I. WZORY STRUKTURALNE I SUMARYCZNE

Transkrypt

1 I. WZORY STRUKTURALNE I SUMARYCZNE 1. Wzory strukturalne tlenków Aby narysować wzór strukturalny tlenku jakiegoś pierwiastka musimy: a) znaleźć wartościowość tego pierwiastka b) jeśli wartościowość jest liczbą parzystą, to od symbolu danego pierwiastka należy narysować tyle kresek, ile wynosi jego wartościowość, grupując je parami Rys 1 Chrom Cr wartościowość VI Teraz wystarczy na końcu każdej pary kresek umieścić symbol tlenu O. Rys.2 Tlenek chromu (VI) 1

2 Widać, że tlenek chromu składa się z jednego atomu Cr i trzech atomów O, co zapisujemy jako CrO 3. c) jeżeli wartościowość pierwiastka jest nieparzysta, to rysujemy dwa symbole tego pierwiastka jeden pod drugim oraz odpowiednią liczbę kresek oznaczających wartościowości, dbając aby od każdego symbolu wychodziła liczba kresek równa jego wartościowości. Rys. 3 Dwa atomy pięciowartościowego arsenu As(V) Kreski dla których nie dało się skompletować pary, należy skierować w jedno miejsce, tak jak na rysunku. Teraz dorysowujemy tleny. 2

3 Rys. 4 Tlenek arsenu(v) Widać, że tlenek arsenu (V) składa się z dwóch atomów As i pięciu atomów O, co zapisujemy As 2 O 5 Poniżej przedstawiono po jednym wzorze tlenku dla każdej z ośmiu możliwych wartościowości. Aby narysować tlenek innego pierwiastka należy znaleźć jego wartościowość i zastąpić nim symbol pierwiastka na odpowiednim rysunku. Rys. 5 Tlenek potasu (I) 3

4 Rys. 6 Tlenek wapnia (II) Rys. 7 Tlenek glinu (III) Rys. 8 Tlenek ołowiu (IV) 4

5 Rys. 9 Tlenek fosforu (V) Rys. 10 Tlenek siarki (VI) 5

6 Rys. 11 Tlenek manganu (VII) Rys. 12 Tlenek osmu (VIII) 6

7 2. Wzory sumaryczne tlenków Tlenek pierwiastka o parzystej wartościowości ma wzór złożony z symbolu tego pierwiastka i tlenu O, po którym znajduje się indeks dolny liczba równa połowie wartościowości tego pierwiastka. Np. dla Cr VI będzie to CrO 3. Tlenek pierwiastka o nieparzystej wartościowości ma wzór złożony z symbolu tego pierwiastka, po nim indeks dolny 2, następnie symbol tlenu O z indeksem dolnym równym tej nieparzystej wartościowości. 3. Inne niż tlenki dwuatomowe związki Wzór sumaryczny związku dwóch pierwiastków A i B o wartościowościach odpowiednio x i y zapisujemy wstępnie jako A y B x. To znaczy wartościowość A stoi za pierwiastkiem B i na odwrót. Jeżeli wartościowości x i y mają jakiś wspólny podzielnik to należy powyższy wzór skorygować, dzieląc x i y przez ten podzielnik. Np. dla A VI oraz B IV wzór wstępny będzie A 4 B 6 a ostateczny A 2 B 3. Od powyższych reguł bywają wyjątki, jak np. H 2 O 2, lub związki chemii organicznej. Mając dany wzór sumaryczny, wzór strukturalny zaczynamy rysować od umieszczenia w kolumnie jeden pod drugim symboli pierwszego pierwiastka a obok w drugiej kolumnie rozmieszczamy symbole drugiego pierwiastka. Połączenie obu typów symboli wymaga trochę wyobraźni. Należy przy tym pamiętać, by nie łączyć ze sobą symboli tego samego pierwiastka. 4. Wodorotlenki Wodorotlenki składają się z atomu metalu oraz pewnej liczy grup wodorotlenowych OH. Grupy te są jednowartościowe, więc ich liczba jest równa wartościowości metalu. I tak n-wartościowy metal A tworzy wodorotlenek o wzorze A(OH) n. Odpowiedni wzór strukturalny rysujemy tak: Od symbolu metalu rysujemy tyle kresek, ile wynosi jego wartościowość. Na końcu każdej kreski rysujemy symbol tlenu O. Od każdego z tych tlenów rysujemy jeszcze jedną kreskę (bo jest on dwuwartościowy). Na końcu każdej z tych kresek umieszczamy symbol wodoru H i mamy wzór gotowy. 7

8 5. Kwasy Ustalanie wzoru sumarycznego kwasu na podstawie jego nazwy. Mając nazwę [np. kwas siarkowy(vi)], znamy wartościowość niemetalu (tu siarki). Od symbolu niemetalu rysujemy na brudno tyle grup OH, ile wynosi jego wartościowość. Rys. 13 Pierwszy etap rysowania kwasu siarkowego (VI) Następnie zabieramy tyle cząsteczek wody, ile się da, aż do momentu gdy liczba wodorów wyniesie 1 lub 2. (Jeżeli w nazwie kwasu znajduje się przedrostek orto, to wówczas zabieramy o jedną wodę mniej niż by można.) Teraz każdy z osamotnionych tlenów łączymy podwójną kreską z niemetalem i wzór strukturalny kwasu jest gotów. Rys. 14 Wzór kwasu siarkowego (VI) 8

