CHEMIA NIEORGANICZNA Z ELEMENTAMI CHEMII ANALITYCZNEJ
|
|
- Janina Pietrzak
- 5 lat temu
- Przeglądów:
Transkrypt
1 AKADEMIA GÓRNICZO HUTNICZA WYDZIAŁ ENERGETYKI I PALIW I r. EiP (Technologia Chemiczna) CHEMIA NIEORGANICZNA Z ELEMENTAMI CHEMII ANALITYCZNEJ Prof. dr hab. Leszek CZEPIRSKI Wykład (W) - egzamin Ćwiczenia audytoryjne (ĆW) - zaliczenie Laboratorium (LAB) - zaliczenie Semestr 2 (2018/19) Wykład (sala 8-9, D-4): ŚRODA
2 I r. EiP (Technologia chemiczna) CHEMIA NIEORGANICZNA WARUNKI ZALICZENIA Uzyskanie pozytywnej oceny z ćwiczeń rachunkowych, laboratorium i egzaminu końcowego EGZAMIN pisemny (teoria z elementami obliczeń) Ocena końcowa (OK) OK = 0.3*ĆW + 0.2*LAB + 0.5*EGZ
3 I r. EiP (technologia chemiczna) CHEMIA NIEORGANICZNA ZALECANE POŹRĘCZNIKI 1. A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, cz. 1-2, PWN W-wa Z. Sarbak, Chemia nieorganiczna dla studiów licencjackich, FOCHE Rzeszów, P.A. Cox, Krótkie wykłady Chemia nieorganiczna, PWN W-wa L. Jones, P. Atkins, Chemia ogólna, PWN W-wa A. Korczyński, Repetytorium z chemii ogólnej i nieorganicznej, Skrypty dla Szkół Wyższych - Wydawn. Politechniki Łódzkiej, Łódź M.J. Sienko, R.A. Plane, Chemia podstawy i zastosowania, WN-T W-wa F.A. Cotton, G. Wilkinson, P.L. Gaus, Chemia nieorganiczna - podstawy, PWN W-wa L. Pajdowski, Chemia ogólna, PWN W-wa 2002.
4 I r. WEiP (Technologia chemiczna) Program wykładów z CHEMII NIEORGANICZNEJ Z ELEMENTAMI CHEMII ANALITYCZNEJ (semestr 2, rok akad. 2018/19) Systematyka i nazewnictwo związków nieorganicznych. Struktura pierwiastków i związków nieorganicznych. Wiązania chemiczne a struktura cząsteczek. Klasyfikacja i nazewnictwo nieorganicznych związków chemicznych, metaloidy, niemetale. Związki kompleksowe Budowa związków kompleksowych (jon centralny, ligandy, wiązanie koordynacyjne). Zdolność pierwiastków do tworzenia związków kompleksowych. Podobieństwa i ró nice budowy anionu prostego i kompleksowego. Ligandy jako zasady Lewisa. Żunkcyjność ligandów, liczna koordynacyjna, struktura przestrzenna związków kompleksowych. Nazewnictwo związków kompleksowych. Charakterystyka ligandów (z fluorowcami, siarką, tlenem, węglem, azotem). Ligandy kleszczowe (chelatowe). Izomeria związków kompleksowych. Synteza związków kompleksowych. Równowagi w roztworach związków kompleksowych. Litowce Otrzymywanie litowców na przykładzie sodu. Właściwości fizykochemiczne litowców: hydratacja, rozpuszczalność związków w wodzie. Właściwości chemiczne litowców reakcje metali, azotku litu i tlenków z wodą. Reakcje metali z wodorem i węglem. Odmienność właściwości litu i jego związków. Najwa niejsze związki litowców główne produkty przemysłu sodowego (ług sodowy; soda metody Leblanca i Solvay a) Berylowce Otrzymywanie, właściwości fizykochemiczne, reakcje berylowców. Wodorotlenki berylowców, zmiany mocy wodorotlenków w grupie. Odmienność właściwości berylu i jego związków. Amfoteryczność berylu. Znaczenie litowców i berylowców dla organizmów ywych.
5 Twardość wody i metody jej usuwania. Demineralizacja wody. Borowce (glinowce) Zmiana właściwości metalicznych w grupie. Najtrwalsze stopnie utlenienia i tworzone jony. Otrzymywanie borowców. Właściwości chemiczne borowców: utlenianie pierwiastków powietrzem; związki boru z azotem (azotek boru, borazyna), siarką, fluorowcami, wodorem, węglem. Reakcje borowców, azotków i tlenków z wodą. Amfoteryczność związków glinu. Elektrolityczne otrzymywanie glinu. Najwa niejsze zastosowania związków borowców. Reguła ukośnych podobieństw (np. Li Mg, Be Al). Węglowce Ogólna charakterystyka węglowców (podstawowe właściwości, typowe stopnie utlenienia, katenacja). Alotropia węgla (diament, grafit, fullereny, grafen, nanorurki węglowe). Żormy grafitowe: konfiguracja, typ wiązania; kryształy kowalencyjne i molekularne. Wa niejsze związki węgla: cyjanowodór (odmiany izomeryczne); tlenki węgla (otrzymywanie, zastosowanie). Zastosowanie dwutlenku węgla w gaśnicach śniegowych i pianowych). Metanki, acetylenki, allilki i produkty ich hydrolizy. Krzem właściwości, reakcje (silany, krzemiany, glinokrzemiany; ródła ró norodności krzemianów). Ró nice pomiędzy właściwościami związków węgla i krzemu. Azotowce Ogólna charakterystyka azotowców (zdolność tworzenia jonów). Azot metody otrzymywania, reakcje z tlenem i wodorem. Tworzenie azotków i ich rodzaje. Amoniak synteza, właściwości, zastosowanie. Właściwości soli amonowych. Pochodne amoniaku produkty podstawienia atomów wodoru w amoniaku i ich reakcje z wodą.
6 Hydrazyna; azydek wodoru, kwas azotowodorowy. Azydek sodu zastosowanie w poduszkach samochodowych. Ró nice pomiędzy azotem a pozostałymi azotowcami. Reakcje azotowców z tlenem. Tlenki i kwasy tlenowe azotu. Kwas azotowy(v) synteza, właściwości, zastosowanie. Fosfor właściwości, odmiany alotropowe, otrzymywanie, reakcje. Związki fosforu z wodorem (fosforowodór). Tlenki i tlenowe kwasy fosforu. Rola wodoru w kwasach fosforowych. Zmiana właściwości kwasowo - zasadowych związków na III i V stopniu utlenienia (na przykładzie arsenu, antymonu i bizmutu). Tlenowce Otrzymywanie i właściwości tlenowców. Odmiany alotropowe tlenu i siarki. Diagram fazowy siarki. Wa niejsze reakcje tlenowców. Wodorki i nadtlenki tlenowców. Utleniające i redukujące właściwości nadtlenku wodoru. Reakcje siarki. Tlenki siarki (IV) i (VI). Tlenowe kwasy siarki. Kwas siarkowy otrzymywanie na skalę przemysłową. Tlenohalogenowe związki siarki: chlorek tionylu i sulfurylu, kwas sulfonowy. Fluorowce Konfiguracja elektronowa fluorowców. Otrzymywanie i właściwości fluorowców. Reakcje między fluorowcami. Kwasy fluorowcowodorowe i ich sole. Połączenia fluorowców z tlenem. Oksokwasy fluorowców.
7 Helowce Charakterystyka helowców. Mo liwość tworzenia związków. Przykłady związków i ich reakcje. Metale wiązanie metaliczne. Żormy występowania metali w przyrodzie. Otrzymywanie metali (redukcja tlenków, rozkład termiczny tlenków metali i soli). Ograniczenia metody otrzymywania metali za pomocą redukcji tlenków. Elektroliza prawa elektrolizy; elektroliza stopionych soli i wodnych roztworów soli. Podstawowe właściwości fizyczne i chemiczne metali. Reakcje metali z: wodorem (wodorki), tlenem (tlenki, nadtlenki, ponadtlenki), węglem (typy węglików). Pierwiastki bloku d Budowa i właściwości związków pierwiastków bloku d (rozmiary atomów, gęstość, temperatura topnienia i wrzenia, reaktywność, konfiguracje elektronowe, stopnie utlenienia, barwa związków, właściwości magnetyczne, właściwości katalityczne). Związki międzymetaliczne. Typy stopów i warunki ich tworzenia. Międzywęzłowe związki metali d-elektronowych (wodorki, węgliki, azotki, borki). Właściwości chemiczne pierwiastków bloku d. Tworzenie związków na ró nych stopniach utlenienia. Reakcje z kwasami i zasadami. Właściwości kwasowo - zasadowe związków manganu i chromu w zale ności od stopni utlenienia Mn i Cr. Właściwości utleniające KMnO 4 a odczyn roztworu. Wybrane pierwiastki bloku d: mied, srebro, złoto, rtęć cynk. elazo otrzymywanie, właściwości chemiczne. Mechanizm korozji elektrochemicznej.
8
9
10
11 Pojęcia podstawowe Fe CN [Fe(CN) 6 ] 3 ligand - L atom centralny, metal - M [Fe(CN) 6 ] 3 jon kompleksowy K 3 [Fe(CN) 6 ] związek kompleksowy, koordynacyjny, zespolony
12 K 4 [Fe(CN) 6 ]
13
14
15
16
17
18 Zdolność do tworzenia kompleksów gazy szlachetne - nie tworzą kompleksów niemetale - nie tworzą kompleksów metale I - tworzą jedynie nieliczne kompleksy metale II - tworzą kompleksy metale III - szczególnie łatwo tworzą liczne kompleksy
19
20
21
22
23
24 Struktura przestrzenna kompleksów LK - liczba koordynacyjna LK = 2, liniowa LK = 4, płasko-kwadratowa LK = 4, tetraedryczna LK =6, oktaedryczna
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
35
36
37
38 Przegląd ligandów Ligandami mogą być obojętne cząsteczki lub aniony zawierające atomy z wolnymi parami elektronowymi. W szczególności S, N, O, fluorowce (F, Cl, Br, I), a nawet C i H. Ligandy z fluorowcami (tylko proste aniony): jony fluorkowe (F ):[FeF 6 ] 3, [BF 4 ], [SiF 6 ] 2 jony chlorkowe (Cl ): [SnCl 6 ] 2, [AuCl 4 ], [PtCl 6 ] 2 rozpuszczanie metali szlachetnych przez wodę królewską (HNO 3 + HCl) jony jodkowe (I ): [CdI 4 ] 2, [BiI 4 ], [HgI 4 ] 2 Ligandy z wodorem: jony wodorkowe (H ): [AlH 4 ], [BH 4 ] silne reduktory LiAlH 4, NaBH 4
39 Przegląd ligandów Ligandy z tlenem: woda (H 2 O) jony hydroksylowe (OH ): [Al(OH) 4 ], [Sn(OH) 3 ], [Zn(OH) 4 ] 2 jony węglanowe (CO 3 2 ), jony fosforanowe (PO 4 3 ), jony siarczanowe(vi) (SO 4 2 ), jony siarczanowe(iv) (SO 3 2 ) jony azotanowe(iii) (nitrito-o) ( ONO): [Co(ONO) 6 ] 3 jony karboksylanowe (RCOO ): [Pb(CH 3 COO) 4 ] 2 jony tlenkowe (O 2 ): [CrO 4 ] 2, [MnO 4 ] nadtlenek wodoru (H 2 O 2 ): [TiO(H 2 O 2 )] 2+ jony nadtlenkowe (O 2 2 ): [CrO(O 2 )]
40 Przegląd ligandów Ligandy z siarką: jony tiosiarczanowe (S 2 O 2 3 ): [Ag(S 2 O 3 ) 2 ] 3, stosowany jako utrwalacz fotograficzny jony siarczkowe (S 2 ): [AsS 3 ] 3, [SbS 3 ] 3, [SnS 3 ] 2 jony rodankowe (tiocyjano-s) ( SCN ) [Fe(SCN) 6 ] 3, [Co(SCN) 4 ] Ligandy z węglem: jony cyjankowe (CN ): [Ag(CN) 2 ], [Au(CN) 2 ], [Au(CN) 4 ], [Cd(CN) 4 ] 2, [Fe(CN) 6 ] 3, [Fe(CN) 6 ] 4 ważne zastosowanie w galwanotechnice, ekstrakcja złota
41 Ligandy z azotem: Przegląd ligandów amoniak (NH 3 ): [Ag(NH 3 ) 2 ] +, [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+, [Zn(NH 3 ) 4 ] 2+ hydrazyna (N 2 H 4 ), hydroksyloamina (NH 2 OH), jony rodankowe (tiocyjano-n) (SCN ), jony azydkowe (N 3 ) jony azotanowe(iii) (nitrito-n) ( NO 2 ) etylenodiamina (en = NH 2 CH 2 CH 2 NH 2 ): [Cu(en) 2 ] 2+, [Cd(en) 2 ] 2+
42 Ligandy chelatowe (kleszczowe)
43
44 Ligandy chelatowe (kleszczowe) etylenodiamina (en) jony szczawianowe (ox): [Fe(ox) 3 ] 3 dimetyloglioksym (dmg): [Ni(dmg) 2 ] 1,10-fenantrolina (phen): [Fe(phen) 3 ] 2+ 8-hydroksychinolina (oxinate): [Al(oxinate) 3 ]
45 Ligandy wielokleszczowe trietylenotetraamina (trien) kwas winowy (tartrate)) trietanoloamina (tea) kwas cytrynowy (citrate)
46 Trwałość kompleksów chelatowych jest znacznie większa. EDTA tworzy kompleksy nawet z Mg 2+ lub Ca 2+ Służy m.in. do oznaczania stopnia twardości wody
47
48
49
50
51
52
53
54
55
56
57
58
59
60 Równowagi stopnio [Ni(H 2 O) 6 ] 2+ [Ni(H 2 O) 5 (NH 3 )] 2+ [Ni(H 2 O) 4 (NH 3 ) 2 ] 2+ [Ni(H 2 O) 3 (NH 3 ) 3 ] 2+ [Ni(H 2 O) 2 (NH 3 ) 4 ] 2+ [Ni(H 2 O)(NH 3 ) 5 ] 2+ [Ni(NH 3 ) 6 ] 2+
61
62
63
64
65
66
67 LITOWCE BERYLOWCE
68 Litowce - pierwiastki grupy 1 (IA) układu okresowego (metale alkaliczne)
69 Otrzymywanie litowców Litowce to najsilniejsze reduktory nie można ich otrzymać przez redukcję tlenków Otrzymywanie sodu: metoda Downsa (elektroliza stopionego NaCl)
70 Otrzymywanie litowców Otrzymywanie sodu: metoda Castnera (elektroliza stopionego NaOH) Katoda: 4 Na + + 4e = 4 Na (stopiony sód) Anoda: 4 OH - = 2 H 2 O + O 2 + 4e (gazowy tlen i para wodna) W tej metodzie sód wydziela się (zamiast wodoru) na katodzie, którą jest ciekła rtęć. Przyczyna - nadnapięcie wodoru na idealnie gładkiej powierzchni elektrody rtęciowej jest bardzo wysokie i dlatego wydziela się sód a nie wodór. Otrzymywanie potasu: elektroliza stopionego KCl przepuszczanie par sodu nad stopionym KCl Na + KCl NaCl + K
71 Właściwości fizykochemiczne litowców - hydratacja Podatność jonów metali alkalicznych na hydratację maleje w szeregu: Li + > Na + > K + > Rb + > Cs + > Fr + Zgodnie z charakterem zmiany podatności jonów litowców do hydratowania, zmienia się też ich podatność do tworzenia uwodnionych soli. Uwodnione są wszystkie sole litu, bardzo liczne sole sodu i niewiele soli potasu. Sole rubidu, cezu i fransu są zawsze bezwodne. Właściwości fizykochemiczne litowców rozpuszczalność związków w wodzie Wszystkie proste sole litowców (z pewnymi wyjątkami dla litu: Li 2 CO 3, Li 3 PO 4, LiF, LiOH ) są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Oznacza to, że energia sieciowa tych soli jest mniejsza od energii hydratacji.
