Spis treści 3

I. Atomy, cząsteczki i stechiometria chemiczna

1. Mol ................................................................ 6

2. Masa molowa i objętość molowa ....................... 8

3. Masa atomowa i skład izotopowy pierwiastka .....10

4. Wzór empiryczny i wzór rzeczywisty

związku chemicznego ......................................12

5. Interpretacja jakościowa i ilościowa

równania reakcji ............................................14

6. Obliczenia na podstawie stechiometrii wzorów

i równań chemicznych .....................................16

Sprawdzian po dziale I .......................................18

II. Struktura atomu – jądro i elektrony

7. Atom .............................................................19

8. Jądro atomowe ...............................................21

9. Wielkości opisujące stan elektronu

w atomie .......................................................22

10. Powłoki i podpowłoki elektronowe

w atomie .......................................................24

11. Rozmieszczanie elektronów w atomie ................26

12. Konfiguracja elektronowa atomów ....................29

13. Konfiguracja elektronowa jonów .......................32

14. Elektrony walencyjne ..................................... 34

15. Budowa atomu a układ okresowy

pierwiastków chemicznych ...............................36

Sprawdzian po dziale II ........................................39

III. Wiązania chemiczne

16. Kationy i aniony ..............................................40

17. Wzory chemiczne cząsteczek ............................44

18. Elektroujemność .............................................47

19. Wiązanie jonowe ............................................49

20. Wiązanie kowalencyjne ....................................51

21. Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane ..............54

22. Wiązanie koordynacyjne ..................................56

23. Wiązanie wodorowe ........................................57

24. Wiązanie metaliczne .......................................59

25. Orbitale molekularne ......................................60

26. Hybrydyzacja orbitali ......................................62

27. Hybrydyzacja atomów węgla ............................68

Sprawdzian po dziale III .......................................71

IV. Kinetyka i statyka chemiczna

28. Szybkość reakcji ..............................................73

29. Zależność szybkości reakcji od stężenia

reagentów .....................................................77

30. Reguła van’t Hoffa. Wpływ rodzaju substratów

i katalizatora na szybkość reakcji .......................78

31. Efekty energetyczne przemian chemicznych .......81

32. Entalpia reakcji ...............................................83

33. Stan równowagi dynamicznej ...........................85

34. Reguła przekory ..............................................86

35. Teorie kwasów i zasad .....................................87

36. Stała dysocjacji...............................................89

37. Skala pH ........................................................91

Sprawdzian po dziale IV ........................................92

V. Roztwory i reakcje zachodzące w roztworach

wodnych

38. Mieszaniny ....................................................94

39. Rozdzielanie mieszanin ....................................98

40. Stężenie roztworu ......................................... 100

41. Zmiana stężenia roztworu .............................. 103

42. Sporządzanie roztworów ................................ 105

43. Stopień dysocjacji ......................................... 107

44. Odczyn roztworu........................................... 108

45. Wskaźniki kwasowo-zasadowe ........................ 109

46. Reakcje zobojętniania i strąceniowe ................ 110

47. Hydroliza soli ............................................... 111

48. Otrzymywanie kwasów,

wodorotlenków i soli ..................................... 112

Sprawdzian po dziale V ....................................... 114

VI. Reakcje utleniania i redukcji

49. Stopień utlenienia pierwiastka ....................... 115

50. Przewidywanie stopnia utlenienia

pierwiastków ................................................ 117

51. Utlenianie i redukcja. Utleniacze i reduktory ..... 119

52. Reakcje utleniania–redukcji ............................ 120

53. Bilansowanie równań reakcji

utleniania–redukcji ....................................... 122

Sprawdzian po dziale VI ..................................... 125

VII. Metale

54. Metale – właściwości fizyczne ....................... 126

55. Metale – właściwości chemiczne .................... 128

56. Szereg napięciowy metali .............................. 130

57. Metale grup 1. i 2. ........................................ 133

58. Glin i jego związki chemiczne ......................... 135

59. Cynk, miedź i ich związki chemiczne ................ 138

60. Chrom, mangan i ich związki chemiczne .......... 141

Sprawdzian po dziale VII .................................... 145

Spis treści

SPIS TREŚCI4

VIII. Niemetale

61. Niemetale – właściwości fizyczne .................... 146

62. Niemetale – właściwości chemiczne ................ 147

63. Wodór ......................................................... 148

64. Wodorki ...................................................... 149

65. Azot i jego tlenki ........................................... 151

66. Amoniak ...................................................... 152

67. Kwas azotowy(V) ........................................... 153

68. Tlen ............................................................ 155

69. Otrzymywanie tlenków .................................. 156

70. Charakter chemiczny tlenków ......................... 157

71. Siarka i jej tlenki ........................................... 158

72. Związki chemiczne siarki ................................ 160

73. Fluorowce .................................................... 161

74. Chlor i jego związki chemiczne ........................ 163

75. Klasyfikacja kwasów ...................................... 165

76. Właściwości kwasów ..................................... 166

Sprawdzian po dziale VIII ................................... 167

IX. Węglowodory

77. Teoria strukturalna budowy

związków organicznych.................................. 168

78. Nazewnictwo węglowodorów

i fluorowcopochodnych węglowodorów ........... 171

79. Rzędowość atomów węgla

w cząsteczce węglowodoru ............................ 173

80. Izomeria węglowodorów

i fluorowcopochodnych węglowodorów ........... 174

81. Alkany ......................................................... 178

82. Reakcje alkanów ........................................... 180

83. Alkeny ......................................................... 182

84. Reakcje alkenów ........................................... 184

85. Alkiny .......................................................... 186

86. Reakcje alkinów ............................................ 188

87. Areny .......................................................... 190

88. Benzen ........................................................ 191

89. Reakcje arenów ............................................ 193

90. Typy reakcji organicznych ............................... 195

91. Polimeryzacja ............................................... 198

92. Reakcje barwne węglowodorów ...................... 199

Sprawdzian po dziale IX ..................................... 201

X. Hydroksylowe pochodne węglowodorów

93. Budowa alkoholi i fenoli ................................ 202

94. Wzory strukturalne i półstrukturalne

alkoholi i fenoli ............................................. 204

95. Właściwości alkoholi ..................................... 206

96. Utlenianie alkoholi ....................................... 209

97. Właściwości fenoli ....................................... 211

98. Odróżnianie fenoli od alkoholi ........................ 213

99. Różnice we właściwościach

alkoholi i fenoli ............................................. 215

Sprawdzian po dziale X ...................................... 216

XI. Związki karbonylowe − aldehydy i ketony

100. Budowa aldehydów i ketonów ........................ 217

101. Wzory strukturalne i półstrukturalne

aldehydów i ketonów .................................... 219

