Ciekawa chemia 8

CHEMIA 

Ciekawa chemia 

podręcznik 

szkoła podstawowa 

8

Hanna Gulińska, Janina Smolińska 

CHEMIA 

Ciekawa chemia 

podręcznik 

szkoła podstawowa 

8

Działy 6., 7. i 8. podręcznika stanowią opracowanie publikacji Ciekawa chemia. Część 2. Podręcznik 

gimnazjalisty autorstwa Hanny Gulińskiej, Jarosława Haładudy, Janiny Smolińskiej, 

WSiP, Warszawa 2006. 

Ilustrator: VERDE 

Podręcznik dopuszczony do użytku szkolnego przez ministra właściwego do spraw oświaty 

i wychowania i wpisany do wykazu podręczników przeznaczonych do kształcenia ogólnego 

do nauczania chemii, na podstawie opinii rzeczoznawców: 

dr hab. Małgorzaty Nodzyńskiej, mgr Haliny Piankowskiej, dr Jolanty Fiszbak. 

Etap edukacyjny: II 

Typ szkoły: szkoła podstawowa 

Rok dopuszczenia: 2018 

Numer ewidencyjny w wykazie: 

Podręcznik wpisany do wykazu podręczników MEN dopuszczonych do użytku szkolnego, 

uwzględniających podstawę programową kształcenia ogólnego określoną w rozporządzeniu 

z dnia 14 lutego 2017 r. (Dz.U. poz. 356). 

© Copyright by Wydawnictwa Szkolne i Pedagogiczne 

Warszawa 2018 

Wydanie I 

ISBN: 978-83-02-17487-2 

Opracowanie merytoryczne i redakcyjne: Danuta Roman (redaktor koordynator), 

Anna Dudek (redaktor merytoryczny) 

Redakcja językowa: Milena Schefs 

Redakcja techniczna: Agnieszka Przystańska 

Projekt okładki: Ewa Pawińska 

Projekt graficzny: Ewa Pawińska 

Projekt infografik i wykonanie: Krzysztof Płuciennik 

Opracowanie graficzne: Zespół Grafików WSiP 

Fotoedycja: Ignacy Składowski 

Skład i łamanie: Verde, Kraków 

Wydawnictwa Szkolne i Pedagogiczne Spółka Akcyjna 

00-807 Warszawa, Aleje Jerozolimskie 96 

KRS: 0000595068 

Tel.: 22 576 25 00 

Infolinia: 801 220 555 

www.wsip.pl 

Druk i oprawa: Drukarnia POZKAL 

Publikacja, którą nabyłeś, jest dziełem twórcy i wydawcy. Prosimy, abyś przestrzegał praw, jakie im 

przysługują. Jej zawartość możesz udostępnić nieodpłatnie osobom bliskim lub osobiście znanym. Ale nie publikuj 

jej w internecie. Jeśli cytujesz jej fragmenty, nie zmieniaj ich treści i koniecznie zaznacz, czyje to dzieło. 

A kopiując jej część, rób to jedynie na użytek osobisty. 

Szanujmy cudzą własność i prawo. 

Więcej na www.legalnakultura.pl 

Polska Izba Książki

Spis treści 

O podręczniku .................................................. 4 

To już wiesz z klasy 7 ...................................... 5 

6. Wodorotlenki a zasady 

6.1. Reakcje tlenków metali z wodą ......... 13 

6.2. Działanie wody na metale .................. 19 

6.3. Właściwości i zastosowanie 

wodorotlenków...................................... 23 

6.4. Dysocjacja elektrolityczna zasad ...... 28 

Podsumowanie działu .................................. 33 

7. Kwasy 

7.1. Reakcje tlenków niemetali z wodą ..... 41 

7.2. Kwasy tlenowe....................................... 45 

7.3. Kwasy beztlenowe ............................... 48 

7.4. Właściwości i zastosowanie 

kwasów .................................................... 52 

7.5. Odczyn roztworu. Skala pH ............... 58 

7.6. Kwaśne opady ....................................... 63 


8. Sole 

8.1. Reakcja zobojętniania .......................... 79 

8.2. Budowa i nazwy soli ............................ 83 

8.3. Dysocjacja elektrolityczna soli .......... 86 

8.4. Otrzymywanie soli ............................... 91 

8.5. Rozpuszczalność soli w wodzie ......... 96 

8.6. Reakcje soli z zasadami i kwasami ..... 100 

8.7. Zastosowanie soli ................................ 104 


9. Węglowodory 

9.1. Związki organiczne i ich 

różnorodność ........................................ 119 

9.2. Węglowodory nasycone 

– alkany .................................................. 124 

9.3. Węglowodory nienasycone 

– alkeny .................................................. 132 

9.4. Węglowodory nienasycone 

– alkiny ................................................... 139 

9.5. Produkty przemysłu 

petrochemicznego ............................... 145 


10. Pochodne węglowodorów 

10.1. Alkohole mono- 

i polihydroksylowe ............................... 159 

10.2. Kwasy karboksylowe ........................... 167 

10.3. Kwasy tłuszczowe ................................ 175 

10.4. Sole kwasów karboksylowych .......... 181 

10.5. Estry ......................................................... 185 

10.6. Aminy i aminokwasy ........................... 191 

Podsumowanie działu ..................................... 196 

11. Substancje o znaczeniu 

biologicznym 

11.1. Tłuszcze to także estry ...................... 205 

11.2. Skład białek i ich biologiczne 

znaczenie ................................................ 212 

11.3. Właściwości białek .............................. 217 

11.4. Cukry proste – glukoza i fruktoza .... 222 

11.5. Sacharoza jako przykład 

dwucukrów ............................................ 227 

11.6. Znaczenie skrobi dla organizmów.... 230 

11.7. Celuloza to też cukier.......................... 236 

Podsumowanie działu ..................................... 242 

Twórcy chemii .................................................. 248 

Tabela rozpuszczalności ................................ 250 

Właściwości wybranych substancji ............ 250 

Indeks polsko-angielski .................................. 251 

Układ okresowy pierwiastków 

chemicznych ........................................... wklejka

O podręczniku 

Podręcznik został podzielony na sześć działów tematycznych, 

a każdy dział na rozdziały odpowiadające kolejnym lekcjom. 

6.1 

Reakcje tlenków 

metali z wodą 

Z tego rozdziału dowiesz się m.in.: 

● w jaki sposób tlenki metali reagują z wodą 

● co to są wodorotlenki i ich wodne roztwory 

● jak zmienia się barwa wskaźników w obecności zasad 

W siódmej klasie poznaliście najpopularniejszy z tlenków – tlenek wodoru, czyli wodę 

(H 2O). Teraz zbadamy jej oddziaływanie na inne tlenki: zmieszamy z wodą kilka 

znanych tlenków metali. Rozpoczniemy od tlenku wapnia, który zwyczajowo nazywa 

się wapnem palonym. Tlenek ten jest stosowany w budownictwie, 

gdzie przeprowadza się taki proces jak w naszym doświadczeniu, 

zwany gaszeniem wapna. 

6.1. DZIAŁANIE WODY NA TLENEK WAPNIA 

UWAGA! Doświadczenie to należy wykonywać w rękawicach 

i okularach ochronnych, ponieważ tlenek wapnia jest żrący. 

Do zlewki wsypujemy trochę tlenku wapnia i u mieszcza my 

w nim termometr. Następnie bardzo ostrożnie dolewamy 

zimną wodę i mieszamy. 

Obserwujcie zachowanie się tlenku wapnia w wodzie i wskazania 

termometru. 

Tlenek wapnia częściowo rozpuszcza się w wodzie, a temperatura mieszaniny w zlewce 

rośnie, co może świadczyć o tym, że podczas rozpuszczania tej substancji w wodzie 

wydziela się energia na sposób ciepła. A może zachodzi tu egzotermiczna reakcja prowadząca 

do powstania nowego związku chemicznego? Aby się 

o tym przekonać, wykonajcie następne doświadczenie. 

6.2. BADANIE ROZTWORU OTRZYMANEGO 

W DOŚWIAD CZENIU 6.1 ZA POMOCĄ WYWARU 

Z CZERWONEJ KAPUSTY 

Część zawiesiny z poprzedniego doświadczenia prze lej cie 

ostrożnie do probówki. Następnie dodajcie do niej przygotowany 

wcześniej wywar z czerwonej kapusty*. 

Co obserwujecie? 

* Wywar z czerwonej kapusty powinien być świeżo przyrządzony, ponieważ bardzo szybko się psuje. Aby 

go przygotować, należy drobno pokroić 1–2 liście czerwonej kapusty i zalać je szklanką wrzącej wody 

(najlepiej destylowanej). Po wystudzeniu zlać powstały roztwór do czystego naczynia, a liście wyrzucić. 

10. Pochodne węglowodorów 

• Alkohol metylowy (metanol) CH 3OH, zwany spirytusem drzewnym, jest lotną (temperatura 

wrzenia 64,7°C), łatwopalną, bezbarwną cieczą o charakterystycznym zapachu. 

Metanol jest silną trucizną. Wdychanie i spożycie nawet niewielkiej 

ilości tego związku powoduje silne zatrucie, utratę wzroku i paraliż. 

Dawka śmiertelna, w zależności od indywidualnych cech organizmu, 

wynosi 30–100 g. W pracowni szkolnej nie przechowuje się metanolu 

i nie używa się go do doświadczeń. Alkohol metylowy znalazł zastosowanie 

w różnych gałęziach przemysłu (patrz s. 163). 

• Alkohol etylowy (etanol) C 2H 5OH 

Zbadajcie doświadczalnie jego właściwości. 

1 2 

10.1. BADANIE WŁAŚCIWOŚCI 

ALKOHOLU ETYLOWEGO 

Do dwóch probówek wlejcie po 3–4 cm 3 alkoholu 

etylowego. Opiszcie jego wygląd i zbadajcie 

zapach. Następnie do jednej probówki (1) dodajcie 

trochę wody i wstrząśnijcie. Określcie rozpuszczalność 

alkoholu. Do drugiej probówki (2) 

wlejcie kilka kropli wywaru z czerwonej kapusty. 


Alkohol etylowy jest bezbarwną cieczą o charak terystycznym zapachu, miesza się 

z wodą bez ograniczeń. Wskaźnik dodany do roztworu etanolu nie zmienił zabarwienia, 

co oznacza, że alko hol ma odczyn obojętny, czyli w roztworze wod nym nie ma 

nadmiaru jonów H + ani jonów OH – . 

10.2. BADANIE PALNOŚCI 

ALKOHOLU ETYLOWEGO 

Nalewamy do parownicy ok. 10 cm 3 alkoholu etylowego 

i ostrożnie zbliżamy zapalone łuczywo. 

Podczas zbliżania łuczywa zapalają się pary 

alkoholu. Etanol jest więc łatwopalny, a jego 

temperatura wrzenia wynosi 78,3°C. Pali się 

niebieskawym płomieniem i spala się całkowicie. 

Reakcję tę opisuje równanie: 

C 2H 5OH + 3 O 2 Ű 2 CO 2 + 3 H 2O 

Ze względu na tę właściwość alkohol etylowy znalazł zastosowanie jako paliwo. 

W języku potocznym nazwą alkohol określa się napoje alkoholowe. Mają one różną 

zawartość procentową alkoholu etylowego – od 4% w niektórych gatunkach piwa, 

przez 12–14% w winach, do ponad 50% w niektórych gatunkach wódki. Wodny roztwór 

alkoholu etylowego o stężeniu 96% to spirytus. 

7. Kwasy 

PRZYKŁAD 

Obliczmy wartościowość siarki wchodzącej w skład cząsteczki kwasu o wzorze sumarycznym 

H 2SO 4 i na tej podstawie zapiszmy nazwę tego kwasu. 

Rozwiązanie: 

Aby obliczyć wartościowość siarki, należy od iloczynu liczby atomów tlenu i wartościowości 

tlenu (II) odjąć iloczyn liczby atomów wodoru i wartościowości wodoru (I): 

I x II 

H 2SO 4 

wartościowość siarki liczba wartościowość 

– atomów ściowość 

liczba warto- 

wchodzącej w skład = atomów · 

reszty kwasowej 

tlenu tlenu wodoru · wodoru 

x 

= 

4 · II 

– 

2 · I 

x 

= 

VIII 

– 

II 

x 

= 

VI 

Odpowiedź: Wartościowość siarki w cząsteczce kwasu o wzorze sumarycznym 

H 2SO 4 wynosi VI. Nazwę tego kwasu zapiszemy więc: kwas siarkowy(VI). 

● Strukturę kwasów tlenowych najlepiej można pokazać za pomocą wzorów struktural 

nych i modeli cząsteczek.* 

NAZWA, WZÓR SUMARYCZNY WZÓR STRUKTURALNY* MODEL CZĄSTECZKI 

kwas azotowy(V) 

HNO 3 

H O 

kwas siarkowy(IV) H O 

H 2SO 3 

H O 

kwas siarkowy(VI) H O 

H 2SO 4 

H O 

O 

N 

O 

* W przyszłości dowiecie się, że niektóre z tych wzorów należy rysować trochę inaczej. 

S 

S 

O 

O 

O 

Pod każdym tematem znajdują 

się zagadnienia, z którymi 

zapoznasz się w toku lekcji. 

13 

162 

Przyklad, cwiczenie 

Dokładne opisy doświadczeń 

wraz ze zdjęciami ułatwią ci 

zrozumienie tematu. 

46 

Przykłady pokażą ci krok 

po kroku, w jaki sposób 

rozwiązywać chemiczne zadania. 

Przyklad, cwiczenie 


Dowiedz się więcej 

Do wykrywania zasad możecie użyć również 

innych wskaźników, np. 

BARWA WSKAŹNIKA 

WSKAŹNIK W WODZIE 

W ZASA- 

DESTYLO- 

DACH 

WANEJ 

błękit 

żółta niebieska 

tymolowy 

sok z czarnego 

fioletowa zielona 

bzu 

sok z czarnych 

fioletowa zielona Sok z czarnych jagód jest łatwo dostępnym 

jagód 

wskaźnikiem. 

