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