zwiazki nieorganiczne, Notatki z Chemia

Pobierz zwiazki nieorganiczne i więcej Notatki w PDF z Chemia tylko na Docsity! 01. Związki nieorganiczne 1. Tlenki to związki tlenu z pierwiastkami mniej ujemnymi od tlenu. Wzór ogólny tlenków ExOy, gdzie E jest dowolnym pierwiastkiem chemicznym, O – tlenem, x=2 i wynika z wartościowości tlenu, y - liczba naturalna 1, 2, 3…wynikająca z wartościowości pierwiastka łączącego się z tlenem. W związku z tym, że fluor jest najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem w układzie okresowym, jego związek z tlenem, o wzorze OF2, nie jest klasyfikowany jako tlenek, lecz jako fluorek tlenu. Tlenki dzielimy na tlenki metali i niemetali, a ze względu na właściwości dzielimy na: - tlenki zasadowe - tlenki kwasowe - tlenki amfoteryczne - tlenki obojętne. Otrzymywanie tlenków: 1. bezpośrednia reakcja pierwiastka z tlenem (synteza, spalanie, utlenianie) np.: C + O2 → CO2 2. utlenianie tlenków niższych, np.: 2 SO2 + O2 → 2SO3 3. redukcja tlenków wyższych: CO2 + C → 2CO 4. rozkład termiczny soli, np.: CaCO3 → CaO + CO2 5. termiczny rozkład wodorotlenków, np.: Ba(OH)2 → BaO + H2O Właściwości fizyczne tlenków Tlenki metali są zazwyczaj ciałami stałymi, o wysokiej temperaturze topnienia (500-3000°C), nie są rozpuszczalne w wodzie, wyjątek stanowią tlenki litowców, berylowców (bez berylu i magnezu) oraz manganu(VII) i chromu(VI). Tlenki niemetali to najczęściej gazy, rzadziej ciała stałe. Właściwości chemiczne 1. tlenki zasadowe to wyłącznie tlenki metali; reagując z wodą tworzą wodorotlenki, z kwasami sól, a nie reagują z zasadami. Na2O + H2O → 2NaOH CaO + H2O → Ca(OH)2 CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O Podobnie zachowują się tlenki innych metali z grup 1. i 2. Natomiast zasadowe tlenki metali pozostałych grup na ogół nie reagują z wodą (CrO, MnO). Uwaga: Większość tlenków zasadowych w reakcji z HCl daje sól, w której metal jest na tym samym stopniu utlenienia: ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2 Tlenki manganu(IV), cyny(IV) i ołowiu(IV) mają zdolność wypierania chloru ze związków i ich reakcja z HCl jest typu redoks: MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O 2. tlenki kwasowe reagując z wodą dają kwasy tlenowe, z zasadami tworzą sole, a nie reagują z kwasami; do najważniejszych tlenków kwasowych należą: SO2, SO3, N2O3, N2O5, P2O5, CO2, SiO2, CrO3, Mn2O7. SO3 + H2O → H2SO4 SO3 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O CO2 + 2KOH → K2CO3 + H2O 1 Tlenki kwasowe są na ogół tlenkami niemetali, chociaż spotyka się tlenki kwasowe wśród tzw. wyższych tlenków metali, tzn. tlenków, w których metale są na najwyższych stopniach utlenienia (CrO3, Mn2O7). Tlenki kwasowe, zwane również bezwodnikami kwasowymi (bezwodnik kwasowy jest tlenkiem, w którym wartościowość niemetalu odpowiada wartościowości tego niemetalu w cząsteczce kwasu), najczęściej reagują z wodą tworząc kwasy tlenowe: H2O + SO2 → H2O· SO2 H2O + SO3 → H2SO4 Nie jest to jednak regułą. Na przykład tlenek krzemu(IV) (dwutlenek krzemu) SiO2, jest