Przedmiotowy Konkurs Chemiczny (mazowieckie) - roztwory, kwasy, zasady, sole

1.Cząsteczka wody (dipol) i mieszaniny z wodą: roztwór właściwy, koloid, zawiesina

Cząsteczka wody $\ce{H2O}$ ma kształt kątowy. Tlen silniej niż wodór przyciąga wspólne pary elektronowe, więc przy tlenie jest cząstkowy ładunek ujemny, a przy wodorach dodatni - to cząsteczka polarna, czyli dipol. Dlatego woda dobrze rozpuszcza wiele substancji jonowych i polarnych. Mieszaniny z wodą: roztwór właściwy (cząstki poniżej 1 nm, jednorodny, np. cukier w wodzie), koloid (cząstki 1-100 nm, rozprasza światło, np. białko jaja w wodzie, żelatyna), zawiesina (cząstki powyżej 100 nm, opadają na dno, np. kreda lub mąka w wodzie).

2.Rozpuszczanie w wodzie - co się rozpuszcza i od czego zależy szybkość? Skład mineralny wód

Substancje rozpuszczalne w wodzie to np. cukier, chlorek sodu, azotan(V) potasu, etanol; praktycznie nierozpuszczalne - np. piasek, kreda, olej, benzyna. Szybkość rozpuszczania substancji stałej zwiększają: wyższa temperatura wody, mieszanie i rozdrobnienie substancji (większa powierzchnia styku z wodą). Wody naturalne też są roztworami: woda wodociągowa i mineralna zawierają m.in. jony $\ce{Ca^2+}$, $\ce{Mg^2+}$, $\ce{Na+}$ i $\ce{HCO3-}$, a woda morska - najwięcej jonów $\ce{Na+}$ i $\ce{Cl-}$, dlatego jest słona.

3.Rozpuszczalność, roztwór nasycony i nienasycony, krzywa rozpuszczalności

Rozpuszczalność to największa masa substancji (w gramach), którą można rozpuścić w 100 g wody w danej temperaturze, otrzymując roztwór nasycony. Roztwór nasycony - w danej temperaturze nie rozpuści się w nim już więcej tej substancji; nienasycony - można w nim rozpuścić kolejną porcję. Krzywa rozpuszczalności to wykres zależności rozpuszczalności od temperatury. Rozpuszczalność większości substancji stałych rośnie z temperaturą, a gazów - maleje. Przeliczanie jest proporcjonalne: w 50 g wody rozpuści się połowa tego, co w 100 g.

4.Stężenie procentowe roztworu - wzór, masa substancji, rozpuszczalnika i roztworu, gęstość

Stężenie procentowe $C_p$ mówi, ile gramów substancji znajduje się w 100 g roztworu: $C_p = \frac{m_s}{m_r} \cdot 100\%$, gdzie $m_s$ - masa substancji rozpuszczonej, $m_r$ - masa roztworu. Masa roztworu to suma: $m_r = m_s + m_{rozp}$ (masa substancji i masa rozpuszczalnika, zwykle wody). Gdy znamy objętość roztworu, jego masę liczymy z gęstości: $m_r = d \cdot V$. Przykład: 20 g soli i 180 g wody dają 200 g roztworu, więc $C_p = \frac{20~\mathrm{g}}{200~\mathrm{g}} \cdot 100\% = 10\%$.

5.Rozcieńczanie i zatężanie roztworu

Rozcieńczanie to dolanie rozpuszczalnika: masa substancji $m_s$ się nie zmienia, masa roztworu rośnie, więc stężenie maleje. Zatężanie to zwiększanie stężenia - przez odparowanie części wody ($m_s$ bez zmian, $m_r$ maleje) albo dosypanie substancji (rosną $m_s$ i $m_r$). Tok obliczeń: policz $m_s$ w roztworze początkowym, ustal nową masę roztworu i podstaw do wzoru $C_p = \frac{m_s}{m_r} \cdot 100\%$. Przykład: do 100 g roztworu 20% (20 g substancji) dolano 100 g wody: $C_p = \frac{20~\mathrm{g}}{200~\mathrm{g}} \cdot 100\% = 10\%$.

