Chemia Ogólna wykład 3

Transkrypt

1 Chemia Ogólna wykład 3 1 Klasyfikacja związków chemicznych związek chemiczny jednorodne połączenie co najmniej dwóch różnych pierwiastków chemicznych za pomocą dowolnego wiązania związki organiczne są to połączenia węgla, wodoru i innych pierwiastków, poza kwasem węglowym i jego pochodnymi wszystkie pozostałe związki przyjęło się nazywać związkami nieorganicznymi związki metaloorganiczne oraz związki kompleksowe, zawierające ligandy organiczne 1

2 Klasyfikacja związków nieorganicznych tlenki kwasy wodorotlenki sole (wodorosole, hydroksosole) wodorki związki kompleksowe inne Tlenki stopień utlenienia tlenu w tlenkach wynosi -2 wszystkie pierwiastki tworzą tlenki (metale, metaloidy i niemetale) nadtlenki pierwiastki z grup 1, 2 i 12 E n O 2 O 2 2- (O-O) 2- tlen na 1 stopniu utlenienia H 2 O 2, K 2 O 2, BaO 2 ponadtlenki pierwiastki z grupy 1 E n O 2 O 2 2- (O-O) 1- tlen na 1/2 stopniu utlenienia KO 2 2

3 tlenki tlenki metali tlenki kwasowe CO 2, N 2 O 5, CrO 3, Mn 2 O 7 tlenki niemetali tlenki zasadowe tlenki amfoteryczne ZnO, MnO 2, GeO 2, Sb 2 O 3, As 2 O 3 tlenki obojętne CO, NO, SiO, N 2 O Tlenki nazewnictwo tlenków: tlenek + nazwa pierwiastka i jego wartościowość w nawiasie (jeśli więcej niż jedna możliwa) Na 1 O 2-2 tlenek sodu C 4 O 2 2 tlenek węgla(iv) K 2 O tlenek potasu CaO tlenek wapnia Al 2 O 3 tlenek glinu N 2 O tlenek azotu(i) NO tlenek azotu(ii) N 2 O 3 tlenek azotu(iii) NO 2 tlenek azotu(iv) N 2 O 5 tlenek azotu(v) Cl 2 O 7 tlenek chloru(vii) 3

4 występowanie: SiO 2, H 2 O, Al 2 O 3, FeO (czarny wustyt) tlenkowe rudy żelaza: czerwony hematyt (Fe 2 O 3 ) czarny magnetyt (Fe 3 O 4 ) żółto-brązowy limonit (Fe 2 O 3 n H 2 O) brunatny getyt (FeO(OH)) właściwości fizyczne: tlenki metali: ciała stałe, w stanie ciekłym przewodzą prąd elektryczny; tlenki litowców i berylowców reagują z wodą tlenki niemetali: gazy CO ( ), ciecze H 2 O ( ), ciała stałe SiO 2, P 4 O 10 ( ), P 2 O 5 ( ); reagują z wodą z wyjątkiem tlenków obojętnych jak: CO, NO Otrzymywanie tlenków 1. utlenianie pierwiastków 2Mg + O 2 = 2MgO S + O 2 = SO 2 2. utlenianie niższego tlenku danego pierwiastka do tlenku zawierającego ten sam pierwiastek ale na wyższym stopniu utlenienia 2CO + O 2 = 2CO 2 4NO + O 2 = 2N 2 O 3 3. redukcja wyższego tlenku do tlenku na niższym stopniu utlenienia CO 2 + C = 2CO CO 2 + Mg = MgO + CO MnO 2 + H 2 = MnO + H 2 O 4

5 Otrzymywanie tlenków 4. spalanie związków organicznych C 2 H 5 OH + O 2 = 2CO 2 + 3H 2 O CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O 5. rozkład termiczny soli, wodorotlenków i tlenków MgCO 3 = MgO + CO 2 Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O 4MnO 2 = 2Mn 2 O 3 + O 2 (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O Reaktywność tlenków tlenki zasadowe (bezwodniki zasadowe) to tlenki metali głównie litowców i berylowców 1. tlenki zasadowe reagują z wodą tworząc wodorotlenki UWAGA z wodą nie reagują: CrO, FeO i MnO MgO + H 2 O = Mg(OH) 2 K 2 O + H 2 O = 2KOH 2. tlenki zasadowe reagują z kwasami i tlenkami kwasowymi UWAGA z wodą nie reagują: B 2 O 3 i SiO 2 Na 2 O + 2HCl = 2NaCl + H 2 O MgO + CO 2 = MgCO 3 5

