Jak nazywa się kwas hbr? Najważniejsze klasy substancji nieorganicznych. Tlenki. Wodorotlenki. Sól. Kwasy, zasady, substancje amfoteryczne. Najważniejsze kwasy i ich sole. Pokrewieństwo genetyczne najważniejszych klas substancji nieorganicznych

Kwasy- elektrolity, po dysocjacji z jonów dodatnich powstają tylko jony H +:

HNO 3 ↔ H + + NO 3 -;

CH3COOH↔ H + +CH3COO — .

Wszystkie kwasy dzielą się na nieorganiczne i organiczne (karboksylowe), które również mają swoje własne (wewnętrzne) klasyfikacje.

Na normalne warunki znacząca ilość kwasy nieorganiczne występują w stanie ciekłym, niektóre w stanie stałym (H 3 PO 4, H 3 BO 3).

Kwasy organiczne zawierające do 3 atomów węgla są wysoce mobilnymi, bezbarwnymi cieczami o charakterystycznym ostrym zapachu; kwasy o 4-9 atomach węgla - ciecze oleiste nieprzyjemny zapach, a kwasy o dużej liczbie atomów węgla to ciała stałe nierozpuszczalne w wodzie.

Wzory chemiczne kwasów

Rozważmy wzory chemiczne kwasów na przykładzie kilku przedstawicieli (zarówno nieorganicznych, jak i organicznych): kwas solny - HCl, kwas siarkowy - H 2 SO 4, kwas fosforowy - H 3 PO 4, kwas octowy - CH 3 COOH i benzoesowy kwas - C6H5COOH. Wzór chemiczny pokazuje skład jakościowy i ilościowy cząsteczki (ile i jakie atomy zawiera dany związek) Korzystając ze wzoru chemicznego, można obliczyć masę cząsteczkową kwasów (Ar(H) = 1 amu, Ar( Cl) = 35,5 amu, Ar(P) = 31 amu, Ar(O) = 16 amu, Ar(S) = 32 amu, Ar(C) = 12 am):

Mr(HCl) = Ar(H) + Ar(Cl);

Mr(HCl) = 1 + 35,5 = 36,5.

Mr(H2SO4) = 2×Ar(H) + Ar(S) + 4×Ar(O);

Mr(H 2 SO 4) = 2×1 + 32 + 4×16 = 2 + 32 + 64 = 98.

Mr(H3PO4) = 3×Ar(H) + Ar(P) + 4×Ar(O);

Mr(H 3 PO 4) = 3×1 + 31 + 4×16 = 3 + 31 + 64 = 98.

Mr(CH3COOH) = 3×Ar(C) + 4×Ar(H) + 2×Ar(O);

Mr(CH3COOH) = 3×12 + 4×1 + 2×16 = 36 + 4 + 32 = 72.

Mr(C6H5COOH) = 7×Ar(C) + 6×Ar(H) + 2×Ar(O);

Mr(C 6 H 5 COOH) = 7 × 12 + 6 × 1 + 2 × 16 = 84 + 6 + 32 = 122.

Wzory strukturalne (graficzne) kwasów

Wzór strukturalny (graficzny) substancji jest bardziej wizualny. Pokazuje, jak atomy są ze sobą połączone w cząsteczce. Wskażmy wzory strukturalne każdego z powyższych związków:

Ryż. 1. Formuła strukturalna kwas chlorowodorowy.

Ryż. 2. Wzór strukturalny kwasu siarkowego.

Ryż. 3. Wzór strukturalny kwasu fosforowego.

Ryż. 4. Wzór strukturalny kwasu octowego.

Ryż. 5. Wzór strukturalny kwasu benzoesowego.

Formuły jonowe

Wszystkie kwasy nieorganiczne są elektrolitami, tj. zdolny do dysocjacji w roztworze wodnym na jony:

HCl ↔ H + + Cl -;

H2SO4 ↔ 2H + + SO4 2-;

H 3PO 4 ↔ 3H + + PO 4 3- .

Przykłady rozwiązywania problemów

PRZYKŁAD 1

PRZYKŁAD 2

Kwasy- substancje złożone składające się z jednego lub więcej atomów wodoru, które można zastąpić atomami metali i resztami kwasowymi.

