E82036_Chemia_SPP_ZR_Kl1_poradnik_nauczyciela_1_miesiac

NA DOBRY START 

PORADNIK 

NAUCZYCIELA 

CHEMIA 

1 

LICEUM I TECHNIKUM ● ZAKRES ROZSZERZONY

Autorzy: Iwona Paleska, Przemysław Ziaja 

© Copyright by Wydawnictwa Szkolne i Pedagogiczne 

Warszawa 2019 

Wydanie I 

ISBN 978-83-02-18743-8 

Opracowanie merytoryczne i redakcyjne: Danuta Roman 

Redakcja techniczna: Agnieszka Przystańska 

Projekt okładki: Ewa Pawińska 

Ilustracja na okładce: (kolorowe dymy) Erich Schrempp/Science Source/Diomedi 

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 

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 

Ramowy rozkład materiału nauczania 2 

Szczegółowy rozkład materiału nauczania – klasa 1 3 

Plan wynikowy do działu Cząsteczki, atomy i stechiometria chemiczna 9 

Przedmiotowe zasady oceniania do działu Cząsteczki, atomy i stechiometria chemiczna 12 

Wskazówki metodyczne do działu Cząsteczki, atomy i stechiometria chemiczna 17 

Karta pracy 1 22 

Karta pracy 2 24 

Sprawdzian do działu Cząsteczki, atomy i stechiometria chemiczna 27 

1 

© Copyright by Wydawnictwa Szkolne i Pedagogiczne, Warszawa 2019

Chemia | Zakres rozszerzony | Klasy 1–4 

Liceum i technikum 

Ramowy rozkład materiału nauczania 

Klasa 1 (2 godz./tydz.) 

Dział 

Liczba godzin lekcyjnych 

Atomy, cząsteczki i stechiometria chemiczna 14 

Struktura elektronowa atomu 7 

Wiązania chemiczne 12 

Roztwory 12 

Reakcje w roztworach 15 

razem 60 


Dział 


Szybkość reakcji chemicznych, efekty energetyczne i stan równowagi 12 

Tlen i wodór 18 

Metale bloku s i p 13 

Metale bloku d 19 

Procesy elektrochemiczne 9 

Niemetale 19 

razem 90 


Dział 


Węglowodory 30 

Halogenopochodne węglowodorów 8 

Hydroksylowe pochodne węglowodorów – alkohole i fenole 13 

Związki karbonylowe – aldehydy i ketony 8 

Kwasy karboksylowe. Izomeria optyczna 19 

Estry i tłuszcze 12 

razem 90 


Dział 


Związki organiczne zawierające azot 20 

Cukry 12 

Przygotowanie do matury (chemia ogólna, chemii nieorganiczna, chemia organiczna) 24 

Próbny egzamin 4 

razem 60 

AUTORZY: Iwona Paleska, Przemysław Ziaja 

2 


Chemia | Zakres rozszerzony | Klasa 1 


Szczegółowy rozkład materiału nauczania – klasa 1 

Nr lekcji Temat lekcji 

Wymagania szczegółowe z podstawy programowej 

Uczeń: 

1 Pracownia chemiczna. Przepisy BHP i regulamin • nazywa wybrane szkło i sprzęt laboratoryjny oraz określa jego przeznaczenie – III.1 wymaganie ogólne 

• stosuje zasady bezpieczeństwa obowiązujące w pracowni chemicznej (w tym bezpiecznie posługuje się 

sprzętem laboratoryjnym i odczynnikami chemicznymi) – III.4 wymaganie ogólne 

ATOMY, CZĄSTECZKI I STECHIOMETRIA CHEMICZNA 

2 1. Liczba atomowa i liczba masowa • określa liczbę cząstek elementarnych w atomie oraz skład jądra atomowego na podstawie 

zapisu A Z E – I.1 

• stosuje pojęcie izotopu i nuklidu – I.1 

3 2. Masa atomowa i masa cząsteczkowa • odczytuje z układu okresowego masy atomowe pierwiastków i oblicza masy cząsteczkowe związków 

chemicznych o podanych wzorach lub nazwach – I.2 

• oblicza masy atomowe pierwiastków na podstawie ich składów izotopowych, ustala skład izotopowy 

pierwiastków (w % masowych) na podstawie ich mas atomowych i mas atomowych izotopów – I.3 

4–5 3. Mol i masa molowa • stosuje pojęcie mola (z wykorzystaniem liczby Avogadra) – I.1, I.2 

• odczytuje w układzie okresowym masy atomowe pierwiastków i na ich podstawie oblicza masę molową 

związków chemicznych (nieorganicznych i organicznych) o podanych wzorach lub nazwach – I.2 

6 4. Wyznaczanie wzoru związku chemicznego • ustala wzory empiryczne i rzeczywiste związków chemicznych (nieorganicznych i organicznych) na podstawie 

ich składu (wyrażonego np. w % masowych) i mas molowych – I.5 

7– 8 5. Molowa interpretacja równania reakcji 

chemicznej 

• dokonuje interpretacji jakościowej i ilościowej równania reakcji w ujęciu molowym, masowym i objętościowym 

(dla gazów) – I.6 

• wykonuje obliczenia z uwzględnieniem wydajności reakcji dotyczące: liczby moli oraz mas substratów 

i produktów (stechiometria wzorów i równań chemicznych), objętości gazów w warunkach normalnych, 

po zmieszaniu substratów w stosunku stechiometrycznym i niestechiometrycznym – I.6, I.7, I.8 

• stosuje do obliczeń równanie Clapeyrona – I.8 

9 6. Rodzaje promieniowania jądrowego • pisze równania naturalnych przemian promieniotwórczych (a, b – ) – zapis równań pełny i skrócony – I.4 

• potrafi określić pochodzenie i scharakteryzować promieniowanie a, b, g (przenikliwość, szkodliwość, 

ochrona przed promieniowaniem) – I.4 

Liczba 

godzin 

1 

1 

1 

2 

1 

2 

1 


3 






Uczeń: 

Liczba 

godzin 

10 7. Czas połowicznego rozpadu i aktywność 

promieniotwórcza 

• oblicza zmianę masy promieniotwórczego nuklidu w określonym czasie, znając jego czas połowicznego 

rozpadu – I.4 

• potrafi wymienić podstawowe zastosowania izotopów promieniotwórczych w przemyśle, medycynie 

i nauce (w tym również do określania wieku znalezisk archeologicznych i minerałów) 

1 

11 8. Sztuczne reakcje jądrowe • pisze równania sztucznych reakcji jądrowych (zapis równań pełny i skrócony) – I.4 

• potrafi opisać warunki i sposób przebiegu tych reakcji jądrowych – I.4 

1 

12–13 Podsumowanie działu 2 

14 Sprawdzian wiadomości i umiejętności 1 

STRUKTURA ELEKTRONOWA ATOMU 

15 9. Prawo okresowości a struktura elektronowa 

atomu 

• potrafi określić związek między budową atomu a położeniem pierwiastka w układzie okresowym – II.5 

1 

16 10. Współczesny model atomu • na podstawie dualistycznej natury elektronu opisuje kwantowo–mechaniczny model budowy atomu 

– II.1 

• interpretuje wartości liczb kwantowych; opisuje stan elektronu w atomie za pomocą liczb kwantowych; 

stosuje pojęcia: powłoka, podpowłoka, stan orbitalny, spin elektronu – II.2 

1 

17 11. Konfiguracje elektronowe • potrafi zapisywać konfiguracje elektronowe atomów pierwiastków do Z = 38 oraz ich jonów o podanym 

ładunku, uwzględniając przynależność elektronów do podpowłok (zapisy konfiguracji: pełne i skrócone) 

– II.4 

1 

18 12. Graficzny zapis konfiguracji elektronowej • stosuje zasady rozmieszczania elektronów na orbitalach (zakaz Pauliego i regułę Hunda) w atomach pierwiastków 

wieloelektronowych – II. 3 

• potrafi zapisywać konfiguracje elektronowe atomów pierwiastków (schematy klatkowe) – II.4 

1 

19 13. Układ okresowy pierwiastków chemicznych • określa przynależność pierwiastków do bloków konfiguracyjnych: s, p i d układu okresowego na podstawie 

konfiguracji elektronowej; wskazuje związek między budową elektronową atomu a położeniem 

pierwiastka w układzie okresowym i jego właściwościami fizycznymi (np. promieniem atomowym, energią 

jonizacji) i chemicznymi – II.5 

1 

20 Podsumowanie działu 1 


4 






Uczeń: 

Liczba 

godzin 


WIĄZANIA CHEMICZNE 

22 14. Wiązania chemiczne w pierwiastkach • potrafi opisać strukturę wiązania kowalencyjnego – III.1, III.2 

• potrafi opisać strukturę wiązania metalicznego i wymienić wspólne cechy metali – III.6, III.7, III.8 

• potrafi opisać różnorodność właściwości niemetali – III.6, III.8 

• zapisuje wzory elektronowe typowych cząsteczek substancji o wiązaniu kowalencyjnym (np. wodoru, 

chloru, tlenu, azotu itp.) – III.1, III.2 

1 

23 15. Wiązania w związkach chemicznych. 

Elektroujemność 

• określa rodzaj wiązania (jonowe, kowalencyjne (atomowe) niespolaryzowane, kowalencyjne (atomowe) 

spolaryzowane, donorowo–akceptorowe (koordynacyjne) na podstawie elektroujemności oraz liczby 

elektronów walencyjnych atomów łączących się pierwiastków – III.1 

1 

24 16. Wiązanie jonowe • ilustruje graficznie oraz opisuje powstawanie wiązań jonowych – III.1, III.2 

• potrafi opisać sposób osiągania trwałych konfiguracji elektronowych przez atomy pierwiastków bloku 

s i p – III.1, III.2 

• ilustruje mechanizm tworzenia wiązania jonowego (np. w chlorkach i tlenkach metali) – III.1, III.2 

• wnioskuje o rodzaju wiązania na podstawie obserwowanych właściwości substancji – III.6, III.7 

1 

25 17. Wiązanie kowalencyjne w związkach 

chemicznych 

• ilustruje graficznie oraz opisuje powstawanie wiązań kowalencyjnych w związkach chemicznych – III.2 

• zapisuje wzory elektronowe typowych cząsteczek kowalencyjnych (np. chlorowodoru, tlenku węgla(IV), 

amoniaku, metanu itp.) i jonów złożonych – III.2 

• potrafi określić wpływ rodzaju wiązania (kowalencyjne, kowalencyjne spolaryzowane) na właściwości 

substancji – III.6 

1 

26 18. Wiązanie koordynacyjne • zapisuje wzory elektronowe cząsteczek związków z uwzględnieniem wiązań koordynacyjnych – III.1, III.2 

• potrafi opisać strukturę związków kompleksowych – III.2 

• stosuje pojęcie stopień utlenienia – VIII.1 

1 

27–29 19. Kształt cząsteczek związków chemicznych • przewiduje budowę przestrzenną drobin metodą VSEPR; określa kształt drobin (struktura diagonalna, 

trygonalna, tetraedryczna, piramidalna, V–kształtna) – III.3, III.4 

3 


5 






Uczeń: 

Liczba 

godzin 

30 20. Hybrydyzacja orbitali atomowych. 