72
73 Właściwości chemiczne litowców reakcje metali, azotku litu i tlenków z wodą W reakcjach litowców z wodą powstają wodorotlenki i wydziela się wodór: 2Me + 2H 2 O 2Me + OH - + H 2 (Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) W reakcji azotku litu z wodą powstaje amoniak: Li 3 N + 3H 2 O 3LiOH + NH 3 Produktami reakcji normalnych tlenków litowców z wodą są wodorotlenki: Me 2 O + H 2 O 2MeOH (Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) W reakcjach nadtlenków litowców z wodą powstają wodorotlenki i nadtlenek wodoru: Me 2 O 2 + 2H 2 O 2MeOH + H 2 O 2 (Me=Na, K, Rb, Cs, Fr) W reakcjach ponadtlenków litowców z wodą powstają wodorotlenki, nadtlenek wodoru i tlen: 2MeO 2 + 4H 2 O 2MeOH + 2H 2 O 2 + O 2 (Me=K, Rb, Cs, Fr) Tlenki litowców Me 2 O mają wybitnie zasadowy charakter. Nadtlenki i ponadtlenki litowców (Me 2 O 2, MeO 2 ) są silnymi utleniaczami.
74 Właściwości chemiczne litowców reakcje metali z wodorem W reakcjach litowców z wodorem powstają wodorki MeH o budowie jonowej (Me + H - ): 2Me + H 2 2MeH (Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) Wodorki litowców są silnymi reduktorami reagują z wodą z wydzieleniem wodoru: MeH + H 2 O MeOH + H 2 (Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) Popularnymi reduktorami w chemii organicznej są wodorki kompleksowe, np. wodorek litowo-glinowy (Li[AlH 4 ]) lub sodowo-borowy (Na[BH 4 ]): 4LiH + AlCl 3 Li[AlH 4 ] + 3LiCl Przykłady redukującego działania wodorków kompleksowych: 4BCl 3 + 3Li[AlH 4 ] 2B 2 H 6 + 3LiCl + 3AlCl 3 inne: PCl 3 PH 3 SiCl 4 SiH 4
75 Związki litowców z węglem Lit ogrzewany z węglem tworzy węglik litu: 2Li + 2C Li 2 C 2 Inne litowce podobne związki tworzą podczas ogrzewania z acetylenem: 2Na + C 2 H 2 Na 2 C 2 + H 2 Podczas ich hydrolizy powstaje acetylen, dlatego nazywane są acetylenkami (przez analogię do nazw soli typowych kwasów beztlenowych): Na 2 C 2 + 2H 2 O 2NaOH + C 2 H 2
76 Odmienność właściwości litu i jego związków Lit ma względnie wysokie temperatury topnienia i wrzenia, i podwyższoną twardość. Lit jest najmniej elektrododatni z litowców, dlatego Li 2 CO 3, LiNO 3 i LiOH są mniej trwałe, a LiHCO 3 nie istnieje w postaci stałej. Lit najmniej energicznie daje z tlenem normalny tlenek, a wyższe tlenki ma nietrwałe. Lit tworzy azotek Li 3 N i jonowy węglik Li 2 C 2 w bezpośredniej reakcji z węglem (podobieństwo do pierwiastków II grupy głównej). Li 2 CO 3, Li 3 PO 4 i LiŻ są nierozpuszczalne w wodzie, a LiOH jest trudno rozpuszczalny (podobieństwo do magnezu). Jony i związki litu są dużo lepiej hydratowane niż jony innych litowców i ich związki.
77 Najważniejsze związki litowców główne produkty przemysłu sodowego Ług sodowy (NaOH) podstawowy związek sodu, produkowany przez elektrolizę wodnego roztworu NaCl (łącznie z chlorem): 2Na + Cl - + H 2 O 2Na + OH - + H 2 + Cl 2
78 Najważniejsze związki litowców główne produkty przemysłu sodowego Soda (Na 2 CO 3 ) dwie metody produkcji wielkoprzemysłowej: Leblanca: NaCl Na 2 S; Na 2 S + CaCO 3 Na 2 CO 3 + CaS 2NaCl + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2HCl Na 2 SO 4 + 4C = Na 2 S + 4CO Na 2 S + CaCO 3 = Na 2 CO 3 + CaS Solvaya: NaCl + CaCO 3 Na 2 CO 3 + CaCl 2 NH 3 + CO 2 + H 2 O = NH 4 HCO 3 NH 4 HCO 3 + NaCl = NaHCO 3 + NH 4 Cl Prażenie: 2NaHCO 3 = Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O Zużycie sody: przemysł chemiczny (33%), szklarski (26%), mydlarski i środków do prania (16%).
79 Właściwości fizykochemiczne berylowców Barwienie płomienia: Ca - ceglasto czerwony Sr - karminowo czerwony, Ba - żółto zielony
80 Berylowce - pierwiastki grupy 2 (IIA) układu okresowego (metale ziem alkalicznych)
81 Berylowce w porównaniu litowcami mają mniejszą objętość (większy ładunek jądra silniej przyciąga elektrony) i większą gęstość (co wynika z poprzedniego). Reaktywność berylowców, mimo, iż mniejsza niż litowców, jest znaczna i wzrasta wraz ze wzrostem liczby atomowej. Wszystkie berylowce występują na +2 stopniu utlenienia. ykazują silne właściwości redukujące. Z małymi rozmiarami atomu oraz ze stosunkowo wysoką, jak na resztę grupy, elektroujemnością berylu wiąże się jego tendencja do tworzenia wiązań o charakterze kowalencyjnym, podczas gdy pozostałe metale o znacznie większych rozmiarach atomów i niższej elektroujemności występują głównie w związkach jonowych. radioaktywne
82 Otrzymywanie berylowców Berylowce są nieco mniej elektrododatnie od litowców. Zarówno litowców jak i berylowców nie można otrzymać przez wypieranie innymi metalami ani przez elektrolizę wodnych roztworów soli. Beryl i wapń otrzymuje się przez elektrolizę stopionych chlorków: MeCl 2 Me + Cl 2 (Me = Be, Ca) Magnez, stront i bar otrzymuje się metodą aluminotermiczną (przez redukcję ich tlenków glinem metalicznym): 3MeO + 2Al 3Me + Al 2 O 3 (Me = Mg, Sr, Ba)
83
84
85
86 Odmienność właściwości berylu i jego związków Atomy berylu są małe i mają tendencję do tworzenia wiązań kowalencyjnych. Związki berylu ulegają w wodzie hydrolizie (podobieństwo do glinu z grupy III) Beryl ulega pasywacji (podobieństwo do glinu z grupy III) Beryl jest jedynym pierwiastkiem amfoterycznym wśród berylowców (!!!!) Amfoteryczność berylu Beryl jest jedynym pierwiastkiem bloku s wykazującym charakter amfoteryczny, pozostałe wykazują charakter zasadowy Be + 2HCl BeCl 2 + H 2 Be + 2NaOH + 2H 2 O Na 2 [Be(OH) 4 ] + H 2
87 Twardość wody Twardość wody jest jej właściwością, która wynika z obecności rozpuszczonych w niej związków, głównie wapnia i magnezu. Woda twarda jest przyczyną tworzenia kamienia kotłowego, zwiększa zużycie środków piorących, pogarsza jakość tkanin, wywołuje podrażnienia skóry i dolegliwości gastryczne. Wody bardzo miękkie są szkodliwe dla człowieka gdyż powodują wzrost zachorowań na serce.
88 Rodzaje twardości Twardość przemijająca (węglanowa) wynika z obecności wodorowęglanów(iv) wapnia i magnezu w wodzie (kationów Ca 2+ oraz Mg 2+ z rozpuszczalnych wodorowęglanów) Twardość nieprzemijająca (trwała) wynika z obecności siarczanów(vi) i chlorków wapnia oraz magnezu w wodzie Twardość ogólna: suma twardości węglanowej i niewęglanowej
89 Metody usuwania twardości wody Usuwanie twardości węglanowej przez gotowanie wody (metoda fizyczna) Ca(HCO 3 ) 2 CaCO 3 + CO 2 + H 2 O Mg(HCO 3 ) 2 MgCO 3 + CO 2 + H 2 O oraz Mg(HCO 3 ) 2 Mg(OH) 2 + 2CO 2
90 Usuwanie twardości przemijającej i trwałej metodami chemicznymi 1. Metoda sodowa - Na 2 CO 3 CaCl 2 + Na 2 CO 3 2NaCl + CaCO 3 2. Metoda wapienna - Ca(OH) 2(aq) Mg(HCO 3 ) 2 + Ca(OH) 2 CaCO 3 + MgCO 3 + 2H 2 O 3. Metoda fosforanowa - Na 3 PO 4 3MgSO 4 + 2Na 3 PO 4 Mg 3 (PO 4 ) 2 + 3Na 2 SO 4 4. Za pomocą mydła - C 17 H 35 COONa Ca HCO C 17 H 35 COO - + 2Na + (C 17 H 35 COO) 2 Ca + 2Na + + 2HCO 3 -
91 Jonity substancje stałe ( najczęściej żywice polimerowe) o charakterze jonowym stosowane między innymi do zmiękczania wody. Substancje te są zdolne do wymiany osadzonych na nich kationów (kationity - kationy wodoru/sodu) lub anionów (anionity aniony wodorotlenowe) na jony obecne w wodzie Mg 2+, Ca 2+, HCO 3-. kationit Kt SO 3 H, wymienia M 2+ na H 3 O +, Kt - polimer (żywica) zawierający wiele grup sulfonowych SO 3 H Kt O S O H O An polimer (żywica) zawierająca wiele grup zasad amoniowych (RNR 3+ )(OH ), R może być H lub grupa organiczna R + An N R - OH R
92 Demineralizacja wody K A Mg Cl - 2H 3 O + + 2Cl - 4H 2 O + 2H 2 O Mg 2+ 2H 3 O + 2Cl - 2OH - 2KtSO 3 H (s) + 2H 2 O + Mg 2+ = (KtSO 3 ) 2 Mg (s) + 2H 3 O + (zbiornik K) (AnNR 3+ )(OH ) (s) + Cl = (AnNR 3+ )(Cl ) (s) +OH (zbiornik A) Jonity mogą być regenerowane za pomocą roztworu kwasu (np. HCl kationit) lub zasady (np. NaOH anionit)
93 Grupa 13 (IIIA) układu okresowego BOROWCE (GLINOWCE) Borowce rozpoczynają tzw. blok p pierwiastków układu okresowego (litowce i berylowce to pierwiastki tzw. bloku s )
94 Zewnętrzna powłoka elektronowa atomów tych pierwiastków składa się z dwóch orbitali: s - s 2 i p. Brak elektronów walencyjnych na podpowłokach d i f. grupach tych rozbudowa zewnętrznych powłok następuje przez umieszczanie nowych elektronów na orbitalach p. Dlatego do bloku p należy sześć grup pierwiastków.
95 Glin jest najbardziej rozpowszechnionym metalem w skorupie ziemskiej. Bor jest jedynym niemetalem wśród borowców. żlin i kolejne metale III grupy głównej mają charakter amfoteryczny (cechy amfoteryczne maleją od glinu do talu).
96 Dla borowców podstawowym stopniem utlenienia jest stopień +III (tal tworzy trwalsze związki na stopniu utlenienia +I). Małe rozmiary i duży ładunek jonów oraz wysokie energie jonizacji, powodują, że borowce tworzą głównie związki o wiązaniach kowalencyjnych. Związki boru są zawsze kowalencyjne. Inne związki (np. AlCl 3, GaCl 3 ) są kowalencyjne w stanie bezwodnym, ale dysocjują na jony w roztworze. bor w związkach występuje na hybrydyzacji sp 2 lub sp 3, natomiast glin sp 3 lub sp 3 d 2.
97 Właściwości fizykochemiczne borowców - hydratacja Bor nie tworzy kationów Podatność jonów pozostałych borowców na hydratację maleje w szeregu: Al 3+ > Ga 3+ > In 3+ > Tl 3+ Pierwiastki Przybliżona entalpia hydratacji [kj/mol] Borowce (Al 3+ Tl 3+ ) Litowce (Li + Fr + ) Berylowce (Be 2+ Ba 2+ )
98 Otrzymywanie borowców Bor jest pierwiastkiem mniej reaktywnym niż litowce i berylowce. Można go otrzymać z jego tlenku, przez redukcję magnezem lub sodem: B 2 O 3 + 6Na 2B + 3Na 2 O Glin otrzymuje się z boksytów (Al 2 O 3 H 2 O) po etapach przygotowawczych prowadzi się elektrolizę stopionego Al 2 O 3 : boksyt Na 3 Al(OH) 6 Al(OH) 3 Al 2 O 3 stapianie z kriolitem i elektroliza żal, ind i tal otrzymuje się najczęściej przez elektrolizę wodnych roztworów ich soli.
99 Właściwości chemiczne borowców utlenianie pierwiastków powietrzem - W odróżnieniu od litowców (poza litem!) - ale tak jak berylowce, bor bezpostaciowy i glin spalają się w powietrzu i azocie tworząc azotki typu MeN: 2Me + N 2 2MeN (Me=B, Al) Borowce nie tworzą nadtlenków ani ponadtlenków to ważna cecha, różniąca je od litowców i berylowców!
100
101 Właściwości chemiczne borowców reakcje pierwiastków, azotków i tlenków z wodą - W reakcji azotków boru oraz glinu, galu i indu z wodą powstają odpowiednio kwas ortoborowy i amoniak oraz wodorotlenki i amoniak: BN + 3H 2 O H 3 BO 3 + NH 3 MeN + 3H 2 O Me(OH) 3 + NH 3 (Me=Al, Ga, In) - tlenek boru ma właściwości kwasowe - tlenek glinu jest amfoteryczny - tlenek indu ma właściwości zasadowe - Produktem reakcji tlenku boru B 2 O 3 z wodą jest kwas ortoborowy: B 2 O 3 + 3H 2 O 2H 3 BO 3
102 Amfoteryczne właściwości Al(OH) 3 Reakcja z kwasami: 2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) 3 + 6H 2 O Reakcje z wodnymi roztworami mocnych zasad: Al(OH) 3 + NaOH Na[(Al(OH) 4 ] (aq) Al(OH) 3 + 3KOH + K 3 [(Al(OH) 6 ] (aq) Stapianie z mocnymi zasadami (litowców): Al(OH) 3 + NaOH 2NaAlO 2 + 2H 2 O metaglinian sodu Al(OH) 3 + 3KOH K 3 AlO 3 + 3H 2 O ortoglinian potasu
103 Właściwości chemiczne borowców reakcje pierwiastków z siarką - Wszystkie borowce reagują w podwyższonej temperaturze z siarką, tworząc typowe siarczki Me 2 S 3 : 2Me + 3S Me 2 S 3 (Me=B, Al, Ga, In, Tl) Właściwości chemiczne borowców trihalogenki W podwyższonej temperaturze borowce wiążą się z fluorowcami w halogenki MeX 3 : (Me=B, Al, Ga, In, Tl; X=F, Cl, Br, I) 2Me + 3X 2 2MeX 3 Wszystkie halogenki boru mają budowę kowalencyjną i gazową. Żluorki pozostałych borowców są jonowe, a ich inne halogenki w stanie bezwodnym są kowalencyjne.
