NOMENKLATURA ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH

Transkrypt

Podstawowe wiadomości z chemii nieorganicznej
strona 1 /23
Elementy
chemii
nieorganicznej
do powtórzenia
przed egzaminem gimnazjalisty
wersja: wrzesień 2010
Zespół Szkół Katolickich w Zabrzu
Jan Wójcikiewicz
strona 2 /23
SPIS TREŚCI
1. ŁADUNEK JONU..............................................................................................................4
2. PROPORCJE SKŁADNIKÓW W ZWIĄZKU – WZORZE CHEMICZNYM.......................4
3. NAZEWNICTWO JONÓW.................................................................................................4
3.1. Kationy......................................................................................................................................... 4
3.2. Aniony...........................................................................................................................................4
4. NAZEWNICTWO TLENKÓW............................................................................................5
5. NAZEWNICTWO WODOROTLENKÓW...........................................................................5
6. NAZEWNICTWO KWASÓW.............................................................................................5
6.1. Kwasy beztlenowe........................................................................................................................5
6.2. Kwasy tlenowe (oksokwasy)....................................................................................................... 6
7. NAZEWNICTWO SOLI......................................................................................................6
8. ODCZYTYWANIE WARTOŚCIOWOŚCI Z POŁOŻENIA DANEGO PIERWIASTKA W
UKŁADZIE OKRESOWYM PIERWIASTKÓW..................................................................... 7
9. ZASADY TWORZENIA WZORÓW SUMARYCZNYCH...................................................8
10. ZASADY RYSOWANIA WZORÓW STRUKTURALNYCH CZĄSTECZEK
PODSTAWOWYCH GRUP ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH......................................... 9
11. TYPY REAKCJI CHEMICZNYCH...................................................................................9
12. PODSTAWOWE RODZAJE REAKCJI CHEMICZNYCH.............................................10
12.1. Reakcja utleniania (łączenia się z tlenem, spalania).............................................................10
12.2. Reakcja redukcji (odtleniania, zabierania tlenu od związku chemicznego)......................10
12.3. Reakcja syntezy związku dwupierwiastkowego z pierwiastków.........................................11
12.4. Reakcje tlenków z wodą..........................................................................................................11
Zespół Szkół Katolickich w Zabrzu - pracownia chemiczna
Jan Wójcikiewicz
strona 3 /23
12.5. Reakcje metali z wodą.............................................................................................................12
12.6. Reakcje otrzymywania tlenków............................................................................................. 12
12.7. Reakcje otrzymywania wodorotlenków................................................................................ 13
12.8. Reakcje otrzymywania kwasów............................................................................................. 13
12.9. Reakcje otrzymywania soli..................................................................................................... 14
12.10. Inne przemiany chemiczne................................................................................................... 16
13. KIERUNEK BIEGU REAKCJI CHEMICZNEJ.............................................................. 17
14. ATOM, CZĄSTECZKA I WIĄZANIA CHEMICZNE......................................................18
14.1. Cząstki elementarne................................................................................................................ 18
14.2. Liczba atomowa i masowa...................................................................................................... 18
14.3. Izotopy...................................................................................................................................... 18
14.4. Zjawisko promieniotwórczości...............................................................................................18
15. OBLICZENIA CHEMICZNE...........................................................................................18
15.1. Stężenia procentowe................................................................................................................ 18
15.2. Zmiana stężenia roztworu...................................................................................................... 19
15.3. Rozpuszczalność...................................................................................................................... 20
15.4. Masa atomowa i masa cząsteczkowa..................................................................................... 21
15.5. Stosunek pierwiastków w związku chemicznym.................................................................. 22
15.6. Obliczenia ilości reagentów oparte o równanie reakcji chemicznej................................... 22
Jan Wójcikiewicz
strona 4 /23
1. Ładunek jonu
Ładunek jonu przyjmuje wartości dodatnie lub ujemne i zapisujemy go liczbą arabską (znak
plus lub minus podajemy po wartości ładunku) i umieszczamy go jako wskaźnik prawy
górny. Wartość ładunku jest równa wartościowości danego elementu (danej drobiny)
Przykłady:
S2–
Al3+
CO32-
2.Proporcje składników w związku – wzorze chemicznym
Proporcje składników w związkach określa się następująco:
W nazwach podajemy wartościowość w nawiasie (bez spacji!) po nazwie pierwiastka, grupy
pierwiastków, związku. Jeżeli pierwiastek ma tylko jeden stopień utlenienia - nie podajemy
go. Jest to system zalecany przez Komisję Nomenklatury Chemicznej Polskiego Towarzystwa
Chemicznego.
Przykłady:
Na2O
SO3
FePO4
LiBr
tlenek sodu
tlenek siarki(VI)
fosforan(V) żelaza(III)
bromek litu
( sód ma tylko 1 wartościowość – I )
( siarka ma II, IV, VI )
( żelazo ma II, III )
( lit ma tylko I )
3.Nazewnictwo jonów
3.1.Kationy
Słowa jon i kation stosuje się zamiennie.
Przykłady:
Cu2+
Ni3+
NH4+
jon (kation) miedzi(II)
jon (kation) niklu(III)
jon (kation) amonu
3.2.Aniony
Słowa jon i anion stosuje się zamiennie.
Przykłady:
OH–
jon (anion) wodorotlenkowy;
Jan Wójcikiewicz
S
NO3–
CH3COO–
2–
strona 5 /23
jon (anion) siarczkowy
jon (anion) azotanowy(V)
jon (anion) etanianowy ( zwyczajowo: octanowy)
4.Nazewnictwo tlenków
Nazwy tlenków tworzy się łącząc słowo „tlenek” z nazwą pierwiastka w dopełniaczu, a w
nawiasie podaje się jego stopień utlenienia (wartościowość), o ile jest to konieczne (system
Stocka). Jeżeli dany pierwiastek tworzy związki tylko na jednym stopniu utlenienia, to nie
podaje się go w nazwie tlenku. Jeżeli dla danego pierwiastka istnieją związki na różnych
stopniach utlenienia, to stopień ten podaje się w nazwie danego związku – patrz punkt
Proporcje składników w związku – wzorze chemicznym.
