Małopolski Konkurs Chemiczny - atom, reakcje i roztwory

1.Właściwości fizyczne substancji

Cechy, które bada się bez zmiany substancji w inną: stan skupienia, barwa, zapach, rozpuszczalność w wodzie i w benzynie, gęstość, twardość, kruchość lub plastyczność, przewodnictwo prądu i ciepła, oddziaływanie z magnesem, temperatura topnienia i wrzenia. Przykłady: sól kuchenna i cukier to białe kryształy, które rozpuszczają się w wodzie, a w benzynie nie; olej jadalny nie miesza się z wodą, ale rozpuszcza się w benzynie; żelazo jest przyciągane przez magnes, a glin i miedź nie.

2.Gęstość substancji

Gęstość to masa jednostki objętości: $d = \frac{m}{V}$, w $\mathrm{g/cm^3}$ lub $\mathrm{kg/m^3}$. Z tego wzoru liczy się też masę $m = d \cdot V$ i objętość $V = \frac{m}{d}$. Przykład: kostka glinu o objętości $20~\mathrm{cm^3}$ ma masę $54~\mathrm{g}$, więc $d = \frac{54~\mathrm{g}}{20~\mathrm{cm^3}} = 2{,}7~\mathrm{g/cm^3}$. Substancja o gęstości mniejszej niż gęstość wody ($1~\mathrm{g/cm^3}$) i niemieszająca się z nią pływa po jej powierzchni, np. olej.

3.Metale i niemetale

Metale mają połysk metaliczny, dobrze przewodzą prąd i ciepło, są kowalne i ciągliwe; w temperaturze pokojowej są ciałami stałymi, z wyjątkiem ciekłej rtęci. Niemetale występują we wszystkich stanach skupienia (tlen - gaz, brom - ciecz, siarka - ciało stałe), zwykle nie przewodzą prądu ani ciepła, a w stanie stałym są kruche. Wyjątek: grafit (odmiana węgla) przewodzi prąd. Stopy metali, np. stal (żelazo z węglem), brąz (miedź z cyną) i mosiądz (miedź z cynkiem), to mieszaniny jednorodne.

4.Pierwiastek, związek chemiczny i mieszanina

Pierwiastek to substancja z atomów o tej samej liczbie atomowej (np. żelazo, tlen); nie da się jej rozłożyć na prostsze. Związek chemiczny powstaje w reakcji co najmniej dwóch pierwiastków, ma stały skład i nowe właściwości, np. woda $\ce{H2O}$. Mieszanina to substancje zmieszane bez reakcji: skład może być różny, składniki zachowują swoje właściwości i rozdziela się je metodami fizycznymi. W mieszaninie jednorodnej (roztwór soli, powietrze) składników nie widać gołym okiem, w niejednorodnej (piasek z wodą) - widać.

5.Rozdzielanie mieszanin niejednorodnych

Wykorzystuje różnice w stanie skupienia, gęstości, rozpuszczalności i właściwościach magnetycznych składników. Sedymentacja - cięższe cząstki osadzają się na dnie; dekantacja - zlewanie cieczy znad osadu. Sączenie (filtracja) - ciecz (przesącz) przechodzi przez sączek, a ciało stałe zostaje na nim, np. piasek oddzielony od wody. Rozdzielacz służy do cieczy niemieszających się, np. oleju i wody: kranem wypuszcza się dolną, gęstszą warstwę (wodę). Magnesem oddziela się opiłki żelaza, np. od siarki.

6.Rozdzielanie mieszanin jednorodnych

Odparowanie - rozpuszczalnik odparowuje, a substancja stała zostaje, np. sól z wody morskiej. Krystalizacja - z ochładzanego lub zatężanego roztworu nasyconego wydzielają się kryształy. Destylacja - rozdziela ciecze mieszające się ze sobą o różnych temperaturach wrzenia (np. wodę i etanol) lub oczyszcza wodę: ciecz ogrzewa się do wrzenia, para skrapla się w chłodnicy, a zebrana ciecz to destylat. Sączenie tu nie pomoże, bo substancja rozpuszczona przechodzi przez sączek razem z rozpuszczalnikiem.