102. Otrzymywanie aldehydów i ketonów ............... 221

103. Odróżnianie aldehydów od ketonów ................ 223

104. Właściwości i zastosowanie

aldehydów i ketonów .................................... 225

Sprawdzian po dziale XI ....................................... 227

XII. Kwasy karboksylowe

105. Kwasy karboksylowe ...................................... 228

106. Otrzymywanie kwasów karboksylowych ........... 230

107. Dysocjacja elektrolityczna

kwasów karboksylowych ................................ 232

108. Właściwości kwasów karboksylowych .............. 234

109. Podobieństwo właściwości kwasów

karboksylowych i kwasów nieorganicznych ....... 237

110. Kwasy tłuszczowe .......................................... 240

111. Odczyn roztworów soli kwasów

karboksylowych............................................. 243

112. Hydroksykwasy ............................................. 244

Sprawdzian po dziale XII ...................................... 247

XIII. Estry i tłuszcze

113. Estry ........................................................... 248

114. Otrzymywanie estrów ................................... 249

115. Nazewnictwo estrów .................................... 252

116. Hydroliza estrów .......................................... 253

117. Tłuszcze ...................................................... 254

118. Odróżnianie tłuszczów nasyconych

od nienasyconych ........................................ 256

119. Utwardzanie tłuszczów ciekłych ..................... 257

120. Hydroliza tłuszczów ...................................... 258

121. Ciągi przemian ............................................. 259

Sprawdzian po dziale XIII ..................................... 261

XIV. Związki organiczne zawierające azot

122. Budowa amin ............................................... 262

123. Właściwości amin ......................................... 264

124. Otrzymywanie amin ...................................... 265

125. Reakcje amin ............................................... 266

126. Amidy ......................................................... 267

127. Mocznik ...................................................... 269

Więcej na WWW.ZDASZ.TO

��Arkusze maturalne z kluczem odpowiedzi

��Zadania do wszystkich tematów i działów

��Zadania z gwiazdką

��Test na wejście

��Wiedza

a także:��Podpowiedzi do zadań

��Rozwiązania wszystkich zadań

��Aktualne postępy w nauce

��Słownik pojęć

Spis treści 5

128. Aminokwasy ................................................. 271

129. Właściwości aminokwasów ............................ 272

130. Kondensacja aminokwasów ........................... 274

131. Peptydy ...................................................... 275

Sprawdzian po dziale XIV ..................................... 277

XV. Białka

132. Budowa białek .............................................. 278

133. Struktura przestrzenna białek ......................... 279

134. Właściwości białek ....................................... 281

135. Wykrywanie białek ........................................ 283

Sprawdzian po dziale XV ...................................... 284

XVI. Cukry

136. Klasyfikacja cukrów ....................................... 285

137. Pochodzenie cukrów prostych ......................... 286

138. Wzory łańcuchowe i taflowe cukrów prostych..... 288

139. Właściwości redukujące cukrów ...................... 290

140. Właściwości glukozy i fruktozy ........................ 291

141. Budowa i występowanie dwucukrów ............... 293

142. Właściwości redukujące dwucukrów ................ 294

143. Właściwości dwucukrów ................................ 296

144. Budowa i występowanie wielocukrów .............. 298

145. Wykrywanie skrobi ........................................ 300

146. Właściwości wielocukrów ............................... 301

147. Syntezy chemiczne z udziałem cukrów ............. 303

Sprawdzian po dziale XVI ..................................... 305

Zadania z rozwiązaniem krok po kroku .................. 306

Arkusz maturalny – przykładowy zestaw zadań ....... 314

Indeks ................................................................ 333

Odpowiedzi do zadań ........................................... 336

Układ okresowy pierwiastków chemicznych ........... 344

Oznaczenie stopnia trudności zadań: • – łatwe •• – średnio trudne ••• – trudne

VII. Metale

54. Metale – właściwości fizyczne

Układ okresowy pierwiastków chemicznych z podziałem na metale i niemetale

���� Informacje wstępneZdecyd owana większość pierwiastków chemicznych to metale.

��� Budowa wewnętrzna metaliMetale mają budowę krystaliczną. Kryształy metali są zbudowane z uporządkowanych przestrzennie jonów dodatnich (kationów) i swobodnie poruszających się między nimi elektronów. Zdelokalizowane elektrony tworzą tzw. gaz elektronowy (morze elektronowe, chmurę elektronową) usytuowany w polu elektrycznym wytwarzanym przez kationy. Wzajemne przyciąganie kationów i gazu elektronowego jest nazywane wiązaniem metalicznym.Stopy metali także tworzą kryształy metaliczne.

��� Metale lekkie i ciężkieMetale mają zróżnicowaną gęstość. Przyjęto, że metale o gęstości około 5 g · cm–3 to metale lekkie, a pozo-stałe to metale ciężkie.Metalami lekkimi są metale należące do bloku s, glin znajdujący się w trzecim okresie i 13. grupie oraz trzy pierwiastki bloku d: skand, tytan i itr.Stopy metali mają szersze zastosowanie niż czyste metale, ponieważ właściwości fizyczne metalu zależą od jego struktury krystalicznej, która zmienia się po dodaniu domieszek metalicznych lub niemetalicznych (takich jak: węgiel, krzem, fosfor). Dobranie odpowiednich składników i ich proporcji powoduje uzyskanie stopów o pożądanej twardości, wytrzymałości, temperaturze topnienia czy przewodności elektrycznej lub cieplnej. Wytworzone jeszcze w starożytności wyroby z niektórych stopów, przetrwały do obecnych czasów. Najpóźniej, bo dopiero w XX wieku, zaczęto wytwarzać stopy glinu z cynkiem, miedzią, magnezem i manganem, mające zastosowanie w lotnictwie, przemyśle motoryzacyjnym i okrętowym.

54. Metale – właściwości fizyczne 127

��� Struktura przestrzenna metaliKationy metali są rozmieszczone w regularnych sieciach krystalicznych, o różnych strukturach przestrzennych:

��� heksagonalnej – dowolny element sieci jest otoczony dwunastoma takimi samymi elementami; ��� regularnej – cztery elementy znajdujące się w narożach kwadratu tworzą naprzeciwległe sześciany oddziału-jące na kation ulokowany w centrum bryły; natomiast dowolny element sieci jest otoczony ośmioma takimi samymi elementami;��� heksagonalno-regularnej – dwie warstwy są ułożone jak w układzie heksagonalnym, a trzecia – jak w regu-larnym, każdy element jest otoczony czternastoma takimi samymi elementami.

Struktury przestrzenne metali: a – heksagonalna – takie kryształą tworzą magnez, kobalt i cynk, b – regularna – takie kryształy tworzą np. żelazo i chrom, c – heksagonalno-regularna – takie kryształy tworzy np. miedź

Sód jest dość miękkim metalem

Kadm ma metaliczny połysk i jest kowalny

Rtęć w temp. 20°C ma ciekły stan skupienia

Żelazo ma właściwości magnetyczne

a

b

c

���� Właściwości fizyczne metaliStruktura wiązania metalicznego decyduje o specyficznych właściwościach metali takich, jak:

���metaliczny połysk – światło padające na czystą powierzchnię metalu wywołuje drgania elektronów, wówczas światło zostaje odbite i daje efekt połysku. Gdy metal jest sproszkowany, połysk może być niewidoczny;��� dobre przewodnictwo elektryczne – elektrony w metalach mogą się łatwo przemieszczać w polu elektrycznym. Za właściwości elektryczne metali z reguły odpowiadają elektrony orbitali s i p, a u metali bloku d również elektrony orbitali d;��� dobre przewodnictwo cieplne – krystaliczna sieć przestrzenna metali sprzyja przekazywaniu energii cieplnej, ponieważ ciepło jest przekazywane zarówno przez drgające jony metalu, jak i przez swobodne elektrony;��� twardość;���na ogół stosunkowo wysoka temperatura topnienia i wrzenia;���duża gęstość;��� odporność na odkształcenia;���plastyczność – zdolność do zmian kształtu bez zmiany objętości;��� ciągliwość i kowalność w podwyższonej temperaturze – luzy przestrzenne i rodzaj sieci krystalicznej sprzyjają obróbce mechanicznej metali;���właściwości magnetyczne – są ściśle związane z obsadzeniem podpowłok elektronowych d;��� barwa – większość metali ma srebrzystą barwę. Jedynie złoto i miedź mają charakterystyczne barwy.