Przykłady:
CO
N 2O 5
Al2O3
tlenek węgla(II)
tlenek azotu(V)
tlenek glinu
5.Nazewnictwo wodorotlenków
Nazwy wodorotlenków prostych tworzy się łącząc słowo „wodorotlenek” z nazwą
pierwiastka w dopełniaczu, a w nawiasie podaje się jego stopień utlenienia, o ile jest to
konieczne (system Stocka). Zasady podawania stopnia utlenienia w nazwie wodorotlenku są
identyczne jak dla tlenków.
Przykłady:
KOH
Cu(OH)2
Fe(OH)3
wodorotlenek potasu
wodorotlenek miedzi(II)
wodorotlenek żelaza(III)
6.Nazewnictwo kwasów
6.1.Kwasy beztlenowe
wzór kwasu
nazwa kwasu
nazwa soli
nazwa anionu
HF
kwas fluorowodorowy
fluorek
fluorkowy
HCl
kwas chlorowodorowy
chlorek
chlorkowy
HBr
kwas bromowodorowy bromek
bromkowy
HI
kwas jodowodorowy
jodkowy
jodek
Jan Wójcikiewicz
H2S
kwas siarkowodorowy
strona 6 /23
siarczek
siarczkowy
Nazwy anionów kwasów beztlenowych mają charakterystyczną końcówkę „-kowy”, a soli
tych kwasów „-ek”
6.2.Kwasy tlenowe (oksokwasy)
Nazwy kwasów tlenowych mają charakterystyczną końcówkę „-owy”, nazwy ich anionów „anowy”, zaś nazwy soli tych kwasów „-an”.
wzór kwasu
nazwa w systemie Stocka
nazwa soli
nazwa anionu
HNO2
kwas azotowy(III)
azotan(III)
azotanowy(III)
HNO3
kwas azotowy(V)
azotan(V)
azotanowy(V)
H2CrO4
kwas chromowy(VI)
chromian(VI)
chromianowy(VI)
H3PO4
kwas (orto)fosforowy(V)
(orto)fosforan(V)
(orto)fosforanowy(V)
H4SiO4
kwas ortokrzemowy
ortokrzemian
ortokrzemianowy
H2SiO3
kwas metakrzemowy
metakrzemian
metakrzemianowy
HMnO4
kwas manganowy(VII)
manganian(VII)
manganianowy(VII)
H2SO3
kwas siarkowy(IV)
siarczan(IV)
siarczanowy(IV)
H2SO4
kwas siarkowy(VI)
siarczan(VI)
siarczanowy(VI)
H2CO3
kwas węglowy
węglan
węglanowy
Dla kwasu fosforowego(V) przedrostek orto- można używać lub nie, dlatego został on ujęty
w nazwie kwasu w nawiasie!
7.Nazewnictwo soli
Sole nazywamy podając kolejno nazwy jonów budujących sól i uwzględniając (jeśli to
konieczne) wartościowość. Jeżeli w nazwie kwasu występuje wartościowość, to identyczna
liczba występuje w nazwie soli pochodzącej od tego kwasu, co zostało uwidocznione w tabeli
z kwasami.. Dla metalu (kationu) obowiązują identyczne zasady co dla tlenków i
wodorotlenków.
Wzór soli tworzymy pisząc najpierw symbol metalu (kationu), a potem wzór reszty
kwasowej (anionu). Ilość kationów metalu i reszt kwasowych w cząsteczce soli uzgadniamy w
oparciu o regułę krzyża. Wartościowość reszty kwasowej jest równa ilości atomów wodoru w
cząsteczce kwasu. Wartościowość metalu jest dana lub wynika bezpośrednio z położenia
danego metalu w układzie okresowym pierwiastków.
Przykłady:
KBr
Au2S3
BaCO3
bromek potasu
siarczek złota(III)
węglan baru
Jan Wójcikiewicz
CuSO4
Al2(SO4)3
SnCl4
KNO2
strona 7 /23
siarczan(VI) miedzi(II)
siarczan(VI) glinu
chlorek cyny(IV)
azotan(III) potasu
Istnieją sole, w których zamiast kationu metalu w soli jest kation amonu. Ze względu na
rozmiary oraz wartość ładunku jest on bardzo podobny do kationu sodu i potasu, dlatego też
sole amonowe mają analogiczne właściwości, co sole sodu i potasu, np. są również świetnie
rozpuszczalne w wodzie i nie dają praktycznie żadnych osadów z pospolitymi reagentami.
Nazewnictwo soli amonowych tworzymy na identycznej zasadzie jak soli innych kationów.
Przykłady:
NH4Cl
NH4NO3
(NH4)2SO4
chlorek amonu
azotan(V) amonu
siarczan(VI) amonu
(NH4)3PO4
fosforan(V) amonu
W przypadku soli zawierającej wodę krystalizacyjną wymieniamy kolejno składniki
rozdzielając je długą kreską, a na końcu nazwy w nawiasie okrągłym podajemy stosunek
molowy składników (soli do wody)
Przykłady:
CuSO4.5H2O
siarczan(VI) miedzi(II)––––woda(1/5)
8.Odczytywanie
wartościowości
z
położenia
pierwiastka w układzie okresowym pierwiastków
danego
Położenie danego pierwiastka w układzie okresowym określa, jakie wartościowości może on
przejawiać w swoich związkach. Dla grup 1,2 oraz od 13 do 17 istnieją proste reguły (od
których są, niestety, wyjątki:
−Cyfra jedności numeru grupy określa najwyższą możliwą wartościowość danego
pierwiastka;
−W grupach parzystych wartościowości mogą być tylko parzyste, a w grupach nieparzystych
– tylko nieparzyste.
Kierując się tymi dwoma regułami uzyskujemy następujące wartościowości dla pierwiastków
znajdujących się w grupie:
1 – tylko jeden (I);
2 – tylko dwa (II);
13 – jeden (I) i trzy (III) – glin tylko trzy Al(III);
14 – dwa (II) i cztery (IV);
Jan Wójcikiewicz
strona 8 /23
15 – jeden (I), trzy (III) i pięć (V) – azot może mieć wartościowości od jeden do pięć (od I do
V);
16 – dwa (II), cztery (IV) i sześć (VI) – tlen tylko dwa O (II);
17 – jeden (I), trzy (III), pięć (V) i siedem (VII) – fluor tylko jeden F (I)
Dla pierwiastków z pozostałych grup nie można już podać takich prostych zasad. Warto
zapamiętać tylko grupę pierwiastków, które przejawiają w swoich związkach tylko jedną
wartościowość, więc nie jest ona dla nich podawana w nazwach ich związków. Dotyczy to:
Zn (II), Cd (II), Ag (I).