7.Budowa atomu; liczba atomowa i liczba masowa

Atom ma małe, dodatnie jądro, wokół którego poruszają się ujemne elektrony. W jądrze są protony (ładunek $+1$) i neutrony (bez ładunku) - razem nukleony. Liczba atomowa $Z$ = liczba protonów = liczba elektronów w atomie obojętnym. Liczba masowa $A$ = liczba protonów i neutronów, więc neutronów jest $A - Z$. Zapis ${}^{A}_{Z}\mathrm{E}$, np. $\ce{^{23}_{11}Na}$: 11 protonów, 11 elektronów i $23 - 11 = 12$ neutronów. Elektron ma masę około 1840 razy mniejszą niż proton.

8.Izotopy; izotopy wodoru

Izotopy to atomy tego samego pierwiastka (ta sama liczba protonów $Z$), które różnią się liczbą neutronów, a więc liczbą masową $A$. Mają praktycznie takie same właściwości chemiczne. Wodór ma trzy izotopy: prot $\ce{^{1}_{1}H}$ - jądro to jeden proton; deuter $\ce{^{2}_{1}H}$ (D) - proton i neutron; tryt $\ce{^{3}_{1}H}$ (T) - proton i dwa neutrony, jest promieniotwórczy. Każdy z nich ma jeden elektron. Woda zawierająca deuter zamiast protu to woda ciężka $\ce{D2O}$.

9.Masa atomowa

Masy atomów podaje się w atomowych jednostkach masy: $1~\mathrm{u}$ to $\frac{1}{12}$ masy atomu węgla-12, czyli ok. $1{,}66 \cdot 10^{-24}~\mathrm{g}$. Masa atomowa w układzie okresowym to średnia mas izotopów z uwzględnieniem ich zawartości w przyrodzie, dlatego zwykle nie jest liczbą całkowitą. Przykład: chlor to w przybliżeniu w 75% $\ce{^{35}Cl}$ i w 25% $\ce{^{37}Cl}$, więc $0{,}75 \cdot 35~\mathrm{u} + 0{,}25 \cdot 37~\mathrm{u} = 35{,}5~\mathrm{u}$.

10.Układ okresowy: okresy, grupy, elektrony walencyjne

Pierwiastki ułożone są według rosnącej liczby atomowej. Numer okresu (wiersza) to liczba powłok elektronowych atomu. Pierwiastki jednej grupy (kolumny) mają podobne właściwości, bo mają tyle samo elektronów walencyjnych - na ostatniej powłoce. Grupy 1. i 2.: 1 i 2 elektrony walencyjne; grupy 13.-18.: numer grupy minus 10, np. tlen (grupa 16.) ma ich 6. Wyjątek: hel w grupie 18. ma 2. Elektrony walencyjne biorą udział w tworzeniu wiązań.

11.Powłoki elektronowe K, L, M, N

Elektrony w atomie rozmieszczone są na powłokach oznaczanych od jądra literami K, L, M, N (numery $n$ = 1, 2, 3, 4). Na powłoce o numerze $n$ mieści się najwyżej $2n^2$ elektronów: K - 2, L - 8, M - 18, N - 32. Powłoki zapełnia się od najbliższej jądra. Na ostatniej powłoce atomu jest najwyżej 8 elektronów, dlatego w 4. okresie potas i wapń mają 8 elektronów na M i zaczynają zapełniać N, a M uzupełnia się do 18 u kolejnych pierwiastków, przed galem.

12.Zapis powłokowej konfiguracji elektronowej

Konfiguracja powłokowa podaje liczbę elektronów na kolejnych powłokach w indeksach górnych. Przykłady: sód ($Z = 11$) $\mathrm{K^2L^8M^1}$; chlor ($Z = 17$) $\mathrm{K^2L^8M^7}$; potas ($Z = 19$) $\mathrm{K^2L^8M^8N^1}$; wapń ($Z = 20$) $\mathrm{K^2L^8M^8N^2}$; gal ($Z = 31$) $\mathrm{K^2L^8M^{18}N^3}$; brom ($Z = 35$) $\mathrm{K^2L^8M^{18}N^7}$; krypton ($Z = 36$) $\mathrm{K^2L^8M^{18}N^8}$. Suma elektronów równa się $Z$, a liczba zajętych powłok - numerowi okresu. Liczba elektronów na ostatniej powłoce w grupach 1. i 2. równa się numerowi grupy, a w grupach 13.-18. - numerowi grupy minus 10. Wyjątek: hel ma konfigurację $\mathrm{K^2}$, czyli 2 elektrony na jedynej powłoce.