104 Wszystkie halogenki hydrolizują pod wpływem wody: (Me=Al, Ga, In, Tl; X=F, Cl, Br, I) MeX 3 + 3H 2 O Me(OH) 3 + 3HX Fluorki i pozostałe halogenki boru, dają inne produkty hydrolizy niż halogenki pozostałych borowców: 4BF 3 + 3H 2 O H 3 BO 3 + 3H[BF 4 ] kwas Lewisa mocny kwas fluoroborowy BX 3 + 3H 2 O H 3 BO 3 + 3HX (X=Cl, Br, I) AlCl 3, AlBr 3 i GaCl 3 występują w środowiskach niepolarnych w postaci dimerów (osiągają w ten sposób konfigurację oktetu elektronowego): Cl Cl Al Cl Cl Al Cl Cl
105
106 Właściwości chemiczne - reakcje borowców z wodorem aden borowiec nie reaguje bezpośrednio z wodorem z utworzeniem wodorków Podstawowy wodorek boru diboran B 2 H 6 można otrzymać następująco: Mg 3 B 2 + H 3 PO 4 mieszanina boranów B 2 H 6 2BCl 3 + 6H 2 2B 2 H 6 + 6HCl 4BCl 3 + 3Li[AlH 4 ] 2B 2 H 6 + 3AlCl 3 + 3LiCl Wodorki są silnymi reduktorami reagują z wodą z wydzieleniem wodoru: B 2 H 6 + 6H 2 O 2H 3 BO 3 + 6H 2 Li[AlH 4 ] + 4H 2 O LiOH + Al(OH) 3 + 4H 2
107 Związki borowców z węglem W wyniku ogrzewania boru z węglem powstaje przestrzenny węglik (metanek) o wzorze B 12 C 3 (struktura sieci podobna do NaCl): 12B + 3C B 12 C 3 żlin ogrzewany z węglem, tworzy typowy dla 13 (III) grupy węglik (metanek) Al 4 C 3 : 4Al + 3C Al 4 C 3 Podobnie do berylowców w reakcji z acetylenem glin tworzy acetylenek: 2Al + 3C 2 H 2 Al 2 (C 2 ) 3 + 3H 2 Acetylenki reagując z wodą wydzielają acetylen, zaś produktem reakcji metanku z wodą jest metan: Al 2 (C 2 ) 3 + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 C 2 Al 4 C H 2 O 4Al(OH) 3 + 3CH 4
108
109
110
111 Glin otrzymuje się z boksytów (Al 2 O 3 H 2 O) po etapach przygotowawczych prowadzi się elektrolizę stopionego Al 2 O 3 : boksyt Na 3 Al(OH) 6 Al(OH) 3 Al 2 O 3 stapianie z kriolitem i elektroliza
112
113
114 ĘGLO CE
115 Promień atomowy węglowców wzrasta w grupie wraz ze wzrostem liczby atomowej Z, Energia jonizacji maleje w grupie wraz ze wzrostem liczby atomowej Z
116 OGÓLNA CHARAKTERYSTYKA W GLOWCÓW Małe rozmiary i duży ładunek jonów oraz wysokie energie jonizacji, powodują, że związki węglowców mają głównie charakter kowalencyjny. Tylko w niektórych połączeniach z fluorem i tlenem, różnica elektroujemności jest wystarczająco duża do zachowania cech jonowych (np. SnF 4, SnO 2, PbF 4, PbO 2 ) Typowe stopnie utlenienia węglowców +II, +IV W grupie, wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastki wykazują rosnącą trwałość stopnia utlenienia +II oraz malejącą trwałość stopnia utlenienia +IV Węgiel może tworzyć wiązania wielokrotne (między atomami węgla, np. CH 2 =CH 2, jak i między węglem i tlenem, siarką czy azotem, np. O=C=O, S=C=S). Unikalną cechą węgla jest tzw. katenacja, czyli tworzenie łańcuchów węglowych.
117 Alotropia - tworzenie przez dany pierwiastek kilku odmian różniących się od siebie strukturą kryształów lub cząsteczek ODMIANY ALOTROPOWE WĘGLA Do niedawna grafit i diament były uznawane za jedyne odmiany alotropowe węgla. Różnią się uporządkowaniem atomów w sieci krystalicznej i właściwościami fizycznymi.
118 Odmiany alotropowe węgla diament 154 pm sp 3 (4s) tetraedr 335 pm grafit 142 pm sp 2 (3s + del )
119 ODMIANY ALOTROPOWE WĘGLA Diament - krystalizuje w układzie regularnym (w klasie tetraedrycznej) - każdy atom węgla połączony jest wiązaniami kowalencyjnymi z czterema innymi atomami znajdującymi się w narożach tetraedru, wszystkie odległości między atomami węgla są jednakowe. Źiamenty należą do najbardziej twardych kryształów. skali twardości Mohsa: diament 10 (korund - 9, kwarc - 7) Grafit - minerał, odmiana alotropowa węgla o barwie czarno-szarej i metalicznym połysku, mało reaktywna, bardzo miękka, tłusty w dotyku, zwykle ma postać ziarnistych lub ziemistych skupień
120 ODMIANY ALOTROPOWE WĘGLA T = 1700K, p = 5 GPa, katalizator: Co, Fe Domieszkowanie: N barwa żółta diamentu, B barwa niebieska Ogrzewanie > 2000K, p = 0,1 MPa ęgiel bezpostaciowy (np: sadza, węgiel drzewny, koks, węgiel szklisty) ma strukturę zdeformowanej sieci grafitu Nie jest odmianą alotropową węgla
121 ODMIANY ALOTROPOWE WĘGLA Fullereny - cząsteczki węgla zawierające od kilkudziesięciu do kilkuset atomów, wchodzą w skład kryształów molekularnych tworzących odmianę alotropową węgla. Otrzymane po raz pierwszy w 1985 r. przez odparowanie grafitu w łuku węglowym, w strumieniu gazowego helu). Nagroda Nobla w 1996 r. za odkrycie fullerenów (R.F. Curl, H.W. Kroto, R.E. Smalley). Nazwa fullereny pochodzi od nazwiska amerykańskiego architekta i filozofa Richarda Buckminster - Fullera, twórcy budowli w kształcie zamkniętej struktury kopuł geodezyjnych. Najbardziej trwałe fullereny to: C32, C44, C50, C58, C60, C70, C240, C540, C960. Cząsteczki te składają się z pierścieni pięcio- i sześcioatomowych. Jest to nowa klasa cząsteczek organicznych
122 ODMIANY ALOTROPOWE WĘGLA Fullerenem jest każda cząstka składająca się tylko z atomów węgla o zamkniętej budowie klatkowej, pustej wewnątrz. W XVIII w. Leonard Euler udowodnił, że dowolny sferoid (zamknięta klatka) oprócz sześciokątów (w dowolnej ilości) musi zawierać nie mniej i nie więcej jak 12 pięciokątów. 20 liczba atomów węgla 960
123 ODMIANY ALOTROPOWE WĘGLA Geometria fullerenu C60 Każdy sześciokąt graniczy z: - 3 pięciokątami - 3 sześciokątami C sześciokątów 12 pięciokątów Kształt piłki nożnej
124 ODMIANY ALOTROPOWE WĘGLA Geometria fullerenu C60 - środek sy etrii - pięciokrot ych osi sy etrii - 20 trzykrotnych osi symetrii - 30 dwukrotnych osi obrotu C60 jest cząsteczką o najwyższej symetrii występującej w przyrodzie
125 Budowa fullerenu C60 Promień cząsteczki ma wartość 0,357 nm C60 występują dwa rodzaje wiązań C-C: C=C o długości 0,139 nm wspólny bok dwóch stykających się sześciokątów C-C o długości 0,144 nm wspólny bok pięciokąta i sześciokąta iązanie C=C jest całkowicie zlokalizowane, a zatem: C60 NIE JEST sferycznym benzenem
126 Podział fullerenów łaściwe (C60, C70) Nanocebulki (wielowarstwowe) Olbrzymie (> 500 atomów) Zsyntezowano dimer C60 (4-członowy pierścień łączy dwie kule) Metalofullereny - fulleren z uwięzionym wewnątrz atomem metalu Ogólny wzór Me@Cn; np. La@C82 C60 jest izolatorem, metalofullereny są przewodnikami elektrycznymi (możliwe nadprzewodnictwo: Me Cn 3-, n >60)
127 Diament Grafit Fulleren bezbarwny (zanieczyszczone - żółty, brunatny, czarny, zielony, niebieski lub czerwony) kryształy kruche, ale bardzo twardy atomy węgla o hybrydyzacji sp 3 tkwią w narożach tetraedru powiązane pojedynczymi wiązaniami kowalencyjnymi z 4 sąsiadującymi atomami węgla nie przewodzi prądu elektrycznego, przewodzi ciepło odporny na działanie powietrza, wody, kwasów nieutleniających i zasad ogrzewany bez dostępu powietrza do ok o C przekształca się w grafit ciemnoszary, nieprzezroczysty z metalicznym połyskiem kryształy miękkie, łupliwe, tłusty w dotyku atomy węgla o hybrydyzacji sp 2 tworzą płaskie warstwy zbudowane z 6-cioczłonowych pierścieni atomów C; zhybrydyzowane orbitale tworzą 3 wiązania kowalencyjne pomiędzy atomami C, elektrony niezhybrydyzowane tworzą rozmytą chmurę elektronową; pomiędzy warstwami działają słabe siły van der Vaalsa bardzo dobrze przewodzi prąd elektryczny i ciepło odporny na działanie powietrza i wody; w podwyższonej temperaturze reaguje z fluorem i silnymi utleniaczami (HNO 3, KMnO 4 ) oraz z litowcami pod ciśnieniem 6-9 GPa i w temp o C przekształca się w diament żółtobrązowy atomy węgla o hybrydyzacji sp 2, tworzą puste, zamknięte sieci zbudowane ze stykających się foremnych 5- i 6-członowych pierścieni atomów węgla półprzewodnik rozpuszcza się w węglowodorach alifatycznych i aromatycznych; w podwyższonej temperaturze reaguje z tlenem, wodorem, fluorem, chlorem, bromem, siarką i litowcami w warunkach dużego ciśnienia i w wysokiej temp. przekształca się w grafit lub diament
128
129 WIELKIE FULLERENY - MAKROCZĄSTECZKI
130 ODMIANY ALOTROPOWE W GLA Grafen jedna z alotropowych form węgla, odkryta w 2004 roku przez grupę brytyjsko - rosyjską. Grafen zbudowany jest z pojedynczej warstwy atomów węgla tworzących połączone pierścienie sześcioczłonowe. Atomy węgla tworzą w grafenie płaską, praktycznie dwuwymiarową siatkę o sześciokątnych oczkach, której struktura przypomina plaster miodu.
131 Grafen struktura plastra miodu Obraz grafenu w elektronowym mikroskopie transmisyjnym Źługość wiązań węgiel - węgiel wynosi ok. 0,142 nm Ostatni element szeregu wielopierścieniowych węglowodorów aromatycznych
132 Grafen podstawowe właściwości Bardzo dobry przewodnik ciepła: ok /mk (srebro: 429 W/mK) Bardzo mały opór elektryczny Bardzo wysoka ruchliwość elektronów: cm²/vs (w temperaturze pokojowej przy założeniu jedynie rozpraszania na fononach) (Krzem: 1500 cm²/vs ; Arsenek galu 8500 cm²/vs) Olbrzymia prędkość przepływu elektronów (1/300) c (możliwość badania efektów relatywistycznych dla elektronu poruszającego się w przewodniku) Prawie prze roczysty: pochłania 2,3% światła Nie przepuszcza nawet atomów helu Bardzo mocny: 100 razy więcej niż stal Elastyczny: Źaje się rozciągać o 20%
133 Grafen podstawowe właściwości Nie można otrzymać w stanie wolnym jest nietrwały i łatwo tworzy struktury trójwymiarowe (np. fullereny czy nanorurki) Otrzymuje się metodami mikromechanicznymi. wyizolować można struktury o grubości od jednej do kilku warstw osadzonych na nośniku Na początku roku 2009 uczeni koreańscy z Uniwersytetu Sungkyunkwan donieśli o opracowaniu metody pozwalającej na produkcję fragmentów o powierzchni do 1 cm²
134 Grafen widoki na przyszłość Może w wielu zastosowaniach zastąpić krzem MIT zbudowano eksperymentalny mnożnik częstotliwości, który podwoił dwukrotnie częstość sygnału prawdopodobieństwo osiągnięcia częstości do 100 GHz Prze roczystość i duże przewodnictwo można wykorzystać do wyświetlaczy dotykowych, ródeł światła i innych. Można zbudować czujniki, które mogą rejestrować pojedyncze cząsteczki Jako dodatek do tworzyw sztucznych zmienia ich własności Przewodzą prąd elektryczny Są bardziej odporne na ciepło Są bardziej wytrzymałe mechanicznie
135 Formy grafitowe wymiar konfiguracja wiązanie 3D (grafit) sp 2 s,, van der Waals 2D (grafen) sp 2 s, (Geim, Nowosiołow, 2004) 1D (nanorurka) sp 2 (zmodyfikowana) s(więcej), (mniej) (Iijima, 1991) 0D (fulleren) sp 2 (zmodyfikowana) s(więcej), (mniej) (Kroto, 1997)
136 grafen Grafen - siatka węglowa o grubości jednego atomu fulleren nanorurka grafit Nanorurki - zwinięte płachty grafenu w postaci długich walców
137 Podział nanorurek Nanorurka jednowarstwowa Nanorurka wielowarstwowa Fulleryt C60 Nanotorus Osiągają wytrzymałość rzędu 63 GPa (gigapaskali)! Pascal to 1 Newton na 1 metr kwadratowy 1 GPa to (miliard) ok t/m 2 Dla porównania, stal hartowana ma zaledwie 1.2 GPa [ t/m 2 ] Mają przy tym gęstość zaledwie 1,3-1,4 g/cm 3, a stal aż 7,86 g/cm 3!
138
139 C węglowodory: nasycone (np. etan) nienasycone (etylen, acetylen) aromatyczne (benzen) Si krzemowodory (silany): np. SiH 4, Si 2 H 6, cięższe: Si 10 H 22 (dekasilan) Ge germanowodory: GeH 4, Ge 2 H 6 Sn cynowodory: SnH 4 (tetrawodorek cyny) Pb ołowiowodór PbH 4
140 Różnice pomiędzy właściwościami związków węgla i krzemu C n H 2n+2 Si n H 2n+2 trwałe bardzo reaktywne 2 C n H 2n+2 + zapałka O 2 nco 2 + (n+1)h 2 O 2 Si n H 2n+2 + O 2 nsio 2 + (n+1)h 2 O 3(n 1) samozapłon CO (trwały) SiO (bardzo nietrwały) CO 2 SiO 2 gaz ciało stałe s + del 4s
141 Krzem tworzy z wodorem tylko jeden szereg homologiczny, składający się z prostych łańcuchów o wzorze ogólnym: Si n H 2n+2 Silany różnice we właściwościach silanów i węglowodorów wynikają z polaryzacji wiązania z atomem wodoru, w przypadku węglowodorów uwspólniona para elektronowa jest przesunięta w kierunku atomu węgla, natomiast w silanach w kierunku atomu wodoru, stąd mniejsza trwałość i większa reaktywność chemiczna silanów, które reagują z wodą: SiH 4 + 3H 2 O H 2 SiO 3 + 4H 2
142 Chlorosilany i siloksany Chlor i inne halogeny mogą zastępować atomy wodoru w silanach: SiH 3 Cl, SiH 2 Cl 2, SiHCl 3,. Chlorosilany ulegają hydrolizie: Obecność tlenu w łańcuchu pomiędzy atomami krzemu stabilizuje łańcuch, dlatego siloksany są trwalsze od silanów.