9.Zasady tworzenia wzorów sumarycznych
Większość związków można praktycznie potraktować jako związki złożone z dwóch części,
czyli tzw. związki binarne. Jeżeli znamy, z jakich części składa się dana cząsteczka oraz znana
jest wartościowość tych części (stopień utlenienia), to utworzenie wzoru sumarycznego
cząsteczki takiego związku jest bardzo proste. Służy do tego celu tzw. reguła krzyża.
Jeżeli chcemy utworzyć wzór cząsteczki zbudowanej z części A o wartościowości (K) i części
B o wartościowości (L):
A(K) i
B(L)
to wzór tworzonej cząsteczki będzie miał postać:
ALBK
np.:
Fe(III) i S(II) daje cząsteczkę o wzorze Fe2S3
N(V) i O(II) daje cząsteczkę o wzorze N2O5
Jeżeli wartościowości części A i B sa liczbami, które posiadają wspólny podzielnik, to oba
współczynniki stechiometryczne we wzorze dzielimy przez odpowiednia liczbę tak, aby
miały one jak najmniejsza wartość. Z reguły dotyczy to sytuacji, gdy obie wartościowości są
liczbami parzystymi, czyli skrócenie polega na podzieleniu przez dwa, np.:
S(VI) i O(II)
Sn(IV) i S(II)
nie:
nie:
S2O6 ale:
Sn2S4 ale:
SO3
SnS2
Reguła krzyża pozwala utworzyć:
− wzory tlenków i innych związków dwupierwiastkowych,
Jan Wójcikiewicz
strona 9 /23
− wodorotlenków, gdzie jedną część cząsteczki stanowi atom metalu, a drugą – grupy
wodorotlenkowe OH. Ponieważ grupa OH jest jednowartościowa, więc w cząsteczce
wodorotlenku jest tyle grup wodorotlenowych, jaka jest wartościowość metalu.
− soli, gdzie jedną część cząsteczki stanowią atomy metalu, a drugą – reszty kwasowe.
Wartościowość reszty kwasowej jest równa ilości atomów wodoru w cząsteczce kwasu
10.Zasady rysowania wzorów strukturalnych
podstawowych grup związków nieorganicznych
cząsteczek
Wzory strukturalne przedstawiają strukturę, czyli budowę cząsteczki danego związku
chemicznego. Pokazują one, w jaki sposób atomy są połączone w jedna całą cząsteczkę. Siły
wiążące atomy nazywamy wiązaniami chemicznymi i we wzorach tych przedstawiamy jako
kreskę łącząca dwa symbole, np.:
AB
Ponieważ taka kreska symbolizuje wiązanie kowalencyjne, to tylko dla takich
substancji możny rysować wzory strukturalne.
Aby narysować wzory strukturalne podstawowych grup związków nieorganicznych należy
kierować się podanymi niżej zasadami:
a) ilość kresek symbolizujących wiązania, jakie tworzy dany atom jest zgodna z jego
wartościowością;
b) w tlenkach niemetali nie występują wiązania pomiędzy takimi samymi atomami, tzn.
wiązania typu X  X, nie rysujemy więc kresek pomiędzy takimi samymi symbolami;
c) w cząsteczkach, w których występuje zarówno wodór i tlen, atomy wodoru są
przyłączone zawsze do atomów tlenu. We wzorach kwasów tlenowych występuje więc
zawsze układ: H  O  (choć są oczywiście od tego wyjątki).
d) w omawianych grupach związków chemicznych nie występują struktury zamknięte,
cykliczne.
Wiązania pomiędzy tymi samymi atomami występują tylko w cząsteczkach pierwiastków,
np. H2, O2, O3, P4 czy S8 oraz w niektórych związkach, które nie będą poruszane w
niniejszym opracowaniu.
11.Typy reakcji chemicznych
Podział wszystkich reakcji chemicznych na typy jest dokonany ze względu na ilość
substratów (s) i produktów (p) danej przemiany. Istnieją trzy podstawowe typy reakcji
chemicznych. I tak rozróżniamy:
s1 + ..... + sn → p
reakcja syntezy (łączenia)
s → p1 + .... + pn
reakcja analizy (rozkładu)
Jan Wójcikiewicz
strona 10 /23
s1 + ..... + sn → p1 + .... + pn
reakcja wymiany
Istnieją nieliczne przykłady reakcji czwartego typu, tzw. reakcje izomeryzacji, która polegają
na przegrupowaniu się atomów jednej cząsteczki w inny układ, który daje w efekcie
cząsteczkę innej substancji.
s → p
reakcja izomeryzacji
O takich przemianach nie mówimy jednak w gimnazjum.
Jest jeszcze możliwa przemiana jednego pierwiastka w drugi. Przemiana taka jest możliwa
jedynie na gruncie przemian jądrowych. Nie jest to jednak obszar zainteresowania klasycznej
chemii.
12.Podstawowe rodzaje reakcji chemicznych
Można wyróżnić następujące rodzaje reakcji chemicznych
12.1.Reakcja utleniania (łączenia się z tlenem, spalania)
Jedną z najważniejszych przemian chemicznych jest reakcja łączenia się z tlenem, zwana
ogólnie reakcją utleniania. Jeżeli ta reakcja przebiega gwałtownie z wydzieleniem się światła i
ciepła – czyli powstaje płomień – to wtedy mówimy o reakcji spalania.
pierwiastek + tlen → tlenek tego pierwiastka
2 Mg + O2 → 2 MgO
Jeżeli pierwiastek przejawia kilka wartościowości, to można również zrealizować przemianę:
tlenek pierwiastka na niższej wartościowości + tlen →
→ tlenek tego pierwiastka na wyższej wartościowości
2 Cu2O+ O2 → 4 CuO
Spalając dowolną substancje palną możemy zapisać tę przemianę następującym równaniem:
substancja palna → tlenki pierwiastków, z których zbudowana była
spalana substancja
CH4 + O2 → CO2 + H2O
12.2.Reakcja redukcji (odtleniania, zabierania tlenu od związku chemicznego)
Odwrotnością reakcji utleniania jest reakcja redukcji, w której jakaś substancja reaguje z
tlenkiem i zabiera mu tlen. Jest to reakcja wymiany tlenu od substancji bogatej w tlen (zwanej
wtedy utleniaczem czyli dawcą tlenu) do substancji ubogiej w tlen lub substancji nie mającej w
ogóle tlenu w swoim składzie (zwanej reduktorem czyli odtleniaczem, biorcą tlenu).
