Przedmiotowy Konkurs Chemiczny (mazowieckie) - budowa materii i reakcje

1.Właściwości substancji z życia codziennego: sól kuchenna, cukier, mąka, woda, węgiel, glin, miedź, cynk, żelazo

Sól kuchenna (chlorek sodu) - białe kryształy, dobrze rozpuszczalne w wodzie. Cukier (sacharoza) - białe, słodkie kryształy, rozpuszczalne; ogrzewany topi się i zwęgla. Mąka (głównie skrobia) - biały proszek, z zimną wodą tworzy zawiesinę. Woda - bezbarwna ciecz, krzepnie w 0 °C, wrze w 100 °C. Węgiel (grafit) - czarny, nierozpuszczalny w wodzie, przewodzi prąd. Glin - srebrzystobiały, lekki metal. Miedź - czerwonobrązowy metal, bardzo dobry przewodnik prądu. Cynk - niebieskawoszary, kruchy metal. Żelazo - srebrzystoszary metal przyciągany przez magnes; w wilgotnym powietrzu rdzewieje.

2.Piktogramy substancji niebezpiecznych i zasady bezpiecznej pracy w pracowni

Piktogram to czarny symbol na białym tle w czerwonej ramce w kształcie rombu: płomień - substancja łatwopalna; płomień nad okręgiem - utleniająca; wybuchająca bomba - wybuchowa; czaszka ze skrzyżowanymi piszczelami - toksyczna; probówki, z których ciecz kapie na dłoń i metal - żrąca; wykrzyknik - drażniąca lub szkodliwa; martwe drzewo i ryba - groźna dla środowiska. Zasady: fartuch, okulary i rękawice, związane włosy, praca według poleceń nauczyciela; nie jemy, nie pijemy, nie próbujemy substancji; zapach badamy, wachlując dłonią; wylot ogrzewanej probówki kierujemy z dala od ludzi.

3.Stany skupienia i ich zmiany; dyfuzja i rozpuszczanie

Ciało stałe ma własny kształt i objętość; ciecz ma własną objętość, ale przyjmuje kształt naczynia; gaz wypełnia całe naczynie i jest ściśliwy. Zmiany stanu skupienia: topnienie (ciało stałe w ciecz), krzepnięcie (ciecz w ciało stałe), parowanie (ciecz w gaz), skraplanie (gaz w ciecz), sublimacja (ciało stałe od razu w gaz, np. jod), resublimacja (gaz od razu w ciało stałe, np. szron). Dyfuzja to samorzutne mieszanie się cząstek stykających się substancji; najszybsza jest w gazach. Rozpuszczanie to wnikanie cząstek substancji między cząsteczki rozpuszczalnika.

4.Pierwiastek, związek chemiczny i mieszanina; mieszaniny jednorodne i niejednorodne

Pierwiastek (substancja prosta) składa się z atomów jednego rodzaju. Związek chemiczny - z atomów co najmniej dwóch pierwiastków połączonych w stałym stosunku; ma inne właściwości niż jego składniki i rozłożyć go można tylko w reakcji chemicznej. Mieszanina to co najmniej dwie substancje zmieszane w dowolnym stosunku; składniki zachowują swoje właściwości i dają się rozdzielić metodami fizycznymi. Mieszanina jednorodna - składników nie widać gołym okiem ani pod lupą (powietrze, roztwór soli w wodzie, stopy metali). Niejednorodna - składniki widać (piasek z wodą, olej z wodą).

5.Metody rozdzielania mieszanin: sączenie, dekantacja, odparowanie, krystalizacja, destylacja, rozdzielacz

Metodę dobiera się do różnicy we właściwościach fizycznych składników. Sączenie - nierozpuszczalne ciało stałe zostaje na sączku (różnica wielkości cząstek). Dekantacja - zlanie cieczy znad osadu, który opadł na dno (różnica gęstości). Odparowanie - rozpuszczalnik ulatnia się, zostaje ciało stałe. Krystalizacja - wydzielanie kryształów z roztworu przy powolnym odparowaniu lub ochładzaniu. Destylacja - ciecz o niższej temperaturze wrzenia odparowuje i skrapla się w chłodnicy (różnica temperatur wrzenia). Rozdzielacz - rozdziela ciecze niemieszające się o różnej gęstości, np. olej i wodę.

