Wojewódzki Konkurs Przedmiotowy z Chemii (śląskie) - atom, tlenki i kwasy

1.Substancja chemiczna a mieszanina

Substancja chemiczna (czysta) ma stały skład i stałe właściwości, np. woda destylowana, miedź, chlorek sodu. Mieszanina to co najmniej dwie substancje zmieszane ze sobą, które zachowują swoje właściwości. Mieszanina jednorodna - składników nie da się rozróżnić gołym okiem ani pod mikroskopem (roztwór soli, powietrze, stopy metali). Mieszanina niejednorodna - składniki widać (piasek z wodą, granit, woda z olejem).

2.Metody rozdzielania mieszanin

Sączenie (filtracja) oddziela nierozpuszczalne ciało stałe od cieczy, np. piasek od wody. Dekantacja to zlanie cieczy znad osadu. Odparowanie i krystalizacja odzyskują substancję rozpuszczoną, np. sól z roztworu. Destylacja rozdziela ciecze o różnych temperaturach wrzenia albo oddziela wodę od rozpuszczonej soli. Rozdzielacz służy do rozdzielania cieczy, które się nie mieszają (woda i olej). Magnes oddziela opiłki żelaza.

3.Pierwiastek, związek chemiczny, metale i niemetale

Pierwiastek to substancja zbudowana z atomów o tej samej liczbie atomowej - nie da się jej rozłożyć na prostsze substancje (tlen, żelazo). Związek chemiczny powstaje z co najmniej dwóch pierwiastków połączonych chemicznie w stałym stosunku, np. woda $\ce{H2O}$, i ma inne właściwości niż te pierwiastki. Metale mają połysk, przewodzą ciepło i prąd, są kowalne. Niemetale zwykle nie przewodzą prądu (wyjątek: grafit) i bywają gazami, ciałami stałymi albo cieczą (brom).

4.Gęstość substancji - wzór i obliczenia

Gęstość to masa jednostki objętości: $d = \frac{m}{V}$, stąd $m = d \cdot V$ oraz $V = \frac{m}{d}$. Jednostki: $\mathrm{g/cm^3}$ albo $\mathrm{kg/m^3}$, przy czym $1~\mathrm{g/cm^3} = 1000~\mathrm{kg/m^3}$. Przykład: glin ma gęstość $2{,}7~\mathrm{g/cm^3}$, więc kostka o objętości $10~\mathrm{cm^3}$ ma masę $m = 2{,}7 \cdot 10 = 27~\mathrm{g}$. Gęstość wody wynosi ok. $1~\mathrm{g/cm^3}$.

5.Budowa atomu: jądro i elektrony

Atom ma bardzo małe, dodatnio naładowane jądro, wokół którego poruszają się elektrony. W jądrze są protony (ładunek +1, masa ok. 1 u) i neutrony (bez ładunku, masa ok. 1 u) - razem to nukleony. Elektron ma ładunek -1 i masę ok. 1840 razy mniejszą od masy protonu. Atom jest obojętny elektrycznie, bo ma tyle samo elektronów co protonów. Prawie cała masa atomu skupia się w jądrze.

6.Zapis $\ce{^{A}_{Z}E}$: liczba atomowa i liczba masowa

Liczba atomowa Z (u dołu) to liczba protonów w jądrze, a w obojętnym atomie także liczba elektronów; to ona wyznacza pierwiastek i jego miejsce w układzie okresowym. Liczba masowa A (u góry) to liczba nukleonów, czyli protonów i neutronów razem. Liczba neutronów: $N = A - Z$. Przykład: atom $\ce{^{27}_{13}Al}$ ma 13 protonów, 13 elektronów i $27 - 13 = 14$ neutronów.

