Tlenki, wodorotlenki, kwasy i sole w naukach o Ziemi i środowisku

Strona: Open AGH - Otwarte Zasoby Edukacyjne
Kurs: Elementy chemii nieorganicznej dla geologów
Książka: Tlenki, wodorotlenki, kwasy i sole w naukach o Ziemi i środowisku
Wydrukowane przez użytkownika: Gość
Data: czwartek, 10 lipca 2025, 00:38

1. Podstawowe grupy związków nieorganicznych

Związki nieorganiczne, dawniej określane mineralnymi, to przede wszystkim związki niezawierające węgla. Przy czym należy w tej grupie uwzględnić tlenki węgla (np. CO, CO2), węglany (np. CaCO3), węgliki (np. CaC2, Al4C3), cyjanki (np. KCN) i inne sole.

Ogólny podział związków nieorganicznych zakłada, iż w grupie tej wyróżniamy tlenki, wodorki, wodorotlenki, kwasy, sole i pozostałe substancje, dla których nie można utworzyć oddzielnej klasy ze względu na brak cech wspólnych.


Klasyfikacja związków nieorganicznych

*pozostałe: halogenki azotowców i siarkowców , wiązki międzyfluorowcowe, inne związki niemetali z niemetalami.

Grafika: oprac. Sylwia Zelek-Pogudz, licencja CC BY-SA 4.0 
[na podst. Krzysztof M. Pazdro, Anna Rola-Noworyta, Chemia. Repetytorium dla przyszłych maturzystów i studentów. Warszawa : Oficyna Edukacyjna Krzysztof Pazdro, 2014]

2. Tlenki


Związki pierwiastków (metali i niemetali) z tlenem, gdzie tlen występuje na –II stopniu utlenienia

EnOm

E – symbol danego pierwiastka, m – wartościowość pierwiastka E.


Podział


Podział tlenków

Grafika: oprac. Sylwia Zelek-Pogudz, licencja CC BY-SA 4.0 
[na podst. Krzysztof M. Pazdro. Anna Rola-Noworyta, Chemia. Repetytorium dla przyszłych maturzystów i studentów. Warszawa: Oficyna Edukacyjna Krzysztof Pazdro, 2014.].


Nazwy

Nazwy tlenków można tworzyć systemem przedrostków, i w tym przypadku zaleca się stosowanie przedrostków o charakterze internacjonalnym (mono, di, tri) lub systemem Stocka. W systemie Stocka nazwę tlenku tworzy się, dodając do słowa tlenek nazwę pierwiastka, np. tlenek sodu. A jeżeli dany pierwiastek tworzy kilka tlenków, w którym przyjmuje różne stopnie utlenienia, to obok nazwy pierwiastka w nawiasie okrągłym zapisujemy jego stopień utlenienia.


Tlenki proste

Nazewnictwo tlenków

Tlenki mieszane

Fe3O4 – tlenek żelaza(II, III)  → magnetyt

Pb2O3 – tlenek ołowiu(II, IV)

Pb3O4 – tlenek ołowiu(II, IV)


Reakcje prowadzące do otrzymania tlenków

  • Bezpośrednia synteza z pierwiastków 

S + O2 SO2      


Źródło: Oficyna Pazdro, Reakcja spalania siarki w tlenie: Doświadczenie 4.3. ZP i 3.1. ZR, 02.10.2020
[dostęp: 20.12.2022]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=51p45KXoBAU.


  2 Mg + O2 → 2 MgO    

      C + O2  CO2


Źródło: Oficyna Pazdro, Reakcja magnezu z tlenem oraz reakcja węgla z tlenem: Doświadczenie 6.4, 10.11.2017 [dostęp: 22.12.2022]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=GK8ujc_LRB0.

2 S + 3 O2 → 2 SO3 (w obecności katalizatora np. Pt)     

2 Fe + O2 → 2 FeO

4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3

3 Fe + 2 O2 → Fe3O4 


Źródło: Oficyna Pazdro, Spalanie żelaza w tlenie: Doświadczenie 5.7, 02.10.2020 [dostęp: 22.12.2022]. 
Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=AS75i8uQZyM.
  • Utlenianie lub redukcja innych tlenków

2 SO2 + O2 → 2 SO3          CO2 + C → 2 CO

  • Rozkład termiczny

CaCO3→ CaO + CO2


Źródło: Oficyna Pazdro, Rozkład termiczny węglanu wapnia: Doświadczenie 8.12, 26.03.2020 [dostęp: 22.12.2022]. 
Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=vsV22yAm_og.
  • Rozkład wyższych tlenków

2 N2O5 → 4 NO2 + O2

  • Rozkład soli

MgSO3→ MgO + SO2

  • Rozkład wodorotlenków

Fe(OH)2 → FeO + H2O


Budowa i właściwości fizyczne

Tlenki metali mają budowę jonową, są ciałami stałymi o znacznej gęstości, często są barwne, w wodzie praktycznie nierozpuszczalne, ale mogą z wodą reagować (tlenki litowców roztwarzają się w wodzie).

Tlenki niemetali to substancje o wiązaniach kowalencyjnych, występujące w różnych stanach skupienia (ciała stałe, np. P4O10, ciecze np. H2O, lub gazy CO i CO2) w warunkach normalnych.


Właściwości chemiczne

  • Tlenki metali I i II grupy układu okresowego reagują z wodą tworząc wodorotlenki – TLENKI ZASADOTWÓRCZE

Na2O+ H2O → 2 NaOH          MgO + H2O → Mg(OH)2

  • Prawie wszystkie tlenki niemetali reagują z wodą tworząc kwasy – TLENKI KWASOTWÓRCZE (bezwodniki kwasowe)

N2O5+ H2O → 2 HNO3          SO3 + H2O → H2SO4          CO2 + H2O → H2CO3 *  

* ponieważ kwas węglowy jest kwasem nietrwałym za bardziej poprawny uważa się zapis wzoru w postaci H2O · CO2

  • Nietrwałe tlenki pod wpływem ogrzewania rozkładają się do pierwiastków lub niższych tlenków

2 HgO → 2 Hg + O2


Źródło: Oficyna Pazdro, Rozkład tlenku rtęci(II): Doświadczenie 6.6, 10.11.2017 [dostęp: 22.12.2022].
Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=8YUP1KbNFjE.