6 Reaktywność tlenków tlenki kwasowe (bezwodniki kwasowe) 1. tlenki kwasowe reagują z wodą dając kwas CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 CrO 3 + H 2 O = H 2 CrO 4 P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3 kw. metafosforowy(v) P 2 O 5 + 2H 2 O = H 4 P 2 O 7 kw. pirofosforowy (V) P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 kw. ortofosforowy (V) 2. tlenki kwasowe reagują z wodorotlenkami dając sól i wodę SO 3 + Mg(OH) 2 = MgSO 4 + H 2 O 3. tlenki kwasowe reagują z tlenkami zasadowymi dając sól CaO + CO 2 = CaCO 3 Tlenki amfoteryczne tlenki amfoteryczne (BeO, Al 2 O 3, Ga 2 O 3, In 2 O 3, SnO, SnO 2, PbO 2, PbO, Sb 2 O 5, Sb 2 O 3, TeO 2, As 2 O 3, ZnO, CuO, MnO 2, Cr 2 O 3 ) Jak się to ma do elektroujemności? Tlenki amfoteryczne mają dość zbliżone udziały wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego i jonowego, czyli różnica elektroujemności oscyluje w pobliżu 1,7 (1,4 2.0). ze wzrostem stopnia utlenienia w tlenku rośnie jego kwasowość (a maleje zasadowość) np. Mn wartościowości: II, III, IV, V, VI, VII średnią wartościowością jest IV - tlenek amfoteryczny każdy wyższy tlenek jest coraz bardziej kwasowy i w reakcji z wodą daje coraz to silniejszy kwas 6

7 Tlenki amfoteryczne 1. reagują zarówno z (mocnymi) zasadami jaki i kwasami ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl H 2 O Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na[Al(OH) 4 ] Kwasy H R n n n wartościowość reszty kwasowej stopień utlenienia: +1 stopień utlenienia -1 w wodorkach metali niemetale tworzą kwasy beztlenowe i tlenowe 7

8 Kwasy beztlenowe wzór nazwa tradycyjna reszta kwasowa nazwa soli HF kwas fluorowodorowy F 1- fluorek HCl kwas solny Cl 1- chlorek HBr kwas bromowodorowy Br 1- bromek HI kwas jodowodorowy I 1- jodek HCN kwas cyjanowodorowy CN 1- cyjanek H 2 S kwas siarkowodorowy S 2 HS 1- siarczek wodorsiarczek Kwasy tlenowe wzór nazwa jon nazwa soli H 2 CO 3 węglowy CO 3 2 HCO 3 węglan wodorowęglan HNO 2 azotowy(iii) NO 2 azotan(iii) HNO 3 azotowy(v) NO 3 azotan(v) H 3 PO 3 fosforowy(iii) PO 3 3 HPO 3 2 H 2 PO 3 fosforan(iii) wodorofosforan(iii) dwuwodorofosforan(iii) H 3 PO 4 fosforowy(v) PO 4 3 HPO 4 2 H 2 PO 4 fosforan(v) wodorofosforan(v) dwuwodorofosforan(v) H 2 SO 3 siarkowy(iv) SO 3 2 HSO 3 siarczan(iv) wodorosiarczan(iv) H 2 SO 4 siarkowy(vi) SO 4 2 HSO 4 siarczan(vi) wodorosiarczan(vi) 8

9 Kwasy tlenowe wzór nazwa jon nazwa soli HClO kwas chlorowy(i) ClO chloran(i) HClO 2 kwas chlorowy(iii) ClO 2 chloran(iii) HClO 3 kwas chlorowy(v) ClO 3 chloran(v) HClO 4 kwas chlorowy(vii) ClO 4 chloran(vii) HBrO 3 kwas bromowy(v) BrO 3 bromian(v) HJO 4 kwas jodowy(vii) IO 4 jodan(vii) HPO 3 kwas metafosforowy(v) PO - 3 metafosforan(v) H 4 P 2 O 7 kwas pirofosforowy(v) P2 O 4-7 pirofosforan(v) H 3 PO 4 kwas ortofosforowy(v) PO 4 3- ortofosforan(v) Kwasy H n R, otrzymywanie 1. tlenek kwasowy + woda = kwas CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2 N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3 P 4 O H 2 O = 4H 3 PO 4 2. reakcja jonowa strącania u (pod warunkiem, że kwas jest słabo rozpuszczalny) Na 2 SiO 3 + H 2 SO 4 = H 2 SiO 3 + Na 2 SO 4 3. słaby kwas tlenowy można otrzymać działając na jego sól kwasem mocnym Ca(CH 3 COO) 2 + H 2 SO 4 = 2CH 3 COOH + CaSO 4 4. kwasy beztlenowe otrzymuje się przez rozpuszczanie odpowiednich wodorków w wodzie 9