6.Metale i niemetale - właściwości i symbole pierwiastków

Metale zwykle są ciałami stałymi (wyjątek: rtęć), mają połysk, są kowalne, dobrze przewodzą ciepło i prąd. Niemetale to gazy, ciecz (brom) lub kruche ciała stałe, zwykle nieprzewodzące prądu (wyjątek: grafit). Metale: $\ce{Na}$ sód, $\ce{Mg}$ magnez, $\ce{Al}$ glin, $\ce{K}$ potas, $\ce{Ca}$ wapń, $\ce{Fe}$ żelazo, $\ce{Cu}$ miedź, $\ce{Zn}$ cynk, $\ce{Ag}$ srebro, $\ce{Ba}$ bar, $\ce{Pb}$ ołów. Niemetale: $\ce{H}$ wodór, $\ce{C}$ węgiel, $\ce{N}$ azot, $\ce{O}$ tlen, $\ce{Si}$ krzem, $\ce{P}$ fosfor, $\ce{S}$ siarka, $\ce{Cl}$ chlor, $\ce{Br}$ brom, $\ce{I}$ jod.

7.Gęstość substancji - wzór, jednostki i przekształcenia

Gęstość mówi, jaka jest masa jednostki objętości substancji: $d = \frac{m}{V}$, gdzie $m$ to masa, a $V$ - objętość. Po przekształceniu: $m = d \cdot V$ oraz $V = \frac{m}{d}$. Jednostki: $\mathrm{g/cm^3}$ (ciała stałe i ciecze), $\mathrm{g/dm^3}$ (gazy), $\mathrm{kg/m^3}$; $1~\mathrm{g/cm^3} = 1000~\mathrm{kg/m^3}$. Gęstość jest cechą charakterystyczną substancji i zależy od temperatury. Woda ma gęstość około $1~\mathrm{g/cm^3}$; ciała o mniejszej gęstości pływają po niej, a o większej - toną. Przed obliczeniem uzgodnij jednostki: $1~\mathrm{dm^3} = 1000~\mathrm{cm^3}$.

8.Budowa atomu: protony, neutrony, elektrony; liczba atomowa $Z$ i liczba masowa $A$

Atom składa się z jądra (dodatnie protony i obojętne neutrony, razem nazywane nukleonami) oraz ujemnych elektronów rozmieszczonych na powłokach. Liczba atomowa $Z$ = liczba protonów = liczba elektronów w obojętnym atomie. Liczba masowa $A$ = liczba protonów + liczba neutronów, więc liczba neutronów = $A - Z$. Zapis: $^{A}_{Z}\mathrm{E}$, np. $\ce{^{23}_{11}Na}$ to 11 protonów, 11 elektronów i $23 - 11 = 12$ neutronów. Pierwiastek chemiczny to zbiór atomów o tej samej liczbie atomowej $Z$. Prawie cała masa atomu skupia się w jądrze.

9.Izotopy (prot, deuter, tryt), ich zastosowania i masa atomowa

Izotopy to atomy tego samego pierwiastka (to samo $Z$) różniące się liczbą neutronów, a więc liczbą masową $A$. Izotopy wodoru: prot $\ce{^{1}_{1}H}$ (bez neutronów), deuter $\ce{^{2}_{1}H}$ (1 neutron), tryt $\ce{^{3}_{1}H}$ (2 neutrony, promieniotwórczy). Zastosowania: węgiel $\ce{^{14}C}$ - określanie wieku wykopalisk, kobalt $\ce{^{60}Co}$ - naświetlanie nowotworów, jod $\ce{^{131}I}$ - badanie i leczenie tarczycy, uran $\ce{^{235}U}$ - paliwo elektrowni jądrowych. Masa atomowa pierwiastka, podawana w unitach (u), jest średnią mas jego izotopów z uwzględnieniem ich zawartości w przyrodzie.

10.Układ okresowy pierwiastków i prawo okresowości

Układ okresowy to tabela pierwiastków ułożonych według rosnącej liczby atomowej $Z$. Ma 18 grup (kolumny pionowe) i 7 okresów (szeregi poziome). Prawo okresowości: właściwości pierwiastków uporządkowanych według rosnącej liczby atomowej powtarzają się okresowo. Pierwszy układ opracował Dmitrij Mendelejew (1869 r.). Z pola pierwiastka odczytasz symbol, nazwę, liczbę atomową i masę atomową (w u), a z położenia - numer grupy i okresu oraz rodzaj pierwiastka: metale leżą po lewej stronie i w środku tablicy, niemetale po prawej stronie (oraz wodór).