6.Wodorotlenki - budowa, wzory i nazwy. Zasada a wodorotlenek

Wodorotlenek składa się z kationów metalu i anionów wodorotlenkowych $\ce{OH-}$ - jest ich tyle, ile wynosi wartościowość metalu. $\ce{NaOH}$ - wodorotlenek sodu, $\ce{KOH}$ - wodorotlenek potasu, $\ce{Ca(OH)2}$ - wodorotlenek wapnia, $\ce{Al(OH)3}$ - wodorotlenek glinu, $\ce{Cu(OH)2}$ - wodorotlenek miedzi(II). Zasada to substancja, która w roztworze wodnym zwiększa stężenie jonów $\ce{OH-}$ - np. wodorotlenki rozpuszczalne w wodzie ($\ce{NaOH}$, $\ce{KOH}$). $\ce{Cu(OH)2}$ i $\ce{Al(OH)3}$ są praktycznie nierozpuszczalne, więc nie tworzą zasad.

7.Otrzymywanie wodorotlenków. Właściwości i zastosowania wodorotlenku sodu i wodorotlenku wapnia

Trzy sposoby: metal aktywny + woda: $\ce{2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2 ^}$; tlenek metalu aktywnego + woda: $\ce{CaO + H2O -> Ca(OH)2}$; strącanie wodorotlenku trudno rozpuszczalnego: $\ce{CuSO4 + 2NaOH -> Cu(OH)2 v + Na2SO4}$. Wodorotlenek sodu: biała, żrąca, higroskopijna substancja stała, dobrze rozpuszczalna w wodzie; służy do produkcji mydła i papieru oraz do udrażniania rur. Wodorotlenek wapnia: biały, słabo rozpuszczalny; jego roztwór to woda wapienna; stosowany w budownictwie (zaprawa murarska) i do odkwaszania gleb.

8.Kwasy - budowa, podział na beztlenowe i tlenowe, wzory i nazwy

Kwas jest zbudowany z atomów wodoru i reszty kwasowej. Kwasy beztlenowe: $\ce{HCl}$ - kwas chlorowodorowy (solny), $\ce{H2S}$ - kwas siarkowodorowy. Kwasy tlenowe: $\ce{HNO3}$ - kwas azotowy(V), $\ce{H2SO3}$ - kwas siarkowy(IV), $\ce{H2SO4}$ - kwas siarkowy(VI), $\ce{H2CO3}$ - kwas węglowy, $\ce{H3PO4}$ - kwas fosforowy(V). Liczba atomów wodoru jest równa wartościowości reszty kwasowej, np. reszta $\ce{SO4^2-}$ jest dwuwartościowa. Cyfra rzymska w nazwie to wartościowość niemetalu tworzącego kwas.

9.Otrzymywanie kwasów. Właściwości i zastosowania kwasu chlorowodorowego i kwasu siarkowego(VI)

Kwasy tlenowe: tlenek kwasowy (tlenek niemetalu) + woda, np. $\ce{SO3 + H2O -> H2SO4}$, $\ce{P4O10 + 6H2O -> 4H3PO4}$. Kwasy beztlenowe: rozpuszczanie wodorku niemetalu w wodzie - gazowy chlorowodór $\ce{HCl}$ w wodzie daje kwas chlorowodorowy. Kwas chlorowodorowy: bezbarwna, żrąca ciecz; składnik soku żołądkowego, służy do oczyszczania metali. Kwas siarkowy(VI): stężony to gęsta, oleista, żrąca i higroskopijna ciecz, zwęgla cukier i papier; stosowany w akumulatorach i do produkcji nawozów. Rozcieńczając, kwas wlewamy do wody.

10.Dysocjacja elektrolityczna kwasów i zasad. Elektrolit i nieelektrolit

Dysocjacja elektrolityczna to rozpad substancji na jony pod wpływem wody. Elektrolit - substancja, której roztwór wodny przewodzi prąd (kwasy, zasady, sole); nieelektrolit - nie przewodzi (np. cukier). Kwasy dają kationy wodoru i aniony reszty kwasowej: $\ce{HCl -> H+ + Cl-}$; zasady - kationy metalu i aniony wodorotlenkowe: $\ce{Ca(OH)2 -> Ca^2+ + 2OH-}$. Dysocjacja stopniowa: $\ce{H2S <--> H+ + HS-}$, $\ce{HS- <--> H+ + S^2-}$; $\ce{H2CO3 <--> H+ + HCO3-}$, $\ce{HCO3- <--> H+ + CO3^2-}$.

