II. CHEMIA NIEORGANICZNA

Transkrypt

1 pitagoras.d2.pl II. CHEMIA NIEORGANICZNA TLENKI: Tlenki to związki tlenu z innymi pierwiastkami. Tlen w tlenkach ma zawsze wartościowość II. wartościowość pierwiastka X I II III IV V VI VII wzór tlenku X 2 O XO X 2 O 3 XO 2 X 2 O 5 XO 3 X 2 O 7 Otrzymywanie tlenków: łączenie pierwiastka z tlenem (synteza): redukcja tlenków: 2 Mg + O 2 2 MgO [spalanie] PbO 2 + CO PbO + CO 2 4 Fe + 3 O 2 2 Fe 2 O 3 [utlenianie] rozkład związków tlenowych (analiza): utlenianie tlenków: wodorotlenków: Cu(OH) 2 CuO + H 2 O 2 NO + O 2 2 NO 2 soli: CaCO 3 CaO + CO 2 2 SO 2 + O 2 2 SO 3 Właściwości chemiczne tlenków: tlenki zasadowe tlenki większości metali, reagują z kwasami tworząc sole: MgO + 2 HCl MgCl 2 + H 2 O - tlenki I i II grupy reagują z wodą tworząc zasady (są bezwodnikami zasadowymi): K 2 O + H 2 O 2 KOH CaO + H 2 O Ca(OH) 2 tlenki kwasowe tlenki obojętne tlenki większości niemetali, reagują z zasadami tworząc sole: SO 3 + Ca(OH) 2 CaSO 4 + H 2 O - zazwyczaj reagują z wodą tworząc kwasy (są bezwodnikami kwasowymi): N 2 O 5 + H 2 O 2 HNO 3 SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 nie reagują ani z zasadami, ani z kwasami, ani z wodą, np: CO, NO Popularne tlenki, ich właściwości i zastosowanie: H 2 O - tlenek wodoru (woda) CO - tlenek węgla II (czad): bezwonny, bezbarwny, silnie trujący gaz, trwale blokujący hemoglobinę we krwi, w hutnictwie służy jako reduktor CO 2 - tlenek węgla IV (dwutlenek węgla): stosowany przy produkcji napojów gazowanych MgO - tlenek magnezu (magnezja palona): stosowany do wyrobu cegieł, naczyń żaroodpornych i w medycynie przeciw nadkwasocie SiO 2 - dwutlenek krzemu IV (krzemionka): prawie jedyny składnik morskiego piasku, służy do produkcji szkła i światłowodów SO 2 - tlenek siarki IV (dwutlenek siarki): środek do wybielania włókien, papieru, wełny; środek owadobójczy; konserwant win i soków owocowych CaO - tlenek wapnia (wapno palone): stosowany w budownictwie do produkcji zaprawy murarskiej, w rolnictwie do odkwaszania gleb GC.II.(3) 1

2 WODOROTLENKI: Wodorotlenki to związki chemiczne zbudowane z metalu i grup wodorotlenkowych OH. wartościowość metalu Me I II III IV wzór wodorotlenku MeOH Me(OH) 2 Me(OH) 3 Me(OH) 4 Otrzymywanie wodorotlenków: reakcja tlenku I i II grupy z wodą: Na 2 O + H 2 O 2 NaOH reakcja wymiany reakcja strąceniowa: AlCl NaOH Al(OH) NaCl 2 CaO + H 2 O Ca(OH) 2 - gaszenie wapna otrzymaliśmy trudno rozpuszczalny wodorotlenek wapno palone wapno gaszone reakcja metalu I i II grupy z wodą: 2 Na + 2 H 2 O 2 NaOH + H 2 Ca + 2 H 2 O Ca(OH) 2 + H 2 Właściwości chemiczne wodorotlenków: dysocjacja wodorotlenki łatwo rozpuszczalne w wodzie (grupa I i II) pod wpływem cząsteczek wody rozpadają się na jony: kation metalu i aniony wodorotlenkowe. NaOH Na + + OH Ca(OH) 2 Ca OH reakcja z kwasami (reakcja zobojętniania) powstaje sól i woda. NaOH + HCl NaCl + H 2 O reakcja z tlenkami kwasowymi powstaje sól i woda. Ca(OH) 2 + CO 2 CaCO 3 + H 2 O - mętnienie wody wapiennej (wykrywanie CO 2) reakcja z solami powstaje sól i wodorotlenek. NaOH + AgNO 3 NaNO 3 + AgOH rozkład pod wpływem temperatury: 2 Fe(OH) 3 Fe 2 O 3 + H 2 O Popularne wodorotlenki, ich właściwości i zastosowanie: NaOH - wodorotlenek sodu: ciało stałe, barwy białej, higroskopijny (pochłania wodę), rozpuszcza się w wodzie, silnie żrący. Stosowany do produkcji środków piorących, mydeł, szkła, udrażniaczy rur, w petrochemii. KOH - wodorotlenek potasu: ciało stałe, barwy białej, higroskopijny (pochłania wodę), rozpuszcza się w wodzie, silnie żrący. Stosowany do produkcji mydła szarego, szkła, udrażniaczy rur, w poligrafii, jako pochłaniacz CO 2. Zasady to dobrze rozpuszczalne w wodzie wodorotlenki, które łatwo dysocjują. Ca(OH) 2 - wodorotlenek wapnia: słabo rozpuszczalny wodzie, tworzy zawiesinę (mleko wapienne). Po opadnięciu osadu powstaje klarowny roztwór zasady (woda wapienna). Stosowany: do odkwaszania gleb, do bielenia drzew, jako zaprawa murarska, w stomatologii do produkcji cementu. Mg(OH) 2 - wodorotlenek magnezu: słabo rozpuszczalny w wodzie, nie jest żrący, stosuje się go jako lek na nadkwasotę i w produkcji past do zębów.