  • Niższe tlenki mogą utleniać się do wyższych tlenków

2 SO2 + O2 → 2 SO3

  • Większość tlenków metali reaguje z kwasami, tworząc sole - TLENKI ZASADOWE

MgO + 2 HCl → MgCl2 + H2O  

  • Większość tlenków niemetali reaguje z zasadami, tworząc sole - TLENKI KWASOWE

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O

Zdolność do reakcji z kwasami i zasadami pozwala podzielić tlenki na 4 kategorie wskazane powyżej: tlenki kwasowe, zasadowe, amfoteryczne* i obojętne


Obejrzyj film Klasyfikacja tlenków ze względu na reaktywność względem wody, kwasów i zasad oraz formy zapisu równań reakcji chemicznych.

Film: Klasyfikacja tlenków ze względu na reaktywność względem wody, kwasów i zasad oraz formy zapisu równań reakcji chemicznych**. Źródło: Barbara Rolka, GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.



Reaktywnosc tlenkow

Pomiędzy położeniem pierwiastka w układzie okresowym, a charakterem chemicznym tlenku zachodzą następujące zależności:

  • Tlenki zasadowe to tlenki metali.
  • Tlenki kwasowe to tlenki niemetali oraz tlenki pierwiastków bloku d na wysokich stopniach utlenienia.
  • W okresie następuje stopniowe przejście charakteru tlenków – od zasadowego poprzez amfoteryczny, aż do kwasowego.
  • W obrębie grupy, w miarę wzrostu liczby atomowej, rośnie reaktywność tlenków zasadowych, a maleje reaktywność tlenków kwasowych.


www

Jeśli masz wątpliwość jaki charakter chemiczny mają interesujące Cię tlenki odwiedź stronę Jaki charakter mogą mieć tlenki?

Grafika interaktywna: Jaki charakter mogą mieć tlenki?* Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

***Przykładowe reakcje tlenków amfoterycznych

Al2O3 + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3 H2O

Al2O3 + 6 KOH→2 K3AlO3 + 3 H2O    lub   Al2O3 + 2 KOH + 3H2O → 2 K[Al(OH)4]


ZnO + 2 HCl → ZnCl2 + H2O

ZnO + 2 NaOH → Na2ZnO2 + H2O    lub    ZnO + 2NaOH + H₂O → Na₂[Zn(OH)₄]



_________________
** Materiały zamieszczone na Zintegrowanej Platformie Edukacyjnej.



Zagraj!



Ikona (źródło): Reshot

3. Wodorki

Wzór ogólny wodorków można przedstawić w postaci EHn jeśli pierwiastek E leży w grupie od 1 do 15, lub Hnjeśli należy do grupy 16 lub 17.

Podział


Podział wodorki

Grafika: oprac. Sylwia Zelek-Pogudz, licencja CC BY-SA 4.0 
[na podst. Krzysztof M. Pazdro. Anna Rola-Noworyta, Chemia. Repetytorium dla przyszłych maturzystów i studentów. Warszawa : Oficyna Edukacyjna Krzysztof Pazdro, 2014.].

Nazwy

Nazwy wodorków o wzorze EHn tworzy się dodając do wyrazu wodorek nazwę pierwiastka E, np.: wodorek sodu. W przypadku wodorków typu HnE nazwy są nazwami złożonymi, np.: HBr - bromowodór.


Reakcje prowadzące do otrzymania wodorków

  • Bezpośrednia synteza z pierwiastków, ale dla każdego z wodorków reakcja ta przebiega w innych warunkach

    H2 + Cl2  2 HCl


    Źródło: Oficyna Pazdro, Otrzymywanie chlorowodoru i kwasu chlorowodorowego (cz. 1): Doświadczenie 7.6 (cz. 1), 26.03.2020
    [dostęp: 22.12.2022]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=3aR1b_CXY0g.

    Budowa i właściwości fizyczne

    W przypadku wodorków metali w większości przypadków są ciałami stałymi o barwie białej, natomiast wodorki niemetali to gazy. 

    Większość wodorków metali podczas ogrzewania ulega rozkładowi na metal i wodór. 


    Właściwości chemiczne

    • Wodorki metali w reakcji z wodą dają wodorotlenki

    NaH+ H2O → NaOH + H2

    NaH(s)+ H2O → Na++ OH- + H2

    • Wodorki niemetali oddziałują z wodą na trzy sposoby:
    1. bez efektu chemicznego,
    2. dysocjują na jony tworząc roztwór o charakterze kwasowym (kwasy beztlenowe), np.: HCl  H+ + Cl-
    3. z wytworzeniem słabej zasady, np.: NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-.


    Źródło: Oficyna Pazdro, Otrzymywanie amoniaku i badanie jego rozpuszczalności w wodzie: Doświadczenie 4 PC2, 26.05.2020
    [dostęp: 22.12.2022]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=3yDReCiFJW4.

    4. Wodorotlenki

    Związki zawierające atom metalu i jedną lub kilka grup wodorotlenowych o wzorze ogólny 

    M(OH)m

    M – symbol danego metalu, n – liczba grup wodorotlenkowych w cząsteczce wodorotlenku.

    Wodorotlenki mają budowę jonową Mn+ n(OH)-, a liczba jonów OH- zależy od stopnia utlenienia metalu, np. NaOH, Ca(OH)2, Fe(OH)3.

    Podział


    Podział wodorotlenków

    Grafika: oprac. Sylwia Zelek-Pogudz, licencja CC BY-SA 4.0 
    [na podst. Krzysztof M. Pazdro. Anna Rola-Noworyta –
    Chemia. Repetytorium dla przyszłych maturzystów i studentów –  wydanie 2014].