Najczęściej stosowanymi reduktorami są: wodór H 2 , węgiel C, tlenek węgla(II) CO, glin Al,
magnez Mg. Utleniacz staje się substancją odtlenioną do postaci tlenku o niższej
Jan Wójcikiewicz
strona 11 /23
wartościowości lub często do postaci pierwiastka. Reduktor łącząc się z tlenem przechodzi w
postać tlenku o wyższej wartościowości (CO na CO 2) lub w ogóle w postać tlenku (H 2 na
H2O, C na CO lub CO2, Al. na Al2O3, Mg na MgO).
substancja (utleniacz) + reduktor → substancja odtleniona + tlenek
reduktora
Fe2O3 + 3 C → 2 Fe + 3 CO
12.3.Reakcja syntezy związku dwupierwiastkowego z pierwiastków
Analogicznie do reakcji łączenia się z tlenem możemy wyróżnić reakcje syntezy dwóch
pierwiastków, w której produktem jest związek dwupierwiastkowy:
pierwiastek1 + pierwistek2 → związek dwupierwiastkowy
np.:
pierwiastek + chlor → chlorek pierwiastka
2 Na + Cl2 → 2 NaCl
pierwiastek + siarka → siarczek pierwiastka
Hg + S → HgS
W tych przemianach pierwiastek może mieć charakter metaliczny lub niemetaliczny.
12.4.Reakcje tlenków z wodą
Zachowanie się tlenków wobec wody może być trojakie:
tlenek + woda → reakcja nie biegnie
CuO + H2O → reakcja nie biegnie
Tak zachowują się tlenki metali z grup 3-16 układu okresowego o wartościowości od I do IV i
niektóre tlenki niemetali. Takie tlenki nazywamy tlenkami obojętnymi względem wody.
tlenek + woda → kwas tlenowy
SO2 + H2O → H2SO3
Taka reakcja biegnie dla niektórych tlenków metali spoza grupy 1 i 2 układu okresowego o
wartościowości większej od IV oraz dla większości tlenków niemetali. Takie tlenki
nazywamy tlenkami o charakterze kwasowym.
tlenek + woda → wodorotlenek rozpuszczalny w wodzie (zasada)
CaO + H2O → Ca(OH)2
Tak z kolei zachowują się tylko tlenki metali grupy 1 i 2 układu okresowego (wyjątkiem jest
tlenek berylu BeO, który z wodą nie reaguje). Jest to pierwsza metoda otrzymywania
Jan Wójcikiewicz
strona 12 /23
wodorotlenków metali 1 i 2 grupy. Takie tlenki nazywamy tlenkami o charakterze
zasadowym.
12.5.Reakcje metali z wodą
Z wodą reagują tylko metale grupy 1 i 2 układu okresowego (z wyjątkiem Be, który w ogóle
nie reaguje oraz Mg, który reaguje powoli dopiero w podwyższonej temperaturze). Pozostałe
metale reagują łatwo według schematu:
metal + woda → wodorotlenek metalu (rozpuszczalny w wodzie) +
wodór
2 Na + H2O → 2 NaOH + H2↑
Jest to druga metoda otrzymywania wodorotlenków metali 1 i 2 grupy.
12.6.Reakcje otrzymywania tlenków
Tlenki można otrzymywać na drodze różnych przemian:
pierwiastek + tlen → tlenek tego pierwiastka
S + O2 → SO2
tlenek pierwiastka na niższej wartościowości + tlen →
→ tlenek tego pierwiastka na wyższej wartościowości
2 SO2 + O2 + → 2 SO3
tlenek pierwiastka na wyższej wartościowości + reduktor →
→ tlenek tego pierwiastka na niższej wartościowości + tlenek reduktora
Fe3O4 + CO → 3 FeO + CO2
Dla metali spoza grupy 1 i 2 układu okresowego można zrealizować reakcję rozpadu
cząsteczki wodorotlenku pod wpływem ciepła:
wodorotlenek → tlenek metalu + woda
Cu(OH)2 → CuO + H2O
Wiele soli również ulega rozkładowi w trakcie ogrzewania, prażenia:
sól → tlenek metalu +tlenek niemetalu
CaCO3 → CaO + CO2
Tlenki niemetalu powstają również w trakcie reakcji kwasu tego niemetalu z niektórymi
metalami półszlachetnymi i szlachetnymi, np. reakcja kwasu siarkowego(VI) czy
azotowego(V) z miedzią czy rtęcią. Niemetal wtedy zmniejsza swój stopień utlenienia
(wartościowość) tworząc tlenek.
kwas + metal szlachetny → sól metalu +tlenek niemetalu + woda
Jan Wójcikiewicz
strona 13 /23
3 Cu +8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
12.7.Reakcje otrzymywania wodorotlenków
Wodorotlenki metali 1 i 2 grupy układu okresowego, które poza wodorotlenkami Mg i Ca,
(które są słabo rozpuszczalne) są w zdecydowanej większości dobrze i bardzo dobrze
rozpuszczalne w wodzie otrzymuje się na drodze przemian:
metal + woda → wodorotlenek metalu + wodór
Ca + 2 H2O → Ca(OH)2 + H2↑
tlenek metalu (tlenek zasadowy) + woda → wodorotlenek metalu
K2O + H2O → 2 KOH
Wodorotlenki pozostałych metali otrzymuje się na drodze pośredniej poprzez reakcje soli
tego metalu rozpuszczalnej w wodzie z roztworem wodnym NaOH lub KOH. Wytrąca się
wtedy nierozpuszczalny w wodzie, galaretowaty lub kłaczkowaty osad wodorotlenku tego
metalu. Wodorotlenki te rozkładają się w wyższych temperaturach na odpowiedni tlenek i
wodę
sól metalu + NaOH → wodorotlenek metalu + sól sodu
FeCl3 + 3 NaOH → Fe(OH)3↓ +3 NaCl
12.8.Reakcje otrzymywania kwasów
Podstawową reakcją otrzymywania kwasów tlenowych jest reakcja odpowiedniego tlenku o
charakterze kwasowym z wodą. Dlatego tlenki takie nazywają się popularnie bezwodnikami
kwasowymi.
tlenek kwasowy + woda → kwas tlenowy
P4O10 + 6 H2O → 4 H3PO4
Kwasy można również otrzymać w reakcji podwójnej wymiany:
sól słabszego kwasu + mocny kwas → sól mocnego kwasu + słabszy
kwas
2 NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2 HCl
Właśnie ta reakcja jest podstawą doświadczalnego porównywania mocy kwasów. Wydzielony
kwas słabszy może być odpowiednim wodorkiem (dla kwasów beztlenowych), który ulatnia
się w postaci gazu. Natomiast wydzielający się słabszy kwas tlenowy często ulega
natychmiastowemu rozpadowi na odpowiedni bezwodnik i wodę – tak zachowują się kwas
węglowy, siarkowy(IV) czy kwasy krzemowe, dlatego trudno mówić jest o występowaniu
tych kwasów w wolnej postaci. Kwasy te praktycznie w takiej postaci nie występują,
natomiast bardzo popularne są ich sole.