Podsumowanie lekcji 

• Niektóre tlenki metali (głównie metali należących do 1. i 2. grupy układu okre sowego) 

reagują z wodą. W wyniku tych reakcji powstają wodorotlenki metali, których wodne 

roztwory nazywa się zasadami. 

• Tlenki, które w reakcji z wodą tworzą zasady, nazywa się tlenkami zasadowymi. 

• Wodorotlenki są zbudowane z kationów metalu i anionów wodorotlenkowych. 

Ich ogól ny wzór można zapisać w postaci M n+ (OH – ) n lub M(OH) n. 

• W obecności zasad wskaźniki, np. fenoloftaleina, lakmus, uniwersalny papierek 

wskaźnikowy i wywar z czerwonej kapusty, zmieniają zabarwienie. 

Rozwiąż zadania i problemy 

1. Pierwiastek X tworzy tlenek o wzorze X 2O. Tlenek ten podczas reakcji z wodą daje produkt 

zabarwiający lakmus na kolor niebieski. W której grupie układu okresowego należy szukać 

tego pierwiastka? Jak nazywa się ta grupa? 

2. Napisz w zeszycie równanie reakcji tlenku potasu z wodą, podaj nazwę i narysuj model 

otrzymanego pro duk tu. 

3. Napisz w zeszycie wzory sumaryczne wodorotlenku miedzi(II) i wodorotlenku bizmutu(III). 

Wykonaj doświadczenie 

Przygotuj według instruk cji (s. 13) wywar z czerwonej kapusty. Bibułę filtracyjną (lub biały filtr 

używany w ekspresie do kawy) potnij na paski i zanurz na kilka minut w wywarze. Gotowe paski 

pozostaw w ciepłym miejscu do wysuszenia. Otrzymane w ten sposób kapuściane papierki 

wskaźnikowe włóż do plastikowego woreczka lub słoi ka, szczelnie zamknij i zachowaj do innych 

doświadczeń bądź analiz. 

Podsumowanie działu 

doswiadczenie do fizyki i 

biologii 

WAŻNE POJĘCIA 

• 10.1. Alkohol, grupa funkcyjna, grupa • 10.4. Mydła, mydła rozpuszczalne 

hydroksylowa, alkoho le monohy dro ksylowe 

(jednowodoro tlenowe), alkohole wody, detergent, biodegradacja 

i nierozpuszczalne w wodzie, twardość 

polihydroksylowe (wielowodorotlenowe), 

zadanie z atlasem 

• 10.5. Estry, grupa estrowa, reakcja 

fermentacja alkoholowa 

estryfikacji, hydroliza, poliestry, 

• 10.2. Kwas karboksylowy, grupa 

nitrogliceryna, dynamit 

karboksylowa, fermentacja octowa • 10.6. Aminy, aminokwasy, peptydy, 

• 10.3. Kwasy tłuszczowe 

wiązanie peptydowe 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Grupa funkcyjna – atom lub grupa atomów połączonych z łańcuchem węglowym 

związku organicznego w miejscu jednego atomu wodoru. Jest charakterystyczna 

dla danego związku i decyduje o jego właściwościach. 

GRUPY FUNKCYJNE POCHODNYCH WĘGLOWODORÓW 

grupa 

ALKOHOLE hydroksylowa 

OH 

KWASY 

grupa 

O 

KARBOKSYLOWE karboksylowa C 

O H 

8. Sole 

TEST DO DZIAŁU 

Wybierz poprawną odpowiedź lub poprawne dokończenie zdania. 

1. Wskaż równanie ilustrujące przebieg reakcji zobojętniania. 

A. SO 2 + H 2O Ű H 2SO 3 

B. 2 HCl + Ca(OH) 2 Ű CaCl 2 + 2 H 2O 

C. Na 2O + H 2O Ű 2 NaOH 

D. 2 HCl + Zn Ű ZnCl 2 + H 2 

2. Wzór sumaryczny siarczanu(IV) sodu ma postać 

A. Na 2S 

C. Na 2SO 3 

B. Na 2SO 4 

D. NaCl 

3. Poprawna nazwa soli o wzorze Fe 2(SO 4) 3 to 

A. siarczan żelaza. 

C. siarczan(IV) żelaza(III). 

B. siarczan(IV) żelaza(II). 

D. siarczan(VI) żelaza(III). 

4. W miejsce X w równaniu reakcji: X + 2 HCl Ű CaCl 2 + H 2O 

należy wpisać 

A. Ca 

C. Ca(OH) 2 

B. CaO 

D. CaCO 3 

5. Produktem reakcji tlenku siarki(IV) z tlenkiem potasu jest 

A. K 2SO 3 i H 2 

C. tylko K 2SO 3 

B. K 2SO 3 i H 2O 

D. tylko K 2SO 4 

6. Wzór kwasu, który w reakcji z magnezem tworzy sól MgSO 4, to 

A. H 2SO 4 

C. H 2SO 3 

B. HCl 

D. HNO 3 

7. W probówce z wodnym roztworem siarczanu(VI) miedzi(II) wykryto jony 

A. Cu 2+ i S 2– 

C. Cu 2+ 2– 

i SO 4 

B. Cu 2+ 2– i SO 3 D. tylko Cu 2+ 

8. Do roztworu chlorku baru dodano roztwór siarczanu(VI) potasu i zaobser wo wano 

strącenie się białego osadu siarczanu(VI) baru o wzorze BaSO 4. Po strąceniu 

osadu w roztworze pozostały jony 

A. K + 2– i SO 4 C. Ba 2+ i Cl – 

B. K + i Cl – D. Ba 2+ 2– i SO 4 

9. Sól fizjologiczna to roztwór 

A. chlorku potasu. Obejrzyj animację 

B. chlorku magnezu. 

C. chlorku wapnia. 

D. chlorku sodu. 

10. Głównym składnikiem skał wapiennych jest 

A. CaCl 2 

C. CaCO 3 

B. Ca(NO 3) 2 D. CaSO 4 

doswiadczenie do fizyki i 

biologii 

zadanie z atlasem 

18 

W Dowiedz się więcej 

znajdziesz interesujące 

informacje poszerzające 

omawianą lekcję. 

Obejrzyj animację 

196 

W Podsumowaniu działu 

są zebrane najważniejsze 

informacje przydatne 

do powtórzenia materiału. 

Zadanie polega na pr 

przeprowadzeniu dyskusji 

116 

Zadanie polega na pr 

przeprowadzeniu dyskusji 

Na końcu każdego działu 

znajdują się zadania i test, 

które przygotują cię 

Zadanie w grupie 

do sprawdzianów. 

praca projektowa 

Treści 

nadobowiązkowe dla 

zainteresowanych 

Zadanie w grupie 

Przykładowe 

rozwiązanie 

omawianego 

zagadnienia 

Doświadczenia, 

które możecie 

wykonać sami 

praca projektowa 

zadanie do wykonania z naucz 

Doświadczenia, które 

wykonuje nauczyciel 

ze względów 

bezpieczeństwa 

Pamiętaj, by odpowiedzi do wszystkich zadań zamieszczonych w podręczniku, zapisywać z zeszycie przedmiotowym. 

zadanie do wykonania z naucz

To już wiesz z klasy 7 

ŚWIAT SUBSTANCJI 

Substancje 

pierwiastki chemiczne 

substancje proste, których nie można 

rozłożyć na prostsze, zachowujące swoje 

właściwości. Mają charakterysty czne 

właściwości 

metale 

niemetale 

związki chemiczne 

substancje złożone z atomów co naj mniej 

dwóch pierwiastków, połączonych ze 

sobą w ściśle określonym stosunku masowym 

np. H 2 O, CuO, CO 2 , Fe 2 O 3 , N 2 O 3 , HCl, 

H 2 S 

np. Na, Mg, K, Ca, 

Cu, Fe, Zn, Al, Ag, 

Au 

np. H, N, O, P, 

S, Cl, Br, I 

Mieszaniny substancji 

jednorodne – ich składników nie można 

odróżnić, a rozdziela się je, stosując 

np. destylację, odparowanie, krystalizację, 

chromatografię 

np. stal, brąz, powietrze, roztwory 

niejednorodne – ich składniki 

można odróżnić i rozdzielić, stosując 

np. sączenie, sedymentację i dekantację 

np. piasek z wodą, opiłki żelaza z siarką, 

sól kamienna ze sproszkowanym cynkiem 

BUDOWA ATOMU A UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW CHEMICZNYCH 

● Budowa atomu 

Skład 

atomu 

Nazwa 

cząstki 

Symbol 

cząstki 

Ładunek 

elektryczny 

model atomu siarki 

jądro 

atomowe 

powłoki 

elektronowe 

protony p +1 

neutrony n 0 

elektrony e –1 

Atom można opisać za pomocą wzoru: 

A 

Z 

X 

jądro 

atomowe 

A (liczba masowa) = liczba protonów + liczba neutronów 

Z (liczba atomowa) = liczba protonów = liczba elektronów 

elektrony 

powłoki elektronowe 

5


● Izotopy – atomy tego samego pierwiastka różniące się liczbą neutronów w jądrze 

atomowym, czyli masą. 

Zapis 

izotopu 

wodoru 

Liczba 

atomowa 

Z 

Liczba 

masowa 

A 

Liczba 

protonów 

p 

Liczba 

elektronów 

e 

Liczba 

neutronów 

n 

1 

1H 1 1 1 1 0 

2 1 H 1 2 1 1 1 

3 1 H 1 3 1 1 2 

● Układ okresowy pierwiastków chemicznych – tabela pierwiastków ułożonych według 

wzrastającej liczby atomowej. 

składa się z 

18 pionowych grup 7 poziomych okresów 

● Podstawowe informacje, które możemy odczytać z układu okresowego pierwiastków 

chemicznych 

Symbol 

i nazwa 

pierwiastka 

Miejsce pierwiastka w układzie okresowym 

numer grupy 

odpowiada liczbie 

elektronów walencyjnych 

numer okresu 

odpowiada liczbie 

powłok elektronowych 

Informacje, które 

odczytamy dla 

potasu: 

potas, K 1 4 

Liczba atomowa Z równa liczbie protonów i liczbie elektronów: 19 

Masa atomowa: 39,10 u 

● Aktywność chemiczna pierwiastków należących do grup 1., 2. i 13.–18. 

Nh Fl Mc Lv Ts Og 

Aktywność chemiczna 

Metale 

Niemetale 

w grupach w okresach w grupach w okresach 

rośnie ze 

wzrostem 

numeru 

okresu 

maleje ze 

wzrostem 

numeru 

grupy 

maleje ze 

wzrostem 

numeru 

okresu 

rośnie ze 

wzrostem 

numeru 

grupy 

6


ŁĄCZENIE SIĘ ATOMÓW 

● Wiązanie chemiczne – oddziaływanie między łączącymi się atomami lub jonami. 

Elektroujemność pierwiastka chemicznego jest miarą zdolności jego atomu do przyciągania 

elektronów w utworzonym wiązaniu. 

RÓŻNICA ELEKTROUJEMNOŚCI 

wiązanie 

atomowe 

wiązanie atomowe 

spolaryzowane 

wiązanie jonowe 

0 

H 2 

0,4 0,9 

HCl 

1,5 1,7 2,1 2,5 

AlCl 3 NaCl AlF 3 

4,0 

• Rodzaje wiązań 

NaCl 

JONOWE 

ATOMOWE 

H 2 

ATOMOWE 

SPOLARYZOWANE 

HCl 

Wiązanie jonowe 

– wiązanie chemiczne 

utworzone w wyniku 

przyciągania się jonów 

powstałych przez 

całkowite przejście 

elektronów z jednych 

atomów do innych. 

ΔE 1,7 

Wiązanie atomowe 

(kowalencyjne) 

– wiązanie chemiczne 

utworzone w wyniku 

uwspólnienia 

dwóch elektronów 

walencyjnych 

łączących się atomów. 

ΔE 0,4 

Wiązanie atomowe 

(kowalencyjne) 

spolaryzowane 

– wiązanie chemiczne, 

w którym wspólna 

para elektronowa jest 

przesunięta w stronę 

jednego z tworzących je 

atomów. 0,4 < ΔE < 1,7 

• Wzory chemiczne i modele cząsteczek tworzy się na podstawie znajomości wartościowości 

pierwiastka. 

Rodzaj zapisu Opis Przykłady 

wzór 

sumaryczny 

określa rodzaj i liczbę atomów pierwiastków tworzących 

związek chemiczny 

H 2 O 

wzór 

strukturalny 

oprócz rodzaju i liczby atomów pierwiastków pokazuje 

wiązania między poszczególnymi ato ma mi; nie 

stosuje się do związków o budowie jonowej 

 

 

 

model 

cząsteczki 

jest wizualizacją budowy związku chemicznego 

7


● Rodzaje reakcji chemicznych 

Typy reakcji Schematyczny opis Przykłady 

reakcje łączenia 

(syntezy) 

reakcje rozkładu 

(analizy) 

reakcje 

wymiany 

A + B Ű AB 

AB Ű A + B 

AB + C Ű AC + B 

N 2 + 3 H 2 Ű 2 NH 3 

2 SO 2 + O 2 Ű 2 SO 3 

2 HgO Ű 2 Hg + O 2 

CaCO 3 Ű CaO + CO 2 

2 Mg + CO 2 Ű 2 MgO + C 

Fe 2 O 3 + 3 CO Ű 2 Fe + 3 CO 2 

Reakcje zachodzące z wydzieleniem ciepła to reakcje egzotermiczne. 

Reakcje wymagające dostarczenia ciepła z otoczenia to reakcje endotermiczne. 

● Równanie reakcji chemicznej – zapis przebiegu reakcji chemicznej. 

substraty 

produkty 

2 H 2 + O 2 2 H 2 O 

współczynnik 

stechiometryczny 

współczynnik 

stechiometryczny 

● Informacje, których dostarcza równanie reakcji chemicznej 

Przykład: 

2 H 2 O 2 

katalizator 

2 H 2 O + O 2 

Ujęcie 

jakościowe 

Informacja na temat substratów oraz produktów i kierunku przebiegu 

reakcji: 

Substrat: nadtlenek wodoru H 2 O 2 . Produkty: woda H 2 O oraz tlen O 2 . 