10 Reaktywność kwasów 1. reakcja zobojętniania (wodorotlenek + kwas) HCl + NaOH = NaCl + H 2 O 2H 3 PO 4 + 3Mg(OH) 2 = Mg 3 (PO 4 ) 2 + 6H 2 O 2. większość kwasów reaguje z metalami nieszlachetnymi wypierając z nich wodór 6HCl +2Al = 2AlCl 3 +3H 2 Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 3. metale szlachetne i półszlachetne reagują z kwasami utleniającymi tj. stężonym H 2 SO 4 i HNO 3, ale nie wypierają wodoru z tych kwasów 3Cu + 2HNO 3 = 3CuO + 2NO + H 2 O Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O 4. kwasy reagują z tlenkami metali FeO + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 O MgO + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O Wodorotlenki M(OH) n n wartościowość metalu metale i metaloidy tworzą wodorotlenki LiOH wodorotlenek litu Ca(OH) 2 wodorotlenek wapnia Al(OH) 3 wodorotlenek glinu Fe(OH) 2 wodorotlenek żelaza(ii) Fe(OH) 3 - wodorotlenek żelaza(iii) Sn(OH) 2 - wodorotlenek cyny(ii) Sn(OH) 4 - wodorotlenek cyny(iv) 10

11 Wodorotlenki M(OH) n, otrzymywanie 1. tlenek zasadowy + woda = wodorotlenek CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 2. lekkie metale w reakcji z wodą dają wodorotlenek i H 2 2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 3. wodorotlenki trudno rozpuszczalne w H 2 O w reakcji strącania u FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaCl Reaktywność wodorotlenków wodorotlenki zasadowe - wodorotlenki litowców i berylowców (z wyjątkiem Be(OH) 2 ) 1. wodorotlenki zasadowe reagują z kwasami dając sól i wodę (reakcja zobojętniania) Mg(OH) 2 + H 2 CO 3 = MgCO 3 + 2H 2 O Fe(OH) 3 + 3HNO 3 = Fe(NO 3 ) 3 + 3H 2 O 2. wodorotlenki amfoteryczne (Zn, Pb, Sn, Al, Be, As, Sb, Cr, czy Mn) M(OH) m H m MO m równowaga pomiędzy formą zasadową i kwasową Sn(OH) 4 H 4 SnO 4 = 4H + + SnO 4 4- Sn(OH) 4 + HCl = SnCl 4 + H 2 O Sn(OH) 4 + 4NaOH = Na 4 SnO 4 + 4H 2 O 11

12 Sole n wartościowość metalu m wartościowość reszty kwasowej wodorosole hydroksysole Sole NaCl chlorek sodu (sól kuchenna) Fe 2 S 3 siarczek żelaza(iii) KNO 3 azotan(v) potasu (saletra potasowa) Ca(HCO 3 ) 2 wodorowęglan wapnia (NH 4 )(H 2 PO 4 ) dwuwodorofosforan(v) amonu Al(OH) 2 Cl dwuhydroksochlorek glinu Bi(OH) 2 NO 3 dwuhydroksoazotan(v) bizmutu(ii) 12