Jan Wójcikiewicz
strona 14 /23
Natomiast kwasy beztlenowe są roztworami gazów w wodzie. Gazy te to wodorki niektó rych pierwiastków o wzorze identycznym jak dany kwas beztlenowy. Gazy te otrzymuje się
na drodze bezpośredniej syntezy z pierwiastków, np:
chlor + wodór → chlorowodór (gaz)
Cl2 + H2 → 2 HCl(g)
Symbol (g) za wzorem HCl oznacza właśnie informację, że ten związek jest gazem
{analogicznie: (s) – substancja stała, (c) – ciecz, (aq) – roztwór wodny; od aqua – woda po
łacinie} Dopiero ten gaz rozpuszczony w wodzie daje nam coś, co nazywamy kwasem
chlorowodorowym lub zwyczajowo solnym. Aby to wyraźnie zaznaczyć, pisze się za
wzorem w nawiasie literki (aq),
HCl(aq)
które z reguły się pomija, mówiąc o kwasach beztlenowych
12.9.Reakcje otrzymywania soli
Najbardziej szeroką grupą związków chemicznych są sole. Metody otrzymywania soli
wynikają z własności omówionych poprzednio grup substancji chemicznych, czyli
pierwiastków, tlenków, wodorotlenków i kwasów. Wiele metod otrzymywania soli jest
zarazem metodą otrzymywania innych związków chemicznych, więc wystąpiły już
poprzednio.
Można wyróżnić 10 metod otrzymywania soli.
1a
kwas + metal nieszlachetny → sól + wodór
2 HCl + Zn → ZnCl2 + H2↑
Tak biegnie reakcja dla metali nieszlachetnych, czyli takich, które w tzw. szeregu
napięciowym metali znajdują się przed wodorem. Szereg napięciowy z uwzględnieniem
najpopularniejszych metali przedstawia się następująco:
K, Na, Li, Ca, Mg, Al., Mn, Zn, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Au
Im dany metal znajduje się dalej na lewo od wodoru, tym jest aktywniejszy i tym łatwiej
wypiera wodór z kwasów. Metale najaktywniejsze potrafią wypierać wodór już z wody –
reakcja metali z wodą. Metale znajdujące się w tym szeregu na prawo od wodoru są zaliczane
do metali półszlachetnych (Cu, Hg) lub szlachetnych (Ag, Au). Ich szlachetność polega
właśnie na tym, że nie reagują normalnie z kwasami z wydzieleniem wodoru – reakcja ta
biegnie wtedy według schematu 1b. Złoto praktycznie nie reaguje z żadnym z kwasów, lecz
dopiero z ich mieszaniną, zwaną wodą królewską i mechanizm tej reakcji jest jeszcze inny.
1b
kwas + metal szlachetny → sól + tlenek pierwiastka tworzącego
kwas + woda
Jan Wójcikiewicz
strona 15 /23
2 H2SO4 + Hg → HgSO4 + SO2 + 2 H2O
Reakcje od 2 do 9 są typowymi reakcjami, w których jednym (lub jedynym) produktem jest
odpowiednia sól.
2. kwas + tlenek metalu → sól + woda
H2SO4 + MgO → MgSO4 + H2O
Reakcja 3 jest ogólnie znaną reakcją zobojętniania
3. kwas + wodorotlenek → sól + woda
3 HNO3 + Co(OH)3 → Co(NO3)3 + 3 H2O
4. tlenek zasadowy + bezwodnik kwasowy → sól kwasu tlenowego
CaO + CO2 → CaCO3
5. wodorotlenek + bezwodnik kwasowy
+ woda
→
sól kwasu tlenowego +
2 NaOH + SO2 → Na2SO3 + H2O
Reakcje od 6 do 8 są przykładami reakcji, w których mocniejszy element wypiera ze związku
analogiczny element słabszy
W reakcji 6 wydzielający się słabszy kwas ulatnia się w postaci gazu (odpowiedni wodorek dla
kwasu beztlenowego, np. HCl, H 2S) lub cząsteczka słabszego kwasu tlenowego rozpada się
na odpowiedni bezwodnik i wodę (np. kwas węglowy, kwas siarkowy(IV)).
6. sól1 + mocny kwas1 → sól2 + słabszy kwas2
CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2↑ + H2O
W reakcji 7 wytrąca się nierozpuszczalny w wodzie osad słabego wodorotlenku metalu spoza
grupy 1 i 2.
7. sól1 + mocny wodorotlenek1 → sól2 + słabszy wodorotlenek2
Ni(NO3)3 + 3 NaOH → 3 NaNO3 + Ni(OH)3↓
W reakcji 8 mocny metal (bardziej aktywny), znajdujący się bardziej na lewo w szeregu
napięciowym metali wypiera metal słabszy (mniej aktywny), tzn. taki, który znajduje się
bardziej na prawo w szeregu napięciowym. Metal bardziej aktywny przechodzi w postaci
kationów do roztworu, a metal mniej aktywny (bardziej szlachetny) wydziela się w postaci
metalicznej – jako proszek lub piękna lśniąca powłoka metaliczna.
8. sól1 + mocny metal1 → sól2 + słabszy metal2
2 AgNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + 2 Ag
Jan Wójcikiewicz
strona 16 /23
Reakcja 9 jest z kolei typową reakcją podwójnej wymiany, w której jedna z nowo
powstających soli jest nierozpuszczalna w wodzie i wytrąca się w postaci osadu.