VII. METALE128

55. Metale – właściwości chemiczne

Mg

O2

woda z fenoloftaleiną

Na

Mg

HCl

���� Reakcje wybranych metali z tlenemMetale charakteryzują się zdolnością do oddawania elektronów i tworzenia jonów dodatnich. Wszystkie metale w wyniku reakcji z tlenem tworzą tlenki. Większość z nich powstaje w wyniku bezpośredniej syntezy metalu z tlenem, często są to reakcje spalania. Na przykład:

4 Na + O2 2 Na2O 2 Mg + O2 2 MgO (fot. obok)

2 Ca + O2 2 CaO2 Zn + O2 2 ZnO

��� Niektóre litowce i berylowce w reakcji z tlenemGdy spala się niektóre litowce i berylowce w tlenie, powstają nadtlenki (Na2O2, K2O2, BaO2), np.

2 Na + O2 Na2O2

���Utlenianie to podwyższanie stopnia utlenienia, np. w reakcjach łączenia się pierwiastków z tlenem. ��� Spalanie to reakcja chemiczna polegająca na gwałtownym łączeniu się substancji z tlenem (ale także z flu-orem, chlorem itd.). Reakcji spalania towarzyszą powstawanie płomienia, efekt cieplny, a nawet dźwiękowy.

��� Metale bloku d w reakcji z tlenemMetale bloku d tworzą tlenki o różnym składzie, np.: żelazo tworzy tlenek żelaza(II) (FeO), tlenek żelaza(III) (Fe2O3) oraz złożony tlenek Fe3O4 (FeO · Fe2O3) – główny składnik rudy żelaza – magnetytu. Ten właśnie tlenek powstaje w reakcji spalania żelaza w tlenie, co wyraża równanie:

3 Fe + 2 O2 Fe3O4

���� Reakcje wybranych metali z wodąPrzebieg reakcji metali z wodą zależy od aktywności chemicznej metali.

��� Litowce w reakcji z wodąLitowce gwałtownie reagują z wodą:

2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2 (fot. obok)2 K + 2 H2O 2 KOH + H2

��� Berylowce w reakcji z wodąBerylowce reagują z wodą, ale mniej energicznie niż litowce:

Mg + 2 H2O 2 Mg(OH)2 + H2

Ca + 2 H2O 2 Ca(OH)2 + H2

���� Reakcje wybranych metali z kwasami nieutleniającymi Produktami reakcji metali z kwasami nieutleniającymi są sole i gazowy wodór.

��� Reakcje metali z kwasem solnym��� 2 Na + 2 HCl 2 NaCl + H2

2 Na + 2 H+ + 2 Cl– 2 Na+ + 2 Cl– + H2

2 Na + 2 H+ 2 Na+ + H2

���Mg + 2 HCl MgCl2 + H2 (fot. obok)Mg + 2 H+ + 2 Cl– Ca2+ + 2 Cl– + H2

Mg + 2 H+ Mg2+ + H2

55. Metale – właściwości chemiczne 129

���� Reakcje wybranych metali z rozcieńczonymi i stężonymi roztworami kwasów utleniających (kwasu azotowego(V), kwasu siarkowego(VI))

W reakcjach kwasów utleniających z większością metali nie wydziela się wodór, ponieważ kwasy te redukują się do odpowiednich tlenków. Pozostałymi produktami reakcji są sole i woda. Stężenie kwasów utleniających ma wpływ na to, które tlenki powstaną w wyniku ich reakcji z metalami.

��� Reakcje metali z kwasem azotowym(V)Mg + 2 HNO3(rozc.) Mg(NO3)2 + H2

4 Mg + 10 HNO3(stęż.) 4 Mg(NO3)2 + N2O + 5 H2O

��� Reakcje metali z kwasem siarkowym(VI)Fe + H2SO4(rozc.) FeSO4 + H2

Fe + HNO3(stęż.) reakcja nie zachodzi

��� Żelazo w reakcjach z kwasami utleniającymiReakcje żelaza ze stężonymi kwasami utleniającymi zachodzą początkowo gwałtownie, po czym ulegają zaha-mowaniu wskutek pasywacji żelaza, czyli pokrywania się jego powierzchni szczelną warstwą tlenku żelaza(III).

��� Srebro w reakcjach z kwasami utleniającymiSrebro jest metalem szlachetnym, ma dodatni potencjał standardowy, dlatego nie reaguje z rozcieńczonym kwasem solnym:

Ag + HCl(rozc.) reakcja nie zachodziReaguje natomiast z rozcieńczonym kwasem azotowym(V):

3 Ag + 4 HNO3(rozc.) 3 AgNO3 + NO + 2 H2Oa także ze stężonymi kwasami HNO3 i H2SO4:

Ag + 2 HNO3(stęż.) AgNO3 + NO2 + H2O2 Ag + 2 H2SO4(stęż.) Ag2SO4 + SO2 + 2 H2O

��� Reakcje metali z kwasem fosforowym(V)��� 6 K + 2 H3PO4 2 K3PO4 + 3 H2

6 K + 6 H+ + 2 PO43– 6 K+ + 2 PO4

3– + 3 H2

6 K + 6 H+ 6 K+ + 3 H2

��� 3 Mg + 2 H3PO4 Mg3(PO4)2 + 3 H2 (fot. obok)3 Mg + 6 H+ + 2 PO4

3– 3 Mg2+ + 2 PO43– + 3 H2

3 Mg + 6 H+ 3 Mg2+ + 3 H2

��� Reakcje metali z kwasem etanowym��� Fe + 2 CH3COOH Fe(CH3COO)2 + H2

Fe + 2 H+ + 2 CH3COO– Fe2+ + 2 CH3COO– + H2

Fe + 2 H+ Fe2+ + H2

Reakcja magnezu z kwasem octo-wym (1) ma bardziej burzliwy prze-bieg niż reakcja magnezu z kwasem fosforowym (2)

1 2

Przebieg reakcji żelaza (główny składnik gwoździ) z kwasem solnym (1) i z rozcieńczonym kwasem siarko-wym(VI) (2) jest podobny

1 2

Do probówki z siatką ze srebra (1) dodano stężony roztwór kwasu azotowego(V) (2). W probówce nr 2 jest widoczny czerwonobrunatny gaz – to NO2

1 2

1 2

VII. METALE130

56. Szereg napięciowy metali

Doświadczenie 1.

Porównanie aktywności chemicznej cynku i miedzi

Blaszkę cynkową i drut miedziany dokładnie oczyszcza-my z nalotów, szlifując je papierem ściernym. Sporzą-dzamy ok. 10-proc. roztwory siarczanu(VI) miedzi(II) oraz siarczanu(VI) cynku. Napełniamy dwie probówki kolejno roztworami soli, następnie blaszkę cynkową wkładamy do roztworu siarczanu(VI) miedzi(II) (pro-bówka nr 1), a blaszkę miedzianą do roztworu siarcza-nu(VI) cynku (probówka nr 3).

Obserwacje: po kilku minutach niebieskie zabarwie-nie roztworu siarczanu(VI) miedzi(II) staje się mniej intensywne, a blaszka cynkowa pokryła się czerwono-brunatnym nalotem (probówka nr 2). W probówce nr 4 natomiast nie obserwujemy zmian – powierzchnia dru-tu miedzianego się nie zmienia.Wnioski: na blaszce cynkowej osadziła się metaliczna miedź. Przebiegający proces można zapisać równa-niem reakcji:

Zn + Cu2+ Zn2+ + CuW probówce nr 1 atomy cynku utleniają się do dwuwartościowych kationów i przechodzą do roztworu, jony miedzi(II) zaś redukują się do metalu, który osadza się na powierzchni cynku. Jony cynku nie reagują z meta-liczną miedzią. Potwierdza to hipotezę: cynk znajdujący się na lewo od miedzi w szeregu aktywności metali, jest metalem aktywniejszym od miedzi. W reakcji redoks jony miedzi(II) są utleniaczami, a atomy cynku – redukto-rami. Natomiast w probówce nr 3 reakcja nie zachodzi, ponieważ atomy miedzi są zbyt słabymi reduktorami, aby zredukować kationy cynku do wolnego metalu. Tym samym jest niemożliwe odwrócenie kierunku reakcji (w lewo), ponieważ jony cynku są zbyt słabymi utleniaczami, aby utlenić metaliczną miedź.