Klasyfikacja kwasów

1. Według liczby atomów wodoru: liczba atomów wodoru ( N ) określa zasadowość kwasów:

N= 1 monozasada

N= 2 dizasady

N= 3 tribazy

2. Według składu:

a) Tabela kwasów zawierających tlen, reszt kwasowych i odpowiednich tlenków kwasowych:

b) Tabela kwasów beztlenowych

Właściwości fizyczne kwasów

Wiele kwasów, takich jak siarkowy, azotowy i chlorowodorowy, to bezbarwne ciecze. znane są również kwasy stałe: ortofosforowy, metafosforowy HPO 3, borowy H 3 BO 3 . Prawie wszystkie kwasy są rozpuszczalne w wodzie. Przykładem nierozpuszczalnego kwasu jest kwas krzemowy H2SiO3 . Roztwory kwasowe mają kwaśny smak. Na przykład wiele owoców nadaje kwaśny smak ze względu na zawarte w nich kwasy. Stąd nazwy kwasów: cytrynowy, jabłkowy itp.

Metody wytwarzania kwasów

Właściwości chemiczne kwasów

1. Zmień kolor wskaźników

2. Reaguj z metalami o szeregu aktywności do H 2

(oprócz HNO 3 -Kwas azotowy)

Wideo „Oddziaływanie kwasów z metalami”

Ja + KWAS = SÓL + H 2 (r. podstawienie)

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2

3. Z tlenkami zasadowymi (amfoterycznymi). – tlenki metali

Wideo „Oddziaływanie tlenków metali z kwasami”

Futro x O y + KWAS = SÓL + H 2 O (wymień rubla)

4. Reaguj z zasadami – Reakcja neutralizacji

KWAS + ZASADA = SÓL + H 2 O (wymień rubla)

H 3 PO 4 + 3 NaOH = Na 3 PO 4 + 3 H 2 O

5. Reaguj z solami słabych, lotnych kwasów - jeżeli utworzy się kwas, wytrąci się lub wydzieli się gaz:

2 NaCl (tv.) + H 2 SO 4 (stęż.) = Na 2 SO 4 + 2 HCl ( R . giełda )

Wideo „Oddziaływanie kwasów z solami”

6. Rozkład kwasów zawierających tlen podczas ogrzewania

(oprócz H 2 WIĘC 4 ; H 3 PO 4 )

KWAS = TLENEK KWASOWY + WODA (r. ekspansja)

Pamiętać!Kwasy niestabilne (kwas węglowy i siarkowy) - rozkładają się na gaz i wodę:

H 2 CO 3 ↔ H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 ↔ H 2 O + SO 2

Kwas siarkowodorowy w produktach uwalniany w postaci gazu:

CaS + 2HCl = H2S+okCl2

ZADANIA ZADANIA

nr 1. Rozprowadzać wzory chemiczne kwasy w tabeli. Nadaj im nazwy:

LiOH, Mn 2 O 7, CaO, Na 3 PO 4, H 2 S, MnO, Fe (OH) 3, Cr 2 O 3, HI, HClO 4, HBr, CaCl 2, Na 2 O, HCl, H 2 SO 4, HNO 3, HMnO 4, Ca (OH) 2, SiO 2, Kwasy

Bes-kwaśny-

rodzinny

Zawierający tlen

rozpuszczalny

nierozpuszczalny

jeden-

podstawowy

dwa-podstawowe

trzy podstawowe

Nr 2. Zapisz równania reakcji:

Ca + HCl

Na+H2SO4

Al+H2S

Ca+H3PO4
Nazwij produkty reakcji.

Nr 3. Zapisz równania reakcji i nazwij produkty:

Na2O + H2CO3

ZnO + HCl

CaO + HNO3

Fe 2 O 3 + H 2 SO 4

Nr 4. Zapisz równania reakcji kwasów z zasadami i solami:

KOH + HNO3

NaOH + H2SO3

Ca(OH)2 + H2S

Al(OH)3 + HF

HCl + Na2SiO3

H2SO4 + K2CO3

HNO3 + CaCO3

Nazwij produkty reakcji.