9 Wzór sumaryczny ustalamy na podstawie rysunku tak: symbol H, potem indeks dolny równy liczbie wodorów, dalej symbol niemetalu, potem tlenu i na końcu liczba tlenów w indeksie dolnym. Rysowanie wzorów strukturalnych kwasów, mając dany wzór sumaryczny zaczynamy od umieszczenia jeden pod drugim wszystkich wodorów [np. trzech w przypadku kwasu ortofosforowego(v)]. Następnie od każdego z wodorów rysujemy poziomą kreskę, a na jej końcu symbol tlenu. Od każdego z powyższych tlenów rysujemy kreskę, tak aby wszystkie one zbiegały się w jednym miejscu. W tym miejscu rysujemy symbol niemetalu [np. P w przypadku kwasu ortofosforowego(v)]. Teraz liczymy narysowane tleny. Jeżeli jest ich za mało w stosunku do wzoru sumarycznego, to brakujące tleny rysujemy na wolnym miejscu obok symbolu niemetalu i łączymy je z tym symbolem podwójnymi kreskami. W przypadku kwasu ortofosforowego(v) powinniśmy otrzymać taki rysunek: Rys. 15 Kwas fosforowy (V) 6. Sole Jeżeli masz jakiś konkretny problem, ustal najpierw wartościowość metalu oraz liczbę wodorów kwasu tworzącego daną sól, a następnie poszukaj tego przypadku poniżej (zdania tłustym drukiem). Z punktu widzenia budowy cząsteczkowej, sole możemy rozpatrywać jako pochodne kwasów, w których wodory zostały zastąpione metalami. Wynika stąd, że sole metali jednowartościowych narysujemy po prostu zastępując metalami wodory w kwasie. 9

10 Rys. 16 Sól jednowartościowego sodu i kwasu siarkowego(vi) Podobnie we wzorach sumarycznych musimy wodory zastąpić symbolami jednowartościowego metalu. Gorzej w przypadku metali dwuwartościowych, bo każdy z nich może zastąpić dwa wodory. Sole metali dwuwartościowych i kwasów mających jeden wodór we wzorze sumarycznym zaczynamy rysować od umieszczenia dwóch wzorów samych kwasów jeden pod drugim, a następnie pozbawiamy je wodorów. (Taki kwas pozbawiony wodorów nazywamy resztą kwasową). Potem obie kreski biegnące uprzednio do wodorów kierujemy w jedno miejsce na którym rysujemy symbol metalu i wzór jest gotów. Rys. 17 Azotan (V) wapnia (II) Wzór sumaryczny takich soli będzie się składał z symbolu metalu, potem nawias (, potem wzór kwasu pozbawiony wodorów, a na końcu nawias i indeks ) 2.Np. Ca(NO 3 ) 2 Sole metali trój (lub więcej) wartościowych i kwasów mających jeden wodór rysujemy w podobny sposób, z tym że zaczynamy od umieszczenia trzech (a nie dwóch) cząsteczek kwasu jeden pod drugim, a we wzorze sumarycznym będzie wszystko tak samo jak wyżej z tym, że ostatni indeks dolny będzie 3 a nie 2 np. Al(NO 3 ) 3. 10

11 Rys.18 Azotan (V) glinu(iii) Jeżeli wartościowość metalu jest równa liczbie wodorów w kwasie, rysujemy symbol metalu a obok wzór kwasu pozbawionego wodorów. Kreski biegnące uprzednio w kierunku wodorów kierujemy teraz w stronę metalu, co kończy rysunek. Wzór sumaryczny składa się po prostu z symbolu metalu i reszty kwasowej (czyli kwasu pozbawionego wodorów), np. CaSO 4 Przypadek, gdy wartościowość metalu nie jest równa liczbie wodorów kwasu i obie są większe od 1, jest trudniejszy. Rozpatrzmy go na przykładzie siarczanu(vi) glinu(iii). Mamy więc sól Al oraz kwasu mającego 2 wodory: H 2 SO 4. Jeżeli narysujemy glin, a od niego trzy kreski, oznaczające jego wartościowości (zachęcam do rysowania w trakcie czytania), to dwie z tych kresek mogą zastąpić dwa wodory w H 2 SO 4. (Jak narysować H 2 SO 4 zobacz w rozdziale pod tytułem 5. Kwasy ). Trzecia wartościowość glinu pozostanie wolna. Niech więc zastąpi jeden wodór w drugiej grupie SO 4. Ta grupa ma jednak dwie wartościowości, druga więc z nich pozostanie niewysycona. Musimy więc wprowadzić drugi symbol metalu i w jego stronę skierować drugą wartościowość od drugiej grupy SO 4. Po tej operacji będziemy mieli dwie grupy SO 4, oraz dwa gliny z których drugi ma dwie niewysycone wartościowości. Na końcu kresek oznaczających te wartościowości musimy wiec narysować trzecią grupę SO 4, co kończy rysunek. Policzmy! Mamy 2 Al oraz 3 SO 4. Zapiszemy to jako Al 2 (SO 4 ) 3. W podobny sposób narysujemy inne przypadki, nie omówione powyżej. 11

12 II. REAKCJE TLENKÓW, ZASAD, KWASÓW I SOLI 1. Ogólne zalecenia Pisanie reakcji chemicznych składa się z dwóch etapów: 1. Najpierw należy napisać poprawnie wzory sumaryczne związków po lewej (reagenty) i po prawej (produkty) stronie równania. 2. Mając gotowe wzory reagentów i produktów przystępujemy do ustalenia współczynników przed wzorami. Na tym etapie nie wolno już nic zmieniać we wnętrzach wzorów. A oto kilka dodatkowych uwag dla początkujących: 1. Dolny indeks po symbolu pierwiastka oznacza liczbę danych atomów połączonych w jednej cząsteczce danego związku. Liczba przed symbolem pierwiastka lub związku mówi, ile oddzielnych cząsteczek bierze udział w danej reakcji lub w niej powstaje. I tak: H 2 oznacza dwa połączone ze sobą w cząsteczkę atomy H, natomiast 2H oznacza dwa oddzielne atomy. 2. Jeżeli w związku występuje kilka takich samych grup pierwiastków, to symbole tej grupy bierzemy w nawias i ich liczbę podajemy po nawiasie w postaci dolnego indeksu. Np. Ca(OH) 2 oznacza, że w cząsteczce znajduje się oprócz atomu Ca dwie grupy OH. 3. Małe litery we wzorach chemicznych odnoszą się zawsze do wielkiej litery je poprzedzającej i ważne jest by pozostały małe. Np. jeżeli zamiast Co (atom kobaltu) napiszemy CO to ten drugi przypadek oznaczać będzie cząsteczkę złożoną z atomów C i O. 4. Cyfry w związkach chemicznych występują praktycznie tylko w postaci indeksów. I tak: Cu 2 SO 4 oznacza cząsteczkę złożoną z grupy SO 4 i dwóch atomów Cu, 2CuSO 4 to dwie cząsteczki CuSO 4, natomiast Cu2SO 4 oznacza niewiadomo co. 12