Wiązania s i p 

• wyjaśnia tworzenie orbitali zhybrydyzowanych zgodnie z modelem hybrydyzacji, opisuje ich wzajemne 

ułożenie w przestrzeni – III.3 

• rozpoznaje typ hybrydyzacji (sp, sp 2 , sp 3 ) orbitali walencyjnych atomu centralnego w cząsteczkach związków 

nieorganicznych i organicznych – III.4 

• określa typ wiązania (s i p) w cząsteczkach związków nieorganicznych i organicznych; opisuje powstawanie 

orbitali molekularnych – III.5 

1 

31 21. Oddziaływania międzycząsteczkowe • potrafi wymienić rodzaje oddziaływań międzycząsteczkowych – III.6 

• potrafi przewidzieć i opisać wpływ rodzaju oddziaływań międzycząsteczkowych (oddziaływania typu 

dipol – dipol, siły van der Waalsa, wiązania wodorowe) oraz kształtu drobin na właściwości fizyczne substancji 

nieorganicznych i organicznych – III.6, III.8 

• wskazuje te cząsteczki i fragmenty cząsteczek, które są polarne, oraz te, które są niepolarne – III.6 

1 



ROZTWORY 

34 22. Rodzaje roztworów • rozróżnia układy homogeniczne i heterogeniczne; wymienia różnice we właściwościach roztworów właściwych, 

koloidów i zawiesin – V.1 

1 

35 23. Rozdzielanie składników mieszanin • opisuje sposoby rozdzielenia roztworów właściwych (ciał stałych w cieczach, cieczy w cieczach) na składniki 

(m.in. ekstrakcja, chromatografia, elektroforeza) – V.4 

• projektuje i przeprowadza doświadczenie pozwalające rozdzielić mieszaninę niejednorodną (ciał stałych 

w cieczach) na składniki – V.5 

1 

36–37 24. Rozpuszczalność • potrafi zdefiniować pojęcia „roztwór nasycony”, „nienasycony, „przesycony” – V.2 

• umie zdefiniować rozpuszczalność i odczytać jej wartość z wykresów zależności rozpuszczalności 

od temperatury – V.2 

• wykonuje obliczenia związane z rozpuszczalnością substancji – V.2 

2 

38–39 25. Stężenie procentowe roztworu • wykonuje obliczenia związane ze stężeniem procentowym roztworów, ich rozcieńczaniem i zatężaniem 

– V.2 

• projektuje i przeprowadza doświadczenie pozwalające otrzymać roztwór o określonym stężeniu procentowym 

– V.3 

2 


6 






Uczeń: 

Liczba 

godzin 

40–41 26. Stężenie molowe roztworu • wykonuje obliczenia związane ze stężeniem molowym roztworów, ich rozcieńczaniem i zatężaniem – V.2 

• projektuje i przeprowadza doświadczenie pozwalające otrzymać roztwór o określonym stężeniu molowym 

– V.3 

2 

42–43 27. Mieszanie roztworów. Przeliczanie stężeń • potrafi wykonywać przeliczenia stężeń roztworów (stężenie procentowe, molowe, rozpuszczalność) – V.2 

• projektuje i przeprowadza doświadczenie pozwalające otrzymać roztwór o określonym stężeniu – V.3 

2 



REAKCJE W ROZTWORACH 

46 28. Dysocjacja elektrolityczna • potrafi zdefiniować pojęcia „elektrolit” i „nieelektrolit” – VI.1 

• zapisuje równania dysocjacji elektrolitycznej związków nieorganicznych i organicznych z uwzględnieniem 

dysocjacji stopniowej – VI.1 

1 

47 29. Teoria Brønsteda i Lowry’ego • klasyfikuje substancje jako kwasy lub zasady zgodnie z teorią Brønsteda– Lowry’ego, wskazuje sprzężone 

pary kwas–zasada – VI.7 

• uzasadnia przyczynę kwasowego odczynu wodnych roztworów kwasów, zasadowego odczynu wodnych 

roztworów niektórych wodorotlenków (zasad) i amoniaku oraz odczynu niektórych wodnych roztworów 

soli; pisze odpowiednie równania reakcji – VI.8 

• potrafi podać przykłady substancji amfiprotycznych – VI. 7, VI.8 

1 

48–49 30. Skala pH. Wskaźniki pH • wykonuje obliczenia z zastosowaniem pojęć: pH, iloczyn jonowy wody – VI.4 

• przewiduje odczyn roztworu po reakcji substancji zmieszanych w ilościach stechiometrycznych i niestechiometrycznych 

– VI.6 

• potrafi wymienić i opisać podstawowe wskaźniki pH – VI.4, VI.8 

2 

50 31. Stopień dysocjacji • wykonuje obliczenia z zastosowaniem pojęć: stała dysocjacji, stopień dysocjacji – VI.4 

• stosuje termin stopień dysocjacji dla ilościowego opisu zjawiska dysocjacji elektrolitycznej – VI.2 

1 


7 






Uczeń: 

Liczba 

godzin 

51–52 32. Równowagi w roztworach słabych elektrolitów • potrafi zapisać wyrażenie na K a i K b – VI.3, VI.4, VI.5 

• interpretuje wartości pK w , pH, K a , K b , oraz związek między wartościami K a i K b dla sprzężonej pary kwas– 

zasada – VI.3, VI.4, VI.5 

• porównuje moc elektrolitów na podstawie wartości ich stałych dysocjacji – VI.5 

• potrafi wykonywać obliczenia związane z równowagami dysocjacji, stosuje do obliczeń prawo rozcieńczeń 

Ostwalda – VI.4 

2 

53 33. Reakcje jonowe • pisze równania reakcji: zobojętniania, strącania osadów w formie cząsteczkowej oraz jonowej pełnej 

i skróconej – VI.9 

1 

54 34. Hydroliza soli • potrafi przewidywać odczyn roztworu soli – VI.6, VI.8 

• pisze równania reakcji wybranych soli z wodą w formie cząsteczkowej oraz jonowej pełnej i skróconej 

– VI.9 

1 

55–56 35. Miareczkowanie kwas–zasada • wykazuje się znajomością pojęć „punkt końcowy miareczkowania i punkt równoważnikowy” – VI.8, VI.9 

• potrafi narysować i zinterpretować przebieg krzywych miareczkowania – VI.8, VI.9 

• zna pojęcie „bufory pH”, potrafi podać przykłady i wyjaśnić mechanizm działania buforów – VI.8, VI.9 

• przewiduje odczyn roztworu po reakcji substancji zmieszanych w ilościach stechiometrycznych i niestechiometrycznych 

– VI.6 

2 

57–58 36. Równowagi w roztworach substancji trudno 

rozpuszczalnych 

• wykazuje się znajomością pojęcia „iloczynu rozpuszczalności” – VI.3, VI.4 

• zapisuje wyrażenia na iloczyny rozpuszczalności (K S ) trudno rozpuszczalnych związków – VI.3, VI.4 

• potrafi powiązać iloczyn rozpuszczalności z rozpuszczalnością molową – VI.3, VI.4 

• potrafi wykonywać obliczenia związane z iloczynem rozpuszczalności i rozpuszczalnością molową oraz 

przewidzieć czy nastąpi strącenie osadu trudno rozpuszczalnego związku – VI.3, VI.4 

2 




8 




Plan wynikowy do działu Atomy, cząsteczki i stechiometria 

chemiczna 

Temat lekcji 

Wymagania podstawowe 

Uczeń: 

Wymagania ponadpodstawowe 

Uczeń: 

Pracownia 

chemiczna. Przepisy 

BHP i regulamin 

• Wymienia nazwy szkła i podstawowego sprzętu laboratoryjnego oraz określa 

jego przeznaczenie 

• wymienia i stosuje zasady bezpiecznej pracy w szkolnej pracowni chemicznej 

• odszukuje w kartach charakterystyk substancji informacje na temat zagrożeń 

związanych ze stosowaniem podstawowych odczynników 

• przedstawia przebieg doświadczenia za pomocą schematycznego rysunku 

i formułuje wnioski 


• zna i stosuje zasady BHP w laboratorium wraz z regułami udzielania pierwszej pomocy 

• wykorzystuje tekst o tematyce chemicznej i przygotowane przez nauczyciela 

odczynniki (sprzęt) w celu formułowania problemów badawczych, weryfikacji 

postawionych hipotez oraz wykonuje pod kierunkiem nauczyciela doświadczenie 

chemiczne lub planuje krok po kroku przebieg doświadczenia chemicznego 

z wykorzystaniem literatury przedmiotu, zasobów internetu oraz metodologii 

badawczej, krytycznie analizuje uzyskane informacje, a następnie samodzielnie 

przygotowuje listę odczynników (sprzęt laboratoryjny) oraz procedurę 

wykonania doświadczenia 

• dokumentuje przebieg doświadczenia z użyciem narzędzi informatycznych oraz 

prezentuje uzyskane wyniki na forum grupy lub klasy 

• wyjaśnia, posługując się terminologią chemiczną, wiedzą z różnych źródeł 

informacji i kartami charakterystyk substancji, jaki jest mechanizm szkodliwego 

działania substancji 

1. Liczba atomowa 

i liczba 

masowa 

• wyszczególnia jądro i elektrony jako składniki atomu 

• na podstawie liczby atomowej i masowej określa liczbę cząstek elementarnych 

wchodzących w skład atomu danego pierwiastka 

• wskazuje w zbiorze nuklidów te, które są izotopami, izotonami i izobarami 

• potrafi określić przez kogo, kiedy i w jaki sposób zostały odkryte neutrony, elektrony 

i protony 

• potrafi wymienić techniki badawcze, za pomocą których można obrazować 

powierzchnię próbki ze zdolnością rozdzielczą na poziomie atomowym 

• przedstawia kwarkową budowę protonu i neutronu oraz wyjaśnia, na czym 

polega ich wzajemna przemiana 

2. Masa atomowa 

i masa cząsteczkowa 

• definiuje jednostkę masy atomowej 

• definiuje pojęcia: masa atomowa i masa cząsteczkowa 

• objaśnia pojęcie izotopu i nuklidu 

• na podstawie danych zawartych w układzie okresowym określa masy atomowe 

pierwiastków oraz oblicza masy cząsteczkowe 

• oblicza średnią masę atomową pierwiastka jako średnią ważoną z zawartości 

procentowej poszczególnych izotopów 

• oblicza procentowy skład izotopowy pierwiastków, mając do dyspozycji średnią 

masę atomową pierwiastka 

• przelicza masy atomowe i cząsteczkowe na masy w gramach i odwrotnie 

• wymienia pierwiastki składające się z takich samych nuklidów 

• wyjaśnia, dlaczego właściwości pierwiastków nie zmieniają się okresowo wraz 

ze wzrostem masy atomowej, ale zmieniają się wraz ze wzrostem liczby 

atomowej, mając do dyspozycji masy atomowe wszystkich pierwiastków oraz 

informacje na temat historii powstawania układu okresowego 


9 




Temat lekcji 

3. Mol i masa 

molowa 

4. Wyznaczanie 

wzoru związku 

chemicznego 

5. Molowa 

interpretacja 

równania reakcji 

chemicznej 


Uczeń: 

• definiuje pojęcia: mol, masa molowa i liczba Avogadra 

• korzystając z układu okresowego, podaje wartości mas molowych pierwiastków 

• na podstawie wzoru chemicznego oblicza wartości mas molowych związków 

chemicznych oraz pierwiastków występujących pod postacią cząsteczek 

• podaje treść prawa Avogadra 

• wyjaśnia pojęcie: objętość molowa gazów 

• wykonuje proste obliczenia związane z pojęciami: mol, masa molowa, objętość 

molowa gazów w warunkach normalnych 

• korzysta z wartości gęstości i oblicza masy molowe gazów – głównych 

składników powietrza 

• charakteryzuje warunki normalne 

• potrafi wyjaśnić różnicę między wzorem rzeczywistym a empirycznym 

• podaje wzory sumaryczne prostych związków chemicznych 

• oblicza skład procentowy poszczególnych pierwiastków w związku chemicznym 

• na podstawie danych zawartości procentowych poszczególnych pierwiastków 

potrafi określić wzór empiryczny (elementarny) i rzeczywisty związku 

chemicznego 

• definiuje i ustala na podstawie równania reakcji stosunek molowy reagentów 

• pisze i bilansuje równania prostych reakcji chemicznych 

• wykonuje proste obliczenia dotyczące stosunku masowego reagentów 

• na podstawie równania reakcji ustala stosunek objętościowy gazowych 

reagentów 

• definiuje pojecie stosunku stechiometrycznego i niestechio metrycznego 


Uczeń: 

• swobodnie operuje pojęciem mola, masy molowej i objętości molowej oraz 

wykonuje obliczenia dotyczące tych pojęć 

• stosuje w obliczeniach chemicznych równanie Clapeyrona 

• porównuje gęstości różnych gazów na podstawie znajomości ich mas molowych 

• oblicza masy molowe hydratów, wodorosoli, hydroksosoli, mając do dyspozycji 

wzór sumaryczny lub nazwę systematyczną związku 

• wyjaśnia własnymi słowami, jakie wnioski wynikają z analizy treści prawa 

Avogadra 

• oblicza (szacuje) zawartości procentowe wody w szeregu hydratów, mając do 

dyspozycji nazwy / wzory hydratów (masy molowe soli bezwodnych / hydratów) 

• oblicza (szacuje) średnią masę molową powietrza (mając do dyspozycji informacje 

na temat zawartości procentowej poszczególnych gazów w powietrzu) i na tej 

podstawie przewiduje, który z gazów będzie cięższy / lżejszy od powietrza. 