ĆWICZENIA

Trener nr 1. „Wzór i nazwy kwasów”

Trener nr 2. „Ustalenie zgodności: wzór kwasowy – wzór tlenkowy”

Środki ostrożności - Pierwsza pomoc w przypadku kontaktu kwasu ze skórą

Środki ostrożności -

Przyjrzyjmy się najczęstszym z nich literatura edukacyjna formuły kwasowe:

Łatwo zauważyć, że cechą wspólną wszystkich wzorów kwasowych jest obecność atomów wodoru (H), które we wzorze występują na pierwszym miejscu.

Oznaczanie wartościowości reszty kwasowej

Z powyższej listy widać, że liczba tych atomów może się różnić. Kwasy zawierające tylko jeden atom wodoru nazywane są jednozasadowymi (azotowymi, chlorowodorowymi i innymi). Kwasy siarkowy, węglowy i krzemowy są dwuzasadowe, ponieważ ich wzory zawierają dwa atomy H. Cząsteczka trójzasadowego kwasu fosforowego zawiera trzy atomy wodoru.

Zatem ilość H we wzorze charakteryzuje zasadowość kwasu.

Atom lub grupa atomów zapisana po wodorze nazywana jest resztami kwasowymi. Na przykład w kwasie wodorosiarczkowym reszta składa się z jednego atomu - S, a w kwasie fosforowym, siarkowym i wielu innych - z dwóch, a jednym z nich jest koniecznie tlen (O). Na tej podstawie wszystkie kwasy dzielą się na zawierające tlen i beztlenowe.

Każda reszta kwasowa ma pewną wartościowość. Jest ona równa liczbie atomów H w cząsteczce tego kwasu. Wartościowość reszty HCl jest równa jeden, ponieważ jest to kwas jednozasadowy. Pozostałości kwasu azotowego, nadchlorowego i azotawego mają tę samą wartościowość. Wartościowość reszty kwasu siarkowego (SO 4) wynosi dwa, ponieważ w jej wzorze znajdują się dwa atomy wodoru. Pozostałość trójwartościowego kwasu fosforowego.

Pozostałości kwasowe – aniony

Oprócz wartościowości reszty kwasowe mają ładunki i są anionami. Ich ładunki podano w tabeli rozpuszczalności: CO 3 2−, S 2−, Cl− i tak dalej. Uwaga: ładunek reszty kwasowej jest liczbowo taki sam jak jej wartościowość. Na przykład w kwasie krzemowym, którego wzór to H2SiO3, reszta kwasowa SiO3 ma wartościowość II i ładunek 2-. Zatem znając ładunek reszty kwasowej, łatwo jest określić jej wartościowość i odwrotnie.

Podsumować. Kwasy to związki utworzone przez atomy wodoru i reszty kwasowe. Z punktu widzenia teorii dysocjacji elektrolitycznej można podać inną definicję: kwasy to elektrolity, w których roztworach i stopach występują kationy wodoru i aniony reszt kwasowych.

Poradnik

Wzory chemiczne kwasów zwykle uczy się na pamięć, podobnie jak ich nazwy. Jeśli zapomniałeś, ile atomów wodoru znajduje się w danym wzorze, ale wiesz, jak wygląda jego kwasowa reszta, z pomocą przyjdzie Ci tabela rozpuszczalności. Ładunek reszty pokrywa się modułem z wartościowością, a ten z ilością H. Na przykład pamiętasz, że pozostała część kwasu węglowego to CO3. Korzystając z tabeli rozpuszczalności, określasz, że jego ładunek wynosi 2-, co oznacza, że ​​​​jest dwuwartościowy, to znaczy kwas węglowy ma wzór H 2 CO 3.

Często dochodzi do zamieszania ze wzorami kwasu siarkowego i siarkowego, a także kwasu azotowego i azotawego. Tutaj również jest jeden punkt, który ułatwia zapamiętanie: nazwa kwasu z pary, w której jest więcej atomów tlenu, kończy się na -naya (siarkowy, azotowy). Kwas o mniejszej liczbie atomów tlenu we wzorze ma nazwę kończącą się na -istaya (siarkowy, azotowy).

Jednak te wskazówki pomogą tylko wtedy, gdy znasz formuły kwasów. Powtórzmy je jeszcze raz.