13 2. Reakcje pierwiastków z tlenem Tlen występuje w przyrodzie w postaci dwuatomowych cząsteczek, dlatego w reakcjach występuje on jako O 2. W reakcji pierwiastków z tlenem powstają tlenki, co zapiszemy w postaci przypominającej równanie: Pierwiastek + tlen tlenek (1) Teraz zamiast wyrazów wstawmy symbole chemiczne. (Ustalanie poprawnych wzorów zobacz w części: Wzory strukturalne i sumaryczne ). Powiedzmy, że chcemy otrzymać tlenek potasu. zamiast pierwiastek wstawiamy K, zamiast tlenu O 2, a zamiast tlenku potasu K 2 O: (2) { K + O 2 K 2 O } (w nawiasach {} pisać będę reakcje nie gotowe, a więc niepoprawne) Równanie nie jest gotowe, bo po lewej stronie jest 1 atom K, a po prawej 2. Natomiast tlenu po lewej mamy 2 atomy a po prawej 1. Na tym etapie nie możemy już zmieniać samych wzorów, bo są przecież dobre. Jedyne co możemy zmieniać to dopisywać współczynniki przed wzorami. Jeżeli po lewej stronie zamiast K napiszemy 2K, to liczba atomów K po lewej i prawej stronie będzie wynosiła 2, a więc OK. (3) { 2K + O 2 K 2 O } Tleny nie zgadzają się jednak nadal. Musimy dopisać 2 przed K 2 O: (4) { 2K + O 2 2K 2 O } Tleny się zgadzają (po 2 po każdej stronie równania), ale znowu przestał się zgadzać K. Zmieńmy wiec 2 przed K, na 4: (5) 4K + O 2 2K 2 O Teraz zgadza się już wszystko i możemy opuścić nawias, bo równanie jest dobre. 13

14 Skąd wiadomo, że należy zacząć od uzgadniania liczby atomów K, tak jak to zrobiliśmy przed równaniem (3)? Odpowiedź brzmi, że robimy to na wyczucie, ale nawet jak zaczniemy źle to i tak osiągniemy sukces, tyle że może na nieco dłuższej drodze. Tu powyżej właśnie zaczęliśmy źle, bo gdybyśmy zaczęli od uzgadniania tlenów, to doszlibyśmy do postaci końcowej (takiej samej w obu przypadkach) o jeden etap szybciej. Spróbujmy inny przypadek. Niech to będzie otrzymywanie MoO 3. Po zastąpieniu symboli w równaniu (1) otrzymamy: (6) { Mo + O 2 MoO 3 } Aby uzgodnić liczbę atomów tlenu najlepiej byłoby napisać 3/2 przed O 2. Ponieważ jednak ułamków unikamy (choć nie jest to całkiem zabronione), musimy napisać 2 przed MoO 3 oraz 3 przed O 2 : (7) { Mo + 3O 2 2MoO 3 } Teraz wystarczy dopisać 2 przed Mo: (8) 2Mo + 3O 2 2MoO 3 W praktyce, jeżeli zastosujemy podobny jak wyżej sposób postępowania w stosunku do innych pierwiastków, zawsze otrzymamy poprawne równanie. 3. Reakcje tlenków metali z wodą (Wodorotlenki) Wodorotlenki są jedynym produktem reakcji tlenku metalu z wodą: tlenek metalu + woda wodorotlenek (9) Otrzymajmy wodorotlenek jednowartościowego sodu. Jak zwykle najpierw wpiszmy poprawne symbole związków (por. Wzory strukturalne i sumaryczne ). (10) { Na 2 O + H 2 O NaOH } 14

15 Uzgodnijmy najpierw Na: (11) Na 2 O + H 2 O 2NaOH teraz powinniśmy uzgodnić H, ale ich liczba po obu stronach wynosi 2, podobnie jak i O. Wobec tego równanie jest już poprawne. Jeszcze łatwiej otrzymamy wodorotlenki metali dwuwartościowych. Wpisanie symboli CaO, H 2 O i Ca(OH) 2 : (12) CaO + H 2 O Ca(OH) 2 daje od razu sukces. Wodorotlenki metali trójwartościowych otrzymajmy na przykładzie skandu Sc: (13) { Sc 2 O 3 + H 2 O Sc(OH) 3 } A po uzgodnieniu Sc: (14) { Sc 2 O 3 + H 2 O 2Sc(OH) 3 } Teraz uzgodnijmy H: (15) Sc 2 O 3 + 3H 2 O 2Sc(OH) 3 Tlenu już uzgadniać nie trzeba, ale warto sprawdzić, że liczba jego atomów się zgadza. W praktyce ZAWSZE, jeśli poprawnie napiszemy wzory i uzgodnimy liczby wszystkich atomów prócz jednego, to on i tak zostanie uzgodniony. Jeżeli nie, jeżeli liczba atomów ostatniego z pierwiastków uzgadnianych jest różna po obu stronach równania, to znaczy, że gdzieś popełniliśmy błąd przy uzgadnianiu lub któryś ze wzorów ma jakąś usterkę. 15