11.Odczyn roztworu, skala pH i wskaźniki

Odczyn kwasowy - przewaga jonów $\ce{H+}$, zasadowy - przewaga jonów $\ce{OH-}$, obojętny - jest ich tyle samo. Skala pH (od 0 do 14): pH poniżej 7 - odczyn kwasowy, pH równe 7 - obojętny, powyżej 7 - zasadowy; im niższe pH, tym bardziej kwasowy roztwór. Wskaźniki: fenoloftaleina - malinowa w zasadach, bezbarwna w roztworze kwasowym i obojętnym; oranż metylowy - czerwony w kwasach; uniwersalny papierek wskaźnikowy - czerwony w kwasach, żółty w roztworze obojętnym, niebieski w zasadach (pH odczytuje się ze skali barw). Naturalny wskaźnik to wywar z czerwonej kapusty.

12.Kwaśne opady - powstawanie, skutki i zapobieganie

Kwaśne opady to deszcz, śnieg lub mgła o odczynie wyraźnie kwasowym (pH niższe niż czystej deszczówki). Powstają, gdy tlenki siarki ($\ce{SO2}$, $\ce{SO3}$) i tlenki azotu, emitowane podczas spalania węgla i paliw, reagują z wodą w atmosferze i tworzą kwasy: siarkowy(IV), siarkowy(VI) i azotowy(V). Skutki: niszczenie lasów (zwłaszcza iglastych), zakwaszenie gleb i jezior, korozja metali, niszczenie budowli z wapienia i marmuru. Zapobieganie: odsiarczanie spalin, filtry i katalizatory samochodowe, paliwa o małej zawartości siarki, odnawialne źródła energii.

13.Reakcja zobojętniania - zapis cząsteczkowy i jonowy

Reakcja zobojętniania to reakcja kwasu z zasadą, w której powstają sól i woda. Zapis cząsteczkowy: $\ce{HCl + NaOH -> NaCl + H2O}$. Jonowy pełny: $\ce{H+ + Cl- + Na+ + OH- -> Na+ + Cl- + H2O}$. Jonowy skrócony: $\ce{H+ + OH- -> H2O}$ - istotą reakcji jest łączenie się kationów wodoru z anionami wodorotlenkowymi w cząsteczki wody. Przebieg śledzimy wskaźnikiem: do zasady z fenoloftaleiną (barwa malinowa) dodajemy kroplami kwas, aż roztwór się odbarwi. Reakcja jest egzotermiczna - roztwór się ogrzewa.

14.Sole - budowa i nazwy: chlorki, siarczki, azotany(V), siarczany(IV) i (VI), węglany, fosforany(V)

Sól składa się z kationów metalu (lub kationów amonu) i anionów reszty kwasowej. Nazwa: nazwa reszty kwasowej + nazwa metalu (z wartościowością, gdy metal ma ich kilka). Kwas chlorowodorowy - chlorki ($\ce{Cl-}$), siarkowodorowy - siarczki ($\ce{S^2-}$), azotowy(V) - azotany(V) ($\ce{NO3-}$), siarkowy(IV) - siarczany(IV) ($\ce{SO3^2-}$), siarkowy(VI) - siarczany(VI) ($\ce{SO4^2-}$), węglowy - węglany ($\ce{CO3^2-}$), fosforowy(V) - fosforany(V) ($\ce{PO4^3-}$). Przykłady: $\ce{Na2S}$ - siarczek sodu, $\ce{FeCl3}$ - chlorek żelaza(III).

15.Jak ułożyć wzór sumaryczny soli i zapisać jej dysocjację?

Wzór soli układamy tak, by iloczyn liczby kationów i wartościowości metalu był równy iloczynowi liczby reszt kwasowych i ich wartościowości (wartościowości zapisujemy „na krzyż” i skracamy). Glin (III) i reszta $\ce{SO4^2-}$ (II) dają $\ce{Al2(SO4)3}$ - siarczan(VI) glinu; wapń (II) i reszta $\ce{PO4^3-}$ (III) dają $\ce{Ca3(PO4)2}$ - fosforan(V) wapnia. Sole rozpuszczalne w wodzie dysocjują na kationy metalu i aniony reszty kwasowej: $\ce{Na2CO3 -> 2Na+ + CO3^2-}$, $\ce{Al2(SO4)3 -> 2Al^3+ + 3SO4^2-}$. Suma ładunków jonów wynosi zero.