2 3 41

���� Szereg aktywności chemicznej metali��� Szereg aktywności chemicznej metali to metale uszeregowane według malejącej aktywności chemicznej wyznaczonej doświadczalnie.

W szeregu aktywności znajduje się również wodór. Metale umieszczone w szeregu przed wodorem w reakcjach z kwasami wypierają z nich wodór.Metale takie jak: miedź, srebro, platyna i złoto nie reagują z kwasami, stąd ich nazwa metale szlachetne.

W szeregu aktywności metale te są umieszczone po prawej stronie wodoru.

��� Zastosowanie szeregu aktywności chemicznej metaliSzereg aktywności chemicznej metali ma znaczenie praktyczne. Pozwala przewidzieć kierunek przebiegu niektórych reakcji chemicznych zachodzących z udziałem metali.

Metal bardziej aktywny wyprze metal mniej aktywny z roztworu jego soli.

Położenie miedzi i cynku w szeregu aktywności i w szeregu napięciowym metali sugeruje, że cynk jest metalem aktywniejszym od miedzi. Hipotezę tę można zweryfikować doświadczalnie.

56. Szereg napięciowy metali 131

Schemat półogniwa

Potencjał półogniwa, V

Forma

zredukowana utleniona

Li | Li+ –3,04 Li

rosn

ą w

łaśc

iwoś

ci re

duku

jące

Li+

rosn

ą w

łaśc

iwoś

ci u

tleni

ając

e

K | K+ –2,93 K K+

Ca | Ca2+ –2,86 Ca Ca2+

Na | Na+ –2,72 Na Na+

Mg | Mg2+ –2,36 Mg Mg2+

Al | Al3+ –1,70 Al Al3+

Mn | Mn2+ –1,18 Mn Mn2+

Zn | Zn2+ –0,76 Zn Zn2+

Cr | Cr3+ –0,74 Cr Cr3+

Fe | Fe2+ –0,44 Fe Fe2+

Cd | Cd2+ –0,4 Cd Cd2+

Co | Co2+ –0,26 Co Co2+

Ni | Ni2+ –0,26 Ni Ni2+

Sn | Sn2+ –0,14 Sn Sn2+

Pb | Pb2+ –0,13 Pb Pb2+

H2 | H+ 0 z definicji H2 H+

Cu | Cu2+ + 0,34 Cu Cu2+

Ag | Ag+ + 0,80 Ag Ag+

Hg | Hg2+ + 0,85 Hg Hg2+

Au | Au3+ + 1,52 Au Au3+

���� Szereg napięciowy metali��� Szereg napięciowy metali to zbiór reakcji elektrodowych uporządkowanych według rosnących wartości standardowych potencjałów półogniw, w których te reakcje zachodzą.

Ilościową miarą aktywności metali są wartości ich potencjałów standardowych wyrażone w woltach (V), będące konsekwencją zjawisk zachodzących na granicy faz metal–roztwór. Z chwilą zanurzenia metalu w wodnym roztworze jego soli powstaje układ metal–roztwór, który schematycznie zapisuje się jako M | Mn+, gdzie M oznacza metal, Mn+ – jony metalu w roztworze, a kreska pionowa symbolizuje granicę faz.

Ujemna wartość potencjału standardowego wskazuje, że metal ma większą zdolność do oddawania elektro-nów niż wodór, czyli ma większą tendencję do utleniania się – metal taki jest silniejszym reduktorem. Metal o niższym potencjale standardowym (metal aktywniejszy) wypiera z roztworu jony metali o wyższym potencjale standardowym (jony metali mniej aktywnych).

VII. METALE132

1 2

1 – cynk reaguje z kwasem solnym2 – miedź nie reaguje z kwasem solnym

���� Zadanie

•• Zadanie 1. Na podstawie podanych standardowych potencjałów redukcji ustal, czy jony NO3− oraz jony

H+ mogą utlenić miedź.NO3

− + 4 H+ + 3 e− NO + 2 H2O E1° = 0,96 V2 H+ + 2 e− H2 E2° = 0,00 VCu2+ + 2 e− Cu E3° = 0,34 VUzupełnij zdania, tak aby były prawdziwe. Zaznacz w każdym zdaniu litery przyporządkowane odpowiednim określeniom.

A. mogą utlenić miedź do jonów Cu2+ C. niższyB. nie mogą utlenić miedzi do jonów Cu2+ D. wyższy I. Jony NO3

– w środowisku o odczynie kwasowym A / B, ponieważ standardowy potencjał E1° jest C / D niż standardowy potencjał E3° .

II. Jony H+ A / B, ponieważ standardowy potencjał E2° jest C / D niż standardowy potencjał E3°. .

���� Zastosowanie szeregu napięciowego metaliSzereg napięciowy metali jest pomocny w rozwiązywaniu wielu problemów chemicznych, np. w określaniu przebiegu niektórych reakcji jonowych w roztworach wodnych.

��� Przewidywanie kierunku przebiegu reakcji metali z kwasamiMetale o ujemnym potencjale standardowym wypierają wodór z kwa-sów, a metale o dodatnim potencjale standardowym takiej reakcji nie ulegają.

��� Przykład 1.

Które równania opisują reakcje chemiczne mogące zachodzić w roz-tworze wodnym?A. Zn + 2 H+ Zn2+ + H2 C. 2 Au + 2 H+ 2 Au+ + H2

B. Cu + 2 H+ Cu2+ + H2 D. Fe + 2 H+ Fe2+ + H2

Rozwiązanie i odpowiedź

W roztworze wodnym zajdą reakcje A i D. Cynk i żelazo mają niższy po-tencjał standardowy niż wodór, będą więc powodowały jego redukcję. Natomiast miedź i złoto są metalami szlachetnymi o dodatnim poten-cjale standardowym, nie wypierają więc wodoru z roztworów kwasów.

��� Przewidywanie kierunku przebiegu reakcji metali z roztworami soliMetale o niższym potencjale standardowym wypierają z roztworu jony metali o wyższym potencjale standardowym.

��� Przykład 2.

Które równania opisują reakcje chemiczne mogące zachodzić w roztworze wodnym?A. Zn + 2 Ag+ Zn2+ + 2 Ag C. Fe2+ + Cu Fe + Cu2+

B. Pb + Cu2+ Pb2+ + Cu D. Zn2+ + Pb Zn + Pb2+

Rozwiązanie i odpowiedź

W roztworze wodnym zajdą reakcje A i B. Cynk ma niższy potencjał standardowy niż srebro, a ołów ma niższy potencjał standardowy niż miedź. Miedź ma wyższy potencjał standardowy niż żelazo, więc w reakcji C to żelazo będzie występowało w roztworze w postaci jonów Fe2+. Reakcja opisana równaniem C nie zajdzie zatem w roztworze. Podobnie jest w przypadku reakcji D – ołów ma wyższy potencjał standardowy niż cynk, więc to cynk będzie występował w roztworze w postaci jonów Zn2+.