16 4. Reakcje tlenków niemetali z wodą (Kwasy tlenowe) Tlenki niemetali reagują z wodą tworząc kwasy. Takie tlenki noszą nazwę bezwodników kwasowych. Wartościowość niemetalu w bezwodniku i kwasie który on tworzy są identyczne. Jeżeli jakiś niemetal tworzy kilka kwasów tlenowych o różnej wartościowości niemetalu, to każdy z nich będzie miał inny bezwodnik. Na przykład: kwas chlorowy(i) bezwodnik Cl 2 O kwas chlorowy(v) bezwodnik Cl 2 O 5 kwas chlorowy (VII) bezwodnik Cl 2 O 7 Kwasy są jedynymi produktami ich bezwodników z wodą. Napiszmy reakcję powstawania kwasu siarkowego(vi). Bezwodnikiem będzie tu tlenek sześciowartościowej siarki SO 3. SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 (16) Po obu stronach równania mamy po jednej siarce, po dwa wodory i po cztery tleny. Wobec tego reakcja jest już zapisana poprawnie. Spróbujmy teraz otrzymać kwas z nieparzystą liczbą wodorów, bo wtedy możemy oczekiwać komplikacji. Powiedzmy niech to będzie kwas azotowy(v) HNO 3. Tlenek pięciowartościowego azotu ma wzór N 2 O 5. { N 2 O 5 + H 2 O HNO 3 } (17) Zacznijmy uzgadnianie od azotu. Z przyczyn praktycznych najlepiej jest zostawiać uzgadnianie wodorów i tlenów na koniec. Aby mieć dwa azoty po prawej (bo tyle jest ich po lewej), musimy pomnożyć HNO 3 przez 2. N 2 O 5 + H 2 O 2HNO 3 (18) ponieważ już wszystko się zgadza, poszukajmy trudniejszego przykładu. Niech to będzie H 3 PO 4 Jeżeli znamy nazwę {kwas ortofosforowy(v)], to ustalenie wartościowości fosforu będzie oczywiste. Jeżeli nie znamy nazwy, to wartościowość niemetalu w kwasie obliczamy zawsze mnożąc liczbę tlenów przez 2 i odejmując od tego liczbę wodorów. Tu 4 * 2 3 = 5. Wzór bezwodnika pięciowartościowego fosforu to P 2 O 5. 16

17 { P 2 O 5 + H 2 O H 3 PO 4 } (19) Po uzgodnieniu fosforu: { P 2 O 5 + H 2 O 2H 3 PO 4 } (20) i wodoru P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4 (21) otrzymujemy poprawne równanie. 5. Wzory kwasów Wzór kwasu zależy od wartościowości niemetalu. Jeżeli oznaczymy niemetal jako X, to dla niemetalu o wartościowości: (I) wzór kwasu to HXO (II) H 2 XO 2 (III) HXO 2 (IV) H 2 XO 3 (V) HXO 3 (VI) H 2 XO 4 (VII) HXO 4 Wyjątkiem jest kwas ortofosforowy(v) - H 3 PO 4. Czasem spotyka się kwasy o dwu atomach niemetalu w cząsteczce. Wymienię tu dwa najczęściej spotykane: kwas dwufosforowy (V) H 4 P 2 O 7 kwas dwuchromowy(vi) H 2 Cr 2 O 7 Pierwiastki szóstej i siódmej grupy układu okresowego tworzą z wodorem związki, które po rozpuszczeniu w wodzie dają kwasy. Są to kwasy beztlenowe. A oto kilka najczęściej spotykanych: kwas chlorowodorowy HCl kwas siarkowodorowy H 2 S kwas fluorowodorowy HF kwas bromowodorowy HBr kwas jodowodorowy HI kwas selenowodorowy H 2 Se 17

18 6. Reakcje tworzenia soli Istnieje dziewięć sposobów otrzymywania soli. Prześledźmy je kolejno otrzymując chlorek wapnia CaCl 2, siarczan (VI) potasu K 2 SO 4, oraz dwufosforan(v) glinu H 4 P 2 O Metal + kwas sól + wodór Aby otrzymać CaCl 2 metalem musi być Ca, a kwasem HCl Ca + 2HCl CaCl 2 + H 2 (22) podobnie 2K + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + H 2 (23) ustalenie współczynników przed wzorami było proste. Gorzej będzie w przypadku Al 4 (P 2 O 7 ) 3. Napiszmy na razie bez współczynników: (24) { Al. + H 4 P 2 O 7 Al 4 (P 2 O 7 ) 3 + H 2 } Po stronie lewej musimy mieć 4Al oraz 3P 2 O 7 czyli (25) { 4Al + 3H 4 P 2 O 7 Al 4 (P 2 O 7 ) 3 + H 2 } teraz wystarczy uzgodnić liczbę wodorów: (26) 4Al + 3H 4 P 2 O 7 Al 4 (P 2 O 7 ) 3 + 6H Tlenek metalu + kwas sól + woda CaO + 2HCl CaCl 2 + H 2 O (27) 18

19 K 2 O + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + H 2 O (28) (29) 2Al 2 O 3 + 3H 4 P 2 O 7 Al 4 (P 2 O 7 ) 3 + 6H 2 O Sześć cząsteczek wody wzięło się stąd, że w kwasie było 12 wodorów, a w tlenku glinu 6 tlenów (oprócz 21 tlenów w resztach kwasowych P 2 O 7, które jednak występują w identycznej liczbie po obu stronach równania). 6.3 Wodorotlenek metalu + kwas sól + woda Ca(OH) 2 + 2HCl CaCl 2 + 2H 2 O (30) 2KOH + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + 2H 2 O (31) (32) 4Al(OH) 3 + 3H 4 P 2 O 7 Al 4 (P 2 O 7 ) H 2 O 6.4 Tlenek metalu + bezwodnik kwasowy sól Ten typ reakcji odnosi się jedynie do kwasów tlenowych, bo beztlenowe nie mają bezwodników (czyli CaCl 2 tą metodą nie da się otrzymać), Jedynym produktem reakcji jest sól. Bezwodnikiem kwasu siarkowego(vi) jest tlenek sześciowartościowej siarki czyli SO 3, a kwasu dwufosforowego(v) P 2 O 5 (taki sam jak dla kwasu ortofosforowego H 2 PO 4 ) K 2 O + SO 3 K 2 SO 4 (33) (34) 2Al 2 O 3 + 3P 2 O 5 Al 4 (P 2 O 7 ) 3 19

20 6.5 Tlenek metalu + bezwodnik kwasowy sól Ten typ też odnosi się jedynie do kwasów tlenowych. Dodatkowo jednym z produktów jest woda. (35) (36) 2KOH + SO 3 K 2 SO 4 + H 2 O 4Al(OH) 3 + 3P 2 O 5 Al 4 (P 2 O 7 ) 3 + 6H 2 O 6.6 Metal + niemetal sól Odwrotnie niż w poprzednich dwóch typach reakcji, ten odnosi się jedynie do kwasów beztlenowych, a więc tą metodą możemy otrzymać tylko CaCl 2. (37) 2K + Cl 2 2KCl Pamiętać należy, że niektóre niemetale, tworzące kwasy beztlenowe występują w przyrodzie w postaci dwuatomowych cząsteczek: F 2, Cl 2, Br 2, I Sól + kwas inna sól + inny kwas Reakcja polega tu na wymianie reszty kwasowej pierwszej soli na resztę kwasową pierwszego kwasu. Aby otrzymać CaCl 2, musimy do reakcji wziąć dowolną sól wapnia (inną niż chlorek) oraz kwas chlorowodorowy. Niech tą solą będzie węglan wapnia CaCO 3 CaCO 3 + 2HCl CaCl 2 + H 2 CO 3 (38) H 2 CO 3 rozpada się na CO 2 i wodę, więc w powyższym równaniu możemy dokonać korekty: CaCO 3 + 2HCl CaCl 2 + H 2 O + CO 2 (39) 20

