Materiał powtórzeniowy do sprawdzianu dla klas I LO: kwasy i sole + zadania I. nieorganiczne to związki o ogólnym wzorze HnR, gdzie R reszta kwasowa, a n liczba atomów wodoru, w roztworach wodnych ulegają dysocjacji elektrolitycznej wg ogólnego wozoru: H n R nh + + R n (kwasy wielowodorowe dysocjują wieloetapowo). 1. Podział kwasów nieorganicznych nieorganiczne Ze względy na obecność atomów tlenu w cząsteczce Ze względu na liczbę atomów wodoru Ze względu na moc (stałą dysocjacji) tlenowe (oksokwasy) R = E m O z beztlenowe (reszta nie zawiera tlenu ) jednoprotonowe HR wieloprotonowe H n R, n > 1 mocne słabe 2. Wzory i nazwy kwasów ważniejszych tlenowych (oksokwasów). Uwaga * oznacza, że dany kwas nie jest znany jako czysty kwas, występuje tylko w roztworach lub jako reszta w solach. R kolor zielony Wzór sumaryczny Nazwa systematyczna Wzór sumaryczny Nazwa systematyczna *H 3 AsO 4 Kw. arsenowy(v) H 3 PO 4 Kw. ortofosforowy(v) H 3 BO 3 Kw. borowy(iii) H 4 P 2 O 7 Kw. pirofosforowy(v) *H 2 CO 3 Kw. węglowy(iv) HPO 3 Kw. metafosforowy(v) *HClO Kw. chlorowy(i) H 2 PHO 3 *Kw. fosforowy(iii) *HClO 2 Kw. chlorowy(iii) H 2 SO 4 Kw. siarkowy(vi) *HClO 3 Kw. chlorowy(v) *H 2 SO 3 Kw. siarkowy(iv) HClO 4 Kw. chlorowy(vii) *H 2 SO 2 Kw. siarkowy(ii) *H 2 CrO 4 Kw. chromowy(vi) H 2 S 2 O 7 Kw. pirosiarkowy(vi) *H 2 Cr 2 O 7 Kw. dichormowy(vi) H 2 S 2 O 3 Kw. tiosiarkowy(iv) HIO 3 Kw. jodowy(v) *H 2 SiO 3 Kw. metakrzemowy(iv) H 5 IO 6 Kw. ortojodowy(vii) H 4 SiO 4 Kw. ortokrzemowy(iv) *HMnO 4 Kw. manganowy(vii) H 6 TeO 6 Kw. tellurowy(vi) *HNO 2 Kw. azotowy(iii) HOCN Kw. cyjanowy HNO 3 Kw. azotowy(v) HNCO Kw. izocjanowy *H 2 MnO 4 Kw. manganowy(vi)
Uwaga *Kw. fosforowy(iii) H 2 PHO 3 (H 3 PO 3 ) jest kwasem dwuprotonowym (jeden atom wodoru związany jest bezpośrednio z atomem P i nie ulega odszczepieniu w trakcie dysocjacji elektrolitycznej (jonowej) Zestaw kwasów tlenowych obowiązkowa znajomość Wzór sumaryczny Nazwa tlenowego Reszta kwasowa anion Nazwa soli pochodzącej od tego *H 2 CO 3 Kw. węglowy(iv) 2 CO 3 węglan(iv)/ węglan *HClO Kw. chlorowy(i) ClO chloran(i) *HClO 2 Kw. chlorowy(iii) ClO 2 chloran(iii) *HClO 3 Kw. chlorowy(v) ClO 3 chloran(v) HClO 4 Kw. chlorowy(vii) ClO 4 chloran(vii) *HNO 2 Kw. azotowy(iii) NO 2 azotan(iii) HNO 3 Kw. azotowy(v) NO 3 azotan(v) H 3 PO 4 Kw. ortofosforowy(v) 3 PO 4 ortofosforan(v) H 2 SO 4 Kw. siarkowy(vi) 2 SO 4 siarczan(vi) *H 2 SO 3 Kw. siarkowy(iv 2 SO 3 siarczan(iv) *H 2 SiO 3 Kw. metakrzemowy(iv) 2 SiO 3 metakrzemian(iv) 3. Wzory i nazwy kwasów beztlenowych Wzór sumaryczny Nazwa systematyczna Wzór reszty Nazwa soli kwasowej anion HF (aq) Kw. fluorowodorowy F Fluorek HCl (aq) Kw. chlorowodorowy Cl Chlorek HBr (aq) Kw. bromowodorowy Br Bromek HI (aq) Kw. jodowodorowy I Jodek H 2 S (aq) Kw. siarkowodorowy S 2 Siarczek H 2 Se (aq) Kw. selenowodorowy Se 2 Selenek H 2 Te (aq) Kw. tellurowodorowy Te 2 Tellurek HN 