Chemia nieorganiczna

01. Zapisz wzory sumaryczne i strukturalne następujących tlenków: tlenek potasu, tlenek miedzi (II), tlenek azotu (IV), tlenek siarki (VI).

K2O ditlenek potasu, tlenek potasu

CuO tlenek miedzi (II),

NO2 ditlenek azotu, tlenek azotu (IV)

SO3 tritlenek siarki, tlenek siarki (VI)


02. Zapisz reakcje otrzymywania następujących tlenków: tlenek siarki (VI), tlenek sodu, tlenek magnezu.

2S + 3 O2 →2SO3 lub SO2 + ½ O2 → SO3 | * 2 2SO2 + O2 → 2SO3
4Na + O2  2Na2O
2Mg + O2  2MgO

03. Zapisz reakcje otrzymywania następujących wodorotlenków:
 Wodorotlenek potasu
 Wodorotlenek wapnia

2K + 2H2O  2KOH + H2↑
Ca + 2 H2O  Ca (OH)2 + H2↑

04. Zapisz reakcje następujących kwasów
 Kwas siarkowy (VI)
 Kwas chlorowodorowy

SO3 + H2O →H2SO4
HCl gazowy + H2O → HCL(aq) = kwas solny

05. Oblicz zawartość % wodoru w kwasie węglowym.

%E = (mE/m) * 100%

gdzie: mE - masa substancji w związku chemicznym, m - masa związku chemicznego

Dla przykładu cząsteczka H 2 CO 3 zawiera

%H = (mAl/m) * 100% = 2u/62u * 100% = 3,2 %

06. Zapisz wzory sumaryczne soli:
 Chlorek magnezu
 Siarczan (VI) potasu
 Azotan (V) żelaza (III)

Mg (Cl)2 ,
K2SO4,
Fe (NO3)3

07. Zapisz wzory substancji, które rozpuszczone w wodzie dysocjują na następujące jony:
 Na+ i PO43 –
 Cu2 + i SO42 –
 Ba2 + i Br2 –

Na3PO4 fosforan sodu
CuSO4 siarczan (VI) miedzi (II)
BaBr bromek baru (II)


08. Zapisz trzema sposobami reakcje otrzymywania azotanu (V) wapnia.


2HNO3 + Ca --> Ca (NO3)2 + H2 ↑ (reakcja kwas + metal = sól + wodór↑
2HNO3 + Ca (OH)2 --> Ca (NO3)2 + 2 H2O (reakcja kwas + zasada = sól + woda)
2HNO3 + CaO --> Ca (NO3)2 + H2O (reakcja kwas + tlenek metalu = sól + woda)

09. Posługując się zapisem symbolicznym przedstaw atomy następujących pierwiastków: azot – 15, glin – 27.


157N: K2 L5 lub 1s2 2s2 2p3 konfiguracja elektronowa, ilość protonów w jądrze: 7, ilość neutronów w jądrze 8
2713Al : K2L8M3 lub 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1- konfiguracja elektronowa, ilość protonów w jądrze:13, ilość neutronów w jądrze:14


10. Podaj symboliczny zapis atomu:
 Magnezu 12p,12n
 Jodu – 53p, 74n

2412Mg: K2 L8 M2 lub 1s2 2s2 2p6 3s2
12753I: K2 L8 M18 N18 O7 lub 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p5


11. Określ liczbę protonów, elektronów i neutronów w atomach: 1633S, 715 N.


3316S – siarka, liczba protonów w jądrze: 16, liczba elektronów: 16, liczba neutronów w jądrze: 17.
157N – azot, liczba protonów w jądrze: 7, liczba elektronów: 7, liczba neutronów w jądrze: 8.
12. Dla izotopu glinu – 27 określ: liczbę protonów, liczbę neutronów, liczbę elektronów i liczbę nukleonów.

2713Al – liczba protonów w jądrze: 13, liczba neutronów w jądrze: 14, liczba elektronów: 13, liczba nukleonów: 27.

13. Zapisz cząsteczkowo-jonowo i jonowo w sposób skrócony równanie reakcji strącania osadu AgCl.

Na+ + CL- + Ag+ + NO3- = AgCl↓ + Na+ + NO3-
Ag+ + Cl- = AgCl↓

14. Na podstawie konfiguracji elektronowej atomów określ liczbę atomową i liczbę elektronów każdego z nich. Podaj ich symbole i nazwy K2L5 , K2L8M6.