    Nazwy

    Nazwy tworzy się dwoma sposobami: 1) poprzez określenie liczby grup OH przedrostkami odliczebnikowymi i dodanie do nazwy metalu M, np. Fe(OH)2 - diwodorotlenek żelaza; lub 2) dodanie do słowa wodorotlenek nazwy metalu i w nawiasie podanie jego stopnia utlenienia. Zgodnie z umową, jeżeli dany pierwiastek w związkach chemicznych występuje tylko na jednym stopniu utlenienia, to nie jest konieczne podawanie go w nawiasie.

    Przykłady

    NaOH   – wodorotlenek sodu

    Ba(OH)2 – wodorotlenek baru

    Al(OH)3 – wodorotlenek glinu

    Fe(OH)2 – wodorotlenek żelaza(II) – diwodorotlenek żelaza

    Fe(OH)3 – wodorotlenek żelaza(III) – triwodorotlenek żelaza

    Mn(OH)2 – wodorotlenek manganu(II) – diwodorotlenek manganu

    Mn(OH)4 – wodorotlenek manganu(IV) – tetrawodorotlenek manganu


    Wodorotlenki złożone to wodorotlenki zawierające różne metale, np.: Ca3Al2(OH)12.

    Hydroksotlenki (oksowodorotolenki) to związki zbudowane z jonów M+, MOnm+, OH-, O2- w różnych kombinacjach, np.: FeO(OH).


    Reakcje prowadzące do otrzymania wodorotlenków

    Dwie najpopularniejsze z laboratoryjnych metod otrzymywania wodorotlenków przedstawiono na schemacie:


    otrzymywanie wodorotlenki

    Grafika: Wybrane laboratoryjne metody otrzymywania wodorotlenków*. 
    
    Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

    • Reakcja aktywnego metalu bloku s z wodą

    2Na + 2 H2O 2 NaOH + H2


    Źródło: Oficyna Pazdro, Reakcja sodu z wodą: Doświadczenie 7.11, 26.03.2020 [dostęp: 22.12.2022].
    Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=2kefsQGPfo4.

    2 K + 2 H2O → 2 KOH + H2
    Mg + 2 H2O → Mg(OH)2 + H2
    Ca + 2 H2 Ca(OH)2 + H2


    Źródło: Oficyna Pazdro, Badanie przebiegu reakcji metali lekkich z wodą: Doświadczenie 4.1, 02.10.2020 [dostęp: 22.12.2022].
    Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=f03OhP0tdI0.

    • Reakcja odpowiedniego tlenku metalu (blok s) z wodą

    MgO + H2O Mg(OH)2


    Źródło: Oficyna Pazdro, Otrzymywanie tlenku magnezu i jego reakcja z wodą: Doświadczenie 7.9, 26.03.2020 [dostęp: 22.12.2022].
    Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=xE1XZ4yZodA.

    • Reakcja niektórych soli z innymi wodorotlenkami (reakcja strącania)

    FeCl3 + 3 NaOH Fe(OH)3 + 3 NaCl


    Źródło: Oficyna Pazdro, Strącanie i roztwarzanie wodorotlenków żelaza: Doświadczenie 8.6, 26.03.2020 [dostęp: 22.12.2022].
    Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=4yLJNWb7FhE.
    CuSO4 + 2 NaOH  Cu(OH)2 + 3 NaSO4 


    Źródło: Oficyna Pazdro, Reakcja siarczanu(VI) miedzi(II) z wodorotlenkiem sodu: Doświadczenie 8.5, 26.03.2020
    [dostęp: 22.12.2022]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=PD0Mn-d8IYs.
    • Reakcje niektórych wodorków z wodą

    CaH2 + 2 H2O Ca(OH)2↓ + 2 H2


    Budowa i właściwości fizyczne

    Wodorotlenki to ciała stałe o budowie jonowej, często zabarwione, o różnej rozpuszczalności w wodzie. Wodorotlenki litowców są bardzo dobrze rozpuszczalne w wodzie, słabiej rozpuszczalne są wodorotlenki berylowców, podczas gdy prawie wszystkie pozostałe związki tego typu są bardzo słabo rozpuszczalne.

    Wodne roztwory niektórych wodorotlenków nazywamy ZASADAMI.

    Roztwory zasadowe tworzą te wodorotlenki, które mają dostatecznie dużą rozpuszczalność w wodzie i ulegają w niej rozpadowi na jony, czyli dysocjują

    NaOH → Na+ + OH-

    Ca(OH)2 → Ca2+ + 2 OH-


    Właściwości takie są charakterystyczne wyłącznie dla wodorotlenków litowców – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH oraz niektórych berylowców – Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2. W przypadku wodorotlenków słabo rozpuszczalnych w wodzie dysocjują tylko w niewielkim stopniu, co prowadzi do ustalenia stanu równowagi faza stała – roztwór.

    Moc wodorotlenków rośnie w grupach i maleje w okresach układu okresowego w miarę wzrostu liczby atomowej.

    A czy wiesz, że zasadowy charakter cechuje także wodny roztwór amoniaku – NH3 · H2O, i pomimo, że nie istnieje wodorotlenek amonu, w wodnym roztworze tego związku, czyli wodzie amoniakalnej, zachodzi odwracalna reakcja 
    NH3 + H2O \( \rightleftharpoons \) NH4+ + OHa pojawiające się jony wodorotlenkowe są odpowiedzialne za właściwości zasadowe roztworu.


    Źródło: Oficyna Pazdro, Otrzymywanie amoniaku i badanie jego rozpuszczalności w wodzie: Doświadczenie 4 PC2, 26.05.2020
    [dostęp: 22.12.2022]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=3yDReCiFJW4.