3(aq) Kw. azotowodorowy N 3 Azydek HCN (aq) Kw. cyjanowodorowy CN Cyjanek 4. Otrzymywanie kwasów a) kwasy beztlenowe rozpuszczanie kwasowych wodorków (patrz tab. w pkt. 3 oraz w części dot. wodorków ) w wodzie b) kwasy tlenowe * rozpuszczanie tlenków kwasowych w wodzie SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 Cl 2 O + H 2 O 2HClO N 2 O 5 + H 2 O 2HNO 3 2NO 2 (N 2 O 4 ) + H 2 O HNO 3 + HNO 2 2ClO 2 + H 2 O HClO 2 + HClO 3 Cl 2 O 7 + H 2 O 2HClO 4 P 4 O 10 + 6H 2 O 4H 3 PO 4
* wypieranie nierozpuszczalnego w wodzie z soli przez kwas mocniejszy Na 2 SiO 3 + 2HCl H 2 SiO 3 + 2NaCl 2Na + + SiO 3 2 + 2H + + 2Cl H 2 SiO 3 + 2Na + + 2Cl 2H + + SiO 3 2 H 2 SiO 3 5. Moc kwasów a) kwasów beztlenowych w grupach i okresach rośnie wraz ze wzrostem liczby atomowej Z pierwiastka: HF < HCl < HBr < HI, H 2 S < HCl i H 2 Se < HBr b) moc kwasów tlenowych wzrasta wraz ze wzrostem atomów tlenu w cząsteczce : HClO < HClO 2 < HClO 3 < HClO 4 ; HNO 2 < HNO 3 ; H 2 SO 3 < H 2 SO 4 c) moc kwasów tlenowych w grupie maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej Z atomu centralnego: HIO < HBrO < HClO d) moc kwasów tlenowych w okresach wzrasta wraz ze wzrostem liczby atomowej Z atomu centralnego: H 4 SiO 4 < H 3 PO 4 < H 2 SO 4 HClO 4 e) kwasy mocne: azotowy(v); siarkowy(vi); chlorowy(vii), chlorowodorowy, bromowodorowy, jodowodorowy. f) pozostałe kwasy należą do kwasów średniomocnych i słabych, niektóre słabe kwasy są nietrwałe i ulegają rozkładowi, np. węglowy(iv), siarkowy(iv), azotowy(iii) 6. Właściwości kwasów a) dysocjacja elektrolityczna w roztworach wodnych, kwasy wielowodorowe (wieloprotonowe) dysocjują stopniowo: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl I stopień: H 3 PO 4 + H 2 O H 3 O + + H 2 PO 4 II stopień: H 2 PO 4 + H 2 O H 3 O + + HPO 4 2 III stopień: HPO 4 2 + H 2 O H 3 O + + PO 4 3 Uwaga : dysocjację można zapisać w sposób uproszczony: HCl H + + Cl b) typowe reakcje kwasów * reakcja zobojętnienia z wodorotlenkami sól + woda 2H 3 PO 4 + 3Ca(OH) 2 Ca 3 (PO 4 ) 2 + 6H 2 O H 2 O
HNO 3 + NaOH NaNO 3 + H 2 O H 2 SO 4 + Zn(OH) 2 ZnSO 4 + 2H 2 O HCl + NH 3 H 2 O NH 4 Cl + H 2 O H 2 SO 4 + Ba(OH) 2 BaSO 4 + 2H 2 O * reakcja z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi sól + woda 2HI + MgO MgI 2 + H 2 O 2HNO 3 + K 2 O 2KNO 3 + H 2 O 2H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 FePO 4 + 3H 2 O 3H 2 SO 4 + Cr 2 O 3 Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 O * reakcje z metalami, które w szeregu aktywności metali znajdują się przed wodorem powstaje sól, a z wypierany jest wodór: Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2 6Na + H 3 PO 4 2Na 3 PO 4 + 3H 2 2Fe + 6HBr 2FeBr 3 + 3H 2 Mg + 2HNO 3 Mg(NO 3 ) 2 + H 2 Uwaga: niektóre metale znajdujące się w szeregu przed wodorem w kontakcie ze stężonymi kwasami utleniającymi ulegają pasywacji, np. Al z HNO 3, Fe z H 2 SO 4 : Uwaga: metale