I. Liczba atomowa : 7 , liczba elektronów: 7, symbol pierwiastka : N, nazwa: azot
II. Liczba atomowa: 16, liczba elektronów: 16, symbol pierwiastka: S, nazwa: siarka

15. Zapisz reakcje dysocjacji następujących soli:
 K2CO3
 AlPO4
 Ca(NO3)2

K2CO3 2K+ + CO3 - -
AlPO4  Al.+ + + + PO4 - - -
Ca(NO3)2  Ca+ ++ 2NO3- - -

2. Wyjaśnij pojęcia: tlenek, wodorotlenek i kwas; zapisz wzory ogólne tych związków oraz zapisz po dwa przykłady każdego z tych związków.

Tlenki – dwuskładnikowe związki chemiczne tlenu z innymi pierwiastkami (metalami lub niemetalami). Powstają na skutek reakcji utleniania, czyli reakcji polegającej na łączeniu się substancji prostych lub złożonych z tlenem. Tlenki mają zdolność tworzenia kwasów lub zasad. Na tej właściwości oparty jest podział tlenków na tlenki zasadotwórcze i kwasotwórcze oraz tlenki amfoteryczne.
Wzór ogólny tlenków:
En2Onn

Przykłady tlenków CuO, CO, CO2, itp.

Wodorotlenek, czyli popularnie zwana zasada, to związki powstające na skutek reakcji tlenków zasadotwórczych z wodą. Tlenkami zasadotwórczymi są wyłącznie tlenki metali. Tylko tlenki najbardziej aktywnych chemicznie metali rozpuszczają się w wodzie tworząc zasady.
Wzór ogólny wodorotlenków:
Men (OI H)n n>1
Przykłady wodorotlenków: Ca (OH)2, Na (OH)

Kwas to związek powstający to związek chemiczny zwiększający w roztworze wodnym stężenie kationów wodorowych. Kwasami są wodne roztwory tlenków kwasotwórczych. Tlenkami kwasotwórczymi są tlenki niemetali i niektóre tlenki metali (wykazujące właśni taki charakter).
Wzór ogólny kwasu:
HIn Rn
Kwas zatem składa się z jonów wodoru i jonów reszty kwasowej. Kwasy dzieli się na dwie grupy: kwasy beztlenowe, jak np. kwas solny HCl, czy kwas siarkowodorowy H2S, i kwasy tlenowe, jak np., kwas węglowy H2CO3, czy kwas siarkowy H2SO4.


2. Wiedząc, że tlen jest II- wartościowy oblicz wartościowość drugiego pierwiastka w związku P2O5, SO2, Cu2O, N2O3.


.......................................................................................................................................................


P n2 OII5
Ilość wiązań tlenu wynosi 5*2 = 10
Wartościowość fosforu wynosi: 10 : 2 = 5
Bo ogólna ilość wiązań fosforu musi być równa ilości wiązań wytworzonych przez tlen, a przecież 5 * II = 2 * V
.......................................................................................................................................................


S n O II 2

Ilość wiązań wytworzonych przez 2 atomy II tlenu wynosi:2 * II = 4, czyli wartościowość 1 atomu siarki wynosić musi: 4 : 1 = IV
Siarka zatem jest IV wartościowa.
...................................................................................................................................................................

Cun2O
1 * II = 2 ilość wiązań wytworzonych przez tlen w tym związku
zatem ilość wiązań wytworzonych przez miedź wynosi również 2, czyli wartościowość miedzi wynosi: 2 : 2 = I



.......................................................................................................................................................