13 Otrzymywanie soli 1. reakcja zobojętniania 2NH 4 OH + H 2 S = (NH 4 ) 2 S + 2H 2 O 2. kwasu + metal = sól + H 2 Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 3. tlenek zasadowy + kwas = sól + woda Na 2 O + H 2 CO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 O 4. wodorotlenek + tlenek kwasowy = sól + woda 2KOH + SO 2 = K 2 SO 3 + H 2 O 5. tlenek kwasowy + tlenek zasadowy = sól MgO + CO 2 = MgCO 3 6. metal + niemetal = sól Zn + S = ZnS Ca + Br 2 = CaBr 2 Wodorki E n Hn n wartościowość pierwiastka (grupy od 1 do 15) H E n n n wartościowość pierwiastka (grupy 16 i 17) LiH wodorek litu BH 3 wodorek boru CH 4 metan PH 3 wodorek fosforu SiH 4 wodorek krzemu H 2 S siarkowodór H 2 Se selenowodór HF fluorowodór HCl chlorowodór 13

14 Wodorki H n E, otrzymywanie wodorki metali - najczęściej wiązanie jonowe, ciała stałe (białe) wodorki niemetali najczęściej wiązanie kowalencyjne, gazy H 2 O, H 2 S i CH 4 najważniejsze wodorki 1. synteza pierwiastka z wodorem H 2 + F 2 = 2HF H 2 + Cl 2 = 2HCl światło H 2 S i NH 3 katalizator Reaktywność wodorków 1. reagują z wodą dając wodorotlenki i wodór NaH + H 2 O = NaOH + H 2 CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2 2. wodorki niemetali takich jak fluorowce i siarkowce reagują z wodą tworząc kwasy beztlenowe 3. amoniak z wodą tworzy wodorotlenek amonowy NH 3 + H 2 O = NH 4 OH 4. pozostałe wodorki niemetali nie reagują z wodą 14

15 Związki kompleksowe kompleksy metaliczne (związki koordynacyjne) atom lub jon metalu z wolnymi orbitalami d, zdolnymi do przyjęcia pary elektronów, otoczony ligandami jonami lub cząsteczkami z wolną parą elektronów hem b Pt[Cl 2 (NH 3 ) 2 ] Cu[(NH 3 ) 4 (H 2 O) 2 ] VO[C 5 H 7 O 2 ] 2 Związki kompleksowe Co[(NH 3 ) 6 ] [ 27 Co] = [ 18 Ar] 3d 7 4s 2 Co 3+ = [ 18 Ar] 3d 6 3d 3d 4s 4p 4d 15

16 Nazewnictwo ligandów Wzór Nazwa NH3 amina H 2O akwa C O karbonyl NO nitrozyl SO4 2- siarczano C N - cyjano OH - hydroxo F - fluoro Cl - chloro Br - bromo K 4 [Fe(CN) 6 ] sześciocyjanożelazian(ii) potasu K 3 [Fe(CN) 6 ] sześciocyjanożelazian(iii) potasu Fe(CO) 5 pięciokarbonyl żelaza(0) [Cr(NH 3 ) 3 (H 2 O) 3 ]Cl 3 chlorek trójaminatrójakwachromu(iii) [NiCl 4 ] 2- jon czterochloroniklanowy(ii) [Co(SO 4 )(NH 3 ) 5 ] + jon pięcioaminasiarczanokobaltu(iii) [Fe(OH)(H 2 O) 5 ] 2+ jon pięcioakwahydroksożelaza(iii) Podział ligandów EDTA kwas etylenodiaminatetra octowy kompleks chelatowy EDTA z jonem metalu (M) 16