półszlachetne (Cu, Ag, Hg, Bi), które w szeregu znajdują się za wodorem reagują tylko kwasami utleniającymi (stężony i rozcieńczony HNO 3, oraz stężony H 2 SO 4 ), powstaje sól, woda oraz następuje częściowy rozkład. II. Sole Sole związki chemiczne, których cząsteczki zbudowane są kationu(nów) metalu i anionu(ów) reszt kwasowych o ogólnym wzorze: Me n R m, gdzie Me kation prosty metalu (Na +, Al 3+, Ca 2+ ) lub kation złożony, np. NH 4 +, R anion prosty (reszta kwasowa) (np. Cl, S 2 lub złożony NO 3, PO 4 3 ), n liczba atomów wodoru w cząsteczce (ładunek anionu) m wartościowość metalu (ładunek kationu), jeżeli n = m, to wzór ma postać MeR. 1. Właściwości fizyczne soli związki jonowe o stałym stanie skupienia, o budowie krystalicznej, sieć krystaliczną tworzą kationy metalu (wyjątek kation amonowy NH + 4 ) i aniony reszt kwasowych, w większości przypadkach mają wysokie temp. topnienia np.: NaCl ok.801 o C, KNO 3 ok.340 o C, MgSO 4 ok.1130 o C, w stanie stałym nie przewodzą prądu elektrycznego, sole rozpuszczalne w wodzie lub sole stopione (niektóre sole kwasów tlenowych ulegają rozkładowi) są przewodnikami prądu elektrycznego. sole litowców i berylowców z wyjątkami oraz sole pochodzące od mocnych kwasów są z reguły dobrze rozpuszczalne w rozpuszczalnikach polarnych (woda) patrz tabela rozpuszczalności ulegając dysocjacji elektrolitycznej (jonowej), z reguły wraz ze wzrostem temp. rozpuszczalność soli w wodzie wzrasta NaCl Na + + Cl Fe 2 (SO 4 ) 3 2Fe 3+ + 3SO 4 2 (NH 4 ) 3 PO 4 3NH 4 + + PO 4 3. KNO 3 K + + NO 3
CaCO 3 praktycznie nierozpuszczalny 2. Podział soli ze względu na budowę (skład cząsteczki) Sole Sole obojętne Wodorosole oprócz kationu(ów) metalu zawierają aniony reszt kwasowych kwasów wieloprotonowych po I lub kolejnym stopniu dysocjacji (HCO 3 ; HPO 4 2; H 2 PO 4 ) NaHCO 3 wodorowęglan(iv) sodu; NaH 2 PO 4 dwuwodroortofosforan(v) sodu Hydroksosole oprócz kationu metalu i anionu reszty kwasowej zawierają w cząsteczkach anion(y) OH. CaOHCl wodorotlenochlorek wapnia (hydroksochlorek wapnia) Sole proste zawierają w swoich cząsteczkach jeden rodzaj kationów i jeden rodzaj anionów reszt kwasowych, np.: NaCl ; KNO 3 ; Fe 2 (SO 4 ) 3 ; Ca 3 (PO 4 ) 2 ; NH 4 NO 3 Sole podwójne zawierają w swoich cząsteczkach dwa rodzaje kationów i jeden rodzaj anionów reszt kwasowych, np.: (NH 4 )K 2 PO 4 ; MgAl 2 (SO 4 ) 4 ; NaCr(SO 4 ) 2 ; (NH 4 )Fe(SO 4 ) 2 lub jeden rodzaj kationu i dwa rodzaje anionów reszt kwasowych, np.: Pb 2 Cl 2 CO 3 Hydraty sole uwodnione (wodziany) zwierają wbudowaną w sieć krystaliczną cząsteczki wody np.: CaSO 4 2H 2 O; (CaSO 4 ) H 2 O; CuSO 4 5H 2 O; Na 2 CO 3 10H 2 O 3. Metody otrzymywania soli a) wodorotlenek + kwas sól + woda (reakcja zobojętniania wymiany podwójnej) NaOH + HCl NaCl (chlorek sodu) Na + + OH + H + + Cl Na + + Cl + H 2 O OH + H + H 2 O uwaga: do krystalizacji (Na + + Cl NaCl) soli dojdzie po odparowaniu wody.