7.Powłoki elektronowe i elektrony walencyjne

Elektrony rozmieszczone są na powłokach: K (najwyżej 2 elektrony), L (najwyżej 8), M i kolejnych. Elektrony walencyjne to elektrony zewnętrznej powłoki - biorą udział w tworzeniu wiązań. Numer okresu = liczba powłok. Dla grup 1-2 liczba elektronów walencyjnych równa się numerowi grupy, a dla grup 13-18 numerowi grupy minus 10 (wyjątek: hel ma 2). Przykład: chlor (Z = 17) ma rozmieszczenie K2 L8 M7 - 3 powłoki (okres 3) i 7 elektronów walencyjnych (grupa 17).

8.Izotopy

Izotopy to odmiany atomów tego samego pierwiastka - mają tę samą liczbę protonów (to samo Z), ale różną liczbę neutronów, więc różną liczbę masową A. Ich właściwości chemiczne są prawie takie same. Izotopy wodoru: prot $\ce{^{1}_{1}H}$ (bez neutronów), deuter $\ce{^{2}_{1}H}$ (1 neutron) i tryt $\ce{^{3}_{1}H}$ (2 neutrony). Izotopy węgla to $\ce{^{12}C}$, $\ce{^{13}C}$ i promieniotwórczy $\ce{^{14}C}$.

9.Średnia masa atomowa pierwiastka

Masa atomowa w układzie okresowym to średnia ważona mas izotopów pierwiastka, uwzględniająca ich procentową zawartość w przyrodzie: $m_{at} = \frac{A_1 \cdot p_1 + A_2 \cdot p_2}{100}$, gdzie $p_1$ i $p_2$ to zawartości procentowe izotopów. Dlatego masy atomowe zwykle nie są liczbami całkowitymi. Przykład: chlor to ok. 75% $\ce{^{35}Cl}$ i 25% $\ce{^{37}Cl}$, więc $m_{at} = \frac{35 \cdot 75 + 37 \cdot 25}{100} = 35{,}5~\mathrm{u}$.

10.Ustalanie składu izotopowego z masy atomowej

Gdy pierwiastek ma dwa izotopy, zawartość jednego oznacz jako x%, a drugiego jako (100 - x)%, wstaw do wzoru na średnią masę atomową i rozwiąż równanie. Przykład: bor ma izotopy $\ce{^{10}B}$ i $\ce{^{11}B}$, a jego masa atomowa wynosi $10{,}8~\mathrm{u}$: $10x + 11 \cdot (100 - x) = 1080$, stąd $x = 20$. Bor to więc ok. 20% $\ce{^{10}B}$ i 80% $\ce{^{11}B}$.

11.Przemiana alfa ($\alpha$)

Promieniotwórczość naturalna to samorzutny rozpad nietrwałych jąder atomowych. W przemianie alfa jądro wyrzuca cząstkę $\alpha$, czyli jądro helu $\ce{^{4}_{2}He}$ (2 protony i 2 neutrony). Liczba masowa maleje o 4, a liczba atomowa o 2 - powstaje pierwiastek przesunięty o 2 miejsca w lewo w układzie okresowym. Przykład: $\ce{^{238}_{92}U -> ^{234}_{90}Th + ^{4}_{2}He}$. Sumy liczb masowych i sumy liczb atomowych po obu stronach równania są równe.

12.Przemiana beta minus ($\beta^-$)

W przemianie $\beta^-$ jeden neutron w jądrze zamienia się w proton i elektron, a elektron (cząstka $\beta^-$) zostaje wyrzucony z jądra. Liczba masowa A się nie zmienia, a liczba atomowa Z rośnie o 1 - powstaje pierwiastek o jedno miejsce dalej w układzie okresowym. Przykład: $\ce{^{14}_{6}C -> ^{14}_{7}N + ^{0}_{-1}e}$. Elektron zapisujemy jako $\ce{^{0}_{-1}e}$, bo ma znikomą masę i ładunek -1.

13.Ile przemian $\alpha$ i $\beta^-$ zaszło w szeregu promieniotwórczym?