11.Położenie pierwiastka w układzie okresowym a budowa atomu

Numer okresu = liczba powłok elektronowych. Liczba elektronów walencyjnych (na zewnętrznej powłoce): grupa 1 - 1, grupa 2 - 2, grupy 13-18 - cyfra jedności numeru grupy (13 - 3, 14 - 4, 15 - 5, 16 - 6, 17 - 7, 18 - 8; wyjątek: hel ma 2). Pierwiastki tej samej grupy mają tyle samo elektronów walencyjnych (poza helem), dlatego mają podobne właściwości (np. sód i potas). W okresie od lewej do prawej przybywa elektronów walencyjnych, a charakter pierwiastków zmienia się stopniowo z metalicznego na niemetaliczny. W grupie w dół przybywa powłok.

12.Atom a cząsteczka; elektroujemność i wiązanie kowalencyjne (niespolaryzowane i spolaryzowane)

Cząsteczka to co najmniej dwa atomy połączone wiązaniami. Zapis $\ce{2H}$ - dwa osobne atomy wodoru, $\ce{H2}$ - jedna cząsteczka dwuatomowa, $\ce{2H2}$ - dwie takie cząsteczki. Elektroujemność to zdolność atomu do przyciągania elektronów wiązania (największą ma fluor). Wiązanie kowalencyjne tworzą atomy niemetali, uwspólniając elektrony walencyjne. Niespolaryzowane - między takimi samymi atomami, wspólna para leży pośrodku: $\ce{H2}$, $\ce{Cl2}$, $\ce{N2}$. Spolaryzowane - para przesunięta w stronę atomu o większej elektroujemności: $\ce{HCl}$, $\ce{H2O}$, $\ce{NH3}$, $\ce{CO2}$.

13.Wiązanie jonowe; właściwości związków jonowych i kowalencyjnych

Wiązanie jonowe powstaje zwykle między metalem a niemetalem: atom metalu oddaje elektrony walencyjne (kation), atom niemetalu je przyjmuje (anion); jony się przyciągają. Szkolna reguła różnicy elektroujemności: poniżej 0,4 - kowalencyjne niespolaryzowane, od 0,4 do mniej niż 1,7 - spolaryzowane, 1,7 i więcej - jonowe. Związki jonowe: ciała stałe o wysokich temperaturach topnienia i wrzenia, zwykle rozpuszczalne w wodzie, przewodzą prąd po stopieniu i w roztworze. Związki kowalencyjne: gazy, ciecze lub ciała stałe, zwykle o niskich temperaturach topnienia, przeważnie nie przewodzą prądu.

14.Jony: kation i anion; ładunki jonów prostych i jony w związkach jonowych

Jon to atom lub grupa atomów obdarzona ładunkiem. Kation - jon dodatni (atom oddał elektrony), anion - jon ujemny (atom przyjął elektrony). Atomy dążą do konfiguracji najbliższego gazu szlachetnego. Metale grup 1, 2 i 13 oddają 1, 2 lub 3 elektrony: $\ce{Na+}$, $\ce{Mg^2+}$, $\ce{Al^3+}$. Niemetale grup 17 i 16 przyjmują 1 lub 2 elektrony: $\ce{Cl-}$, $\ce{O^2-}$, $\ce{S^2-}$. W jonie liczba protonów się nie zmienia - zmienia się tylko liczba elektronów. Związki jonowe: $\ce{NaCl}$ to jony $\ce{Na+}$ i $\ce{Cl-}$, $\ce{MgO}$ - $\ce{Mg^2+}$ i $\ce{O^2-}$, $\ce{NaOH}$ - $\ce{Na+}$ i $\ce{OH-}$.

15.Wartościowość względem wodoru i maksymalna względem tlenu (grupy 1, 2, 13-17)

Wartościowość to liczba wiązań, które atom tworzy w związku chemicznym; zapisuje się ją cyfrą rzymską. Maksymalna względem tlenu: grupy 1 i 2 - równa numerowi grupy (I, II), grupy 13-17 - numer grupy minus 10 (III-VII). Reguła nie dotyczy tlenu ani fluoru; fluor ma wartościowość I. Względem wodoru: grupy 1, 2, 13, 14 - kolejno I, II, III, IV; grupa 15 - III, 16 - II, 17 - I. Tlen ma w tlenkach wartościowość II, wodór - I. Przykłady: $\ce{CH4}$ (węgiel IV), $\ce{NH3}$ (azot III), $\ce{H2S}$ (siarka II), $\ce{HCl}$ (chlor I), $\ce{SO3}$ (siarka VI), $\ce{N2O5}$ (azot V).

