Uczniak.Com - ściągi i wypracowania

Szukaj ściąg i wypracowań

Twoja wyszukiwarka





związki nieorganiczne | Kategoria: Chemia

Do związków nieorganicznych należą te substancje, które nie wierają węgla. Wyjątek stanowiątlenki węgla, węglany, cyjanki, w gliki i inne sole. Związki nieorganiczne można podzielić na: * tlenki, * wodorki, Ą * wodorotlenki, * kwasy, * sole, * inne związki, które nie tworzą odrębnej grupy ze względu na brak cech wspólnych. - Tlenki i ich podział Niemal wszystkie pierwiastki w reakcji z tlenem tworzą tlenki. Nie otrzymano dotychczas tlenków helowców i kilku transuranowcow. Ogólny wzór tlenków to XnOm w którym X oznacza dowolny pierwiastek. Ze względu na budowę tlenki można podzielić na: * tlenki metali, * tlenki niemetali. Ich budowa i właściwości fizykochemiczne zależą od wartości elektroujemności pierwiastka łączącego się z tlenem. W tlenkach metali litowców i berylowców występuje wiązanie jonowe, a w tlenkach niemetali przeważa wiązanie kowalencyjne (CO2, Są, NO2). Wyjątek, stanowią tlenki metali pierwiastków należących do bloku d.W tych związkach występuje wiązanie kowalencyjne, przy czym kowalenK cyjność wiązania wzrasta w miarę wzrosai stopnia utlenienia metalu. Oprócz tlenków tlen może tworzyć połączenia zwane nadtlenkami (Na202 — nadtlenek sodu, BaO, — nadtlenek baru, 202 — nadtlenek wodoru). Nadtlenki litowców i berylowców sązwiązkamijonowynńi~ natomiast w nadtlenku wodom występuje wiązanie kowalencyjne. Tlenki o charakterze wiązali częściowo kowalencyjnym to BeO, SiO2, 2~3• Dla tlenków podawane są nazwy zwyczajowe lub zalecane obecnie przez IUPAC nazwy systematyczne np.: CaO — tlenek wapnia, C%0 — tlenek miedzi (I), CuO — tlenek miedzi (II), FeO — tlenek żelaza (II), Fe203 — tlenek żelaza (III), Fe~O4 — tlenek żelaza (II) i dwużelaza (III), pp10 — tlenek fosforu (y), 503 — tlenek siarki (VI) lub trójtlenek siarki. Sposoby otrzyfllyWflflia tlenków Tlenki powstają w reakcji 1. bezpośredniej metalu z tlenem pierwiastek + tlen -4 tlenek metalu 4Na ą 02 2Na20 tlenek sodu 2Cu + 02 -+ 2CuO tlenek miedzi (II) la, bezpośredniej niemetalu z tlenem niemetal ą tlen —* tlenek niemetalu S ą O -4 Są 2 denek siarki (IV) 2. utleniania tlenków tlenek + tlen —> nowy tlenek 2C0 ą 02 -4 2C02 tlenek węgla(IY) lub dwutlenek węgla 3. redukcji tlenków tlenek + [wodór] —* nowy tlenek Mn02 ą H2 -+ MnO+ I~f20 tlenek manganu(IV) tlenek manganu(II) 4. rozkładu termicznego tlenków tlenek temp —.* nowy tlenek 4MnO2 —* 2Mn1O3 + tlenek manganu(IlI) 5. rozkładu termicznego soli sól temp —.~ tlenek ą woda CaCO -+ CaO + CO2 3 tlenek wapnia dwutlenek węgla 6. rozkladu termicznego wodorotlenków wodorotlenek temp —~ tlenek + woda Cu(OH)2 —* CuO + H20 tlenek miedzi(H) Różnice w budowie tlenków są przyczyną różnych właściwości tych związków. Na rysunku S podano podział tlenków. — podział ze względu na pierwiastek w tlenku i reaktywność tlenku względem wody TLENKI — —. tlenki metali tlenki niemetali tlenki reagujące tlenki nie reagujące tlenki reagujące wodą z