Kierunek przemiany: cząsteczki nadtlenku wodoru rozpadają się pod 

działaniem katalizatora i tworzą nowe związki chemiczne: wodę i tlen. 

Katalizator to substancja, która przyspiesza przebieg reakcji 

chemicznych i nie zmienia swojego składu. 

Ujęcie 

ilościowe 

Informacja na temat liczby atomów i liczby cząsteczek substratów 

i produków – stechiometria równania chemicznego: 

dwie cząsteczki nadtlenku wodoru rozpadają się i powstają dwie 

cząsteczki wody i jedna cząsteczka tlenu. 

Interpretując równanie reakcji chemicznej pod względem ilościowym, 

należy uwzględnić prawo zachowania masy: 

łączna masa substratów biorących udział w reakcji jest równa łącznej 

masie wytworzonych produktów. 

Na przykład: 68 g nadtlenku wodoru rozpada się i tworzy 36 g wody 

i 32 g tlenu. 

8


GAZY I ICH MIESZANINY 

● Przemiany z udziałem tlenu, tlenku węgla(IV) i wodoru 

termiczny rozkład 

niektórych substancji 

np. HgO, 

+ niemetal 

KMnO 4 

np. + H 2 

TLENEK 

NIEMETALU 

w tym 

elektroliza 

wody 

TLEN 

O 2 

+ metal 

WODA 

H 2 O 

TLENEK 

METALU 

destylacja 

skroplonego powietrza 

wyładowania 

elektryczne 

OZON 

O 3 

oddychanie 

+ H 2 O 

H 2 CO 3 

C 

+ O 2 

TLENEK 

WĘGLA(IV) 

CO 2 

energia słoneczna 

H 2 O, chlorofil 

+ Ca(OH) 2 

GLUKOZA 

CaCO 3 + H 2 O 

CaCO 3 

Na 2 CO 3 

temp. 

+ 2 Mg 

2 MgO + C 

metal + woda wodorotlenek + 

metal + kwas sól + 

WODÓR 

H 2 

+ metal 

WODOREK 

METALU 

1. i 2. grupy np. NaH, CaH 2 

+ O 2 

WODA 

H 2 O 

elektroliza wody 

+ niemetal 

WODOREK 

NIEMETALU 

np. H 2 S, HCl 

9


● Charakterystyka wybranych gazów 

Azot 

Tlen 

Gazy 

szlachetne 

Tlenek 

węgla(IV) 

Wodór 

• gaz • bezbarwny • bezwonny • nie podtrzymuje palenia • mało 

aktywny chemicznie • gęstość zbliżona do gęstości powietrza 

• gaz • bezbarwny • bezwonny • podtrzymuje palenie się substancji 

• reaguje z wieloma substancjami, z pierwiastkami daje tlenki 

• gęstość zbliżona do gęstości powietrza 

• gazy • bezbarwne • bezwonne • nie podtrzymują palenia 

• bardzo mało aktywne chemicznie • gęstość różna 

• gaz • bezbarwny • bezwonny • nie podtrzymuje palenia • powoduje 

mętnienie wody wapiennej • gęstość większa od gęstości powietrza 

• gaz • bezbarwny • bezwonny • nie podtrzymuje palenia, ale palny; 

zmieszany z tlenem w stosunku 2 : 1 spala się wybuchowo • gęstość 

mniejsza od gęstości powietrza • z metalami 1. i 2. grupy tworzy wodorki 

• reaguje z niemetalami 

WODA I ROZTWORY WODNE 

związek chemiczny 

wodoru i tlenu, inaczej 

– tlenek wodoru 

WODA 

wzór sumaryczny 

H 2 O 

model cząsteczki 

WODA JAKO ROZPUSZCZALNIK TWORZY Z SUBSTANCJAMI: 

stałymi 

ciekłymi 

zawiesiny roztwory właściwe lub koloidy emulsje 

ROZTWÓR 

jednorodna mieszanina 

rozpuszczalnika 

i substancji 

rozpuszczonej 

• szybkość rozpuszczania substancji stałych w wodzie 

przyspieszają: mieszanie roztworu, rozdrobnienie 

substancji, podwyższenie temperatury 

• rozpuszczalność gazów w wodzie maleje ze wzrostem 

temperatury, a rośnie ze wzrostem ciśnienia 

STĘŻENIE ROZTWORU 

Rozpuszczalność jest to masa (w gra mach) 

określonej substancji, która rozpuszcza 

się w 100 g wody, dając roztwór nasycony 

w danej temperaturze. 

Stężenie procentowe roztworu jest 

to stosunek masy substancji 

rozpuszczonej (m s ) do całkowitej masy 

roztworu (m r ), wyrażony w procentach: 

m 

c p = s 

m 

· 100% 

r 

10

Wodorotlenki 

a zasady 6 

Reakcje tlenków metali z wodą 

Działanie wody na metale 

Właściwości i zastosowanie wodorotlenków 

Dysocjacja elektrolityczna zasad

UCZMY SIĘ RAZEM 

Mamy nadzieję, że już przyzwyczailiście się 

do wspólnej pracy i ją polubiliście. Tym razem 

proponujemy wspólne przygotowanie 

się do sprawdzianu – to pomoże wam uporządkować 

poznane wiadomości. 

Nauczyciel wskaże zakres materiału do powtórzenia 

przez wszystkich uczniów i wybierze 

dwie osoby, które w domu przygotują 

rozmowę na zadany temat w formie pytań 

i odpowiedzi. Na lekcji powtórzeniowej 

prowadząca para uczniów siądzie na środku 

klasy i pozostawi obok siebie 3–4 wolne 

krzesła. Pozostali uczniowie zajmą miejsca 

wokół nich (w zewnętrznym kręgu) lub zostaną 

w ławkach. Uczniowie prowadzący 

lekcję rozpoczną rozmowę, w czasie której 

będą stawiać sobie wzajemnie pytania i odpowiadać 

na nie, by powtórzyć materiał. 

Zwrócą przy tym uwagę na najważniejsze 

problemy. Jeżeli ktoś z zewnętrznego kręgu 

zechce o coś zapytać lub coś uzupełnić, siądzie 

na wolnym krześle. W przypadku, gdy 

prowadzący nie będą znać odpowiedzi na 

zadane pytania, wesprą ich koleżanki i koledzy 

z zewnętrznego kręgu. W czasie tej 

powtórki wszyscy uczniowie zrobią notatki 

przygotowujące ich do sprawdzianu. 

UCZMY SIĘ AKTYWNIE 

Związki chemiczne mają różnorodną budowę 

przestrzenną, której nie ilustrują 

wzory sumaryczne, a nawet strukturalne. 

Zachęcamy więc was do tworzenia przestrzennych 

modeli związków poznawanych 

na lekcjach chemii. Tym razem waszym 

zadaniem będzie wykonanie modeli wodorotlenków. 

Przykłady wskaże nauczyciel. 

Wykonując modele, powinniście jednak 

pamiętać, że będą one dużym uproszczeniem 

ich rzeczywistej budowy. Związki 

o budowie jonowej tworzą bowiem kryształy 

o skomplikowanej strukturze krystalicznej. 

Ich modele mają więc jedynie ukazać 

skład pierwiastkowy związków. 

Budując modele tlenków lub wodorotlenków, 

pamiętajcie o zachowaniu barw przyjętych 

dla modeli atomów oraz proporcji 

między rozmiarami atomów różnych pierwiastków. 

Różnice w promieniach atomów 

i jonów możecie pominąć. 

Modele zamieszczone w tym podręczniku 

ukazują jedynie skrajne różnice w rozmiarach 

atomów i jonów budujących 

różne związki chemiczne. Modele te są 

więc uproszczonym odzwierciedleniem 

rzeczywistości. 

Na przykład tlen w grupie wodoro tlenkowej 

(wchodzącej w skład wodorotlenków) ma 

rozmiar pośredni między rozmiarem czysto 

jonowym (CaO) a atomowym (O 2 ), czego 

w celu lepszego zrozumienia omawianych 

zagadnień nie uwzględniono. 

model tlenku wapnia 

model wodorotlenku wapnia

6.1 

Reakcje tlenków 

metali z wodą 


● w jaki sposób tlenki metali reagują z wodą 

● co to są wodorotlenki i ich wodne roztwory 

● jak zmienia się barwa wskaźników w obecności zasad 

W klasie 7 poznaliście najpopularniejszy z tlenków – tlenek wodoru, czyli wodę (H 2 O). 

Teraz zbadamy jej oddziaływanie na inne tlenki: zmieszamy z wodą kilka znanych 

tlenków metali. Rozpoczniemy od tlenku wapnia, który zwyczajowo nazywa się wapnem 

palonym. Tlenek ten jest stosowany w budownictwie, gdzie 

przeprowadza się taki proces jak w naszym doświadczeniu, zwany 

gaszeniem wapna. 

6.1. DZIAŁANIE WODY NA TLENEK WAPNIA 

UWAGA! Doświadczenie to należy wykonywać w rękawicach 

i okularach ochronnych, ponieważ tlenek wapnia jest żrący. 

Do zlewki wsypujemy trochę tlenku wapnia i u mieszcza my 

w nim termometr. Następnie bardzo ostrożnie dolewamy 

zimną wodę i mieszamy. 

Obserwujcie zachowanie się tlenku wapnia w wodzie i wskazania 

termometru. 

Tlenek wapnia częściowo rozpuszcza się w wodzie, a temperatura mieszaniny w zlewce 

rośnie, co może świadczyć o tym, że podczas rozpuszczania tej substancji w wodzie 

wydziela się energia na sposób ciepła. A może zachodzi tu egzotermiczna reakcja prowadząca 

do powstania nowego związku chemicznego? Aby się 

o tym przekonać, wykonajcie następne doświadczenie. 

6.2. BADANIE ROZTWORU OTRZYMANEGO 

W DOŚWIAD CZENIU 6.1 ZA POMOCĄ WYWARU 


Część zawiesiny z poprzedniego doświadczenia prze lej cie 

ostrożnie do probówki. Następnie dodajcie do niej przygotowany 

wcześniej wywar z czerwonej kapusty*. 


* Wywar z czerwonej kapusty powinien być świeżo przyrządzony, ponieważ bardzo szybko się psuje. Aby 

go przygotować, należy drobno pokroić 1–2 liście czerwonej kapusty i zalać je szklanką wrzącej wody 

(najlepiej destylowanej). Po wystudzeniu zlać powstały roztwór do czystego naczynia, a liście wyrzucić. 

13


Fioletowoniebieski wywar z czerwonej kapusty dodany do roztworu zmienia barwę 

na zieloną. Zmianę tę powoduje nowy związek chemiczny, który powstał w reakcji 

tlenku wapnia z wodą. Wywar z czerwonej kapusty pełni tu funkcję wskaźnika. 

Wskaźnikiem lub indykatorem nazywamy substancję, która zmienia 

barwę w roztworach określonych związków chemicznych. 

Między tlenkiem wapnia a wodą zaszła reakcja chemiczna. Jest ona egzotermiczna, 

ponieważ w jej wyniku wydziela się energia na sposób ciepła. Przebieg tej reakcji 

w przybliżeniu moż na przedstawić za pomocą schematu modelowego: 

Ca 2+ 

O 2– H O Ca 2+ O H 

Reakcję tę można też opisać równaniem: 

CaO + H 2 O 

Ca(OH) 2 

tlenek wapnia woda wodorotlenek wapnia 

substraty 

produkt 

Otrzymany produkt ma budowę jonową: składa się z kationów metalu i anionów OH – , 

zwanych jonami wodorotlenkowymi. Atomy tworzące jon wodorotlenkowy otoczono 

pętlą, która ma przypominać o tym, że grupa ta jest jonem o ładunku jednoujem nym, 

ponieważ jest on zawsze jednowartościowy. 

Wapń jest metalem dwu wartoś cio wym, dlatego na jeden jon wapnia przypadają dwa 

jony wodorotlenkowe, o czym informuje cyfra 2 za nawiasem wzoru sumarycznego 

wodorotlenku wapnia. 

Związek chemiczny zbudowany z kationów metalu oraz anionów 

wodorotlenkowych nazywamy wodorotlenkiem. 

Wodne roztwory wodorotlenków nazywamy zasadami. 

W wyniku reakcji tlenku wapnia z wodą powstał roztwór wodorotlenku wapnia, czyli 

zasada wapniowa. To właśnie obecność zasady wapniowej spowodowała zmianę barwy 

wywaru z czerwonej kapusty. Wskaźnik ten w zasadach przyjmuje barwę zieloną. 

● Oprócz wywaru z czerwonej kapusty, który jest łatwo dostępny, bo możliwy 

do przygotowania w domowych warunkach, w laboratoriach używa się wielu innych 

wskaźników. Są nimi związki chemiczne lub ich mieszaniny. 

● W laboratoriach chemicznych ze wzglę dów prak tycznych często używa się papierków 

wskaźnikowych, czyli wąs kich pa sków bibuły nasączonych określonym 

wskaźnikiem lub mieszaniną wskaźników – jak w przy pad ku uniwersalnego papierka 

wskaź nikowego (ryc. 6.1). 

14

6.1. Reakcje tlenków metali z wodą 

Barwę, jaką uzyskał papierek po zanurzeniu 

w roztworze badanej substancji, porównuje się 

ze skalą barw znajdującą się na opakowaniu 

papierków. Porównanie takie pozwala ocenić 

charakter chemiczny badanego roztworu 

(np. czy badany roztwór jest zasadą). Papierki 

wskaźnikowe są praktyczniejsze i łatwiejsze 

w użyciu niż wskaźniki w postaci roztworów. 

● Zbadajcie teraz zachowanie się trzech innych 

najczęściej stosowanych wskaźników w roz - 

tworze, który badaliśmy w poprzednim doświadczeniu. 

Wskaźnikami tymi będą: fenoloftaleina, 

lakmus i uniwersalny papierek 

wskaźnikowy. 