21 Podobnie K 2 SO 4 otrzymamy z jakiejś soli potasu i H 2 SO 4 np. z KCl 2KCl + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + 2HCl (40) (ta reakcja w przyrodzie nie zachodzi por. część Dysocjacja elektrolityczna, choć jak widać równanie jej możemy napisać bez trudu) Sól glinu np. AlCl 3 da z kwasem H 4 P 2 O 7 : (41) 4AlCl 3 + 3H 4 P 2 O 7 Al 4 (P 2 O 7 ) HCl 6.8 Sól + wodorotlenek inna sól + inny wodorotlenek W wyniku tej reakcji sól oddaje swoją resztę kwasową metalowi wodorotlenku, otrzymując w zamian grupy wodorotlenowe. Np. CaCl 2 powstaje w czasie reakcji Ca(OH) 2 źródło Ca oraz dowolnego chlorku jako źródło Cl (42) Ca(OH) 2 + CuCl 2 CaCl 2 + Cu(OH) 2 K 2 SO 4 otrzymamy z KOH oraz np. Na 2 SO 4 (43) OK) (44) Na 2 SO 4 + 2KOH K 2 SO 4 + 2NaOH (podobnie jak równanie 40 ta reakcja nie zachodzi, choć jej równanie jest 4Al(OH) 3 + 3Na 4 P 2 O 7 Al 4 (P 2 O 7 ) NaOH 21

22 6.9 Sól + sól inna sól + inna sól Obie sole wymieniają swoje reszty kwasowe. Aby otrzymać CaCl 2 jedna sól musi mieć Ca a druga Cl: (45) Ca(NO 3 ) 2 + 2NaCl CaCl 2 + 2NaNO 3 Analogicznie: (46) K 2 CO 3 + Ag 2 SO 4 K 2 SO 4 + Ag 2 CO 3 oraz (47) 2Al 2 (SO 4 ) 3 + 3Na 4 P 2 O 7 Al 4 (P 2 O 7 ) 3 + 6Na 2 SO 4 22

23 III. DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA REKACJE JONOWE 1. Uwagi ogólne Wodorotlenki, kwasy i sole, które rozpuszczają się w wodzie, ulegają reakcji dysocjacji. Omówmy ją na przykładzie soli NaCl. Wiązanie chemiczne tej cząsteczki polega na tym, że atom sodu oddaje swój elektron atomowi chloru. W wyniku tego sód uzyskuje ładunek dodatni (brak mu jednego ujemnie naładowanego elektronu), co zapisujemy jako Na +, a chlor staje się naładowany ujemnie Cl -. Ponieważ ładunki różnoimienne przyciągają się, cząsteczka NaCl stanowi całość. Cząsteczki wody w uproszczeniu zbudowane są tak, że jeden ich koniec jest naładowany ujemnie a drugi dodatnio. Jeżeli NaCl rozpuścimy w wodzie, to atomy sodu, zwane kationami, zostaną otoczone cząsteczkami wody, zwróconymi w ich stronę końcami naładowanymi ujemnie. Podobnie, ujemnie naładowane chlory, zwane anionami, otoczone zostaną cząsteczkami wody, zwróconymi w ich stronę ładunkiem dodatnim. W efekcie sody otoczone zostaną mrowiem ładunków dodatnich, wśród których będzie co prawda i chlor, ale kationy Na + stracą orientację i cząsteczka NaCl ulegnie rozpadowi zwanemu dysocjacją. Wynika z tego, że zarówno sód jak i chlor dysocjują zachowując swoje ładunki, co zapisujemy w postaci równania: NaCl Na + + Cl - (1) 23

24 2. Wodorotlenki Wodorotlenki ulegają dysocjacji na ujemnie naładowane grupy OH -, oraz dodatnio naładowane kationy metali. Ponieważ grupy OH - nie będą po dysocjacji ze sobą powiązane (wręcz się odpychają), więc w równaniu po prawej stronie ich liczbę umieszczamy przed symbolem OH -. Każda grupa OH - zabierze po jednym elektronie atomowi metalu, wiec jego jon będzie miał ładunek dodatni równy liczbie traconych grup OH -, co zapisujemy stawiając odpowiednią liczbę przy plusie. A oto przykłady dysocjacji wodorotlenków metali jedno, dwu i trójwartościowych: NaOH Na + + OH - (2) Ca(OH) 2 Ca OH - (3) Al(OH) 3 Al OH - (4) Zauważmy, że aniony OH - mieć będą zawsze pojedynczy, ujemny ładunek, natomiast kationy metali obarczone będą ładunkiem dodatnim o wartości równej wartościowości danego metalu w wodorotlenku. Warto zapamiętać, że suma ładunków elektrycznych po obu stronach równania musi być identyczna. Przykładowo w równaniu (4) po lewej stronie ładunek wynosi zero. Po prawej mamy ładunek +3 od glinu oraz 3 pojedyncze, ujemne ładunki od grup OH - : (-1) = 0. 24

25 3. Kwasy Kwasy dysocjują, odszczepiając dodatnie kationy H + oraz ujemnie naładowane aniony reszt kwasowych. Ładunek reszt kwasowych jest równy liczbie odszczepionych wodorów. HNO 3 H + + NO 3 - (5) H 2 SO 4 2H + + SO 4 2- (6) H 3 PO 4 3H + + PO 4 3- (7) Możliwe jest też, że nie wszystkie wodory ulegną odszczepieniu: H 3 PO 4 2H + + HPO 4 2- (8) H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 - (9) Podobne zjawisko występuje też w przypadku wodorotlenków o więcej niż jednej grupie OH. 25