wodą z wodą — podział ze względu na charakter tlenku TLENIU ~ tlenki metali tlenki niemetali X I tlenki zasadowe tlenki amfoteryczne tlenki obojętne CaO, Li20 3,Mn02, As2Q CO,NO MnO, Nti2O, tlenki kwasowe Cr2 03 tlenki kwasowe CrO Cr03, ~~O7 CO2, Są, N205 Rys.S. Podział tlenków. Ż Tlenki zasadowe to tlenki metali, które w reakcji z wodą dają zasady — odczyn roztworujest zasadowy (pEl> 7).Reagująrównież z kwasami lub tlenkami kwasowymi.Tlenki kwasowe reagują z zasadami lub tlenkami zasadowymi, a w reakcji z wodą dają kwasy — roztwory o pl-ł ~z 7. Wyjątek stanowi Sio2 — tlenek krzemu (krzemionka), który nie reaguje z wodą ani się w niej nie rozpuszcza. Tlenki amfoteryczne to tlenki, które reagują i z kwasami i z zasadami: ZnO + 143504 —* ZnSO4 ą 1430 siarczan (VI) cynku ZnO + 2NaOH -4 Na2ZnO2 + H20 cynkan sodu Wiele tlenków wykorzystywanych jest jako półprodukty np. w budownictwie — CaO — tlenek wapnia (wapno palone); do wyrobu szkła — SiO2 — tlenek krzemu. Wlaściwosci chemiczne tlenków: 1. tlenki metali (litowców i berylowców) reagują z wodą dając wodorotlenki: Na20 + 1420 —4 2NaOH wodorotlenek sodu tlenki niemetali reagują z wodą dając kwasy: N205 + 1430 -4 2HN03 kwas azotowy (V) 2. tlenki kwasowe i amfoteryczne reagująz zasadami SiO2 + 2NaOI-ł -4 Na2SiO3 ą 1420 krzemian sodu 3. tlenki zasadowej amfoteryczne reagują z kwasami Fe203 + 614Cl -4 2FeCI3 ą 31420 chlorek żelaza (III) 4. utlenianie tlenków CO + FeO -4 CO2 + Fe dwutlenek węgla 5. tlenki można redukować za pomocą odpowiedniego reduktora 2Fe203 + C -4 4Fe + 3C02 6. tlenki pod wpływem wysokiej temperatury ulegają rozkładowi 240 -* 2Hgą 02 4.1.2. Wodorki Do tej grupy związków należą połączenia pierwiastka z wodorem o ogólnym wzorze EH~ gdzie E oznacza dowolny pierwiastek. Wodorki memu mają najczęściej budowę jonową (oprócz Beą) i charakter zasadowy. Dla związków wodoru pierwiastków leżących wgrupacb l—15 układu okresowego przyjęto następujący zapis ogólnego wzoru — EH,~ (symbol wodom znajduje się na drugim miejscu9. W wodorkach pierwiastków grupy 16 i 17 symbol wodom zapisywany jest na pierwszym miejscu np. HF, 14Cl, FIBr, HI, a to dlatego, że w wodorkach grup 16 i 17 elektroujemność pierwiastka przewyższa elektroujemność wodom. Wodorki metali (NaH — wodorek sodu, Cali2 — wodorek wapnia, AlIT3 — wodorek glinu) są ciałami stałymi, a wodorki niemetali przewaznie gazami (PH3 wodorek fosforu /fosfma; fosforiaki, NH3 — wodorek azotu /amoniak; azanl, 1435 — siarkowodór, 14Cl — chlorowodór). Otrzymywanie wodorków. Większość wodorków można otrzymać w reakcji bezpośredniej syntezy pierwiastka z wodorem. Najtrudniej przebiegają reakcje wodom z metalami, ponieważ wymagają wysokiego ciśnienia i ogrzewania (reakcje endotermiczne). Właściwości chemiczne wodorków. Są one bardzo zróżnicowane. Wodorki metali reagują z wodą a produktem reakcji jest wodorotlenek i wodór: CaR2 +H2O~* Ca(OHĄ + 1142 wodorek wapnia jonowo CaH2(5) + 1430 —4 Ca2~ + 20W + „~ NaI{+1120—*NaOIT+1H2 wodoTek sodu jonowo NaH(5) + 1420 —+ NC ą ON + I 