    Właściwości chemiczne

    • Reagują z kwasami w wyniku czego powstają sole

    NaOH + HCl → NaCl + H2O

    LiOH + HBr → LiBr + H2O

    • Reagują z tlenkami kwasowymi, tworząc sole

    2 Fe(OH)3 + 3 N2O5 → 2 Fe(NO3)3 + 3 H2O

    Ca(OH)2 + SO3 → CaSO4 + H2O

    • Wodorotlenki metali lekkich reagują z solami metali ciężkich, tworząc słabo rozpuszczalne wodorotlenki tych metali

    CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2  + Na2SO4

    Na2CO3 + Ca(OH)2 → NaOH + CaCO3

    • Wodne roztwory mocnych wodorotlenków roztwarzają niektóre metale

    2 Al + 6 NaOH + 6 H2O → 2 Na3[Al(OH)6] + 3 H2

    • Ulegają rozkładowi termicznemu na odpowiedni tlenek i wodę

    2 AgOH → Ag2O + H2O

    Hg(OH)2 → HgO + H2O

    Cu(OH)2 → CuO + H2O


    Źródło: Oficyna Pazdro, Otrzymywanie i rozkład termiczny wodorotlenku miedzi(II): Doświadczenie 4.9. ZP i 3.8. ZR, 02.10.2020 [dostęp: 22.12.2022]. 
    Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=TP0ToUpOz6w.
    • Reakcje wymiany dla wodorotlenków o charakterze amfoterycznym

    Wodorotlenki amfoteryczne: Al(OH)3, Cr(OH)3, Zn(OH)2, As(OH)3 – reagują zarówno z kwasami jak i z zasadami

    Al(OH)3 + 3 HCl → AlCl3 + 3H2O

    Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4]

    Na[Al(OH)4] → NaAlO2 + 2 H2O


    _________________
    * Wykorzystano grafiki zamieszczone na Zintegrowanej Platformie Edukacyjnej.



    Zagraj!



    Ikona (źródło): Reshot

    5. Kwasy

    Właściwości chemiczne

    Związki zbudowane z atomów wodoru i reszty kwasowej o wzorze ogólnym 

    HnR

    n – wartościowość reszty kwasowej R.


    Podział


    Podział wodorotlenków

    Grafika: oprac. Sylwia Zelek-Pogudz, licencja CC BY-SA 4.0 
    [na podst. Krzysztof M. Pazdro. Anna Rola-Noworyta –
    Chemia. Repetytorium dla przyszłych maturzystów i studentów –  wydanie 2014].

    Nazwy

    Ogólnie nazwy kwasów beztlenowych tworzy się dodając do nazwy pierwiastka tworzącego kwas końcówkę "wodorowy".

    • kwas chlorowodorowy, kwas solny HCl(aq) 
    • kwas fluorowodorowy HF(aq)
    • kwas bromowodorowy  HBr(aq)
    • kwas jodowodorowy HI(aq)
    • kwas siarkowodorowy H2S(aq)

    Nazwy kwasów tlenowych wywodzą się od nazwy niemetalu z końcówką „-owy”. Jeżeli ten sam pierwiastek tworzy kwasy na różnych stopniach utlenienia, to w nawiasie za nazwą podaje się wartościowość tego niemetalu w danym kwasie. Jest to nomenklatura kwasowa skrócona, usunięta z zaleceń PTChem. Obok podano również nazwy kwasowe systematyczne, w których na końcu podany jest ładunek anionu (reszty kwasowej).

    • H2SO3 – kwas siarkowy(IV) – kwas trioksosiarkowy(2-)
    • H2SO4 – kwas siarkowy(VI) – kwas tetraoksosiarkowy(2-)
    • HNO3 – kwas azotowy(V) – kwas trioksoazotowy(1-)
    • HNO2 – kwas azotowy(III) – kwas dioksoazotowy(1-)
    • H3PO4 – kwas ortofosforowy(V) – kwas tetraoksofosforowy(3-)
    • H2CO3 – kwas węglowy – kwas trioksowęglowy(2-) *

    * ponieważ kwas węglowy jest kwasem nietrwałym za bardziej poprawny uważa się zapis wzoru w postaci H2O · CO2.



    Dla rozszerzenia i utrwalenia wiedzy obejrzyj film Nomenklatura kwasów.

    Film: Nomenklatura kwasów*. Źródło: Piotr Dzwoniarek, GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.


    Reakcje prowadzące do otrzymania kwasów

    Poniższy schemat przedstawia dwie spośród metod otrzymywania kwasów.

    otrzymywanie kwasy

    Grafika: Wybrane laboratoryjne metody otrzymywania kwasów nieorganicznych*. Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.


    Reakcje prowadzące do otrzymania kwasów beztlenowych

    • Rozpuszczanie wodorków niemetali w wodzie

    H2 + Cl2 2 HCl     HCl(gaz) + H2O HCl(aq)


    Źródło: Oficyna Pazdro, Otrzymywanie chlorowodoru i kwasu chlorowodorowego (cz. 1): Doświadczenie 7.6 (cz. 1), 26.03.2020
    [dostęp: 20.02.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=3aR1b_CXY0g.
    Źródło: Oficyna Pazdro, Otrzymywanie chlorowodoru i kwasu chlorowodorowego (cz. 2): Doświadczenie 7.6 (cz. 2), 26.03.2020
    [dostęp: 20.02.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=Od3xKceZAWE.

    H2 + S H2S     H2S(gaz) + H2O H2S(aq)

    • Reakcje niektórych niemetali z wodą

    Cl2 + H2O HCl + HClO   (podobnie reagują brom i jod)


    Reakcje prowadzące do otrzymywania kwasów tlenowych

    • Reakcje tlenków niemetali o charakterze kwasowym z woda

    N2O5+ H2O 2 HNO3

    SO3 + H2O H2SO4

    P4O10 + 6 H2O 4 H3PO4

    Źródło: Oficyna Pazdro, Spalanie fosforu i otrzymywanie kwasu fosforowego(V): Doświadczenie 7.5, 26.03.2020 
    [dostęp: 20.02.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=mgD44czTnm0.