143 Silikony odór w silanach może być również zastępowany przez łańcuchy węglowodorowe: R = CH 3, C 2 H 5, C 6 H 5,. SiR 3 Cl, SiR 2 Cl 2, SiRCl 3,.
144 POŁĄCZENIA WĘGLA Z TLENEM Tlenek węgla(ii) CO (czad): bezbarwny, bezwonny gaz, o gęstości mniejszej od gęstości powietrza, bardzo trudno rozpuszczalny w wodzie, silnie trujący Gaz palny, pali się niebieskim płomieniem, ma właściwości redukujące: FeO + CO Fe + CO 2 Produkt spalania węgla przy niedostatecznym dopływie tlenu: 2C + O 2 2CO Wobec wody jest obojętny, w temp. ok. 280 o C ulega konwersji: CO + H 2 O (g) CO 2 + H 2 Na gorąco reaguje z roztworami mocnych zasad: CO + NaOH (aq) HCOONa Otrzymywanie CO Spalenie węgla przy ograniczonym dostępie tlenu: 2C + O 2 2CO Redukcja tlenku węgla(iv): CO 2 + C 2CO Działaniem pary wodnej na koks: C + H 2 O CO + H 2 Źehydratacja (odwodnienie) kwasu metanowego stężonym H 2 SO 4 : HCOOH CO + H 2 O
145 POŁĄCZENIA WĘGLA Z TLENEM Tlenek węgla(iv) CO 2 : gaz bezbarwny, bezwonny i bez smaku, o gęstości 1,5 raza większej od gęstości powietrza, łatwo ulega skropleniu i zestaleniu pod zwiększonym ciśnieniem ( suchy lód ); w warunkach normalnego ciśnienia sublimuje w temp. -78 o C trudno rozpuszcza się w wodzie, część rozpuszczonego CO 2 tworzy kwas węglowy(iv): CO 2. H 2 O (aq) lub H 2 CO 3(aq) jest biernym chemicznie gazem, o słabych właściwościach utleniających, można go zredukować tylko silnymi reduktorami: CO 2 + Mg MgO + CO CO 2 + C 2CO Otrzymywanie CO 2 Spalanie węgla przy pełnym dostępie tlenu: C + O 2 CO 2 Spalanie CO: 2CO + O 2 2CO 2 Wypieranie z soli węglanowych(iv): MgCO 3 + 2HCl MgCl 2 + CO 2 + H 2 O Termiczny rozkład soli węglanowych(iv): CaCO 3 CaO + CO 2 Produkt uboczny fermentacji alkoholowej, spalania związków organicznych
146 ZASTOSO ANIE TLENKÓ WĘGLA CO: składnik gazu generatorowego (CO + N 2 ), gazu syntezowego (nco + mh 2 ). Tlenek w mieszaninie z wodorem jest wykorzystywany do syntez chemicznych, między innymi do produkcji metanolu: (katalizator Cr 2 O 3, CuO): CO + 2H 2 CH 3 -OH CO 2 : wypełnianie gaśnic: -śniegowych (skroplony pod wysokim ciśnieniem), - pianowych (dwa zbiorniki wypełnione: I - roztwór Na 2 CO 3 + środek pianotwórczy, II - rozcieńczony H 2 SO 4 ) po uruchomieniu gaśnicy: Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O w chłodnictwie w postaci suchego lodu, produkcja gazowanych napojów, produkcja mocznika
147
148 Cyjanowodór (kwas pruski) HCN: bezbarwna lotna ciecz, o zapachu gorzkich migdałów, w wodzie rozpuszcza się w dowolnych stosunkach, wodny roztwór ma odczyn kwasowy, jest słabszy od kwasu węglowego HCN + H 2 O H 3 O + + CN - HCN występuje w dwóch odmianach izomerycznych, w stanie równowagi, w temperaturze pokojowej: 99% cyjanowodór i 1% izocyjanowodór H C N: :C N H cyjanowodór izocyjanowodór Cyjanowodór i cyjanki są bardzo silnymi truciznami Metanki (jon C 4- ): Al 4 C 3, w wodzie lub kwasie chlorowodorowym ulegają hydrolizie, produktem jest metan Al 4 C H 2 O 3CH 4 + 4Al(OH) 3 Al 4 C HCl 3CH 4 + 4AlCl 3 Acetylenki (jon C 2 2- ): Na 2 C 2, BaC 2, CaC 2, Al 2 C 6, w wodzie ulegają hydrolizie, produktem jest acetylen (etin) CaC 2 + 2H 2 O CH CH + Ca(OH) 2 Allilek (jon C 3 4- ): Mg 2 C 3, w wodzie ulega hydrolizie, produktem jest propyn Mg 2 C 3 + 2H 2 O 2MgO + CH C CH 3
149 SiO 2 jest bezwodnikiem kwasowym, ale nie reaguje z wodą (!) SiO 2 można stapiać z NaOH (lub Na 2 CO 3 ) otrzymując ortokrzemian (IV) sodu: SiO 2 + 4NaOH = Na 4 SiO 4 + 2H 2 O SiO 2 + 2Na 2 CO 3 = Na 4 SiO 4 + 2CO 2 lub metakrzemian (IV) sodu: SiO 2 + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O Krzemiany litowców w roztworach wodnych ulegają hydrolizie anionowej, produktem jest mieszanina kwasów krzemowych nierozpuszczalnych w wodzie: SiO H 2 O H 2 SiO 3 + 2OH - SiO H 2 O H 4 SiO 4 + 2OH - Kwasy metakrzemowy i ortokrzemowy ulegają kondensacji z wydzieleniem cząsteczki wody, powstają kwasy polikrzemowe: 2H 2 SiO 3 H 2 Si 2 O 5 + H 2 O 2H 4 SiO 4 H 6 Si 2 O 7 + H 2 O 3H 4 SiO 4 H 8 Si 3 O H 2 O
150
151
152
153 spólne naroża, krawędzie i ściany stwarzają wiele możliwości strukturalnych w krzemianach, które są składnikami wielu minerałów, np. oliwin, mika talk, zeolitów, a także glin, niektórych skał.
154 TYPY STRUKTUR KRZEMIANÓ izolowane tetraedry Np. minerał: oliwin (Mg,Fe) 2 SiO 4 (między tetraedrami SiO 4 są kationy metalu Mg 2+ lub Fe 2+
155 TYPY STRUKTUR KRZEMIANÓ
156 TYPY STRUKTUR KRZEMIANÓ Zawierają zespoły 2, 3 lub 6 tetraedrów oddzielnych zespołów grup krzemotlenowych
157 TYPY STRUKTUR KRZEMIANÓ
158 TYPY STRUKTUR KRZEMIANÓ
159 TYPY STRUKTUR KRZEMIANÓ W sieci SiO 2 część jonów Si 4+ jest zastąpiona jonami Al 3+ - glinokrzemiany, np. Na(AlSi 2 O 6 ) H 2 O zastąpienie jonów Na + jonami Pd 2+ centra katalityczne (katalizatory reakcji uwodornienia)
160 Struktury krzemianów SiO 4 4- Si 2 O 7 6- Si 3 O 9 6- (SiO 3 ) n 2n- (Si 4 O 11 ) n 6n- (Si 2 O 5 ) n 2n-
161 ródła wielkiej liczby i różnorodności krzemianów 1. Źuża energia wiązania Si-O Si-O 450 kj/mol, (C-O 358 kj/mol) 2. Możliwość różnych kombinacji tetraedrów SiO 4 3. Możliwość izomorficznej wymiany Si 4+ na Al 3+ (glinokrzemiany) 4. Możliwość izomorficznej wymiany kationów o podobnym promieniu
162 AZOTOWCE Grupa 15 (V)
163
164 AZOT WŁA CIWO CI I ZWIĄZKI
165 OTRZYMYWANIE AZOTU wykorzystanie różnic wrzenia gazów stanowiących mieszaninę powietrza (T w(n) = -196 o C, T w(o) = -183 o C). Metody laboratoryjne termiczny rozkład soli azotanowo - amonowych: NH 4 NO 2 N 2 + 2H 2 O NH 4 Cl + NaNO 2 NaCl + N 2 + H 2 O
166 Metale przejściowe tworzą azotki międzywęzłowe, nie mają one prostego składu chemicznego, przypominają metale, przewodzą prąd, są bierne chemicznie, bardzo twarde i trudno topliwe (t. top. VN 2570 o C).
167 Związki azotu z wodorem
168 Otrzymywanie amoniaku metodą przemysłową Habera Boscha: mieszaninę azotu i wodoru przepuszcza się nad katalizatorem (Fe z domieszką tlenków Ca, Al i K) w temperaturze o C i pod ciśnieniem 30 MPa. N 2 + 3H 2 2NH 3 termiczny rozkład chlorku amonu NH 4 Cl NH 3 + HCl
169
170
171 Sole amonowe (NH 4+ ) Właściwości soli amonowych: wszystkie bardzo dobrze rozpuszczają się w wodzie, ponieważ amoniak w roztworze wodnym jest bardzo słabym elektrolitem, ulegają one hydrolizie kationowej lub anionowo kationowej, odczyn wodnego roztworu soli mocnych kwasów jest kwasowy, natomiast słabych kwasów odczyn ten jest zbliżony do obojętnego: NH 4 Cl + 2H 2 O NH 3. H 2 O + H 3 O + + Cl - CH 3 COONH 4 + H 2 O CH 3 COOH + NH 3. H 2 O
172 Związki azotu z wodorem Podstawienie atomów wodoru w amoniaku
173 Związki azotu z wodorem Podstawienie atomów wodoru w amoniaku Amidki 2Na + 2NH 3 = 2NaNH 2 + H 2 Imidki (ogrzewanie amidków berylowców) Ca(NH 2 ) 2 = CaNH + NH 3 Azotki (silniejsze ogrzewanie) 3Ca(NH 2 ) 2 = Ca 3 N 2 + 4NH 3
174 Związki azotu z wodorem Hydrazyna N 2 H 4 Oleista bezbarwna ciecz, słaba zasada w roztworach wodnych; wybuchowa: 2NH 3 + NaClO N 2 H 4 + NaCl + H 2 O Sole hydrazoniowe N 2 H 5 + N 2 H 6 2+ Siarczan hydrazyny (N 2 H 6 )SO 4 Hydrat hydrazyny N 2 H 4 *H 2 O Chlorowodorek hydrazyny N 2 H 4 *HCl
175 Związki azotu z wodorem
176 Związki azotu z wodorem
177 Sole kwasu HN 3 - azydki: ogrzane ulegają rozkładowi z wydzielaniem azotu (zastosowanie w poduszkach samochodowych w mieszance z KNO 3 i SiO 2 ), pod wpływem impulsu elektrycznego zachodzą następujące reakcje: 2NaN 3 2Na + 3N 2 10Na + 2KNO 3 K 2 O + 5Na 2 O + N 2 K 2 O + SiO 2 K 2 SiO 3 Na 2 O + SiO 2 Na 2 SiO 3
178 Różnice pomiędzy azotem a pozostałymi azotowcami jest gazem, pozostałe azotowce to ciała stałe tworzy silne wiązania wielokrotne tworzy związki na wszystkich pośrednich stopniach utlenienia od -III do V
179 REAKCJE AZOTO CÓ Z TLENEM N xo 2NO 2 2 x P 5O P O P 3O P O As 3O As O E 3O 2E O (E = Sb, Bi)
180 Tlenki i kwasy tlenowe azotu Stopień utlenienia Tlenek Kwas tlenowy I N 2 O H 2 N 2 O 2 II NO brak III N 2 O 3 HNO 2 IV NO 2, N 2 O 4 brak V N 2 O 5 HNO 3
181
182
183 Tlenek azotu(iii) N 2 O 3 Właściwości fizyczne: - ciało stałe w temp. poniżej -100 o C, w temperaturach wyższych przechodzi ciecz i gaz, w tych stanach skupienia jest nietrwały i ulega rozkładowi N 2 O 3 NO 2 + NO Właściwości chemiczne: tlenek kwasowy, reaguje z wodą, produktem jest kwas azotowy(iii) N 2 O 3 + H 2 O 2HNO 2
184 Cząsteczka NO 2 zawiera jeden elektron niesparowany, jest rodnikiem molekularnym, stąd duża reaktywność chemiczna i tendencja do tworzenia dimeru N 2 O 4 O O O // \\ // 2 N N.. N \\ // \\ O O O
185 Reaguje z wodą, dając mieszaninę dwóch kwasów azotowych (III) i (V): 2NO 2 + H 2 O HNO 2 + HNO 3 N 2 O 4 + H 2 O HNO 2 + HNO 3
186
187 chlorek nitrozylu
188 Otrzymywanie kwasu azotowego(v) na skalę przemysłową w metodzie Ostwalda Etap I: synteza amoniaku metodą Habera Boscha 3H 2 + N 2 2NH 3 Etap II: katalityczne utlenienie amoniaku do NO na siatce platynowej 4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2 O Etap III: utlenienie NO do NO 2 w tlenie atmosferycznym 2NO + O 2 2NO 2 (N 2 O 4 ) Etap IV: pochłanianie mieszaniny NO 2 i N 2 O 4 przez wodę N 2 O 4 + H 2 O HNO 3 + HNO 2 Etap V: rozkład HNO 2 w miarę wzrostu stężenia roztworu 3HNO 2 HNO 3 + 2NO + H 2 O (powstający NO zawracany jest do etapu III)
189
190
191 WYSTĘPOWANIE FOSFORU
192 ODMIANY ALOTROPOWE FOSFORU Biały Czerwony Fioletowy Czarny Miękki, silnie trujący, o zapachu czosnku, T t =44 o C, bardzo aktywny zapala się po potarciu lub w powietrzu w temp o C, występuje w cząsteczkach P 4 Nietoksyczny, mniej reaktywny chemicznie, w powietrzu zapala się w temp. 400 o C, powstaje po ogrzaniu fosforu białego do temp. ok. 180 o C bez dostępu tlenu, słabo przewodzi prąd Powstaje z fosforu czerwonego po ogrzaniu do temp. ok. 530 o C Najbardziej trwała odmiana, ciemnoszary z metalicznym połyskiem, powstaje po ogrzaniu fosforu białego do temp. ok. 220 o C i pod ciśnieniem 1200MPa, przewodzi prąd elektryczny
193 P 4 fosfor arsen antymon bizmut sp 3 ŻOSŻOR BIAŁY FOSFOR CZARNY Fosfor biały jest toksyczny!!! Dawka śmiertelna wynosi 0,1g
