (Mr) stanowi sumę mas atomów, które wchodzą w skład danej cząsteczki, zatem również jest wyrażona w atomowych jednostkach masy [u].

Przykład 1. Oblicz masę cząsteczkową wody.

Rozwiazanie:

Wzór wody: H₂O_.

W układzie okresowym odnajdujemy masy cząsteczkowe poszczególnych pierwiastków: M_H = 1u; M_O = 16u;

Masa cząsteczkowa wody jest sumą mas atomów wchodzących w skład cząsteczki, więc:

M_H2O = 2M_H + M_O = 2u + 16u = 18u

Odpowiedź: Masa cząsteczkowa wody wynosi 18u.

1.3.1. Mol, masa molowa, liczność.

Mol jest przyjętą w układzie SI jednostką liczności materii. Przyjmuje się, że jeden mol dowolnej substancji zawiera taką samą ilość atomów lub cząsteczek, jaka znajduje się w 12 gramach izotopu węgla ¹²C: 6,022 x 10²³. Liczba 6,022 x 10²³ nosi nazwę liczby Avogadra, oznacza się ją symbolem N_A.

Masa molowa jest jest masą jednego mola materii (atomów, cząsteczek, jonów), zazwyczaj wyraża się ją w g/mol. Masa molowa jest liczbowo równa masie atomowej lub cząsteczkowej danego związku.

Przykład 2. Oblicz ile moli i cząsteczek składa się na 100 g wodorotlenku sodu (NaOH).

Rozwiazanie:

MNa_OH = 40g/mol

Układamy proporcję:

40g = 1mol

100 g = x  x = 2,5 mola

1 mol dowolnej substancji to 6,02·10²³ cząsteczek, więc:

1mol = 6,02·10²³ cząsteczek

2,5 mol = x  x = 1,505·10²⁴ cząsteczek

Odpowiedź: 100 g NaOH to 2,5 mola i odpowiada 1,505·10²⁴ cząsteczek.

1.3.2. Objętość molowa.

Objętość molowa substancji (V_m), jest wielkością charakterystyczną dla danej substancji, zależy ona od temperatury i ciśnienia (szczególnie silnie dla gazów).

Objętość molowa wszystkich substancji lotnych wynosi 22,4 dm³/mol w warunkach normalnych (T = 0C (273K) i p = 1013hPa), a w warunkach standardowych (T = 25C (298K) i p = 1013 hPa) jest równa 24,4 dm³/mol.

Prawo Avogadra ustanowione w 1811 roku mówi, że, przy jednakowym ciśnieniu i temperaturze, w takiej samej objętości różnych gazów znajduje się tyle samo drobin.

Przykład 3. Jaką objętość w warunkach normalnych zajmą 3 mole wodoru?

Rozwiązanie: W warunkach normalnych 1 mol każdego gazu zajmuje objętość 22,4dm³, więc 3 mole wodoru zajmą objętość równą 3 x 22,4 dm³ = 67,2 dm³.

Odpowiedź: Trzy mole wodoru zajmą objętość 67,2 dm³.

Roztwór jest jednorodną mieszaniną składającą się z rozpuszczalnika i substancji rozpuszczonej.

Roztwór nasycony, to taki roztwór, w którym przy określonej wartości ciśnienia i temperatury rozpuszczono maksymalną możliwą ilość substancji, a każda jej dodatkowa ilość pozostanie nierozpuszczona w postaci osadu.

Roztwór nienasycony to roztwór, w którym możliwe jest rozpuszczenie dodatkowej ilości substancji.

1.3.3. Stężenie procentowe roztworu.

Stężenie roztworu wyraża ilość substancji rozpuszczonej w określonej ilości rozpuszczalnika. W praktyce laboratoryjnej najczęstszymi sposobami wyrażenia stęzeń są stężenie procentowe i stężenie molowe.

Stężenie procentowe (wagowe) to ilość substancji (m_s) zawarta w 100 g roztworu (m_r). Zależność tę wyraża się wzorem:

C_p = m_s / m_r x 100%

Uwzględniając, że na masę roztworu składa się masa substancji i masa rozpuszczalnika, uzyskamy:

C_p = m_s / (m_s + m_rozp ) x 100%

Przykład 2. Ile gramów wodorotlenku potasu znajduje się w 150g 5% roztworu?

Rozwiazanie:

Zadanie to można rozwiązać na dwa sposoby: korzystając ze wzoru lub z proporcji.

Sposób pierwszy:

C_p = m_s / m_r x 100% ===> m_s = C_p x m_r / 100%

m_s = 5% x 150g / 100% = 7,5 g

Sposób drugi:

100 g roztworu - 5 g substancji

150 g roztworu - x g substancji ===> x = 7,5 g

Odpowiedź: W roztworze znajduje się 7,5 g KOH.