bezwodnikiem kwasu krzemowego H4SiO4 (ortokrzemowego) z wodą nie reaguje, ponieważ jest w wodzie nierozpuszczalny. Wyjątki istnieją również wśród tlenków kwasowych metali, które z zasady nie reagują z wodą. Tlenek chromu(VI) ma silne właściwości higroskopijne, a chłonąc wodę reaguje z nią do powstania kwasu średniej mocy o wzorze H2CrO4. Podobnie zachowuje się względem wody tlenek manganu(VII), Mn2O7, który jest gęstą oleistą cieczą. Rozpuszczając się w wodzie, reaguje z nią tworząc mocny kwas manganowy(VII) o wzorze HMnO4. Dla porównania, nie istnieje kwas manganowy(VI). Jest tak bardzo nietrwały, że natychmiast rozpada się na tlenek i wodę. Związki manganu(VI), w ogóle są nietrwałe, szczególnie w obecności jonów H+ i ulegają w ich obecności redukcji do tlenku manganu(IV). Tlenki kwasowe reagują z tlenkami zasadowymi tworząc sole: CaO + CO2 → CaCO3 Tlenkiem kwasowym jest też tlenek azotu(IV), który nie jest bezwodnikiem kwasowym (nie ma kwasu azotowego(IV). Rozpuszczany w wodzie reaguje z nią tworząc mieszaninę kwasów: azotowego (III) i (V). 2 NO2 + H2O → HNO3 + HNO2 3. tlenki obojętne to nieliczna grupa tlenków nie reagujących ani z kwasami, ani z zasadami, np.: N2O, NO, CO, SiO. Tlenki tego typu mogą rozpuszczać się w wodzie na zasadzie rozpuszczalności fizycznej (wymieszania), ale z wodą nie reagują, nie są też bezwodnikami kwasowymi ani zasadowymi. 4. tlenki amfoteryczne reagują zarówno z mocnymi zasadami jak i z mocnymi kwasami. Produktem każdej z tych reakcji jest sól, inna w przypadku rozpuszczania w kwasie, a inna przy rozpuszczaniu w zasadzie np.: ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O powstaje siarczan(VI) cynku ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O powstaje cynkan sodu Sól tworząca się w reakcji z kwasem zawiera resztę kwasową tego kwasu, a sól tworząca się w reakcji z zasadą zawiera w reszcie kwasowej atom pierwiastka (w naszym przykładzie Zn), który tworzył przed reakcją tlenek amfoteryczny. Tlenki amfoteryczne nie rozpuszczają się w wodzie i z nią nie reagują. Budowa tlenków Budowa tlenków zależy od wartości elektroujemności pierwiastka łączącego się z tlenem. Tlenki metali grup 1., 2. i 3. z tlenem tworzą wiązania jonowe co spowodowane jest dużą różnicą elektroujemności między metalem a tlenem. Są to takie tlenki jak tlenek litu (Li2O), berylu (BeO), sodu (Na2O), magnezu (MgO) czy glinu (Al2O3). Występujące w nich wiązania są wiązaniami jonowymi. W dalszych grupach zaczyna przeważać kowalencyjny charakter wiązania. W tlenku boru (B2O3), dwutlenku węgla (CO2), tlenku azotu (N2O5) oraz fluorku tlenu (OF2), (SiO2), fosforu (P2O5), siarki (SO3), chloru (Cl2O7), występujące wiązania są wiązaniami kowalencyjnymi spolaryzowanymi. Najbardziej aktywne pierwiastki tworzą z tlenem nadtlenki, w których występuje wiązanie 2 wzorze NH3· H2O. (Używanie wzoru NH4OH jest niepoprawne, gdyż takie cząsteczki nie istnieją.) Niektóre wodorki są silnie żrące, inne są silnymi reduktorami (np. hydrazyna, N2H4). 