194 OTRZYMYWANIE FOSFORU Redukcja węglem mieszaniny piasku i minerałów fosforu w temp o C 2Ca 3 (PO 4 ) 2 + 6SiO C 6CaSiO CO + P 4
195
196 FOSFOR właściwości chemiczne Spalanie (bez względu na odmianę alotropową) P 4 + 3O 2 2P 2 O 3 (przy niedoborze tlenu) P 4 + 5O 2 P 4 O 10 (przy nadmiarze tlenu) Reakcja fosforu białego z chlorem (również pozostałe fluorowce) P 4 + 6Cl 2 4PCl 3 P Cl 2 4PCl 5 Fosfor biały reaguje z wodorem, siarką oraz z metalami
197 FOSFOR właściwości chemiczne Utlenianie fosforu HNO 3 P HNO 3 4H 3 PO NO 2 + 4H 2 O Reakcja fosforu białego w podwyższonej temperaturze z wodorotlenkami litowców i berylowców P 4 + 3KOH +3H 2 O PH 3 + 3KH 2 PO 2 Redukcja metali (Cu, Ag, Au, Pb) P 4 +10CuSO H 2 O 10Cu + 4H 3 PO 4 +10H 2 SO 4 Fosfor biały oraz czerwony po ogrzaniu rozkłada wodę, produktem jest H 3 PO 4
198 Z IĄZKI FOSFORU - Żosforowodór (fosfina, fosforiak) PH 3 Otrzymywanie hydroliza AlP, reakcja fosforu białego z zasadami na gorąco, reakcja fosforu lub jego związków z wodorem in statu nascendi AlP + 3H 2 O PH 3 + Al(OH) 3 3NaOH + P 4 + 3H 2 O 3NaH 2 PO 2 + PH 3 H 3 PO 4 + 8H PH 3 + 4H 2 O Fosfina jest bezbarwnym, toksycznym gazem o nieprzyjemnej woni, o bardzo słabych właściwościach zasadowych (jednak roztwory wodne nie wykazują odczynu zasadowego), w stanie suchym reaguje z fluorowodorami PH 3 + HCl PH 4 Cl Dwufosfina P 2 H 4 : H 2 P PH 2 (jest analogiem hydrazyny H 2 N NH 2 ), jest produktem ubocznym otrzymywania fosfiny, ciecz o silnych właściwościach redukujących, zapala się w zetknięciu się z powietrzem
199 TLENKI FOSFORU
200 TLENOWE KWASY FOSFORU PCl H 2 O H 3 PO 3 + HCl
201 TLENOWE KWASY FOSFORU P 4 O 6 + 6H 2 O 4H 3 PO 3 P 4 O H 2 O 4H 3 PO 4 P 4 O H 2 O 2H 4 P 2 O 7
202 TLENOWE KWASY FOSFORU P 4 O H 2 O 4HPO 3
203 Rola wodoru w kwasach fosforowych
204
205 TLENOWCE Grupa 16 (VI)
206
207
208
209 ażniejsze reakcje tlenowców H 2 E H 2 tlenowiec (E) metale M 2 E H 2 E 2 H 2 E n X 2 (fluorowce) E 2 X 2, EX 2, EX 4, EX 6 E + O 2 (E O 2 ) EO, EO 2, EO 3 kwasy tlenowe i ich sole
210
211
212
213
214
215
216
217
218
219
220
221
222
223
224
225
226
227
228 FLUOROWCE Grupa 17 (VIIA)
229
230 Konfiguracja elektronowa fluorowców duża tendencja do przyłączania 1 elektronu s 2 p 6 X X duże powinowactwo elektronowe A (tylko fluorowce i tlen mają dodatnie A) X najczęściej (jonowe) duża elektroujemność duża reaktywność wiązanie kowalencyjne rzadziej + duża energia potrzebna do oderwania elektronu X X + (duża energia jonizacji) mała energia wiązania X 2 duże ciepło hydratacji X duży potencjał oksydacyjny fluor najsilniejszy utleniacz wśród pierwiastków E = +2,85 V tylko stopień utlenienia -I przeprowadza pierwiastki na najwyższy możliwy stopień utlenienia (np. SF 6, PF 5, IF 7, F 2 O, PtF 6 ) rośnie w szeregu I<Br <Cl <F duża aktywność chemiczna I 2 <Br 2 <Cl 2 <F 2
231
232
233
234
235
236
237
238
239
240 Fluor OF 2 ( I) O 2 F 2 ( I)
241 Związki fluorowców z tlenem Fluor Chlor Brom Jod OF 2 ( I) Cl 2 O (I) Br 2 O (I) O 2 F 2 ( I) Cl 2 O 3 ( III) ClO 2 (IV) BrO 2 (IV) Cl 2 O 4 (IV) I 2 O 4 (IV) Cl 2 O 6 (VI) I 2 O 5 (V) Cl 2 O 7 (VII) I 2 O 7 (VII)
242 Oksokwasy fluorowców HOF fluorowy(i) HClO chlorowy(i) HClO 2 chlorowy(iii) HClO 3 chlorowy(v) HClO 4 chlorowy(vii) HBrO bromowy(i) HBrO 2 bromowy(iii) HBrO 3 bromowy(v) HBrO 4 bromowy(vii) HIO jodowy(i) HIO 3 jodowy(v) H 5 IO 6 jodowy(vii) HIO 4 H 3 IO 5 H 4 I 2 O 9 H 7 I 3 O 11
243 Ważniejsze związki chloru kwasy chlorowe Rozkład właściwości utleniających, trwałości oraz mocy kwasów chlorowych wzrost właściwości utleniających HClO HClO 2 HClO 3 HClO 4 wzrost mocy i trwałości kwasów
244 HELOWCE Grupa 18
245
246 Ze względu na wypełnioną powłokę walencyjną (s 2 p 6 ) nie tworzą w warunkach normalnych cząsteczek dwuatomowych, jak inne pierwiastki gazowe. Cząsteczka dwuatomowa charakteryzuje się w przypadku tych pierwiastków energią większą niż suma energii atomów ją tworzących i z tego powodu jest nietrwała. ypełniona powłoka walencyjna jest także powodem ich dużej bierności chemicznej. Pierwiastki grupy 18 są gazami o bardzo niskich temperaturach wrzenia, głównie ze względu na nikłe oddziaływania między atomowe (wypełniona powłoka walencyjna!). W latach otrzymano ponad 40 związków ksenonu, kryptonu i radonu nadal nieznane są żadne związki He ( należy do bloku s!!) i Ne Ze względu na wielkość energii jonizacji chemia helowców to przede wszystkim chemia ksenonu.
247 Możliwość tworzenia związków GX 2 gdzie G atom gazu szlachetnego, X atom tworzący połączenie Struktury graniczne: X G + X X G + X Warunki tworzenia: 1. o Możliwie niska energia jonizacji gazu szlachetnego (< 1500 kj/mol) 2. o Możliwie duże powinowactwo elektronowe pierwiastka X Wniosek: Związki mogą tworzyć Kr, Xe i Rn z pierwiastkami silnie elektroujemnymi o małych atomach (Ż, O, Cl)
248 Struktury przestrzenne
249 Struktury przestrzenne
250 Przykłady związków i ich reakcje
251
252
253
254
255
256
257
258
259
260
261
262
263 IĄZANIE METALICZNE METALE NIEMETALE r WI KSZE promienie r MNIEJSZE przyciąganie zewn trznych elektronów ŁATWA jonizacja
264 Wiązanie metaliczne Wiązania metaliczne występują w kryształach metali i kryształach stopów metali Wiązanie powstaje pomiędzy kationami metali tworzącymi sieć krystaliczną i ich elektronami walencyjnymi, elektrony nie są związane z konkretnym kationem metalu w sieci elektrony zdelokalizowane Elektrony zdelokalizowane poruszają się swobodnie pomiędzy kationami metali tworzących sieć, tworzą one tzw. gaz elektronowy równoważący sumaryczny ładunek dodatni na kationach. Kryształ metalu jako całość jest elektrycznie obojętny, a wiązania nie są ukierunkowane. Obecność elektronów zdelokalizowanych w kryształach metali i ich stopów nadaje im swoiste właściwości fizyczne.
265
266
267
268
269
270
271
272
273
274
275
276
277
278
279
280 Blok d
281
282
283
284
285
286
287
288
289
290
291
292
293
294
295
296
297
298
299
300 Mała aktywność chemiczna (metale półszlachetne srebro; metale szlachetne złoto, platyna, pallad, iryd) Mała elektroujemność Tworzenie związków na różnych stopniach utlenienia Tworzenie związków na różnych stopniach utlenienia: niskie stopnie utlenienia proste kationy wyższe stopnie utlenienia złożone aniony
301 Tworzenie związków na różnych stopniach utlenienia: niskie stopnie utlenienia proste kationy wyższe stopnie utlenienia złożone aniony
302 Z wyjątkiem metali szlachetnych, reagują po podgrzaniu z tlenem
303
304 miarę wzrostu wartościowości charakter połączeń pierwiastków bloku d zmienia się z zasadowego przez amfoteryczny do kwasowego Połączenia na wyższym stopniu utlenienia są utleniaczami, których reaktywność zależy od charakteru środowiska
305 Reakcje z kwasami Metale aktywniejsze od wodoru wypierają go z kwasów dając sole Metale mniej aktywne od wodoru reagują tylko z kwasami silnie utleniającymi Metal Związki z tlenem Związki z aktywnym niemetalem Produkt reakcji z kwasem beztlenowym Produkt reakcji z kwasem utleniającym (HNO 3 ) Produkt reakcji z zasadą (NaOH) Mn MnO 2, Mn 2 O 3 MnCl 2, MnS MnCl 2 Mn(NO 3 ) 2 Zn ZnO ZnCl 2, ZnS ZnCl 2 Zn(NO 3 ) 2 Na 2 [Zn(OH) 4 ] Cr Fe CrO, Cr 2 O 3, CrO 3 CrCl 2, CrS CrCl 2 Cr(NO 3 ) 3 FeO, Fe 2 O 3, Fe 3 O 4 FeCl 2, FeS FeCl 2 Fe 2 O 3 Cu Cu 2 O, CuO CuCl 2, CuS Cu(NO 3 ) 2 Ag AgCl, Ag 2 S AgNO 3
306
307
308
309 Związki niektórych metali są barwne w roztworach wodnych Właściwości te wiążą się z absorpcją światła przez elektrony znajdujące się na częściowo zapełnionej podpowłoce d jon Cu 2+ Fe 2+ Fe 3+ Mn 2+ Cr 3+ MnO 4 - CrO 4 2- Cr 2 O 7 2- barwa niebieska jasno zielona żółta różowa zielona fioletowa żółta pomarańczowa
310 Wybrane pierwiastki bloku d Dla grup 8-10 właściwości chemiczne i fizyczne pierwiastków w obrębie grupy różnią się znacznie, natomiast są dość zgodne dla triad w obrębie okresu Fe, Co, Ni - żelazowce Ru, Rh, Pd - platynowce lekkie Os, Ir, Pt - platynowce ciężkie Tworzą ją pierwiastki 8, 9 i 10 grupy okresu IV Są to żelazo (Że), kobalt (Co) i nikiel (Ni) łaściwości fizyczne: Metale, o dobrej kowalności i ciągliwości; temperatura topnienia około 1500 C. temperaturze pokojowej wszystkie są ferromagnetykami (nikiel traci właściwości ferromagnetyczne już w temperaturze 363 C - temperatura Curie). łaściwości chemiczne: związkach występują zazwyczaj na +2 i +3 stopniach utlenienia. szeregu napięciowym metali leżą przed wodorem, wypierają zatem wodór z kwasów. Nie roztwarzają się w stężonym kwasie azotowym(v), ulegając pasywacji (pokrywając się cienką warstewką tlenku, nie dopuszczającą do dalszej reakcji). Tworzą związki o charakterze kompleksów
311 elazo i jego związki
312 ystępowanie żelaza W stanie wolnym: meteoryty żelazne; ponadto z niklem stanowi jądro metaliczne Ziemi W stanie związanym: magnetyt Fe 3 O 4 hematyt Fe 2 O 3 piryt FeS 2 syderyt FeCO 3 limonit Fe 2 O 3. nh 2 O
313 Jedynie żelazo a posiada własności ferromagnetyczne
314
315
316
317
318
319 Mechanizm korozji elektrochemicznej elazo jest stopem, w którym oprócz domieszek innych metali występują duże ilości węgla w postaci grafitu lub cementytu Fe 3 C Cementyt stanowi półogniwo ujemne (anodę), natomiast atomy żelaza stanowią półogniwo dodatnie (katodę); czyli na odkrytej powierzchni żelaza w wilgotnym powietrzu, które zawiera wodę i rozpuszczone związki i tym samym stanowi elektrolit, występuje duża ilość mikroogniw A (-): Fe Fe e - K(+): 4H + + O 2 + 4e - 2H 2 O (środowisko kwaśne) lub K(+): 2H 2 O + O 2 + 4e - 4OH - (środowisko obojętne) Fe OH - Fe(OH) 2 (zielonkawy) 4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O 4Fe(OH) 3 (rdzawy)
320 MIEDZIOWCE (miedż, srebro, złoto) Konfiguracja elektronowa powłok walencyjnych (n-1)d 10 ns 1 sugeruje, że występować powinny jako pierwiastki jednowartościowe. rzeczywistości często dochodzi do zaangażowania elektronów orbitali d i powstawania związków także dwu- i trójwartościowych. Srebro tworzy głównie związki jednowartościowe, mied dwuwartościowe a złoto najczęściej występuje jako trójwartościowe.