143 Wodorki niemetali nie reagująz wodą (np.CFĘ — metan), ale mogą się w niej rozpuszczać (np. 14Cl, EĘS), a następnie dysocjować na jony: H20 14Cl ~HO~ + Cl (aq) 3 H20 ą 1t5(aq) 4 2H3O + S Wodne roztwory wodorków niemetali z grupy 16 i 17 noszą nazwę kwasów beztlenowych. W wodnym roztworze amoniaku ustala się stan równowagi: NI-I3 + I-ĘO 4 Ni-l4 +011 W reakcji tej równowaga przesunięta jest na korzyść substratów, dowodzi to, że amoniak jest słabą zasadą. Pomiędzy amoniakiem a cząsteczką wody wytwarza się wiązanie koordynacyjne ą H + o~ HN: ą 1120 ~ 11 Amoniak reaguje z kwasami: NR3 + HNO, -4 NH4NO3, azotan(V) amonu 2NH3 + 143504 -4 (NH4)25O4, siarczan(V1) amonu 2NH3 + H2S04 -4 (NH4)2SO4, siarczan(V1) amonu jonowo ą —* + NH3+H30 +- NIT4 ą H20 Amoniak ma duże zastosowanie przemysłowe. Wykorzystywany jest on do otrzymywania mocznika (NFIąCO, saletry amonowej N144N03 i innych związków. Powstaje on w reakcji wodom z azotem. AR reakcji wynosi -46 kJ/mol p, temp, katalizator 3 H~g~ą N _____________„ 2 NFI3 (g) 4.1.3. Wodorotlenki Wodorotlenkami są twiązki nieorganiczne o wzorze Me(OH)n, gdzie Me oznacza dowolny metal, a 014 grupę wodorotlenową (hydrokrylowaj, która to grupa jest zawsze jednowartościowa. Wodorotlenki mają budowę jonową. Nazwy wodorotlenków tworzy się analogicznie do nazw tlenków np: Fe(OH)2 — wodorotlenek żelaza (fl), Fe(OH)3 — wodorotlenek żelaza GJI), Cu(OH)2 — wodorotlenek miedzi(II). Jeżeli metal tworzy tylkojeden rodzaj wodorotlenków tow nazwie stopień utlenienia metalu można pominąć: NaOH — wodorotlenek sodu, KOI-1 — wodorotlenek potasu, ŁiOH —wodorotlenek litu, Ca(OH)2— wodorotlenek wapnia, Al(OH)3— wodorotlenek glinu, Ba(OH)2 — wodorotlenek barn. Wodorotlenki można podzielic na dwie grupy: * wodorotlenki zasadowe — reagują z kwasami Mg(OH)2 ą H2S04 —4 MgSO4 ą 21420, wodorotlenek magnezu siarczan( VI) magnezu jonowo Mg(OH)2(3) ą 214k ~4 Mg2~ + 1120. * wodorotlenki amfoteryczne — reagują z kwasami i z zasadami: AI(OH), ą 314Cl —4 AICI3 ą 31420, lon owo Al(OH)3 ą 3H30~ —~ Al3~ + 61420. Al(OH)3 + NaOH 4 Na[A1(OH)4] tetr aby drok s o g linian (III) sodu Al(OH)3 ą NaOH 4 NaA1O2 * ą 21120 glinian sodu jonowo Al(0I-1)3 + OH 4 Alo; +2 I~l20 * taki produkt uzyskuje się dopiero po wyprażeniu. Wodorotlenki amfoteryczne są praktycznie nierozpuszczalne w wodzie. Charakter wiązania w wodorotlenku decyduje o tym, czy jest on zasadowy, czy amfoteryczny wiązanie o dużym wiązanie o małym charakterze jonowym charakterze jonowym Me O H Me - metal o małej elektroujemności W wodorotlenkach amfoterycznych występują wiązania o jednakowym udziale charakteru jonowego „Jr 4. Me () H Me - metal o średniej elektroujemności Niewielka liczba cząsteczek wodorotlenków amfoterycznych, które rozpuszczają się w wodzie, dysocjuje dwukierunkowo i znajduje się w roztworze nad fazą staią. H + + H2AIO; i~ Al(0H)3~ą A1(0H)2~ + 014 dysocjacja It dysocjacja kwasowa tj zasadowa Al(0H)%s) Wodorotlenki, których wodne roztwory mają odczyn zasadowy noszą nazwę wodorotlenków zasadowych