3. Kwasy nieorganiczne Kwasy są związki składające się z przynajmniej jednego atomu wodoru i tak zwanej reszty kwasowej. Ilość atomów wodoru odpowiada wartościowości reszty kwasowej. Ze względu na budowę cząsteczki kwasy dzielimy na tlenowe i beztlenowe, a ich ogólne wzory możemy przedstawić jako: - HnR, gdzie H - atom wodoru, R - reszta kwasowa, n- liczba naturalna 1, 2, 3... określająca ilość atomów wodoru równa wartościowości reszty kwasowej; - HnNmOz, gdzie N jest niemetalem, jednak ten wzór jest prawdziwy tylko dla kwasów tlenowych. Alternatywnym zapisem wzoru kwasu jest: SO2(OH)2, NO2(OH), ClO3(OH)... Cząsteczki kwasów zawierają jedno lub kilka ugrupowań –OH, a pozostałe atomy tlenu połączone są z atomem centralnym reszty kwasowej bezpośrednio, wiązaniem podwójnym lub kowalencyjnym spolaryzowanym koordynacyjnym. Ze względu na moc kwasów dzielimy je na kwasy mocne i słabe. Podstawą tego podziału jest stopień dysocjacji kwasu, jeżeli przynajmniej 30% cząsteczek kwasu rozpuszczonych w wodzie ulegnie rozpadowi na jony, kwas zaliczany jest do mocnych. Do najważniejszych mocnych kwasów zaliczamy HCl, HBr, HI, H2SO4, HClO4, HClO3, HNO3, HMnO4. Otrzymywanie kwasów 1. reakcja tlenku kwasowego z wodą tlenek kwasowy + woda → kwas SO2 + H2O → H2O· SO2 SO3 + H2O → H2SO4 CO2 + H2O → H2O· CO2 N2O3 + H2O → 2HNO2 N2O5 + H2O → 2HNO3 P2O5 + 3H2O → 2H3P04 B2O3 + H2O → 2H3BO3 2. kwasy beztlenowe otrzymuje się przez rozpuszczenie w wodzie odpowiedniego wodorku: H2S + woda → H2S roztwór wodny (to nie jest reakcja, to zapis procesu rozpuszczania, procesu fizycznego) 3. kwasy otrzymujemy w reakcji wymiany, działając kwasem na sól innego kwasu, pod warunkiem, że jeden z produktów będzie w innej fazie: wytrąci się w formie osadu, będzie w fazie gazowej i będzie desaturował, lub będzie w formie cząsteczkowej, gdy reszta produktów będzie w formie jonowej: BaCl2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HCl K2SiO3 + H2SO4 → K2SO4 + H2SiO3 Właściwości fizyczne kwasów Kwasy występują najczęściej w postaci wodnych roztworów o różnych stężeniach. Niektóre z nich są żrące i mogą spowodować oparzenia skóry. Do kwasów szczególnie niebezpiecznych należą stężone roztwory: H2SO4, H3PO4, HF, HCl, HBr i HI. Kwas wlewa się do wody, a nie odwrotnie. Zmieniają barwę wskaźników, większość z nich jest higroskopijna. Niektóre kwasy tworzą z wodą mieszaniny azeotropowe. 5 Właściwości chemiczne Kwasy są bardzo aktywne chemiczne, ulegają dysocjacji, reagują z metalami. - Moc kwasów tlenowych rośnie ze wzrostem elektroujemności centralnego atomu reszty kwasowej (w grupach i okresach). H4SiO4 < H3PO4 < H2SO4 < HClO4  - Rośnie też (z nielicznymi wyjątkami) ze wzrostem liczby atomów tlenu: HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4   - Moc kwasu rośnie wraz z ilością atomów tlenu nie należących do grup –OH: SO2(OH)2 jest mocniejszy od PO(OH)3 - W przypadku kwasów beztlenowych, moc kwasu maleje ze wzrostem elektroujemności pierwiastka reszty kwasowe. Oznacza to, że najsilniejszym kwasem beztlenowym jest HI. Reakcja z wodorotlenkami to reakcja zobojętniania: kwas + wodorotlenek ↔ sól + H2O H3PO4 + 3KOH ↔ K3PO4 + 3H2O Należy pamiętać, że przy zapisie tego typu reakcji, strzałki muszą być skierowane w obu kierunkach, gdyż jest to typowa reakcja odwracalna. W kierunku powstawania soli jest to reakcja zobojętniania, w przeciwnym, hydroliza soli. Jedną strzałkę zapisujemy w przypadku reakcji mocnego kwasu i mocnej zasady, gdyż takie sole nie ulegają hydrolizie. Reakcje kwasów z metalami Produkt reakcji kwasu z metalem zależy: - od położenia metalu w szeregu napięciowym; - rodzaju kwasu tzn. jego mocy, czy jest tlenowy czy beztlenowy, jego stężenia oraz temperatury kwasu. W przypadku kwasu H2SO4 i HNO3 produkt reakcji zależy od stężenia kwasu. Reakcje kwasów z metalami są reakcjami redoks. Metal zostaje utleniony a w zależności od rodzaju reakcji utleniaczem jest inny czynnik. Jeśli jest to reakcja z metalami stojącymi przed wodorem w szeregu napięciowym, czynnikiem utleniającym jest jon wodoru H+ pochodzący z kwasu. Biorąc pod uwagę, że utleniacz musi pochodzić z układu o wyższym potencjale, może pełnić tę rolę, bo jego potencjał wynosi E= 0V (potencjał układu H+/ H2). Jon wodoru ulega redukcji do H2. metal + kwas → sól + H2 Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2 Fe + H2SO4(rozc.) → FeSO4 + H2 Mg + 2HNO3(stęż.) → Mg(NO3)2 + H2 Taki przebieg ma typowa reakcja i nie dotyczy stężonego H2SO4 i rozcieńczonego HNO3. Jeżeli w reakcji biorą udział te kwasy i w podanych stężeniach, produktem reakcji jest sól, ale część kwasu ulega redukcji. Kwas H2SO4 może zostać zredukowany do tlenku siarki (IV) SO2 a kwas azotowy (V) może zostać zredukowany do: N2O, NO, NO2, NH3. Jeżeli do NH3 w produktach reakcji będzie NH4NO3. To jak daleko zostanie zredukowany kwas azotowy, zależy od zdolności redukcyjnych metalu biorącego udział w reakcji. 2Fe + 6H2SO4(stęż.) → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O 4Mg + 10HNO3(rozc.) → 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O 4Fe + 10HNO3(rozc.) → 4Fe(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O W wyżej wymienionych reakcjach rolę utleniacza pełni niemetal reszty kwasowej, który sam ulega redukcji. 6 Układ NO3 -/N2O może być utleniaczem dla układu Mg/Mg2+ , bo ma wyższy potencjał (patrz: tablica potencjałów redoks). Jak widać, w przedstawionych reakcjach, w kwasach tlenowych, rolę utleniacza może pełnić zarówno proton wodorowy jak i niemetal reszty kwasowej. Dlatego kwasy tlenowe nazywamy kwasami utleniającymi. Pozostaje znaleźć odpowiedź, do czego może zredukować kwas dany metal. Metoda porównania potencjałów może być niewystarczająca. Jeżeli z porównania potencjałów wynika, że reakcja może zajść na kilka sposobów, to wciąż nie wiadomo, która zajdzie. Należy wziąć pod uwagę zasadę, że jeżeli możliwe jest zajście reakcji na kilka sposobów, to zawsze zajdzie ta, która wymaga najmniejszej energii, czyli ta, która ma najmniejszą entalpię swobodną. (Analiza zagadnienia wykracza poza program szkoły średniej) Metale szlachetne i półszlachetne (spod wodoru) nie reagują z kwasami beztlenowymi. Jony