Liczbę masową zmienia tylko przemiana alfa, więc liczba przemian $\alpha$ = różnica liczb masowych podzielona przez 4. Potem sprawdź liczbę atomową: każda przemiana $\alpha$ obniża Z o 2, a każda przemiana $\beta^-$ podnosi Z o 1. Przykład: $\ce{^{238}_{92}U}$ przechodzi w $\ce{^{206}_{82}Pb}$: $(238 - 206) : 4 = 8$ przemian $\alpha$, co daje $Z = 92 - 16 = 76$; do 82 brakuje 6, więc zaszło 6 przemian $\beta^-$.

14.Okres półtrwania (czas połowicznego rozpadu)

Okres półtrwania $T_{1/2}$ to czas, po którym rozpada się połowa jąder danego izotopu promieniotwórczego. Po każdym kolejnym okresie zostaje połowa tego, co było: po 1 okresie $\frac{1}{2}$, po 2 okresach $\frac{1}{4}$, po 3 okresach $\frac{1}{8}$ początkowej masy. Przykład: z 80 g izotopu o $T_{1/2} = 5$ dni po 15 dniach (3 okresy półtrwania) zostaje $80 : 8 = 10~\mathrm{g}$.

15.Elektroujemność a rodzaj wiązania

Elektroujemność to zdolność atomu do przyciągania elektronów wiązania; największą ma fluor, dużą tlen, azot i chlor, najmniejszą aktywne metale grup 1-2. O rodzaju wiązania decyduje różnica elektroujemności: 0 - wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane ($\ce{H2}$, $\ce{Cl2}$, $\ce{N2}$); więcej niż 0, ale mniej niż 1,7 - kowalencyjne spolaryzowane ($\ce{HCl}$, $\ce{H2O}$, $\ce{NH3}$); 1,7 i więcej - wiązanie jonowe ($\ce{NaCl}$, $\ce{MgO}$).

16.Wiązanie jonowe; kation i anion

Wiązanie jonowe powstaje między atomem metalu a atomem niemetalu: metal oddaje elektrony walencyjne i staje się kationem (jonem dodatnim), a niemetal je przyjmuje i staje się anionem (jonem ujemnym). Oba jony uzyskują trwałą konfigurację gazu szlachetnego (oktet, a najmniejsze atomy - dublet). Przeciwnie naładowane jony silnie się przyciągają. Przykład: $\ce{Na -> Na+ + e-}$, $\ce{Cl + e- -> Cl-}$, a jony $\ce{Na+}$ i $\ce{Cl-}$ tworzą chlorek sodu.

17.Wiązanie kowalencyjne - wspólne pary elektronowe

Wiązanie kowalencyjne (atomowe) powstaje, gdy atomy niemetali uwspólniają elektrony - każda wspólna para to jedna kreska we wzorze strukturalnym. Dzięki temu każdy atom ma oktet (wodór - dublet). W cząsteczce $\ce{H2}$ jest wiązanie pojedyncze, w $\ce{O2}$ podwójne ($\ce{O=O}$), a w $\ce{N2}$ potrójne ($\ce{N#N}$), dlatego azot jest mało aktywny. W cząsteczce $\ce{H2O}$ atom tlenu tworzy dwa wiązania pojedyncze z atomami wodoru.

18.Właściwości związków jonowych i kowalencyjnych

Związki jonowe, np. $\ce{NaCl}$ i $\ce{CaO}$, to krystaliczne ciała stałe o wysokich temperaturach topnienia; zwykle dobrze rozpuszczają się w wodzie, a ich roztwory i stopione kryształy przewodzą prąd, bo zawierają swobodne jony. Związki o wiązaniach kowalencyjnych, np. $\ce{H2O}$, $\ce{CO2}$, $\ce{CH4}$, to często gazy lub ciecze o niskich temperaturach topnienia i wrzenia; w stanie czystym zwykle nie przewodzą prądu.