Ryc. 6.1. Uniwersalne papierki 

wskaźnikowe są niezbędne w pracy 

chemika 

6.3. BARWIENIE SIĘ RÓŻNYCH WSKAŹNIKÓW 

W ZASADZIE WAPNIOWEJ 

Otrzymaną w doświadczeniu 6.1 zawiesinę 

wlejcie do trzech probówek. Do pierw szej probówki 

(1) dodajcie fenoloftaleinę, do drugiej 

(2) – lakmus, a w trzeciej (3) zanurzcie uniwersaln 

y papierek wskaźnikowy. To sa mo doświadczenie 

powtórzcie z wodą destylowaną 

zamiast zasady wapniowej. 

Zanotujcie zaobserwowane zmiany zabarwienia 

poszczególnych wskaźników. 

1 2 3 

Okazuje się, że badane wskaźniki zmieniają barwę w zasadzie wapniowej. 

WSKAŹNIK 


W WODZIE 

DESTYLOWANEJ 

W ZASADZIE 

WAPNIOWEJ 

fenoloftaleina bezbarwna malinowa 

lakmus fioletowa niebieska 

wywar z czerwonej kapusty fioletowoniebieska zielona 

uniwersalny papierek wskaźnikowy żółta niebieska 

Zbadajcie teraz, czy tlenki innych metali też reagują z wodą. 

Do doświadczenia użyjcie tlenków trzech różnych metali: tlenku sodu (uwaga: związek 

ten jest silnie higroskopijny), tlenku magnezu i tlenku miedzi(II). 

15


6.4. DZIAŁANIE WODY NA TLENKI: 

SODU, MAGNEZU I MIEDZI(II) 

Przygotujcie trzy probówki. Do pierwszej 

(1) wsypcie ostrożnie 1/4 łyżeczki tlenku 

so du, do drugiej (2) 1/4 łyżeczki tlenku 

magnezu, a do trzeciej (3) 1/4 łyżeczki 

tlenku miedzi(II). Następnie do wszystkich 

pro bówek dolejcie wodę do po łowy 

ich wysokości. Zamieszajcie zawar tość 

probówek i dodajcie po kilka kropli fenoloftaleiny 

(lub innego wskaźnika). 


1 2 3 

W dwóch probówkach wyraźnie widać malinowe zabarwienie fenoloftaleiny. W trzeciej 

probówce czarny tlenek miedzi(II) opada na dno i tworzy osad, a fenolo ftaleina 

nie zmienia barwy. Na podstawie obserwacji można wnioskować, że reakcja zachodzi 

tylko w dwóch probówkach. Tlenek sodu i tlenek magnezu reagują z wodą i tworzą 

zasady, natomiast tlenek miedzi(II) nie rozpuszcza się w wodzie i z nią nie reaguje. 

Wynika z tego, że nie wszystkie tlenki metali reagują z wodą. 

Reakcji z wodą ulegają głównie tlenki metali należących do 1. i 2. grupy 

układu okresowego (litowce i berylowce), a produktami reak cji 

są wodoro tlenki, których wodne roztwory są zasadami. 

Tlenki metali, które z wodą tworzą zasady, nazywamy 

tlenkami zasadowymi. 

● Reakcje chemiczne zachodzące w doświadczeniu można przedstawić za pomocą 

przybliżonego schematu modelowego i zapisać ich przebieg w postaci równań reakcji 

chemicznych . 

• Sód jest metalem jednowartościowym i dlatego na jeden jon sodu przypada jeden 

jon wodorotlenkowy: 

Na + O H 

Na + O 2– Na + Na + O H 

Na 2 O 

tlenek sodu 

H 2 O 

woda 

2 NaOH 

wodorotlenek sodu 

16

6.1. Reakcje tlenków metali z wodą 

• Magnez jest metalem dwuwartościowym, a więc na jeden jego jon przypadają dwa 

jony wodorotlenkowe: 

Mg 2+ O 2– H O Mg 2+ O H 

MgO 

tlenek magnezu 

H 2 O 

woda 

Mg(OH) 2 

wodorotlenek magnezu 

• Jon trójwartościowego metalu przyłączy zatem trzy jednowartościowe jony 

wodo ro tlenkowe. 

Przykładem wodorotlenku utworzonego przez trójwartościowy metal jest wodorotlenek 

glinu o wzorze Al(OH) 3 . Związku tego nie można jednak otrzymać w sposób 

podobny do otrzymywania wodorotlenku sodu, czyli w reakcji tlenku metalu z wodą, 

ponieważ tlenek glinu Al 2 O 3 jest nierozpuszczalny w wodzie i z nią nie reaguje. 

Ogólny wzór wodorotlenków zapisujemy jako: 

M n+ (OH – ) n lub prościej M(OH) n 

gdzie: M n+ – kation metalu o ładunku n+, n – liczba anionów wodoro tlen kowych 

równa wartości ładunku kationu metalu (wartościowości metalu). 

Metale, które mają kilka wartościowości, mogą tworzyć kilka różnych wodo rotlenków, 

np. żelazo może przyjmować wartościowości II i III, zatem utworzyć może dwa wo doro 

tlenki. W ich nazwach należy umieścić wartościowość metalu w nawiasie. 

NaOH 

wodorotlenek 

sodu 

KOH 

wodorotlenek 

potasu 

AgOH 

wodorotlenek 

srebra(I) 

Ca(OH) 2 

wodorotlenek 

wapnia 

Fe(OH) 2 

wodorotlenek 

żelaza(II) 

Pb(OH) 2 

wodorotlenek 

ołowiu(II) 

Al(OH) 3 

wodorotlenek 

glinu 

Fe(OH) 3 

wodorotlenek 

żelaza(III) 

Cr(OH) 3 

wodorotlenek 

chromu(III) 

Wodorotlenki są grupą związków chemicznych, którą lepiej poznacie na kolejnych 

lek cjach chemii. 

17



Do wykrywania zasad możecie użyć również 

innych wskaźników, np. 


WSKAŹNIK 

W WODZIE 

DESTYLO- 

WANEJ 

W ZASA- 

DACH 

błękit 

tymolowy 

sok z czarnego 

bzu 

sok z czarnych 

jagód 

żółta 

fioletowa 

niebieska 

zielona 

fioletowa zielona Sok z czarnych jagód jest łatwo dostępnym 

wskaźnikiem. 


• Niektóre tlenki metali (głównie metali należących do 1. i 2. grupy układu okre sowego) 

reagują z wodą. W wyniku tych reakcji powstają wodorotlenki metali, których wodne 

roztwory nazywa się zasadami. 

• Tlenki, które w reakcji z wodą tworzą zasady, nazywa się tlenkami zasadowymi. 

• Wodorotlenki są zbudowane z kationów metalu i anionów wodorotlenkowych. 

Ich ogól ny wzór można zapisać w postaci M n+ (OH – ) n lub M(OH) n . 

• W obecności zasad wskaźniki, np. fenoloftaleina, lakmus, uniwersalny papierek 

wskaźnikowy i wywar z czerwonej kapusty, zmieniają zabarwienie. 


1. Pierwiastek X tworzy tlenek o wzorze X 2 O. Tlenek ten podczas reakcji z wodą daje produkt 

zabarwiający uniwersalny papierek wskaźnikowy na kolor niebieski. W której grupie układu 

okresowego należy szukać tego pierwiastka? Jak nazywa się ta grupa? 

2. Napisz w zeszycie równanie reakcji tlenku potasu z wodą, podaj nazwę i narysuj model 

otrzymanego pro duk tu. 

3. Napisz w zeszycie wzory sumaryczne wodorotlenku miedzi(II) i wodorotlenku bizmutu(III). 


Przygotuj według instruk cji (s. 13) wywar z czerwonej kapusty. Bibułę filtracyjną (lub biały filtr 

używany w ekspresie do kawy) potnij na paski i zanurz na kilka minut w wywarze. Gotowe paski 

pozostaw w ciepłym miejscu do wysuszenia. Otrzymane w ten sposób kapuściane papierki 

wskaźnikowe włóż do plastikowego woreczka lub słoi ka, szczelnie zamknij i zachowaj do innych 

doświadczeń bądź analiz. 

18

6.2 

Działanie wody 

na metale 


● które metale są aktywne chemicznie i reagują z wodą 

● jakie produkty tworzą się w reakcji metali z wodą 

Z poprzedniego rozdziału dowiedzieliście się, że niektóre tlenki metali reagują 

z wodą i tworzą związki chemiczne zwane wodorotlenkami. Sprawdźcie, czy w podobny 

spo sób zachowują się również metale. 

6.5. DZIAŁANIE WODY NA MIEDŹ, MAGNEZ I SÓD 

UWAGA! Doświadczenie z sodem wykonuje nauczyciel. 

Do trzech dużych probówek (lub zlewek) 

wlejcie do 1/3 ich wysokości wodę z fe no 

loftaleiną. Do pierwszej (1) wrzućcie drucik 

z miedzi, a do drugiej (2) wsypcie opiłki 

magnezu, po czym zawartość probówek 

og rzejcie. 

Obserwujcie zmiany. 

Do trzeciej probówki (3) nauczyciel wrzuci 

sód. Jest to bardzo aktywny metal, który 

przecho wuje się w naf cie, ponieważ na 

powietrzu łatwo łączy się z tlenem. Sód 

należy wyjąć z nafty, dokładnie osuszyć 

bibułą i odkroić mały kawałek. 

1 2 3 

Zwróćcie uwagę, że sód jest metalem 

o bardzo małej gęstości i tak miękkim, 

że można go kroić nożem (ryc. 6.2). 

W probówce z miedzią, nawet po ogrzaniu, 

nie widać żadnych objawów reakcji. 

W probówce z magnezem po ogrzaniu 

wskaźnik zaczyna zmieniać zabar wienie 

i pokazują się pęcherzyki wydzielającego 

się gazu. Natomiast w probówce z sodem 

zachodzi burzliwa reakcja, rośnie temperatura, 

zmienia się barwa wskaźnika 

i intensywnie wydziela się gaz (słychać 

wyraźne syczenie). 

Ryc. 6.2. Sód 

19


Okazuje się, że niektóre metale nie reagują z wodą (np. miedź), inne reagują powoli 

i dopiero po ogrzaniu (np. magnez), a jeszcze inne – bardzo intensywnie (np. sód). 

W reakcji metali z wodą powstają zasady, zmieniające zabarwienie wskaźnika, a także 

bezbarwny gaz. 

Spróbujcie zebrać gaz wydzielający się w reakcji sodu z wodą i go zidentyfikować. 

6.6. ZBIERANIE GAZOWEGO 

PRODUK TU REAKCJI SODU 

Z WODĄ I JEGO IDENTYFIKACJA 

Do probówki wlewa my do 1/3 jej wysokości 

wodę z fenoloftaleiną i odrobinę 

naf ty, która zapewni spokojny przebieg 

reakcji. Następnie wrzucamy do niej 

kawałek sodu (wiel kości ziarna ryżu). 

Probówkę zamykamy korkiem z rurką 

odprowadza jącą. Wydzielający się gaz 

zbieramy do probówki wypełnionej wodą. 

Zebrany gaz identyfikujemy – zbliżamy 

zapalone łu czyw o do wylotu probówki. 

Sód reaguje z wodą i tworzy zasadę sodową. Wydzielający się podczas tej reak cji gaz 

to wodór, którego obecność potwierdza charakterystyczny odgłos („szczek nięcie”), 

słyszany podczas próby zapalania. 

Po wykonaniu doświadczeń 6.5 i 6.6 możecie stwierdzić, że w reakcjach niektórych 

me tali z wodą powstają wodorotlenki i wydziela się wodór. 

● Metale należące do 1. grupy układu okresowego, 

czyli litowce, gwałtownie reagują z wodą. 

Metale z 2. grupy reagują z nią wolniej (beryl nie 

reaguje wcale). Litowce i berylowce są metalami 

aktywnymi che micznie. W ostatniej powłoce elektronowej 

atomów metali aktyw nych znajdują się 

1–2 elektrony, które ła two odłączają się podczas 

reakcji chemicznych. 

W obrębie grupy aktywność metali rośnie wraz 

ze wzrostem liczby atomowej, ponieważ elektrony 

walencyjne (elektrony zewnętrznej powłoki elektronowej) 

są coraz dalej od przyciągającego je jądra 

atomowego. 

Grupa 1. 

Li 

Na 

K 

Rb 

WZROST AKTYWNOŚCI 

Grupa 2. 

Be 

Mg 

Ca 

Sr 

Metale pozostałych grup układu okresowego pierwiastków 

są mniej aktywne i nie reagują z wodą 

z wytworzeniem wodorotlenków oraz wodoru. 

Cs 

Ba 

20

6.2. Działanie wody na metale 

● Napiszcie równania reakcji aktywnych metali z wodą. 

• W reakcji sodu z wodą powstaje roztwór wodorotlenku sodu (zasada sodowa) i wydziela 

się gaz (wodór). Reakcja sodu z wodą jest silnie egzotermiczna. Wprowadzenie 

do wody większego kawałka sodu może spowodować eksplozję wydzielającego 

się wodoru. 

2 Na + 2 H 2 O Ű 2 NaOH + H 2 

* 

sód woda wodorotlenek wodór 

sodu 

• W reakcji potasu z wodą powstaje wodorotlenek potasu (zasada potasowa). Reakcja 

jest silnie egzotermiczna. Temperatura rośnie na tyle, że następuje zapalenie wydzielającego 

się wodoru: 

2 K + 2 H 2 O Ű 2 KOH + H 2 

 

potas woda wodorotlenek wodór 

potasu 

• Magnez reaguje podobnie, ale reakcja zachodzi wolniej i dopiero w podwyższonej 

temperaturze: 

Mg + 2 H 2 O Ű temp. Mg(OH) 2 + H 2 

 

magnez woda wodorotlenek wodór 

magnezu 

• Wapń reaguje z wodą spokojniej i wolniej niż sód i potas. Wodorotlenek wapnia 

tworzy w wodzie zawiesinę: 

Ca + 2 H 2 O Ű Ca(OH) 2 + H 2 

 

wapń woda wodorotlenek wodór 

wapnia 

METODY OTRZYMYWANIA WODOROTLENKÓW 

• działanie wody na tlenek aktywnego metalu: 

tlenek aktywnego metalu + woda Ű wodorotlenek 

• działanie wody na aktywny metal: 

aktywny metal + woda Ű wodorotlenek + wodór 

Wodorotlenki metali mniej aktywnych (nienależących do grup litowców i berylowców) 

otrzymuje się innymi metodami. Poznacie je w trakcie dalszej nauki chemii. 