16.Cztery podstawowe metody otrzymywania soli

1) Kwas + wodorotlenek (zobojętnianie): $\ce{H2SO4 + 2KOH -> K2SO4 + 2H2O}$. 2) Kwas + tlenek metalu: $\ce{2HCl + CuO -> CuCl2 + H2O}$. 3) Kwas (np. solny) + metal aktywny - sól i wodór: $\ce{2HCl + Mg -> MgCl2 + H2 ^}$. 4) Wodorotlenek + tlenek niemetalu (tlenek kwasowy): $\ce{Ca(OH)2 + CO2 -> CaCO3 v + H2O}$, $\ce{2NaOH + SO3 -> Na2SO4 + H2O}$. W metodach 1, 2 i 4 obok soli powstaje woda. Sole trudno rozpuszczalne otrzymuje się też w reakcjach strąceniowych.

17.Reakcje strąceniowe i tablica rozpuszczalności

Reakcja strąceniowa zachodzi, gdy po zmieszaniu dwóch roztworów jony łączą się w substancję trudno rozpuszczalną - wytrąca się osad. Czy osad powstanie, sprawdzamy w tablicy rozpuszczalności soli i wodorotlenków: na przecięciu kationu i anionu odczytujemy, czy związek jest rozpuszczalny. Przykład: $\ce{AgNO3 + NaCl -> AgCl v + NaNO3}$; jonowo: $\ce{Ag+ + NO3- + Na+ + Cl- -> AgCl v + Na+ + NO3-}$; w skrócie: $\ce{Ag+ + Cl- -> AgCl v}$. Trudno rozpuszczalne są m.in. $\ce{AgCl}$, $\ce{BaSO4}$, $\ce{CaCO3}$, $\ce{Cu(OH)2}$; azotany(V) są rozpuszczalne.

18.Zastosowania soli: chlorki, węglany, azotany(V), siarczany(VI), fosforany(V)

Chlorki: chlorek sodu $\ce{NaCl}$ - sól kuchenna, konserwowanie żywności, posypywanie dróg zimą. Węglany: węglan wapnia $\ce{CaCO3}$ (wapień, kreda, marmur) - budownictwo, produkcja wapna i cementu; węglan sodu $\ce{Na2CO3}$ - produkcja szkła i środków piorących. Azotany(V): azotan(V) potasu $\ce{KNO3}$ i azotan(V) amonu - nawozy sztuczne. Siarczany(VI): siarczan(VI) wapnia (gips) - budownictwo i opatrunki gipsowe; siarczan(VI) miedzi(II) - środek grzybobójczy. Fosforany(V): fosforan(V) wapnia $\ce{Ca3(PO4)2}$ - nawozy fosforowe.

19.Wzór elementarny (empiryczny) i rzeczywisty. Stosunek masowy i skład procentowy związku

Wzór rzeczywisty podaje faktyczną liczbę atomów w cząsteczce, a wzór elementarny (empiryczny) - najprostszy stosunek liczby atomów; np. nadtlenek wodoru: $\ce{H2O2}$ i $\ce{HO}$. Stosunek masowy liczymy z mas atomowych: w $\ce{H2O}$ $m_H : m_O = 2 \cdot 1 : 16 = 1 : 8$. Skład procentowy: masę atomów pierwiastka dzielimy przez masę cząsteczkową i mnożymy przez 100%, np. tlen w wodzie: $\frac{16~\mathrm{u}}{18~\mathrm{u}} \cdot 100\% \approx 88{,}9\%$. Wzór elementarny wyznaczamy, dzieląc masy pierwiastków przez masy atomowe i sprowadzając wynik do najmniejszych liczb całkowitych.

20.Stosunek stechiometryczny substratów

Stosunek stechiometryczny to taki stosunek mas substratów, przy którym reagują one całkowicie - żaden nie zostaje w nadmiarze. Wynika z równania reakcji oraz mas atomowych i cząsteczkowych. Przykład: $\ce{2Mg + O2 -> 2MgO}$. Masy: $2 \cdot 24~\mathrm{u} = 48~\mathrm{u}$ magnezu i $32~\mathrm{u}$ tlenu, czyli $m_{Mg} : m_{O} = 48 : 32 = 3 : 2$. Zatem 3 g magnezu reagują z 2 g tlenu i powstaje 5 g tlenku magnezu (prawo zachowania masy). Gdy substraty zmieszano w innym stosunku, część jednego z nich pozostaje nieprzereagowana.