Wykorzystuje tę wiadomość do określenia sposobu zbierania gazów 

• potrafi odszukać w dostępnych źródłach informacji plan i sposób 

przeprowadzenia doświadczenia mającego na celu wyznaczenie liczby Avogadra 

i krótko omówić ten plan 

• potrafi określić wzór rzeczywisty na podstawie wzoru elementarnego i gęstości 

par substancji (bezwzględnej i względnej) 

• ustala empiryczny i rzeczywisty wzór związku chemicznego na podstawie 

wyników analizy spaleniowej 

• potrafi wymienić oraz opisać, na czym polegają metody wyznaczania wzorów 

substancji 

• oblicza na podstawie podanego stosunku masowego reagentów, masę 

powstającego produktu w przypadku, gdy jeden z substratów znajduje się 

w nadmiarze 

• stosuje w obliczeniach objętość molową gazów w warunkach normalnych, np. 

ustala objętość tlenu potrzebną do spalenia podanej ilości węglowodoru 

• ustala skład mieszaniny otrzymanej w wyniku reakcji niestechiometrycznych ilości 

dwóch gazów 

• wyjaśnia pojęcie wydajności reakcji oraz wykonuje obliczenia z nią związane 

• wyjaśnia, dlaczego objętości reagujących gazów i gazowych produktów reakcji 

mierzone w tych samych warunkach pozostają w stosunku niewielkich liczb 

całkowitych 

• wyjaśnia różnicę między gazem doskonałym a rzeczywistym 


10 




Temat lekcji 

6. Rodzaje 

promieniowania 

jądrowego 

7. Czas połowicznego 

rozpadu i aktywność 


8. Sztuczne reakcje 

jądrowe 


Uczeń: 

• definiuje pojęcia: nuklid i radionuklid 

• wymienia czynniki wpływające na trwałość jąder 

• wymienia rodzaje przemian jądrowych 

• opisuje budowę cząstki a i b 

• podaje przykłady nuklidów promieniotwórczych 

• wyjaśnia, na czym polega zjawisko promieniotwórczości naturalnej i sztucznej 

• pisze równania reakcji prostych przemian jądrowych, np. emisji cząstek a 

• definiuje okres połowicznego rozpadu 

• wskazuje w układzie okresowym pierwiastki promieniotwórcze 

• przedstawia zasady prawidłowego zapisu reakcji jądrowych 

• tłumaczy szkodliwość promieniowania jonizującego 

• podaje przykłady zastosowania radioizotopów 

• na podstawie okresu połowicznego rozpadu porównuje trwałość izotopów 

promieniotwórczych 

• na podstawie pełnego zapisu przemiany jądrowej podaje jej zapis skrócony 

i odwrotnie 

• wymienia nazwy szeregów promieniotwórczych występujących w przyrodzie 

• przedstawia zmianę wartości stosunku liczby neutronów do liczby protonów 

ze wzrostem Z 

• objaśnia, na czym polega tzw. wychwyt K 

• na podstawie znajomości początkowego i końcowego nuklidu, tworzącego dany 

szereg promieniotwórczy, podaje liczbę przemian a i b występujących w tym 

szeregu 

• wyjaśnia, jakie warunki muszą być spełnione, aby przebiegły sztuczne przemiany 

jądrowe 

• tłumaczy różnicę między izotopem a nuklidem 

• definiuje siły jądrowe 

• wymienia rodzaje przemian b 

• stosuje zasady prawidłowego zapisu równań reakcji jądrowych do przewidywania 

produktów reakcji rozpadu promieniotwórczego 


Uczeń: 

• określa właściwości promieniowania a, b i g 

• wyjaśnia przyczynę różnicy między wartością masy atomowej a sumą mas swobodnych 

nukleonów i elektronów w atomie 

• porównuje właściwości promieniowania Roentgena z promieniowaniem jądrowym 

• opisuje wpływ składu jądra na jego trwałość 

• definiuje termin: defekt masy 

• podaje przykłady naturalnych przemian jądrowych oraz omawia historię ich 

odkrycia 

• określa, wykorzystując dane odczytane z naturalnych szeregów 

promieniotwórczych, jakim przemianom ulegają izotopy poszczególnych 

pierwiastków (z uwzględnieniem przemian równoległych i następczych) i układa 

równania przemian 

• określa położenie w układzie okresowym produktów emisji promieniowania a lub 

b z jąder podanego radioizotopu 

• na podstawie znajomości okresu połowicznego rozpadu t 1/2 danego nuklidu 

konstruuje zależność masy (liczby atomów) radioizotopu w funkcji czasu 

• na podstawie wartości okresu połowicznego rozpadu t 1/2 szacuje czas, po którym 

określona liczba jąder pierwiastka promieniotwórczego ulegnie rozpadowi 

• opisuje metodę znakowania izotopowego i jej zastosowanie w nauce 

• opisuje zasadę datowania metodą zegara archeologicznego 

• omawia wpływ promieniowania jądrowego na żyjące organizmy 

• wskazuje różnice w przenikaniu przez materiały promieniowania a, b i g 

• tłumaczy pojęcie szeregu promieniotwórczego i omawia je na przykładzie szeregu 

uranowo-radowego 

• omawia regułę przesunięć Soddy’ego i Fajansa i stosuje ją przy przewidywaniu 

produktów przemian promieniotwórczych 

• analizuje zasadę dzialania reaktora jądrowego i bomby atomowej 

• na podstawie wartości liczby masowej danego nuklidu przyporządkowuje go do 

określonego szeregu promieniotwórczego 

• podaje i definiuje jednostki dawki napromieniowania i równoważnika dawki 

napromieniowania 

• prezentuje związek między wartością liczby atomowej a typem przemiany, jakiej 

ulega jądro 

• prowadzi obliczenia dotyczące okresu połowicznego rozpadu, odczytując 

i analizując dane zawarte na podanym wykresie 

• przedstawia sposoby otrzymywania radionuklidów (promieniotwórczość 

sztuczna) i zapisuje odpowiednie równania reakcji jądrowych 


11 




Przedmiotowe zasady oceniania – wymagania na poszczególne 

oceny szkolne do działu Atomy, cząsteczki i stechiometria 

chemiczna 

Temat lekcji 

Pracownia 

chemiczna. Przepisy 

BHP i regulamin 

ocena dopuszczająca 

[1] 

• Wymienia nazwy szkła 

i podstawowego sprzętu 

laboratoryjnego 

• wymienia zasady bezpiecznej 

pracy w szkolnej pracowni 

chemicznej (w tym ogrzewania 

zawartości probówki 

w płomieniu palnika) i je stosuje 

• wymienia, jakie informacje 

można uzyskać, mając do 

dyspozycji karty charakterystyk 

substancji 


Uczeń: 

ocena dostateczna 

[1 + 2] 

• określa przeznaczenie szkła 

i podstawowego sprzętu 

laboratoryjnego 

• odszukuje w kartach 

charakterystyk substancji 

informacje na temat zagrożeń 

związanych ze stosowaniem 

podstawowych odczynników 

• bezpiecznie posługuje 

się podstawowym 

sprzętem laboratoryjnym 

i odczynnikami chemicznymi 

• przedstawia przebieg 

doświadczenia za pomocą 

schematycznego rysunku 

i formułuje wnioski 

ocena dobra 

[1 + 2 + 3] 

• zna i stosuje zasady BHP 

w laboratorium wraz z regułami 

udzielania pierwszej pomocy 

• odszukuje w karcie 

charakterystyk substancji 

informacje na temat wpływu 

podanego odczynnika 

chemicznego na organizm 



Uczeń: 

ocena bardzo dobra 

[1 + 2 + 3 + 4] 

• wykorzystuje tekst 

o tematyce chemicznej (np. 

karty pracy) i przygotowane 

przez nauczyciela odczynniki 

(sprzęt) w celu formułowania 

problemów badawczych, 

weryfikacji postawionych 

hipotez oraz wykonuje pod 

kierunkiem nauczyciela 

doświadczenie chemiczne 

(zgodnie z zasadami BHP) 

• dokumentuje przebieg 

doświadczenia z użyciem 

narzędzi informatycznych 

oraz prezentuje uzyskane 

wyniki na forum grupy lub 

klasy 

ocena celująca 

[1 + 2 + 3 + 4 + 5] 

• planuje krok po kroku 

przebieg doświadczenia 

chemicznego 

z wykorzystaniem literatury 

przedmiotu, zasobów 

internetu oraz metodologii 

badawczej, krytycznie 

analizuje uzyskane 

informacje, a następnie 

samodzielnie przygotowuje 

listę odczynników (sprzęt 

laboratoryjny) oraz procedurę 

wykonania doświadczenia 

• wyjaśnia, posługując się 

terminologią chemiczną, 

wiedzą z różnych źródeł 

informacji i kartami 

charakterystyk substancji, jaki 

jest mechanizm szkodliwego 

działania substancji 

1. Liczba atomowa 

i liczba masowa 

• wyszczególnia jądro 

i elektrony jako składniki 

atomu 

• definiuje pojęcia: 

proton, neutron, elektron, 

atom 

• opisuje różnice między 

protonem a neutronem 

• na podstawie znajomości liczb 

Z i A wymienia liczbę cząstek 

elementarnych wchodzących 

w skład atomu danego 

pierwiastka 

• wskazuje w zbiorze nuklidów 

te, które są izotopami, 

izotonami, izobarami, 

mając do dyspozycji tekst 

o tematyce chemicznej 

(w szczególności definicje 

izotonów, izobarów) 

• potrafi określić przez kogo 

i kiedy zostały odkryte 

neutrony, elektrony i protony 

• potrafi wymienić techniki 

badawcze, za pomocą 

których można obrazować 

• potrafi opisać, w jaki sposób 

zostały odkryte protony, 

elektrony i neutrony 

• przedstawia kwarkową 

budowę protonu i neutronu 

oraz wyjaśnia, na czym polega 

ich wzajemna przemiana 


12 




Temat lekcji 

2. Masa 

atomowa i masa 

cząsteczkowa 

3. Mol i masa 

molowa 


[1] 

• objaśnia pojęcie izotopu 

i nuklidu 

• definiuje pojęcie nukleonu 

• objaśnia, czym są liczba 

atomowa i liczba masowa 


Uczeń: 