17 Związki kompleksowe [Ni(NH 3 ) 6 ] 2+ Ni(en) 3 ] 2+ [NiCl 4 ] 2 [Ni(H 2 O) 6 ] 2+ ligandy H 2 O [Fe(H 2O) 6 ] 2+ roztwór OH, rozcieńczony Fe 2+ Fe 3+ Co 2+ Cu 2+ Al 3+ Cr 3+ [Fe(H 2 O) 4 (OH) 2 ] OH, stężony [Fe(H 2O) 4 (OH) 2 ] NH 3, rozcieńczony [Fe(H 2 O) 4 (OH) 2 ] [Fe(H 2 O) 6 ] 3+ [Co(H 2 O) 6 ] 2+ roztwór (żół.-br.) roztwór [Fe(H 2 O) 3 (OH) 3 ] [Fe(H 2 O) 3 (OH) 3 ] [Fe(H 2 O) 3 (OH) 3 ] [Co(H 2 O) 4 (OH) 2 ] [Co(H 2 O) 4 (OH) 2 ] [Co(H 2 O) 4 (OH) 2 ] [Cu(H 2 O) 6 ] 2+ roztwór [Cu(H 2 O) 4 (OH) 2 ] [Cu(H 2 O) 4 (OH) 2 ] [Cu(H 2 O) 4 (OH) 2 ] [Al(H 2 O) 6 ] 3+ roztwór bezbarwny [Al(H 2 O) 3 (OH) 3 ] [Al(OH) 4 ] roztwór bezbarwny [Al(H 2 O) 3 (OH) 3 ] [Cr(H 2 O) 6 ] 3+ roztwór [Cr(H 2 O) 3 (OH) 3 ] [Cr(OH) 6 ] 3 roztwór [Cr(H 2 O) 3 (OH) 3 ] NH 3, stężony [Fe(H 2O) 4 (OH) 2 ] [Fe(H 2 O) 3 (OH) 3 ] [Co(NH 3 ) 6 ] 2+ roztwór [Cu(NH 3 ) 4 (H 2 O) 2 ] 2+ roztwór [Al(H 2 O) 3 (OH) 3 ] [Cr(NH 3 ) 6 ] 3+ roztwór CO 3 2 FeCO 3 [Fe(H 2 O) 3 (OH) 3 ] + gaz CoCO 3 CuCO 3 Liczba koordynacyjna 2 liniowy: powszechna dla jonów metali o konfiguracji d 10 (Cu +, Ag +, Au + i Hg 2+ ); np. [Au(CN) 2 ] 3 trójkąt płaski: rzadko, dla jonów metali o konfiguracji d 10 (Cu +, Hg 2+ ); np. HgI 3 4 tetraedr: dla jonów metali nie przejściowych ([BeF 4 ] 2 ), przejściowych o konfiguracji d 10 ([ZnCl 4 ] 2 ) i z 4 okresu u.o. w połączeniach z halogenowcami ([FeCl 4 ] i [FeCl 4 ] 2 ); kwadrat płaski: dla jonów metali z 5 i 6 okresu u.o. o konfiguracji d 8 (Rh + i Pd 2+ ) oraz dla pewnych kompleksów Ni 2+ i Cu 2+ linowy ML 2 trójkąt płaski ML books.lardbucket.org tetraedr lub kwadrat płaski ML 4 17

18 Liczba koordynacyjna 5 bipiramida trygonalna i piramida o podstawie kwadratu ML 5 6 oktaedr ML 6 7 bipiramida o podstawie pięciokąta ML 7 : dla jonów lantanowców i aktynowców 8 typowy dla jonów dużych metali; sześcian, antypryzma kwadratowa i dodekahedron ML 8 9 dla jonów dużych metali; trzyścienna trygonalna pryzma ML 9, [Nd(H 2 O) 9 ] books.lardbucket.org geometria hybrydyzacja kształt orbitali liniowa sp tetraedryczna sp 3 kwadrat płaski dsp 2 oktaedr d 2 sp 3 18

19 Teoria pola krystalicznego energia humanstrefa.pl orbitale atomowe d w wolnym atomie orbitale atomowe d w oktaedrycznym polu ligandów Teoria pola krystalicznego e g t 2g 19

20 Teoria pola krystalicznego energia orbitale atomowe d w wolnym atomie orbitale atomowe d w polu tetraedrycznym polu ligandów 20

21 Teoria pola krystalicznego energia orbitale atomowe d w wolnym atomie orbitale atomowe d w polu ligandów (kwadrat płaski) Teoria pola krystalicznego energia orbitale atomowe d w wolnym atomie orbitale atomowe d w polu ligandów 21

22 Nisko i wysoko spinowe kompleksy energia energia diamagnetyk nisko spinowy kompleks paramagnetyk wysoko spinowy kompleks tylko dla konfiguracji elektronowej d 4, d 5, d 6 lub d 7 różnice w budowie lub właściwościach cząsteczek o takim samym składzie atomowym izomeria mają tę samą liczbę tych samych atomów, między którymi występuje jednak inny układ wiązań chemicznych (ten sam ogólny wzór sumaryczny) izomery strukturalne/konstytucyjne (inne wiązania) stereoizomery (te same wiązania, inne rozmieszczenie w przestrzeni) atomy połączone są w tych samych sekwencjach, a różnią się jedynie ułożeniem przestrzennym izomeria koordynacyjna izomeria wiązania ligandu izomeria geometryczna cis-trans izomery optyczne 22