13.Jony i ich konfiguracja elektronowa

Jon to atom lub grupa atomów z ładunkiem. Kation (+) powstaje, gdy atom metalu oddaje elektrony walencyjne: $\ce{Mg -> Mg^2+ + 2e-}$. Anion (-) powstaje, gdy atom niemetalu przyjmuje elektrony: $\ce{Cl + e- -> Cl-}$. Jony zwykle mają trwałą konfigurację gazu szlachetnego (oktet lub dublet): $\ce{Na+}$ i $\ce{Mg^2+}$ - $\mathrm{K^2L^8}$ jak neon, $\ce{Cl-}$ i $\ce{S^2-}$ - $\mathrm{K^2L^8M^8}$ jak argon. Kation ma tyle elektronów mniej, ile wynosi ładunek, anion - tyle więcej, np. $\ce{S^2-}$ ma $16 + 2 = 18$ elektronów.

14.Elektroujemność

Elektroujemność to zdolność atomu do przyciągania elektronów tworzących wiązanie. Największą ma fluor (4,0 w skali Paulinga), dalej tlen i chlor; najmniejszą - metale grup 1. i 2. W układzie okresowym rośnie w okresie od lewej do prawej, a w grupie od dołu do góry. Różnica elektroujemności atomów pozwala przewidzieć rodzaj wiązania: 0 lub bardzo mała - kowalencyjne niespolaryzowane; średnia, do ok. 1,7 - kowalencyjne spolaryzowane; większa niż 1,7 - jonowe (granica umowna).

15.Wiązanie kowalencyjne

Wiązanie kowalencyjne tworzą wspólne pary elektronowe, do których każdy z atomów daje po jednym elektronie; łączy zwykle atomy niemetali. Niespolaryzowane - między atomami o tej samej elektroujemności, wspólna para leży pośrodku: $\ce{H2}$, $\ce{Cl2}$, $\ce{N2}$, $\ce{O2}$. Spolaryzowane - między atomami różnych niemetali; wspólna para jest przesunięta do atomu bardziej elektroujemnego, który zyskuje cząstkowy ładunek ujemny: $\ce{HCl}$, $\ce{H2O}$, $\ce{NH3}$. Wiązanie bywa pojedyncze, podwójne lub potrójne (1, 2 lub 3 wspólne pary).

16.Wiązanie jonowe

Wiązanie jonowe to przyciąganie elektrostatyczne kationów i anionów. Powstaje, gdy atom metalu (mała elektroujemność) oddaje elektrony atomowi niemetalu (duża elektroujemność), np. $\ce{Na+}$ i $\ce{Cl-}$ w chlorku sodu, $\ce{Mg^2+}$ i $\ce{O^2-}$ w tlenku magnezu. Związki jonowe tworzą kryształy, mają wysokie temperatury topnienia, wiele z nich rozpuszcza się w wodzie, a stopione lub rozpuszczone przewodzą prąd. Nie tworzą cząsteczek - wzór $\ce{NaCl}$ podaje stosunek jonów 1 : 1.

17.Wzór elektronowy: para wiążąca i wolna para

We wzorze elektronowym (kreskowym) kreska między symbolami to wspólna (wiążąca) para elektronów, a kreska przy jednym symbolu - wolna (niewiążąca) para. Atomy łączą się tak, by każdy miał oktet, a wodór - dublet. $\ce{H2}$: $\ce{H-H}$, bez wolnych par. $\ce{Cl2}$, $\ce{Br2}$, $\ce{I2}$: jedno wiązanie pojedyncze i po 3 wolne pary przy każdym atomie. $\ce{N2}$: wiązanie potrójne $\ce{N#N}$ i po 1 wolnej parze przy każdym atomie azotu.