* Strzałka skierowana do góry oznacza, że dany produkt wydziela się w postaci gazowej. 

21



Najaktywniejszymi metalami są litowce. 

Potas, tak jak sód, przechowuje się w nafcie, 

ponieważ metale te bardzo szybko łączą 

się z tlenem, energicznie reagują z wodą, 

a wydzielający się w tej reakcji wodór 

łatwo się zapala. 

Charakterystyczny dla metali połysk jest 

widoczny na powierzchni sodu bądź potasu 

jedynie bezpośrednio po przekrojeniu 

wyjętego z nafty kawałka metalu. 

sód 

potas 


• Metale aktywne chemicznie – grupa litowców i berylowców (z wyjątkiem be rylu) – 

reagują z wodą. W wyniku tych reakcji powstają wodorotlenki i wydziela się wodór. 

• Litowce reagują z wodą bardzo energicznie, w reakcjach tych wydziela się energia na 

sposób ciepła. Berylowce reagują z wodą mniej energicznie. 

• W 1. i 2. grupie układu okresowego aktywność metali rośnie wraz ze wzrostem ich liczby 

atomowej. 


1. Z podanego szeregu pierwiastków wybierz symbole metali reagujących z wodą: 

Mg, Cu, Cl, Ba, Li, K, Hg, P, Pb, S, Zn, Be, Ca, F. 

2. Pewien jednowartościowy metal reaguje z wodą i tworzy wodorotlenek o masie 40 u. Jaki to 

pierwiastek? 

3. Napisz w zeszycie, jak można zidentyfikować produkty reakcji aktywnych metali z wodą. 


Zaproponuj i wykonaj doświadczenie, które pozwoli wykazać, że srebro – metal, z którego 

wykonuje się biżuterię – nie reaguje z wodą. Do doświad czenia możesz użyć srebrnego 

łańcuszka lub srebrnej łyżeczki. 

22

6.3 Właściwości 

i zastosowanie 

wodorotlenków 


● które wodorotlenki rozpuszczają się w wodzie, a które są trudno rozpuszczalne 

● co to znaczy, że wodorotlenki są higroskopijne i żrące 

● w jaki sposób właściwości wodorotlenków wpływają na ich zastosowanie 

Znacie metody otrzymywania wodorotlenków, umiecie zapisać i odczytać ich wzory 

z użyciem słownictwa chemicznego. Warto więc poznać ich właściwości i zastosowanie. 

Wykonajcie doświadczenia, w których zbadacie właściwości wodorotlenku sodu 

i wodorotlenku potasu. 

6.7. BADANIE WŁAŚCIWOŚCI WODOROTLENKU SODU I WODOROTLENKU POTASU 

UWAGA! Wodorotlenek sodu i wodoro tlenek potasu to substancje żrące – podczas 

pracy z nimi należy zachować ostrożność, czyli założyć rękawice i okulary ochronne. 

Na dwóch szkiełkach zegarkowych umieszcza 

my próbki wodorotlenku sodu i wodorotlenku 

potasu. Zaobserwujmy, jak wy glą 

1 

dają obie sub stancje bezpośrednio po wyjęciu 

ze słoika (1) i po kilku minutach (2). 

Wodorotlenek sodu i wodorotlenek potasu 

są substancjami stałymi o barwie białej, 

dostępnymi w handlu w formie pastylek lub 

granulek. Na powietrzu pastylki te wilgotnieją i roz pły wają się, ponieważ chłoną 

z powietrza parę wodną, która je rozpuszcza. Substancje o takich właściwościach 

nazywamy higroskopijnymi. 

2 

6.8. ROZPUSZCZANIE WODOROTLENKÓW 

SODU I POTASU W WODZIE I BADANIE 

WŁAŚCIWOŚCI ICH ROZTWORÓW 

W dwóch probówkach z zimną wodą bardzo 

ostrożnie (należy pamiętać o rękawicach 

i okularach ochronnych) umieszczamy po 

2–3 pastylki wo do rotlenków sodu i potasu. 

Mieszamy zawartość probówek, a następnie 

bagiet ką przenosimy po 2–3 krople otrzymanych 

roztworów na bibu łę (1) i cienką tkaninę 

(2). Co obserwujecie? 

1 

2 

23


Wodorotlenki sodu i potasu rozpuszczają się w wodzie, a podczas tego procesu wydziela 

się energia na sposób ciepła. Roztwory obu wodorotlenków niszczą bibułę 

i tkaninę. Stężone roztwory wodorotlenków sodu i potasu są bardzo żrące; dawniej 

nazywano je ługami. Działają niszcząco na skórę – powodują oparzenia – dlatego 

podczas pracy z nimi należy zachować szczególną ostrożność. Wodorotlenek sodu był 

nazywany sodą żrącą, a wodorotlenek potasu – potażem żrącym. 

6.9. BADANIE WŁAŚCIWOŚCI 

WODOROTLENKU WAPNIA 

Przygotowujemy trzy probówki. Do pierwszej 

(1) wsypujemy łyżeczkę wapna 

gaszonego, ostrożnie dolewamy wodę 

do połowy wysokości probówki i mieszamy. 

Część otrzymanej zawiesiny 

(ok. 1/3 objętości) przelewamy do drugiej 

probówki (2), na pełnionej do połowy 

wodą. Po zamknięciu probówki korkiem 

wstrząsamy nią. Po opadnięciu osadu na 

dno ostroż nie zlewamy klarowny roztwór 

do trzeciej probówki (3). Do wszystkich 

probówek dodajemy po 2 krople 

fenoloftaleiny. 

1 2 3 

Wodorotlenek wapnia (wapno gaszone) to substancja stała o barwie białej, znacznie 

gorzej rozpuszczalna w wodzie (probówka 1) niż wodorotlenki sodu i potasu. 

Stężony roztwór wodorotlenku wapnia jest żrący. Związek ten tworzy z wodą białą 

zawiesinę zwaną mlekiem wapiennym (probówka 2). Klarowny roztwór otrzymany po 

opadnięciu osadu to woda wapienna (probówka 3). Woda wapienna jest nadal roztworem 

wodorotlenku wapnia, o czym świadczy barwa fenoloftaleiny. 

Wodorotlenek wapnia służy m.in. do wapnowania gleby w celu regulowania jej odczynu 

(ryc. 6.3). Mleko wapienne jest stosowane do bielenia pni drzew owocowych, co zabezpiecza 

je przed szkodnikami i uszkodzeniami spowodowanymi różnicą w temperaturze 

między dniem a nocą, która zdarza się wiosną. Woda wapienna służy do wykrywania 

tlenku węgla(IV). 

Przekonaliście się, że wodorotlenki sodu 

i potasu są bardzo dobrze rozpuszczalne 

w wodzie. Podobnie dobrze rozpuszczają 

się wodorotlenki innych litow ców. 

Wodorotlenki metali z 2. grupy układu 

okresowego rozpuszczają się słabiej, 

a wodorotlenki pozostałych metali są 

praktycznie nierozpuszczalne w wodzie. 

Ryc. 6.3. Wapnowanie zakwaszonej gleby 

24

ZASTOSOWANIE WODOROTLENKÓW 

produkcja 

szkła 

produkcja 

mydła 

produkcja 

barwników 

produkcja 

papieru 

NaOH 

wodorotlenek 

sodu 

produkcja 

jedwabiu 

sztucznego 

produkcja 

miękkiego 

(tzw. szarego) 

mydła 

KOH 

wodorotlenek 

potasu 

produkcja 

past do zębów 

i leków 

Mg(OH) 2 

wodorotlenek 

magnezu 

produkcja materiałów 

budowlanych 

produkcja 

nawozów sztucznych 

bielenie drzew 

i wapnowanie gleby 

Ca(OH) 2 

wodorotlenek 

wapnia 

produkcja 

wyrobów 

cukierniczych 

produkcja 

środków 

zmiękczających 

wodę 

25


Zobaczcie, jak wygląda zawartość probówek wypełnionych jednakową objętością 

wody, do których dodano taką samą masę różnych wodorotlenków. 

NaOH KOH Mg(OH) 2 Ca(OH) 2 Ba(OH) 2 

R R S r R 

Fe(OH) 3 Cu(OH) 2 Zn(OH) 2 Al(OH) 3 Pb(OH) 2 

T T T T T 

R – dobrze rozpuszczalny 

r – rozpuszczalny w niewielkim stopniu 

S – słabo rozpuszczalny 

T – trudno rozpuszczalny 

Informacje na temat rozpuszczalności wodorotlenków w wodzie odczytujemy z tabeli 

rozpuszczalności. 

ANION 

KATIONY 

TABELA ROZPUSZCZALNOŚCI WODOROTLENKÓW W WODZIE 

Na + K + Ag + Mg 2+ Ca 2+ Ba 2+ Fe 2+ Cu 2+ Zn 2+ Hg 2+ Pb 2+ Al 3+ Fe 3+ 

OH – R R T S r R T T T T T T T 

Jak widzicie, właściwości wodorotlenków sprawiają, że związki te mają różnorodne 

zastosowanie zarówno w życiu codziennym, jak i w przemyśle. 

● Wodorotlenki nierozpuszczalne w wodzie, np. Cu(OH) 2 i Al(OH) 3 , otrzymujemy 

w wyniku innych reakcji, o czym będzie mowa w kolejnych rozdziałach. 

CuCl 2 + 2 NaOH Ű Cu(OH) 2 

+ 2 NaCl 

chlorek miedzi(II) wodorotlenek miedzi(II) 

niebieski osad 

26

6.3. Właściwości i zastosowanie wodorotlenków 


AlCl 3 + 3 NaOH Ű Al(OH) 3 

+ 3 NaCl 

chlorek glinu 

wodorotlenek glinu 

Już dawno temu stwierdzono, że popiół 

otrzymywany ze spalenia niektórych roślin 

usuwa brud, zwłaszcza tłuste plamy. Zawarte 

w popiele związki che miczne tworzą 

bowiem z wodą zasady: po tasową lub 

sodową, zwane ługami lub alkaliami (alkalia 

z języka arabskiego znaczy popiół roślinny), 

które reagują z tłusz czem i zmywają brud. 

Po polaniu wrząt kiem ług tworzy roztwór 

działający jak środek myjący. Pierwsze alkalia 

otrzymywano z wodorostów. 

biały osad 


• Najbardziej znane wodorotlenki: sodu, potasu i wapnia to ciała stałe o barwie białej. 

Wodorotlenek sodu i wodorotlenek potasu są bardzo higroskopijne. 

• Prawie wszystkie wodorotlenki metali należących do 1. i 2. grupy układu okresowego 

rozpuszczają się w wodzie. 

• Wodorotlenki: sodu, potasu i wapnia oraz ich stężone roztwory są żrące. 

• Wodorotlenki tworzone przez metale nienależące do 1. i 2. grupy układu okresowego nie 

rozpuszczają się w wodzie. 

• Wodorotlenki: sodu, potasu, magnezu oraz wapnia są stosowane w różnych dziedzinach 

życia i w różnych gałęziach przemysłu. 


1. Wyjaśnij, dlaczego wodorotlenek potasu jest stosowany jako środek osuszający, np. w laboratoriach 

chemicznych. 

2. Napisz w zeszycie, jakie środki ostrożności należy zastosować podczas bielenia drzew 

mlekiem wapiennym. 

3. Na podstawie tabeli rozpuszczalności wodorotlenków w wodzie (s. 26) podaj przykłady 

wodorotlenków, które są trudno rozpuszczalne. 

Wykonaj ćwiczenie 

Wybierz jeden z wodorotlenków i przygotuj planszę ilustrującą jego zasto sowanie. Technika 

wykonania pracy jest dowolna (możesz nakleić zdjęcia produktów, ich próbki, możesz malować 

farbami lub kredkami). Najładniejsze prace będą zdobić waszą pracownię chemiczną. Pracę 

można również wykonać za pomocą wybranego programu komputerowego. 

27

6.4 Dysocjacja 

elektrolityczna zasad 


● jak zmieniają się barwy wskaźników w środowisku zasadowym 

● dlaczego wodne roztwory wodorotlenków przewodzą prąd elektryczny 

● co to jest dysocjacja elektrolityczna 

Wiecie już, że wodne roztwory wodorotlenków to zasady. 

Zbadajcie właściwości kilku wybranych zasad. 

6.10. BARWIENIE SIĘ WSKAŹNIKÓW 

W RÓŻNYCH ZASADACH 

Przygotujcie sześć probówek. Do probó 

wek 1, 3 i 5 wlejcie po 4–5 cm 3 zasady 

so dowej, a do 2, 4 i 6 po 4–5 cm 3 zasady 

wapniowej. Następnie w probówkach 1 i 2 

zanurzcie uniwersalny papierek wskaźnikowy, 

do probówek 3 i 4 dodajcie po 

1–2 kropli fenolo ftaleiny, a do probówek 

5 i 6 – po 1–2 kropli wywaru z czerwonej 

kapusty. Czy zmiana barwy w każdej probówce 

jest taka sama? 

1 2 3 4 5 6 

Z doświadczenia wynika, że użyte wskaźniki: uniwersalny papierek wskaźnikowy, 

fenoloftaleina i wywar z czerwonej kapusty w badanych roztworach zmieniają swoje 

zabarwienie. Wszystkie zasady muszą wobec tego zawierać wspólny element, który 

powoduje zmianę barwy wskaźnika. 

Wykonajcie doświadczenie, które pozwoli wam znaleźć ten wspólny czynnik. 

6.11. BADANIE PRZEWODZENIA PRĄDU 

ELEKTRYCZNEGO PRZEZ ZASADY 

Zbudujcie prosty obwód prądu elektrycznego, 

zawierający płaską baterię, ża rówkę 

i dwie elektrody grafitowe. 

Zbadajcie przewodzenie prądu elektrycznego 

przez wodę de stylowaną oraz zasady: 

sodową, potasową i wapniową. 