9. sól1 + sól2 → sól3 +sól4
BaCl2 + Na2SO4 → 2 NaCl + BaSO4↓
Ostatnią reakcją jest reakcja niemetalu z metalem, której produktem jest związek
dwupierwiastkowy (binarny), który może być traktowany jako sól kwasu beztlenowego, albo
może to być związek, którego nie można zaliczyć do soli w tradycyjnym rozumieniu tej
grupy związków.
10.
niemetal + metal
dwupierwiastkowy)
→
sól kwasu beztlenowego (związek
Zn + S → ZnS
12.10.Inne przemiany chemiczne
Nie wszystkie przemiany chemiczne dają się zliczyć do którejś w wyżej wymienionych klas.
Można wyróżnić jeszcze następujące klasy przemian, o których warto pamiętać:
Reakcja fotolizy – rozpad cząsteczki na drobniejsze fragmenty. Klasycznym przykładem jest
fotoliza halogenków srebra:
2 AgCl → 2 Ag + Cl2
Reakcja elektrolizy – rozpad cząsteczki pod wpływem przepływu prądu elektrycznego.
Przykładem tego rodzaju przemiany jest elektroliza wody, w trakcie której powstaje wodór i
tlen.
2 H2O → 2 H2 + O2
Reakcja rozkładu termicznego substancji na prostsze elementy. Wcześniej wspomniano już
o takich przemianach – np. rozkład wodorotlenków. Takiemu procesowi ulegają między
innymi sole bogate w tlen, np. manganian(VII) potasu, chloran(V) potasu; sole amonowe, np.
azotan(V) amonu; węglany; siarczany(IV).
4 KMnO4 → 2 K2O + 4 MnO2 + 3 O2
CaCO3 → CaO + CO2
Reakcja dysocjacji elektrolitycznej – rozpad substancji jonowej lub o silnie spolaryzowanym
wiązaniu kowalencyjnym na swobodne jony pod wpływem cząsteczek rozpuszczalnika, z
reguły wody. Procesowi dysocjacji ulegają wodorotlenki, kwasy i sole, choć w różnym
stopniu. Substancje bardzo słabo lub praktycznie wcale nie rozpuszczalne w wodzie uważa się
za nie podlegające temu procesowi.
Sr(OH)2 → Sr 2+ + 2 OH −
H3PO4 → 3 H + + PO4 3 −
Jan Wójcikiewicz
Mg(NO2)2 → Mg
2+
+ 2 NO
strona 17 /23
−
2
Konsekwencją tego procesu jest istnienie w roztworze swobodnych jonów, które umożliwiają
przepływ prądu elektrycznego przez ten roztwór. Prowadząc reakcje z wykorzystaniem
takich roztworów reakcja biegnie więc pomiędzy jonami, a nie cząsteczkami. takie reakcje
nazywamy reakcjami jonowymi, a zapis równania uwzględniający ten fakt nazywamy
równaniami jonowymi. Równania jonowe mogą być zapisane w pełnej postaci, czyli ze
wszystkimi jonami zawartymi w reagujących roztworach lub w postaci uproszczonej, tzn.
tylko z tymi jonami, które rzeczywiście reagują dając produkty nierozpuszczalne w wodzie
(wytrącanie się osadu), gazowe (wydzielanie się gazu) lub niejonowe (reakcja zobojętniania).
13.Kierunek biegu reakcji chemicznej
Reakcje powstawanie soli, poza reakcją nr 10, z reguły przeprowadza się w środowisku
wodnym, czyli substraty są w postaci roztworu wodnego. Rodzi się więc pytanie, kiedy dana
przemiana jest dla nas użyteczna jako metoda otrzymywania soli. Lub mówiąc ogólniej, kiedy
dana reakcja biegnie tylko w takim kierunku, o jakim informuje nas zapis równania tej
reakcji?
Nie każdy układ realizujący dana przemianę jest dla nas korzystny. Często po zlaniu dwóch
roztworów nic się nie dzieje, tzn. nie ma żadnych widocznych objawów biegu reakcji, a po
odparowaniu roztworu otrzymamy mieszaninę różnych substancji, z reguły trudna do
rozdzielenia. Np. zlanie roztworów KNO 3 i NaCl nie spowoduje żadnych objawów, a sucha
pozostałość po odparowaniu da mieszaninę soli KNO 3, NaNO3, KCl i NaCl. Identyczny
efekt uzyskamy mieszając roztwory KCl i NaNO3. Dlatego też można zapisać:
KNO3 +NaCl ←→ NaNO3 +KCl
co oznacza, że reakcja biegnie równocześnie z lewa na prawo, jak i z prawa na lewo.
Aby reakcja biegła w pełni zgodnie z zapisem z lewa na prawo i aby można było uzyskać w
łatwy sposób daną sól musi być spełniony jeden z następujących warunków:
a) jeden z powstających produktów musi być nierozpuszczalna w wodzie – tzw. reakcje
strąceniowe. Drugi jako rozpuszczalny pozostaje w roztworze. Pozostaje łatwe
oddzielenie osadu od roztworu metodą sączenia i krystalizacji – reakcja 7,8,9;
b) jeden z produktów jest gazem i opuszcza środowisko reakcji – reakcja 1;
c) jednym z produktów jest woda, więc staje się rozpuszczalnikiem i jako taki nie ma
znaczenia – reakcja 2, 3, 5,
d) jeden z produktów jest nietrwały i ulega rozkładowi na substancje opuszczające
środowisko reakcji – reakcja 6.
Jan Wójcikiewicz
strona 18 /23
14.Atom, cząsteczka i wiązania chemiczne
14.1.Cząstki elementarne
Atom, mimo przyjętej kiedyś nazwy oznaczającej „niepodzielny” składa się z mniejszych
cząstek elementarnych: protonów, neutronów i elektronów.
Protony i neutrony, zwane ogólnie nukleonami budują jądro atomowe. Elektrony znajdują
się w pewnych obszarach wokół jądra zwanych powłokami elektronowymi.
14.2.Liczba atomowa i masowa
Liczba protonów w jądrze, zwana liczba atomową Z, wyznacza, z jakim pierwiastkiem
mamy do czynienia. Protony mają ładunek dodatni, równy co do wielkości ładunkowi
ujemnemu elektronów. Ponieważ atom jako całość jest elektrycznie obojętny, więc liczba
elektronów na powłokach jest równa liczbie protonów w jądrze danego atomu.