321 Mied rodzima Mied metaliczna
322
323 związkach chemicznych występuje na II, rzadziej na I stopniu utlenienia Kationy Cu + w roztworze wodnym są nietrwałe i ulegają dysproporcjonowaniu: 2Cu + Cu 2+ + Cu Łączy się bezpośrednio z chlorem i siarką W wilgotnym powietrzu atmosferycznym mied pokrywa się zieloną patyną (zasadowy węglan miedzi(ii) Cu 2 (OH) 2 CO 3 ) Pod wpływem działania tlenu suchego powietrza pokrywa się powierzchniowo tlenkiem Cu 2 O, nadającym jej charakterystyczne czerwonawe zabarwienie Oba te procesy chronią miedź przed dalszym wpływem czynników atmosferycznych
324 Nie reaguje z wodą i nie wypiera wodoru z kwasów w szeregu elektrochemicznym znajduje się za wodorem (wysoki dodatni standardowy potencjał elektrodowy) chodzi w reakcję z kwasami utleniającymi (HNO 3, st. H 2 SO 4 ) Cu + 4HNO 3(stęż) Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O 3Cu + 8HNO 3(rozc) 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O Cu + 2H 2 SO 4(stęż) CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
325
326 Srebro i jego związki W przyrodzie srebro występuje w postaci rodzimej oraz w minerałach Ag 2 S argentyt, AgCl srebro rogowe (domieszki rud cynku, ołowiu, miedzi) Srebro rodzime Srebro metaliczne
327 Srebro Ag Nie utlenia się na powietrzu i dlatego występuje w skorupie ziemskiej w stanie rodzimym związkach występuje na +1 stopniu utlenienia Reaguje z siarką, fluorowcami Jego powierzchnia czernieje gdyż reaguje z siarkowodorem zawartym w powietrzu: 4 Ag + 2H 2 S + O 2 2Ag 2 S +2H 2 O Nie wypiera wodoru z kwasów, reaguje jedynie z gorącym kwasem azotowym i siarkowym, redukując je do odpowiednich tlenków (podobnie jak mied ) Ag + 2HNO 3(stęż) AgNO 3 + NO 2 + 2H 2 O 3Ag + 4HNO 3(rozc) 3AgNO 3 + NO + H 2 O 2Ag + 2H 2 SO 4(stęż) Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2H 2 O
328 Srebro - Ag reakcji azotanu(v) srebra z roztworami wodorotlenków litowców powstaje wodorotlenek srebra(i) barwy brązowej, który natychmiast ulega rozkładowi do tlenku srebra(i): 2Ag + + 2OH - Ag 2 O + H 2 O Reakcja Ag + z wodą amoniakalną powstaje rozpuszczalny w wodzie wodorotlenek diaminasrebra(i), nazywany również amoniakalnym roztworem tlenku srebra(i) : [Ag(NH 3 ) 2 ](OH) Powyższy wodorotlenek ma łagodne właściwości utleniające, ma zastosowanie w chemii organicznej do wykrywania aldehydów, cukrów aldoz reakcja lustra srebrnego (próba Tollensa), ponadto stosuje się go do srebrzenia bombek oraz w produkcji luster srebrnych
329 Złoto Au Odporne na działanie większości czynników chemicznych Rozpuszcza go (roztwarza) dopiero tzw. woda królewska (mieszanina kwasu solnego i azotowego) przeprowadzając w kwas chlorozłotowy HAuCl 4 Złoto jest roztwarzane także w zasadowych roztworach cyjanków (w obecności utleniaczy, np. tlenu) tworząc kompleksy cyjanozłocianowe: 4 Au + 8 KCN + O H 2 O 4 K[Au(CN) 2 ] + 4 KOH Ze względu na swą niska odporność mechaniczna jest stosowane w postaci stopów, głownie z miedzią Zawartość złota w jego stopach określa się często w karatach, czyli ilości części wagowych złota w 24 częściach wagowych stopu
330 Mangan i jego związki Mangan w przyrodzie występuje w formie związanej, główny minerał: piroluzyt MnO 2 Metal srebrzystobiały z różowym połyskiem, twardy i kruchy Piroluzyt Mangan
331 Otrzymywanie manganu Aluminotermia - metoda otrzymywania metali, które mają wysoką temperaturę topnienia i trudno się redukują. W aluminotermii sporządza się mieszankę tlenku z granulatem glinu (termit), do której dodaje się magnez i nadtlenek baru jako zapalnik: 4Mn 3 O 4 + 8Al 12Mn + 4Al 2 O 3 Elektroliza wodnych roztworów soli manganu zawierających kationy Mn 2+ łaściwości chemiczne manganu Reakcja z tlenem w kontakcie z tlenem ulega pasywacji pokrywa się warstewką tlenków MnO 2 i Mn 3 O 4 W stanie rozdrobnionym reaguje z wodą i kwasem chlorowodorowym z wydzielaniem wodoru: Mn (pył) + 2H 2 O Mn(OH) 2 + H 2 Mn (pył) + 2HCl MnCl 2 + H 2
332 łaściwości redukująco-utleniające związków manganu Związki manganu na +II mają właściwości redukujące 2Mn(OH) 2 + O 2 2MnO 2. H 2 O (barwa biała) (barwa brunatna) Tlenki manganu na stopniu utlenienia +III i +IV są termicznie nietrwałe, podgrzewane ulegają rozkładowi z wydzieleniem tlenu 4MnO 2 2Mn 2 O 3 + O 2 6Mn 2 O 3 4Mn 3 O 4 + O 2 (MnO. Mn 2 O 3 ) Tlenek manganu(iv) ma silne właściwości utleniające, mangan ulega redukcji do +II MnO 2 + 4HCl MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O 2MnO 2 + 4HNO 3 2Mn(NO 3 ) 2 + O 2 + 2H 2 O 2MnO 2 + 2H 2 SO 4 2MnSO 4 + O 2 + 2H 2 O MnO 2 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 MnSO 4 + O 2 + 2H 2 O Tlenek manganu(iv) stapiany z wodorotlenkami litowców przy dostępie powietrza tworzy manganiany(vi): 2MnO 2 + 4KOH + O 2 2K 2 MnO 4 + 2H 2 O (barwa zielona)
333 łaściwości kwasowo - zasadowe związków manganu Właściwości zmieniają się wraz ze wzrostem stopnia utlenienia od zasadowych poprzez amfoteryczne do kwasowych na najwyższych stopniach utlenienia MnO (szarozielony) i Mn(OH) 2 nierozpuszczalne w wodzie mają charakter zasadowy, w reakcji z kwasami powstają dobrze rozpuszczalne sole, w których mangan jest na +II, barwy bladoróżowej lub bezbarwne MnO 2 (brunatny) nierozpuszczalny jest tlenkiem amfoterycznym, reaguje z kwasami, stapiany bez dostępu tlenu z tlenkami litowców lub berylowców powstają manganiany(iv), np.: Na 2 MnO 3 lub Na 2 MnO 4 Mn 2 O 7 jest oleistą zieloną cieczą, łatwo wybuchającą pod wpływem wstrząsu lub ogrzania, reaguje z wodą dając mocny kwas manganowy(vii) Mn 2 O 7 + H 2 O 2HMnO 4 Manganiany (VI) i (VII) potasu Manganian(VI) potasu w środowisku kwasowym przechodzi w manganian (VII) potasu: 3K 2 MnO 4 + 2H 2 SO 4 2KMnO 4 + MnO 2 + H 2 O + K 2 SO 4 (zielony) (fioletowy) (brunatny) Manganian(VII) potasu ulega termicznemu rozkładowi z wydzieleniem tlenu: 2KMnO 4 K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
334 łaściwości utleniające KMnO 4 a odczyn roztworu Najsilniejsze właściwości utleniające wykazuje w środowisku zakwaszonym mangan ulega redukcji do +II 2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 3H 2 SO 4 K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + 3H 2 O (barwa lekko różowa lub bezbarwny) Słabsze właściwości utleniające wykazuje w środowisku obojętnym, mangan ulega redukcji do +IV (MnO 2 ) 2KMnO 4 + 3Na 2 SO 3 + H 2 O 2MnO 2 (osad barwy brązowo-brunatnej) + 3Na 2 SO 4 + 2KOH Najsłabsze właściwości utleniające wykazuje w środowisku zasadowym, mangan ulega redukcji do (+VI) 2KMnO 4 + Na 2 SO 3 + 2KOH K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O (barwa zielona)
335 Chrom i jego związki W przyrodzie występuje tylko w postaci związanej Chromit FeCr 2 O 4 Krokoit PbCrO 4 Metal twardy, srebrzystobiały, błyszczący z niebieskim odcieniem Otrzymywanie chromu Aluminotermia: FeCr 2 O 4 + 2Al 2Cr + FeO + Al 2 O 3 Redukcja chromitu węglem: FeCr 2 O 4 + 2C 2Cr + Fe + 2CO 2 Elektroliza wodnych roztworów soli chromu zawierających kationy Cr 3+
336 łaściwości chemiczne chromu Reakcja z tlenem w kontakcie z tlenem ulega pasywacji pokrywa się warstewką tlenku barwy zielonej: 4Cr + 3O 2 2Cr 2 O 3 W podwyższonej temperaturze reaguje z siarką i fluorowcami Reaguje z kwasami HCl i rozcieńczonym H 2 SO 4 z wydzieleniem wodoru Ulega pasywacji w obecności stężonych kwasów utleniających (HNO 3, H 2 SO 4 ), powstaje warstewka Cr 2 O 3 W przypadku chromu warstewka pasywacyjna jest bardzo cienka i wierzchnia warstwa chromu zachowuje połysk metaliczny. Z tego względu metal ten jest wykorzystywany do sporządzania warstw ochronnych. Również dodatek chromu do stali powoduje, że staje się ona odporna na czynniki chemiczne w tym kwasy. Dodatek manganu nadaje natomiast stal twardość i otrzymuje się tzw. stale narzędziowe.
337 Związki chromu +VI CrO 3 pomarańczowo-czerwony - ma właściwości kwasowe CrO 3 + H 2 O H 2 CrO 4 kwas chromowy(vi) W środowisku kwasowym (H + ) kwas chromowy(vi) przechodzi w kwas dichromowy(vi): 2H 2 CrO 4 H 2 Cr 2 O 7 + H 2 O Sole chromiany(vi) mają barwę żółtą Sole dichromiany(vi) mają barwę pomarańczową Aniony Cr 2 O 7 2- są trwałe w środowisku kwasowym 2CrO H + Cr 2 O H 2 O Aniony CrO 4 2- są trwałe w środowisku zasadowym Cr 2 O OH - 2CrO H 2 O
338
CHEMIA NIEORGANICZNA Z ELEMENTAMI CHEMII ANALITYCZNEJ
AKADEMIA GÓRNICZO HUTNICZA WYDZIAŁ ENERGETYKI I PALIW I r. EiP (Technologia Chemiczna) CHEMIA NIEORGANICZNA Z ELEMENTAMI CHEMII ANALITYCZNEJ Prof. dr hab. Leszek CZEPIRSKI Wykład (W) - egzamin Ćwiczenia
Bardziej szczegółowoCHEMIA NIEORGANICZNA
AKADEMIA GÓRNICZO HUTNICZA WYDZIAŁ ENERGETYKI I PALIW I r. EiP (Technologia Chemiczna) CHEMIA NIEORGANICZNA Prof. dr hab. Leszek CZEPIRSKI Wykład (W) - 28h (egzamin) Ćwiczenia audytoryjne (ĆW) - ( 28h
Bardziej szczegółowoWęglowce węgiel. -Ogólna charakterystyka węglowców -Węgiel i jego odmiany alotropowe -Ważniejsze związki węgla
Węglowce węgiel -Ogólna charakterystyka węglowców -Węgiel i jego odmiany alotropowe -Ważniejsze związki węgla Ogólna charakterystyka węglowców Węgiel jest niemetalem, krzem i german są półmetalami, natomiast
Bardziej szczegółowoTlen. Występowanie i odmiany alotropowe Otrzymywanie tlenu Właściwości fizyczne i chemiczne Związki tlenu tlenki, nadtlenki i ponadtlenki
Tlen Występowanie i odmiany alotropowe Otrzymywanie tlenu Właściwości fizyczne i chemiczne Związki tlenu tlenki, nadtlenki i ponadtlenki Ogólna charakterystyka tlenowców Tlenowce: obejmują pierwiastki
Bardziej szczegółowoFluorowce - chlor. -Ogólna charakterystyka fluorowców -Występowanie i właściwości chloru -Ważniejsze związki chloru
Fluorowce - chlor -Ogólna charakterystyka fluorowców -Występowanie i właściwości chloru -Ważniejsze związki chloru Fluorowce Ogólna charakterystyka: fluor, chlor, brom i jod są niemetalami, astat jest
Bardziej szczegółowoOpracowała: mgr inż. Ewelina Nowak
Materiały dydaktyczne na zajęcia wyrównawcze z chemii dla studentów pierwszego roku kierunku zamawianego Inżynieria Środowiska w ramach projektu Era inżyniera pewna lokata na przyszłość Opracowała: mgr
Bardziej szczegółowoEnergia jonizacji (ev) Promień jonowy (nm)
Borowce Pierwiastek Konfiguracja elektronowa Energia jonizacji (ev) Promień jonowy (nm) Elektroujemność Potencjał (V) Bor (B) (He)2s 2 2p 1 8,30 0,020 2-0,87 Glin (Al) (Ne)2s 2 2 p 1 5,98 0,052 1,5-1,66
Bardziej szczegółowoWykład. 1. Klasyfikacja chemiczna i geochemiczna pierwiastków chemicznych. b) Podziel wymienione niżej jony na twarde i miękkie kwasy i zasady:
Wykład Pytania i zagadnienia 1. Klasyfikacja chemiczna i geochemiczna pierwiastków chemicznych a) Na podstawie odpowiednich przykładów, przedstaw koncepcję twardych i miękkich kwasów i zasad Pearsona b)
Bardziej szczegółowo1. Określ liczbę wiązań σ i π w cząsteczkach: wody, amoniaku i chloru
1. Określ liczbę wiązań σ i π w cząsteczkach: wody, amoniaku i chloru 2. Na podstawie struktury cząsteczek wyjaśnij dlaczego N 2 jest bierny a Cl 2 aktywny chemicznie? 3. Które substancje posiadają budowę
Bardziej szczegółowoPotencjał jonizacji (ev)
Azotowce Pierwiastek Konfiguracja elektronowa Potencjał jonizacji (ev) Temperatura topnienia ( C) Azot (N) 14,5-210,0-195,8 Fosfor (P) 11,0 44,1 280,0 Arsen (As) 10,0 sublimuje sublimuje Antymon (Sb) 8,6
Bardziej szczegółowoSpis treści. Stopnie utlenienia
Grafit Diament Fuleren 60 Krzem German Ołów Spis treści 1 Stopnie utlenienia 2 Właściwości fizyczne węgla 3 Związki węgla i krzemu z wodorem 4 Związki węgla i krzemu z fluorowcami 5 Związki węgla i krzemu
Bardziej szczegółowoCHEMIA 1. Podział tlenków
INSTYTUT MEDICUS Kurs przygotowawczy do matury i rekrutacji na studia medyczne Rok 2017/2018 www.medicus.edu.pl tel. 501 38 39 55 CHEMIA 1 SYSTEMATYKA ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH. ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE. Tlenki
Bardziej szczegółowoBUDOWA ATOMU 1. Wymień 3 korzyści płynące z zastosowania pierwiastków promieniotwórczych. 2. Dokończ reakcję i nazwij powstałe pierwiastki:
BUDOWA ATOMU 1. Wymień 3 korzyści płynące z zastosowania pierwiastków promieniotwórczych. 2. Dokończ reakcję i nazwij powstałe pierwiastki: 235 4 92 U + 2 He 198. 79 Au + ß - 3. Spośród atomów wybierz
Bardziej szczegółowoTemat 2: Nazewnictwo związków chemicznych. Otrzymywanie i właściwości tlenków
Zasada ogólna: We wzorze sumarycznym pierwiastki zapisujemy od metalu do niemetalu, natomiast odczytujemy nazwę zaczynając od niemetalu: MgO, CaS, NaF Nazwy związków chemicznych najczęściej tworzymy, korzystając
Bardziej szczegółowoWapń i jego związki. -występowanie i otrzymywanie -właściwości fizyczne i chemiczne - ważniejsze związki wapnia
Wapń i jego związki -występowanie i otrzymywanie -właściwości fizyczne i chemiczne - ważniejsze związki wapnia Wapń występowanie Występowanie: występuje wyłącznie w postaci związanej CaCO 3 w minerałachkalcyt,
Bardziej szczegółowoKLASYFIKACJA ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH
KLASYFIKACJA ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH Opracowanie: dr hab. Barbara Stypuła, dr inż. Krystyna Moskwa, mgr Agnieszka Tąta Związki nieorganiczne dzieli się najczęściej na: - tlenki - wodorki - wodorotlenki
Bardziej szczegółowoWŁAŚCIWOŚCI NIEKTÓRYCH PIERWIASTKÓW I ICH ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH
WŁAŚCIWOŚCI NIEKTÓRYCH PIERWIASTKÓW I ICH ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH PODZIAŁ ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH Tlenki (kwasowe, zasadowe, amfoteryczne, obojętne) Związki niemetali Kwasy (tlenowe, beztlenowe) Wodorotlenki
Bardziej szczegółowoSpis treści. Właściwości fizyczne. Wodorki berylowców. Berylowce
Berylowce Spis treści 1 Właściwości fizyczne 2 Wodorki berylowców 3 Tlenki berylowców 4 Nadtlenki 5 Wodorotlenki 6 Iloczyn rozpuszczalności 7 Chlorki, fluorki, węglany 8 Siarczany 9 Twardość wody 10 Analiza
Bardziej szczegółowoTest kompetencji z chemii do liceum. Grupa A.