3. Zapisz nazwy następujących tlenków N2O5, CaO, SO3, Na2O.


N2O5 – tlenek azotu (V), pentetlenek diazotu
CaO – tlenek wapnia
SO3 – tritlenek siarki, tlenek siarki (III)
Na2O – tlenek sodu, tlenek disodu


4. Zapisz wzory sumaryczne i strukturalne następujących kwasów: siarkowy (VI), węglowy, azotowy (V), solny.


Kwas siarkowy (VI) H2SO4

Kwas węglowy H2CO3

Kwas azotowy (V) HNO3

Kwas solny HCl (kwas chlorowodorowy)

5. Zapisz wzory wodorotlenku sodu i kwasu siarkowego (VI) oraz podaj ich właściwości.


H2SO4 kwas siarkowy
NaOH wodorotlenek sodu
Właściwości wodorotlenku sodu NaOH :
 w postaci stałej jest białą substancją o budowie krystalicznej
 ma właściwości higroskopijne,
 łatwo też łączy się z dwutlenkiem węgla z powietrza (tworząc powłokę węglanu sodu), dlatego należy ją przechowywać w szczelnie zamkniętych naczyniach.
 W wodzie rozpuszcza się bardzo dobrze, wydzielając znaczne ilości ciepła i tworząc roztwór bardzo silnie żrącego ługu sodowego
 Ciecz jest bezbarwna, bezzapachowa, niepalna.
 Wodny roztwór reaguje z kwasami, tlenkami niemetali i wodorotlenkami amfoterycznymi, tworząc sole sodowe.
 Jest śliski w dotyku, powoduje oparzenia.
 Działa korodująco na metale, szczególnie w obecności wilgoci.
 Niebezpiecznie reaguje z wieloma substancjami, m.in. glinem, cyrkonem, fosforem, nitrometanem.

Właściwości kwasu siarkowego H2SO4:

a. Właściwości fizyczne
• bezbarwna, oleista ciecz
• niemal 2 razy cięższa od wody
• miesza się z woda przy znacznym efekcie egzotermicznym
• jest higroskopijny

b. właściwości chemiczne
• bezbarwna, oleista ciecz
• niemal 2 razy cięższa od wody
• miesza się z woda przy znacznym efekcie egzotermicznym
• jest higroskopijny
• żrący, parzy skórę
• zwęgla drewno, cukier, tkaniny
• roztwarza niemal wszystkie metale


6. Wyjaśnij pojęcie sól, zapisz wzór ogólny soli, oraz zapisz dwa przykłady soli.

Sole to związki chemiczne, których cząsteczki zawierają atomy metali i reszty kwasowe. W wodzie cząsteczki soli dysocjują na kationy metali i aniony reszty kwasowej.

Wzór ogólny soli:

MenmR mn

Przykłady soli NaCl, CaCl2


7. Podaj teorię dysocjacji elektrolitycznej kwasów wg Arrheniusa oraz zapisz reakcje dysocjacji następujących kwasów: HCl, HNO3.

Substancje, które w roztworach wodnych dysocjują na kationy wodorowe i aniony złożone z reszt kwasowych, nazywany kwasami.

HCl <=>H+ + Cl –
HNO3 <=> H+ + NO3-

8. Podaj teorię dysocjacji elektrolitycznej zasad wg Arrheniusa oraz zapisz reakcje dysocjacji następujących zasad: NaOH, Ca(OH)2.

Substancje, które w roztworach wodnych dysocjują na kationy metali i aniony wodorotlenowe, nazywamy zasadami.
NaOH <=> Na+ + OH-
Ca(OH)2 <=> Ca+ + + 2OH –
9. Podaj teorię dysocjacji elektrolitycznej soli wg Arrheniusa oraz zapisz reakcje dysocjacji następujących soli: NaCl, NaNO3


Sole dysocjują na kationy metali i aniony reszt kwasowych.
NaCl <=> Na+ + Cl –
NaNO3 <=> Na + + NO3-

10. Podaj substraty i produkty reakcji zobojętniania. Zapisz przykładowe równanie reakcji.

W reakcji zobojętniania biorą udział jony kwasu i jony zasady.
Kwas + zasada → sól + woda
Kwas i zasada to substraty reakcji zobojętniania, a produkty to sól i woda.
Zatem reakcja zobojętniania przebiega następująco: H +2 SO4- + 2Na+ OH- → Na+2SO4- + 2H2O ,
Tak naprawdę cały proces zobojętniania przedstawia równanie: H + + OH - = H2O, bo drugim produktem jest sól.