Na OH + H Cl Na+ + Cl + H 2 O Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 CaSO 4 + 2H 2 O (siarczan(vi) wapnia OH H O O O O / \ // / \ // Ca + S 2H 2 O + Ca S \ / \\ \ / \\ OH H O O O O Uwaga: reakcje zobojętniania mogą być niecałkowite, produktami są wodorosole lub hydroksosole wodorotlenosole : 3LiOH + H 3 PO 4 Li 3 PO 4 + 3H 2 O ; ortofosforan(v) litu 3Li + + 3OH + 3H + + PO 3 4 Li 3 PO 4 + 3H 2 O 2LiOH + H 3 PO 4 Li 2 HPO 4 + 2H 2 O ; wodoroortofosforan(v) litu 2Li + + 2OH + 2H + + HPO 2 4 Li 2 HPO 4 + 2H 2 O LiOH + H 3 PO 4 LiH 2 PO 4 + H 2 O: dwuwodoroortofosforan(v) litu Li + + OH + H + + H 2 PO 4 LiH 2 PO 4 + H 2 O Mg(OH) 2 + 2HBr MgBr 2 + 2H 2 O; Mg 2+ + 2OH + 2H + + 2Br MgBr 2 + 2H 2 O Mg(OH) 2 + HBr MgOHBr; MgOH + + OH + H + + Br MgOHBr + H 2 O bromek magnezu bromek wodorotlenomagnezu b) tlenek zasadowy (lub amfoteryczny) + kwas sól + woda 3CaO + 2H 3 PO 4 Ca 3 (PO 4 ) 2 + 2H 2 O; 2MgO + 2HCl MgCl 2 + H 2 O; Fe 2 O 3 + 6HNO 3 2Fe(NO 3 ) 2 + 3H 2 O; FeO + 2HBr FeBr 2 + H 2 O; ortofosforan(v) wapnia chlorek magnezu azotan(v) żelaza(iii) bromek żelza(ii) c) metal aktywniejszy od wodoru + kwas sól + wodór Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2 ; Zn + 2H + + 2Cl Zn 2+ + 2Cl + H 2 Zn + 2H + Zn 2+ + H 2 2Al + 3H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) 2 + 3H 2 ; 2Al + 6H + + 3SO 2 4 2Al 3+ + 3SO 2 4 + 3H 2 2Al + 6H + 2Al 3+ + 3H 2 chlorek cynku(ii) siarczan(vi) glinu
Be + 2HNO 3 Be(NO 3 ) 2 + H 2 ; Be + 2H + + 2NO 3 Be 2+ + 2NO 3 + H 2 Be + 2H + Be 2+ + H 2 d) tlenek zasadowy + tlenek kwasowy sól Na 2 O + SO 3 Na 2 SO 4 BaO + CO 2 BaCO 3 ; azotan(v) berylu siarczan(vi) sodu węglan(iv) baru e) wodorotlenek + tlenek kwasowy sól + woda: Ca(OH) 2 + CO 2 CaCO 3 + H 2 O; 12NaOH + P 4 O 10 4Na 3 PO 4 + 6H 2 O; 2KOH + N 2 O 5 2KNO 3 + H 2 O ; węglan(iv) wapnia ortofosforan(v) sodu azotan(v) potasu f) reakcje syntezy z pierwiastków: metal + niemetal sól beztlenowego: Cu + S CuS; siarczek miedzi(ii) 2Na + Cl 2 2NaCl; Mg + I 2 MgI 2 ; chlorek sodu jodek magnezu g) rozpuszczalna sól + metal aktywniejszy sól metalu aktywniejszego + metal mniej aktywny: 2AgNO 3 + Cu Cu(NO 3 ) 2 + 2Ag; azotan(v) miedzi(ii) 2Ag + + 2NO 3 + Cu Cu 