[1 + 2] 

• wymienia izotopy wodoru 

i opisuje ich budowę 

• definiuje jednostkę masy 

atomowej 

• definiuje pojęcia: 

masa atomowa i masa 

cząsteczkowa 

• na podstawie danych 

zawartych w układzie 

okresowym określa masy 

atomowe pierwiastków oraz 

oblicza masy cząsteczkowe 

• oblicza średnią masę 

atomową pierwiastka jako 

średnią ważoną z zawartości 

procentowej poszczególnych 

izotopów 

• oblicza procentowy skład 

izotopowy pierwiastków, 

mając do dyspozycji średnią 

masę atomową pierwiastka 

• definiuje pojęcia: mol i masa 

molowa 

• korzystając z układu 

okresowego, podaje wartości 

mas molowych pierwiastków 

• na podstawie wzoru 

chemicznego oblicza 

wartości mas molowych 

związków chemicznych oraz 

pierwiastków występujących 

pod postacią cząsteczek 


• wyjaśnia pojęcie: objętość 

molowa gazów 

• wykonuje proste obliczenia 

związane z pojęciami: mol, 

masa molowa, objętość 

molowa gazów w warunkach 

normalnych 

• wyjaśnia pojęcie: liczba 

Avogadra oraz wiąże mol 

z liczbą cząstek zawartych 

w podanej ilości substancji 


ocena dobra 

[1 + 2 + 3] 

• opisuje budowę 

atomów pierwiastków 

rozpoczynających 

i kończących dany szereg 

promieniotwórczy, mając 

do dyspozycji szeregi 

promieniotwórcze 


Uczeń: 


[1 + 2 + 3 + 4] 

• powierzchnię próbki ze 

zdolnością rozdzielczą na 

poziomie atomowym 


[1 + 2 + 3 + 4 + 5] 

• przelicza masy atomowe 

i cząsteczkowe na masy 

w gramach i odwrotnie 

• wykonuje obliczenia związane 

z pojęciami: masa atomowa, 

masa cząsteczkowa, liczba 

atomowa, liczba masowa, 

jednostka masy atomowej 

(o większym stopniu 

trudności) 

• potrafi wymienić pierwiastki 

składające się z takich samych 

nuklidów 

• wyjaśnia, dlaczego 

właściwości pierwiastków nie 

zmieniają się okresowo wraz 

ze wzrostem masy atomowej, 

ale zmieniają się wraz ze 

wzrostem liczby atomowej, 

mając do dyspozycji masy 

atomowe wszystkich 

pierwiastków oraz informacje 

na temat historii powstawania 

układu okresowego 

• swobodnie operuje pojęciami 

mola, masy molowej 

i objętości molowej 

• stosuje w obliczeniach 

chemicznych równanie 

Clapeyrona 

• wyjaśnia pojęcie wydajności 

reakcji 

• wyjaśnia własnymi słowami, 

jakie wnioski wynikają 

z analizy treści prawa 

Avogadra 

• porównuje gęstości różnych 

gazów na podstawie 

znajomości ich mas molowych 

• wykonuje obliczenia 

dotyczące mola, masy 

molowej i objętości molowej 

o podwyższonym stopniu 

trudności 

• oblicza średnią masę 

molową powietrza (mając do 

dyspozycji informacje 

• znając masę molową gazu 

oraz średnią masę molową 

powietrza, proponuje sposób 

zbierania wydzielającego się 

gazu 

• potrafi zaplanować 

i przeprowadzić 

doświadczenie mające 

na celu wyznaczenie 

liczby Avogadra 


13 




Temat lekcji 

4. Wyznaczanie 

wzoru związku 

chemicznego 

5. Molowa 

interpretacja 

równania reakcji 

chemicznej 


[1] 

• korzysta z wartości gęstości 

i oblicza masy molowe 

gazów – głównych składników 

powietrza 


Uczeń: 


[1 + 2] 

• charakteryzuje warunki 

normalne 

• oblicza masy molowe 

hydratów, wodorosoli, 

hydroksosoli, mając 

do dyspozycji wzór 

sumaryczny lub nazwę 

systematyczną związku 

• potrafi wyjaśnić różnicę 

między wzorem rzeczywistym 

a empirycznym 

• formułuje prawo stałości 

składu związku chemicznego 

• podaje wzory sumaryczne 

prostych związków 

chemicznych 

• oblicza skład procentowy 

poszczególnych pierwiastków 

w związku chemicznym 

• na podstawie danych 

zawartości procentowych 

poszczególnych pierwiastków 

potrafi określić wzór 

empiryczny (elementarny) 

i rzeczywisty związku 

chemicznego 

• zapisuje równania 

najprostszych reakcji 

chemicznych na podstawie 

słownego lub graficznego 

opisu 

• definiuje stosunek molowy 

reagentów 

• na podstawie równania reakcji 

ustala stosunek masowy 

reagentów 

• pisze i bilansuje równania 

prostych reakcji chemicznych 

• wykonuje proste obliczenia 

dotyczące stosunku 

masowego reagentów 

i wzorów związków 

chemicznych 

• interpretuje równania reakcji 

w ujęciu molowym 

• oblicza ilość substancji, która 

przereaguje z podaną ilością 

reagentu 

• ustala masę produktu 

otrzymanego w reakcji 

podanych ilości substratów 

ocena dobra 

[1 + 2 + 3] 

• oblicza zawartości 

procentowe wody w szeregu 

hydratów, mając 

do dyspozycji nazwy / wzory 

hydratów (masy molowe) 


Uczeń: 


[1 + 2 + 3 + 4] 

na temat zawartości procentowej 

poszczególnych gazów 

w powietrzu) i na tej 

podstawie przewiduje, który 

z gazów będzie cięższy / lżejszy 

od powietrza 


[1 + 2 + 3 + 4 + 5] 

• potrafi określić wzór 

rzeczywisty na podstawie 

wzoru elementarnego 

i gęstości par substancji 

(bezwzględnej i względnej) 

• ustala empiryczny 

i rzeczywisty wzór związku 

chemicznego, mając do 

dyspozycji wyniki analizy 

spaleniowej (masę CO 2 i masę 

H 2 O) 

• potrafi wymienić metody 

wyznaczania wzorów 

substancji 

• potrafi wyjaśnić, 

na czym polegają metody 

wyznaczania wzorów 

substancji 

• ustala empiryczny 

i rzeczywisty wzór związku 

chemicznego na podstawie 

wyników analizy spaleniowej 

• rozwiązuje zadania 

wieloetapowe poprzedzone 

informacją wprowadzającą 

• oblicza, korzystając 

z podanego stosunku 

masowego reagentów, masę 

powstającego produktu 

w przypadku, gdy jeden 

z substratów znajduje się 

w nadmiarze 

• stosuje w obliczeniach 

objętość molową gazów 

w warunkach normalnych, 

np. ustala objętość tlenu 

potrzebną do spalenia 

podanej ilości węglowodoru 

• ustala skład mieszaniny 

otrzymanej w wyniku reakcji 

niestechiometrycznych ilości 

np. dwóch gazów 

• wyjaśnia, dlaczego objętości 

reagujących gazów 

i gazowych produktów 

reakcji mierzone w tych 

samych warunkach pozostają 

w stosunku niewielkich liczb 

całkowitych 


stechiometryczne dotyczące 

mas molowych, objętości 

molowych, liczby cząsteczek 

oraz niestechiometrycznych 

ilości substratów i produktów 

(o znacznym stopniu 

trudności) 

• wyjaśnia różnicę między 

gazem doskonałym 

a rzeczywistym 


stechiometryczne 

o podwyższonym 

stopniu trudności (w tym 

z zastosowaniem równania 

Clapeyrona) 


14 




Temat lekcji 

6. Rodzaje 

promieniowania 

jądrowego 

7. Czas 

połowicznego 

rozpadu 

i aktywność 



[1] 


Uczeń: 


[1 + 2] 

• na podstawie równania 

reakcji ustala stosunek 

objętościowy gazowych 

reagentów 

• oblicza stosunek masowy 

reagentów na podstawie 

stosunku molowego 

• definiuje pojecie stosunku 

stechiometrycznego 

i niestechio metrycznego 

• definiuje pojęcia: nuklid 

i radionuklid 

• wymienia czynniki 

wpływające na trwałość 

jąder 

• wymienia rodzaje przemian 

jądrowych 

• opisuje budowę cząstek a i b 

• wymienia rodzaje 

promieniowania jądrowego 

i definiuje je 

• podaje przykłady nuklidów 


• wyjaśnia, na czym 

polega zjawisko 

promieniotwórczości 

naturalnej i sztucznej 

• pisze równania reakcji 

prostych przemian 

jądrowych, np. emisji 

cząstek a 

• definiuje czas połowicznego 

rozpadu 

• wskazuje w układzie 

okresowym pierwiastki 

promieniotwórcze 

• przedstawia zasady 

prawidłowego zapisu reakcji 

jądrowych 

• tłumaczy szkodliwość 

promieniowania jonizującego 

• podaje przykłady 

zastosowania radioizotopów 

• na podstawie czasu 

połowicznego 

rozpadu porównuje 

trwałość izotopów 


• na podstawie pełnego 

zapisu przemiany jądrowej 

podaje jej zapis skrócony 

i odwrotnie 

ocena dobra 

[1 + 2 + 3] 


Uczeń: 


[1 + 2 + 3 + 4] 


związane z wydajnością 

reakcji chemicznych 


[1 + 2 + 3 + 4 + 5] 

• określa właściwości 

promieniowania a, b i g 

• wyjaśnia przyczynę różnicy 

między wartością masy 

atomowej a sumą mas 

swobodnych nukleonów 

i elektronów w atomie 

• objaśnia, na czym polega 

tzw. wychwyt K 

• porównuje właściwości 

promieniowania Roentgena 

z promieniowaniem 

jądrowym 

• opisuje wpływ składu jądra 

na jego trwałość 

• podaje przykłady 

naturalnych przemian 

jądrowych oraz omawia 

historię ich odkrycia 

• określa, wykorzystując 

dane odczytane 

z naturalnych szeregów 

promieniotwórczych, 

jakim przemianom ulegają 

izotopy poszczególnych 

pierwiastków 

(z uwzględnieniem reakcji 

równoległych i następczych) 

i układa równania przemian 

• określa położenie w układzie 

okresowym produktów 

emisji promieniowania 

a lub b z jąder podanego 

radioizotopu 

• na podstawie znajomości 

czasu połowicznego rozpadu 

danego nuklidu konstruuje 

zależność masy (liczby 

atomów) radioizotopu 

w funkcji czasu 

• wskazuje różnice 

w przenikaniu przez 

materiały promieniowania 

a, b i g 

• opisuje metodę znakowania 

izotopowego i jej 

zastosowanie w nauce 

• tłumaczy pojęcie szeregu 

promieniotwórczego 

i omawia je na przykładzie 

szeregu uranowo-radowego 

• podaje główne źródło ciepła 

skorupy ziemskiej 

• przedstawia źródła 

promieniowania jądrowego 

w naszym otoczeniu 

• wymienia detektory 

promieniowania jadrowego 

• objaśnia, na jakiej zasadzie 

działają czujniki dymu 

i grubościomierze 


15 




Temat lekcji 

8. Sztuczne reakcje 

jądrowe 


[1] 


Uczeń: 


[1 + 2] 

• definiuje termin: defekt masy 

• wymienia nazwy szeregów 


występujących w przyrodzie 

• przedstawia zmianę wartości 

stosunku liczby neutronów 

do liczby protonów 

ze wzrostem Z 

• na podstawie znajomości 

początkowego i końcowego 

nuklidu, tworzącego dany 

szereg promieniotwórczy, 

podaje liczbę przemian a i b 

występujących w tym szeregu 

ocena dobra 

[1 + 2 + 3] 