11. Wyjaśnij pojęcia: atom, proton, elektron, liczba atomowa.

Atom - to najmniejsza jednostka budowy pierwiastka chemicznego, która bez naruszenia zasadniczych właściwości pierwiastka jest już niepodzielna. Atom składa się z jądra atomowego, na które składają się protony i neutrony oraz z krążących na orbitach elektronów.
Elektron - cząstka elementarna , nośnik ujemnego ładunku elementarnego, który znajduje się na orbitach wokół jądra atomu.
Proton – cząstka elementarna o jednostkowym ładunku dodatnim, jeden z elementów wchodzących w skład jądra atomowego.
Liczba atomowa ( Z ) (liczba porządkowa) – to liczba, która określa ile protonów znajduje się w jądrze danego atomu. Jest także równa liczbie elektronów wolnego atomu.

12. Wyjaśnij pojęcia: jądro atomowe, elektron, neutron, elektrony walencyjne, liczba masowa.

Jądro atomowe - to centralna część atomu zbudowana z jednego lub więcej protonów i neutronów, zwanych nukleonami. Jądro stanowi bardzo niewielki ułamek objętości całego atomu w stanie podstawowym, jednak to w jądrze skupiona jest prawie cała masa.
Elektron - cząstka elementarna , nośnik ujemnego ładunku elementarnego, który znajduje się na orbitach wokół jądra atomu.
Neutron – cząstka elementarna elektrycznie obojętna, która obok protonu stanowi część jądra atomu.
Elektrony walencyjne to te elektrony, które podczas reakcji chemicznej biorą udział w tworzeniu wiązań chemicznych. Mają najwyższe energie i są słabo związane z atomem. Mają wpływ na właściwości chemiczne pierwiastka.
Liczba masowa Liczba będąca sumą liczby atomowej i liczby neutronów w jądrze. Jest to zatem liczba nukleonów jądra.

13. Wyjaśnij pojęcie: izotopy oraz zapisz izotopy wodoru oraz podaj ich nazwy.

Izotopy to atomy tego samego pierwiastka, różniące się liczbą neutronów w jądrze.
Izotopy wodoru:
11 H – prot
21 H (D) – deuter
31 H (T) – tryt

14. Wyjaśnij pojęcie konfiguracja elektronowa.

Konfiguracja elektronowa (struktura elektronowa) pierwiastka – rozmieszczenie elektronów należących do atomów danego pierwiastka na poszczególnych jego orbitalach. Każdy elektron znajdujący się w atomie opisywany jest przy pomocy zbioru liczb kwantowych.

15. Podaj symbole kolejnych powłok elektronowych w atomie oraz podaj maksymalne liczby elektronów na poszczególnych powłokach.

Symbole kolejnych powłok elektronowych: K, L, M, N, O, P, Q.

Maksymalna pojemność powłoki wzór: 2n2, gdzie n oznacza numer kolejny powłoki.
K – 2
L – 8
M – 18
N – 32
O – 50
P – 72
Q - 98

I. Budowa atomu fluoru. Wyjaśnij pojęcia elektron, proton, neutron

Atom fluoru zawiera 9 protonów i tyle samo elektronów, a dowiemy się tego z układu okresowego. Możemy to sprawdzić i dowiemy się, że jego liczba atomowa wynosi 9. Z racji tego, że liczba masowa wynosi ok. 19, możemy stwierdzić, że w jądrze znajduje się także 10 neutronów.
Fluor to pierwiastek z grupy 17, czyli na ostatniej powłoce znajduje się 7 elektronów. Z racji tego, że fluor znajduje się w drugim okresie wokół jądra ma dwie powłoki. Konfiguracja elektronowa fluoru wygląda następująco: 9 F: K2 L7.
Elektrony, protony i neutrony to cząstki elementarne, składające się na cały atom pierwiastka.
Elektron - cząstka elementarna , nośnik ujemnego ładunku elementarnego, który znajduje się na orbitach wokół jądra atomu.
Proton – cząstka elementarna o jednostkowym ładunku dodatnim, jeden z elementów wchodzących w skład jądra atomowego.
Neutron – cząstka elementarna elektrycznie obojętna, która obok protonu stanowi część jądra atomu.