    CO2 + H2O H2O · CO2

    N2O3+ H2O 2 HNO2

    SO2 + H2O H2SO3

    • Strącania osadu, jeżeli kwas jest słabo rozpuszczalny

    H2SO4 + Na2SiO3  H2SiO3 + Na2SO4

    • Powstawania słabego elektrolitu, lub nietrwałego kwasu

    CaS + HNO3  Ca(NO3)2 + H2S↑     lub     CaCO3 + HCl  CaCl2 + H2O · CO2 


    Budowa i właściwości fizyczne

    Kwasy rozpuszczalne w wodzie są elektrolitami, dysocjują w wodzie na jony H+ i aniony reszty kwasowej.  

    HCl  H+ + Cl-

    H2SO4  2 H+ + SO42-

    Stężone roztwory kwasów są żrące, a rozcieńczając je należy bezwzględnie przestrzegać zasady "PAMIĘTAJ CHEMIKU MŁODY WLEWAJ ZAWSZE KWAS DO WODY".

    Źródło: Oficyna Pazdro, Badanie właściwości kwasu siarkowego(VI): Doświadczenie 7.3, 26.03.2020
    [dostęp: 20.02.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=aX3S59anV2I.

    Źródło: Oficyna Pazdro, Badanie właściwości kwasu azotowego(V): Doświadczenie 7.4, 26.03.2020
    [dostęp: 20.02.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=hbbk1248JYk.

    Właściwości chemiczne

    • Reakcje kwasowo-zasadowe – reakcje neutralizacji (zobojętniania)

    KOH + HCl → KCl + H2O

    NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O

    • Reakcje wymiany w roztworach wodnych, głównie w reakcjach z tlenkami metali i solami

    Na2O + HNO3 → NaNO3 + H2O

    CuO + 2 HCl → CuCl2 + H2O

    Na2CO3 + 2 HNO3 → NaNO3 + H2O + CO2

    CaS + 2 HNO3 → Ca(NO3)2 + H2S↑

    • Reakcje z metalami

    Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2

    Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2↑­

    Fe + 2 HCl → FeCl2 + H2↑­

    Źródło: Oficyna Pazdro, Reakcje metali z kwasem solnym: Doświadczenie 7, 26.05.202 [dostęp: 20.02.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=Gj_Dh8vBhiA.

    Reakcji takiej nie ulegają metale szlachetne, takie jak złoto, srebro, rtęć czy miedź. Mogą natomiast ulegać reakcjom z kwasami utleniającymi, w reakcjach tych nie wydziela się jednak wodór

    Cu + H2SO4 (stężony) → CuSO4 + SO2 ­ + 2 H2O

    Cu + 4 HNO3 (stężony) → Cu(NO3)2 + 2 NO2 ­ + 2H2O


    Podział na metale aktywne i nieaktywne w reakcji z kwasami ma swoje uzasadnienie w szeregu elektrochemicznym metali.

    Metal kwas
    Grafika: Szereg aktywności metali*. Źródło: epodreczniki.pl, licencja: CC BY-SA 3.0.


    Kwasy mocne – całkowicie lub prawie całkowicie zdysocjowane w roztworze wodnym – HCl(aq), HBr(aq), HI(aq), HNO3, H2SO4, HClO4, HMnO4.
    Kwasy słabe – tylko niewielki ułamek cząsteczek rozpada się na jony – HF, HNO2, H2SO3, H2CO3.


    Moc kwasów beztlenowych

    • rośnie w obrębie okresu od lewej do prawej i maleje w obrębie grupy od dołu do góry.


    Moc kwasów tlenowych

    • rośnie ze wzrostem elektroujemności centralnego atomu reszty kwasowej, zarówno w okresach jak i w grupach,
    • rośnie (poza nielicznymi wyjątkami) ze wzrostem liczby atomów tlenu.

    _________________
    * Wykorzystano grafiki zamieszczone na Zintegrowanej Platformie Edukacyjnej.




    Zagraj!




    Ikona (źródło): Reshot

    6. Sole

    Ogólny wzór soli obojętnych to MnRgdzie M oznacza kation metalu lub grupę amonową, a R to reszta kwasowa, n i m oznaczają współczynniki stechiometryczne odpowiadające ładunkowi kationu metalu (m) i ładunkowi reszty kwasowej (n).

    Wodorosole, pochodzą od kwasów wielowodorowych, w których tylko część atomów wodoru jest zastępowana przez metal lub jon amonowy; można je przedstawić ogólnym wzorem: Mn(HkR)m, gdzie n,m,k – współczynniki stechiometryczne.

    Hydroksosole, powstają z wodorotlenków wielohydroksylowych, i opisuje je wzór ogólny: Mn(OH)kRm, gdzie n,m,k – współczynniki stechiometryczne.

    Sole uwodnione (hydraty) to sole o wzorze ogólnym a MnRm · b H2O, gdzie a oznacza liczbę moli soli, a b - liczbe moli wody.

    Sole podwójne to związki chemiczne zawierające dwa rodzaje kationów i jeden rodzaj anionu lub jeden rodzaj kationu i dwa rodzaje anionów.


    Obejrzyj film Sole podwójne.

    Film: Sole podwójne*. Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.


    Podział 

    Jeden spójny podział soli jest trudny do wypracowania. Poniżej przedstawiono różne próby usystematyzowania tej wiedzy.

    Podział soli 1

     Grafika: oprac. Sylwia Zelek-Pogudz, licencja CC BY-SA 4.0 
    [na podst. Krzysztof M. Pazdro. Anna Rola-Noworyta, Chemia. Repetytorium dla przyszłych maturzystów i studentów. Warszawa : Oficyna Edukacyjna Krzysztof Pazdro, 2014.].

    Wśród zaprezentowanych podziałów nie znalazła się nigdzie informacja o solach kompleksowych i hydratach. Należy to uzupełnić, zatem:

    Sole kompleksowe to sole, które zwierają w swoim składzie kompleksowy kation i (lub) kompleksowy anion, np.: K4[Fe(CN)6]

    Sole uwodnione (hydraty) to sole zawierające w sieci krystalicznej cząsteczki wody, czyli tzw. wodę hydratacyjną (krystalizacyjną), która może zostać uwolniona w procesie dehydratacji (odwodnienia) przebiegajacym zwykle podczas ogrzewania. W tym miejscu należy również zdefiniować proces hydratacji (akwatacji, uwodnienia), przekształacajacy substancje bezwodną w hydrat lub proces tworzenia akwakompleksów albo addycji wody do wiązań wielokrotnych. 