18.Wzory elektronowe $\ce{HCl}$, $\ce{H2O}$, $\ce{NH3}$, $\ce{CH4}$

Atom niemetalu łączy się z atomami wodoru wiązaniami pojedynczymi, a jego pozostałe elektrony walencyjne tworzą wolne pary. $\ce{HCl}$: 1 wiązanie, 3 wolne pary przy chlorze. $\ce{H2O}$: 2 wiązania $\ce{O-H}$, 2 wolne pary przy tlenie. $\ce{NH3}$: 3 wiązania $\ce{N-H}$, 1 wolna para przy azocie. $\ce{CH4}$: 4 wiązania $\ce{C-H}$, brak wolnych par. Za każdym razem atom niemetalu ma oktet: po 2 elektrony na każde wiązanie i na każdą wolną parę.

19.Wzór elektronowy $\ce{CO2}$

W cząsteczce tlenku węgla(IV) atom węgla (4 elektrony walencyjne) łączy się z każdym atomem tlenu wiązaniem podwójnym: $\ce{O=C=O}$. Węgiel ma 4 wspólne pary, czyli oktet, i nie ma wolnych par; każdy atom tlenu ma 2 wspólne pary i 2 wolne pary. Razem: 4 pary wiążące i 4 wolne pary, czyli 16 elektronów walencyjnych ($4 + 2 \cdot 6$). Wiązania węgiel-tlen są kowalencyjne spolaryzowane, bo tlen jest bardziej elektroujemny od węgla.

20.Wartościowość

Wartościowość to liczba wiązań, które atom tworzy z innymi atomami; zapisuje się ją cyfrą rzymską. Wodór ma zawsze wartościowość I, tlen zwykle II, metale grup 1. i 2. - numer grupy, glin - III. Wzór związku dwupierwiastkowego ustala się tak, by iloczyn wartościowości i liczby atomów był taki sam dla obu pierwiastków: glin(III) i tlen(II) tworzą $\ce{Al2O3}$, bo $2 \cdot 3 = 3 \cdot 2$. Gdy pierwiastek ma kilka wartościowości, podaje się ją w nazwie: tlenek żelaza(III) $\ce{Fe2O3}$, tlenek węgla(II) $\ce{CO}$.

21.Interpretacja zapisów $\ce{H}$, $\ce{2H}$, $\ce{H2}$, $\ce{2H2}$

Współczynnik przed wzorem podaje liczbę drobin, a indeks dolny - liczbę atomów danego pierwiastka w jednej cząsteczce. $\ce{H}$ - jeden atom wodoru; $\ce{2H}$ - dwa atomy wodoru; $\ce{H2}$ - jedna cząsteczka wodoru złożona z 2 atomów; $\ce{2H2}$ - dwie cząsteczki wodoru, razem 4 atomy. Przykład: $\ce{3H2O}$ to 3 cząsteczki wody, a w nich 6 atomów wodoru i 3 atomy tlenu. Cząsteczki dwuatomowe tworzą m.in. wodór, tlen, azot, chlor, brom i jod.

22.Masa cząsteczkowa

Masa cząsteczkowa to suma mas atomowych wszystkich atomów w cząsteczce, w u; dla związków jonowych liczy się ją tak samo, ze wzoru. Masy atomowe odczytuje się z układu okresowego i zaokrągla, np. H - 1 u, C - 12 u, O - 16 u, S - 32 u, Ca - 40 u. Każdą masę atomową mnoży się przez indeks. Przykłady: $\ce{H2O}$: $2 \cdot 1 + 16 = 18~\mathrm{u}$; $\ce{H2SO4}$: $2 \cdot 1 + 32 + 4 \cdot 16 = 98~\mathrm{u}$; $\ce{Ca(OH)2}$: $40 + 2 \cdot (16 + 1) = 74~\mathrm{u}$.

23.Zawartość procentowa pierwiastka i stosunek masowy

Zawartość procentowa (procent masowy) pierwiastka to masa jego atomów w cząsteczce podzielona przez masę cząsteczkową, razy 100%. W wodzie: wodór $\frac{2 \cdot 1~\mathrm{u}}{18~\mathrm{u}} \cdot 100\% \approx 11{,}1\%$, tlen $\approx 88{,}9\%$. Stosunek masowy pierwiastków to stosunek mas ich atomów w cząsteczce: w wodzie $2 : 16 = 1 : 8$. Prawo stałości składu: dany związek chemiczny ma zawsze taki sam skład, niezależnie od sposobu otrzymania.