16.Tlenki - nazwa, wzór sumaryczny i wartościowość

Tlenek to związek pierwiastka z tlenem. Nazwa: tlenek + nazwa pierwiastka, a gdy pierwiastek ma kilka wartościowości - z wartościowością w nawiasie: $\ce{CO}$ tlenek węgla(II), $\ce{CO2}$ tlenek węgla(IV), $\ce{Fe2O3}$ tlenek żelaza(III). Wzór z wartościowości: znajdź najmniejszą wspólną wielokrotność obu wartościowości i podziel ją przez każdą z nich - wyniki to indeksy; glin III i tlen II: wielokrotność 6, więc $\ce{Al2O3}$. Wartościowość ze wzoru: iloczyn wartościowości i indeksu jest dla obu pierwiastków taki sam; w $\ce{SO2}$: $2 \cdot \mathrm{II} = 4$, więc siarka ma IV.

17.Konfiguracja elektronowa - powłoki $K$, $L$, $M$, $N$ i elektrony walencyjne

Elektrony w atomie zajmują powłoki oznaczane kolejno od jądra literami $K$, $L$, $M$, $N$. Konfiguracja elektronowa to zapis rozmieszczenia elektronów na powłokach, np. dla sodu ($Z = 11$): $K^2L^8M^1$. Powłoka $K$ mieści najwyżej 2 elektrony, $L$ - 8, $M$ - 18. Suma liczb elektronów na powłokach równa się liczbie atomowej $Z$. Ostatnia zajęta powłoka to powłoka walencyjna, a jej elektrony - elektrony walencyjne; to one biorą udział w tworzeniu wiązań. Jądro razem z pozostałymi elektronami tworzy rdzeń atomowy. Liczba zajętych powłok = numer okresu.

18.Konfiguracje elektronowe atomów o $Z$ od 1 do 20

Powłoki zapełniają się kolejno. $Z$ od 1 do 2 - powłoka $K$: wodór $K^1$, hel $K^2$. $Z$ od 3 do 10 - powłoka $L$: lit $K^2L^1$, węgiel $K^2L^4$, tlen $K^2L^6$, neon $K^2L^8$. $Z$ od 11 do 18 - powłoka $M$: sód $K^2L^8M^1$, glin $K^2L^8M^3$, chlor $K^2L^8M^7$, argon $K^2L^8M^8$. Uwaga na potas i wapń: gdy na powłoce $M$ jest 8 elektronów, następne trafiają na powłokę $N$, choć $M$ nie jest jeszcze pełna - potas $K^2L^8M^8N^1$, wapń $K^2L^8M^8N^2$. Zgadza się to z położeniem: potas i wapń leżą w 4. okresie, w grupach 1 i 2.

19.Konfiguracje elektronowe atomów o $Z$ od 31 do 36 (gal - krypton)

W atomach pierwiastków 4. okresu z grup 13-18 powłoka $M$ jest już całkowicie zapełniona 18 elektronami, a na powłoce $N$ jest tyle elektronów, ile wynosi cyfra jedności numeru grupy: gal $K^2L^8M^{18}N^3$, german $K^2L^8M^{18}N^4$, arsen $K^2L^8M^{18}N^5$, selen $K^2L^8M^{18}N^6$, brom $K^2L^8M^{18}N^7$, krypton $K^2L^8M^{18}N^8$. Kontrola zapisu: cztery powłoki = 4. okres, elektrony na powłoce $N$ = elektrony walencyjne, suma = $Z$ (brom: $2 + 8 + 18 + 7 = 35$).

20.Promieniotwórczość naturalna - promieniowanie $\alpha$, $\beta^-$ i $\gamma$

Promieniotwórczość naturalna to samorzutny rozpad nietrwałych jąder atomowych z emisją promieniowania. Promieniowanie $\alpha$ - strumień jąder helu $\ce{^{4}_{2}He}$ (ładunek dodatni), mało przenikliwe: zatrzymuje je kartka papieru. Promieniowanie $\beta^-$ - strumień elektronów wyrzucanych z jąder (ładunek ujemny); zatrzymuje je blacha aluminiowa. Promieniowanie $\gamma$ - fala elektromagnetyczna bez ładunku i masy, najbardziej przenikliwe: osłabia je gruba warstwa ołowiu lub betonu. Zjawisko odkrył Henri Becquerel (1896 r.), a badali je Maria Skłodowska-Curie i Piotr Curie.