Łączna liczba protonów i neutronów w jądrze atomu czyli liczba nukleonów jest zwana
liczba masową i oznaczamy ją literą A
Liczę Z piszmy jako lewy dolny indeks, a liczbę A jako lewy górny indeks symbolu
pierwiastka:
A
Z
E
gdzie E – symbol jakiegoś pierwiastka
14.3.Izotopy
Liczba neutronów nie ma wpływu na to, z jakim pierwiastkiem mamy do czynienia.
Powoduje jednak to, że istnieją atomy tego samego pierwiastka różniące się liczba neutronów.
Takie różne atomy tego samego pierwiastka nazywamy izotopami. Warto tutaj nadmienić, że
liczba znanych pierwiastków to 117, a liczba wszystkich ich izotopów przekracza 2000.
14.4.Zjawisko promieniotwórczości
Niektóre izotopy są trwałe i nie podlegają żadnym zmianom. Istnieje jednak duża grupa
izotopów, które nie są trwałe i podlegają samorzutnym procesom rozpadu zwanymi
rozpadem radioaktywnym, a takie izotopy nazywa się izotopami radioaktywnymi lub
radionuklidami.
Rozróżniamy dwa podstawowe rozpady naturalne: rozpad alfa i rozpad beta. Obu tym
rozpadom towarzyszy wydzielanie dużych ilości energii w postaci promieniowania
elektromagnetycznego, tzw. promieniowanie gamma.
15.Obliczenia chemiczne
15.1.Stężenia procentowe
Roztwory wodne wielu substancji są bardzo popularne i spotykamy się z nimi niemal na
codziennie. Dlatego też wyrażanie składu takich mieszanin, jakimi są roztwory, jest bardzo
ważnym problemem chemicznym, a umiejętność wykonywania prostych obliczeń z tym
związanych jest przydatna każdemu.
Jan Wójcikiewicz
strona 19 /23
Ogólnie stężeniem nazywamy stosunek ilości składnika danej mieszaniny do ilości całej
mieszaniny. Można to wykonać na wiele sposobów, więc istnieje wiele różnych rodzajów
stężeń.
Najpopularniejszym jest stężenie procentowe masowe, które definiuje się następująco:
Cp =
ms
⋅ 100%
mr
gdzie: Cp – stężenie procentowe roztworu, m s – masa rozpuszczonej substancji w gramach,
mr – masa całego roztworu w gramach.
Wartość stężenia roztworu można zinterpretować następująco: jeżeli, np. stężenie roztworu
wynosi 25%, to znaczy, że w 100 g roztworu jest 25% z jego masy samej substancji
rozpuszczonej, czyli 25g.
Na roztwór składa się substancja rozpuszczona i rozpuszczalnik, czyli na masę roztworu m r
składa się masa substancji rozpuszczonej m s i masa rozpuszczalnika mR ( Trzeba tutaj
nadmienić, że stosowanie indeksów s, r, R nie jest ogólnie przyjęte i że jest to mój system
różnicowania omawianych mas. Jest to natomiast system najbardziej popularny. )
Zależność tę można wyrazić następującym wzorem:
mr = ms + m R
O wiele wygodniej jest podawać ilość roztworu czy rozpuszczalnika, jako że są to ciecze, nie
na masę, ale na objętość. Dlatego należy znać zależność pomiędzy masą i objętością cieczy,
która wyraża się następująco:
d=
m
V
gdzie d – gęstość cieczy (roztworu, rozpuszczalnika), m – masa cieczy, V – jego objętość.
Korzystając z tych trzech zależności można obliczyć stężenie procentowego danego roztworu
lub inną wielkość z nim związaną.
15.2.Zmiana stężenia roztworu
Częstym problemem jest zmiana stężenia roztworu.
Jeżeli roztwór jest nasycony, to można go tylko rozcieńczyć przez:
• dodanie wody – zwiększa się wtedy masa rozpuszczalnika, czyli zarazem całego
roztworu o tę sama wartość;
• roztworu tej samej substancji, ale o mniejszym stężeniu – zwiększa się wtedy zarówno
masa substancji rozpuszczonej jak i rozpuszczalnika (czyli i całego roztworu), ale
stężenie nowego roztworu po zmieszaniu będzie pośrednie niż roztworów
wyjściowych)
Jan Wójcikiewicz
strona 20 /23
Jeżeli roztwór jest nienasycony, to można go zarówno rozcieńczyć na oba sposoby poruszone
wyżej, ale można go również zatężyć przez:
• odparowanie rozpuszczalnika – zmniejsza się wtedy masa rozpuszczalnika, czyli
zarazem całego roztworu o tę sama wartość;
• dodanie substancji rozpuszczonej – zwiększa się masa substancji rozpuszczonej i masa
roztworu o tę sama wartość;
• dodanie roztworu tej samej substancji, ale o stężeniu większym – sytuacja analogiczna
do rozcieńczania roztworu nasyconego roztworem o mniejszym stężeniu.
Obliczając stężenie procentowe końcowego roztworu można posłużyć się wzorem na stężenie
uwzględniając zmiany odpowiednich mas. Można jednak posłużyć się bardzo praktycznym
„narzędziem obliczeniowym” , jakim jest tzw. krzyż mieszania (krzyż św. Andrzeja).
Wygląda on następująco:
C1
C2
Cx
m 1 = C1 – C x
m 2 = Cx – C2
gdzie:
C1 - stężenie roztworu 1, który mieszamy ( o wyższym stężeniu);
C2 - stężenie roztworu 2, który mieszamy ( o niższym stężeniu; jeżeli dolewamy wody, to
C2=0;
Cx - stężenie roztworu, który mamy otrzymać po zmieszaniu roztworów 1 i 2;
m1 - ilość [ w gramach] roztworu 1;
m2 - ilość [ w gramach] roztworu 2;
Z reguły znane jest C1, C2 i Cx , a szukamy m1 i m2. Trudniejszym typem obliczeń
opartych o tę metodę jest szykanie stężenia roztworu po zmieszaniu C x, jeżeli znamy ilości i
stężenia roztworów mieszanych.
15.3.Rozpuszczalność
Pojęcie rozpuszczalności określa maksymalną ilość substancji, jaka jest wstanie się rozpuścić w
100 g wody (lub innego rozpuszczalnika, ale najczęściej jest nim woda) w danej temperaturze.
Jak wynika z tej definicji, rozpuszczalność określa ilość substancji rozpuszczonej w roztworze
nienasyconym. Wynika z niej również, że rozpuszczalność zależy od temperatury.