24.Wzór empiryczny a wzór rzeczywisty

Wzór rzeczywisty (sumaryczny) podaje faktyczną liczbę atomów w cząsteczce. Wzór empiryczny (najprostszy) podaje tylko najmniejszy stosunek liczb atomów w liczbach całkowitych. Ustala się go, dzieląc indeksy wzoru rzeczywistego przez ich największy wspólny dzielnik: glukoza $\ce{C6H12O6}$ ma wzór empiryczny $\ce{CH2O}$, nadtlenek wodoru $\ce{H2O2}$ - $\ce{HO}$, etan $\ce{C2H6}$ - $\ce{CH3}$. Gdy indeksy nie mają wspólnego dzielnika, oba wzory są takie same, np. $\ce{H2O}$. Ze wzoru strukturalnego lub modelu najpierw liczy się atomy.

25.Ustalanie wzoru z zawartości procentowej i masy cząsteczkowej

1) Przyjmij 100 g związku - procenty stają się gramami. 2) Masę każdego pierwiastka podziel przez jego masę atomową - otrzymasz stosunek liczb atomów. 3) Podziel wyniki przez najmniejszy z nich i doprowadź do liczb całkowitych - to wzór empiryczny. 4) Porównaj jego masę z masą cząsteczkową i pomnóż indeksy. Przykład: 80% C i 20% H: $\frac{80}{12} \approx 6{,}67$, $\frac{20}{1} = 20$, stosunek 1 : 3, wzór empiryczny $\ce{CH3}$ (15 u); przy masie cząsteczkowej 30 u wzór rzeczywisty to $\ce{C2H6}$.

26.Zjawisko fizyczne a reakcja chemiczna

Zjawisko fizyczne nie zmienia składu substancji - zmienia się np. stan skupienia, kształt lub rozdrobnienie: topnienie, krzepnięcie, parowanie, skraplanie, sublimacja, rozpuszczanie cukru, cięcie drutu. Reakcja chemiczna to przemiana, w której z substratów powstają nowe substancje (produkty) o innych właściwościach: spalanie węgla, rdzewienie żelaza, kwaśnienie mleka. Objawy reakcji: zmiana barwy, wydzielanie gazu, powstawanie osadu, wydzielanie lub pochłanianie energii, świecenie.

27.Reakcje syntezy, analizy i wymiany

Synteza (łączenie): z kilku substratów powstaje jeden produkt, $\ce{A + B -> AB}$, np. $\ce{2Mg + O2 -> 2MgO}$. Analiza (rozkład): z jednego substratu powstaje kilka produktów, $\ce{AB -> A + B}$, np. $\ce{2HgO -> 2Hg + O2}$. Wymiana pojedyncza: $\ce{A + BC -> AC + B}$, np. $\ce{Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2}$. Wymiana podwójna: $\ce{AB + CD -> AD + CB}$, np. $\ce{CuO + 2HCl -> CuCl2 + H2O}$.

28.Prawo zachowania masy i dobieranie współczynników

Prawo zachowania masy: masa substratów równa się masie produktów, bo w reakcji atomy nie powstają ani nie znikają, tylko łączą się inaczej. Dlatego po obu stronach równania musi być tyle samo atomów każdego pierwiastka - dobiera się współczynniki, nigdy nie zmieniając indeksów. Przykład: schemat glin + tlen daje tlenek glinu uzgadniamy do $\ce{4Al + 3O2 -> 2Al2O3}$ (4 atomy Al i 6 atomów O po każdej stronie). Gdy 24 g magnezu reaguje z 16 g tlenu, powstaje 40 g tlenku magnezu.