lub zasad. Zgodnie z teorią Arrheniusa zasadami nazywamy te związki, które w wodnym roztworze odszczepiająjon 014- (także wodne roztwory amoniaku i amin). Otrzymywanie zasad Zasady można otrzymywać w reakcji: 1. tlenku zasadowego z wodą tlenek zasadowy + woda —.. zasada Na20 + 1430 —+ 2NaOH tlenek zasada sodu sodowa zapis jonowy Na20 ą 142042Natą20H 2. metalu reaktywnego z wodą metal ą woda —> wodorotlenek + wodór 4 2K+ 2l-ĘO ~ 2K014 + zapis jonowy 4 2K ą 2Ą0 2K~ + 2014 +1-12 3. soli z wodorotlenkami sól + wodorotlenek —* nowy wodorotlenek + nowa sól FeCl3 ą 3 NaOH —+ Fe(OH)3 + 3 NaCI zapis jonowy 3+ Fe + 3014 —e Fe(OH)3 Wodorotlenki o silnych właściwościach zasadowych nazywane są alkaliami. Są to związki higroskopijne, a ich wodne roztwory noszą nazwy ługów (np. NaOH, KOH). Wodorotlenki litowców i wapniowców to mocne elektrolity — całkowicie zdysocjowane w roztworze wodnym. Inne wodne roztwory wodorotlenków są słabymi elektrolitami. Wlaściwości chemiczne wodorotlenków: I reakcje wodorotlenków z kwasami — „reakcje zobojętnienia” K0HąHCl 4 KCIąH20 zapis jonowy 0H ąH0~—+ ą~o Fe(OH)3 ą3 I-IN0~ „ Fe(N03)3 + 3 łąO zapis jonowy ą Fe(0ł{)3 + 3H~0-t Fe + 3 FĘO 2. reakcje z tlenkami kwasowymi 2NaOH + N205 —~ 2NaNO3 + 1420 3. wodorotlenki metali lekkich reagują z solami metali ciężkich, jest to tzw reakcja strącania 3KOH ą FeCI3 HBr > 14Cl ť 1-IF mocne słaby Większość kwasów tlenowych powstaje w wyniku reakcji tlenków kwasowych (bezwodników kwasowych) z wodą. Stopień utlenienia niemetalu w tlenku zawsze musi być taki sam jak w kwasie, który z niego powstaje: +1V ą III 50, - WO—b 112502 N20, + 1120—b211N02 kwas siarkowy (IV) kwas azotowy(lII) +VI -„-VI -W 4V S0, + HJO ~—b H~5OĄ N20, - -—b 2 UNO, kwas siarkowy („I) kwas azotowy(V) +1 -.- np —w UPOJ (Zm + lĘG —* HCIO —v kwas metafosforowy~Q kwas chlorowy(I) + H20—b ąPO, lĘG, +1120 U,BO, kwas ortofosforowy(Y) kwas ortoborowy Nie wszystkie kwasy tlenowe powstająz bezwodników. Działając mocnym kwasem na rozpuszczalną sól także możemy otrzymać niektóre kwasy: Na2SiO, ą 14Cl —* NaC1 ą H2SiO3 Lub też w reakcji soli pochodzącej od słabego kwasu i mocnej zasady z mocnym kwasem (CH3COOtCa + 214Cl —~ 2CH,COOH + CaCI2 CaCO, + ą~Q—~ CaSO4 + H20ąC02 Kwasy są związkami o wiązaniach kowalencyjnych. Wszystkie kwasy są elektrolitami. Do mocnych elektrolitów należą takie kwasy tlenowe jak HNO3, ~ (tylko w I etapie dysocjacji) i HCIO4(kwas chlorowy(YII). Moc kwasów tlenowych rośnie wraz ze wzrostem elektroujemności niemetalu zarówno w okresie jak i w grupie K H3P04 I-1C103 > RCIO, > I-IC1O; kwas chlorowy(yII) > kwas chlorowy(y) >kwas chlorowy(II1) >kwas chlorowy(I) Ze względu na zawartość w cząstreczce kwasów protonów zdolnych do odszczepienia kwasy można podzielić na: * jednoprotonowe, + dwuprotonowe, + trójprotonowe, * czteroprotonowe i więcej Kwasy podczas rozpuszczania w wodzie dysocjują całkowicie lub cześeiowo na kationy wodorowe i aniony reszt kwasowych. Kwasy zawierające więcej niż 1 proton ulegają wielostopniowej dysocjacji. Dysocjacja 