19.Cyna (Sn)

Cyna to srebrzystobiały, miękki metal o niskiej temperaturze topnienia (ok. 232 °C), odporny na korozję. Stosuje się ją do lutowania (luty cynowe), do pokrywania stalowej blachy na puszki do żywności (biała blacha) i w stopach - brąz to stop miedzi z cyną. W niskiej temperaturze (poniżej ok. 13 °C) cyna biała może powoli przechodzić w szarą, kruchą odmianę, która rozsypuje się w proszek (tzw. zaraza cynowa).

20.Złoto (Au)

Złoto to żółty, połyskliwy metal szlachetny o dużej gęstości (ok. $19{,}3~\mathrm{g/cm^3}$); jest najbardziej kowalnym metalem - daje się wyklepać w folię cieńszą od kartki. Nie reaguje z tlenem, wodą ani z pojedynczymi kwasami, dlatego nie matowieje; rozpuszcza go woda królewska (mieszanina stężonych kwasów chlorowodorowego i azotowego(V) w stosunku objętości 3 : 1). Czyste złoto jest miękkie, więc w biżuterii stosuje się stopy: próba 585 oznacza 585 g złota w 1000 g stopu.

21.Rtęć (Hg)

Rtęć to srebrzysty metal - jedyny metal, który w temperaturze pokojowej jest cieczą (krzepnie w ok. -39 °C). Ma dużą gęstość (ok. $13{,}5~\mathrm{g/cm^3}$) i przewodzi prąd. Jej pary są silnie trujące, dlatego rozlaną rtęć zbiera się i posypuje siarką, z którą tworzy siarczek rtęci(II): $\ce{Hg + S -> HgS}$. Rtęć rozpuszcza wiele metali, tworząc amalgamaty; dawniej stosowano ją w termometrach i barometrach.

22.Zjawisko fizyczne, reakcja chemiczna i prawo zachowania masy

W zjawisku fizycznym nie powstaje nowa substancja - zmienia się np. stan skupienia lub kształt (topnienie lodu, rozpuszczanie cukru, wyginanie drutu). W reakcji chemicznej z substratów powstają produkty o nowych właściwościach (spalanie, rdzewienie). Prawo zachowania masy: masa substratów równa się masie produktów, bo atomy nie znikają i nie powstają - dlatego dobieramy współczynniki w równaniu. Przykład: 4 g wodoru i 32 g tlenu dają 36 g wody.

23.Typy reakcji: synteza, analiza, wymiana

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. $\ce{2HgO ->[T] 2Hg + O2}$. Wymiana pojedyncza: $\ce{A + BC -> AC + B}$, np. $\ce{Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2}$. Wymiana podwójna: $\ce{AB + CD -> AD + CB}$, np. $\ce{NaOH + HCl -> NaCl + H2O}$.

24.Reakcje egzotermiczne i endotermiczne; katalizator

Reakcja egzotermiczna oddaje energię (zwykle ciepło) do otoczenia, które się ogrzewa - np. spalanie, reakcja tlenku wapnia z wodą, zobojętnianie. Reakcja endotermiczna pobiera energię z otoczenia i zachodzi tylko przy jej stałym dostarczaniu - np. rozkład węglanu wapnia w wysokiej temperaturze, fotosynteza. Katalizator przyspiesza reakcję, ale sam się w niej nie zużywa, np. tlenek manganu(IV) w rozkładzie nadtlenku wodoru.

25.Tlen - otrzymywanie, właściwości, wykrywanie

Tlen $\ce{O2}$ to bezbarwny, bezwonny gaz, nieco cięższy od powietrza i słabo rozpuszczalny w wodzie. Sam się nie pali, ale podtrzymuje palenie - tlące się łuczywko rozpala się w nim jasnym płomieniem (tak wykrywa się tlen). W laboratorium otrzymuje się go przez rozkład nadtlenku wodoru z katalizatorem, $\ce{2H2O2 ->[MnO2] 2H2O + O2}$, albo przez ogrzewanie manganianu(VII) potasu, $\ce{2KMnO4 ->[T] K2MnO4 + MnO2 + O2}$; w przemyśle - ze skroplonego powietrza.