21.Przemiana $\alpha$ i prawo przesunięć

W przemianie $\alpha$ jądro wyrzuca cząstkę $\alpha$, czyli jądro helu $\ce{^{4}_{2}He}$. Prawo przesunięć: liczba masowa $A$ maleje o 4, a liczba atomowa $Z$ maleje o 2, więc powstaje jądro pierwiastka leżącego o dwa miejsca wcześniej w układzie okresowym. Zapis ogólny: $^{A}_{Z}\mathrm{X} \rightarrow {}^{A-4}_{Z-2}\mathrm{Y} + {}^{4}_{2}\mathrm{He}$. Przykład: $\ce{^{226}_{88}Ra -> ^{222}_{86}Rn + ^{4}_{2}He}$. W każdym równaniu przemiany jądrowej suma liczb masowych i suma liczb atomowych muszą być po obu stronach strzałki jednakowe.

22.Przemiana $\beta^-$ i prawo przesunięć

W przemianie $\beta^-$ neutron w jądrze zamienia się w proton, a z jądra wylatuje elektron $\ce{^{0}_{-1}e}$. Prawo przesunięć: liczba masowa $A$ się nie zmienia, a liczba atomowa $Z$ rośnie o 1 - powstaje jądro pierwiastka leżącego o jedno miejsce dalej w układzie okresowym. Zapis ogólny: $^{A}_{Z}\mathrm{X} \rightarrow {}^{A}_{Z+1}\mathrm{Y} + {}^{0}_{-1}\mathrm{e}$. Przykład: $\ce{^{14}_{6}C -> ^{14}_{7}N + ^{0}_{-1}e}$. Promieniowanie $\gamma$ często towarzyszy przemianom $\alpha$ i $\beta^-$, ale samo nie zmienia ani $A$, ani $Z$.

23.Prawo rozpadu promieniotwórczego i czas połowicznego rozpadu

Czas połowicznego rozpadu (okres półtrwania, $T_{1/2}$) to czas, po którym rozpada się połowa początkowej liczby jąder izotopu promieniotwórczego. Prawo rozpadu: po każdym kolejnym okresie półtrwania zostaje połowa tego, co było na jego początku - po 1 okresie $\frac{1}{2}$, po 2 okresach $\frac{1}{4}$, po 3 okresach $\frac{1}{8}$, a po $n$ okresach $\left(\frac{1}{2}\right)^n$ początkowej liczby jąder i masy izotopu. Czas ten jest stały dla danego izotopu, nie zależy od temperatury, ciśnienia ani wielkości próbki, np. dla węgla $\ce{^{14}C}$ około 5700 lat.

24.Wzór elektronowy kropkowy i kreskowy - wspólne i wolne pary elektronowe, oktet i dublet

Wzór elektronowy pokazuje wszystkie elektrony walencyjne atomów w cząsteczce. We wzorze kropkowym każdy elektron to kropka; we wzorze kreskowym parę elektronów zastępuje kreska. Wspólna (wiążąca) para elektronowa leży między atomami i tworzy wiązanie; wolna para elektronowa należy do jednego atomu. Atomy uwspólniają tyle elektronów, by uzyskać oktet (8 elektronów walencyjnych, jak neon lub argon), a wodór - dublet (2 elektrony, jak hel). Liczba wspólnych par atomu zwykle równa się jego wartościowości. Wiązanie pojedyncze to 1 wspólna para, podwójne - 2, potrójne - 3.

25.Wzory sumaryczne, strukturalne i elektronowe ośmiu cząsteczek o budowie kowalencyjnej

$\ce{H2}$: $\ce{H-H}$, 1 wspólna para, brak wolnych. $\ce{Cl2}$: $\ce{Cl-Cl}$, 1 wspólna para, po 3 wolne pary przy każdym atomie. $\ce{HCl}$: $\ce{H-Cl}$, 1 wspólna para, 3 wolne pary przy chlorze. $\ce{H2O}$: $\ce{H-O-H}$, 2 wspólne pary, 2 wolne pary przy tlenie. $\ce{NH3}$: trzy wiązania $\ce{N-H}$, 1 wolna para przy azocie. $\ce{CH4}$: cztery wiązania $\ce{C-H}$, brak wolnych par. $\ce{CO2}$: $\ce{O=C=O}$, dwa wiązania podwójne (4 wspólne pary), po 2 wolne pary przy każdym tlenie. $\ce{N2}$: $\ce{N#N}$, wiązanie potrójne (3 wspólne pary), po 1 wolnej parze przy każdym azocie.