2 stopniowa etap I Ho 2 H~Ot 14504 2 4 etap II 14504 4~H~0~ą Sa4 stężenie jonów maleje w szeregu 1450; > jon wodorosiarczanowy(YI) jon siarczanowy(VI) Dysocjacja trójstopniowa etap I 1420 H3P04 ~~H3O~ąH~O4 etap II anion ą diwodoroortofosforanow~ 4 4— 1430+ HI~O4 anion etap III wodoroortofosforanowy HP042~ 2k~1430~ą Po3- 4 anion ortofosforanowy stężenie jonów maleje w szeregu HPO > HPO> 1{P02 > p()3-~ 3 4 2 4 4 Właściwości chemiczne kwasów. Do charakterystycznych reakcji kwasów należą: 1. reakcje z wodorotlenkami 142504 + 21(014 ~ K2S04 + 2HQO jonowo 140k 2 ą014 ~H0 Jest to reakcja zobojętniania. 2. reakcje z metalami t Mg + 2HCl—~ MgCI2 ą jonowo Mg+2H30~—.Mg2~ t Nie każdy metal reaguje z kwasem wypierając wodór. Metale, którc położone są za wodorem w szeregu napięciowym metali, a więc metale szlachetne (złoto, platyna) i półszlachetne (miedź, srebro, rtęć) nic wypierają wodom z kwasów (nie reagująz większością kwasów). podobnie jest z glinem, który nie reaguje z kwasem azotowym(y), ponieważ następuje pasywacja glinu, stąd też do przewożenia kwasu azotowego używa się cystern pokrytych wewnątrz aluminium. Kwas azotowy utlenia glin do tlenku glinu, który to ściśle przylega do powierzchni metalu i zabezpiecza glin przed rozpuszczaniem się w kwasie. 3. reakcje z tlenkami zasadowymi 214Cl ą CaO —* CaC12 + jonowo 2H~ ~CaO —*Ca 2ą HO ą 2 Jedną z właściwości fizycznych stężonych kwasów, zwłaszcza kwasu siarkowego jest higroskopijność - zdolność do pochłaniania wilgoci. Obecność jonów siarczanowych (VI) w roztworze można wykryć przeprowadzając reakcję z kationami baru, strontu lub ołowiu Ba 2ą ą ~ * PaSO 2ą so2 Sr ą 4 izz?4SrSO4 2+ Pb ą Sa4 jz~b ~ Pb504 Kwas siarkowy(VI) roztwarza metale półszlachetne np.: Ag, Cu Cu ą 2H2S04 jrą CuSO4 ą ~ ą 2FĘO 2Ag ą2142504 r~4Ag2SO4 ą 502 ą 21420 Na zinmo stężony kwas siarkowy(yI) pasywuje żelazo. Do ważnych azotowych kwasów tlenowych należy kwas azotowy(V) i kwas azotowy(III). Kwas azotowy(IIł) powstaje z N203, a tlenek ten obecny jest w skażonej atmosferze, stąd też kwas azotowy(III) jest składnikiem kwaśnych deszczy. Jest kwasem nietrwałym i występuje tylko w postaci rozcieńczonych roztworów wodnych. Kwas azotowy(Y) ma silne właściwości utleniające. Stężony kwas azotowy(V) barwi białko na żółto - nitrowanie pierścieni aromatycznych reszt aminokwasów (reakcja ksantoproteinowa). Mieszanina kwasów stężonych azotowego(V) i solnego (1:3) nazywanajest wodą królewską - rozpuszcza ona nawet metale szlachetne. W reakcji z miedzią następuje redukcja azotu z ąY stopnia utlenienia na ą11 w średnio stężonym kwasie azotowym. 