II. Budowa atomu siarki. Wyjaśnij pojęcia jądro atomowe i elektron.


Atom siarki zawiera w swym jądrze 16 protonów, a z racji tego, że liczba masowa wynosi 32, możemy od razu stwierdzić, że jądro to zawiera także 16 neutronów. Jeżeli wiemy, że siarka znajduje się w trzecim okresie, to możemy wywnioskować, iż jądro otaczają trzy powłoki elektronowe, a na ostatniej powłoce znajduje się 6 elektronów.
Jądro atomu stanowią dwie cząstki elementarne, czyli naładowany dodatnio proton i elektrycznie obojętny neutron, czyli jądro ma ładunek dodatni, który to zostaje zobojętniony przez znajdujące się na orbitach elektrony (ładunki ujemne). Bowiem liczba elektronów na orbitach jest taka sama jak liczba protonów w jądrze.
Elektron - cząstka elementarna , nośnik ujemnego ładunku elementarnego, który znajduje się na orbitach wokół jądra atomu.

III. Napisz konfigurację atomu siarki używając symboli K,L, M..., oraz orbitali s, p, d, f....

Konfiguracja atomu siarki, której liczba atomowa to 16 i która znajduje się w trzecim okresie wygląda następująco: 16 S: K2 L8 M6 jeżeli zapisujemy ją przy użyciu symboli powłok elektronowych, a orbitale tego atomu przedstawiają się w sposób następujący: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.

IV. Podaj konfigurację atomu magnezu używając symboli K,L, M..., oraz orbitali s, p, d, f....

Oto konfiguracja atomu magnezu, którego liczba atomowa wynosi 12, i znajduje się w trzecim okresie: 12 Mg: K2 L8 M2, a orbitale to: 1s2 2s2 2p6 3s2 .


V. Budowa i konfiguracja elektronowa atomu tlenu. Omów wiązanie spolaryzowane na przykładzie cząsteczki wody.


Atom tlenu w swym jądrze zawiera 8 protonów , jego liczba masowa wynosi ok. 16, czyli jądro składa się także z 8 elektrycznie obojętnych neutronów. Na orbitach wokół jądra znajduje się również 8 ujemnie naładowanych elektronów, które są rozmieszczone na dwóch powłokach.
Jego konfiguracja elektronowa przedstawia się następująco: 8 O: K2 L6, a konfiguracja orbitalna 1s2 2s2 2p4.
Wiązanie spolaryzowane – powstaje w wyniku połączenia atomów różniących się elektroujemnością. Dzięki temu para elektronowa tworząca wiązanie będzie przesunięta w kierunku atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego. Następuje więc przesunięcie pary elektronowej czyli ubiegunowienie wiązania co przekłada się często na polaryzację cząsteczki. Gdy występuje wiązanie pojedyncze sprawa jest jednoznaczna – polarne wiązanie oznacza polarną cząsteczkę, gdy jednak w cząsteczce występuje kilka wiązań spolaryzowanych to moment dipolowy cząsteczki, charakteryzujący jej polarność, jest sumą wektorową momentów dipolowych wiązań, zależy więc od budowy cząsteczki czyli inaczej rodzaju hybrydyzacji atomu centralnego. Wiązania spolaryzowane (silne) rozpuszczają się tylko w rozpuszczalnikach polarnych czyli przede wszystkim w wodzie natomiast niespolaryzowane rozpuszczają się tylko w rozpuszczalnikach niepolarnych.
Substancje kowalencyjne reagują zwykle wolno, gdyż zachodzi konieczność rozerwania wiązania. Atom wodoru łączyć się może normalnie tylko jednym wiązaniem kowalencyjnym. Jednak wodór zdolny jest do utworzenia dodatkowego wiązania wodorowego. Jest to słabe oddziaływanie elektrostatyczne pomiędzy silnie elektroujemnym atomem (akceptorem) , a atomem wodoru, który jest kowalencyjnie połączony z innym atomem elektroujemnym(donorem). W wiązaniu tym wodór pełni rolę mostka łączącego dwa elektroujemne atomy.
Podstawowe znaczenie dla właściwości i budowy wody maja wiązania wodorowe. Powodują one, że silnie oddziałujące między sobą cząsteczki H2O przechodzić w stan gazowy zaczynają dopiero przy 100° C. Każdy atom tlenu łączy się dwoma wiązaniami kowalencyjnymi z atomami wodoru, oraz dwoma wiązaniami wodorowymi z sąsiednimi cząsteczkami.