Dla zdecydowanej większości substancji stałych z reguły rośnie ona wraz z temperaturą,
czasami bardzo szybko (np. dla azotanu (V) potasu KNO 3) lub bardzo słabo (np. dla chlorku
sodu NaCl). Są jednak i takie substancje, dla których rozpuszczalność maleje wraz ze
wzrostem temperatury lub zmienia się w sposób nieregularny.
Jan Wójcikiewicz
strona 21 /23
Dla gazów zależność ta jest dokładnie odwrotna, to znaczy, że rozpuszczalność gazów w
odzie maleje, i to bardzo szybko, wraz ze wzrostem temperatury. Świadczy o tym doskonale
znane wszystkim zjawisko, jakie towarzyszy otwarciu opakowania napoju gazowego, który
jest ciepły!!!. Poza tym rozpuszczalność gazów zależy również od ciśnienia tego gazu nad
powierzchnią cieczy – im większe ciśnienie, tym więcej gazu rozpuści się w wodzie.
Nie mówi się w ramach gimnazjum o rozpuszczalności cieczy w wodzie.
Zależności rozpuszczalności danej substancji od temperatury obrazuje się w formie
odpowiedniego wykresu, z którego trzeba umieć odczytać odpowiednie wartości. Wartości te
często służą jako wyjściowe dane do obliczeń związanych ze stężeniem procentowym tego
roztworu.
15.4.Masa atomowa i masa cząsteczkowa
Masy atomów i cząsteczek można wyrażać w „normalnych” jednostkach masy, jak kilogramy
czy gramy, ale wtedy uzyskamy niezwykle małe wartości, które nie są zbyt praktyczne.
Dlatego też zdefiniowano specjalną jednostkę do wyrażania tak malutkich wartości i nazwano
ją unitem [u].
Jan Wójcikiewicz
strona 22 /23
1[u] = 1,6 ∙ 10 – 27 [kg],
czyli rzeczywiście jest to niezwykle mała wartość.
Masę atomu wyrażoną w [u] nazywamy masa atomową, a masę cząsteczki wyrażona w [u] –
masą cząsteczkową. Masy atomowe i cząsteczkowe oznaczamy symbolem M, pisząc w
indeksie prawym dolnym symbol pierwiastka lub wzór cząsteczki, której on dotyczy, np.
MO = 16[u]
MH20 = 18 [u]
Masa cząsteczkowa jest sumą mas wszystkich atomów wchodzących w jej skład, więc jej
obliczenie nie przedstawia żadnych trudności. Masy atomowe są do odczytania z każdego
układu okresowego, gdzie są zawsze umieszczane lub są podawane w inny sposób – w
każdym razie nie uczymy się ich na pamięć.
15.5.Stosunek pierwiastków w związku chemicznym
Skład ilościowy pierwiastków w związku chemicznym można wyrazić na kilka sposobów,
podając tzw. stosunek pierwiastków w związku. Rozpatrzmy to na przykładzie wody.
Możemy wyróżnić następujące stosunki:
• stosunek atomowy – wyrażają go po prostu współczynniki stechiometryczne we
wzorze; wzór wody: H2O , więc stosunek atomowy pierwiastków w wodzie: H:O =
2:1 oznacza, że w wodzie na 2 atomy wodoru przypada 1 atom tlenu.
• stosunek masowy – wyraża stosunek mas pierwiastków w związku: m H : mO = 1:8;
stosunek masowy wyznaczamy obliczając masę wodoru w [u] i masę tlenu w [u], jakie
są w cząsteczce wody, ale stosunek mas podajemy bez jednostek, bo może on być
wyrażony w dowolnych jednostkach masowych – oznacza on, że w wodzie na 1
jednostkę masowa wodoru (np. na 1 gram) przypada 8 jednostek masowych ( 8
gramów) tlenu.
• stosunek procentowy masowy – stosunek masowy przeliczamy na procenty w
stosunku do masy całej cząsteczki wyrażonej w [u]; masa cząsteczkowa wody = 18[u],
więc:
%H : %O = 2/18 * 100% : 16/18 * 100% = 11,1% : 98,9%
i oznacza, że w dowolnej masie wody 11,1% tej masy stanowi wodór, a 98,9% - tlen
15.6.Obliczenia ilości reagentów oparte o równanie reakcji chemicznej
Ostatnim problemem obliczeniowym, z jakim powinniście sobie poradzić jest obliczenie
ilości reagujących ze sobą substancji. Podstawą do takich wyliczeń jest poprawnie napisane
równanie reakcji chemiczne.
Weźmy dla przykładu jedno z równań zapisanych wcześniej:
BaCl2 + Na2SO4 → 2 NaCl + BaSO4↓
Jan Wójcikiewicz
strona 23 /23
Postawy problem, np. ile należy użyć gramów siarczanu(VI) sodu, aby strącić całkowicie cały
bar z roztworu, jeżeli rozpuszczono 100 g BaCl2?
Równanie mówi nam, że 1 cząsteczka BaCl 2 reaguje z jedną cząsteczką Na 2SO4, co po
przeliczeniu na masy cząsteczkowe daje nam zależność:
MBaCl2 = 137 + 2*35,5 = 208 [u]
MNa2SO4=2*23 + 32 + 4*16 = 142 [u]
Zamieniając unity na gramy otrzymujemy zależność ilości reagujących substancji, którą
można przedstawić w następującej proporcji:
208 g BaCl2 reaguje z 142 g Na2SO4
100 g BaCl2 reaguje z x g Na2SO4
więc: x =
100 ⋅ 142
= 68,27 g Na2SO4
208
co należało obliczyć. Na koniec warto podąć odpowiedź, jak w każdym zadaniu, w którym
jest postawione jakieś pytanie czy problem do rozwiązania.
Jan Wójcikiewicz

NOMENKLATURA ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH

Transkrypt

Podobne dokumenty

test dla klasy II 31/05/2010 r.

Czym jest tlenek węgla?

LIGA ZADANIOWA CZ.I „Poczuj chemię do chemii”

Test - Home.pl

WKPzChemii, 2011, III etap

Ocena wpływu nowego wyrobu na bezpieczeństwo

finał

Test: Woda i roztwory wodne

ARKUSZ 3 POWTÓRZENIE DO EGZAMINU Z CHEMII