2+ + 2NO 3 + 2Ag 2Ag + + Cu Cu 2+ + 2Ag CuSO 4 + Mg MgSO 4 + Cu; Cu 2+ + SO 2 4 + Mg Mg 2+ + SO 2 4 + Cu Cu 2+ + Mg Cu + Mg 2+ siarczan(vi) magnezu h) sól I + sól II sól III + sól IV (warunek sole muszą być rozpuszczalne w wodzie i zawierać jony soli trudno rozpuszczalnych): Pb(NO 3 ) 2 + 2KI PbI 2 + 2KNO 3 ; Pb 2+ + 2NO 3 + 2K + + 2I PbI 2 + 2K + + 2NO 3 Pb 2+ + 2I PbI 2 jodek ołowiu(ii) + azotan(v) potasu BaCl 2 + Na 2 SO 4 BaSO 4 + 2NaCl; siarczan(vi) baru + chlorek sodu Ba 2+ +2Cl + 2Na + + SO 2 4 BaSO 4 + 2Na + + 2Cl Ba 2+ + SO 2 4 BaSO 4
i) sól słabego + kwas mocny sól mocnego + kwas słaby (nietrwały) Na 2 CO 3 + 2HCl 2NaCl + CO 2 + H 2 O; chlorek sodu 2Na + + CO 2 3 + 2H + + 2Cl 2Na + +2Cl + CO 2 + H 2 O CO 2 3 + 2H + CO 2 + H 2 O K 2 SO 3 + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O; siarczan(vi) potasu 2K + + SO 2 3 + 2H + + SO 2 4 2K + + SO 2 4 + SO 2 + H 2 O SO 2 3 + 2H + SO 2 + H 2 O 4. Ważniejsze reakcje z udziałem soli a) termiczny rozkład niektórych soli kwasów tlenowych: 2NaHCO 3 Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O (NH 4 ) 2 CO 3 2NH 3 + CO 2 + H 2 O CaCO 3 CaO + CO 2 b) fotochemiczny rozkład soli niektórych soli (wykorzystany w fotografii) 2AgCl 2Ag + Cl 2 2AgBr 2Ag + Br 2 c) hydroliza w roztworach wodnych (reakcja niektórych jonów soli z wodą) patrz prezentacja hydroliza soli III. Przykładowe zadania + proponowane rozwiązania 1. Dobierz substraty i zapisz równania reakcji otrzymywania pięcioma różnymi metodami chlorku magnezu. Mg + Cl 2 MaCl 2 Mg + 2HCl MgCl 2+ H 2 MgO + 2HCl MgCl 2 + H 2 O Mg(OH) 2 + 2HCl MgCl 2 + 2H 2 O CuCl 2 + Mg MgCl 2 + Cu 2. Dokończ poniższe równania reakcje chemicznych lub zapisz, że reakcja nie zachodzi, produktom reakcji nadaj nazwy systematyczne. Cu + S CuS siarczek miedzi(ii) Cu + 2HCl reakcja nie zachodzi Cu(NO 3 ) 2 + Zn Cu + Zn(NO 3 ) 2 azotan(v) cynku(ii) 2AgNO 3 + H 2 2Ag + 2HNO 3 kwas azotowy(v) Fe(NO 3 ) 3 + H 2 reakcja nie zachodzi 3NaNO 3 + H 3 PO 4 reakcja nie zachodzi