26 4. Sole Rozpuszczalne w wodzie sole dysocjują na kationy metalu obarczone dodatnim ładunkiem o wartości równej wartościowości metalu oraz na aniony reszt kwasowych o ujemnym ładunku równym liczbie wodorów w kwasie od którego pochodzi dana reszta kwasowa. Liczba atomów metalu oraz liczba reszt kwasowych musi być identyczna po obu stronach równania, co tak samo jak w przypadku równań cząsteczkowych musimy uwzględnić dopisując odpowiednie współczynniki przed jonami. W przypadku równań jonowych dodatkowym czynnikiem do uwzględnienia jest sumaryczny ładunek, który musi być identyczny po obu stronach reakcji. A oto trzy przykłady: NaNO 3 Na + + NO 3 - (10) CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 2- (11) Al 2 (SO 4 ) 3 2Al SO 4 2- (12) 5. Reakcje jonowe W części Reakcje tlenków, wodorotlenków, kwasów i soli przy równaniu (40) znajduje się uwaga, że w praktyce ta reakcja nie zachodzi. Przypomnijmy ją sobie: 2KCl + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + 2HCl (13) 26

27 Reakcja przebiega w roztworze wodnym, wszystkie reagenty i substraty są rozpuszczalne, więc możemy je zapisać tak, jak będą wyglądać po dysocjacji: 2K + + 2Cl - + 2H + + SO 4 2-2K + + SO H + + 2Cl - (14) Po obu stronach reakcji jest to samo (tyle, że w innej kolejności). Wynika stąd, że nic się nie dzieje, czyli reakcja nie przebiega. Aby reakcja tworzenia soli przebiegała, powinien być spełniony jeden z warunków: 1. W wyniku reakcji wydziela się gaz (np. wodór w przypadku reakcji metal + kwas lub CaCO 3 + 2HCl CaCl 2 + H 2 O + CO 2 ) 2. W wyniku reakcji tworzy się woda (która praktyczne nie dysocjuje) 3. Jeden z produktów reakcji jest nierozpuszczalny w wodzie, np. K 2 SO 4 + BaCl 2 BaSO 4 + 2KCl (15) Reagenty są rozpuszczalne, podobnie jak KCl, BaSO 4 natomiast się nie rozpuszcza, co w reakcji zaznaczamy dając strzałkę w dół. Zapiszmy w postaci zdysocjowanej to, co się da: 2K + + SO Ba Cl - BaSO 4 + 2K + + 2Cl - (16) Podobnie jak w równaniu arytmetycznym, możemy opuścić te wyrazy, które występują bez zmian po obu stronach: SO Ba 2+ BaSO 4 (17) Aby dowiedzieć się, czy dany związek (sól lub wodorotlenek) rozpuszcza się w wodzie, należy skorzystać z tablicy rozpuszczalności soli, którą można znaleźć na końcu większości podręczników do chemii nieorganicznej. 27

28 6. Amoniak, jon amonowy Amoniak jest gazem i ma wzór NH 3. Z pozoru podobny jest do kwasu beztlenowego. Jednakże w wodzie rozpuszcza się nie odszczepiając kationów H + i to wystarcza, by nie zaliczać go do kwasów. Co więcej w jego roztworach wodnych można wykryć jony OH -, a więc NH 3 zachowuje się jak wodorotlenek. Te jony OH - biorą się stąd, że amoniak rozkłada wodę, odrywając od niej jon H + : NH 3 + H 2 O NH OH - (18) Grupa NH 4 + wchodzi w skład soli zachowując się jak jednowartościowy metal, np. NH 4 Cl, (NH 4 ) 2 SO 4. (Chlorek i siarczan(vi) amonu) Otrzymać je można na przykład w reakcji amoniaku z kwasem: NH 3 + H 2 SO 4 (NH 4 ) 2 SO 4 (19) Wygląda to podobnie jak reakcja metal + kwas, tyle, ze nie wydziela się wodór. Poza reakcją tlenek metalu + kwas, sole amonowe można otrzymać metodami omówionymi w części: Reakcje tlenków, wodorotlenków, kwasów i soli. Np. (NH 4 ) 2 CO 3 + H 2 SO 4 (NH 4 ) 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O (20) 28

29 IV. REKACJE UTLENIENIA I REDUKCJI Reakcje utleniania-redukcji (redoks) przebiegają ze zmianą wartościowości zazwyczaj dwóch reagentów. Na tym etapie musimy rozszerzyć pojęcie wartościowości. W kwasie azotowym (III) atom azotu jest trójwartościowy, gdyż podczas tworzenia HNO 2 oddał on 3 elektrony tlenom. W cząsteczce amoniaku N też jest trójwartościowe, bo każdy z trzech wodorów oddał azotowi po jednym elektronie. W HNO 2 azot ma ładunek +3, a w amoniaku 3. Pomimo, że w obu przypadkach N jest trójwartościowy, to aby przeprowadzić go od HNO 2 do NH 3 należy mu dodać 6 elektronów. Proces taki to oczywiście reakcja redoks. Mówimy, że wartościowość N w HNO 2 wynosi +3, a w NH 3 3. Takie rozszerzone pojęcie wartościowości nazywamy elektrowartościowością. Kilka podstawowych reguł: 1. Jeżeli mamy dany wzór związku, a trudno nam określić, który z pierwiastków ma elektrowartościowość dodatnią a który ujemną, to zawsze pierwszy z pierwiastków we wzorze ma + a ostatni Tlen w związkach jest praktyczne zawsze 2 (tylko w OF 2 jest 2+, a w wodzie utlenionej H 2 O 2 jest on -1). 3. Wodór w związkach nieorganicznych jest prawie zawsze +1 (tylko w wodorkach jest 1. Wszystkie pierwiastki w stanie wolnym są zerowartościowe, nawet jeśli występują w postaci cząsteczek np. H 2, O 2 czy N 2. Podobnie wiązań pomiędzy atomami tego samego pierwiastka w innych związkach nie wlicza się do wartościowości. I tak: C w C 2 H 2 jest jednowartościowy (wzór strukturalny H-C C-H), w C 2 H 4 dwuwartościowy (H 2 C=CH 2 ), a w C 2 H 6 trójwartościowy (H 3 C-CH 3 ). Tlen w H 2 O 2 jest jednowartościowy (wzór strukturalny H-O-O-H). 4. W równaniach chemicznych redoks oprócz uzgodnienia liczb atomów poszczególnych pierwiastków po obu stronach reakcji, musimy także uzgodnić liczbę elektronów pobranych i oddanych. Jeżeli jakiś pierwiastek traci pewną liczbę elektronów, inny musi wzbogacić się dokładnie o taką samą ich liczbę. 29