• opisuje zasadę datowania 

metodą zegara 

archeologicznego 

• na podstawie wartości 

czasu połowicznego 

rozpadu szacuje czas, 

po którym określona 

liczba jąder pierwiastka 

promieniotwórczego ulegnie 

rozpadowi 

• omawia wpływ 

promieniowania jądrowego na 

żyjące organizmy 


Uczeń: 


[1 + 2 + 3 + 4] 

• omawia regułę przesunięć 

Soddy’ego i Fajansa- i stosuje 

ją przy przewidywaniu 

produktów przemian 


• przedstawia wkład Marii 

Skłodowskiej-Curie i Piotra 

Curie w rozwój wiedzy na 

temat budowy materii 


[1 + 2 + 3 + 4 + 5] 

• tłumaczy sposób wykrywania 

zmian nowotworowych 

metodami radioizotopowymi 

• wyjaśnia przebieg reakcji 

łańcuchowej 

• analizuje zasadę dzialania 

reaktora jądrowego i bomby 

atomowej 

• na podstawie wartości 

liczby masowej danego 

nuklidu przyporządkowuje 

go do określonego szeregu 


• wyjaśnia, jakie warunki muszą 

być spełnione, aby przebiegły 

sztuczne przemiany jądrowe 

• wymienia rodzaje przemian b 

• stosuje zasady prawidłowego 

zapisu równań reakcji 

jądrowych do przewidywania 

produktów reakcji rozpadu 


• znając wartość t 1/2 danego 

nuklidu, oblicza zmianę 

jego masy (liczby atomów) 

w określonym czasie 

• prezentuje związek między 

wartością liczby atomowej 

a typem przemiany, jakiej 

ulega jądro 

• wymienia pierwiastki 

o największej masie, które 

mają trwałe izotopy 

• przedstawia sposoby 

otrzymywania radionuklidów 

(promieniotwórczość 

sztuczna) i zapisuje 

odpowiednie równania reakcji 

jądrowych 

• przedstawia założenia 

powłokowego modelu 

budowy jądra atomowego 

• opisuje założenia Modelu 

Standardowego 

• podaje produkty powstające 

podczas zderzeń atomów 14 N 

z neutronami w atmosferze 

Ziemi 

• wyjaśnia pochodzenie jednej 

z anomalii układu okresowego 

(Ar – K) 

• podaje i definiuje jednostki 

dawki napromieniowania 

i równoważnika dawki 

napromieniowania 


16 




WSKAZÓWKI METODYCZNE 

DZIAŁ ATOMY, CZĄSTECZKI I STECHIOMETRIA CHEMICZNA 

Rozdział 1.3. Mol jako jednostka liczności materii. Mol, masa molowa, objętość molowa 

Cele lekcji 

• Pokazujemy młodzieży, że dzięki wykorzystaniu liczby Avogadra i definicji mola przechodzimy od określenia mas pojedynczego 

atomu i cząsteczki do mas mola atomów i mola cząsteczek. 

• Pokazujemy młodzieży, w jaki sposób można wykorzystać w praktyce równanie Clapeyrona. 

Wprowadzenie i stworzenie sytuacji problemowej 

Materia jest zbudowana m.in. z atomów, cząsteczek, jonów. Aby powiedzieć, że mamy do czynienia z 1 molem atomów, 

cząsteczek lub jonów, musimy rozważyć zbiór atomów, cząsteczek lub jonów zawierający 6,02 · 10 23 elementów (liczba 

6,02 · 10 23 to przybliżona wartość tzw. liczby Avogadra). I tu pojawia się największy problem początkujących chemików: jaką 

masę ma 1 mol atomów lub cząsteczek? 

W szkole podstawowej młodzież poznała budowę pojedynczego atomu oraz budowę pojedynczej cząsteczki (zawierającej 

atomy połączone wiązaniami kowalencyjnymi), np. pojedynczej cząsteczki H 2 O zbudowanej z jednego atomu tlenu 

i dwóch atomów wodoru). Masa pojedynczego atomu jest wyrażana w jednostkach masy atomowej (u), natomiast masę 

pojedynczej cząsteczki obliczamy, sumując masy atomowe poszczególnych atomów wchodzących w jej skład (do tego jest 

potrzebny oczywiście wzór sumaryczny cząsteczki). W ten sposób, korzystając z układu okresowego, uczniowie uzyskiwali 

informacje na temat mas atomów i cząsteczek, np. masa atomowa jednego atomu magnezu wynosi 24 u, masa jednej 

cząsteczki wody 18 u. Uczniowie bardziej zainteresowani chemią mogą znaleźć zależność, która pozwoli przeliczyć im 

masę dowolnego pojedynczego atomu lub cząsteczki na masę wyrażoną w gramach (zależność ta jest podana w Tablicach 

chemicznych): 

1 u = 0,166 · 10 –23 g 

Skorzystanie z proporcji pozwala obliczyć masę pojedynczego atomu magnezu: 

oraz masę pojedynczej cząsteczki H 2 O: 

m(Mg) = 24 u = 24 · 0,166 · 10 –23 g = 3,98 · 10 –23 g 

m(H 2 O) = 18 u = 18 · 0,166 · 10 –23 g = 2,99 · 10 –23 g 

Przy użyciu zależności 1 u = 0,166 · 10 –23 g wyrażamy więc masę dowolnego atomu lub cząsteczki w gramach – jednostkach 

masy używanych przez nas codziennie. Czy w życiu codziennym możemy jednak odważyć masę równą 3,98 · 10 –23 g 

(masa jednego atomu magnezu) lub masę równą 2,99 · 10 –23 g (masa jednej cząsteczki H 2 O)? Czy możemy odważyć masę 

równą masie dowolnego atomu bądź cząsteczki? Czy za pomocą wagi będziemy mogli odważyć tuzin atomów lub cząsteczek 

(czyli 12 atomów magnezu lub 12 cząsteczek wody)? A może 1000 atomów (cząsteczek) lub milion atomów (cząsteczek)? 

Zadanie takie będziemy mogli wykonać dopiero wtedy, gdy zostaniemy poproszeni o odważenie dużo większej liczby atomów 

lub cząsteczek, np. 1 mola atomów magnezu lub 1 mola cząsteczek wody, który zawiera odpowiednio ok. 

6,02 · 10 23 atomów Mg i 6,02 · 10 23 cząsteczek wody. Udowodnijmy to, ponownie korzystając z proporcji: 

1 atom Mg ma masę 3,98 · 10 –23 g 

6,02 · 10 23 atomów Mg (czyli 1 mol atomów Mg) ma masę „x” 

x = 24 g 

1 cząsteczka H 2 O ma masę 2,99 · 10 –23 g 

6,02 · 10 23 cząsteczek H 2 O (czyli 1 mol cząsteczek wody) ma masę „y” 

y = 18 g 


17 




Mając do dyspozycji odpowiedni rodzaj wagi, odważymy 1 mol, a nawet 1 kmol (1000 moli) lub 1 mmol (jedną tysięczną 

mola) atomów magnezu (lub cząsteczek wody). Co więcej, dysponując układem okresowym, możemy teraz odczytywać nie 

tylko masy atomowe pojedynczych atomów i obliczać masy cząsteczkowe pojedynczych cząsteczek wyrażone w jednostkach 

masy atomowej (u). Potrafimy teraz odczytać masę 1 mola atomów magnezu równą 24 gramy (liczbowo równa masie atomowej) 

oraz obliczyć masę 1 mola cząsteczek wody równą 18 gramów (liczbowo równa masie 1 cząsteczki wody). 

Być może, obliczając masę 1 mola, 0,5 mola, 0,025 mola cząsteczek tlenu młodzież zastanowi się, jak można odważyć odpowiednio 

32 g, 16 g, 0,8 g tlenu w temperaturze pokojowej i pod ciśnieniem zewnętrznym (np. ciśnieniem atmosferycznym), 

czyli tlenu w gazowym stanie skupienia? A może jest inny, bardziej praktyczny, sposób na odmierzenie 1 mola cząsteczek 

tlenu (a zatem także 32 gramów tlenu)? 

Aby rozstrzygnąć ten problem, przeanalizujmy równanie stanu gazu doskonałego (równanie Clapeyrona), w którym 

powiązane są ze sobą: ciśnienie (ang. pressure, p, Pa lub hPa), objętość zbiornika (ang. volume, V, m 3 lub dm 3 ) oraz liczba 

moli n – (ang. number of moles, n, mol) i temperatura absolutna (ang. Temperature, T, K): 

p · V = n · R · T 

w którym R oznacza uniwersalną stałą gazową R = 8,314 J/(mol · K) = 83,1 hPa · dm 3 /(mol · K). Z równania tego wynika, 

że jeśli określimy warunki poprzez podanie wartości ciśnienia i temperatury (czyli wielkości te będą stałe) oraz znamy liczbę 

moli gazu, to objętość gazu będzie wynosić: 

n · R · T 

V = 

p 

Masę 1 mola cząsteczek gazowego tlenu (równą 32 gramy) można więc odmierzyć za pomocą cylindra miarowego. Musimy 

jednak wcześniej obliczyć, jaką objętość zajmuje określona liczba moli cząsteczek tlenu w rozważanych (określonych) warunkach 

ciśnienia i temperatury. 

Sposób realizacji 

Lekcję możemy rozpocząć od przybliżenia młodzieży sylwetki Amadeo Avogadro. Następnie, wykorzystując dyskusję, dialog, 

pogadankę, stwarzamy sytuację problemową – stawiamy szereg pytań sformułowanych wyżej. W trakcie dyskusji młodzież 

powinna zrozumieć różnicę pomiędzy masą pojedynczego atomu, pojedynczej cząsteczki oraz masą mola atomów, 

cząsteczek. Następnie wprowadzamy równanie Clapeyrona i wspólnie z młodzieżą ustalamy, w jakich sytuacjach może być 

ono wykorzystane (w równaniu występują 4 zmienne i uniwersalna stała gazowa, przy okazji możemy również określić założenia 

modelu, w ramach którego wprowadziliśmy równanie Clapeyrona). Stawiamy pytanie: jaką objętość w warunkach 

normalnych zajmuje 1 mol gazu? Po jego rozwiązaniu, wypełniamy kartę pracy: Karta pracy 1. Mol, masa molowa, objętość 

molowa – część zadań z karty pracy młodzież może wykonać w domu. Na kolejnej lekcji przechodzimy do nowego tematu 

– Wyznaczanie wzoru związku chemicznego – wykonujemy Kartę pracy 2. Wyznaczanie wzoru związku chemicznego. 

Rozdział 1.5. Molowa interpretacja równania reakcji chemicznej 

Cel lekcji 

Pokazujemy młodzieży, jak odczytywać stosunki molowe, masowe, objętościowe dla reakcji chemicznej przebiegającej w fazie 

gazowej z założoną wydajnością. 


Zacznijmy od reakcji syntezy amoniaku (NH 3 ) z pierwiastków (azotu i wodoru, odpowiednio: N 2 , H 2 ) w fazie gazowej: 

N 2 (g) + 3 H 2 (g) 

2 NH 3 (g) 

Równanie to można odczytać na dwa sposoby. Pierwszy sposób jest następujący: jedna (dwuatomowa) cząsteczka azotu 

reaguje z trzema (dwuatomowymi) cząsteczkami wodoru, dając dwie (czteroatomowe) cząsteczki amoniaku. Drugi 

sposób, uwzględniający definicję mola, wygląda tak: 1 mol cząsteczek azotu reaguje z 3 molami cząsteczek wodoru, w wyniku 

czego powstają 2 mole cząsteczek amoniaku. Zwracamy uwagę, że dysponując współczynnikami stechiometrycznymi 

z równania reakcji, możemy opisać ilościowo zarówno przebieg reakcji na poziomie pojedynczych cząsteczek, jak i na poziomie 

świata znanego nam z życia codziennego. To drugie podejście będzie dla nas bardziej praktyczne, gdyż młodzież 


18 




potrafi już przeliczać liczby moli dowolnej substancji na gramy lub liczby moli gazów na objętości. Sprawdźmy tę umiejętność 

na przykładzie reakcji syntezy amoniaku w fazie gazowej. 