26.Zjawisko fizyczne a reakcja chemiczna

Zjawisko fizyczne - zmienia się postać, kształt lub stan skupienia substancji, ale nie powstaje nowa substancja: topnienie lodu, rozpuszczanie cukru, rozdrabnianie kredy, parowanie wody. Reakcja chemiczna - z substratów powstają produkty, czyli nowe substancje o innych właściwościach: spalanie drewna, rdzewienie żelaza, kwaśnienie mleka, fotosynteza. Objawy, które mogą świadczyć o reakcji: zmiana barwy, wydzielanie gazu, wytrącenie osadu, zmiana zapachu, efekt świetlny lub cieplny. Sam objaw nie wystarcza - pęcherzyki pary we wrzącej wodzie to zjawisko fizyczne.

27.Równanie reakcji: substraty, produkty, współczynniki stechiometryczne; prawo zachowania masy i ładunku

W równaniu reakcji po lewej stronie strzałki stoją substraty, po prawej - produkty. Współczynniki stechiometryczne (liczby przed wzorami) dobiera się tak, by liczba atomów każdego pierwiastka była po obu stronach taka sama; indeksów we wzorach nie wolno zmieniać. Przykład: $\ce{2H2 + O2 -> 2H2O}$. Prawo zachowania masy: łączna masa substratów równa się łącznej masie produktów. Forma cząsteczkowa pokazuje pełne wzory substancji, forma jonowa - jony biorące udział w reakcji, np. $\ce{H+ + OH- -> H2O}$; tu musi się zgadzać także suma ładunków po obu stronach (prawo zachowania ładunku).

28.Typy reakcji chemicznych: synteza, analiza, wymiana

Synteza (łączenie): z dwóch lub więcej substratów powstaje jeden produkt, np. $\ce{2Mg + O2 -> 2MgO}$. Analiza (rozkład): z jednego substratu powstają co najmniej dwa produkty, np. $\ce{2H2O -> 2H2 + O2}$. Wymiana: z co najmniej dwóch substratów powstają co najmniej dwa inne produkty. Wymiana pojedyncza - pierwiastek i związek dają inny pierwiastek i inny związek: $\ce{Mg + 2HCl -> MgCl2 + H2}$. Wymiana podwójna - dwa związki wymieniają się składnikami: $\ce{NaOH + HCl -> NaCl + H2O}$.

29.Reakcje egzotermiczne i endotermiczne; katalizator

Reakcja egzotermiczna przebiega z wydzieleniem energii do otoczenia - mieszanina się ogrzewa; przykłady: spalanie węgla, magnezu i wodoru, reakcja tlenku wapnia z wodą. Reakcja endotermiczna pochłania energię z otoczenia - zwykle trzeba ją stale dostarczać (ogrzewanie, prąd); przykłady: rozkład termiczny węglanu wapnia, rozkład tlenku rtęci(II), elektroliza wody. Samo zapoczątkowanie reakcji, np. zapalenie magnezu, nie czyni jej endotermiczną. Katalizator to substancja, która przyspiesza reakcję, a sama się w niej nie zużywa, np. tlenek manganu(IV) w rozkładzie nadtlenku wodoru.

30.Tlen - właściwości, reakcje z metalami i niemetalami, utlenianie i spalanie

Tlen $\ce{O2}$ to bezbarwny, bezwonny gaz, słabo rozpuszczalny w wodzie, o gęstości nieco większej od gęstości powietrza. Sam się nie pali, ale podtrzymuje spalanie - tlące się łuczywo rozpala się w nim płomieniem. Utlenianie to łączenie się substancji z tlenem; spalanie to szybkie utlenianie z wydzielaniem ciepła i światła. Reakcje z metalami: $\ce{2Mg + O2 -> 2MgO}$, $\ce{4Al + 3O2 -> 2Al2O3}$. Reakcje z niemetalami: $\ce{C + O2 -> CO2}$, $\ce{S + O2 -> SO2}$, $\ce{4P + 5O2 -> P4O10}$. Zastosowania: medycyna, spawanie i cięcie metali, hutnictwo.