Test kompetencji z chemii do liceum. Grupa A. 1. Atomy to: A- niepodzielne cząstki pierwiastka B- ujemne cząstki materii C- dodatnie cząstki materii D- najmniejsze cząstki pierwiastka, zachowujące jego
Bardziej szczegółowoKLASYFIKACJA ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH
KLASYFIKACJA ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH Opracowanie: dr hab. Barbara Stypuła, dr inż. Krystyna Moskwa Związki nieorganiczne dzieli się najczęściej na: - tlenki - wodorki - wodorotlenki - kwasy - sole - związki
Bardziej szczegółowoZadania powtórkowe do egzaminu maturalnego z chemii Wiązania chemiczne, budowa cząsteczek
strona 1/11 Zadania powtórkowe do egzaminu maturalnego z chemii Wiązania chemiczne, budowa cząsteczek Monika Gałkiewicz Zad. 1 () Podaj wzory dwóch dowolnych kationów i dwóch dowolnych anionów posiadających
Bardziej szczegółowoReakcje chemiczne, związki kompleksowe
201-11-15, związki kompleksowe Literatura: L. Jones, P. Atkins Chemia ogólna. Cząsteczki, materia, reakcje. Lesław Huppenthal, Alicja Kościelecka, Zbigniew Wojtczak Chemia ogólna i analityczna dla studentów
Bardziej szczegółowoZWIĄZKI KOMPLEKSOWE. dr Henryk Myszka - Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii
ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE SOLE PODWÓJNE Sole podwójne - to sole zawierające więcej niż jeden rodzaj kationów lub więcej niż jeden rodzaj anionów. Należą do nich m. in. ałuny, np. siarczan amonowo-żelazowy(ii),
Bardziej szczegółowoX Konkurs Chemii Nieorganicznej i Ogólnej rok szkolny 2011/12
ŁÓDZKIE CENTRUM DOSKONALENIA NAUCZYCIELI I KSZTAŁCENIA PRAKTYCZNEGO X Konkurs Chemii Nieorganicznej i Ogólnej rok szkolny 2011/12 Imię i nazwisko Szkoła Klasa Nauczyciel Uzyskane punkty Zadanie 1. (10
Bardziej szczegółowoChemia - laboratorium
Chemia - laboratorium Wydział Geologii, Geofizyki i Ochrony Środowiska Studia stacjonarne, Rok I, Semestr zimowy 2013/14 Dr hab. inż. Tomasz Brylewski e-mail: brylew@agh.edu.pl tel. 12-617-5229 Katedra
Bardziej szczegółowoReakcje chemiczne. Typ reakcji Schemat Przykłady Reakcja syntezy
Reakcje chemiczne Literatura: L. Jones, P. Atkins Chemia ogólna. Cząsteczki, materia, reakcje. Lesław Huppenthal, Alicja Kościelecka, Zbigniew Wojtczak Chemia ogólna i analityczna dla studentów biologii.
Bardziej szczegółowoWiększość metali bloku d wykazuje tendencje do tworzenia związków kompleksowych.
Spis treści 1 Ogólna charakterystyka 2 Właściwości fizyczne 3 Związki kompleksowe metali bloku d 4 Wiązanie w związkach kompleksowych 5 Zależność struktury kompleksu od liczby koordynacyjnej (LK) 6 Równowagi
Bardziej szczegółowoZWIĄZKI KOMPLEKSOWE SOLE PODWÓJNE
ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE SOLE PODWÓJNE Sole podwójne - to sole zawierające więcej niż jeden rodzaj kationów lub więcej niż jeden rodzaj anionów. Należą do nich m. in. ałuny, np. ałun glinowo-potasowy K 2 Al
Bardziej szczegółowoWewnętrzna budowa materii
Atom i układ okresowy Wewnętrzna budowa materii Atom jest zbudowany z jądra atomowego oraz krążących wokół niego elektronów. Na jądro atomowe składają się protony oraz neutrony, zwane wspólnie nukleonami.
Bardziej szczegółowoWiązania jonowe występują w układach złożonych z atomów skrajnie różniących się elektroujemnością.
105 Elektronowa teoria wiązania chemicznego Cząsteczki powstają w wyniku połączenia się dwóch lub więcej atomów. Już w początkowym okresie rozwoju chemii podejmowano wysiłki zmierzające do wyjaśnienia
Bardziej szczegółowoTematy i zakres treści z chemii - zakres rozszerzony, dla klas 2 LO2 i 3 TZA/archt. kraj.
Tematy i zakres treści z chemii - zakres rozszerzony, dla klas 2 LO2 i 3 TZA/archt. kraj. Tytuł i numer rozdziału w podręczniku Nr lekcji Temat lekcji Szkło i sprzęt laboratoryjny 1. Pracownia chemiczna.
Bardziej szczegółowoa) Sole kwasu chlorowodorowego (solnego) to... b) Sole kwasu siarkowego (VI) to... c) Sole kwasu azotowego (V) to... d) Sole kwasu węglowego to...
Karta pracy nr 73 Budowa i nazwy soli. 1. Porównaj wzory sumaryczne soli. FeCl 2 Al(NO 3 ) 3 K 2 CO 3 Cu 3 (PO 4 ) 2 K 2 SO 4 Ca(NO 3 ) 2 CaCO 3 KNO 3 PbSO 4 AlCl 3 Fe 2 (CO 3 ) 3 Fe 2 (SO 4 ) 3 AlPO 4
Bardziej szczegółowoNazwy pierwiastków: ...
Zadanie 1. [ 3 pkt.] Na podstawie podanych informacji ustal nazwy pierwiastków X, Y, Z i zapisz je we wskazanych miejscach. I. Atom pierwiastka X w reakcjach chemicznych może tworzyć jon zawierający 20
Bardziej szczegółowoLitowce i berylowce- lekcja powtórzeniowa, doświadczalna.
Doświadczenie 1 Tytuł: Badanie właściwości sodu Odczynnik: Sód metaliczny Szkiełko zegarkowe Metal lekki o srebrzystej barwie Ma metaliczny połysk Jest bardzo miękki, można kroić go nożem Inne właściwości
Bardziej szczegółowoChemia nieorganiczna. Copyright 2000 by Harcourt, Inc. All rights reserved.
Chemia nieorganiczna 1. Układ okresowy metale i niemetale 2. Oddziaływania inter- i intramolekularne 3. Ciała stałe rodzaje sieci krystalicznych 4. Przewodnictwo ciał stałych Pierwiastki 1 1 H 3 Li 11
Bardziej szczegółowoInstrukcja do ćwiczenia WŁAŚCIWOŚCI WYBRANYCH ANIONÓW.
Instrukcja do ćwiczenia WŁAŚCIWOŚCI WYBRANYCH ANIONÓW. CHEMIA ANIONÓW W ROZTWORACH WODNYCH Celem ćwiczenia jest zapoznanie się z właściwościami chemicznymi wybranych anionów pierwiastków I oraz II okresu
Bardziej szczegółowoZadanie 1. (2 pkt) Określ, na podstawie różnicy elektroujemności pierwiastków, typ wiązania w związkach: KBr i HBr.
Zadanie 1. (2 pkt) Określ, na podstawie różnicy elektroujemności pierwiastków, typ wiązania w związkach: KBr i HBr. Typ wiązania w KBr... Typ wiązania w HBr... Zadanie 2. (2 pkt) Oceń poprawność poniższych
Bardziej szczegółowoPRACA KONTROLNA Z CHEMII NR 1 - Semestr I 1. (6 pkt) - Krótko napisz, jak rozumiesz następujące pojęcia: a/ liczba atomowa, b/ nuklid, c/ pierwiastek d/ dualizm korpuskularno- falowy e/promieniotwórczość
Bardziej szczegółowoReakcje utleniania i redukcji
Reakcje utleniania i redukcji Reguły ustalania stopni utlenienia 1. Pierwiastki w stanie wolnym (nie związane z atomem (atomami) innego pierwiastka ma stopień utlenienia równy (zero) 0 ; 0 Cu; 0 H 2 ;
Bardziej szczegółowolitowce -Występowanie i otrzymywanie potasu -Właściwości fizyczne i chemiczne potasu -Ważniejsze związki potasu
Litowce potas i pozostałe litowce -Występowanie i otrzymywanie potasu -Właściwości fizyczne i chemiczne potasu -Ważniejsze związki potasu Występowanie potasu i otrzymywanie Występowanie: występuje wyłącznie
Bardziej szczegółowoARKUSZ 1 POWTÓRZENIE DO EGZAMINU Z CHEMII
ARKUSZ 1 POWTÓRZENIE DO EGZAMINU Z CHEMII Zadanie 1. Na rysunku przedstawiono fragment układu okresowego pierwiastków. Dokoocz zdania tak aby były prawdziwe. Wiązanie jonowe występuje w związku chemicznym
Bardziej szczegółowoZadanie 1. (1 pkt). Informacja do zada 2. i 3. Zadanie 2. (1 pkt) { Zadania 2., 3. i 4 s dla poziomu rozszerzonego} zania zania Zadanie 3.
2. ELEKTRONY W ATOMACH I CZĄSTECZKACH. A1 - POZIOM PODSTAWOWY. Zadanie 1. (1 pkt). Konfigurację elektronową 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 mają atomy i jony: A. Mg 2+, Cl -, K +, B. Ar, S 2-, K +, C. Ar, Na
Bardziej szczegółowoII Etap rejonowy 28 styczeń 2019 r. Imię i nazwisko ucznia: Czas trwania: 60 minut
XVI Wojewódzki Konkurs z Chemii dla uczniów klas trzecich gimnazjów oraz klas trzecich oddziałów gimnazjalnych prowadzonych w szkołach innego typu województwa świętokrzyskiego w roku szkolnym 2018/2019
Bardziej szczegółowoKryteria oceniania z chemii kl VII
Kryteria oceniania z chemii kl VII Ocena dopuszczająca -stosuje zasady BHP w pracowni -nazywa sprzęt laboratoryjny i szkło oraz określa ich przeznaczenie -opisuje właściwości substancji używanych na co
Bardziej szczegółowoZwiązki chemiczne, wiązania chemiczne, reakcje
Związki chemiczne, wiązania chemiczne, reakcje Literatura: L. Jones, P. Atkins Chemia ogólna. Cząsteczki, materia, reakcje. Lesław Huppenthal, Alicja Kościelecka, Zbigniew Wojtczak Chemia ogólna i analityczna
Bardziej szczegółowoTYPY REAKCJI CHEMICZNYCH
1 REAKCJA CHEMICZNA: TYPY REAKCJI CHEMICZNYCH REAKCJĄ CHEMICZNĄ NAZYWAMY PROCES, W WYNIKU KTÓREGO Z JEDNYCH SUBSTANCJI POWSTAJĄ NOWE (PRODUKTY) O INNYCH WŁAŚCIWOŚCIACH NIŻ SUBSTANCJE WYJŚCIOWE (SUBSTRATY)
Bardziej szczegółowoNajbardziej rozpowszechniony pierwiastek we Wszechświecie, Stanowi główny składnik budujący gwiazdy,
Położenie pierwiastka w UKŁADZIE OKRESOWYM Nazwa Nazwa łacińska Symbol Liczba atomowa 1 Wodór Hydrogenium Masa atomowa 1,00794 Temperatura topnienia -259,2 C Temperatura wrzenia -252,2 C Gęstość H 0,08988
Bardziej szczegółowoIII Podkarpacki Konkurs Chemiczny 2010/2011. ETAP I r. Godz Zadanie 1
III Podkarpacki Konkurs Chemiczny 2010/2011 KOPKCh ETAP I 22.10.2010 r. Godz. 10.00-12.00 Zadanie 1 1. Jon Al 3+ zbudowany jest z 14 neutronów oraz z: a) 16 protonów i 13 elektronów b) 10 protonów i 13
Bardziej szczegółowoCHEMIA. Wymagania szczegółowe. Wymagania ogólne
CHEMIA Wymagania ogólne Wymagania szczegółowe Uczeń: zapisuje konfiguracje elektronowe atomów pierwiastków do Z = 36 i jonów o podanym ładunku, uwzględniając rozmieszczenie elektronów na podpowłokach [
Bardziej szczegółowoZwiązki chemiczne, wiązania chemiczne, reakcje
Związki chemiczne, wiązania chemiczne, reakcje Literatura: L. Jones, P. Atkins Chemia ogólna. Cząsteczki, materia, reakcje. Lesław Huppenthal, Alicja Kościelecka, Zbigniew Wojtczak Chemia ogólna i analityczna
Bardziej szczegółowoWojewódzki Konkurs Wiedzy Chemicznej dla uczniów klas maturalnych organizowany przez ZDCh UJ Etap I, zadania
Zadanie I. [16 punktów] W zadaniach od 1 5 jedna odpowiedź jest poprawna. Zad. 1. Który z podanych pierwiastków ma najniższą pierwszą energię jonizacji (czyli minimalną energię potrzebną do oderwania elektronu
Bardziej szczegółowoXV Wojewódzki Konkurs z Chemii
XV Wojewódzki Konkurs z Chemii dla uczniów dotychczasowych gimnazjów oraz klas dotychczasowych gimnazjów prowadzonych w szkołach innego typu województwa świętokrzyskiego II Etap powiatowy 16 styczeń 2018
Bardziej szczegółowoZagadnienia z chemii na egzamin wstępny kierunek Technik Farmaceutyczny Szkoła Policealna im. J. Romanowskiej
Zagadnienia z chemii na egzamin wstępny kierunek Technik Farmaceutyczny Szkoła Policealna im. J. Romanowskiej 1) Podstawowe prawa i pojęcia chemiczne 2) Roztwory (zadania rachunkowe zbiór zadań Pazdro
Bardziej szczegółowoModel wiązania kowalencyjnego cząsteczka H 2
Model wiązania kowalencyjnego cząsteczka H 2 + Współrzędne elektronu i protonów Orbitale wiążący i antywiążący otrzymane jako kombinacje orbitali atomowych Orbital wiążący duża gęstość ładunku między jądrami
Bardziej szczegółowoMARATON WIEDZY CHEMIA CZ. II
MARATON WIEDZY CHEMIA CZ. II 1. Podaj liczbę elektronów, nukleonów, protonów i neuronów zawartych w następujących atomach: a), b) 2. Podaj liczbę elektronów, nukleonów, protonów i neutronów zawartych w
Bardziej szczegółowoV KONKURS CHEMICZNY 23.X. 2007r. DLA UCZNIÓW GIMNAZJÓW WOJEWÓDZTWA ŚWIĘTOKRZYSKIEGO Etap I ... ... czas trwania: 90 min Nazwa szkoły
V KONKURS CHEMICZNY 23.X. 2007r. DLA UCZNIÓW GIMNAZJÓW WOJEWÓDZTWA ŚWIĘTOKRZYSKIEGO Etap I...... Imię i nazwisko ucznia ilość pkt.... czas trwania: 90 min Nazwa szkoły... maksymalna ilość punk. 33 Imię
Bardziej szczegółowoRealizacja wymagań szczegółowych podstawy programowej w poszczególnych tematach podręcznika Chemia Nowej Ery dla klasy siódmej szkoły podstawowej
Realizacja wymagań szczegółowych podstawy programowej w poszczególnych tematach podręcznika Chemia Nowej Ery dla klasy siódmej szkoły podstawowej Temat w podręczniku Substancje i ich przemiany 1. Zasady
Bardziej szczegółowoRealizacja wymagań szczegółowych podstawy programowej z chemii dla klasy siódmej szkoły podstawowej
Realizacja wymagań szczegółowych podstawy programowej z chemii dla klasy siódmej szkoły podstawowej Nauczyciel: Marta Zielonka Temat w podręczniku Substancje i ich przemiany 1. Zasady bezpiecznej pracy
Bardziej szczegółowoChemia nieorganiczna. Pierwiastki. niemetale Be. 27 Co. 28 Ni. 26 Fe. 29 Cu. 45 Rh. 44 Ru. 47 Ag. 46 Pd. 78 Pt. 76 Os.