VI. Budowa atomu glinu. Omów wiązania kowalencyjne

Glin o liczbie atomowej 13 znajdziemy w trzecim okresie i 13 grupie. Zatem jego konfiguracja elektronowa przedstawia się następująco: 13 Al.: K2 L 8 M3.
Wiązanie kowalencyjne powstaje na skutek uwspólnienia jednego lub kilku swoich elektronów z elektronami innego atomu. Wiązanie to powstaje zatem, gdy 2 atomy mające niesparowane elektrony stworzą z tych elektronów wspólną parę elektronową. Odróżniane są dwa rodzaje wiązań kowalencyjnych, czyli wiązania niespolaryzowane i wiązania spolaryzowane. Z wiązaniami niespolaryzowanymi spotkamy się wówczas, gdy wiążące pary elektronowe nie zostaną przesunięte do żadnego z atomów. O wiązaniach spolaryzowanych możemy mówić wtedy, gdy zajdzie przesunięcie pary lub par wiążących w kierunku atomu o większej elektroujemności.

VII. Omów krótko poznane wiązania chemiczne.

Atomy charakteryzują się rozmaitymi konfiguracjami elektronowymi i w związku z tym wykazują różne tendencje do tworzenia jonów i łączenia się w cząsteczki. Jedynie atomy pierwiastków grupy 18, czyli helowce mają konfiguracje trwałe. Atomy niebędące helowcami starają się zmienić swą konfigurację elektronową na bardziej trwałą przez:
 Przyjęcie lub oddanie odpowiedniej liczby elektronów z wytworzeniem trwałych jonów, podczas tego procesu powstają wiązania jonowe
 Uwspólnienie odpowiedniej liczby elektronów, tworzą przez to wiązania kowalencyjne (atomowe), o różnym stopniu polaryzacji
 Przyjęcie do swojej sfery elektronowej par elektronów od innego atomu lub grupy atomów, daje to wiązania koordynacyjne.
Wiązanie jonowe to elektrostatyczne oddziaływanie między jonami o przeciwnych znakach. Ten typ wiązania najczęściej występuje w sieciach krystalicznych substancji stałych. W najprostszy sposób wiązanie jonowe powstaje pomiędzy dwoma atomami w wyniku przeniesienia elektronu albo elektronów od atomu pierwiastka o mniejszej elektroujemności do atomu pierwiastka o elektroujemności większej.
Wiązanie kowalencyjne powstaje na skutek uwspólnienia jednego lub kilku swoich elektronów z elektronami innego atomu. Wiązanie to powstaje zatem, gdy 2 atomy mające niesparowane elektrony stworzą z tych elektronów wspólną parę elektronową. Odróżniane są dwa rodzaje wiązań kowalencyjnych, czyli wiązania niespolaryzowane i wiązania spolaryzowane. Z wiązaniami niespolaryzowanymi spotkamy się wówczas, gdy wiążące pary elektronowe nie zostaną przesunięte do żadnego z atomów. O wiązaniach spolaryzowanych możemy mówić wtedy, gdy zajdzie przesunięcie pary lub par wiążących w kierunku atomu o większej elektroujemności.
Wiązanie koordynacyjne ten typ powstaje, gdy atom, który jest dawcą pary elektronowej, przekazuje swoją parę na wytworzenie wiązania, atomowi innemu (biorcy). Dawca pary elektronowej to donor, a biorca to akceptor. W tych wiązaniach wiążąca para elektronowa może pochodzić w całości tylko od jednego z atomów.

VIII. Budowa atomu potasu. Wyjaśnij pojęcia jądro atomu, proton.

Atom potasu składa się z cząstek elementarnych, czyli stanowiących jądro atomu protonów (o elementarnym ładunku dodatnim) i z neutronów (elektrycznie obojętnych). Wokół jądra na orbitach poruszają się naładowane ujemnie elektrony. Jądro potasu zawiera 19 protonów i 20 neutronów. Na orbitach wokół jądra krąży w sumie 19 elektronów, są one rozmieszczone na 4 orbitach. Na ostatniej, czwartej powłoce znajduje się tylko 1 elektron.
Jądro atomu stanowią dwie cząstki elementarne, czyli naładowany dodatnio proton i elektrycznie obojętny neutron, czyli jądro ma ładunek dodatni, który to zostaje zobojętniony przez znajdujące się na orbitach elektrony (ładunki ujemne).
Proton – cząstka elementarna o jednostkowym ładunku dodatnim, jeden z elementów wchodzących w skład jądra atomowego.