21.Szereg aktywności metali i reakcja metal + kwas słaboutleniający

Szereg aktywności metali porządkuje metale od najbardziej do najmniej aktywnych, a punktem odniesienia jest wodór: potas, wapń, sód, magnez, glin, cynk, żelazo, ołów, WODÓR, miedź, srebro, złoto. Metale stojące przed wodorem wypierają wodór z kwasów słaboutleniających (kwas chlorowodorowy, rozcieńczony kwas siarkowy(VI), kwas fosforowy(V)): $\ce{Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2 ^}$, $\ce{Mg + H2SO4 -> MgSO4 + H2 ^}$. Metale stojące za wodorem (miedź, srebro, złoto) nie reagują z tymi kwasami - wodór się nie wydziela. Im aktywniejszy metal, tym gwałtowniejsza reakcja.

22.Reakcja metal + sól a szereg aktywności metali

Metal bardziej aktywny wypiera metal mniej aktywny z roztworu jego soli. Reakcja zachodzi, gdy dodawany metal stoi w szeregu aktywności przed metalem z soli. Cynk jest aktywniejszy od miedzi: $\ce{Zn + CuSO4 -> ZnSO4 + Cu}$ - na cynku osadza się miedź, a niebieski roztwór blednie. Miedź jest aktywniejsza od srebra: $\ce{Cu + 2AgNO3 -> Cu(NO3)2 + 2Ag}$. W odwrotną stronę reakcja nie zachodzi: miedź nie wypiera cynku z roztworu siarczanu(VI) cynku. Litowce i wapń reagują w roztworze najpierw z wodą, dlatego nie używa się ich do wypierania metali z soli.

23.Litowce i berylowce - położenie w układzie okresowym, elektrony walencyjne, reakcja z wodą

Litowce to metale 1. grupy (lit, sód, potas) - mają 1 elektron walencyjny i tworzą kationy o ładunku 1+, np. $\ce{Na+}$. Berylowce to metale 2. grupy (beryl, magnez, wapń) - mają 2 elektrony walencyjne i tworzą kationy o ładunku 2+, np. $\ce{Ca^2+}$. Aktywne metale reagują z wodą, dając wodorotlenek i wodór: $\ce{2K + 2H2O -> 2KOH + H2 ^}$, $\ce{Ca + 2H2O -> Ca(OH)2 + H2 ^}$. Roztwór ma odczyn zasadowy - fenoloftaleina barwi się na malinowo. Litowiec reaguje z wodą gwałtowniej niż berylowiec z tego samego okresu, np. sód gwałtowniej niż magnez.

24.Trend aktywności litowców i berylowców w grupie - promień atomu i elektroujemność

W dół grupy aktywność litowców i berylowców rośnie: lit reaguje z wodą spokojnie, sód energicznie, potas bardzo gwałtownie; magnez reaguje wyraźnie dopiero z gorącą wodą, wapń już z zimną. Wyjaśnienie: w dół grupy przybywa powłok elektronowych, więc rośnie promień atomu, elektrony walencyjne są dalej od jądra i słabiej przyciągane, a elektroujemność maleje. Atom łatwiej oddaje elektrony walencyjne, czyli jest aktywniejszy. Litowiec ma większy promień atomu niż berylowiec z tego samego okresu i oddaje tylko 1 elektron walencyjny - dlatego jest od niego aktywniejszy.

25.Amoniak - reakcja z wodą i z kwasami

Amoniak $\ce{NH3}$ to bezbarwny gaz o ostrym, charakterystycznym zapachu, bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie. Jest zasadą, choć nie ma w cząsteczce grupy wodorotlenkowej: reagując z wodą, zwiększa stężenie jonów $\ce{OH-}$: $\ce{NH3 + H2O <--> NH4+ + OH-}$. Roztwór (woda amoniakalna) ma odczyn zasadowy - fenoloftaleina barwi się w nim na malinowo. Z kwasami amoniak tworzy sole amonowe: $\ce{NH3 + HCl -> NH4Cl}$ (chlorek amonu - biały dym), $\ce{2NH3 + H2SO4 -> (NH4)2SO4}$ (siarczan(VI) amonu).