Chemia nieorganiczna 1. Układ okresowy metale i niemetale 2. Oddziaływania inter- i intramolekularne 3. Ciała stałe rodzaje sieci krystalicznych 4. Przewodnictwo ciał stałych Copyright 2000 by Harcourt,
Bardziej szczegółowoWymagania edukacyjne na poszczególne oceny z chemii dla klasy II gimnazjum oparte na programie nauczania Chemia Nowa Era
Wymagania edukacyjne na poszczególne oceny z chemii dla klasy II gimnazjum oparte na programie nauczania Chemia Nowa Era IV. Kwasy Opracowała mgr Agnieszka Para Ocena dopuszczająca [1] wymienia zasady
Bardziej szczegółowoVII Podkarpacki Konkurs Chemiczny 2014/2015
II Podkarpacki Konkurs Chemiczny 2014/2015 ETAP I 12.11.2014 r. Godz. 10.00-12.00 KOPKCh Uwaga! Masy molowe pierwiastków podano na końcu zestawu. Zadanie 1 1. Który z podanych zestawów zawiera wyłącznie
Bardziej szczegółowoOrbitale typu σ i typu π
Orbitale typu σ i typu π Dwa odpowiadające sobie orbitale sąsiednich atomów tworzą kombinacje: wiążącą i antywiążącą. W rezultacie mogą powstać orbitale o rozkładzie przestrzennym dwojakiego typu: σ -
Bardziej szczegółowoKWASY I WODOROTLENKI. 1. Poprawne nazwy kwasów H 2 S, H 2 SO 4, HNO 3, to:
KWASY I WODOROTLENKI 1. Poprawne nazwy kwasów H 2 S, H 2 SO 4, HNO 3, to: 1. kwas siarkowy (IV), kwas siarkowy (VI), kwas azotowy, 2. kwas siarkowy (VI), kwas siarkowy (IV), kwas azotowy (V), 3. kwas siarkowodorowy,
Bardziej szczegółowoKonwersatorium 1. Zagadnienia na konwersatorium
Konwersatorium 1 Zagadnienia na konwersatorium 1. Omów reguły zapełniania powłok elektronowych. 2. Podaj konfiguracje elektronowe dla atomów Cu, Ag, Au, Pd, Pt, Cr, Mo, W. 3. Wyjaśnij dlaczego występują
Bardziej szczegółowoSzczegółowy opis treści programowych obowiązujących na etapie szkolnym konkursu przedmiotowego z chemii 2018/2019
Szczegółowy opis treści programowych obowiązujących na etapie szkolnym konkursu przedmiotowego z chemii 2018/2019 I. Eliminacje szkolne (60 minut, liczba punktów: 30). Wymagania szczegółowe. Cele kształcenia
Bardziej szczegółowoLista materiałów dydaktycznych dostępnych w Multitece Chemia Nowej Ery dla klasy 7
Lista materiałów dydaktycznych dostępnych w Multitece Chemia Nowej Ery dla klasy 7 W tabeli zostały wyróżnione y z doświadczeń zalecanych do realizacji w szkole podstawowej. Temat w podręczniku Tytuł Typ
Bardziej szczegółowoOpracowała: mgr inż. Ewelina Nowak
Materiały dydaktyczne na zajęcia wyrównawcze z chemii dla studentów pierwszego roku kierunku zamawianego Inżynieria Środowiska w ramach projektu Era inżyniera pewna lokata na przyszłość Opracowała: mgr
Bardziej szczegółowoZadanie 2. (2 pkt) Określ, na podstawie różnicy elektroujemności pierwiastków, typ wiązania w związkach
Zadanie 1. (2 pkt) Na podstawie budowy powłok elektronowych chloru, azotu i fosforu oraz położenia pierwiastka w układzie okresowym wyjaśnij, dlaczego istnieje PCl 5 a występowanie NCl 5 jest teoretycznie
Bardziej szczegółowoZwiązki nieorganiczne
strona 1/8 Związki nieorganiczne Dorota Lewandowska, Anna Warchoł, Lidia Wasyłyszyn Treść podstawy programowej: Typy związków nieorganicznych: kwasy, zasady, wodorotlenki, dysocjacja jonowa, odczyn roztworu,
Bardziej szczegółowoVIII Podkarpacki Konkurs Chemiczny 2015/2016
III Podkarpacki Konkurs Chemiczny 015/016 ETAP I 1.11.015 r. Godz. 10.00-1.00 Uwaga! Masy molowe pierwiastków podano na końcu zestawu. Zadanie 1 (10 pkt) 1. Kierunek której reakcji nie zmieni się pod wpływem
Bardziej szczegółowoChemia nieorganiczna Semestr I (1 )
1/ 5 Chemia Budowlana Chemia nieorganiczna Semestr I (1 ) Osoba odpowiedzialna za przedmiot: dr hab. inż. Jarosław Chojnacki. 2/ 5 Wykład 1. Pochodzenie i rozpowszechnienie pierwiastków we wszechświecie
Bardziej szczegółowoSzanowne koleżanki i koledzy nauczyciele chemii!
Szanowne koleżanki i koledzy nauczyciele chemii! Chciałabym podzielić się z Wami moimi spostrzeżeniami dotyczącymi poziomu wiedzy z chemii uczniów rozpoczynających naukę w Liceum Ogólnokształcącym. Co
Bardziej szczegółowoWykład z Chemii Ogólnej
Wykład z Chemii Ogólnej Część 2 Budowa materii: od atomów do układów molekularnych 2.3. WIĄZANIA CHEMICZNE i ODDZIAŁYWANIA Katedra i Zakład Chemii Fizycznej Collegium Medicum w Bydgoszczy Uniwersytet Mikołaja
Bardziej szczegółowoChemia nieorganiczna Zadanie Poziom: podstawowy
Zadanie 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 (Nazwisko i imię) Punkty Razem pkt % Chemia nieorganiczna Zadanie 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 Poziom: podstawowy Punkty Zadanie 1. (1 pkt.) W podanym
Bardziej szczegółowo1. Podstawowe prawa i pojęcia chemiczne
1. PODSTAWOWE PRAWA I POJĘCIA CHEMICZNE 5 1. Podstawowe prawa i pojęcia chemiczne 1.1. Wyraź w gramach masę: a. jednego atomu żelaza, b. jednej cząsteczki kwasu siarkowego. Odp. 9,3 10 23 g; 1,6 10 22
Bardziej szczegółowoWodorotlenki O O O O. I n. I. Wiadomości ogólne o wodorotlenkach.
Wodorotlenki I. Wiadomości ogólne o wodorotlenkach. Wodorotlenki są to związki chemiczne zbudowane z atomu metalu i grupy wodorotlenowej. Wzór ogólny wodorotlenków: wartościowość metalu M n ( ) grupa wodorotlenowa
Bardziej szczegółowoChemia I Semestr I (1 )
1/ 6 Inżyniera Materiałowa Chemia I Semestr I (1 ) Osoba odpowiedzialna za przedmiot: dr inż. Maciej Walewski. 2/ 6 Wykład Program 1. Atomy i cząsteczki: Materia, masa, energia. Cząstki elementarne. Atom,
Bardziej szczegółowoChemia Nowej Ery Wymagania programowe na poszczególne oceny dla klasy II
Chemia Nowej Ery Wymagania programowe na poszczególne oceny dla klasy II Szczegółowe kryteria oceniania po pierwszym półroczu klasy II: III. Woda i roztwory wodne charakteryzuje rodzaje wód występujących
Bardziej szczegółowoREAKCJE CHARAKTERYSTYCZNE WYBRANYCH KATIONÓW
REAKCJE CHARAKTERYSTYCZNE WYBRANYCH KATIONÓW Chemia analityczna jest działem chemii zajmującym się ustalaniem składu jakościowego i ilościowego badanych substancji chemicznych. Analiza jakościowa bada
Bardziej szczegółowoWodorotlenki. n to liczba grup wodorotlenowych w cząsteczce wodorotlenku (równa wartościowości M)
Wodorotlenki Definicja - Wodorotlenkami nazywamy związki chemiczne, zbudowane z kationu metalu (zazwyczaj) (M) i anionu wodorotlenowego (OH - ) Ogólny wzór wodorotlenków: M(OH) n M oznacza symbol metalu.
Bardziej szczegółowoStechiometria w roztworach. Woda jako rozpuszczalnik
Stechiometria w roztworach Woda jako rozpuszczalnik Właściwości wody - budowa cząsteczki kątowa - wiązania O-H O H kowalencyjne - cząsteczka polarna δ + H 2δ O 105 H δ + Rozpuszczanie + oddziaływanie polarnych
Bardziej szczegółowoKONKURS CHEMICZNY DLA UCZNIÓW GIMNAZJÓW
POUFNE Pieczątka szkoły 16 styczeń 2010 r. Kod ucznia Wpisuje uczeń po otrzymaniu zadań Imię Wpisać po rozkodowaniu pracy Czas pracy 90 minut Nazwisko KONKURS CHEMICZNY DLA UCZNIÓW GIMNAZJÓW ROK SZKOLNY
Bardziej szczegółowoWOJEWÓDZKI KONKURS CHEMICZNY
Pieczątka szkoły Kod ucznia Liczba punktów WOJEWÓDZKI KONKURS CHEMICZNY DLA UCZNIÓW GIMNAZJÓW W ROKU SZKOLNYM 2017/2018 15.11.2017 R. 1. Test konkursowy zawiera 26 zadań. Są to zadania zamknięte i otwarte.
Bardziej szczegółowoTEST PRZYROSTU KOMPETENCJI Z CHEMII DLA KLAS II
TEST PRZYROSTU KOMPETENCJI Z CHEMII DLA KLAS II Czas trwania testu 120 minut Informacje 1. Proszę sprawdzić czy arkusz zawiera 10 stron. Ewentualny brak należy zgłosić nauczycielowi. 2. Proszę rozwiązać
Bardziej szczegółowoPotas. Sód
Sód Potas Konfiguracja elektronowa i elektroujemność Wszystkie litowce posiadają jeden elektron walencyjny i dlatego tworzą jony typu M +, na przykład: Na +, K +. Jeden elektron walencyjny litowców znajduje
Bardziej szczegółowoChemia klasa VII Wymagania edukacyjne na poszczególne oceny Semestr II
Chemia klasa VII Wymagania edukacyjne na poszczególne oceny Semestr II Łączenie się atomów. Równania reakcji Ocena dopuszczająca [1] Ocena dostateczna [1 + 2] Ocena dobra [1 + 2 + 3] Ocena bardzo dobra
Bardziej szczegółowoProblemy do samodzielnego rozwiązania
Problemy do samodzielnego rozwiązania 1. Napisz równania reakcji dysocjacji elektrolitycznej, uwzględniając w zapisie czy jest to dysocjacja mocnego elektrolitu, słabego elektrolitu, czy też dysocjacja
Bardziej szczegółowoZn + S ZnS Utleniacz:... Reduktor:...
Zadanie: 1 Spaliny wydostające się z rur wydechowych samochodów zawierają znaczne ilości tlenku węgla(ii) i tlenku azotu(ii). Gazy te są bardzo toksyczne i dlatego w aktualnie produkowanych samochodach
Bardziej szczegółowoKWASY. HCN Nazwa kwasu kwas cyjanowodorowy Wzór elektronowy kreskowy:
www.3echedukacja.pl Proponowane odpowiedzi Kwasy Zadanie 1 KWASY Cl 4 Nazwa kwasu Kwas chlorowodorowy (VII) 3 P 4 Nazwa kwasu kwa ortofosforowy (V) Cl P Typ hybrydyzacji:sp 3 Typ hybrydyzacji: sp 3 CN
Bardziej szczegółowoBeata Mendak fakultety z chemii II tura PYTANIA Z KLASY PIERWSZEJ
Beata Mendak fakultety z chemii II tura Test rozwiązywany na zajęciach wymaga powtórzenia stężenia procentowego i rozpuszczalności. Podaję również pytania do naszej zaplanowanej wcześniej MEGA POWTÓRKI
Bardziej szczegółowoBADANIE WYNIKÓW NAUCZANIA Z CHEMII KLASA I GIMNAZJUM. PYTANIA ZAMKNIĘTE.
BADANIE WYNIKÓW NAUCZANIA Z CHEMII KLASA I GIMNAZJUM. PYTANIA ZAMKNIĘTE. 1. Którą mieszaninę można rozdzielić na składniki poprzez filtrację; A. Wodę z octem. B. Wodę z kredą. C. Piasek z cukrem D. Wodę
Bardziej szczegółowoCHEMIA KLASA II I PÓŁROCZE
CHEMIA KLASA II I PÓŁROCZE wymienia zasady bhp dotyczące obchodzenia się z kwasami definiuje pojęcia: elektrolit i nieelektrolit wyjaśnia, co to jest wskaźnik i wymienia trzy przykłady odróżnia kwasy od
Bardziej szczegółowoWykaz ważniejszych symboli agadnienia ogólne Wstęp Zarys historii chemii analitycznej
Spis rzeczy Z Wykaz ważniejszych symboli............................. 13 1. agadnienia ogólne................................. 15 1.1. Wstęp..................................... 15 1.. Zarys historii chemii
Bardziej szczegółowoWymagania programowe na poszczególne oceny. III. Woda i roztwory wodne. Ocena dopuszczająca [1] Uczeń: Ocena dostateczna [1 + 2]
Wymagania programowe na poszczególne oceny III. Woda i roztwory wodne charakteryzuje rodzaje wód występujących podaje, na czym polega obieg wody wymienia stany skupienia wody nazywa przemiany stanów skupienia
Bardziej szczegółowoPIERWIASTKI W UKŁADZIE OKRESOWYM
PIERWIASTKI W UKŁADZIE OKRESOWYM 1 Układ okresowy Co można odczytać z układu okresowego? - konfigurację elektronową - podział na bloki - podział na grupy i okresy - podział na metale i niemetale - trendy
Bardziej szczegółowoWARSZTATY olimpijskie. Co już było: Atomy i elektrony Cząsteczki i wiązania Stechiometria Gazy, termochemia Równowaga chemiczna Kinetyka
WARSZTATY olimpijskie Co już było: Atomy i elektrony Cząsteczki i wiązania Stechiometria Gazy, termochemia Równowaga chemiczna inetyka WARSZTATY olimpijskie Co będzie: Data Co robimy 1 XII 2016 wasy i
Bardziej szczegółowoPODSTAWOWE POJĘCIA I PRAWA CHEMICZNE
PODSTAWOWE POJĘCIA I PRAWA CHEMICZNE Zadania dla studentów ze skryptu,,obliczenia z chemii ogólnej Wydawnictwa Uniwersytetu Gdańskiego 1. Jaka jest średnia masa atomowa miedzi stanowiącej mieszaninę izotopów,
Bardziej szczegółowoRozwiązania zadań II-go etapu V-go Konkursu Chemicznego dla Szkół Średnich
Rozwiązania zadań II-go etapu V-go Konkursu Chemicznego dla Szkół Średnich ZADANIE 1: (4 punkty) Masa początkowa saletry: 340 g - m 0 (KNO 3 ) Masa początkowa rozpuszczalnika: 220 g - m 0 (H 2 O) Masa
Bardziej szczegółowoAZOTOWCE. dr Henryk Myszka - Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii
AZTWCE fosfor biały ciało bezbarwne, przeświecające, miękkie jak wosk, nierozpuszczalny w wodzie i alkoholu, dobrze rozpuszczalny w CS 2, jest silną trucizną (już 0,1 g fosforu wprowadzony do żołądka działa
Bardziej szczegółowoChemia Nieorganiczna I (3.3.PBN.CHE108), konwersatorium Chemia, I stopień, II r., semestr 4. Lista 1.
Lista 1. 1. Omów dualny charakter elektronów. Podaj i omów fakty za i przeciw falowej naturze.. Co to jest radialna funkcji rozkładu? Podaj wykres tej funkcji dla orbitali 1s, s, 3s, p, 3p i 3d w atomie
Bardziej szczegółowo