26.Ozon i dziura ozonowa

Ozon $\ce{O3}$ to odmiana alotropowa tlenu o cząsteczce zbudowanej z 3 atomów. Ma charakterystyczny zapach (czuć go po burzy) i jest trujący. Powstaje z tlenu podczas wyładowań elektrycznych: $\ce{3O2 -> 2O3}$. Warstwa ozonowa w stratosferze pochłania większość szkodliwego promieniowania ultrafioletowego (UV) Słońca. Związki chloru, zwłaszcza dawniej stosowane freony, rozkładają ozon - powstaje dziura ozonowa, przez którą do Ziemi dociera więcej UV.

27.Wodór - otrzymywanie, właściwości, wykrywanie

Wodór $\ce{H2}$ to najlżejszy gaz - bezbarwny, bezwonny i prawie nierozpuszczalny w wodzie. Otrzymuje się go w reakcji metalu z kwasem, np. $\ce{Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2}$, aktywnego metalu z wodą albo przez rozkład wody prądem elektrycznym. Pali się, tworząc wodę: $\ce{2H2 + O2 -> 2H2O}$, a jego mieszanina z tlenem (mieszanina piorunująca) wybucha. Probówka z wodorem zbliżona do płomienia daje charakterystyczne szczeknięcie. Wodór odbiera tlen tlenkom metali: $\ce{CuO + H2 ->[T] Cu + H2O}$.

28.Powietrze i gazy szlachetne

Powietrze to mieszanina jednorodna gazów; w przybliżeniu (objętościowo) azot ok. 78%, tlen ok. 21%, argon ok. 0,9%, a resztę stanowią m.in. tlenek węgla(IV), para wodna i inne gazy szlachetne. Gazy szlachetne (grupa 18: hel, neon, argon, krypton, ksenon, radon) mają całkowicie zapełnioną powłokę zewnętrzną, więc są bierne chemicznie i występują jako pojedyncze atomy. Hel wypełnia balony, neon świeci w reklamach, argon wypełnia żarówki i chroni metal podczas spawania.

29.Tlenek węgla(IV) $\ce{CO2}$

Tlenek węgla(IV) to bezbarwny, bezwonny gaz, cięższy od powietrza, który się nie pali i nie podtrzymuje palenia (stosuje się go w gaśnicach). W laboratorium: $\ce{CaCO3 + 2HCl -> CaCl2 + H2O + CO2}$. Wykrywa się go wodą wapienną, która mętnieje, bo wytrąca się węglan wapnia: $\ce{CO2 + Ca(OH)2 -> CaCO3 v + H2O}$. Powstaje podczas spalania i oddychania, rośliny zużywają go w fotosyntezie, a jego nadmierna emisja nasila efekt cieplarniany.

30.Azot $\ce{N2}$

Azot to główny składnik powietrza (ok. 78% objętości): bezbarwny, bezwonny gaz, słabo rozpuszczalny w wodzie, który się nie pali i nie podtrzymuje palenia. Atomy w jego cząsteczce łączy bardzo trwałe wiązanie potrójne, dlatego azot jest mało aktywny chemicznie. Stosuje się go jako gaz ochronny, np. w opakowaniach żywności, a ciekły azot (wrze w ok. -196 °C) do głębokiego zamrażania. Azot wchodzi w skład białek; z niego produkuje się amoniak, kwas azotowy(V) i nawozy.