2KOH + SiO 2 K 2 SiO 3 + H 2 O CuS + 2HBr CuBr 2 + H 2 S metakrzemian(iv) potasu bromek miedzi(ii) + siarkowodór 3. Ze zbioru tlenków : NO; CaO; SO 3 ; SiO 2, F 2 O 3 ; CuO wybierz tlenek reagujący z wodą, tlenkiem zasadowym, wodorotlenkiem i zapisz odpowiednie równania reakcji, określ chemiczny tego tlenku. SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 SO 3 + Na 2 O Na 2 SO 4 SO 3 + 2KOH K 2 SO 4 + H 2 O Tlenek siarki(vi) ma charakter kwasowy 4. Zbiór kwasów HIO, HIO 4, HIO 3 uszereguj wg malejącej ich mocy, uzasadnij uszeregowanie. HIO 4 > HIO 3 > HIO ; moc kwasów tlenowych tego samego pierwiastka maleje wraz z zmniejszającą się liczbą atomów tlenu w cząsteczce (im niższy stopień utlenienia atomu centralnego, tym słabszy kwas). 5. Zbiór kwasów H 2 SiO 3 ; HF; H 3 PO 4 ; H 2 S; HNO 3 ; HCN, H 4 SiO 4 ; HClO 4 ; H 2 SO 3 ;HCl; H 2 SO 4 podziel na grupy wg następujących kryterów: a) kwasy beztlenowe: HF; HCN; HCl; H 2 S b) kwasy tlenowe: H 4 SiO 4 ; H 2 SiO 3 ; HClO 4 ; H 2 SO 3 ; HNO 3 ; H 3 PO 4 ; H 2 SO 4 c) kwasy jednoprotonowe: HF; HCl; HCN; HClO 4 ; HNO 3 ; d) kwasy wieloprotonowe: H 2 S; H 2 SiO 3 ; H 4 SiO 4 ; H 2 SO 3 ; H 3 PO 4 ; H 2 SO 4 e) kwasy mocne: HCl; HClO 4 ; HNO 3 ; H 2 SO 4 f) kwasy słabe: HF; HCN; H 2 S; H 2 SO 3 ; H 3 PO 4 ; g) kwasy utleniające: HClO 4 ; HNO 3 ; H 2 SO 4 h) kwasy nie rozpuszczalne w wodzie: H 2 SiO 3 ; H 4 SiO 4 ; 5. Zapisz obserwacje doświadczenia przedstawionego na poniższym schemacie: Fe NaOH P 4 O 10 HCl HCl SiO 2 A B C D E F CuSO 4(aq( NH 4 Cl (aq) H 2 O+oranż met. Na 2 CO 3(aq) NaOH (aq) + fenolof. H 2 O + oranż. met. a) blaszka żelazna pokryje się różowożółtym nalotem (metaliczną miedzią) b) wydziela się bezbarwny gaz o drażniącej woni (NH 3 ), c) brawa zmieni się z żółtej na czerwoną,
d) wydziela się bezbarwny, bezwonny gaz (CO 2 ), e) nastąpi odbarwienie malinowej zawartości probówki, f) nie obserwuje się żadnych zmian. 6. Na poniższym schemacie przedstawiono cykl przemian chemicznych. Dla każdej przemiany zapisz równanie reakcji chemicznej dobierając drugi substrat reakcji: A Mg MgO Mg(OH) 2 B F G H C D E P P 2 O 3 P 4 O 10 H 3 PO 4 Mg 3 (PO 4 ) 2 A) 2Mg + O 2 2MgO B) MgO + H 2 O Mg(OH) 2 C) 2P + 3O 2 2P 2 O 3 D) 2P 2 O 3 + 2O 2 P 4 O 10 E) P 4 O 10 + 6H 2 O 4H 3 PO 4 F) 6Mg + 2H 3 PO 4 2Mg 3 (PO 4 ) 2 + 3H 2 G) 3MgO + 2H 3 PO 4 Mg 3 (PO 4 ) 2 + 3H 2 O H) 3Mg(OH) 2 + 2H 3 PO 4 Mg 3( PO 4 ) 2 + 6H 2 O