A. Co wiesz o kwasie solnym?

Kwas solny, kwas chlorowodorowy HCl•aq, HClaq, HCl, roztwór gazowego chlorowodoru HCl w wodzie, o stężeniu do ok. 40% wagi, bezbarwna ciecz dymiąca na powietrzu (ulatnia się chlorowodór), w reakcjach z zasadami daje chlorki. Otrzymywanie, w przemyśle, poprzez wypieranie chlorowodoru z soli kamiennej za pomocą kwasu siarkowego(VI) i pochłanianie HCl w wodzie.

Techniczny HCl bywa zabarwiony na żółto z powodu zanieczyszczenia związkami żelaza (barwa ta może również pochodzić od związków selenu). Zastosowania: w syntezach organicznych, do oczyszczania powierzchni metali oraz do ekstrakcji rud metali, w lecznictwie jako środek pobudzający wydzielanie soku żołądkowego.

B. Oblicz zawartość % pierwiastków w tlenku sodu

%E = (mE/m) * 100%
gdzie: mE - masa substancji w związku chemicznym, m - masa związku chemicznego
Dla przykładu cząsteczka Na2O zawiera
%Na = (mAl/m) * 100% = 46u/62u * 100% = 74,2 %

%O = 100% - 74,2% = 25,8 %

C. Właściwości i zastosowanie wapna palonego

Tlenek wapnia (CaO, inaczej wapno palone) - nieorganiczny związek chemiczny z grupy tlenków.
W temperaturze pokojowej związek ten jest białym ciałem drobnokrystalicznym. Tlenek wapnia posiada własności higroskopijne. Łączy się gwałtownie z wodą tworząc wodorotlenek wapnia przy czym wydziela się ciepło.
Tlenek wapnia jest otrzymywany techniczne na wielką skalę przez prażenie kamienia wapiennego w temperaturze 900-1000°C w piecach zwanych wapiennikami.
Ma zastosowanie w budownictwie (zaprawa murarska), w metalurgii, w przemyśle szklarskim i ceramicznym. Jest używany również jako środek owadobójczy (insektycyd), jako nawóz sztuczny w rolnictwie, oraz do otrzymywania karbidu. Na skalę laboratoryjną wykorzystywany jest m.in. do otrzymywania amoniaku, oraz jako środek odwadniający.
D. Omów tlenek krzemu zwany kwarcem lub krzemionką

Krzemionka czyli SiO2, to tlenek krzemu(IV)) – nieorganiczny związek chemiczny Ogólny, sumaryczny wzór krzemionki (SiO2) nie oddaje dobrze jej faktycznej struktury chemicznej.
Czysta krzemionka posiada kilka odmian krystalicznych.
 kwarc α
 kwarc β
 trydymit β
 krystobalit β
Krzemionka jest końcowym produktem bardzo powolnego rozkładu krzemianów pod wpływem wody i dwutlenku węgla. Występuje w przyrodzie w dużych ilościach jako piasek. Zawiera najczęściej różne zanieczyszczenia. Prawie czystą krzemionką jest piasek morski. W zależności od postaci, w jakiej występuje i zabarwienia tlenek krzemu tworzy różne minerały. Kryształy kwarcu mogą być bezbarwne, pięknie wykształcone, np. kryształ górski. Mogą być także zabarwione na kolor fioletowy, są to ametysty lub żółty – cytryny. Jeżeli występuje w postaci krystalicznej, jest nazywany kwarcem. Kwarc jest również głównym składnikiem wielu minerałów, m.in. opalu, który jest bezpostaciową odmianą kwarcu, chalcedonu i agatu. Kwarc stanowi główny składnik skał: granitu, gnejsu, piaskowca.
Krzemionka jest bardzo rozpowszechnionym związkiem w skorupie ziemskiej. W miarę czyste jej postacie (głównie piasek i piaskowiec) stanowią ok. 12% jej masy, natomiast jeśli uwzględnić także wszystkie minerały, w skład których wchodzi ona jako część ich struktury, łączna jej zawartość wynosi ok 50% skorupy ziemskiej.