57. Metale grup 1. i 2. 133

57. Metale grup 1. i 2.

Barwienie płomienia przez związki: 1 – litu, 2 – cezu

1 2

Konfiguracja elektronowa

litowca

Aktywność chemiczna

Charakter zasadowy

tlenków M2O

Moc zasad MOH

3Li: [He]2s1

zwię

ksze

nie

akty

wno

ści

chem

iczn

ej

zwię

ksze

nie

char

akte

ru

zasa

dow

ego

zwię

ksze

nie

moc

y za

sad

11Na: [Ne]3s1

19K: [Ar]4s1

37Rb: [Kr]5s1

55Cs: [Xe]6s1

87Fr: [Rn]7s1

Lit (1), sód (2) i potas (3) przechowuje się w nafcie ze względu na ich dużą aktywność

1 2 3

���� Litowce Do litowców należą: lit, sód, potas, rubid, cez i frans. Są metalami lekkimi, miękkimi (można je kroić no-żem), o małej gęstości i srebrzystobiałej barwie. Lit, sód i potas mają gęstość mniejszą niż gęstość wody. Wraz ze zwiększaniem się liczby atomowej zwiększa się ich gęstość i promień atomowy, maleje zaś twar-dość oraz spadają temperatury wrzenia i topnienia.

��� Barwienie płomienia przez sole litowcówZwiązki chemiczne litowców barwią płomienie na cha-rakterystyczne dla każdego metalu kolory: ��� karmazynowy – lit, ��� żółty – sód,��� fioletowy – potas,��� czerwony – rubid,���niebieski – cez.

��� Właściwości litowcówZ konfiguracji elektronowej atomów litowców oraz ich położenia w układzie okresowym wynika, że:

���mają po 1 elektronie walencyjnym;���wykazują tendencję do oddawania 1 elektronu, a więc łatwo tworzą jednododatnie kationy M+;��� tworzą niemal wyłącznie związki chemiczne o bu-dowie jonowej;���mają małą elektroujemność (najmniejszą w okresie);���mają małą energię jonizacji.

Litowce potwierdzają swoją dużą aktywność chemicz-ną zachowaniem wobec składników powietrza. Próbki tych metali, wydobyte ze szczelnych pojemników (np. wypełnionych naftą), pokrywają się warstwą nalotu, składającego się z tlenków, wodorotlenków i węgla-nów, będących produktami reakcji danego metalu z tlenem, parą wodną oraz tlenkiem węgla(IV).

��� Porównanie właściwości chemicznych litowców

VII. METALE134

Konfiguracja elektronowa

berylowca

Aktywność chemiczna

Charakter zasadowy

tlenków MO

Moczasad

M(OH)2

4Be: [He]2s2

zwię

ksze

nie

akty

wno

ści

chem

iczn

ej

zwię

ksze

nie

char

akte

ru

zasa

dow

ego

zwię

ksze

nie

moc

y za

sad

12Mg: [Ne]3s2

20Ca: [Ar]4s2

38Sr: [Kr]5s2

56Ba: [Xe]6s2

88Ra: [Rn]7s2

Barwienie płomienia przez związki: 1 – strontu, 2 – baru

1 2

Beryl (1) i magnez (2) są srebrzystymi metalami. Wapń (3) i stont (4) są tak aktywne, że trzeba je przechowywać w nafcie

1 2

3 4

���� Berylowce Do berylowców należą: beryl, magnez, wapń, stront, bar i rad. Są metalami lekkimi, kruchymi, srebrzysto-białymi o małej gęstości, twardszymi od litowców. Ich twardość maleje wraz ze zwiększaniem liczby atomowej. Berylowce mają większe wartości tempe-ratury topnienia i wrzenia oraz gęstości niż litowce, ale mniejsze niż metale ciężkie.

��� Barwienie płomienia przez sole berylowcówZwiązki chemiczne berylowców w stanie gazowym barwią płomień na kolor:��� ceglastoczerwony – wapń, ��� karminowy – stront, ��� zielony – bar.

��� Właściwości berylowcówZ konfiguracji elektronowej atomów berylowców oraz ich położenia w układzie okresowym wynika, że:

���mają po 2 elektrony walencyjne;���wykazują tendencję do oddawania 2 elektronów, a więc łatwo tworzą dwudodatnie kationy M2+;��� tworzą niemal wyłącznie związki chemiczne o budowie jonowej (z wyjątkiem berylu);���mają małą elektroujemność (większą od litowców);���mają małą energię jonizacji.

Wysoka reaktywność berylowców, choć mniejsza niż litowców, powoduje, że żaden z tych pierwiastków nie występuje w przyrodzie w stanie wolnym.

��� Porównanie właściwości chemicznych berylowców

58. Glin i jego związki chemiczne 135

���� Właściwości chemiczne glinuGlin jest pierwiastkiem należącym do 13. grupy układu okresowego pierwiastków. Z konfiguracji elektronowej atomu glinu:

13Al: [Ne]3s23p1

wynika, że:���ma 3 elektrony walencyjne;���ma tendencję do oddawania 3 elektronów i tworzenia tym samym trwałego kationu Al3+, wchodzącego w skład związków jonowych glinu;���może uwspólniać 3 elektrony i tworzyć związki chemiczne o budowie kowalencyjnej, w których występuje na III stopniu utlenienia.

��� Pasywacja glinu��� Pasywacja to proces, w którym aktywna chemicznie substancja wytwarza na swojej powierzchni powłokę pasywną, powstającą z produktów reakcji chemicznej tej substancji z otoczeniem. Powłoka ta jest całkowicie odporna na dalsze reakcje ze środowiskiem i jednocześnie na tyle szczelna, że stanowi barierę ochronną dla reszty substancji, którą pokrywa.

Glin na powietrzu ulega pasywacji. Na powierzchni glinu tworzy się cienka warstwa tlenku glinu, która chroni metal przed dalszymi reakcjami z tlenem i wodą.

4 Al + 3 O2 2 Al2O3

��� AluminotermiaGlin redukuje tlenki metali do wolnych pierwiastków, a sam utlenia się do tlenku glinu, zgodnie z równaniem:

4 Al + 3 MnO2 3 Mn + 2 Al2O3 + energiaReakcji towarzyszy wydzielanie się tak dużej ilości ciepła (temperatura osiąga 3000°C), że otrzymywany metal jest w stanie ciekłym. Proces ten, nazywany aluminotermią, jest wykorzystywany w metalurgii do otrzymywania chromu, manganu, wanadu lub stopów tych metali z żelazem.

��� Reakcje glinu z rozcieńczonymi kwasamiGlin reaguje z rozcieńczonym kwasem solnym i z rozcieńczonym kwasem siarkowym(VI) z utworzeniem odpowiednich soli i wydzieleniem wodoru:

2 Al + 6 HCl(rozc.) 2 AlCl3 + 3 H2

2 Al + 3 H2SO4(rozc.) Al2(SO4)3 + 3 H2

Z rozcieńczonym kwasem azotowym(V) reaguje zgodnie z równaniem reakcji:Al + 4 HNO3(rozc.) Al(NO3)3 + NO + 2 H2O

58. Glin i jego związki chemiczne

Glin

���� Właściwości fizyczne glinuGlin to metal o srebrzystobiałej barwie i metalicznym połysku. Jest kowalny i ciągliwy, dobrze przewodzi prąd elektryczny i ciepło. W porównaniu z większo-ścią metali ma małą gęstość (dAl

= 2,7 g · cm–3). Czysty, krystaliczny glin jest kruchy i łamliwy. Trwal-sze i łatwiejsze w obróbce są stopy glinu z miedzią i magnezem, zwane duraluminium. Aluminium to stopy z manganem i magnezem. Są one używane do produkcji np. puszek do napojów. Folie aluminiowe o różnej grubości stosuje się do pakowania żywności oraz jako odbijające promieniowanie podczerwone ekrany cieplne, które zapobiegają utracie ciepła.