Pamiętajcie, aby przed zanurzeniem elektrod w kolejnym roztworze opłu kać je wodą 

destylowaną. 

28

6.4. Dysocjacja elektrolityczna zasad 

Swoje spostrzeżenia zapiszcie w tabeli 

(przerysujcie ją do zeszytu). W kolumnie 

PRZEWODZENIE PRĄDU wstawcie: 

znak +, jeżeli żarówka się zaświeci, lub 

znak –, jeżeli się nie zaświeci. 

Tylko woda destylowana nie przewodzi 

prądu elektrycznego, przez pozostałe roztwory 

prąd przepływa, o czym świadczy 

świecenie się żarówki. 

BADANA CIECZ 

woda destylowana 

zasada sodowa 

zasada potasowa 

zasada wapniowa 

PRZEWODZENIE 

PRĄDU 

Substancje, których wodne roztwory przewodzą prąd elektryczny, 

nazywamy elektrolitami, a substancje, których wodne roztwory 

nie przewodzą prądu elektrycznego – nieelektrolitami. 

● Wodorotlenki, których roztwory badaliście, mają budowę jonową. W ich sieci krystalicznej 

znajdują się kationy metalu i aniony wodorotlenkowe. 

Podczas rozpuszczania wo dorotlenku w wodzie dipole wody oddziałują na różnoimiennie 

naładowane jony, osła biając ich siły przyciągania elektrostatycznego i powodują 

przejście jonów do roztworu. 

Rozpad związków chemicznych na jony pod wpływem wody 

nazywamy dysocjacją elektrolityczną. 

Proces rozpadu cząsteczek lub jonowych kryształów na mniejsze fragmenty nazywa się 

dysocjacją. Jeżeli dysocjacja zachodzi w roztworze elektrolitu, to nazywa się ją dysocjacją 

elektrolityczną. Proces ten polega na uwalnianiu jonów z sieci krystalicznej lub ich 

powstawaniu z cząsteczek. Dlatego dysocjację elektrolityczną nazywa się też dysocjacją 

jonową, chociaż nazwa ta dotyczy przede wszystkim złożonych procesów rozpadów jonów 

na inne jony o mniejszej masie lub obojętne cząsteczki. 

Przewodzenie prądu elektrycznego przez roztwory elektrolitów jest spowodowane przesuwaniem 

się jonów utworzonych w procesie dysocjacji do odpowiednich elek trod: jonów 

dodatnich do elektrody ujemnej, a jonów ujemnych do elektrody dodatniej (ryc. 6.4). 

źródło prądu 

Ryc. 6.4. Roztwory zawierające jony przewodzą prąd elektryczny 

29


Twórcą teorii rozpadu elektrolitów na jony pod wpływem wody jest szwedzki uczony 

Svante Arrhenius (patrz s. 248). 

Podczas dysocjacji elektrolitycznej wodorotlenki rozpadają się na jony: 

• kationy metalu, 

• aniony wodorotlenkowe. 

● Wodorotlenek sodu dysocjuje na kation sodu i anion wodorotlenkowy: 

Na + 

O 

H 

pod 

wpływem 

wody 

dysocjuje 

Na + 

O 

H 

H 2 O 

NaOH Na + + OH – 

Podczas dysocjacji wodorotlenku sodu są uwalniane jednododatnie kationy sodu 

i jedno ujemne aniony wodorotlenkowe. 

● Wodorotlenek potasu dysocjuje na kation potasu i anion wodorotlenkowy, czyli 

podobnie jak wodorotlenek sodu: 

K + 

O 

H 

pod 

wpływem 

wody 

dysocjuje 

K + 

O 

H 

H 2 O 

KOH K + + OH – 

Podczas dysocjacji wodorotlenku potasu są uwalniane jednododatnie kationy potasu 

i jednoujemne aniony wodorotlenkowe. 

30

6.4. Dysocjacja elektrolityczna zasad 

● Wodorotlenek wapnia dysocjuje na kation wapnia i dwa aniony wodorotlenkowe: 

Ca(OH) 2 Ű H 2O 

Ca 2+ + 2 OH – 

Podczas dysocjacji wodorotlenku wapnia uwalnianych jest dwa razy więcej anionów 

wodorotlenkowych niż kationów wapnia. 

Liczba dodatnich ładunków elektrycznych powstających w wyniku dy so cjacji 

elektrolitycznej jest równa liczbie powstających ładunków ujemnych. 

Równanie dysocjacji elektrolitycznej wodorotlenków rozpuszczalnych 

w wodzie można zapisać ogólnie: 

M(OH) n H 2O 

M 

n+ 

+ n OH – 

W wyniku dysocjacji elektrolitycznej we wszystkich roztworach wodorotlenków powstają 

aniony wodorotlenkowe – są one elementem wspólnym zasad i powodują zmianę 

barwy wskaźników. 

Zasadami nazywamy takie substancje, które dysocjują 

na kationy metalu i aniony wodorotlenkowe. 

Pojęcie zasady jest więc stosowane zarówno w przypadku wodorotlenków rozpuszczal 

nych w wodzie, jak i ich wodnych roztworów. 

Zasadą jest również roztwór amoniaku – gazu o charakterystycznym zapachu, który 

powstaje w wyniku syntezy z azotu i wodoru. Amoniak – NH 3 (podręcznik do klasy 7, 

s. 93) jest bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie, co zapisuje się jako: NH 3 · H 2 O 

(woda amoniakalna). 

W jednej objętości wody w temperaturze 20°C można rozpuścić aż 702 objętości amoniaku. 

Właściwość tę ilustruje tworzenie się fontanny amoniakalnej (ryc. 6.5). Amoniak 

znajdujący się w kolbie rozpuszcza się 

w wodzie, którą zassał z krystalizatora. 

Objętość gazu w kolbie zmniejsza się, 

co powoduje spadek ciśnienia, a w rezultacie 

woda jest wciągana z krystalizatora 

do kolby z amoniakiem i powstaje fontanna. 

Jeśli do wody w krystalizatorze dodamy 

parę kropli fenoloftaleiny, to utworzona 

w kolbie z amoniakiem fontanna przyjmie 

barwę malinową. Świadczy to o tym, 

że roztwór amoniaku w wodzie (woda 

amoniakal na) jest zasadą. 

Jeżeli zamiast fenoloftaleiny do wody 

w krystalizatorze dodamy wywar z czerwonej 

kapusty, to otrzymamy fontannę 

o zielonej barwie. 

Ryc. 6.5. Fontanna amoniakalna 

31


W obecności wody amoniakalnej wskaźniki przyjmują takie samo zabarwienie jak 

w obecności innych zasad, stąd wniosek, że uwodniony amoniak ulega dysocjacji elektrolitycznej 

na kation amonu i anion wodorotlenkowy: 


Dowiedzieliście się już, że stężone zasady 

nazywa się też alkaliami. Znalazły one 

zastosowanie w bateriach i ogniwach, które 

nazwano alkalicznymi. 

W ogniwie alkalicznym, używanym 

np. do zasilania zegarków i kalkulatorów, 

znajduje się roztwór wodorotlenku potasu, 

który przewodzi prąd elektryczny między 

dwie ma elektrodami. 

NH 3 · H 2 O Ű H 2O 

NH4 

+ 

+ OH – 


• Wszystkie zasady powodują zmianę barwy wskaźników oraz dobrze przewodzą prąd 

elektryczny. 

• Barwienie wskaźników i przewodzenie prądu przez zasady jest spowodowane obecnością 

jonów powstałych w wyniku dysocjacji elektrolitycznej. 

• Dysocjacja elektrolityczna zasad polega na ich rozpadzie pod wpływem wody na kationy 

metalu i aniony wodorotlenkowe (w przypadku amoniaku na kationy amonu i aniony 

wodorotlenkowe). 


1. Wyjaśnij, dlaczego roztwór wodorotlenku baru przewodzi prąd elektryczny. 

2. Wyjaśnij, których jonów w roztworze wodorotlenku wapnia będzie więcej: wapniowych czy 

wodorotlenkowych. Uzasadnij odpowiedź. 

3. Przedstaw za pomocą modeli uproszczony schemat dysocjacji zasady wapniowej. 


Zbadaj, które z używanych przez ciebie środków kosmetycznych (mydło, płyn do kąpieli, 

szampon) zmienią zabarwienie przygotowanych wcześniej kapuścianych papierków 

wskaźnikowych. 

32


WAŻNE POJĘCIA 

• 6 .1. Wapno palone, gaszenie wapna, 

wskaźnik (indykator), jon wodorotlenkowy, 

wodorotlenek, zasada, 

fenoloftaleina, lakmus, uniwersalny 

papierek wskaźnikowy, tlenki zasadowe 

• 6.2. Metale aktywne i mniej aktyw ne, 

otrzymywanie wodorotlenków 

• 6.3. Substancja higroskopijna, ług, 

soda żrąca, potaż żrący, wapno 

gaszone, mleko wapienne, 

woda wapienna 

• 6.4. Elektrolit, nieelektrolit, 

dysocjacja elektrolityczna, 

anion wodorotlenkowy 

Wodorotlenek – związek chemiczny zbudowany z kationów metalu i anionów 

wodorotlenkowych, których liczba jest równa wartości ładunku kationu metalu 

(wartoś ciowości metalu). 

Ogólny wzór wodorotlenków: 

gdzie: M n+ – kation metalu o ładunku n+, 

n – liczba anionów wodorotlenkowych. 

M n+ (OH – ) n lub M (O H) n 

Zasada – substancja, która dysocjuje na kationy metalu oraz aniony wodorotlenko 

we (w przypadku amoniaku na kationy amonu i aniony wodorotlenkowe). 

WODOROTLENKI 

ROZPUSZCZALNE 

W WODZIE 

SŁABO 

ROZPUSZCZALNE 

W WODZIE 

TRUDNO 

ROZPUSZCZALNE 

W WODZIE 

np. NaOH, KOH np. Mg(OH) 2 np. Fe(OH) 3 , Cu(OH) 2 

33


OTRZYMYWANIE WODOROTLENKÓW 

tlenek aktywnego metalu + woda 

np. Na 2 O + H 2 O 

2 NaOH 

wodorotlenek 

aktywny metal + woda 

wodorotlenek + wodór 

np. 2 Na + 2 H 2 O 2 NaOH + H 2 

Wodorotlenki trudno rozpuszczalne w wodzie, np. Cu(OH) 2 lub Al(OH) 3 , otrzymujemy 

m.in. w reakcji ich soli (CuCl 2 , AlCl 3 ) z wodorotlenkiem sodu. 

CuCl 2 + 2 NaOH Ű Cu(OH) 2 

+ 2 NaCl 

FeCl 3 + 3 NaOH Ű Fe(OH) 3 

+ 3 NaCl 

AlCl 3 + 3 NaOH Ű Al(OH) 3 

+ 3 NaCl 

Wskaźniki – substancje (lub ich mieszaniny) zmieniające zabarwienie w obecności 

niektórych związków chemicznych, np. zasad. 

BARWA WSKAŹNIKÓW 

W WODZIE DESTYLOWANEJ 

FENOLOFTALEINA 

W ZASADACH 

FENOLOFTALEINA 

LAKMUS 

LAKMUS 

WYWAR 


WYWAR 


UNIWERSALNY 

PAPIEREK WSKAŹNIKOWY 

UNIWERSALNY 

PAPIEREK WSKAŹNIKOWY 

ORANŻ 

METYLOWY 

ORANŻ 

METYLOWY 

Nie wszystkie wskaźniki są czułe na obecność zasad, np. oranż metylowy w ich 

obecności nie zmienia zabarwienia. 

34


NAJWAŻNIEJSZE WŁAŚCIWOŚCI WODOROTLENKÓW 

• Wodorotlenek sodu i wodorotlenek potasu są higroskopijne. 

• Wodorotlenki: sodu, potasu i wapnia oraz ich roztwory są żrące i mogą powodować 

oparzenia skóry. 

• Wodorotlenki rozpuszczalne w wodzie są zasadami. 

• Wodne roztwory wodorotlenków (zasady) przewodzą prąd elektryczny – wodorotlenki 

rozpuszczalne w wodzie są elektrolitami. 

• Wodne roztwory wodorotlenków zawierają jony wodorotlenkowe, które zmieniają 

barwę określonych wskaźników. 

• Wodorotlenki to substancje stałe o budowie jonowej. 

• Wodorotlenki rozpuszczalne w wodzie ulegają dysocjacji: 

M(OH) n 

Ű H 2O M 

n+ 

+ n OH – 

np. NaOH Ű H 2O Na + + OH – 

Ba(OH) 2 

Ű H 2O Ba 2+ + 2 OH – 

O 

H 

H O Ba 2+ O H 

pod 

wpływem 

wody 

dysocjuje 

Ba 2+ 

O 

H 

35


SPRAWDŹ SWOJE UMIEJĘTNOŚCI 

Przeczytaj tekst, odpowiedz w zeszycie na pytania i wykonaj polecenia. 

1. Na zajęciach koła chemicznego uczniowie identyfikowali próbki tlenków 

dwuwartościowych metali o znanych masach. Ania badała tlenek o masie 56 u, 

a Piotr – tlenek o masie 81 u. Uczniowie dodali do probówek z próbkami trochę 

wody z fenoloftaleiną. W probówce Ani biały proszek zniknął, a zawartość 

probówki zrobiła się ciepła i przybrała barwę malinową. Piotr w swojej probówce 

nie zaobserwował zmian. 

a) Ustal i zapisz wzory tlenków użytych do badania. 

b) Napisz równanie reakcji chemicznej, której uległ jeden z tlenków. Napisz nazwę 

produktu tej reakcji. 

c) Wyjaśnij, jaką funkcję w doświadczeniu pełni fenoloftaleina. 

2. Na lekcji chemii nauczyciel przeprowadził doświadczenie: do trzech probówek (A, B, C) 

z wodą wrzucił małe kawałki trzech srebrzystych metali: żelaza, sodu i cynku. 