Zaczynamy od liczby moli cząsteczek azotu. Z równania reakcji wynika, że w reakcji uczestniczył 1 mol cząsteczek azotu 

w fazie gazowej. Możemy więc stwierdzić, że do reakcji potrzebujemy 28 g azotu lub 22,4 dm 3 azotu w warunkach normalnych. 

Teraz przejdźmy do liczby moli cząsteczek wodoru. Z równania reakcji wynika, że w reakcji uczestniczyły 3 mole 

cząsteczek wodoru w fazie gazowej. Możemy więc zauważyć, że do reakcji potrzebujemy 6 g wodoru lub 3 · 22,4 dm 3 

(67,2 dm 3 ) wodoru w warunkach normalnych. W wyniku przebiegu reakcji otrzymamy amoniak. Z równania reakcji odczytujemy, 

że w reakcji powstały 2 mole cząsteczek amoniaku w fazie gazowej, czyli 2 · 17 g (34 gramy) amoniaku lub 2 · 

22,4 dm 3 (44,8 dm 3 ) amoniaku. Podsumowujemy obliczenia oraz umieszczamy komentarze informujące, skąd biorą się 

poszczególne wielkości: 

równanie reakcji N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) 

liczby moli substratów i produktu (odczytane na podstawie 1 mol 3 mole 2 mole 

analizy równania) 

masy substratów i produktu, które odpowiadają odczytanej 28 g 6 g 34 g 

z równania liczbie moli (potrzebne są wartości masy molowej) 

spełnione jest prawo zachowania masy 

objętości substratów i produktu, które odpowiadają odczytanej 

z równania liczbie moli gazów w warunkach normalnych 

22,4 dm 3 67,2 dm 3 44,8 dm 3 

Stawiamy młodzieży następujący problem: W jakim celu wykonaliśmy powyższe zestawienie i co z niego wynika? 

Wynikają z niego następujące fakty: 

• po pierwsze, w reakcji syntezy amoniaku stosunek molowy azotu do wodoru do amoniaku wynosi 

n(N 2 ) : n(H 2 ) : n(NH 3 ) = 1 : 3 : 2 – możemy więc wziąć do reakcji 1 mol (cząsteczek) azotu i 3 mole (cząsteczek) wodoru, 

otrzymując 2 mole (cząsteczek) amoniaku, ale także możemy użyć, np. 3 mole azotu i 9 moli wodoru, uzyskując 6 moli 

amoniaku lub 0,5 mola azotu, 1,5 mola wodoru, otrzymując 1 mol amoniaku (możemy zatem operować wielokrotnościami 

liczb moli lub ułamkami liczb moli), 

• po drugie, stosunek masowy azotu do wodoru do amoniaku wynosi 

m(N 2 ) : m(H 2 ) : m(NH 3 ) = 28 : 6 : 34 – możemy więc wziąć do reakcji 28 g azotu i 6 g wodoru, otrzymując 34 g amoniaku 

lub możemy użyć, np. 7 g azotu i 1,5 g wodoru, uzyskując 8,5 g amoniaku (przez analogię także 3,5 g azotu i 0,75 g wodoru, 

uzyskując 4,25 g amoniaku), 

• po trzecie, stosunek objętościowy azotu do wodoru do amoniaku wynosi 

V(N 2 ) : V(H 2 ) : V(NH 3 ) = 22,4 : 67,2 : 44,8, czyli V(N 2 ) : V(H 2 ) : V(NH 3 ) = 1 : 3 : 2 – jeśli więc reakcja przebiega w fazie 

gazowej i zarówno substraty, jak i produkt (produkty) występują w gazowym stanie skupienia, to 

stosunek molowy = stosunek objętościowy. 

Po zauważeniu, że w gazowym stanie skupienia stosunek molowy jest równy stosunkowi objętościowemu, analizujemy treść 

prawa Gay-Lussaca, aby rozstrzygnąć, czy tak jest tylko w warunkach normalnych, czy też może w ustalonych warunkach 

ciśnienia i temperatury (przy okazji, posługując się zasobami Internetu, młodzież może przygotować krótką informację, 

o Josephie Gay-Lussacu). 

Najtrudniejsze w rozwiązywaniu zadań rachunkowych jest znalezienie odpowiednich stosunków (molowych, masowych), 

przeliczanie liczby moli na masy (lub objętości) i zapisanie proporcji (wynikających ze stosunków molowych). Podkreślamy, 

że podczas rozwiązywania zadań nie trzeba wypisywać wszystkich stosunków, wystarczy uważnie przeczytać treść zadania 

i wybrać: a) tę substancję, której liczbę moli lub masę (lub objętość) mamy podaną, b) tę substancję, której liczby moli lub 

masę (lub objętość) będziemy szukać. Dlatego zadanie rachunkowe sprowadza się do ułożenia właściwej proporcji opartej 

na stosunku molowym. 

Gdy młodzież nabierze umiejętności ilościowej interpretacji równań reakcji chemicznych, definiujemy wydajność reakcji chemicznej. 

Zauważamy, że podczas przebiegu reakcji chemicznej może dojść do sytuacji, w której nie wszystkie substraty ulegną 

przemianie w danych warunkach w produkt (produkty). W wyniku reakcji chemicznej uzyskamy wtedy mniejszą (niż przewidzianą 

na podstawie stechiometrii równania reakcji) ilość produktu. Co wtedy zrobimy? Do obliczeń dodajemy jeszcze jeden 

krok, uwzględniający, ile procent z teoretycznie możliwej liczy moli, masy, objętości reagenta uległo przemianie. 


19 




W obliczeniach uwzględnimy wtedy informację na temat wydajności reakcji chemicznej, w(%), zdefiniowanej, np. względem 

ilości (liczby moli, masy, objętości) produktu następująco: 

praktyczna 

(%) = ⋅100% 

teoretyczna 

gdzie: i praktyczna to ilość (liczba moli, masa, objętość) produktu, którą rzeczywiście otrzymano, a i teoretyczna to ilość (liczba 

moli, masa, objętość) produktu obliczona z równania reakcji. Przejdźmy teraz do przykładów. 

Z równania reakcji syntezy amoniaku, prowadzonej w fazie gazowej: 

N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) 

wynika, że 1 mol cząsteczek azotu reaguje z 3 molami cząsteczek wodoru. Teoretycznie powinniśmy otrzymać więc 2 mole 

cząsteczek amoniaku, gdyby wydajność reakcji wynosiła 100%. Jeśli wydajność reakcji syntezy amoniaku wynosi w pewnych 

warunkach 90%, wtedy w reakcji uczestniczy 90% z 1 mola cząsteczek N 2 (czyli 0,9 mola cząsteczek N 2 ), a po reakcji pozostaje 

0,1 mola N 2 oraz 90% z 3 moli cząsteczek wodoru (czyli 2,7 mola cząsteczek H 2 ), a po reakcji pozostaje 0,3 mola H 2 . 

W wyniku reakcji nie powstaną więc 2 mole cząsteczek NH 3 , lecz 90% z 2 moli NH 3 , czyli 1,8 mola NH 3 . W mieszaninie 

poreakcyjnej nie znajduje się więc wyłącznie amoniak (tak by było, gdyby wydajność reakcji wynosiła 100%), lecz także 

substraty: wodór i azot. Zestawienie tych informacji znajduje się poniżej: 

równanie reakcji N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) 

liczby moli substratów (przed reakcją) 

1 mol 3 mole 

(wydajność reakcji wynosi 100%) 

liczba moli produktu (po reakcji) 


liczby moli substratów (przed reakcją) 


liczba moli substancji (po reakcji) 


2 mole 

wniosek: otrzymaliśmy wyłącznie 2 mole NH 3 

1 mol 3 mole 

w reakcji uczestniczy 90% z podanej liczby moli 

(0,1 mola) (0,3 mola) 1,8 mola 

wniosek: uzyskaliśmy mieszaninę poreakcyjną, zawierającą 

m.in. 1,8 mola cząsteczek NH 3 


Na przykładzie reakcji otrzymywania amoniaku z pierwiastków określamy stosunki molowe, masowe, objętościowe (dla 

wydajności 100% oraz 90%). Następnie dzielimy młodzież na grupy trzyosobowe (czteroosobowe). W grupach młodzież 

rozwiązuje analogiczne zadanie dla następujących reakcji przebiegających w fazie gazowej. 

Zadanie 1. 

Określ stosunek molowy, masowy i objętościowy, mając do dyspozycji równanie reakcji przebiegającej w fazie gazowej. 

Załóż, że wydajność reakcji wynosi 100%. 

• (Grupa A) 4 NH 3 + 5 O 2 4 NO + 6 H 2 O • (Grupa B) 4 NH 3 + 3 O 2 2 N 2 + 6 H 2 O 

Zadanie 2. 

Załóż, że do reakcji użyto: a) substraty zmieszane w stosunku stechiometrycznym, b) 4 mole (cząsteczek amoniaku), a wydajność 

reakcji wynosi 50%. Ustal, jaki jest skład mieszaniny poreakcyjnej wyrażony w molach. 

Indywidualizujemy czas wykonania tych zadań, następnie sprawdzamy poprawność ich rozwiązania – przedstawiciele (lub 

liderzy) grup podają swoje propozycje. Nauczyciel koordynuje pracę grup, wspiera w rozwiązywaniu zadań. 

Alternatywna metoda – rozwiązujemy z młodzieżą karty pracy: 3. Molowa interpretacja równania reakcji chemicznej, 

4. Obliczenia stechiometryczne. Indywidualizujemy proces nauczania – możemy wybrać część zadań. Trudniejsze zadania 

zadajemy wyłącznie młodzieży chętnej do ich rozwiązywania, a szczególnie tej, która przygotowuje się do udziału w olimpiadzie 

chemicznej lub brała udział w kuratoryjnym konkursie chemicznym. 


20 


Małgorzata Chmurska 



Rozdział 1.9. Dział Atomy, cząsteczki i stechiometria chemizna – powtórzenie wiadomości 

Cel lekcji 

Pokazujemy młodzieży, w jaki sposób można szybko i efektywnie powtórzyć wiadomości i rozwijać umiejętności nabyte 

w trakcie realizacji działu. 


Rozpoczynamy od analizy szeregów promieniotwórczych. Zachęcamy, aby rozdać młodzieży fragment pewnego szeregu 

promieniotwórczego (taki jak na rysunku 1) lub przygotować kopie wybranego przez siebie fragmentu szeregu promieniotwórczego. 