3 KWASY: Kwasy to związki zbudowane z atomów wodoru i reszty kwasowej. Resztę kwasową tworzy niemetal, który może być połączony z tlenem (kwasy tlenowe) lub występować samodzielnie (kwasy beztlenowe). nazwa kwasu kwas chlorowodorowy (kwas solny) wzór kwasu wartościowość niemetalu wzór reszty wartościowość reszty nazwa reszty HCl I Cl I chlorkowa kwas bromowodorowy HBr I Br I bromkowa wzór bezwodnika kwas jodowodorowy HI I I I jodkowa kwas fluorowodorowy HF I F I fluorkowa kwas siarkowodorowy H 2 S II S II siarczkowa kwas azotowy (V) HNO 3 V NO 3 I azotanowa V N 2 O 5 kwas siarkowy (VI) H 2 SO 4 VI SO 4 II siarczanowa VI SO 3 kwas siarkowy (IV) H 2 SO 3 IV SO 3 II siarczanowa IV SO 2 kwas węglowy H 2 CO 3 IV CO 3 II węglanowa CO 2 kwas fosforowy (V) H 3 PO 4 V PO 4 III fosforanowa V P 4 O 10 Otrzymywanie kwasów: kwasy beztlenowe otrzymujemy w bezpośredniej syntezie pierwiastków: H 2 + Cl 2 2 HCl H 2 + S H 2 S kwasy tlenowe otrzymujemy w reakcji tlenków kwasowych (bezwodników kwasowych) z wodą: N 2 O 5 + H 2 O 2 HNO 3 SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 Właściwości chemiczne kwasów: dysocjacja kwasy pod wpływem cząsteczek wody rozpadają się na jony: kationy wodoru i anion reszty kwasowej. HCl H + + Cl H 2 SO 4 2 H + + SO 4-2 reakcja z zasadami (reakcja zobojętniania) powstaje sól i woda. NaOH + HCl NaCl + H 2 O reakcja z tlenkami zasadowymi powstaje sól i woda. Na 2 O + 2 HCl 2 NaCl + H 2 O reakcja z metalami aktywnymi (I i II grupy) powstaje sól i wodór. 2 Na + 2 HCl 2 NaCl + H 2 reakcje z solami powstaje sól i kwas Na 2 CO HCl 2 NaCl + H 2 O + CO 2 H 2 CO 3 3

4 Popularne kwasy, ich właściwości i zastosowanie: HNO 3 kwas azotowy (V): bezbarwny, dymi, charakterystyczny nieprzyjemny zapach. Stosowany w materiałach wybuchowych (nitrogliceryna), w nawozach sztucznych (saletry). Mocny kwas, tworzy wodę królewską (roztwarza metale, także szlachetne). Wykrywa białka (reakcja ksantoproteinowa). HCl kwas solny: występuje w soku żołądkowym. Jest silnie żrący. Mocny kwas, tworzy wodę królewską (roztwarza metale, także szlachetne). H 2 SO 4 kwas siarkowy (VI): oleista ciecz. Stosowany w akumulatorach ołowiowych. leki. Zwęgla substancje organiczne. Jest higroskopijny (pochłania wodę). H 2 SO 3 kwas siarkowy (IV): nietrwały, trujący, silnie drażniący, grzybobójczy, bakteriobójczy, ma właściwości bielące. H 3 PO 4 kwas fosforowy (V): dobrze rozpuszczalny w wodzie, stosowany jako dodatek smakowy np. w coli, składnik plomb w stomatologii, w nawozach sztucznych, jako odrdzewiacz. H 2 CO 3 kwas węglowy: nietrwały, o orzeźwiającym smaku, stosowany w napojach gazowanych. H 2 S kwas siarkowodorowy: trujący, o ostrym zapachu zgniłych jaj. Składnik niektórych wód mineralnych. SOLE: Sole to związki zbudowane z metalu i reszty kwasowej. Nazwy soli składają się dwóch części: nazwy reszty kwasowej i nazwy metalu. Jeżeli sól pochodzi od kwasu beztlenowego, to nazwa reszty kwasowej będzie miała końcówkę -ek (chlorek, bromek, jodek, fluorek, siarczek), jeśli sól pochodzi od kwasu tlenowego, to reszta będzie mieć końcówkę -an (węglan, siarczan VI, siarczan IV, azotan V, fosforan V). Otrzymywanie soli: reakcja zobojętniania: zasada + kwas sól + woda inne reakcje tworzenia soli: tlenek metalu + kwas sól + woda metal aktywny + kwas sól + wodór zasada + tlenek kwasowy sól + woda tlenek metalu + tlenek kwasowy sól metal + niemetal sól reakcje wymiany: sól + wodorotlenek sól + wodorotlenek sól + kwas sól + kwas sól + sól sól + sól (reakcja tylko dla soli tlenowych) (reakcja tylko dla soli tlenowych) (reakcja tylko dla soli beztlenowych) 4