Ania zapisała spostrzeżenia: w probówkach A i B nie zaobserwowano żadnych 

zmian, ale po pewnym czasie na powierzchni metalu w probówce B pojawiły się 

brunatne kropki. W probówce C zaszła burzliwa reakcja, podczas której wydzielał 

się bezbarwny gaz. 

a) Na podstawie spostrzeżeń Ani napisz, jakie metale znalazły się w poszczególnych 

probówkach. Uzasadnij odpowiedź. 

b) Napisz równanie reakcji, która zaszła w probówce C. 

c) Wyjaśnij, jaka przemiana miała miejsce w probówce B. 

3. W roztworze pewnej substancji lakmus zabarwił się na niebiesko, a wywar z czerwonej 

kapusty na zielono. W roztworze tym było dwa razy więcej anionów niż kationów. 

Tlenek węgla(IV) wprowadzony do roztworu spowodował jego zmętnienie. 

a) Jaki związek poddano badaniu? Podaj jego wzór i uzasadnij odpowiedź. 

b) Napisz równanie dysocjacji badanego związku. 

c) Podaj dwa inne przykłady zastosowania opisanego związku. 

4. Na lekcji podsumowującej wiadomości o wodorotlenkach badano dwie 

substancje stałe, umieszczone na szkiełkach zegarkowych oznaczonych numerami 

1 i 2. Niestety wodorotlenek znajdujący się na szkiełku nr 1 szybko rozpłynął 

się i utworzył kroplę cieczy. Po umieszczeniu obu substancji w probówkach 

z wodą wodorotlenek ze szkiełka nr 2, mający postać białego proszku, tylko 

nieznacznie rozpuścił się w wodzie. Zastosowany do badań uniwersalny papierek 

wskaźnikowy zmienił zabarwienie na niebieskie pod wpływem obu roztworów, 

jednak w obecności roztworu nr 1 barwa ta była bardziej intensywna. 

a) Zastanów się, jakie wodorotlenki badano. Czy można jednoznacznie określić, 

jakie wodorotlenki były na poszczególnych szkiełkach zegarkowych? 

b) Jak nazywa się właściwość, którą wykazywał pierwszy wodorotlenek 

(pozostawiony na powietrzu rozpływa się)? 

36

Podsumowanie 6. działu 


TEST DO DZIAŁU 

Wybierz poprawną odpowiedź lub poprawne dokończenie zdania. 

1. W wodnym roztworze wodorotlenku sodu malinową barwę przybiera 

A. wywar z czerwonej kapusty. 

B. fenoloftaleina. 

C. lakmus. 

D. uniwersalny papierek wskaźnikowy. 

2. Wodorotlenek żelaza(II) ma wzór 

A. Cu(OH) 2 

B. Fe(OH) 3 

C. Zn(OH) 2 

D. Fe(OH) 2 

3. Na rysunku przedstawiono model 

A. wodorotlenku magnezu. 

B. wodorotlenku sodu. 

C. wodorotlenku glinu. 

D. wodorotlenku potasu. 

4. W reakcji sodu z wodą: 

X Na + Y H 2 O Ű Z NaOH + H 2 

współczynniki X, Y i Z przyjmują wartości 

A. X = 1, Y = 1, Z = 2. 

B. X = 2, Y = 2, Z = 2. 

C. X = 2, Y = 1, Z = 2. 

D. X = 1, Y = 1, Z = 1. 

5. Wodorotlenki można otrzymać w reakcji 

A. dowolnego tlenku metalu z wodą. 

B. dowolnego metalu z wodą. 

C. aktywnego metalu z wodą. 

D. aktywnego niemetalu z wodą. 

6. W reakcji wapnia z wodą, zachodzącej w pokazanym zestawie laboratoryjnym, 

powstają produkty X i Y. Są to 

X 

Y 

A. X = CaO Y = H 2 

B. X = Ca(OH) 2 Y = H 2 O 

C. X = Ca(OH) 2 Y = H 2 

D. X = Ca(OH) 2 Y = O 2 

37


7. Soda żrąca to nazwa zwyczajowa 

A. wodorotlenku magnezu. 

B. wodorotlenku wapnia. 

C. wodorotlenku potasu. 

D. wodorotlenku sodu. 

8. Podczas dysocjacji elektrolitycznej wodnego roztworu wodorotlenku potasu 

w roztworze oprócz anionów wodorotlenkowych znajdują się 

A. jednododatnie kationy potasu. 

B. dwudodatnie kationy potasu. 

C. trójdodatnie kationy potasu. 

D. Dysocjacja elektrolityczna tego związku nie zachodzi. 

9. Roztwór prze wodzący prąd elektryczny utworzy z wodą 

A. wodorotlenek potasu. 

B. wodorotlenek glinu. 

C. wodorotlenek miedzi(II). 

D. wodorotlenek ołowiu(II). 

10. Zasada to inaczej 

A. wodny roztwór wodorotlenku. 

B. roztwór zawierający aniony wodorotlenkowe. 

C. roztwór, w którym fenoloftaleina zabarwia się na malinowo. 

D. Wszystkie dokończenia zdania są poprawne. 

38

9.2 Węglowodory 

nasycone – alkany 


● jak są zbudowane węglowodory i jak tworzy się ich nazwy 

● co to jest szereg homologiczny 

● jakie właściwości fizyczne i chemiczne mają alkany 

● jakie produkty tworzą się podczas spalania węglowodorów 

● gdzie alkany znalazły zastosowanie 

Przyjrzyjcie się zamieszczonym w tabeli na następnej stronie nazwom, wzorom i modelom 

kilku węglowodorów. Spróbujcie znaleźć podobieństwa w budowie ich cząsteczek 

i zastanówcie się nad różnicami. 

● W kolumnach tabeli uporządkowano związki według wzrastającej liczby atomów 

węgla w cząsteczce. Z pewnością doszliście do wniosku, że kolejne cząsteczki węglowodorów 

różnią się o taką samą grupę -CH 2 -. 

Szereg związków o podobnej budowie i właściwościach chemicznych, 

w którym każdy następny różni się od poprzedniego o grupę 

-CH 2 -, nazywamy szeregiem homologicznym. 

Zauważcie, że żadna z cząsteczek nie mogłaby zawierać więcej atomów wodoru i dlatego 

związki te nazywa się węglowodorami nasyconymi lub alkanami. Wszystkie wiązania 

między atomami węgla w węglowodorach nasyconych są pojedyncze. 

Węglowodory, w których cząsteczkach między atomami węgla są wiązania 

pojedyncze, nazywają się węglowodorami nasyconymi lub alkanami. 

Szereg homologiczny alkanów można zapisać ogólnym wzorem: 

C n H 2n+2 

gdzie: n – liczba atomów węgla w cząsteczce. 

● Znajomość nazw węglowodorów jest ważna, ponieważ są one podstawą nazewnictwa 

wszystkich związków organicznych: 

• cztery początkowe węglowodory szeregu alkanów mają nazwy zwyczajowe: 

1 – metan, 2 – etan, 3 – propan i 4 – butan; 

• nazwy kolejnych węglowodorów nasyconych: 5 – pentan, 6 – heksan, 7 – heptan, 

8 – oktan, 9 – nonan, 10 – dekan itd. powstały od nazw liczebników grec kich (czasem 

łacińskich) z końcówką -an. 

Podsumowując: nazwy wszystkich alkanów mają końcówkę -an. 

124

9.2. Węglowodory nasycone – alkany 

Przykłady węglowodorów nasyconych 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

125


● Węglowodory nasycone są grupą związków chemicznych o podobnym składzie: 

mają w cząsteczkach atomy węgla i wodoru. A czy ich właściwości też są podobne? 

NAZWA 

ALKANU 

TEMPERATURA, °C ROZPUSZ- 

GĘSTOŚĆ, 

WZÓR 

g/cm 3 CZALNOŚĆ 

TOPNIENIA WRZENIA W WODZIE 

BARWA 

metan CH 4 0,422 –182,4 –161,5 nierozpuszczalny bezbarwny 

etan C 2 H 6 0,546 –183,2 –88,6 nierozpuszczalny bezbarwny 

propan C 3 H 8 0,582 –187,6 –42,2 nierozpuszczalny bezbarwny 

butan C 4 H 10 0,601 –138,3 –0,6 nierozpuszczalny bezbarwny 

pentan C 5 H 12 0,626 –129,7 36,1 nierozpuszczalny bezbarwny 

Alkany są związkami bezbarwnymi, o małej gęstości. Nie rozpuszczają się w wodzie. 

Wartości gęstości i temperatury wrzenia rosną wraz ze wzrostem liczby atomów węgla 

w cząsteczce, natomiast wartości temperatury topnienia najpierw maleją, a od butanu 

rosną. 

Właściwości fizyczne węglowodorów nasyconych zależą od liczby atomów 

węgla w ich cząsteczkach, czyli od długości łańcucha węglowego. 

Alkany mające w cząsteczce 1–4 atomy węgla są gazami (temperatura wrzenia poniżej 

25°C), a zawierające 5–16 atomów węgla są cieczami (temperatura wrzenia powyżej 

25°C). Natomiast alkany z 17 i więcej atomami węgla w cząsteczce są ciałami 

stałymi (ryc. 9.5). 

a b c 

Ryc. 9.5. W palnikach kuchenek gazowych najczęściej są spalane węglowodory o 1–4 atomach 

węgla w cząsteczce (a); benzyna zawiera węglowodory o 5–12 atomach węgla w cząsteczce (b); 

świeca parafinowa to mieszanina węglowodorów o 18–35 atomach węgla w cząsteczce (c) 

126


● Właściwości chemiczne alkanów zbadamy na przykładzie metanu. Wiecie już, że 

węglowodór ten jest palny. 

Zbadajcie doświadczalnie, jakie produkty powstaną podczas spalania metanu. 

9.2. BADANIE PALNOŚCI METANU 

I PRODUKTÓW JEGO SPALANIA 

Do doświadczenia przygotowujemy trzy 

dość duże probówki napełnione metanem 

i zamknięte korkami. 

• Otwieramy pierwszą probówkę i zbliżamy 

do niej zapalone łuczywo. Nad płoną 

cym gazem umieszczamy od wróconą 

do góry dnem suchą zlewkę (1). 

• Otwieramy drugą probówkę, zapalamy 

gaz i nad płomieniem umieszczamy 

zlewkę zwilżoną wewnątrz wodą wa pienną 

(2). 

• Otwieramy trzecią probówkę, zapalamy 

gaz. Nad płomieniem umieszczamy 

na kilka sekund szkiełko zegarkowe (3). 

1 2 

3 

Po zbliżeniu zapalonego łuczywa do probówki zaobserwowaliście zapalenie się metanu. 

Gaz ten spala się spokojnie bladoniebieskim płomieniem. Na ściankach suchej 

zlewki pojawiły się krople wody (1), a na ściankach zlewki zwilżonej wodą wapienną 

można było dostrzec białe smugi (2). 

Wynika z tego, że produktami reakcji spalania metanu są woda i tlenek węgla(IV). 

Reakcję całkowitego spalania metanu opisuje równanie: 

CH 4 + 2 O 2 Ű CO 2 + 2 H 2 O 

Jeżeli utrudni się dopływ tlenu, zasłaniając płomień szkiełkiem zegarkowym, to na 

szkiełku pojawia się czarny osad (3), czyli węgiel w postaci sadzy. Oznacza to, że zachodzi 

niecałkowite spalanie metanu: 

CH 4 + O 2 Ű C + 2 H 2 O 

Może się również zdarzyć, że przy słabym dostępie tlenu reakcja przebiega z wytworzeniem 

tlenku węgla(II) nazywanego czadem: 

2 CH 4 + 3 O 2 Ű 2 CO + 4 H 2 O 

Czad jest bardzo silną trucizną, ponieważ wdychany z powietrzem trwale wiąże się 

z hemoglobiną* krwi i uniemożliwia rozprowadzanie tlenu w organizmie. 

Zatrucia czadem są bardzo niebezpieczne, a czasem bywają tragiczne w skutkach, 

tym bardziej że gaz ten jest bezbarwny i bezwonny. 

* Hemoglobina to czerwony barwnik krwi. 

127


Czysty metan pali się spokojnie, a z powietrzem tworzy mieszaninę wybuchową. Do 

zapłonu, który spowoduje pożar lub wybuch, dochodzi przy powstaniu najmniejszej 

iskry. Szczególnie niebezpieczne są eksplozje w kopalniach węgla kamiennego, gdzie 

wybuch zwielokrotnia swoją siłę, jeżeli metan połączy się z pyłem węglowym. 

Wszystkie alkany są palne. W zależności od dostępu tlenu produktami ich 

spalania są: tlenek węgla(IV), tlenek węgla(II) lub węgiel ( sadza) oraz woda. 

9.3. BADANIE REAKTYWNOŚCI METANU 

Przygotowujemy dwie probówki napełnione 

metanem. Do pierwszej z nich wlewamy 

szybko 2–3 cm 3 wody bromowej, 

zamykamy korkiem i mocno wstrzą samy 

(1). Do drugiej wlewamy 2–3 cm 3 roztworu 

manganianu(VII) potasu zakwaszonego 

kwasem H 2 SO 4 . Probówkę zamykamy 

korkiem i wstrząsamy (2). 

Obserwujcie, czy w pro bów kach zacho dzą 

jakieś zmiany. 

1 2 

Metan nie odbarwia wody bromowej ani roztworu manganianu(VII) potasu, czyli 

z nimi nie reaguje. Oznacza to, że jest on związkiem mało reaktywnym. Podobnie 

zachowują się inne alkany. 

Za małą reaktywność alkanów odpowiadają trudne do rozerwania 

wiązania pojedyncze, znajdujące się w ich cząsteczkach 

między atomami węgla. 

● Metan jest głównym składnikiem paliw: 

gazu ziemnego – cennego surowca 

energetycznego, który jest stosowany 

w większości gospodarstw domowych, 

oraz biogazu wytwarzanego podczas 

beztlenowego rozkładu odchodów zwierzęcych 

i kompostu roślinnego (ryc. 9.6). 

Mieszanina propanu i butanu, kolejnych 

węglowodorów w szeregu homologicznym 

alkanów, po skropleniu tworzy gaz 

płynny używany do napełniania zapalniczek, 

butli gazowych oraz jako ekologiczne 

paliwo do samochodów (LPG*). 