31.Tlenki wapnia, glinu, żelaza, krzemu(IV), węgla i siarki - właściwości i zastosowania

Tlenek wapnia $\ce{CaO}$ - białe ciało stałe, silnie ogrzewa się z wodą; zaprawa murarska. Tlenek glinu $\ce{Al2O3}$ - biały, bardzo twardy; materiały ścierne, otrzymywanie glinu. Tlenek żelaza(III) $\ce{Fe2O3}$ - czerwonobrunatny; ruda żelaza, pigment. Tlenek krzemu(IV) $\ce{SiO2}$ - twardy składnik piasku; produkcja szkła. Tlenek węgla(II) $\ce{CO}$ (czad) - bezbarwny, bezwonny, silnie trujący gaz. Tlenek węgla(IV) $\ce{CO2}$ - gaz stosowany w gaśnicach. Tlenek siarki(IV) $\ce{SO2}$ - trujący gaz o duszącym zapachu; bielenie. Tlenek siarki(VI) $\ce{SO3}$ - produkcja kwasu siarkowego(VI).

32.Ozon i dziura ozonowa (freony); korozja i ochrona żelaza przed rdzewieniem

Ozon $\ce{O3}$ to odmiana tlenu o cząsteczkach trójatomowych. W stratosferze tworzy warstwę pochłaniającą szkodliwe promieniowanie ultrafioletowe. Dziura ozonowa to spadek stężenia ozonu, najsilniejszy nad Antarktydą, wywołany głównie przez freony - związki stosowane dawniej w aerozolach i chłodziarkach. Ich użycie ograniczył Protokół montrealski (1987 r.) i warstwa ozonowa powoli się odbudowuje. Korozja to niszczenie metali pod wpływem czynników otoczenia; żelazo rdzewieje, gdy działają na nie jednocześnie tlen i woda. Ochrona: malowanie, lakierowanie, cynkowanie, stal nierdzewna.

33.Tlenek węgla(IV) - właściwości, rola w przyrodzie, otrzymywanie i wykrywanie

Tlenek węgla(IV) $\ce{CO2}$ to bezbarwny, bezwonny gaz o gęstości większej od gęstości powietrza, rozpuszczalny w wodzie; nie pali się i nie podtrzymuje spalania. W przyrodzie jest substratem fotosyntezy oraz produktem oddychania i spalania. Otrzymywanie: $\ce{C + O2 -> CO2}$, $\ce{CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O}$, $\ce{CaCO3 ->[{T}] CaO + CO2}$, $\ce{CaCO3 + 2HCl -> CaCl2 + H2O + CO2}$. Wykrywanie: woda wapienna mętnieje, bo powstaje biały osad węglanu wapnia: $\ce{Ca(OH)2 + CO2 -> CaCO3 + H2O}$. Nadmierna emisja nasila efekt cieplarniany i ocieplenie klimatu.

34.Wodór - otrzymywanie, właściwości, mieszanina piorunująca; wodorki niemetali

Wodór $\ce{H2}$ - bezbarwny, bezwonny gaz, najlżejszy ze wszystkich, bardzo słabo rozpuszczalny w wodzie; jest palny, ale nie podtrzymuje spalania. Otrzymywanie: $\ce{Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2}$ albo elektroliza wody. Mieszanina piorunująca - wodór z tlenem w stosunku objętościowym 2 : 1 - wybucha po zapaleniu: $\ce{2H2 + O2 -> 2H2O}$. Z niemetalami: $\ce{H2 + Cl2 -> 2HCl}$, $\ce{N2 + 3H2 <--> 2NH3}$. Wodorki: amoniak $\ce{NH3}$ - gaz o ostrym zapachu (nawozy); chlorowodór $\ce{HCl}$ - gaz o duszącym zapachu (kwas solny); siarkowodór $\ce{H2S}$ - trujący gaz o zapachu zgniłych jaj.

35.Powietrze - skład i właściwości; gazy szlachetne; zanieczyszczenia i ochrona powietrza

Powietrze to jednorodna mieszanina gazów: azot - około 78% objętości, tlen - około 21%, pozostałe - około 1% (argon i inne gazy szlachetne, tlenek węgla(IV), para wodna). Jest bezbarwne, bezwonne, ściśliwe. Gazy szlachetne (hel, neon, argon, krypton, ksenon, radon) są bezbarwne, bezwonne i mało aktywne chemicznie: hel - balony, neon - reklamy świetlne, argon - żarówki i spawanie. Zanieczyszczenia: pyły oraz tlenki siarki i azotu powodują smog i kwaśne opady, a nadmiar tlenku węgla(IV) nasila efekt cieplarniany. Ochrona: filtry, odnawialne źródła energii, ograniczanie spalania węgla.