    Źródło: Oficyna Pazdro, Dehydratacja i hydratacja siarczanu(VI) miedzi(II): Doświadczenie 5.3, 2.10.2020 [dostęp: 22.02.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=TWGX1T5jYRY.

    Nazwy

    • Nazwy soli prostych i złożonych

    Nazwa soli prostej zawiera dwa wyrazy, pierwszy określający anion, a drugi – kation.

    Nazwy soli złożonych składają się z tylu wyrazów, ile rodzajów jonów zawiera sól, przy czym najpierw wymienia się aniony, a następnie kationy, zachowując porządek alfabetyczny wymienianych jonów w obu grupach. Przedrostki określające ilość danego rodzaju jonów nie wpływają na kolejność alfabetyczną.

    •  Nazewnictwo soli kwasów tlenowych

    Pierwsza część nazwy soli pochodzi od nazwy kwasu i kończy się na -an np.: sól kwasu siarkowego(VI) to siarczan(VI), sól kwasu azotowego(V) to azotan(V). Druga część nazwy pochodzi od nazwy metalu. Jeśli metal posiada tylko jedną wartościowość to jej nie podajemy. Tak samo jeśli niemetal tworzy tylko jeden kwas to wartościowości niemetalu także nie podajemy. Przykładem może tu być kwas węglowy H2CO3 i jego sole węglany.

    Przykłady soli:

    MgSO4 - siarczan(VI) magnezu,
    KNO3 - azotan(V) potasu,
    Na3PO4 - fosforan(V) sodu,
    FeSO4 - siarczan(VI) żelaza(II),

    Sole amonowe kwasów tlenowych

    W przypadku soli amonowych zamiast nazwy metalu podajemy przyrostek "amonu".

    NH4NO3 - azotan(V) amonu,
    (NH4)2SO4 - siarczan(VI) amonu.

    • Nazewnictwo soli kwasów beztlenowych

    Pierwsza część nazwy soli pochodzi od nazwy kwasu i kończy się na -ek. Na przykład sól kwasu chlorowodorowego to chlorek, sól kwasu bromowodorowego to bromek, sól kwasu siarkowodorowego to siarczek. Druga część nazwy pochodzi od nazwy metalu.

    Przykłady soli:

    NaCl - chlorek sodu,
    FeCl3 - chlorek żelaza(III).

    Sole amonowe kwasów beztlenowych

    W przypadku soli amonowych zamiast nazwy metalu podajemy przyrostek "amonu". Przykłady:

    NH4Cl - chlorek amonu,
    NH4Br - bromek amonu.

    • Nazewnictwo wodorosoli

    Nazwy wodorosoli zawierają liczbę atomów wodoru, jakie pozostały przy reszcie kwasowej:

    K2HPO4 - wodorofosforan(V) potasu,
    KH2PO4 - diwodorofosforan(V) potasu,
    KHSO4 - wodorosiaczan(VI) potasu.

    • Nazewnictwo hydroksosoli

    Dla hydroksosoli podaje się liczbę grup wodorotlenkowych, które pozostały związane z metalem tworzącym sól:

    Mg(OH)NO3 - azotan(V) wodorotlenek magnezu,

    Cu2(OH)2CO3 - węglan diwodorotlenek dimiedzi.


    • Nazewnictwo hydratów

    Wzory typu a MnRm · b H2O czyta się następująco, np.:

    CaSO4 · 2 H2O – siarczan(VI) wapnia – woda (1/2),
    Na2CO3 · 10 H2O – węglan sodu – woda (1/10),
    2 CdSO4 · 8 H2O siarczan(VI) kadmu – woda (3/8).





    Dla rozszerzenia i utrwalenia wiedzy obejrzyj film Nomenklatura i wzory hydratów.

    Film: Nomenklatura i wzory hydratów*. Źródło: Patrycja Męcik, GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

    Reakcje prowadzące do otrzymania soli

    • Reakcje bezpośredniej syntezy z metalu i niemetalu (tylko sole kwasów beztlenowych)

    2 Fe + 3 Cl2 → 2 FeCl3

    Źródło: Oficyna Pazdro, Reakcja żelaza z chlorem: Doświadczenie 4.14, 2.10.2020
    [dostęp: 22.02.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=6p_2ojrWOiM.


    2 Al + 3 S → Al2S3


    Źródło: Oficyna Pazdro, Synteza siarczku glinu Al2S3 z glinu i siarki: Doświadczenie 3.2 ZP i 5.2 ZR, 4.03.2020
    [dostęp: 22.02.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=A8hnyIWwdYs.


    • Reakcje kwasów z zasadami 

    Zapis cząsteczkowy:     KOH + HCl → KCl + H2O

    Zapis jonowy:     K+ + OH- + H+ + Cl- → K+ + Cl- + H2O

    Zapis jonowy skrócony:     OH- + H+ → H2O

    Źródło: Oficyna Pazdro, Reakcja zobojętniania: Doświadczenie 8.3, 26.03.2020
    [dostęp: 22.02.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=2fl27LWrYo0.
    • Reakcje metali z kwasami

    Zn + 2 HCl  → ZnCl2 + H2

    Źródło: Oficyna Pazdro, Reakcja cynku z kwasem solnym: Doświadczenie 6.10, 10.11.2017
    [dostęp: 22.02.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=jRdFkO0J0cI.
    • Reakcje tlenków metali z kwasami 

    Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O

    • Reakcje tlenków niemetali z zasadami 

    SO3 + 2KOH → K2SO4 + H2O

    • Reakcje tlenków metali z tlenkami niemetali

    CaO + CO2 → CaCO3

    • Reakcje soli z kwasami

    CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + H2O · CO2

    Źródło: Oficyna Pazdro, Reakcja węglanu wapnia z kwasem solnym: Doświadczenie 8.9, 26.03.2020
    [dostęp: 22.02.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=cIfkfiKDATk.
    • Reakcje soli z zasadami

    CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4

    2 FeCl3 + 3 Ca(OH)2 → 2 Fe(OH)3 + 3 CaCl2

    (NH4)2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 NH3↑ + 2 H2O

    Źródło: Oficyna Pazdro, Rozkład soli amonowej pod wpływem zasady: Doświadczenie 8.11, 26.03.2020
    [dostęp: 22.02.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=hqJSUgH413U.
    • Reakcje soli z solami

    AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3

    Pb(NO3)2 + 2 KI → PbI2↓ + 2 KNO3

    Źródło: Oficyna Pazdro, Strącanie osadów substancji trudno rozpuszczalnych: Doświadczenie 8.4, 26.03.2020
    [dostęp: 22.02.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=REEtHAkUKoA.