3Cu ą SHNO3 ~ 3CU(N03)2+ 2 NO ą 4 H~0 W bardziej stężonym kwasie azotowym następuje redukcja azotu z +y stopnia utlenienia na ą IV Cu ą 4HN03 —e. Cu(N03)2 ą2N02+ 2HQO Srebro reaguje dopiero ze stężonym kwasem azotowym Ag ą2HN03 —*AgNO3 ą NO2 ąFĘO 4.1.5. Sołe lich charakterystyka Sole to związki chemiczne o wzorze ogólnym MenRm, gdzie Me oznacza kation metalu a R anion reszty kwasowej. Nazwa soli kwasu tlenowego ma zakończenie -un, a soli kwasu beztlenowego -ek NaNO, azotan (III) sodu, NaNO azotan (V) sodu - saletra sodową K~SO3 siarczan (IV) potasu, 2S04 siarczan (VI) potasu, NaLO3 węglan sodu (soda kalcynowana), K2C0, węglan potasu (potaż), otrofosforan (V) sodu, Na,BO, boran sodu, Ca(ClO). chloran (I) wapnia, KMnO4 manganian(VII) potasu, Cu2SQ siarczan (VI) miedzi(I), K2CrO4 chromian (VI) potasu, CuSO4 siarczan (VI) miedzi (II), 2Cr2O7 dwuchromian (VI) potasu Sole kwasów beztlenowych FeLI, chlorek żelaza (II), FeCL3 chlorek żelaza (III), Lu,S siarczek miedzi(l), CuS siarczek miedzi(lI), KBr bromek potasu, NaI jodek sodu Sole można podzielić na trzy grupy: SOLE X wodorosołe hydroksosole (sołe kwaśne) (sole zasadowe) sole obojętne Sole są związkami o budowie jonowej. Rozpuszczalność soli wr wodzie jest zróżnicowana, wzrasta ona na ogół wraz ze wzrostem temperatury. Sole są elektrolitami. Ta ilość soli, która się rozpuszcza w wodzie występuje w postaci hydratowanycb jonów. Reź~k4e~ck~ rflic7ne soli są reakcjami jonowymi. Dobrze rozpuszczalna sól może reagować z inną dobrze rozpuszczalną solą w roztworze pod warunkiem, że jeden z produktów strąca się w formie osadu lub jest słabym elektrolitem. W reakcjach utleniania i redukcji różnią się wartością potencjałów normalnych. AgF ą KBr ~fl,AgBr ą KF jonowo Ag ą Br — 4AgBr A1CI3 ą 3 NaOH —w 4Al(OH)3 ą 3 NaCI jonowo 3ą Al ą 0W ~ 4Al(OHt 2 3~ Cątą2NaCl ~ 1420 NaCO 214Cl + jonowo ą 2H~ —t 1420 Co3 co2tą Metale bardziej reaktywne moga wypierać mt_tal mniej reaktywny z roztworu soli: CuSO4 ą Zn —w Cu + ~nS0 4 jonowo 2ą 2ą Zn ąCu * Zn +Cu Jest to reakcja wymiany pojedynczej Sole, które pochodzą od mocnej zasady i mocnego kwasu w roztworze wodnym dysocjują. Sole poehodzace od: * mocnej zasady i słabego kwasu, * słabej zasady i mocnego kwasu, * słabej zasady i słabego kwasu dysocjują, a jony, które mogą utworzyć niezdyso~jowan~ cząsteczki słabego elektrolitu reagują z cząsteczkami wody ~j. hydroliziąj.ą. Jeżeli produktem hydrolizy jest słaby kwas i jon Ołł-, to mówimy obydrołizie anionowej (hydroliza zasadowa), ajeżel~ produktemjest słaba zasada i jon H3O~ to mówimy o hydrolizie kątionowej (hydroliza kwasowa). Sole mocnych zasad i słabych soli ulegają hydroliz~ anionowej (odczyn roztworu jest zasadowy) HO Na2CO3 —3—~2Na ą ą C0~ ą H20 zzt HCO HCO ą1-10 ~ZżN20ąCOtąoH- 3 2 2 hydroliza anionowa CH3COONa ~ CH3ę~00 - + Na~ pl-I I~- 7 CH3COO + Hp zzt CH3ę~Q~ + OH hydroliza anionowa~ Sole mocnych kwasów i słabych zasad ulegają hydrolizie kationowej (odczyn roztworu jest kwaśny) MĘCI —. NI-Ę~ + W pl-I ( 7 + + NI-14 + F120 ~zzŻ NFI3 + 1330 hydroliza kationowa W wyniku hydrolizy soli pochodzących od słabych kwasów i słabych zasad powstają jony 0H i H30~ a odczyn roztworu jest zdeterminowany mocą powstających elektrolitów — pH = 7. (NTt)2S ~~2N1I4~ + ~2~ąą0 jztHS + 014 ~ ą 1420 zzt I-ĘS + OM NH4 ą1420 rzą NB ą H0~ 3 3 Otrzymywanie soli Istnieje wiele sposobów otrzymywania soli: 1. zasada ą kwas —* sól ą woda NaOI-I+ 14Cl —ł NaCląH20; 2. tlenek