31.Tlenki azotu

Azot tworzy tlenki o różnych wartościowościach: $\ce{N2O}$ - tlenek azotu(I) (gaz rozweselający), $\ce{NO}$ - tlenek azotu(II), $\ce{N2O3}$ - tlenek azotu(III), $\ce{NO2}$ - tlenek azotu(IV), $\ce{N2O5}$ - tlenek azotu(V). Bezbarwny $\ce{NO}$ łatwo łączy się z tlenem w brunatny, trujący $\ce{NO2}$: $\ce{2NO + O2 -> 2NO2}$. Tlenki azotu powstają m.in. w silnikach samochodów i podczas wyładowań atmosferycznych. $\ce{N2O3}$, $\ce{NO2}$ i $\ce{N2O5}$ w reakcji z wodą dają kwasy, dlatego tlenki azotu przyczyniają się do kwaśnych opadów, a $\ce{N2O}$ i $\ce{NO}$ z wodą nie reagują (to tlenki obojętne).

32.Amoniak $\ce{NH3}$

Amoniak to bezbarwny gaz o ostrym, duszącym zapachu, lżejszy od powietrza i bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie. Otrzymuje się go z azotu i wodoru z katalizatorem, pod wysokim ciśnieniem: $\ce{N2 + 3H2 <--> 2NH3}$. Wodny roztwór amoniaku (woda amoniakalna) ma odczyn zasadowy: $\ce{NH3 + H2O <--> NH4+ + OH-}$. Z chlorowodorem tworzy biały dym chlorku amonu: $\ce{NH3 + HCl -> NH4Cl}$. Służy do produkcji nawozów i kwasu azotowego(V).

33.Kwas azotowy(III) i kwas azotowy(V)

Kwas azotowy(III) $\ce{HNO2}$ jest słaby i nietrwały, znany tylko w roztworze; powstaje z tlenku azotu(III): $\ce{N2O3 + H2O -> 2HNO2}$, a jego sole to azotany(III), np. $\ce{NaNO2}$. Kwas azotowy(V) $\ce{HNO3}$ jest mocnym kwasem; bezbarwny, ale na świetle żółknie, bo się rozkłada. Działa żrąco, a białko barwi na żółto (reakcja ksantoproteinowa). Powstaje z tlenku azotu(V): $\ce{N2O5 + H2O -> 2HNO3}$. Jego sole to azotany(V), np. $\ce{KNO3}$ - składnik nawozów (saletr).

34.Tlenki - wzory, nazwy, wartościowość

Tlenek to związek pierwiastka z tlenem, w którym tlen jest dwuwartościowy. Wzór tworzy się „na krzyż”: wartościowość jednego pierwiastka staje się indeksem drugiego, a indeksy skraca się, np. glin(III) i tlen(II) dają $\ce{Al2O3}$, a węgiel(IV) i tlen(II) - $\ce{C2O4}$, czyli $\ce{CO2}$. Gdy pierwiastek ma kilka wartościowości, podajemy ją w nazwie: $\ce{FeO}$ - tlenek żelaza(II), $\ce{Fe2O3}$ - tlenek żelaza(III). Tlenki powstają głównie w reakcji pierwiastków z tlenem, np. $\ce{S + O2 -> SO2}$.

35.Wodorotlenki i zasady

Wodorotlenek zbudowany jest z atomu metalu i tylu grup wodorotlenowych $\ce{OH}$, ile wynosi wartościowość metalu: $\ce{NaOH}$, $\ce{KOH}$, $\ce{Ca(OH)2}$, $\ce{Al(OH)3}$, $\ce{Cu(OH)2}$. Wodorotlenki dobrze rozpuszczalne w wodzie tworzą zasady. Otrzymywanie: aktywny metal + woda, np. $\ce{2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2}$, albo tlenek aktywnego metalu + woda, np. $\ce{CaO + H2O -> Ca(OH)2}$. Wodorotlenki trudno rozpuszczalne, np. $\ce{Cu(OH)2}$, otrzymuje się w reakcji soli z zasadą.