H+ nie mogą być dla nich utleniaczami, bo pochodzą z układu o niższym potencjale, a jony typu: Cl-, Br-, I-, nie mogą być utleniaczami, bo same musiałyby ulec redukcji, a te pierwiastki, w tych jonach są już maksymalnie zredukowane!! Metale spod wodoru mogą jednak reagować z kwasami beztlenowymi, pod warunkiem, że rozpuszczono w nich dodatkowy czynnik utleniający, np. O2, lub czynnik kompleksujący, np. NH3. Ag + HCl + ½O2 → AgCl + H2O Rolę czynnika kompleksującego wyjaśnia zachodzenie reakcji srebra i miedzi z kwasem solnym w obecności wody amoniakalnej: Ag + 2NH3 + HCl → [Ag(NH3)2]Cl + ½H2 Cu + 4NH3 + 2HCl → [Cu(NH3)4]Cl2 + H2 Kompleksowanie metali powoduje obniżenie ich potencjału, czyli je aktywuje, czyli „przesuwa“ je w górę szeregu aktywności metali. W wyniku wzrostu ich aktywności możliwa jest ich reakcja z kwasami beztlenowymi. Należy dodać, że kompleksowe sole typu chlorku diaminosrebra (I) czy tetraaminomiedzi (II) są bardzo nietrwałe i łatwo rozpadają się oddając amoniak. W konsekwencji otrzymujemy chlorki metali szlachetnych i półszlachetnych. Metale spod wodoru reagują wyłącznie z mocnymi kwasami tlenowymi i stężonymi, ale na zimno lub na gorąco. W każdym przypadku inny jest produkt reakcji. Wyjątek stanowi miedź, która reaguje z rozcieńczonym kwasem azotowym (V): 3Cu + 8HNO3(rozcieńczony) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O lub stężonym: Cu + 4HNO3(stężony) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O W reakcjach pozostałych metali spod wodoru, ze stężonymi kwasami, produktem w każdym przypadku jest sól, a część kwasu ulega redukcji: Cu + 2H2SO4(stęż.) → CuSO4 + SO2 + 2H2O 2Ag + 2H2SO4(stęż.) → Ag2SO4 + SO2 + 2H2O Cu + 4HNO3(stęż.) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Ag + 2HNO3(stęż.) → AgNO3 + NO2 + H2O Złoto jest tak mało aktywnym metalem, że jest roztwarzane przez mieszaninę stężonych kwasów azotowego i solnego. Woda królewska to mieszanina stężonego kwasu solnego i azotowego w stosunku objętościowym 3:1. Ma bardzo silne własności utleniające, roztwarza złoto, platynę, pallad i 7 SO3 z wodą. Szeroki zakres zastosowań laboratoryjnych i przemysłowych wynika z tego, że jest najtańszym kwasem. Stężony kwas siarkowy(VI) reaguje inaczej niż rozcieńczony, co omówione jest w części poświęconej reakcjom kwasów z metalami. Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O Kwas azotowy(V), HNO3, w postaci handlowej jest to dymiąca (w wilgotnym powietrzu) ciecz (bezbarwna, jeśli nie jest zanieczyszczona), stanowiąca około 60 - 70% roztwór wodny, wywołujący trudno gojące się oparzenia skóry. Jest mocnym elektrolitem, ma silne właściwości utleniające. Roztwarza większość metali, w tym, po zmieszaniu z kwasem solnym, również metale szlachetne. Do nielicznych wyjątków należy glin (Al). Kwas azotowy można otrzymać z jego tlenku N2O5 lub z tlenku NO2. Charakterystyczna jest reakcja rozcieńczonego kwasu HNO3 z metalami mniej aktywnymi od wodoru. Metale te nie mogą wyprzeć wodoru z cząsteczki kwasu. W wyniku reakcji cząsteczka kwasu rozpada się