30 Rozpatrzmy konkretny przykład. Miedź nie wypiera wodoru z kwasów (podobnie jak złoto czy srebro). Jednakże umieszczenie blaszki miedzianej w roztworze kwasu azotowego(v) powoduje powstanie niebieskiego zabarwienia od azotanu(v) miedzi(ii). Wydziela się przy tym mieszanina gazowych tlenków azotu NO i NO 2. Są to dwa różne, biegnące równolegle procesy. Zajmijmy się najpierw tym w którym wydziela się NO 2. Miedź przechodzi z zerowartościowej w Cu 2+, a N od N 5+ w HNO 3 do N 4+ w NO 2 : Cu 2e Cu 2+ (1) N 5+ + e N 4+ (2) Aby liczba elektronów oddanych przez miedź była równa liczbie pobranych przez azot musimy drugie z równań pomnożyć przez 2. Teraz dodajmy te równania stronami, pamiętając w jakich związkach występuje Cu i N: { Cu + 2HNO 3 Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 } (3) Liczby elektronów są zgodne, ale po lewej stronie mamy 2 azoty, a po prawej cztery (2 w Cu(NO 3 ) 2 i 2 w NO 2 ). dokonajmy niezbędnej korekty: { Cu + 4HNO 3 Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 } (4) To nie koniec, bo po lewej stronie mamy nadmiarowe 4 wodory i 2 tleny. Dopisanie 2H 2 O po prawej stronie rozwiąże ten problem: Cu + 4HNO 3 Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O (5) Ten wybieg z dopisywaniem wody, czasem po lewej, a czasem po prawej stronie równania jest często stosowany w reakcjach redoks. 30

31 W reakcji Cu z HNO 3 wydziela się również NO. Wynika to z drugiego procesu przebiegającego równocześnie: Cu 2e Cu 2+ / * 3 (6) N e N 2+ / * 2 (7) { 3Cu + 2HNO 3 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO } (8) a po uzgodnieniu azotów: { 3Cu + 8HNO 3 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO } (9) i dopisaniu wody: { 3Cu + 8HNO 3 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O } (10) Nie jest to proste, ale jak widać trzymanie się ustalonego toku postępowania, identycznego w obu przypadkach gwarantuje sukces. W reakcjach redoks dostarczycielem elektronów (reduktorem) może być substancja, której jeden z pierwiastków może tworzyć związki o wyższej elektrowartościowości. Elektrony mogą być pobierane przez substancję (utleniacz), zawierającą jakiś atom, tworzący również związki, w których ma on niższą elektrowartościowość. Na przykład FeCl 3 jest utleniaczem, bo można go zredukować do FeCl 2. Podobnie FeCl 2 jest reduktorem, bo można je utlenić do FeCl 3. 31

32 Przebieg reakcji redoks zależy od środowiska reakcji (kwaśne, obojętne czy zasadowe). KMnO 4 (Mn 7+ ) redukuje się w środowisku kwaśnym do Mn 2+, ponieważ dwuwartościowy mangan tworzy z kwasami sole, w których występuje w postaci kationu. Ta sama reakcja w środowisku zasadowym da K 2 MnO 4 (Mn 6+ ), gdzie Mn istnieje w postaci anionu. Rozumowanie analogiczne do powyższego pomaga przewidzieć, do jakiej wartościowości zredukuje się dany utleniacz. Nie jest to reguła bez wyjatków, bo kierunek reakcji redoks zależy tez od zdolności utleniających oraz redukujących reagentów, a także od środowiska a nawet stężeń. Napiszmy reakcję utleniania FeCl 2 w środowisku zasadowym (od KOH): Fe 2+ (FeCl 2 ) - e Fe 3+ (?) (11) Mn 7+ (KMnO 4 ) + e Mn 6+ (K 2 MnO 4 ) (12) { FeCl 2 + KMnO 4 Fe 3+ + K 2 MnO 4 } (13) Anion dla kationu Fe 3+ ustalimy, gdy weźmiemy pod uwagę, że reakcja przebiega w środowisku zasadowym od KOH { FeCl 2 + KMnO 4 + 3KOH Fe(OH) 3 + K 2 MnO 4 } (14) Po lewej stronie mamy nadmiarowe 2K oraz 2Cl. Łatwo odgadniemy, ze tworzą one 2KCl, które musimy dopisać po prawej stronie: FeCl 2 + KMnO 4 + 3KOH Fe(OH) 3 + K 2 MnO 4 + 2KCl (15) Natomiast w środowisku kwaśnym od HCl: Fe 2+ (FeCl 2 ) - e Fe 3+ (FeCl 3 ) (16) Mn 7+ (KMnO 4 ) + 5e Mn 2+ (MnCl 2 ) (17) { 5FeCl 2 + KMnO 4 5FeCl 3 + MnCl 2 } (18) 32