36.Kwasy - budowa, nazwy, otrzymywanie

Cząsteczka kwasu składa się z atomów wodoru i reszty kwasowej; wartościowość reszty kwasowej = liczba atomów wodoru. Kwasy beztlenowe to wodne roztwory wodorków niemetali: $\ce{HCl}$ (kwas chlorowodorowy, kwas solny), $\ce{H2S}$ (kwas siarkowodorowy). Kwasy tlenowe ($\ce{HNO3}$, $\ce{H2SO3}$, $\ce{H2SO4}$, $\ce{H2CO3}$, $\ce{H3PO4}$) powstają z tlenków niemetali i wody, np. $\ce{SO3 + H2O -> H2SO4}$, $\ce{P4O10 + 6H2O -> 4H3PO4}$. Kwas węglowy jest nietrwały: $\ce{H2CO3 <--> H2O + CO2}$.

37.Dysocjacja elektrolityczna; elektrolity

Dysocjacja elektrolityczna to rozpad substancji na jony pod wpływem wody. Elektrolity (kwasy, zasady, sole) w roztworze wodnym przewodzą prąd, bo zawierają swobodne jony; nieelektrolity, np. sacharoza i etanol, nie przewodzą. Kwas dysocjuje na kationy wodoru i aniony reszty kwasowej: $\ce{H2SO4 -> 2H+ + SO4^2-}$. Zasada dysocjuje na kationy metalu i aniony wodorotlenkowe: $\ce{Ca(OH)2 -> Ca^2+ + 2OH-}$. Jony $\ce{H+}$ odpowiadają za odczyn kwasowy, a jony $\ce{OH-}$ za zasadowy.

38.Wskaźniki i skala pH

Skala pH opisuje odczyn roztworu: $\mathrm{pH} < 7$ - kwasowy, $\mathrm{pH} = 7$ - obojętny, $\mathrm{pH} > 7$ - zasadowy; im niższe pH, tym bardziej kwasowy roztwór. Fenoloftaleina jest bezbarwna w roztworach kwasowych i obojętnych, a malinowa w zasadowych. Oranż metylowy jest czerwony przy pH poniżej ok. 3,1, pomarańczowy w zakresie pH ok. 3,1-4,4 i żółty powyżej ok. 4,4, także w roztworach obojętnych i zasadowych. Papierek uniwersalny czerwienieje w kwasach, a w zasadach barwi się na niebiesko. Kwaśne opady (pH poniżej ok. 5,6) powstają z tlenków siarki i azotu.

39.Reakcja zobojętniania

Zobojętnianie to reakcja kwasu z zasadą, w której powstają sól i woda. Zapis cząsteczkowy: $\ce{NaOH + HCl -> NaCl + H2O}$. Zapis jonowy pełny: $\ce{Na+ + OH- + H+ + Cl- -> Na+ + Cl- + H2O}$. Zapis jonowy skrócony, wspólny dla zobojętniania mocnych kwasów mocnymi zasadami (gdy powstaje sól rozpuszczalna): $\ce{H+ + OH- -> H2O}$. Przebieg widać, gdy do zasady z fenoloftaleiną dodaje się kwas: malinowa barwa znika, gdy roztwór się zobojętni. Reakcja jest egzotermiczna.

40.Sole - nazwy, dysocjacja, zastosowania

Sól zbudowana jest z kationów metalu (albo amonu) i anionów reszty kwasowej. Nazwy: chlorki ($\ce{NaCl}$), siarczki ($\ce{K2S}$), azotany(V) ($\ce{KNO3}$), siarczany(IV) ($\ce{Na2SO3}$), siarczany(VI) ($\ce{CuSO4}$), węglany ($\ce{CaCO3}$), fosforany(V) ($\ce{Ca3(PO4)2}$). Sole rozpuszczalne dysocjują: $\ce{Al2(SO4)3 -> 2Al^3+ + 3SO4^2-}$. Chlorek sodu to przyprawa i konserwant, węglan wapnia (wapień, marmur) - materiał budowlany, azotany(V) i fosforany(V) - nawozy.