29.Reakcje egzotermiczne i endotermiczne

Reakcja egzotermiczna oddaje energię (zwykle ciepło) do otoczenia, które się ogrzewa: spalanie, reakcja magnezu z kwasem solnym, reakcja tlenku wapnia z wodą. Reakcja endotermiczna pobiera energię z otoczenia - trzeba ją stale ogrzewać albo otoczenie się ochładza, np. rozkład węglanu wapnia $\ce{CaCO3 ->[T] CaO + CO2}$. Efekt cieplny mają też zjawiska fizyczne: rozpuszczanie wodorotlenku sodu w wodzie ogrzewa roztwór, a mieszanina lodu z solą kuchenną (mieszanina oziębiająca) ma temperaturę niższą niż $0~^{\circ}\mathrm{C}$.

30.Energia aktywacji i wykres energii reakcji

Energia aktywacji $E_a$ to najmniejsza energia, którą trzeba dostarczyć substratom, aby reakcja się rozpoczęła (np. płomień zapałki przy zapalaniu gazu). Na wykresie energii widać poziom energii substratów, „górkę” o wysokości $E_a$ ponad substratami i poziom energii produktów. Różnica energii produktów i substratów to efekt energetyczny (entalpia) reakcji $\Delta H$: produkty niżej niż substraty, $\Delta H < 0$ - reakcja egzotermiczna; produkty wyżej, $\Delta H > 0$ - endotermiczna.

31.Katalizator

Katalizator to substancja, która przyspiesza reakcję chemiczną, a po reakcji pozostaje niezmieniona. Działa, bo obniża energię aktywacji: na wykresie „górka” jest niższa, a energie substratów i produktów oraz efekt energetyczny $\Delta H$ się nie zmieniają. Katalizator nie jest substratem - zapisuje się go nad strzałką: $\ce{2H2O2 ->[MnO2] 2H2O + O2}$. Katalizatory w organizmach to enzymy; katalizator w samochodzie zmniejsza ilość szkodliwych składników spalin.

32.Skład powietrza; gazy szlachetne

Powietrze to mieszanina jednorodna gazów. Objętościowo: azot ok. 78%, tlen ok. 21%, argon i inne gazy szlachetne ok. 1%, tlenek węgla(IV) ok. 0,04% oraz zmienne ilości pary wodnej i pyłów. Wilgotne opiłki żelaza w probówce odwróconej nad wodą zużywają tlen i woda wchodzi do probówki na ok. $\frac{1}{5}$ jej objętości. Gazy szlachetne (hel, neon, argon, krypton, ksenon) są bezbarwne i prawie niereaktywne, bo mają trwałą konfigurację elektronową; stosuje się je m.in. w reklamach świetlnych i żarówkach.

33.Tlen: otrzymywanie i właściwości

Tlen otrzymuje się m.in. przez rozkład nadtlenku wodoru z katalizatorem $\ce{2H2O2 ->[MnO2] 2H2O + O2}$ lub przez ogrzewanie manganianu(VII) potasu $\ce{2KMnO4 ->[T] K2MnO4 + MnO2 + O2}$. To bezbarwny, bezwonny gaz, nieco cięższy od powietrza, słabo rozpuszczalny w wodzie. Sam się nie pali, ale podtrzymuje palenie - żarzące się łuczywo zapala się w nim. Z metalami i niemetalami tworzy tlenki: $\ce{2Mg + O2 -> 2MgO}$, $\ce{S + O2 -> SO2}$, $\ce{C + O2 -> CO2}$.

34.Wodór: otrzymywanie i właściwości

W laboratorium wodór otrzymuje się w reakcji cynku z kwasem solnym: $\ce{Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2}$; wydziela się też w reakcji sodu z wodą: $\ce{2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2}$. To bezbarwny, bezwonny gaz, najlżejszy ze wszystkich, prawie nierozpuszczalny w wodzie. Jest palny: $\ce{2H2 + O2 -> 2H2O}$, a jego mieszanina z tlenem (mieszanina piorunująca) wybucha - probówka z wodorem zbliżona do płomienia daje charakterystyczny trzask. Na gorąco odbiera tlen tlenkom metali: $\ce{CuO + H2 -> Cu + H2O}$.