VII. METALE136

���� Wodorotlenek glinu

��� Otrzymywanie wodorotlenku glinuWodorotlenek glinu można otrzymać z soli glinu:

Al2(SO4)3 + 6 NaOH 2 Al(OH)3 + 3 Na2SO4

2 Al3+ + 3 SO42– + 6 Na+ + 6 OH– 2 Al(OH)3 + 6 Na+ + 3 SO4

2–

Al3+ + 3 OH– Al(OH)3

Można go też strącać za pomocą amoniaku; Al(OH)3 jest nierozpuszczalny w nadmiarze amoniaku (nie tworzy aminakompleksów):

Al2(SO4)3 + 6 NH3 + 6 H2O 2 Al(OH)3 + 3 (NH4)2SO4

Al2(SO4)3 + 6 NH3 · H2O 2 Al(OH)3 + 3 (NH4)2SO4

��� Właściwości wodorotlenku glinuWodorotlenek glinu wykazuje właściwości amfoteryczne:

Al(OH)3 + 3 HCl AlCl3 + 3 H2O

W reakcji z zasadą sodową tworzy najpierw tetrahydroksoglinian sodu:Al(OH)3 + NaOH Na[Al(OH)4]

a w nadmiarze zasady – heksahydroksoglinian sodu:Al(OH)3 + 3 NaOH Na3[Al(OH)6]

Doświadczenie 1.

Badanie właściwości tlenku glinu

Do dwóch probówek wsypujemy po około 2 g tlenku glinu. Do pierwszej wlewamy 5 cm3 20-proc. kwasu solnego (probówka nr 1), a do drugiej 5 cm3 20-proc. roztworu wodorotlenku sodu (probówka nr 3). Po zmieszaniu zawartości obie probówki ogrze-wamy w płomieniu palnika.

Obserwacje: w obu probówkach (2 i 4) tlenek glinu się roztwarza.Wnioski: tlenek glinu reaguje zarówno z kwasem solnym, jak i z zasadą sodową.

1 2 3 4

Glin reaguje z kwasem solnym (1) i z zasadą sodową (2)

1 2��� Reakcje glinu ze stężonymi kwasamiPod wpływem stężonego kwasu siarkowego(VI) i stężonego kwasu azotowego(V) glin ulega pasywacji, tzn. pokrywa się szczelną warstwą tlenku glinu, chroniącą wewnętrzne warstwy metalu przed ich roztworzeniem.Glin nie reaguje ze stężonymi kwasami.

Al + HNO3(stęż.) reakcja nie zachodzi

��� Reakcje glinu z zasadamiGlin reaguje z roztworami mocnych zasad, np. NaOH, co po-twierdza jego właściwości amfoteryczne:

2 Al + 2 NaOH + 6 H2O 2 Na[Al(OH)4] + 3 H2

���� Tlenek glinuTlenek glinu ma właściwości amfoteryczne, reaguje zarówno z kwasami, jak i z zasadami:

Al2O3 + 6 HCl 2 AlCl3 + 3 H2OAl2O3 + 2 NaOH + 3 H2O 2 Na[Al(OH)4]

58. Glin i jego związki chemiczne 137

Doświadczenie 2.

Otrzymywanie i badanie właściwości wodorotlenku glinu

Do zlewki o pojemności 100 cm3 wlewamy 20–30 cm3 2-proc. roztworu siarczanu(VI) glinu, po czym dodajemy kroplami wodę amoniakalną (25-proc. roztwór amoniaku) do strącenia osadu. Osad odsączamy na lejku przez bibułę i przemywamy wodą destylowaną.Otrzymany osad wodorotlenku glinu dzielimy na dwie części i przenosimy do dwóch probówek (1 i 4). Do pierwszej dodajemy 5-proc. roztwór kwasu solnego (probówka nr 2), a do drugiej 5-proc. roztwór wodorotlenku sodu (probówka nr 5).

Obserwacje: po dodaniu wody amoniakalnej do roztworu soli glinu (siarczanu(VI) glinu) strąca się biały, galareto-waty osad, znikający po dodaniu zarówno kwasu solnego (probówka nr 3), jak i zasady sodowej (probówka nr 6). Wnioski: w reakcji siarczanu(VI) glinu z wodą amoniakalną powstaje wodorotlenek glinu. Wodorotlenek glinu reaguje zarówno z mocnym kwasem solnym, jak i z zasadą sodową.

Nazwa stopu Skład

duraluminium Al, Cu, Mg, Mn, Si

skleron Al, Zn, Cu

magnalium Al, Mg

hydronalium Al, Mg, Mn

alnico Al, Ni, Co Samolot wykonany ze stopów glinu

21 3 54 6

���� Zastosowanie glinu i jego związków chemicznychGlin jest drugim po żelazie najczęściej używanym metalem. Stosuje się go m.in. do wyrobu:

���przewodów elektrycznych,��� luster (do teleskopów),��� cystern do transportu stężonego kwasu azotowego(V),��� farb, materiałów wybuchowych i sztucznych ogni (tu: używa się glinu w postaci pyłu lub proszku).

Wodorotlenek glinu jest wykorzystywany w przemyśle farmaceutycznym do produkcji leków zalecanych przy nadkwaśności soku żołądkowego, ponieważ działa zobojętniająco na nadmiar kwasu solnego w żołądku. Po-wstający w wyniku tej reakcji chlorek glinu działa przeciwzapalnie na błonę śluzową żołądka.Stopy glinu mają małą gęstość i są bardziej wytrzymałe niż czysty glin, dlatego stosuje się je w:���przemyśle lotniczym, ���przemyśle motoryzacyjnym, ��� budownictwie.

Stopy glinu

Sprawdzian po dziale VII 145

• Zadanie 1. Zaznacz wszystkie poprawne odpowiedzi. Który z podanych metali wykazuje większą aktywność chemiczną niż wapń?

���� A. Al

���� B. Ba���� C. K���� D. Mg

���� E. Ra���� F. Rb

���� G. Sr

•• Zadanie 2. Zależność między standardowymi potencjałami dwóch metali oznaczonych umownie X i Y a standardowym potencjałem Ni | Ni2+ jest następująca: X | X2+ > Ni | Ni2+ > Y | Y2+. Która z zaproponowanych przemian (A–C) zachodzi w roztworach elektrolitów? Zaznacz wszystkie możliwe odpowiedzi.

���� A. Ni2+ + X

���� B. Ni2+ + Y

���� C. X2+ + Ni

••• Zadanie 3. Uzupełnij schematy reakcji. Wstaw w luki odpowiednie wzory (lub symbole) reagentów oraz współczynniki stechiometryczne wybrane z podanych.

Mn � Mn2+ � Mn3+ � MnO2 � MnO42− � MnO4

− � 1 � 2 � 3 � 4 � 5 � 6 � 7

MnO4− + SO3

2− + H+ + SO42− + H2O

MnO4− + SO3

2− + H2O + SO42− + OH–

MnO4− + SO3

2− + OH– + SO42− + H2O

•• Zadanie 4. Reakcję K2Cr2O7 z H2O2 w środowisku o odczynie kwasowym przedstawiają dwa podane sche-maty połówkowych równań reakcji.

a) Uzupełnij schematy połówkowych równań reakcji, tak aby liczba pobranych elektronów była równa liczbie oddanych elektronów. Wstaw w każdą lukę odpowiednią liczbę wybraną z podanych.