26.Kation amonu, sole amonowe i reakcja kationu amonu z zasadami

Kation amonu $\ce{NH4+}$ powstaje, gdy cząsteczka amoniaku przyłącza kation wodoru: $\ce{NH3 + H+ -> NH4+}$. W solach amonowych zastępuje on kation metalu: $\ce{NH4Cl}$ - chlorek amonu, $\ce{NH4NO3}$ - azotan(V) amonu, $\ce{(NH4)2SO4}$ - siarczan(VI) amonu. Sole amonowe dobrze rozpuszczają się w wodzie; wiele z nich to nawozy azotowe. Mocna zasada wypiera z nich amoniak: $\ce{NH4Cl + NaOH -> NaCl + NH3 ^ + H2O}$, jonowo: $\ce{NH4+ + OH- -> NH3 ^ + H2O}$. Wydzielający się gaz wykrywa zwilżony uniwersalny papierek wskaźnikowy - niebieszczeje.

27.Reakcje kwasów z solami

Mocniejszy kwas wypiera z soli kwas słabszy lub lotny - powstają nowa sól i nowy kwas. Przykład: $\ce{Na2CO3 + 2HCl -> 2NaCl + H2O + CO2 ^}$ - wyparty kwas węglowy jest nietrwały i rozkłada się na wodę i tlenek węgla(IV), dlatego widać pienienie; jonowo: $\ce{CO3^2- + 2H+ -> H2O + CO2 ^}$. Podobnie $\ce{Na2S + 2HCl -> 2NaCl + H2S ^}$ (trujący siarkowodór - tylko pokaz pod wyciągiem). Reakcja kwasu z solą zachodzi też wtedy, gdy powstaje osad: $\ce{BaCl2 + H2SO4 -> BaSO4 v + 2HCl}$.

28.Wielostopniowa dysocjacja kwasów: kwas siarkowy(VI) i kwas fosforowy(V)

Kwas mający w cząsteczce więcej niż jeden atom wodoru odszczepia kationy wodoru etapami - stopni jest tyle, ile atomów wodoru. Kwas siarkowy(VI): $\ce{H2SO4 -> H+ + HSO4-}$, potem $\ce{HSO4- <--> H+ + SO4^2-}$. Kwas fosforowy(V): $\ce{H3PO4 <--> H+ + H2PO4-}$, $\ce{H2PO4- <--> H+ + HPO4^2-}$, $\ce{HPO4^2- <--> H+ + PO4^3-}$. Każdy kolejny stopień zachodzi słabiej niż poprzedni. Aniony z etapów pośrednich (np. $\ce{HSO4-}$, $\ce{H2PO4-}$, $\ce{HCO3-}$) zawierają jeszcze wodór - od nich pochodzą wodorosole.

29.Wodorosole - budowa i nazewnictwo

Wodorosole to sole, w których anion reszty kwasowej zawiera jeszcze atom lub atomy wodoru; tworzą je kwasy o więcej niż jednym atomie wodoru w cząsteczce. Nazwa: przedrostek wodoro- (jeden atom wodoru) lub diwodoro- (dwa) przed nazwą soli. $\ce{NaHCO3}$ - wodorowęglan sodu (soda oczyszczona), $\ce{NaHSO4}$ - wodorosiarczan(VI) sodu, $\ce{NaH2PO4}$ - diwodorofosforan(V) sodu, $\ce{Na2HPO4}$ - wodorofosforan(V) sodu. Dysocjacja: $\ce{NaHCO3 -> Na+ + HCO3-}$. Powstają np. przy niepełnym zobojętnieniu kwasu: $\ce{NaOH + H2SO4 -> NaHSO4 + H2O}$.

30.Alotropia: ditlen i ozon, diament i grafit

Alotropia to występowanie tego samego pierwiastka w różnych odmianach, które różnią się budową (liczbą atomów w cząsteczce lub ułożeniem atomów w krysztale) i właściwościami. Tlen: ditlen $\ce{O2}$ - bezbarwny, bezwonny gaz niezbędny do oddychania; ozon $\ce{O3}$ - gaz o ostrym zapachu, trujący, w górnych warstwach atmosfery pochłania promieniowanie nadfioletowe. Węgiel: diament - bezbarwny, przezroczysty, bardzo twardy, nie przewodzi prądu; grafit - szary, miękki, łupliwy, przewodzi prąd (elektrody, wkłady ołówków). Obie odmiany węgla spalają się do tlenku węgla(IV).