* Skrót od ang. Liquefied Petroleum Gas. Ryc. 9.6. Biogazownia 

128



Nad terenami bagiennymi można 

obserwować zjawisko nazywane 

błędnymi ogniami. Jest ono bardzo 

widowiskowe, zwłaszcza w nocy. 

Zjawisko to jest spowodowane 

samozapłonem metanu i innych 

węglowodorów (mieszaniny nazywanej 

gazem błotnym), które powstają 

podczas gnicia roślin bez dostępu 

powietrza pod wodą. 

Samozapłon to reakcja spalania 

rozpoczynająca się bez udziału czynnika 

zewnętrznego (np. iskry). 


• Węglowodory nasycone – alkany – tworzą szereg homologiczny o ogólnym wzorze C n H 2n+2 . 

• Właściwości fizyczne alkanów zależą od liczby atomów węgla w ich cząsteczkach. Wraz 

ze wzrostem długości łańcucha węglowego cząsteczek alkanów rosną ich gęstość oraz 

temperatura wrzenia i temperatura topnienia. 

• Wszystkie węglowodory są palne – w zależności od dostępu powietrza spalają się 

całkowicie lub niecałkowicie. 

• Alkany to związki mało reaktywne. 

• Alkany są składnikami wielu paliw ciekłych i gazowych. 


1. Ustal wzory sumaryczne węglowodorów nasyconych o łańcuchach prostych, które mają 

w cząsteczce: 

a) 12 atomów węgla; 

b) 16 atomów węgla. 

2. Napisz w zeszycie równania reakcji całkowitego i niecałkowitego spalania butanu. 

3. Obejrzyj garnki, w których są przygotowywane posiłki w twoim domu. Czy zdarzyło się, 

że na ich spodzie pojawił się czarny osad? Wytłumacz, o czym to świadczy, i zastanów się, 

jak należy w takim przypadku postąpić. Napisz w zeszycie odpowiednie równanie reakcji 

chemicznej. 


Zapal świeczkę i zaobserwuj, w jaki sposób się spala. Przez 3–4 sekundy potrzymaj nad jej 

płomieniem szklany talerzyk. Opisz w zeszycie swoje spostrzeżenia i wyciągnij wnioski. 

UWAGA! Podczas doświadczenia należy zachować ostrożność. 

129

Węgiel i jego związki chemiczne 

Ludzie pierwotni spalali drewno i w ten sposób 

uzyskiwali ciepło potrzebne do ogrzewania jaskiń 

oraz przygotowywania pożywienia. Z czasem 

zauważono, że ciepło wydziela się także 

podczas spalania torfu, węgla brunatnego, 

węgla kamiennego oraz ropy naftowej 

i gazu ziemnego, czyli tzw. naturalnych 

surowców energetycznych. Szacuje się, 

że 85–90% energii potrzebnej 

do utrzymania obecnego poziomu życia 

pochodzi ze spalania paliw kopalnych. 

Spalanie drewna 

jest źródłem ciepła 

i światła. 

Spalanie autogazu (LPG) 

Spalanie benzyny 

i ropy naftowej 

jest ekonomicznie 

uzasadnione, ponieważ 

LPG jest tanim 

i ekologicznym 

paliwem silnikowym. 

napędza pojazdy 

mechaniczne. 

Spalanie 

propanu-butanu 

Spalanie węgla 

jest źródłem ciepła, 

światła i energii. 

pozwala wytwarzać 

prąd elektryczny i ciepło.

jako źródło różnych rodzajów energii 

Spalanie stearyny 

lub parafiny 

uformowanych 

w odpowiedni sposób 

można wykorzystać 

do oświetlania pomieszczeń. 

Spalanie nafty 

także można wykorzystać 

do oświetlania pomieszczeń. 

Spalanie gazu 

ziemnego 

umożliwia łatwe 

ogrzewanie 

wody użytkowej. 

Spalanie biopaliw 

takich jak bioetanol 

i granulat z trocin daje 

jasne światło, jeśli spala się 

je w biokominkach. 

jest źródłem energii 

umożliwiającej 

gotowanie. 

Spalanie mieszaniny 

tlenu i acetylenu 

daje energię wystarczającą 

do cięcia metali.

Twórcy chemii 

Michael 

FARADAY 

1791–1867 

Angielski fizyk oraz chemik, 

jeden z najwybitniejszych 

uczonych XIX wieku, sformułował 

prawa elektrolizy, tworząc podstawy 

elektrochemii, skroplił wszystkie znane 

wówczas gazy oprócz tlenu i azotu. Prowadził 

badania w zakresie indukcji elektromagnetycznej 

(podstawy elektrodynamiki), 

badał też właściwości magnetyczne 

substancji (odkrył paramagnetyzm). Zbudował 

pierwszą prądnicę. 

Justus 

von LIEBIG* 

1803–1873 

Chemik niemiecki, opra 

cował metody analizy 

chemicznej, udoskonalił technikę laboratoryjną, 

przeprowadził syntezę wielu związków 

chemicznych. Badał przemianę materii 

w roślinach i wykazał, że potrzebują one 

do rozwoju określonych pierwiastków chemicznych 

(azotu, fosforu i potasu). Zalecił 

stosowanie nawozów mineralnych, co miało 

przełomowe znaczenie dla rolnictwa. 

Svante August 

ARRHENIUS** 

1859–1927 

Fizykochemik i astrofizyk 

szwedzki. W 1887 r. 

ogłosił teorię dysocjacji elektrolitycznej. 

Zgodnie z tą teorią elektrolity (do których 

należą kwasy, zasady i sole) rozpadają 

się (dysocjują) w roztworach wodnych 

na cząstki naładowane elektrycznie, czyli 

jony. Podczas elektrolizy jony dodatnie 

dążą do ujemnego bieguna źródła prądu, 

a jony ujemne – do bieguna dodatniego. 

W 1903 r. otrzymał Nagrodę Nobla w dziedzinie 

elektrochemii. 

Ignacy 

MOŚCICKI 

1867–1946 

Naukowiec, technolog 

che mik, polski wynalazca. 

Jeden z twórców przemysłu chemicznego 

w Polsce. Autor ponad 60 prac naukowych. 

Dokonał wielu odkryć w dziedzinie 

elektrochemii i elektrofizyki. Opracował 

przemysłową metodę wytwarzania kwasu 

azotowego(V) z tlenków azotu otrzymywanych 

z powietrza. W latach 1926–1939 był 

prezydentem Rzeczypospolitej Polskiej. 

Linus Carl 

PAULING*** 

1901–1994 

Fizyk i chemik amerykański. Prowadził badania dotyczące struktury 

cząsteczek i teorii wiązań chemicznych oraz rezonansu chemicznego. 

Opracował spiralny (helikalny) model cząsteczki białka. 

W 1954 r. otrzymał Nagrodę Nobla za odkrycie struktury białek. Odznaczony również 

Pokojową Nagrodą Nobla w 1962 roku. 

* Liebig – czytaj: libig. ** Arrhenius – czytaj: arenius. *** Pauling – czytaj: polink. 

248

Friedrich 

WÖHLER* 

1800–1882 

Chemik niemiecki, jako 

pierwszy ze związku nieorganicznego 

otrzymał związek organiczny 

w laboratorium. W wyniku ogrzewania soli 

– cyjanianu amonu NH 4 OCN – udało mu 

się uzyskać związek chemiczny, który okazał 

się mocznikiem (H 2 N) 2 CO, to znaczy 

taką samą substancją, jaką uzyskano wcześniej 

z moczu psa. 

Opracował też metodę otrzymywania acetylenu 

z karbidu i wody. 

Ignacy 

ŁUKASIEWICZ 

1822–1882 

Aptekarz i polski wynalazca, 

twórca przemysłu 

naftowego. W 1852 r. jako pierwszy 

przeprowadził destylację ropy naftowej 

i wydzielił z niej naftę. Rok później skonstruował 

pierwszą na świecie lampę naftową, 

którą zasto so wano do oświetlenia szpitala 

we Lwowie. W 1854 r. założył pierwszą 

w Polsce kopal nię ropy naftowej w Bóbrce, 

a w 1856 r. – pierwszą destylarnię ropy naftowej 

w Ulaszowicach (k. Jasła). 

Louis 

PASTEUR** 

1822–1895 

Chemik i bakteriolog 

francuski. Prowadził badania 

fermentacji masłowej, alkoholowej, 

mlekowej i octowej. Wykazał, że procesy te 

są wywołane przez drobnoustroje. 

Opracował metodę konserwacji żywności 

przez obróbkę termiczną, nazwaną później 

pasteryzacją. Wykazał, że chorobom zakaźnym 

można zapobiegać przez stosowanie 

szczepień ochronnych. 

Sir Walter Norman 

HAWORTH*** 

1883–1950 

Chemik i biochemik angielski. 

Badał budowę 

dwucukrów i wie locukrów: maltozy, laktozy, 

skrobi i ce lulozy. Podał nowy, pierścieniowy 

wzór węglowodanów (wzór Hawortha). 

Jest współ autorem metody syntezy kwasu 

as kor binowego (witaminy C). W 1937 r. 

otrzy mał Nagrodę Nobla za badania nad 

węglowodanami i witaminą C. 

* Wöhler – czytaj: woler. ** Pasteur – czytaj: paster. *** Haworth – czytaj: hałort. 

249

Tabela rozpuszczalności wodorotlenków i soli w wodzie 

Objaśnienia: 

Właściwości wybranych substancji 

NAZWA SUBSTANCJI 

GĘSTOŚĆ, g/cm 3 

(w 20°C) 

TEMPERATURA 

TOPNIENIA, °C 

TEMPERATURA 

WRZENIA, °C 

aceton 0,78 –94,7 56,2 

alkohol etylowy 0,78 –114,1 78,3 

glicerol 1,26 18,2 290,0 

woda 1,0 0,0 100,0 

250

Indeks polsko-angielski* 

Alkany – węglowodory nasycone [alkanes, paraffins, 

saturated hydrocarbons] 124–128 

alkeny – węglowodory nienasycone [alkenes, 

olefins] 132–137 

alkiny – węglowodory nienasycone [alkynes] 139–143 

alkohol etylowy [ethyl alcohol] 160, 162–164 

– metylowy [methyl alcohol] 160–164 

alkohole [alcohols] 159, 186 

– monohydroksylowe [monohydric alcohols] 161 

– polihydroksylowe [polyhydric alcohols] 165 

alkoholizm [alcoholism] 164 

aminokwasy [amino acids] 193–194, 213 

–, kondensacja [condensation of amino acids] 213 

aminy [amines] 191–192 

amoniak [ammonia] 31–32, 43 

aniony [anions] 30, 31, 60, 81, 84, 87–89 

azotany(V) [nitrates(V)] 84, 85, 87, 88, 93, 98, 101, 106 

Bawełna [cotton] 239 

benzyna [gasoline] 147–149 

białka [proteins] 194, 212–220 

–, denaturacja [protein denaturation] 218, 219 

–, hydroliza [hydrolysis of protein] 215 

–, koagulacja [coagulation of protein] 218 

–, wysalanie [protein salting out] 218 

biodegradacja [biodegradation] 137 

biogaz [biogas] 128 

Celuloza [cellulose] 236 

–, hydroliza [hydrolysis of cellulose] 237–238 

chlor [chlorine] 48, 50, 89, 92, 102, 105 

chlorki [chlorides] 26, 27, 81, 83–85, 87, 89, 91, 92, 

93, 96–98, 101, 102, 104, 106 

chlorowodór [hydrogen chloride] 48, 49, 50 

cukry – sacharydy, węglowodany [sugars, saccharides, 

carbohydrates] 222–240 

czad [poison gas, carbon monoxide] 127 

Degradacja gleb [degradation of soil] 106 

dekstryny [dextrins] 232 

destylacja frakcjonowana [fractional distillation] 147 

detergenty [detergents] 183 

diament [diamond] 120 

dipol [dipole] 29 

dwutlenek węgla tlenek węgla(IV) 

dysocjacja elektrolityczna [electrolytic dissociation] 

29, 31, 79 

dysocjacja kwasów [dissociation of acids] 58–59, 

60, 79 

– soli [dissociation of salts] 86–87, 89 

– stopniowa [gradual dissociation] 59 

– zasad [dissociation of bases] 30–31, 60, 79 

Elektroda [electrode] 29, 89 

elektrolity [electrolytes] 29, 57, 58, 86 

elektroliza [electrolysis] 88–89 

emulsje [emulsions] 207 

estry [esters] 185–189 

–, hydroliza [hydrolysis of esters] 188 

eten [ethene] 132–136 

etyloamina [ethyl amine] 192 

etyn [ethyne] 139–143 

eutrofizacja [eutrophication] 106 

Fenoloftaleina [phenolphthalein] 15, 16, 19, 20, 

24, 28, 31, 109 

fermentacja alkoholowa [alcoholic fermentation] 

159 

– octowa [acetic fermentation] 167 

fosforany(V) [phosphates(V)] 84, 104, 106 

fotosynteza [photosynthesis] 222, 224, 230 

fruktoza [fructose] 224, 228 

fulereny [fullerene] 121 

Gaz ziemny [natural gas] 120, 128, 145–147 

gips [gypsum] 109–110 

glicerol [glycerol] 165, 189, 205, 208 

glikogen [glycogen] 233 

glikol [glycol] 165 

glukoza [glucose] 222–224, 228, 230, 232 

grafen [graphene] 121 

grafit [graphite] 120 

grupa aminowa [amine group] 193 

– estrowa [ester group] 186 

– funkcyjna [functional group] 161 

– hydroksylowa – wodorotlenowa [hydroxyl group] 

160, 161, 165 

– karboksylowa [carboxylic group] 168, 193 

– węglowodorowa [hydrocarbon group] 193, 205 

Higroskopijny [hygroscopic] 23, 53, 109 

hydraty [hydrates] 109 

Jedwab [silk] 220 

jony [ions] 14, 29, 30, 59, 60, 80, 89, 97, 98 

* Hasła w języku angielskim podano w kwadratowych nawiasach. 

251

Ciekawa chemia 8

Create successful ePaper yourself

Delete template?

Save as template?