na tlenek i wodę tworząc jednocześnie sól. 3Ag + 4HNO3 → 3AgNO3 + NO + 2H2O Kwas azotowy(III), HNO2, występuje tylko w postaci rozcieńczonych roztworów wodnych, uzyskiwanych w reakcji N2O3 z wodą. Jest znacznie słabszy od kwasu azotowego(V). Spośród kilkunastu znanych kwasów fosforu na uwagę zasługuje kwas ortofosforowy(V), H3PO4, zwany po prostu fosforowym. Jest to ciało stałe, białe, doskonale rozpuszczalne w wodzie. W handlu i laboratoriach stosuje się roztwory wodne. Kwas fosforowy jest elektrolitem średniej mocy, dysocjuje trójetapowo. Powstaje w reakcji P2O5 z wodą. Znajduje zastosowanie w produkcji nawozów sztucznych z grupy fosforanów. Kwas H2O+SO2 jest tak słabym i nietrwałym kwasem, że natychmiast rozkłada się na SO2 i H2O. 4. Wodorotlenki Wodorotlenki są to związki zbudowane z jednego atomu metalu i przynajmniej jednej grupy wodorotlenowej (hydroksylowej) -OH. Grupa ta składa się z jednego atomu wodoru i jednego atomu tlenu i zawsze jest jednowartościowa. Są to związki o wzorze ogólnym Me(OH)n, gdzie Me to atom metalu, n - ilość grup wodorotlenowych, równa wartościowości metalu. Są to zwykle ciała stałe, krystaliczne, najczęściej białe, chociaż Cu(OH)2 jest niebieski, Fe(OH)3 – brunatny, Fe(OH)2 - szarozielonkawy. W wodzie rozpuszczają się dobrze tylko wodorotlenki zawierające metale 1. i część 2. grupy (bez Be i Mg). Wodne roztwory wodorotlenków to zasady. Ze względu na stopień dysocjacji, podobnie jak kwasy, dzielimy wodorotlenki na mocne i słabe. Mocne są wodorotlenki pierwszej i drugiej grupy, z wyjątkiem berylu i magnezu. Wodorotlenki dzielimy na: - wodorotlenki zasadowe - wodorotlenki amfoteryczne Otrzymywanie wodorotlenków metal + woda → wodorotlenek + wodór  2Na + 2H2O → 2NaOH + H2 tlenek metalu + woda → wodorotlenek CaO + H2O → Ca(OH)2 wodorek typu soli + woda → wodorotlenek + wodór CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2 10 Wymienionymi metodami otrzymujemy wyłącznie mocne wodorotlenki. Powodem jest to, że tylko metale 1. i 2. grupy oraz ich tlenki i wodorki reagują z wodą, bo są rozpuszczalne w wodzie. Słabe wodorotlenki otrzymujemy w reakcji wymiany, działając mocnym wodorotlenkiem na sól słabego wodorotlenku: CuSO4 + 2KOH → Cu(OH)2 + K2SO4 Jest to reakcja strąceniowa, gdyż absolutna większość wodorotlenków metali bloku d i p oraz wodorotlenek berylu i magnezu są bardzo trudno rozpuszczalne i wytrącają się już przy bardzo niskich stężeniach. Właściwości chemiczne wodorotlenków: - wodorotlenki zasadowe reagują z kwasami, z zasadami nie reagują; - wodorotlenki amfoterycznych reagują zarówno z kwasami jak i zasadami; - ulegają dysocjacji elektrolitycznej; - zmieniają barwę wskaźników. Zastosowanie wodorotlenków Wodorotlenki mają szerokie zastosowanie w przemyśle papierniczym, barwników, petrochemicznym. Wodorotlenki NaOH i KOH mają zastosowanie w produkcji mydła i środków piorących, barwników, szkła wodnego, jedwabiu sztucznego, w przemyśle gumowym, papierniczym, petrochemicznym. Wodorotlenek magnezu Mg(OH)2 jest substancją białą, pylistą, nie jest substancją