5 Popularne sole, ich właściwości i zastosowanie: NaCl chlorek sodu: substancja stała, krystaliczna, dobrze rozpuszcza się w wodzie. Stosowany jako przyprawa i środek do konserwowania żywności. Zimą do posypywania oblodzonych dróg. W medycynie wodny roztwór stosowany jest jako sól fizjologiczna. CaCO 3 węglan wapnia (kalcyt): minerał tworzący skały wapienne. Stały, biały, krystaliczny, nierozpuszczalny w wodzie. Stosowany w nawozach (zobojętnia kwasowość gleby), jest też stosowany w lekach na nadkwaśność. Używany jako kreda szkolna. NaNO 3 azotan (V) sodu: stały, krystaliczny, dobrze rozpuszczalny. Stosowany w nawozach sztucznych (saletra sodowa). CaSO 4 siarczan (VI) wapnia: stały, krystaliczny, biały, higroskopijny, trudno rozpuszcza się w wodzie. Tworzy zaprawę gipsową (gips) stosowany np. w medycynie. AgCl chlorek srebra: rozkłada się na srebro i chlor. Wykorzystywany jest w fotografii (substancja światłoczuła). Na 3 PO 4 fosforan (V) sodu: stosowany jako zmiękczacz wody np. w proszkach do prania. REAKCJE JONOWE: Elektrolity to związki chemiczne, których roztwory wodne przewodzą prąd elektryczny. Należą do nich kwasy, zasady i rozpuszczalne sole. Dysocjacja jonowa to rozpad cząsteczek elektrolitów pod wpływem wody na jony: kationy (jony dodatnie) i aniony (jony ujemne). Mocny elektrolit to związek chemiczny, który prawie w całości dysocjuje na jony. Do mocnych elektrolitów należą kwasy: HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, zasady: LiOH, KOH, NaOH, Ca(OH) 2 oraz rozpuszczalne sole. W reakcji dysocjacji mocnego elektrolitu zapisujemy strzałkę skierowaną w stronę zachodzącej reakcji. Słaby w elektrolit to związek chemiczny, który dysocjuje tylko częściowo, czyli w roztworze wodnym obok jonów znajdują się cząsteczki, które nie uległy dysocjacji. W reakcji dysocjacji słabego elektrolitu zapisujemy dwie strzałki skierowane w przeciwne strony. Podział związków chemicznych według teorii Arrheniusa: kwasy pod wpływem wody dysocjują na kationy wodoru H + i anion reszty kwasowej HNO 3 H + + NO 3 H 2 SO 4 2 H + + SO 4 2 H 3 PO 4 3 H + + PO 4 3 kwasy: H + zasady pod wpływem wody dysocjują na kation metalu i aniony wodorotlenkowe OH NaOH Na + + OH Mg(OH) 2 Mg OH zasady: OH 5

6 sole pod wpływem wody dysocjują na kationy metalu i aniony reszty kwasowej Na 2 SO 4 2 Na + + SO 4 2 Al(NO 3 ) 3 Al NO 3 Skala ph miara odczynu roztworu: wzrost odczynu kwasowego odczyn obojętny wzrost odczynu zasadowego odczyn kwasowy ph < 7 H + > OH odczyn obojętny ph = 7 H + = OH odczyn zasadowy ph > 7 H + < OH Barwy wskaźników (indykatorów): Wskaźniki, to substancje zmieniające barwę w zależności od odczynu roztworu. Pozwalają na wizualne odróżnienie np. kwasów i zasad. odczyn kwasowy odczyn obojętny odczyn zasadowy wskaźnik ph < 7 ph = 7 ph > 7 H + > OH H + = OH H + < OH papierek uniwersalny czerwony żółty niebieski papierek lakmusowy czerwony fioletowy niebieski oranż metylowy czerwony pomarańczowy żółty błękit tymolowy czerwony żółty niebieski (granatowy) esencja herbaciana słomkowy (żółty) czerwono-brunatny brązowy sok (wywar) z czerwonej kapusty czerwony fioletowo-niebieski zielony (słaba zasada) żółty (mocna zasada) fenoloftaleina bezbarwny bezbarwny malinowy (czerwony) Uwaga: fenoloftaleina barwi się na czerwono (malinowo) w zasadach, a nie w kwasach! 6