Kwasy można klasyfikować według różnych kryteriów:

1) Obecność atomów tlenu w kwasie

2) Zasadowość kwasowa

Zasadowość kwasu to liczba „ruchomych” atomów wodoru w jego cząsteczce, które podczas dysocjacji mogą zostać oddzielone od cząsteczki kwasu w postaci kationów wodoru H +, a także zastąpione atomami metalu:

4) Rozpuszczalność

5) Stabilność

7) Właściwości utleniające

Właściwości chemiczne kwasów

1. Zdolność do dysocjacji

Kwasy w roztworach wodnych dysocjują na kationy wodoru i reszty kwasowe. Jak już wspomniano, kwasy dzielą się na dobrze dysocjujące (silne) i słabo dysocjujące (słabe). Pisząc równanie dysocjacji dla mocnych kwasów jednozasadowych, stosuje się jedną strzałkę skierowaną w prawo () lub znak równości (=), co pokazuje wirtualną nieodwracalność takiej dysocjacji. Na przykład równanie dysocjacji mocnego kwasu solnego można zapisać na dwa sposoby:

lub w tej postaci: HCl = H + + Cl -

lub w ten sposób: HCl → H + + Cl -

Zasadniczo kierunek strzałki mówi nam, że odwrotny proces łączenia kationów wodoru z resztami kwasowymi (asocjacja) mocne kwasy praktycznie żadnych wycieków.

Jeśli chcemy napisać równanie dysocjacji słabego kwasu monoprotonowego, musimy zamiast znaku użyć w równaniu dwóch strzałek. Znak ten odzwierciedla odwracalność dysocjacji słabych kwasów - w ich przypadku silnie zaznacza się odwrotny proces łączenia kationów wodorowych z resztami kwasowymi:

CH 3 COOH CH 3 COO — + H +

Kwasy wielozasadowe dysocjują stopniowo, tj. Kationy wodoru oddzielają się od swoich cząsteczek nie jednocześnie, ale jeden po drugim. Z tego powodu dysocjację takich kwasów wyraża się nie jednym, ale kilkoma równaniami, których liczba jest równa zasadowości kwasu. Na przykład dysocjacja trójzasadowego kwasu fosforowego zachodzi w trzech etapach z naprzemiennym oddzielaniem kationów H +:

H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 —

H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2-

HPO 4 2- H + + PO 4 3-

Należy zaznaczyć, że każdy kolejny etap dysocjacji zachodzi w mniejszym stopniu niż poprzedni. Oznacza to, że cząsteczki H 3 PO 4 dysocjują lepiej (w większym stopniu) niż jony H 2 PO 4, które z kolei dysocjują lepiej niż jony HPO 4 2-. Zjawisko to wiąże się ze wzrostem ładunku reszt kwasowych, w wyniku czego wzrasta siła wiązania pomiędzy nimi a dodatnimi jonami H+.

Wyjątkiem są kwasy wielozasadowe Kwas Siarkowy. Ponieważ ten kwas dobrze dysocjuje w obu etapach, dopuszczalne jest zapisanie równania jego dysocjacji w jednym etapie:

H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-

2. Oddziaływanie kwasów z metalami

Siódmym punktem klasyfikacji kwasów są ich właściwości utleniające. Stwierdzono, że kwasy są utleniaczami słabymi i utleniaczami mocnymi. Zdecydowana większość kwasów (prawie wszystkie z wyjątkiem H 2 SO 4 (stęż.) i HNO 3) to słabe środki utleniające, ponieważ mogą wykazywać swoją zdolność utleniającą jedynie z powodu kationów wodoru. Takie kwasy mogą utleniać tylko te metale, które znajdują się w szeregu aktywności na lewo od wodoru, a produkty tworzą sól odpowiedniego metalu i wodoru. Na przykład:

H 2 SO 4 (rozcieńczony) + Zn ZnSO 4 + H 2

2HCl + Fe FeCl 2 + H 2

Jeśli chodzi o silne kwasy utleniające, tj. H 2 SO 4 (stęż.) i HNO 3, wówczas lista metali, na które działają, jest znacznie szersza i obejmuje wszystkie metale przed wodorem w szeregu aktywności i prawie wszystko po. Oznacza to, że na przykład stężony kwas siarkowy i kwas azotowy o dowolnym stężeniu utleniają nawet metale o niskiej aktywności, takie jak miedź, rtęć i srebro. Bardziej szczegółowa interakcja kwasy azotowe siarka stężona z metalami, a także niektóre inne substancje, ze względu na ich specyfikę, zostaną omówione osobno na końcu tego rozdziału.