• 1.3.4. Stężenie molowe roztworu.

Stężenie molowe jest to ilość moli substancji (n_s) w 1 dm³ roztworu. Zależność tę opisuje wzór:

C_m = n_s / V_r

• 1.3.5. Przeliczanie stężeń.

Stężenie molowe można wyliczyć ze stężenia procentowego, jeżeli dysponuje się dodatkowo gęstością roztworu (d) i masą molową (M_s) rozpuszczonego związku.

Przeliczenie stężenia procentowego na molowe:

Wzór na stężenie molowe to:

C_m = n_s / V_r

skoro: d = m_r / V_r ===> V_r = m_r / d, a n_s = m_s / M_s, to:

C_m = m_s / M_s x d / m_{r =} m_s / m_r x d/M_s

m_s/m_r = C_p / 100% ===> C_m = C_p x d / 100% x M_s

Możliwe jest rózwnież przeliczenie stężenia molowego na stężenie procentowe.

Proszę zaproponować samodzielnie.

Zadania do rozwiązania na ćwiczeniach.

1. Oblicz zawartość procentową fosforu w ortofosforanie(V) wapnia;

2. Ile kg tlenu potrzeba do całkowitego spalenia 10kg węgla?

3. Oblicz ile moli wodoru wydzieli się podczas reakcji 10g alinu z kwasem solnym oraz jaka objętość zajmie wydzielony gaz.

4. Oblicz w ilu gramach kwasu siarkowego(VI), znajduje się 2g siarki.

5. Oblicz objętość wodoru w warunkach normalnych, jaką należy spalić aby otrzymać szklankę wody (250ml).

6. Jaką objętość dwutlenku węgla zmierzoną w warunkach normalnych należy wprowadzić do roztworu wodorotlenku wapnia, aby otrzymać 100g węglanu wapnia?

7. Oblicz ilość gramów kwasu ortofosforowego(V) potrzeba do otrzymania 0,5 mola ortofosforanu(V) magnezu w reakcji kwasu z tlenkiem metalem.

8. Ile kg wapna gaszonego (Ca(OH)₂) można otrzymać z 10kg wapna palonego (CaO) zawierającego 10% zanieczyszczeń?

9. Ile gramów 10% kwasu solnego potrzeba w reakcji z cynkiem aby otrzymać 5,6dm³ wodoru w warunkach normalnych?

10. Ile kg wody należy wlać do 0,5kg soli kuchennej, aby otrzymać roztwór o stężeniu 5%.

11. W 180cm³ wody destylowanej rozpuszczono 50cm³ etanolu o gęstości d=0,8g/cm³. Oblicz stężenie procentowe otrzymanego roztworu.

12. Ile gramów jodu (J₂) i ile cm³ etanolu o gęstości 0,79kg/dm³ potrzeba do sporządzenia 100g jodyny (czyli 10% roztworu jodu w etanolu)?

13. Do 150g 5% roztworu wodorotlenku sodu dodano 10g tego wodorotlenku. Oblicz stężenie procentowe otrzymanego roztworu.

14. Do 30kg 10% roztworu NaCl dodano 1000ml wody. Oblicz stężenie procentowe otrzymanego roztworu.

15. Ile cm³ wody należy dodać do 300g 10% roztworu KOH aby stężenie wzrosło do 5%?

16. Zmieszano 10g 20% i 150g 10% roztworu kwasu solnego. Oblicz stężenie procentowe nowopowstałego roztworu.

17. Ile gramów CaHSO₃ należy odważyć w celu otrzymania 500ml roztworu o stężeniu 0,3mol/dm³?

18. Oblicz stężenie molowe roztworu otrzymanego w wyniku rozpuszczenia 10g stałego wodorotlenku potasu w 200g wody (gęstość roztworu d = 1,09 g/cm³).

19. Do jakiej objętości należy rozcieńczyć 5cm³ roztworu o stężeniu molowym równym 0,3 aby otrzymać roztwór 0,05 molowy?

20. 30ml 36% roztworu HCl o gęstości d=1,18g/cm³ rozcieńczono do objętości jednego litra. Oblicz stężenie molowe tak otrzymanego roztworu.

21. Oblicz stężenie procentowe 2molowego roztworu kwasu solnego, którego gęstość wynosi 1,28 g/cm³.

22. Oblicz stężenie molowe 15% roztworu jodku litu o gęstości 1,2kg/dm³.

23. W wodzie rozpuszczono 60dm³ tlenku siarki(VI) (mierzonego w warunkach normalnych) Objętość roztworu dopełniono do 1dm³. Oblicz stężenie molowe powstałego kwasu.

12

---