33 Po dość oczywistym znalezieniu anionu dla K: { 5FeCl 2 + KMnO 4 5FeCl 3 + MnCl 2 + KCl} (19) Po lewej stronie mamy 10 Cl, a po prawej aż 18 Cl. Wobec tego musimy dopisać 8HCl po prawej stronie: {5FeCl 2 + KMnO 4 + 8HCl 5FeCl 3 + MnCl 2 + KCl} (20) Musimy jeszcze coś zrobić z wodorami i tlenami, które dotad nie pojawiły się po prawej stronie. Dopisanie 4H 2 O załatwi sprawę: 5FeCl 2 + KMnO 4 + 8HCl 5FeCl 3 + MnCl 2 + KCl + 4H 2 O (21) W środowisku obojętnym mangan redukuje się jeszcze inaczej. Powstaje MnO 2. Rozpatrzmy reakcję utleniania siarczku sodu Na 2 S do siarczanu sodu Na 2 SO 4 za pomocą KMnO 4. S e S 6+ / * 3 (22) Mn e Mn 4+ / * 8 (23) { 3Na 2 S + 8KMnO 4 3 Na 2 SO 4 + 8MnO 2 } (24) Mn, S oraz Na są już uzgodnione. Pozostaje K i O. Po lewej stronie mamy za dużo o 8K i 4 O. Najprościej byłoby dopisać 4K 2 O, ale w wodzie ten tlenek rozpuszcza się dając KOH. Wobec tego dopiszmy po lewej stronie 4H 2 O: 3Na 2 S + 8KMnO 4 + 4H 2 O 3Na 2 SO 4 + 8MnO 2 + 8KOH (25) Reakcja wygląda na poprawną. Komentarza wymaga jednak to, że skoro powstaje w niej KOH, to środowisko przestaje być obojętne i staje się zasadowe. Aby temu zapobiec należałoby dodać do reagentów nieco kwasu, np. HCl. Tego jednak równanie nie musi uwzględniać. W praktyce jest to dość powszechny kłopot z reakcjami redoks, przebiegającymi w środowisku obojętnym. 33

34 I jeszcze jedna uwaga. Równanie zbilansowałoby się również, gdyby sody pozamieniać z potasami. Zamiast: 3Na 2 SO 4 + 8MnO 2 + 8KOH można by na przykład napisać: 3K 2 SO 4 + 8MnO 2 + 2KOH + 6NaOH, lub wymyślić jeszcze jakąś inną kombinację. Por. dyskusja na końcu tego rozdziału. Wspomnijmy jeszcze o jednym utleniaczu, jakim jest nadtlenek wodoru H 2 O 2. Jego wzór strukturalny (H-O-O-H) wskazuje, że mamy tu do czynienia z jednowartościowym tlenem. Proces redukcji H 2 O 2 możemy przedstawić następująco: 2O - (H 2 O 2 ) + 2e 2 OH - (26) Wybierzmy jakiś niebanalny proces utleniania. Niech to będzie utlenianie amoniaku NH 3 do kwasu azotowego(v): N 3- (NH 3 ) - 8e N 5+ (HNO 3 ) (27) Liczba oddanych i pobranych elektronów będzie równa, gdy równanie (22) pomnożymy przez 4: { 4 H 2 O 2 + NH 3 8 OH - + HNO 3 } (28) Najpierw musimy znaleźć kation dla grup OH. Amoniak tworzy wodorotlenek o wzorze NH 4 OH. Dla 8 grup OH trzeba 8 NH 3, jeden już jest, więc { 4 H 2 O 2 + 9NH 3 8NH 4 OH + HNO 3 } (29) Po lewej stronie mamy 35H oraz 8 O, a po prawej 41H i 11 O (czyli 6H i 3 O za dużo). Dopiszmy po lewej stronie 3 H 2 O: { 4 H 2 O 2 + 9NH 3 + 3H 2 O 8NH 4 OH + HNO 3 } (30) 34

35 teraz niby wszystko się zgadza, ale zauważmy, że po lewej stronie jest H 2 O i NH 3. Jeżeli po lewej stronie zamiast 3NH 3 + 3H 2 O damy 3NH 4 OH, to od obu stron równania będziemy mogli odjąć te 3NH 4 OH, bo tak samo jak w arytmetyce, te same składniki występujące po obu stronach upraszczamy: { 4 H 2 O 2 + 6NH 3 5NH 4 OH + HNO 3 } (31) Na koniec zauważmy, że po prawej stronie występuje kwas i wodorotlenek, które reagują ze sobą tworząc sól: 4 H 2 O 2 + 6NH 3 4NH 4 OH + 4NH 4 Cl + HNO 3 (32) Ten ostatni przykład mógł wystraszyć najodważniejszych, ale nikt nie obiecywał, że będzie łatwo. Zazwyczaj jest jednak prościej. Na koniec jeszcze parę zdań na temat dysocjacji elektrolitycznej reakcji redoks. Część reagentów i produktów jest rozpuszczalna w wodzie. Wobec tego ulegają one dysocjacji. Przypomnijmy sobie równanie (25): +8OH - (33) 3Na 2 S + 8KMnO 4 + 4H 2 O 3Na 2 SO 4 + 8MnO 2 + 8KOH (25) i zapiszmy je w formie zdysocjowanej (H 2 O i MnO 2 nie dysocjują): 6Na + + 3S K + + 8MnO H 2 O 6Na + + 3SO MnO 2 + 8K + Wyróżnione jony występują po obu stronach w takiej samej liczbie. Wobec tego nie biorą faktycznie udziału w reakcji. Wobec tego możemy napisać: 3S MnO H 2 O 3SO MnO 2 +8OH - (34) Jest to równanie poprawne i na dodatek jak widać, dyskusja o tym czy powstaje w niej KOH czy NaOH oraz Na 2 SO 4 czy K 2 SO 4 jest bezprzedmiotowa. 35

36 Formę jonową równania można osiągnąć bez przechodzenia przez etap cząsteczkowy i późniejsze skreślanie jonów. Przypomnijmy jeszcze raz równania połówkowe redoks powyższej reakcji: S e S 6+ / * 3 (22) Mn e Mn 4+ / * 8 (23) {3S MnO 4-3SO MnO 2 } (35) Zapisaliśmy tu od razu jony biorące udział w reakcji. Tym razem mamy za dużo o 4 tleny po lewej stronie. Poradzimy sobie dopisując po prawej stronie wodę: 3S MnO H 2 O 3SO MnO 2 +8OH - (34) otrzymując to samo równanie co poprzednio. W celu uzgodnienia liczby poszczególnych atomów, a także w celu osiągnięcia takiego samego ładunku sumarycznego po obu stronach reakcji redoks pisanych jonowo, możemy dopisywać po lewej stronie dowolne liczby jonów H + (w środowisku kwaśnym) lub OH - (w środowisku zasadowym) oraz dowolne liczby cząsteczek wody po prawej stronie reakcji. W środowisku obojętnym dopisujemy wodę po lewej stronie a po prawej H + lub OH -. 36