35.Tlenek węgla(IV): otrzymywanie, właściwości, wykrywanie

$\ce{CO2}$ otrzymuje się w reakcji węglanu wapnia (np. kredy, marmuru) z kwasem solnym: $\ce{CaCO3 + 2HCl -> CaCl2 + H2O + CO2}$. Jest bezbarwny, bezwonny, cięższy od powietrza (można go przelewać), nie pali się i nie podtrzymuje palenia - stąd użycie w gaśnicach. Wykrywa się go wodą wapienną, która mętnieje: $\ce{CO2 + Ca(OH)2 -> CaCO3 v + H2O}$. Powstaje przy spalaniu i oddychaniu; jego nadmiar w atmosferze nasila efekt cieplarniany. Stały $\ce{CO2}$ to suchy lód.

36.Korozja i ochrona przed nią

Korozja to niszczenie metali pod wpływem czynników środowiska. Żelazo rdzewieje tylko w obecności tlenu i wody, a chlorek sodu (np. sól na drogach) ten proces przyspiesza. W suchym powietrzu oraz w przegotowanej wodzie przykrytej warstwą oleju gwóźdź nie rdzewieje. Rdza jest porowata i nie chroni żelaza przed dalszą korozją. Ochrona: farby, lakiery, smary, emalie, pokrywanie innym metalem (cynkowanie, chromowanie, niklowanie), stal nierdzewna. Glin pokrywa się szczelną warstwą tlenku, która go chroni.

37.Roztwory właściwe, koloidy i zawiesiny

Roztwór to jednorodna mieszanina rozpuszczalnika (np. wody) i substancji rozpuszczonej. Cząsteczka wody jest polarna (dipol): tlen ma cząstkowy ładunek ujemny, a atomy wodoru - dodatni, dlatego woda dobrze rozpuszcza wiele substancji jonowych i polarnych. Roztwór właściwy (sól lub cukier w wodzie) jest klarowny, a cząstek nie widać. Koloid (białko jaja w wodzie, mgła) ma większe cząstki, które rozpraszają światło (efekt Tyndalla). Zawiesina (kreda lub piasek w wodzie) jest mętna, a cząstki z czasem opadają.

38.Szybkość rozpuszczania

Ciało stałe zwykle rozpuszcza się szybciej, gdy podnosimy temperaturę rozpuszczalnika, mieszamy roztwór i rozdrabniamy substancję (cukier puder rozpuszcza się szybciej niż kostka). Mieszanie i rozdrobnienie nie zmieniają rozpuszczalności, czyli maksymalnej ilości substancji, którą można rozpuścić w określonej ilości rozpuszczalnika w danej temperaturze. Zmiana temperatury może zmienić zarówno szybkość rozpuszczania, jak i rozpuszczalność. W doświadczeniu zmienia się tylko jeden czynnik, a pozostałe warunki zostawia takie same. Substancje o podobnej budowie dobrze się mieszają: olej jadalny i benzyna nie rozpuszczają się w wodzie, ale olej rozpuszcza się w benzynie. (podpowiedź: Ciepło, mieszanie, rozdrobnienie przyspieszają rozpuszczanie.)

39.Rozpuszczalność; roztwór nasycony i nienasycony

Rozpuszczalność to największa masa substancji, którą można rozpuścić w 100 g wody w danej temperaturze, otrzymując roztwór nasycony. Roztwór nasycony nie rozpuści już więcej substancji w tej temperaturze, nienasycony - może rozpuścić jeszcze jej porcję. Rozpuszczalność większości ciał stałych rośnie z temperaturą, a gazów maleje; odczytuje się ją z krzywej rozpuszczalności. Przykład: przy rozpuszczalności 36 g w 100 g wody w 50 g wody rozpuści się najwyżej 18 g substancji i powstanie 68 g roztworu nasyconego.

40.Stężenie procentowe roztworu

Stężenie procentowe $C_p$ to liczba gramów substancji rozpuszczonej w 100 g roztworu: $C_p = \frac{m_s}{m_r} \cdot 100\%$, gdzie $m_r = m_s + m_w$ (masa substancji + masa wody). Gdy znana jest objętość roztworu, jego masę liczy się z gęstości: $m_r = d \cdot V$. Przykład: 20 g cukru w 80 g wody daje 100 g roztworu o $C_p = 20\%$. Roztwór nasycony ma $C_p = \frac{R}{100 + R} \cdot 100\%$, gdzie $R$ to rozpuszczalność. Roztwór stężony zawiera dużo substancji, rozcieńczony - mało.