zasadowy ą kwas —4 sól ą woda NaGI-I + 2HC104 —4 NaCią +1420; 3. metal ą kwas —4 sól ą wodór Zn + H2S04 -4 Zn504 ą 4. zasada + tlenek kwasowy —> sól + woda Mg(OH)2 ą Są —*Mg504 + H20; 5. tlenek zasadowy + tlenek kwasowy -4 sól BaO + CO2 —>BaCO3 6. metal + niemetal —4 sól 2Cu ą S temp-> Cu2S 7. sól + kwas —> inna sól + inny kwas AgNO3 ą14Cl ~1-AgCl + 1-INO3. Obok soli typu Me R istniejąteż wodorosole. Zawierają one aniony ~l m reszt kwasowych powstające podczas etapowej dysocjacji kwasów wielowodorowych. Należą do nich między innymi: NH4HCO3 - wodorowęglan amonu, NaH2PO4 — diwodoroortofosforan (Y) sodu, Na2HPO4 — wodoroortofosforan (V) sodu, Ca(14C03)2 — wodorowęglan wapnia Z wodorotlenków wielobydroksylowyeh otrzymywać można hydroksosole. Cząsteczka hydroksosoli zbudowana jest z co najmniej trzech rodzajówjonów: kationu metalu, anionu OB-i anionu typowego dla soli. Do hydroksosoli należą między innymi: Cu}OI-I)2C03 — (malachit) węglan dihydroksomiedzi (II); łub węglan diwodorotlenek dwumiedzi (II) Mg(OH)Cl — chlorek hydroksomagnezu; lub chlorek wodorotlenek magnezu [Cu(OH)]2C03 — węglan dihydroksomiedzi (II); lub węglan wodorotlenek miedzi (II) Pod wpływem powietrza na powierzchni miedzi tworzy się [Cu(0H)]2C03 i dlatego miedziane dachy są zielone. Wiele soli w stanie stałym ma wbudowane w sieć krystailiczną cząsteczki wody — są to sołe uw~duikn~ (hydraty). Protonowa teoria kwasów i zasad Teoria Arrheniusa dysocjacji elektrolitycznej wprowadza definicję kwasujako związku odszczepiającego w roztworach wodnych kation wodom, a zasady jako związku odszczepiającego anion wodrotlenowy 014. Drónsted opracował bardziej ogólną teorię — tzw teorię protonową kwasów i zasad. Według niego kwasami nazywamy związki chemiczne lub jony zdolne do oddawania protonów (donory protonów), a zasadami — związki chemiczne lub jony zdolne do przyłączania protonów (akceptory protonów). przykłady kwasów i zasad według teorii Brónsteda kwas ą zasada ~ kwas ą zasada lICO3 ą IĘO zt H3O~ ą C02 3 140w 14,0 ą 1420 4— 3 + OH H2O ą CH3COO ~ CB3COOH ą 014 I4~0 ą NB3 ~zą NH4~ ą 014 Wszystkie związki uznane przez teorię Arrheniusa za kwasy są też nimi w teorii Brónsteda, ale oprócz tego w jej ujęciu kwasami są też kompleksowe kationy: NH4~, B3O~ i inne a także aniony BS, LICO HSO;. Zasadami są aniony np. C1 „ NO;, HSO2, CI-ĘCOO- i inne. Elektronowa teoria kwasów i zasad Lcwis rozszerzył definicję kwasów i zasad. Zdefiniował on zasaśJ~ jako substancję dostarczającą parę elektronową na wytworzenie wiązania, a więc jako donor pary elektronowej: BP3 ą :Ną —.H3N--*BF3 Kwasem w tej reakcji jest BF3 (trifluorek bom), czyli że kwasem jest substancja będąca w danej reakcji akceptorem pary elektronowej potrzebnej do utworzenia wiązania W sensie teorii Lewisa proton jest kwasem, gdyż wiąże się z cząsteczką amoniaku lub wody —jest akceptorem pary elektronowej:

prace autoryzowano lub edytowano: 11.09.2003 o: 23:39:37


POWRÓT DO UCZNIAK.COM - ŚCIĄGI I WYPRACOWANIA

Uczniak.com - ściągi i wypracowania

x