3. Oddziaływanie kwasów z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi

Kwasy reagują z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi. Kwas krzemowy, ponieważ jest nierozpuszczalny, nie reaguje z niskoaktywnymi tlenkami zasadowymi i tlenkami amfoterycznymi:

H 2 SO 4 + ZnO ZnSO 4 + H 2 O

6HNO 3 + Fe 2 O 3 2Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

H2SiO3 + FeO ≠

4. Oddziaływanie kwasów z zasadami i wodorotlenkami amfoterycznymi

HCl + NaOH H2O + NaCl

3H 2 SO 4 + 2Al(OH) 3 Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

5. Oddziaływanie kwasów z solami

Ta reakcja zachodzi, jeśli wytrąci się osad, gaz lub znacznie słabszy kwas niż ten, który reaguje. Na przykład:

H 2 SO 4 + Ba(NO 3) 2 BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

CH 3 COOH + Na 2 SO 3 CH 3 COONA + SO 2 + H 2 O

HCOONa + HCl HCOOH + NaCl

6. Specyficzne właściwości utleniające kwasu azotowego i stężonego kwasu siarkowego

Jak wspomniano powyżej, kwas azotowy w dowolnym stężeniu, a także kwas siarkowy wyłącznie w stanie stężonym, są bardzo silnymi utleniaczami. W szczególności, w przeciwieństwie do innych kwasów, utleniają nie tylko metale znajdujące się w szeregu aktywności przed wodorem, ale także prawie wszystkie metale po nim (z wyjątkiem platyny i złota).

Na przykład są zdolne do utleniania miedzi, srebra i rtęci. Należy jednak mocno pojąć, że wiele metali (Fe, Cr, Al), mimo że są dość aktywne (dostępne przed wodorem), to jednak nie reagują ze stężonym HNO 3 i stężonym H 2 SO 4 bez nagrzewanie w wyniku zjawiska pasywacji - na powierzchni takich metali tworzy się ochronny film ze stałych produktów utleniania, który nie pozwala cząsteczkom stężonych kwasów siarkowych i stężonych kwasów azotowych wniknąć w głąb metalu, aby zaszła reakcja. Jednak przy silnym ogrzewaniu reakcja nadal zachodzi.

W przypadku interakcji z metalami obowiązkowymi produktami są zawsze sól odpowiedniego metalu i zastosowany kwas, a także woda. Zawsze wyodrębnia się również trzeci produkt, którego skład zależy od wielu czynników, w szczególności takich jak aktywność metali, a także stężenie kwasów i temperatura reakcji.

Wysoka zdolność utleniająca stężonych kwasów siarkowych i stężonych kwasów azotowych pozwala im reagować nie tylko z praktycznie wszystkimi metalami szeregu aktywności, ale nawet z wieloma stałymi niemetalami, w szczególności z fosforem, siarką i węglem. Poniższa tabela wyraźnie pokazuje produkty oddziaływania kwasów siarkowego i azotowego z metalami i niemetalami w zależności od stężenia:

7. Właściwości redukujące kwasów beztlenowych

Wszystkie kwasy beztlenowe (z wyjątkiem HF) mogą wykazywać właściwości redukujące ze względu na pierwiastek chemiczny, który jest częścią anionu, pod działaniem różnych środków utleniających. Na przykład wszystkie kwasy halogenowodorowe (z wyjątkiem HF) są utleniane przez dwutlenek manganu, nadmanganian potasu i dichromian potasu. W tym przypadku jony halogenkowe utleniają się do wolnych halogenów:

4HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2 + 2H2O

18HBr + 2KMnO4 2KBr + 2MnBr2 + 8H2O + 5Br2

14НI + K 2 Cr 2 O 7 3I 2 ↓ + 2Crl 3 + 2KI + 7H 2 O

Spośród wszystkich kwasów halogenowodorowych największą aktywność redukującą ma kwas jodowodorowy. W przeciwieństwie do innych kwasów halogenowodorowych, nawet tlenek żelaza i sole mogą go utleniać.