    Budowa i właściwości fizyczne

    Sole to najszersza grupa spośród omawianych. Wspólną ich cechą jest jednak stan skupienia, przede wszystkim są to ciałą stałe. Natomiast pod wzgledem innych właściwości fizycznych, np. takich jak ropuszczalność czy barwa, są bardzo zróżnicowane. Warto podkreślić, iż sole dobrze rozpuszczalne w wodzie, w wodzie dysocjują z utworzeniem kationów metalu i anionów reszty kwasowej, i przewodzą prąd elektryczny.

    KCl → K+ + Cl-

    Poniżej zamieszczono tablice rozpuszczalności przykładowych soli w wodzie.

    Tablica rozpuszczalności

    Grafika: Tablica rozpuszczalności soli w wodzie*. Źródło: epodreczniki.pl, licencja: CC BY-SA 3.0.

    Właściwości chemiczne

    • Rozkład termiczny lub fotochemiczny

    NH4Cl → NH3↑ + HCl

    NH4SO4 → NH3↑ + H2SO4

    Źródło: Oficyna Pazdro, Rozkład termiczny chlorku amonu: Doświadczenie 8.10, 26.03.2020
    [dostęp: 1.03.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=3BVYpNEX1Yc.
    NaHCO3 → NaCO3 + H2O + CO2
    • Wymiana podwójna

    1. stracanie substancji słaborozpuszczalnej:     AgNO3 + KCl → AgCl↓+ KNO3
    2. tworzenie słabego elektrolitu:     Na2CO3 + 2 HCl → 2 NaCl + H2O · CO2

    • Wymiana pojedyncza

    Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu


    Źródło: Oficyna Pazdro, Reakcja cynku z siarczanem(VI) miedzi(II): Doświadczenie 3.1. ZP i 2.1. ZR, 1.10.2020
    [dostęp: 1.03.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=h9rX6GVpxts.
    • Hydroliza

    Hydroliza soli – reakcja chemiczna zachodząca zaraz po dysocjacji elektrolitycznej soli w trakcie rozpuszczania ich w wodzie. Reakcja ta powoduje, że roztwory wielu soli nie mają obojętnego pH lecz są bardziej lub mniej kwaśne lub zasadowe

    Hydrolizie ulegają sole:

    • mocnych kwasów i słabych zasad
    • słabych kwasów i mocnych zasad
    • słabych kwasów i słabych zasad

    Hydrolizie nie ulegają sole mocnych kwasów i mocnych zasad


    Źródło: Oficyna Pazdro, Badanie odczynu wodnych roztworów wybranych soli: Doświadczenie 2.7. ZP i 1.9. ZR, 1.10.2020
    [dostęp: 1.03.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=QUu9226qph0.

    Krok 1. Ustalić jaka to sól

    Czy jest to sól mocnego czy słabego kwasu i słabej lub mocnej zasady?

    Elektrolity


    Krok 2. Zapisujemy równanie reakcji soli z wodą

    NaHCO3 – sól słabego kwasu i mocnej zasady

    NaHCO3 + H2O → NaOH + H2O · CO2          hydroliza anionowa

    Na+ +HCO3- + H+ + OH- → Na+ + OH- + H2O · CO2          pH>7

    NH4Cl – sól mocnego kwasu i słabej zasady

    NH4Cl + H2O → NH3 · H2O + HCl          hydroliza kationowa

    NH4+ + Cl- + H+ + OH- → NH3 · H2O + H+ + Cl-          pH<7

    NaCl – sól mocnego kwasu i mocnej zasady – nie hydrolizuje

    NH4HCO3 – sól słabego kwasu i mocnej zasady

    NH4HCO3 + H2O → NH3·H2O + H2O · CO2  hydroliza kationowo-anionowa

    NH4+ + HCO3- + H+ + OH- → NH3 · H2O + H2O · CO2

    O odczynie decyduje różnica mocy elektrolitów (można ją ustalić na podstawie wartości stałych dysocjacji.


    _________________
    * Wykorzystano grafiki zamieszczone na Zintegrowanej Platformie Edukacyjnej.



    Zagraj!




    Ikona (źródło): Reshot

    7. Chemia związków nieorganicznych, a minerały i skały

    Minerały to krystaliczne ciała stałe będące pierwiastkami lub związkami chemicznymi utworzonymi w procesach geologicznych lub kosmologicznych.

    Podstawą klasyfikacji minerałów jest ich skład chemiczny oraz struktura. Zgodnie z kryterium składu chemicznego minerały podzielono na podstawowe grupy:

    • pierwiastki rodzime,
    • siarczki i siarkosole i pokrewne kruszce,
    • halogenki,
    • tlenki i wodorotlenki,
    • azotany,
    • węglany,
    • borany,
    • siarczany,
    • chromiany,
    • molibdeniany,
    • wolframiany,
    • fosforany,
    • wanadany,
    • krzemiany i glinokrzemiany.

    Wymienione powyżej to jedynie te, które odgrywają jako np. minerały skałotwórcze Ziemi, istotną rolę w przyrodzie i gospodarce surowcami mineralnymi (minerały użyteczne, nośniki rzadkich poszukiwanych pierwiastków).