31.Doświadczenie: przygotowanie roztworu o zadanym stężeniu procentowym

Co bierzemy: wagę, zlewkę, cylinder miarowy, bagietkę, substancję (np. chlorek sodu) i wodę destylowaną. Najpierw obliczenia: $m_s = \frac{C_p \cdot m_r}{100\%}$, a masa wody to $m_r - m_s$. Dla 200 g roztworu 5%: $m_s = 10~\mathrm{g}$, wody 190 g, czyli $190~\mathrm{cm^3}$ (gęstość wody $1~\mathrm{g/cm^3}$). Wykonanie: odważamy substancję, odmierzamy wodę cylindrem, wsypujemy substancję do wody i mieszamy do rozpuszczenia. Obserwacja: powstaje klarowny, bezbarwny roztwór. Wniosek: masa roztworu jest sumą mas substancji i wody.

32.Doświadczenie: wyznaczanie rozpuszczalności przez odparowanie roztworu nasyconego

Co bierzemy: roztwór nasycony (np. chlorku sodu) o znanej temperaturze, zlany znad nierozpuszczonych kryształów, oraz parowniczkę, wagę i palnik. Ważymy pustą parowniczkę, potem parowniczkę z roztworem, ostrożnie odparowujemy wodę do sucha i ważymy parowniczkę z suchą solą. Obserwacja: woda odparowuje, zostają białe kryształy. Obliczenia: masa soli $m_s$ = masa parowniczki z solą - masa pustej; masa wody $m_w$ = masa roztworu - $m_s$; rozpuszczalność $= \frac{m_s}{m_w} \cdot 100~\mathrm{g}$. Wniosek: wynik mówi, ile gramów substancji nasyca 100 g wody w tej temperaturze.

33.Doświadczenie: wyznaczanie wzoru empirycznego związku (magnez z tlenem, miedź z siarką)

Co bierzemy: zważoną wstążkę magnezu w zważonym tyglu z pokrywką; prażymy w płomieniu palnika (pokaz nauczyciela - na jasny płomień nie patrzy się wprost). Obserwacje: magnez spala się oślepiającym światłem, powstaje biały proszek, a masa zawartości tygla rośnie. Obliczenia: masa tlenu = masa produktu - masa magnezu. Np. z 2,4 g magnezu powstaje 4,0 g tlenku, więc tlenu jest 1,6 g: $\frac{2{,}4}{24} : \frac{1{,}6}{16} = 0{,}1 : 0{,}1 = 1 : 1$. Wniosek: wzór empiryczny to $\ce{MgO}$. Podobnie z miedzi ogrzewanej z siarką wyznacza się wzór siarczku miedzi(I) $\ce{Cu2S}$.

34.Doświadczenie: śledzenie przebiegu reakcji - pomiar zmiany masy i objętości gazu w czasie

Sposób 1 - masa: prażymy w tyglu substancję wydzielającą gaz, np. wodorowęglan sodu ($\ce{2NaHCO3 ->[{T}] Na2CO3 + H2O + CO2 ^}$), i co pewien czas ważymy tygiel. Obserwacja: masa maleje, aż się ustali - reakcja dobiegła końca. Sposób 2 - objętość gazu: do węglanu wapnia dodajemy kwas chlorowodorowy ($\ce{CaCO3 + 2HCl -> CaCl2 + H2O + CO2 ^}$), a tlenek węgla(IV) zbieramy w strzykawce lub cylindrze nad wodą i co np. 30 s notujemy objętość. Obserwacja: gazu przybywa najszybciej na początku, potem coraz wolniej. Wniosek: wykres masy lub objętości w czasie pokazuje przebieg i koniec reakcji.

35.Doświadczenie: reakcja litu, sodu, potasu, magnezu i wapnia z wodą

Co bierzemy: wodę z fenoloftaleiną i małe kawałki metali (lit, sód, potas - tylko pokaz nauczyciela za osłoną albo film). Obserwacje: lit pływa i spokojnie wydziela gaz; sód topi się w kulkę i szybko porusza po powierzchni; potas reaguje najgwałtowniej - wodór może się zapalić, a potas barwi płomień na fioletowo. Wapń reaguje z zimną wodą dość energicznie (roztwór mętnieje), magnez - wyraźnie dopiero z gorącą. Fenoloftaleina barwi się na malinowo. Wniosek: powstają wodorotlenek i wodór, np. $\ce{2Li + 2H2O -> 2LiOH + H2 ^}$; aktywność rośnie w dół grupy, a sód jest aktywniejszy od magnezu.