6HI ​​+ Fe 2 O 3 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O

2HI + 2FeCl 3 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2HCl

Kwas siarkowodorowy H 2 S ma również wysoką aktywność redukującą.Nawet środek utleniający, taki jak dwutlenek siarki, może go utlenić.

Substancje złożone składające się z atomów wodoru i reszty kwasowej nazywane są kwasami mineralnymi lub nieorganicznymi. Pozostałością kwasową są tlenki i niemetale połączone z wodorem. Główną właściwością kwasów jest zdolność do tworzenia soli.

Klasyfikacja

Podstawowa formuła kwasy mineralne- H n Ac, gdzie Ac oznacza resztę kwasową. W zależności od składu reszty kwasowej wyróżnia się dwa rodzaje kwasów:

• tlen zawierający tlen;
• beztlenowy, składający się wyłącznie z wodoru i niemetalu.

Główną listę kwasów nieorganicznych według rodzaju przedstawiono w tabeli.

Ponadto kwasy dzieli się ze względu na ich właściwości według następujących kryteriów:

• rozpuszczalność: rozpuszczalny (HNO 3, HCl) i nierozpuszczalny (H 2 SiO 3);
• zmienność: lotny (H 2 S, HCl) i nielotny (H 2 SO 4, H 3 PO 4);
• stopień dysocjacji: mocny (HNO 3) i słaby (H 2 CO 3).

Ryż. 1. Schemat klasyfikacji kwasów.

Do oznaczania kwasów mineralnych używa się tradycyjnych i banalnych nazw. Tradycyjne nazwy odpowiadają nazwie pierwiastka tworzącego kwas z dodatkiem morfemów -naya, -ovaya, a także -istaya, -novataya, -novataya, aby wskazać stopień utlenienia.

Paragon

Główne metody wytwarzania kwasów przedstawiono w tabeli.

Nieruchomości

Większość kwasów to ciecze o kwaśnym smaku. Kwasy wolframowe, chromowe, borowe i kilka innych są w stanie stałym w normalnych warunkach. Niektóre kwasy (H 2 CO 3, H 2 SO 3, HClO) występują tylko w postaci roztworu wodnego i zaliczają się do słabych kwasów.

Ryż. 2. Kwas chromowy.

Kwasy to substancje czynne, które reagują:

• z metalami:

  Ca + 2HCl = CaCl2 + H2;

• z tlenkami:

  CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O;

• z podstawą:

  H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O;

• z solami:

  Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O.

Wszystkim reakcjom towarzyszy tworzenie się soli.

Możliwa jest reakcja jakościowa ze zmianą koloru wskaźnika:

• lakmus zmienia kolor na czerwony;
• oranż metylowy – do różu;
• fenoloftaleina nie ulega zmianie.

Ryż. 3. Kolory wskaźników reakcji kwasu.

Właściwości chemiczne kwasów mineralnych są określone przez ich zdolność do dysocjacji w wodzie z utworzeniem kationów wodorowych i anionów reszt wodorowych. Kwasy, które nieodwracalnie reagują z wodą (całkowicie dysocjują) nazywane są mocnymi. Należą do nich chlor, azot, siarka i chlorowodór.

Czego się nauczyliśmy?

Kwasy nieorganiczne powstają z wodoru i reszty kwasowej, którą jest atom niemetalu lub tlenek. W zależności od charakteru pozostałości kwasowych kwasy dzielą się na beztlenowe i zawierające tlen. Wszystkie kwasy mają kwaśny smak i są zdolne do dysocjacji w środowisku wodnym (rozpadu na kationy i aniony). Kwasy otrzymuje się z prostych substancji, tlenków i soli. Podczas interakcji z metalami, tlenkami, zasadami i solami kwasy tworzą sole.

Testuj w temacie

Ocena raportu

Średnia ocena: 4.4. Łączna liczba otrzymanych ocen: 120.