Następnie młodzież, podzielona na grupy, odpowiada na pytania związanych z fragmentem szeregu (bądź 

wybranym szeregiem). Przykładowe pytania to: 

a) Określ skład jądra nuklidu rozpoczynającego fragment szeregu promieniotwórczego. 

b) Określ, w jaki sposób z nuklidu 1. uzyskamy nuklid 5. Podaj liczbę i rodzaj przemian. Zapisz schemat takich przemian. 

c) Określ skład jądra nuklidu 5. 

d) Skorzystaj z informacji zawartych na rysunku 1. Wykaż na przykładach, że zgodnie z regułą Soddy’ego–Fajansa: „W wyniku 

emisji cząstki a masa jądra ulega zmniejszeniu o cztery atomowe jednostki masy, a jego ładunek o dwa ładunki 

elementarne. W wyniku emisji cząstki b – liczba masowa macierzystego jądra nie ulega zmianie, natomiast ładunek ulega 

zwiększeniu o jeden ładunek elementarny” (Na podstawie: Andrzej A. Czerwiński, Energia jądrowa i promieniotwórczość, 

Oficyna Edukacyjna Krzysztof Pazdro, Wydanie 1.), 

e) Odszukaj w dostępnych źródłach (np. zasoby internetu) definicję reakcji równoległych i reakcji następczych. Dokonaj 

analizy definicji i na tej podstawie wskaż przemiany równoległe / następcze na rysunku 1. 

liczba masowa, A 

A + 12 

A 

1 

A + 8 

2 

B 

3 

C 

4 

D 

E 

A + 4 

5 

6 

Rysunek 1. Fragment szeregu promieniotwórczego 

A 

Z Z + 1 Z + 2 Z + 3 

liczba atomowa, Z 


Po sprawdzeniu odpowiedzi określamy warunki, w jakich przebiegają sztuczne przemiany jądrowe – przypominamy wspólnie 

sposób ich zapisu. Następnie rozwiązujemy karty pracy 5 i 6 dotyczące powtórzenia wiadomości. Indywidualizujemy proces 

nauczania – jedna z kart może stanowić pracę domową. Przed sprawdzeniem wiadomości i umiejętności z działu sprawdzamy 

poprawność rozwiązania kart lub wyjaśniamy wszelkie wątpliwości uczniów na kolejnych zajęciach. 

Literatura: 

A. A. Czerwiński, „Energia jądrowa i promieniotwórczość”, Oficyna Edukacyjna Krzysztof Pazdro, Wydanie 1. 

AUTORZY: Małgorzata Chmurska 

21 


Iwona Paleska, Przemysław Ziaja 



Imię i nazwisko Data Klasa 

KARTA PRACY 1 

TEMAT: MOL, MASA MOLOWA, OBJĘTOŚĆ MOLOWA 

Oznaczenia 

n – liczba moli substancji [mol] 

m – masa [g] 

M – masa molowa [g/mol] 

Liczba Avogadra N A ≈ 6,02 10 23 cząstek/mol 

N – liczba cząstek 

v – objętość gazu, np. [dm 3 ] 

p – ciśnienie gazu, np. [hPa] 

T – temperatura [K], t – temperatura [°C] 

V m – objętość molowa gazu, np. [dm 3 /mol] 

1 kmol = 1000 moli 

1 mmol = 0,001 mol 

Warunki normalne: p = 1013 hPa = 1,013 10 5 Pa, T = 273 K, 

t = 0°C 

T = t [°C] + 273 

Ważne wzory 

n = m n = v n = N M V m N A 

Równanie Clapeyrona (równanie stanu gazu doskonałego): pv = nRT 

R – uniwersalna stała gazowa 

R = 8,314 J/(mol K) = 83,14 hPa dm 3 /(mol K) 

Objętość 1 mola gazu w warunkach normalnych wynosi ok. 22,4 dm 3 . 

Zadanie przykładowe 

Oblicz: 

a) masę 5 moli HNO 3 

M(HNO 3 ) = 1 + 14 + 3 16 = 63 g/mol 

1 mol — 63 g 

5 moli — x g 

x = 5 moli 63 g = 315 g 

1 mol 

lub m = n · M = 5 mol · 63 g/mol = 315 g 

b) objętość 2 moli CH 4 w warunkach normalnych 

1 mol — 22,4 dm 3 

2 mole — x dm 3 

x = 2 mole 22,4 dm3 = 44,8 dm 3 

1 mol 

lub 

V = n · V = 2 mol · 22,4 dm 3 /mol = 44,8 dm 3 

c) liczbę atomów w 0,5 mola siarki 

1 mol — 6,02 10 23 atomów 

0,5 mola — x atomów 

x = 0,5 mola 6,02 · 1023 atomów = 

1 mol 

= 3,01 · 10 23 atomów 

lub 

liczba atomów = 0,5 mola · 6,02 · 10 23 atomów/mol = 

= 3,01 · 10 23 atomów 

d) liczbę moli wodoru w próbce o objętości 25,0 dm 3 , 

gdy p = 1000 hPa, T = 298 K 

n = pv 

RT 

= 

1000 hPa 25,0 dm3 

83,14 hPadm3 

molK 298 K 

≈ 1,01 mol 


22 




Zadanie 1. 

Oblicz masę: 

a) 2 moli NaOH 

b) 5 kilomoli Cu(OH) 2 

c) 8 milimoli H 3 PO 4 

Zadanie 2. 

Oblicz, ile moli tlenu znajduje się w: 

a) 3 molach Na 2 SO 4 

b) 100 g KNO 3 

Zadanie 3. 

Oblicz, ile to moli: 

a) 40 dm 3 CO 2 (warunki normalne) 

b) 50 g NaCl 

c) 7 g azotu (N 2 ) 

d) 1,806 10 24 cząsteczek NH 3 

Zadanie 4. 

Oblicz, w ilu molach H 2 O 2 znajduje się tyle samo: a) wodoru i b) tlenu, co w 9 molach H 2 O. 

Zadanie 5. 

Uzupełnij tabelę. 

Substancja 

Liczba moli 

substancji 

mol 

Liczba 

cząsteczek 

Sumaryczna 

liczba atomów 

Masa próbki 

g 

Objętość w 

war. norm. 

dm 3 

Objętość 

w T = 291 K, 

p = 1020 hPa 

dm 3 

O 2 128 

CO 11,2 

H 2 S 1,505 ∙ 10 24 

Cl 2 3 


23 




Imię i nazwisko Data Klasa 

KARTA PRACY 2 

TEMAT: WYZNACZANIE WZORU ZWIĄZKU CHEMICZNEGO 

Wzór empiryczny, zwany też najprostszym lub elementarnym, podaje stosunek (zapisany w postaci najprostszych liczb 

całkowitych) liczby moli poszczególnych pierwiastków, tworzących dany związek chemiczny. Do ustalenia tego wzoru wystarczy 

znajomość składu procentowego substancji. 

Wzór rzeczywisty lub sumaryczny podaje liczby moli pierwiastków tworzących dany związek chemiczny. Do ustalenia 

wzoru rzeczywistego jest potrzebna znajomość masy molowej substancji. Wzór rzeczywisty może być równocześnie wzorem 

elementarnym lub jego wielokrotnością. 

Zadanie 1. 

Pewien związek organiczny zawiera 80% masowych węgla i 20% masowych wodoru. Ustal jego wzór empiryczny, a następnie 

rzeczywisty, jeżeli wiadomo, że masa molowa tego związku wynosi 30 g/mol. 

a) Załóż, że masa omawianego związku wynosi 100 g. Ile gramów węgla i wodoru znajduje się w tej próbce? 

b) Oblicz, ile moli węgla i wodoru znajduje się w tej próbce. Liczbę moli węgla zapisz jako liczbę wymierną. 

c) Jaki jest stosunek liczby moli węgla do wodoru? Wyraź go za pomocą najprostszych liczb całkowitych. 

n C : n H = 

Wzór empiryczny: C 

H 

d) Masa molowa tego związku wynosi 30 g/mol. Jaką wielokrotnością wzoru empirycznego jest wzór rzeczywisty? 

M(C H ) n = 30 g/mol n = 

Wzór rzeczywisty: C 

H 

Do jakiej grupy węglowodorów (alkanów, alkenów czy alkinów) należy omawiany związek? 

Jaki typ reakcji jest charakterystyczny dla tej grupy węglowodorów? Podkreśl prawidłowe słowa w poniższych 

zdaniach. 

Dla tej grupy węglowodorów charakterystycznym typem reakcji jest substytucja / addycja. Reakcja ta zachodzi według 

mechanizmu wolnorodnikowego / elektrofilowego / nukleofilowego. 


24 




Zadanie 2. 

Analiza pewnego związku organicznego wykazuje, że na 30 g węgla przypada 5 g wodoru i 16 g tlenu. 1 dm 3 par tego związku 

w przeliczeniu na warunki normalne ma masę 4,554 g. Jaki jest wzór rzeczywisty tego związku? 

a) Zamień podane masy węgla, wodoru i tlenu na mole. 

b) Jaki jest stosunek liczby moli węgla do wodoru i tlenu? Wyraź go za pomocą najprostszych liczb całkowitych. 

n C : n H : n O = : : 

Wzór empiryczny: C H O 

c) Uzupełnij luki w poniższym sformułowaniu. 

1 dm 3 pary tego związku w przeliczeniu na warunki normalne ma masę 4,554 g, a objętość molowa gazu w warunkach 

normalnych wynosi 

. Na podstawie tych dwóch informacji można policzyć masę molową wspomnianego 

związku. Wynosi ona 

M(C H O ) = g/mol 

M(C H O ) n = g/mol n = 

Wzór rzeczywisty: C H O 

Do jakiej grupy związków organicznych może należeć omawiany związek? Zaproponuj dwie możliwe grupy. 

Dla każdej z możliwych grup napisz wzór półstrukturalny lub strukturalny oraz nazwę zaproponowanego związku. 

wzór 

nazwa 

wzór 

nazwa 


25 




Zadanie 3 

Analiza pewnego związku organicznego wykazuje, że na 6 g węgla przypada 1 g wodoru i 8 g tlenu. Gęstość par tego związku 

względem wodoru wynosi 30. Jaki jest wzór rzeczywisty tego związku? Jaka jest gęstość par tego związku względem 

metanu? 

a) Zamień podane masy węgla, wodoru i tlenu na mole. 

b) Jaki jest stosunek liczby moli węgla do wodoru i tlenu? Wyraź go za pomocą najprostszych liczb całkowitych. 

n C : n H : n O = : : 

Wzór empiryczny: C H O 

c) Gęstość względna to iloraz gęstości danej substancji do gęstości podanego wzorca. Zastanów się, jak można powiązać 

ten iloraz z masami molowymi. Uzupełnij poniższe zdanie. 

Gęstość względna dwóch substancji jest równa 

ich mas molowych. 

Gęstość pary tego związku względem wodoru wynosi 30. Ile wynosi więc masa molowa tego związku? 

d – gęstość, C x H y O z – wzór rzeczywisty 

d (C x H y O z ): d (H 2 ) = 30, czyli M (C x H y O z ) = 

Wzór rzeczywisty omawianego związku: C H O 

Do jakiej grupy związków organicznych może należeć omawiany związek? Zaproponuj dwie możliwe grupy. 

Dla każdej z możliwych grup napisz wzór półstrukturalny lub strukturalny oraz nazwę zaproponowanego związku. 

wzór 

nazwa 

wzór 

nazwa 


26 




Imię i nazwisko Data Klasa Wersja A 

SPRAWDZIAN 1. ATOMY, CZĄSTECZKI I STECHIOMETRIA CHEMICZNA 

1. Miedź jest mieszaniną dwóch izotopów, z których jeden zawiera 36 neutronów i stanowi 30,9% 

mieszaniny. Oblicz liczby masowe obu izotopów, jeżeli masa atomowa miedzi wynosi 63,55 u. 

_____ / 2 p. 

2. Uzupełnij tabelę. 

_____ / 1 p. 

Cząstka Z A p n e nukleony 

137 Ba 

3. Jądro toru-227 uległo kolejno 6 rozpadom promieniotwórczym, w tym 2 rozpadom b – 

oraz 4 rozpadom a. Zapisz sumaryczne równanie tej przemiany oraz ustal, jakie jądro 

było produktem serii tych rozpadów. Odpowiedź podaj w postaci zapisu nuklidowego. 