36.Doświadczenie: rozkład wodorotlenku miedzi(II) przez ogrzewanie

Co bierzemy: świeżo strącony wodorotlenek miedzi(II) - do roztworu siarczanu(VI) miedzi(II) dodajemy roztwór wodorotlenku sodu: $\ce{CuSO4 + 2NaOH -> Cu(OH)2 v + Na2SO4}$. Probówkę z osadem ogrzewamy w płomieniu palnika lub w łaźni wodnej. Obserwacja: niebieski, galaretowaty osad czernieje. Wniosek: wodorotlenek miedzi(II) jest nietrwały termicznie i rozkłada się na czarny tlenek miedzi(II) i wodę: $\ce{Cu(OH)2 ->[{T}] CuO + H2O}$. To reakcja analizy (rozkładu): z jednego substratu powstają dwa produkty.

37.Doświadczenie: reakcja magnezu, cynku i żelaza z kwasem chlorowodorowym (solnym)

Co bierzemy: trzy probówki z rozcieńczonym kwasem chlorowodorowym i jednakowe porcje magnezu, cynku i żelaza. Obserwacje: w każdej wydzielają się pęcherzyki bezbarwnego gazu - najintensywniej przy magnezie, słabiej przy cynku, najwolniej przy żelazie; probówka z magnezem wyraźnie się ogrzewa. Gaz zapalony u wylotu probówki spala się z charakterystycznym odgłosem - to wodór. Wniosek: metale stojące w szeregu aktywności przed wodorem wypierają go z kwasu i tworzą chlorki: $\ce{Mg + 2HCl -> MgCl2 + H2 ^}$, $\ce{Fe + 2HCl -> FeCl2 + H2 ^}$. Magnez jest aktywniejszy od cynku, a cynk od żelaza.

38.Doświadczenie: cynk w roztworze siarczanu(VI) miedzi(II) i miedź w roztworze azotanu(V) srebra

Próba 1: blaszkę cynkową zanurzamy w niebieskim roztworze siarczanu(VI) miedzi(II). Obserwacje: na cynku osadza się czerwonobrunatny nalot miedzi, a roztwór stopniowo się odbarwia. $\ce{Zn + CuSO4 -> ZnSO4 + Cu}$, jonowo: $\ce{Zn + Cu^2+ -> Zn^2+ + Cu}$. Próba 2: drucik miedziany zanurzamy w bezbarwnym roztworze azotanu(V) srebra. Obserwacje: na miedzi rosną srebrzystoszare kryształki srebra, a roztwór staje się niebieski (jony $\ce{Cu^2+}$). $\ce{Cu + 2Ag+ -> Cu^2+ + 2Ag}$. Wniosek: cynk jest aktywniejszy od miedzi, a miedź od srebra.

39.Doświadczenie: węglan sodu z kwasem chlorowodorowym oraz chlorek amonu z wodorotlenkiem sodu

Próba 1: do roztworu węglanu sodu dodajemy kwas chlorowodorowy. Obserwacja: roztwór się pieni - wydziela się bezbarwny, bezwonny gaz. $\ce{Na2CO3 + 2HCl -> 2NaCl + H2O + CO2 ^}$. Wniosek: mocny kwas wypiera słaby, nietrwały kwas węglowy. Próba 2: do roztworu chlorku amonu dodajemy roztwór wodorotlenku sodu i lekko ogrzewamy. Obserwacja: pojawia się ostry zapach (sprawdzany przez nawiewanie dłonią), a zwilżony uniwersalny papierek wskaźnikowy u wylotu probówki niebieszczeje. $\ce{NH4Cl + NaOH -> NaCl + NH3 ^ + H2O}$. Wniosek: mocna zasada wypiera amoniak z soli amonowej.

40.Hydraty i doświadczenie: ogrzewanie hydratów

Hydraty to sole uwodnione - ich kryształy zawierają cząsteczki wody. $\ce{CuSO4 * 5H2O}$ - pentahydrat siarczanu(VI) miedzi(II), czyli siarczan(VI) miedzi(II)-woda(1/5): niebieski, po ogrzaniu biały. $\ce{CoCl2 * 6H2O}$ - heksahydrat chlorku kobaltu(II), chlorek kobaltu(II)-woda(1/6): różowy, po ogrzaniu niebieski. $\ce{CaSO4 * 2H2O}$ - dihydrat siarczanu(VI) wapnia, siarczan(VI) wapnia-woda(1/2), czyli gips: po ogrzaniu traci część wody i daje gips palony. Obserwacja: na ściankach probówki skrapla się woda. $\ce{CuSO4 * 5H2O ->[{T}] CuSO4 + 5H2O}$.