1 � 2 � 3 � 6 � 7 � 8 � 10 � 12 � 14 � 16

Cr2O72− + H+ + e– Cr3+ + H2O

H2O2 O2 + H+ + e–

b) Uzupełnij zdanie. Wstaw w każdą lukę odpowiednie wyrażenie wybrane z podanych.

utleniacza � reduktora � obniża � podwyższa

Podczas opisanej reakcji H2O2 pełni funkcję , ponieważ tlen swój stopień utlenienia.

•• Zadanie 5. Poniżej podano standardowe potencjały trzech reakcji redukcji. Sn4+ + 2 e– Sn2+ E° = 0,15 VBr2 + 2 e– 2 Br– E° = 1,07 VMnO4

− + 2 H2O + 3 e– MnO2 + 4 OH− E° = 0,59 V

a) Uzupełnij zdanie. Wpisz w lukę odpowiedni symbol jonu wybrany z podanych.

Br– � Sn2+

Silniejszym reduktorem jest .

b) Określ możliwość utlenienia jonów Sn2+ i Br– przez KMnO4 w środowisku obojętnym. Napisz w formie jonowej równania odpowiednich reakcji lub wstaw wielką literę X, jeśli reakcja nie zachodzi.

MnO4– + Br– + H2O

MnO4– + Sn2+ + H2O

Sprawdzian po dziale VII

Zadania z rozwiązaniem krok po kroku

���� Zadanie 1.Roztwory buforowe są to roztwory mieszanin związków charakteryzujące się tym, że mimo wprowadzenia do nich niewielkich ilości kwasów czy zasad ich odczyn praktycznie nie ulega zmianie. W skład buforu wchodzą zazwyczaj dwie substancje, z których jedna zobojętnia kwasy, a druga zobojętnia zasady. Oczywiście składniki buforu nie mogą się wzajemnie zobojętniać, dlatego nie mogą to być mieszaniny mocnych kwasów i mocnych zasad. Roztwór buforowy stanowi sprzężony układ kwas–zasada według teorii Brönsteda i Lowry’ego. Może to być roztwór zawierający:��� słaby kwas i sprzężoną z nim mocną zasadę (np. bufor etanianowy),��� słabą zasadę i sprzężony z nią mocny kwas (np. bufor amonowy),���mieszaninę wodorosoli kwasu wieloprotonowego (np. bufor fosforanowy).

Przygotowano roztwór buforowy: dodano 30 g etanianu sodu do kolby z roztworem zawierającym 0,3 mola kwasu etanowego. Po rozpuszczeniu etanianu sodu kolbę miarową dopełniono wodą destylowaną do objętości 500 cm3.A. Zapisz równanie reakcji opisujące stan równowagi dynamicznej między składnikami tego buforu.

B. Wyjaśnij zasadę działania tego buforu, zapisując w formie jonowej skróconej równania reakcji będące wynikiem dodania do roztworu buforowego porcji kwasu (wprowadzenie jonów H3O

+) i porcji zasady (wpro-wadzenie jonów OH–).

C. Oblicz pH tego roztworu (KCH3COOH = 1,8 · 10 –5).

D. Wyjaśnij, dlaczego rozcieńczanie buforu nie powoduje zmiany jego pH.

E. Oblicz, jak zmieni się pH roztworu buforowego po dodaniu do niego 0,01 mola kwasu solnego. Porównaj uzyskany wynik z wartością pH roztworu otrzymanego po dodaniu 0,01 mola HCl do 0,5 dm3 chemicznie czystej wody.

��� Krok 1.A. Wiedząc, że roztwór buforowy stanowi sprzężony układ kwas–zasada według teorii Brönsteda i Lowry’ego, reakcję opisującą stan równowagi dynamicznej między składnikami roztworu zapisujemy następująco:

CH3COOH + H2O CH3COO– + H3O+

słaby kwas mocna zasada

��� Krok 2. B. Dodanie do roztworu buforowego porcji kwasu, czyli wprowadzenie do roztworu buforowego jonów H3O+, powoduje, że jeden ze składników buforu reaguje z H3O+:

CH3COO– + H3O+ CH3COOH + H2O

Dodanie do roztworu buforowego porcji zasady, czyli wprowadzenie do roztworu buforowego jonów OH–, powoduje, że drugi ze składników buforu reaguje z OH–:

CH3COOH + OH– CH3COO– + H2O

Z powyższych równań wynika, że zasada działania buforu sprowadza się do wiązania wprowadzanych do buforu jonów H3O+ (z kwasu) czy OH– (z zasady) w związek słabo zdysocjowany i odtwarzania drugiego ze składników buforu.

��� Krok 3. C. pH roztworu liczymy z zależności pH = –log [H+]. Ten etap zadania sprowadza się do wyznaczenia stężenia jonów wodoru ([H3O+]) w roztworze buforowym. Aby określić stężenie jonów wodoru, należy najpierw obliczyć wyjściowe stężenia etanianu sodu i kwasu etanowego oraz stężenia jonów CH3COO– i CH3COOH w stanie równowagi.

314 Arkusz maturalny

ARKUSZ MATURALNYPRZYKADOWY ZESTAW ZADA�

Zadanie 1. (0–1)Bor wyst�puje w przyrodzie w postaci dwóch izotopów, które ró ni� si� liczb� neutronów: 10B i 11B. Naturalny fluor jest natomiast zbiorem identycznych atomów (19F). W reakcji boru z fluorem mo na otrzyma� fluorek boru BF3, na który sk�adaj� si� dwa rodzaje cz�steczek o wzorach: 10B19F3 i 11B19F3. �rednia masa cz�steczkowa fluorku boru jest równa 67,81 u.Oblicz zawarto�� 10B19F3 we fluorku boru w % mas.

Odpowied�: .....................................................................................................................................

� Informacja do zada� 2.–4.Dane s� kon� guracje elektronowe atomów dwóch pierwiastków chemicznych oznaczonych umownie symbolami A i B w stanie podstawowym:

A: 1s22s22p63s23p64s23d104p5

B: 1s22s22p63s23p64s2

Zadanie 2. (0–1)Napisz w postaci graficznej, w tzw. zapisie klatkowym, fragment konfiguracji elektronowej atomu pierwiastka A opisuj�cej jego elektrony walencyjne.

Obliczenia:

315Arkusz maturalny

Zadanie 3. (0–1)Podaj warto�ci pi�ciu liczb kwantowych ka�dego z elektronów obsadzaj�cych poziom orbi-talny 4s w atomie pierwiastka B w stanie podstawowym.

n l m (ml) s ms

Pierwszy elektron

Drugi elektron

Zadanie 4. (0–1)Oce� prawdziwo�� ka�dego zdania. Podkre�l P, je�li zdanie jest prawdziwe, lub F, je�li jest fa�szywe.

I W stanie podstawowym atomy pierwiastków A i B maj� ca�kowicie zape�nione elektronami tylko pow�oki K i L.

P / F

II W stanie podstawowym atom pierwiastka A ma jeden elektron niesparowany, a atom pierwiastka B ma wszystkie elektrony sparowane.

P / F

III Pierwiastek A tworzy aniony proste o wzorze A–, w których pierwiastek A ma –I stopie� utlenienia, a pierwiastek B tworzy kationy o wzorze B2+, w których pierwiastek B ma II stopie� utlenienia.