_____ / 2 p. 

4. W pojemniku umieszczono 10 18 atomów radionuklidu o czasie połowicznego rozpadu 48 godzin. 

Ile atomów tego radionuklidu pozostanie po upływie 8 dni? Odpowiedź uzasadnij 

odpowiednim obliczeniem. 

_____ / 1 p. 

5. Uzupełnij równanie poniższej przemiany. Przedstaw ją w postaci zapisu uproszczonego 

i określ jej rodzaj. 

232 138 I + Rb + 2 1 0 n 

_____ / 2 p. 


27 




6. Ustal wzór empiryczny oraz rzeczywisty tlenku azotu zawierającego 63,6% azotu, 

jeśli wiadomo, że gęstość tego gazu w warunkach normalnych wynosi 1,96 g/dm 3 . 

_____ / 2 p. 


_____ / 2 p. 

Substancja 

Liczba moli 

substancji 

mol 

Liczba 

cząsteczek 

Sumaryczna 


Masa próbki 

g 

Objętość 

w war. norm. 

dm 3 

Objętość 

w T = 298 K, 

p = 1000 hPa 

dm 3 

H 2 0,5 

CH 4 5,6 

8. Mieszaninę zawierającą 15 g żelaza i 12 g siarki ogrzano. Zapisz równanie zachodzącej reakcji. _____ / 2 p. 

Ustal masę otrzymanego siarczku żelaza(II). Którego z substratów użyto w nadmiarze 

i w jakiej ilości? Wartości liczbowe mas podaj z dokładnością do części dziesiętnych gramów. 


28 




9. W wyniku ogrzewania mieszaniny zawierającej MgCl 2 ∙ 6 H 2 O i K 2 SO 4 otrzymano 7,12 g soli 

bezwodnych. Sole te rozpuszczono w wodzie, a następnie dodano nadmiaru roztworu chlorku baru. 

Strącony osad po wyprażeniu miał masę 6,99 g. Oblicz masę mieszaniny wyjściowej. Zapisz dwa 

równania reakcji, o których mowa. Reakcję strącania przedstaw za pomocą zapisu 

cząsteczkowego, jonowego i jonowego skróconego. Oblicz masę każdego ze składników 

mieszaniny oraz masę mieszaniny wyjściowej. 

_____ / 5 p. 


29 




Kryteria oceniania – Atomy, cząsteczki i stechiometria chemiczna 

Wersja A 

Nr 

zadania 

1 

Poprawna odpowiedź 

Schemat punktacji 

63 i 65 Za prawidłowe ułożenie równania 

Za prawidłową odpowiedź (poprawna wartość 

liczbowa, liczba całkowita, bez jednostki) 

Liczba 

punktów 

Suma 

punktów 

1 

1 0–2 

2 Z = 56, A = 137, p = 56, n = 81, e = 56, nukleony = 137 Za poprawne wpisanie wszystkich liczb do tabeli 1 0–1 

3 

21 

8 

1 

4 Po 

Za poprawny zapis równania 

Za poprawną odpowiedź 

1 

1 

0–2 

4 6,25 ∙ 10 16 Za poprawne obliczenie i podanie 

poprawnego wyniku 

1 

0–1 

5 

23 

9 

2 

0 Th 

13 

5 

8 

3 I + 9 3 2 7 Rb + 2 1 0 n 

232 Th (–,2n) 138 I, 92 Rb 

samorzutne rozszczepienie jądrowe 

Za poprawne uzupełnienie równania 

Za poprawny zapis skrócony oraz nazwę 

przemiany 

1 

1 0–2 

6 Wzór empiryczny oraz rzeczywisty N 2 O 

Za podanie poprawnego wzoru empirycznego 

Za podanie poprawnego wzoru rzeczywistego 

1 

1 

0–2 

7 Odpowiedź poniżej w tabeli 

Za prawidłowe wypełnienie każdego wiersza 

w tabeli 

1 0–2 

8 23,6 g FeS, w nadmiarze siarka w ilości 3,4 g 

Za poprawny zapis równania oraz poprawne 

obliczenie masy siarczku żelaza 

Za poprawne stwierdzenie, że siarka jest 

w nadmiarze i podanie jej nadmiaru 

1 

1 

0–2 

9 9,28 g = 5,22 g K 2 SO 4 i 4,06 g MgCl 2 ∙ 6 H 2 O 

Za zapisanie równania reakcji strącania cząsteczkowo 

Za zapis jonowy i jonowy skrócony 

Za obliczenie masy K 2 SO 4 

Za zapisanie reakcji usuwania wody 

Za obliczenie masy MgCl 2 ∙ 6 H 2 O 

Za podanie masy sumarycznej 

1 

1 

1 

0,5 

1 

0,5 

0–5 

Razem 19 

Odpowiedź do zadania 7 

Substancja 

Liczba moli 

substancji 

mol 

Liczba 

cząsteczek 

Sumaryczna 


Masa próbki 

g 

Objętość 

w war. norm. 

dm 3 

Objętość 

w T = 298 K, 

p = 1000 hPa, dm 3 

H 2 0,5 3,01 · 10 23 6,02 · 10 23 1 11,2 12,4 

CH 4 0,25 1,505 · 10 23 7,525 · 10 23 4 5,6 6,2 


30 




Imię i nazwisko Data Klasa Wersja B 

SPRAWDZIAN 1. ATOMY, CZĄSTECZKI I STECHIOMETRIA CHEMICZNA 


_____ / 1 p. 

Cząstka Z A p n e nukleony 

85 Rb 

2. Jądro promieniotwórcze uległo kolejno 8 rozpadom promieniotwórczym, w tym 4 rozpadom b – 

oraz 4 rozpadom a. W ten sposób powstało jądro polonu-212. Zapisz sumaryczne równanie 

tej przemiany oraz ustal, od jakiego jądra zaczął się ten szereg rozpadów. Odpowiedź 

podaj w postaci zapisu nuklidowego. 

_____ / 2 p. 

3. W pojemniku znajduje się 10 20 atomów pierwiastka promieniotwórczego o czasie połowicznego 

rozpadu 4 dni. Ile atomów tego pierwiastka pozostanie po upływie 16 dni? Odpowiedź 

uzasadnij odpowiednim obliczeniem. 

_____ / 1 p. 

4. Uzupełnij równanie poniższej przemiany. Przedstaw ją w postaci zapisu uproszczonego 

i określ jej rodzaj. 

232 

U + 1 0 n 140 

La + Br + 2 1 0 n 

_____ / 2 p. 

5. Krzem stanowi mieszaninę składającą się z trzech izotopów. Zawartość jednego z nich, 

zawierającego 15 neutronów w jądrze wynosi 4,7%. Oblicz zawartość procentową dwóch 

_____ / 2 p. 

pozostałych izotopów Si, jeżeli wiadomo, że zawierają one 14 i 16 neutronów w jądrze, a średnia masa atomowa 

krzemu wynosi 28,09 u. Wynik podaj z dokładnością do pierwszego miejsca po przecinku. 


31 




6. Ustal wzór empiryczny oraz rzeczywisty związku organicznego zawierającego 45,16% 

azotu, 38,71% węgla oraz 16,13% wodoru, jeśli wiadomo, że gęstość tego gazu 

w warunkach normalnych wynosi 1,38 g/dm 3 . 

_____ / 2 p. 


_____ / 2 p. 

Substancja 

Liczba moli 

substancji 

mol 

Liczba 

cząsteczek 

Sumaryczna 


Masa próbki 

g 

Objętość 

w war. norm. 

dm 3 

Objętość 

w T = 303 K, 

p = 1010 hPa 

dm 3 

N 2 84 

C 2 H 6 1,505 · 10 22 

8. Oblicz masę osadu powstałego w wyniku zmieszania roztworów zawierających 20 g 

azotanu(V) srebra(I) i 20 g chlorku sodu. Zapisz równanie zachodzącej reakcji 

_____ / 3 p. 

(cząsteczkowo, jonowo i jonowo w sposób skrócony). Którego z substratów użyto w nadmiarze i w jakiej 

ilości? Wartości liczbowe mas podaj z dokładnością do części dziesiętnych gramów. 


32 




9. W wyniku prażenia do stałej masy mieszaniny CaCO 3 i Ca(HCO 3 ) 2 masa próbki zmalała 

_____ / 4 p. 

o 12,8 g, a objętość wydzielonego CO 2 (zmierzona w warunkach normalnych) wynosiła 5,6 dm 3 . 

Zapisz odpowiednie równania reakcji oraz oblicz masę prażonej próbki oraz jej skład procentowy. 


33 




Wersja B 

Nr 

zadania 

Kryteria oceniania – Atomy, cząsteczki i stechiometria chemiczna 

Poprawna odpowiedź 

Schemat punktacji 

Liczba 

punktów 

Suma 

punktów 

1 Z = 37, A = 85, p = 37, n = 48, e = 37, nukleony = 85 Za poprawne wpisanie wszystkich liczb do tabeli 1 0–1 

2 

22 

8 

8 

8 Ra Za poprawny zapis równania 

Za poprawną odpowiedź 

1 

1 

0–2 

3 6,25 ∙ 10 18 Za poprawne obliczenie i podanie poprawnego 

wyniku 

1 

0–1 

4 

23 

9 

5 

2 U + 1 0 n 14 

5 

0 

7 La + 9 3 4 5 Br + 2 1 0 n 

235 U (n,2n) 140 La, 94 Br 

wymuszone rozszczepienie jądrowe 

Za poprawne uzupełnienie równania 

Za poprawny zapis skrócony oraz nazwę 

przemiany 

1 

1 0–2 

5 

Izotop 28 Si – 93,2%, 

izotop 30 Si – 2,1 % 

Za prawidłowe ułożenie równania 

Za prawidłową odpowiedź 

1 

1 

0–2 

6 Wzór empiryczny i rzeczywisty CH 5 N 

Za podanie poprawnego wzoru empirycznego 

Za podanie poprawnego wzoru rzeczywistego 

1 

1 

0–2 

7 Odpowiedź poniżej w tabeli 

Za prawidłowe wypełnienie każdego wiersza 

w tabeli 

1 

0–2 

8 Masa strąconego AgCl – 16,9 g. Nadmiar NaCl – 13,1g 

Za poprawny zapis równania reakcji strącania 

w postaci cząsteczkowej i jonowej 

Za poprawne obliczenie masy AgCl 

Za poprawne stwierdzenie, że NaCl jest 

w nadmiarze i podanie jego nadmiaru 

1 

1 

1 

0–3 

9 21,2 g = 5 g CaCO 3 + 16,2 g Ca(HCO 3 ) 2 

Za zapisanie równania reakcji prażenia CaCO 3 

Za obliczenie masy CaCO 3 i obliczenie jego 

zawartości procentowej 

Za zapisanie równania reakcji prażenia 

Ca(HCO 3 ) 2 

Za obliczenie masy Ca(HCO 3 ) 2 i obliczenie jego 

zawartości procentowej 

1 

1 

1 

1 

0–4 

Razem 19 

Odpowiedź do zadania 7 

Substancja 

Liczba moli 

substancji 

mol 

Liczba 

cząsteczek 

Sumaryczna 


Masa próbki 

g 

Objętość 

w war. norm. 

dm 3 

Objętość 

w T = 298 K, 

p = 1000 hPa, dm 3 

N 2 3 1,806 · 10 24 3,812 · 10 24 84 67,2 74,8 

C 2 H 6 0,025 1,505 · 10 22 1,204 · 10 23 0,75 0,56 0,62 


34

E82036_Chemia_SPP_ZR_Kl1_poradnik_nauczyciela_1_miesiac

Create successful ePaper yourself

Delete template?

Save as template?