E. Omów tlenki niemetali (wzory, reakcje otrzymywania, reakcje z wodą)
Niemetalem jest; siarka, węgiel, chlor, azot, neon, tlen.
Tlenki niemetali to najczęściej gazy (CO, CO2, SO2, NO, NO2), rzadziej ciała stałe (SiO2, P2O5).
Do najważniejszych sposobów otrzymywania tlenków należą:
1. bezpośrednia reakcja pierwiastka z tlenem, przykłady - utleniania niemetali:
C + O2 ----> CO2
S + O2 ----> SO2
2S + 3O2 ----> 2SO3
N2 + O2 ----> 2NO
2N2 + 3O2 ----> 2N2O3
2N2 + 5O2 ----> 2N2O5
Si + O2 ----> SiO2

2. utlenianie tlenków (proces łączenia się z tlenem lub wzbogacanie w tlen związku już zawierającego tlen), np.: 2SO2 + O2 → 2SO3;
3. odtlenianie (redukcja) tlenków , np.: MnO2 + H2 →MnO + H2O
4. rozkład soli, kwasów lub wodorotlenków - najbardziej znaną i mającą praktyczne zastosowanie jest reakcja termicznego rozkładu węglanu wapnia, podstawowego składnika skał wapiennych (wapień). W wyniku tego procesu otrzymujemy wapno palone.
CaCO3 ----> CaO + CO2
Wapień rozkłada się w piecach szybowych w temperaturze ok. 1000oC a niezbędne do tego procesu
ciepło dostarczane jest w wyniku spalania koksu. Produktem ubocznym jest dwutlenek węgla
Tlenki niemetali w reakcji z wodą tworzą grupę związków nieorganicznych o nazwie kwasy.
CO2 + H2O ----> H2CO3 - otrzymujemy kwas węglowy
SO2 + H2O ----> H2SO3 - otrzymujemy kwas siarkowy(IV)
SO3 + H2O ----> H2SO4 - otrzymujemy kwas siarkowy(VI)
Ta grupa tlenków, która w reakcji z wodą tworzy kwasy nosi nazwę tlenków kwasowych. Takimi właściwościami charakteryzują się tlenki niemetali V, VI i VII grupy układu okresowego.

F. Wzory, reakcje otrzymywania, właściwości fizyczne oraz zastosowania tlenku sodu.

Tlenki sodu, czyli nieorganiczne związki sodu z tlenem:
1) tlenek sodu, Na2O,
 biała stała substancja krystaliczna, której temperatura sublimacji wynosi 1275oC,
 higroskopijny,
 energicznie reaguje w wodzie, z tej reakcji tworzy się wodorotlenek sodu)
 reaguje także z etanolem.
 otrzymywany jest w wyniku redukcji nadtlenku sodu (Na2O2) sodem (Na)
2), Nadtlenek sodu, Na2O2, okson, nazwy techniczne oksylit,
 jasnożółte, higroskopijne ciało stałe
 temperatura topnienia 460°C,
 jest on produktem spalania sodu metalicznego w powietrzu.
 Silny utleniacz,
 reaguje wybuchowo z wieloma reduktorami.
 w reakcji z wodą tworzy wodorotlenek sodu i nadtlenek wodoru,
 w reakcji z tlenkiem węgla(IV) daje nietrwałe peroksowęglany, które następnie rozkładają się do węglanów z wydzieleniem tlenu (proces ten jest wykorzystywany do regeneracji powietrza np. w okrętach podwodnych).
3) ponadtlenek sodu (ponadtlenki).

G. Napisz wzory sumaryczne i strukturalne tlenków: magnezu, sodu, siarki VI

H. Oblicz zawartość % pierwiastków w cząsteczce tlenku miedzi II

Tlenek miedzi II CuO

%E = (mE/m) * 100%
gdzie: mE - masa substancji w związku chemicznym, m - masa związku chemicznego
Dla przykładu cząsteczka Na2O zawiera
%Cu = (mAl/m) * 100% = 63,5u/79,5u * 100% = 79,87 %

%O = 100% - 79,87% = 20,13 %