36.Doświadczenie 1. Badanie właściwości fizycznych pierwiastków chemicznych

Badamy barwę i stan skupienia, a dla bezpiecznych próbek także twardość i rozpuszczalność w wodzie. Nie wkładamy sodu do wody i nie wąchamy chloru, bromu ani jodu. Obserwacje: miedź - czerwonobrązowa; cynk i magnez - srebrzyste; sód - srebrzysty, bardzo miękki; siarka - żółta, krucha; fosfor czerwony - ciemnoczerwony proszek; grafit - czarny; jod - szarofioletowe kryształy; brom - brunatnoczerwona ciecz; chlor - żółtozielony gaz. Sód, chlor i brom - tylko film lub pokaz nauczyciela. Wniosek: metale zwykle mają połysk i srebrzystą barwę (wyjątki: miedź, złoto), niemetale bardzo się różnią.

37.Doświadczenie 2. Wyznaczanie gęstości ciał stałych, cieczy i gazów

Mierzymy masę (waga) i objętość. Ciało stałe o regularnym kształcie, np. prostopadłościan - objętość liczymy z wymiarów zmierzonych linijką. Ciało o nieregularnym kształcie - zanurzamy je w cylindrze miarowym z wodą; jego objętość to różnica poziomów wody. Ciecz - ważymy pustą kolbę miarową, napełniamy ją do kreski i ważymy ponownie; różnica mas to masa cieczy o znanej objętości. Gaz - odmierzamy jego objętość strzykawką, a masę - ważąc naczynie z gazem i puste. Gęstość liczymy ze wzoru $d = \frac{m}{V}$. Wniosek: gazy mają gęstość setki, a nawet tysiące razy mniejszą niż ciecze i ciała stałe.

38.Doświadczenie 3. Cztery sposoby otrzymywania tlenu

Tlen zbieramy nad wodą i wykrywamy tlącym się łuczywem, które rozpala się płomieniem. Rozkład termiczny tlenku rtęci(II): $\ce{2HgO ->[{T}] 2Hg + O2}$ - pomarańczowy proszek znika, na ściankach osiadają kropelki rtęci; rtęć jest trująca, więc to pokaz nauczyciela pod wyciągiem lub film. Rozkład termiczny manganianu(VII) potasu: $\ce{2KMnO4 ->[{T}] K2MnO4 + MnO2 + O2}$. Rozkład katalityczny nadtlenku wodoru: $\ce{2H2O2 ->[{MnO2}] 2H2O + O2}$ - ciecz się pieni. Elektroliza wody: $\ce{2H2O ->[{prąd}] 2H2 + O2}$ - wodoru powstaje objętościowo dwa razy więcej niż tlenu. To reakcje analizy.

39.Doświadczenie 4. Mieszanie wody z alkoholem - zjawisko kontrakcji i ziarnista budowa materii

Do wąskiego cylindra miarowego wlewamy odmierzoną objętość wody, a następnie ostrożnie taką samą objętość etanolu (alkoholu etylowego), zaznaczamy poziom i mieszamy. Obserwacja: objętość mieszaniny jest mniejsza niż suma objętości obu cieczy, a masa pozostaje taka sama. Wniosek: zaszła kontrakcja objętości. Materia ma budowę ziarnistą (nieciągłą) - składa się z cząstek różnej wielkości, między którymi są wolne przestrzenie; mniejsze cząsteczki wody wchodzą między większe cząsteczki alkoholu. Model: po zmieszaniu szklanki grochu ze szklanką kaszy otrzymamy mniej niż dwie szklanki mieszaniny.

40.Doświadczenie 5. Reakcja magnezu z parą wodną

W kolbie ogrzewamy wodę do wrzenia i do pary wodnej wprowadzamy zapaloną wstążkę magnezu. Obserwacje: magnez pali się dalej oślepiająco jasnym płomieniem, powstaje biały proszek i wydziela się bezbarwny, palny gaz. Wniosek: magnez odbiera tlen z wody - powstają tlenek magnezu i wodór: $\ce{Mg + H2O ->[{T}] MgO + H2}$. Jest to reakcja wymiany, egzotermiczna. Doświadczenie dowodzi, że woda jest związkiem chemicznym wodoru z tlenem, i tłumaczy, dlaczego palącego się magnezu nie gasi się wodą. Wykonuje je nauczyciel; nie patrzymy wprost w płomień.