P / F

IV W wyniku reakcji pierwiastków A i B powstaje zwi�zek chemiczny o wzorze BA2, w którym atomy pierwiastków B i A s� po��czone wi�zaniami atomowymi spo-laryzowanymi.

P / F

Zadanie 5. (0–1)Poni�sze schematy ilustruj� budow� przestrzenn� trzech typów cz�stek kowalencyjnych (cz�ste-czek albo jonów). Szarym kolorem oznaczono w nich woln� par� albo wolne pary elektronowe atomu centralnego.

Uzupe�nij zdania, tak aby by�y prawdziwe. Podkre�l w ka�dej wyró�nionej informacji odpowiednie okre�lenie.

I. Drobina kowalencyjna zawieraj�ca cztery atomy tego samego pierwiastka, przedstawiona na schemacie nr 1, jest / nie jest polarna.

II. Schemat nr 2 przedstawia budow� cz�stki NH4+ / NH3 / NH2

–, która ma kszta�t liniowy / trójk�tny / czworo�cienny.

III. W celu wyja�nienia kszta�tu drobiny nr 3 orbitalom atomowym jej atomu centralnego nale�y przypisa� hybrydyzacj� sp3 / sp2 / sp. Wszystkie wi�zania w tej drobinie s� wi�-zaniami typu � / �.

ODPOWIEDZI DO ZADAŃ336

Odpowiedzi do zadań

Dział I

6. 1. B, 2. CSprawdzian: 1. C, 2. C, 3. C, 4. C, 5. CH2O

Dział II

7. 1. I. P, II. P, III. P, 2. B; 11. 1. I. A, II. C, 2. A; 14. 1. D,

2. I. 6, II. 7, 3. B; 15. 1. D, 2. I. P, II. F, III. PSprawdzian1. a) B, b) Punktów z wykresu nie należy łączyć linią.

Na osi rzędnych przedstawiono liczbę elektronów. Po-

łączenie punków linią oznaczałoby, że elektrony można

podzielić na dowolną liczbę elementów, czyli że istnieje

pół elektronu, ¾ elektronu itd. Nie istnieje ¼ powłoki

elektronowej.

Poprawna jest każda odpowiedź, która dotyczy ułamko-

wych części elektronów oraz ułamkowych części powłok.

2. 4., 6., 3. I. P, II. P, III. F, IV. P, 4. Masa cząsteczkowa:

H2O < HDO < D2O, Masa 1 dm3 cieczy: H2O < HDO < D2O,

Ciepło parowania: H2O < HDO < D2O, 5. A, B, E

Dział III

20. 1. C; 23. 1. B, C; 26. 1. B, D; 27. 1. DSprawdzian 1.

Wzór substancji

Liczba wiązańtypu �

Liczba wiązańtypu �

Liczba wolnych par

elektronowych

CH3 CH3 7 0 0

CH3 CH2 Cl 7 0 3

CH3 OH 5 0 2

CH2 CH CH3 8 1 0

2. I. P, II. F, III. P, IV. P, 3. B, 4. D, 5. I. P, II. P, III. P

Dział IV

32. 1. B; 35. 1. C, D

Sprawdzian: 1. I. A, II. B, 2. I. P, II. F, 3. D, 4. A, 5. a) Stęże-

nie HCl było największe w doświadczeniu III.; b) Reakcja

w doświadczeniu II praktycznie zakończyła się po 6 min.;

c) Pomiar ubytku masy zawartości otwartego naczynia

reakcyjnego w funkcji czasu.

Dział V

40. 1. I. B, II. C, 2. B; 48. 1. B, 2. B, 3. CSprawdzian: 1. I. równą wartości, II. mniejszą niż war-

tość, III. większą niż wartość, 2. a) od góry: kwas siar-

kowodorowy, azotan(V) miedzi(II), b) strąca się osad,

roztwór się odbarwia, 3. B, 4. B, 5. a) CaCO3 + CO2 + H2O

Ca(HCO3)2, b) Ca2+ i HCO3–, c) Ca2+ + 2 HCO3

–

CaCO3 + CO2 + H2O

Dział VI

50. 1. Maksymalny: IV, V, VI, VII, Minimalny: –IV, −III, −II,

−I, 2. B, F, H; 51. 1. B, C, 2. I. A, E, II. B, D, F, H, III. C, G,

3. C; 52. 1. H+, Ca, 2. C

Sprawdzian: 1. I. P, II. P, III. P, 2. I. utleniaczem, się ob-

niża, II. Cl−, podwyższa się, chloru, III. Cl−, oddają, 3. CH3CHO + 2 Cu(OH)2 + OH− CH3COO− + Cu2O + 3 H2O,

4. I. 5 : 2, II. 4 : 1, III. 1 : 5, 5. H2O2 O2 + 2 H+ + 2 e−,

H2O2 + 2 H+ + 2 e− 2 H2O

Dział VII

56. 1. I. A, D, II. B, C; 59. 1. miedź, Cu i Ag+

Sprawdzian: 1. B, C, E, F, G, 2. B, C,

3. 2 MnO4− + 5 SO3

2− + 6 H+ 2 Mn2+ + 5 SO42− + 3 H2O,

2 MnO4− + 3 SO3

2− + H2O 2 MnO2 + 3 SO42− + 2 OH−,

2 MnO4− + SO3

2− + 2 OH− 2 MnO42− + SO4

2− + H2O,

4. a) Cr2O72− + 14 H+ + 6 e– 2 Cr3+ + 7 H2O, 3 H2O2

3 O2 + 6 H+ + 6 e–, b) reduktora, podwyższa, 5. a) Sn2+,

b) X, 2 MnO4− + 3 Sn2+ + 4 H2O 2 MnO2 + 3 Sn4+ + 8 OH−

Dział VIII

62. 1. D; 73. 1. NaF, NaCl, 2. 1, 2, 6; 74. 1. I. otoczenia,

układu, endoenergetyczny, II. najmocniejszym, najmniej;

75. 1. I. beztlenowym, redukujące, słabych, II. tlenowym,

mocnych, trwałym

Sprawdzian: 1. I. rośnie, rośnie, II. maleje, maleje, III.

rośnie, IV. maleje, III. tlenowym, nietrwałych, słabym, 2. a) X. jodek potasu, Y. woda chlorowa, b) B, F, 3. C, 4. D, 5.

Zbierany gaz

Numerzestawu

Właściwość gazu

wodór 1 lub 3

1. mała rozpuszczalność

w wodzie

3. gęstość mniejsza od gęsto-

ści powietrza

tlen 1 mała rozpuszczalność w wodzie

Dział IX

77. 1. C, 2. B; 79. 1. od góry: 8 atomów węgla 2°, 2 ato-

my węgla 4° i 6 atomów węgla 1°, 3 atomy węgla 3° i 5

atomów węgla 1°; 80. 1. A, B, C, D; 82. 1. a) I. A, II. C, III.

B, IV. D, b) I. A, II. A, III. A; 83. 1. A, 2. B; 85. 1. I. C5H12, II.

C4H6, III. C3H6, 2. A; 86. 1. A; 90. 1. I. N, II. T, III. N, IV. N, V.

T, 2. elektrofilowej, elektrofilowej, elektrofilowej, heksa-

chlorocykloheksan, chlorobenzen, elektrofilowej; 91. 1. CSprawdzian: 1. A, B, 2. A, 3. A, 4. A, 5. Zarówno pent-1-en,

jak i 2-metylocykloheks-1-en należą do węglowodorów

nienasyconych i reagują w podobny sposób z KMnO4(aq)

oraz Br2(aq). W przypadku obu węglowodorów zauważymy

takie same objawy tych reakcji (brunatny osad, odbar-

wienie Br2(aq)).