    7.1. Przykłady minerałów

    Pierwiastki rodzime

    Wśród nich wydziela się: metale rodzime, ich stopy i związki międzymetaliczne; metale kruche rodzime, ich stopy i związki międzymetaliczne; niemetale rodzime. Metale rodzime to przede wszystkim: miedź (Cu)srebro (Ag)złoto (Au)platyna (Pt)rteć (Hg)żelazo (Fe). Metale kruche to m.in. arsen (As)bizmut (Bi)antymon (Sb). Niemetale rodzime to głównie alotropowe odmiany węgla - grafit i diament oraz siarka.

    Siarczki i siarkosole i pokrewne kruszce

    Siarczki to związkami metali z siarką. Można tu wyróżnić zarówno siarczki proste jak i złożone.

    Poniżej kilka wybranych przykładów minerałów z grupy siarczków, arsenków, tellurków i siarkosoli.

    siarczki



    Halogenki

    Halogenki to z punktu widzenia składu chemicznego sole kwasów beztlenowych takich jak HF, HCl, HBr, HI, a wieć fluorki, chlorki, bromki i jodki. W tej grupie minerałów najbardziej rozpoznawalne są:

    halogenki




    Tlenki i wodorotlenki

    Poniżej kilka wybranych przykładów minerałów z grupy tlenków i wodorotlenków.

    Tlenki i wodorotlenki

    W tej grupie z punktu widzenia składu chemicznego powinien się również znaleźć SiO2. Jednak ze względu na własności krystalochemiczne minerałów grupy SiO2 (np. kwarc, trydymit i inne) są one zaliczane do krzemianów. 


    Dla ciekawych poniżej załączono animację Czy tlenki są drogocenne?

    Animacja: Czy tlenki są drogocenne?*. Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.


    Azotany

    Przykłady azotanów naturalnie występujących w przyrodzie to:

    Saletra chilijska zawierająca nitronatyt - NaNO3,

    Saletra indyjska zawierająca nitronatyt - NaNO3 i nitrokalit - KNO3.



    Węglany

    W poniższej tabeli zestawiono przykłady minerałów z grupy węglanów.

    Węglany



    Siarczany

    Poniżej kilka wybranych przykładów minerałów z grupy siarczanów.

    Siarczany




    Fosforany

    W poniższej tabeli zestawiono przykłady minerałów z grupy fosforanów:

    Fosforany



    Chromiany, molibdeniany, wolframiny, wanadany

    W poniższej tabeli zestawiono przykłady minerałów z grupy cheomianów, molibdenianów, wolframianów czy wanadanów.

    Wanadany


    7.2. Przykłady minerałów z grupy krzemianów i glinokrzemianów

    Krzemiany wyspowe - zawierają samodzielne aniony [SiO4]4-.     

    Krzemiany wyspowe


    Krzemiany wyspowe


    Krzemiany grupowe – krzemiany zawierające aniony [Si2O7]6- powstałe w wyniku kondensacji dwóch anionów [SiO4]4-.    

     Krzemiany grupowe


    Krzemiany grupowe


    Krzemiany i glinokrzemiany pierścieniowe – głównym motywem strukturalnym są jony [SiO4]4− tworzące struktury pierścieniowe. Ponieważ każdy z czworościanów styka się dwoma narożami z czworościanami sąsiednimi, tworząc układ cykliczny, pierścienie mogą się składać z od trzech do kilkunastu czworościanów, o następujących wzorach: [Si3O9]6−, [Si4O12]8−, [Si6O18]12−.


    Benitoid     Papagoite     Beryl

    W tej grupie znajdują się minerały z grupy kordierytu, z grupy beryli i turmaliny.


    Krzemiany i glinokrzemiany łańcuchowe – to krzemiany zawierające aniony [SiO4]4- lub [AlO4]5- tworzące łańcuchy w taki sposób, że każdy czworościan łączy się z dwoma innymi. W tej grupie typowymi przedstawicielami są pirokseny

    Enstatyt


    Krzemiany i glinokrzemiany wstęgowe – to krzemiany, których cechą wyróżniającą są tetraedry [SiO4]4- lub [AlO4]5- połączone w formę wstęgi powstałej w wyniku kondensacji dwóch łańcuchów. Reprezentantami tej grupy minerałów są amfibole

    Podwójny łańcuch



    Krzemiany Łańcuchowe i wstęgowe


    Krzemiany i glinokrzemiany warstwowe – to minerały zawierające aniony [SiO4]4- lub [AlO4]5- połączone ze sobą w dwóch kierunkach przestrzeni tworząc warstwy.

    Montmorilonit


    Krzemiany warstwowe


    Krzemiany przestrzenne – nazywane także krzemianami szkieletowymi to  krzemiany o trójwymiarowych połączeniach czworościanów krzemowo-tlenowych

    Kwarc


    Krzemiany przestrzenne


    Grafiki krzemianów: oprac. Sylwia Zelek-Pogudz, licencja CC BY-SA 4.0.  [na podst. plików cif dla odpowiednich minerałów zdeponowanych w American Mineralogist Crystal Structure Database]


    8. Bibliografia


    Adam Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej. Warszawa : Wydawnictwo Naukowe PWN,  2013. 

    Robert Gill, Chemical Fundamentals of Geology and Environmental Geoscience. Sussex : Wiley-Blackwell, 2015.

    Krzysztof M. Pazdro, Anna Rola-Noworyta, Chemia. Repetytorium dla przyszłych maturzystów i studentów.  Warszawa :  Oficyna Edukacyjna Krzysztof Pazdro, 2014.

    Andrzej Manecki, Mineralogia szczegółowa : rozpoznanie, występowanie, znaczenie minerałów. Kraków : Mineralpress, 2019.

    Dariusz Witowski, Jan S. Witowski, Chemia - zbiór zadań wraz z odpowiedziami - tom 1-4 (2002-2019) dla kandydatów na uniwersytety medyczne i kierunki przyrodnicze zdających maturę z chemii.  Łańcut : Oficyna Wydawnicza "Nowa Matura".



    Ikona (źródło): Reshot