żrącą, wchodzi w skład pasty do zębów. Wodorotlenek Ca(OH)2 jest substancją białą, nazywany wapnem gaszonym, dlatego że powstaje w procesie gaszenia wapna palonego: CaO + H2O → Ca(OH)2 Ma zastosowanie w budownictwie jako składnik zaprawy murarskiej, do bielenia drzew, ścian budynków gospodarczych. W tym celu używa się zawiesiny zwanej mlekiem wapiennym. Używa się do wykrywania CO2 (woda wapienna).W garbarstwie używany jest do usuwania zbędnego owłosienia ze skór. Ma też zastosowanie w przemyśle cukrowniczym i nawozów sztucznych.  5. Sole Sole są to związki zbudowane z przynajmniej jednego atomu metalu i przynajmniej jednej reszty kwasowej, o wzorze ogólnym MxRy, gdzie M to atom metalu, R - reszta kwasowa, x i y - liczba naturalna 1, 2, 3...; x - ilość atomów metalu równa wartościowości reszty kwasowej; y – ilość „reszt kwasowych”, wynikająca z wartościowości metalu; wyjątek stanowią sole amonowe, które zamiast kationu metalu mają kation amonowy NH4+. Sole dzielimy na: - sole obojętne (MxRy) - wodorosole (Mx(HR)y) - hydroksosole ([Me(OH)x]yRz) - sole amonowe (NH4)nR Sole z reguły są ciałami stałymi, o budowie krystalicznej. Bardzo różnią się rozpuszczalnością i nie ma wyraźnych prawidłowości dotyczących ich rozpuszczalności, stąd tabele rozpuszczalności. Nie reagują z wodą, są bardzo mocnymi elektrolitami i w ich przypadku zakładamy 100% dysocjację. Jedynym czynnikiem ograniczającym dysocjację jest ich rozpuszczalność. Ulegają hydrolizie z wyjątkiem soli mocnych zasad i mocnych kwasów jednocześnie. Te trudno rozpuszczalne wytrącają się w formie osadu przy niskich stężeniach. 11 Otrzymywanie soli: Podstawową reakcją otrzymywania jest reakcja zobojętniania czyli: 1. kwas + zasada ↔ sól + woda W związku z tym, że zamiast wodorotlenku i zamiast kwasu mogą brać udział w reakcjach ich bezwodniki, lub sam metal lub sam niemetal, inne reakcje otrzymywania soli to 2. zasada + tlenek niemetalu (bezwodnik kwasowy) → sól + woda 3. kwas + tlenek metalu (bezwodnik zasadowy) → sól + woda 4. kwas + metal → sól + wodór Ta reakcja zachodzi tylko wówczas, gdy biorący w niej udział metal jest aktywniejszy od wodoru, czyli musi się znajdować powyżej wodoru w szeregu aktywności (napięciowym) metali. Metale, które wypierają wodór z kwasów to: K, Na, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb. 5. tlenek niemetalu (bezwodnik kwasowy) + tlenek metalu (bezwodnik zasadowy) → sól 6. niemetal + metal → sól 7. kwas I + sól I → kwas II + sól II Reakcje wymiany wtedy mają sens, gdy jeden z produktów reakcji wytrąca się w postaci osadu, dlatego zalecane jest, aby powstała sól lub kwas były osadem. Ca(NO3)2 + H2O + CO2 → CaCO3↓ + 2HNO3 Powyższa reakcja jest przykładem reakcji strąceniowej, polegającej na wytraceniu osadu, praktycznie nierozpuszczalnego w roztworze wodnym. Pb(NO3)2 + 2HCl → PbCl2↓ + 2HNO3 8. sól 1 + sól 2 → sól 3 + sól 4 Zalecane jest, aby powstała sól była osadem. 2 BiCl3 + 3Pb(NO3)2 → 3PbCl2↓ + 2Bi(NO3)3 9. sól słabej zasady + mocna zasada → sól mocnej zasady↓ + słaba zasada Zalecane jest, aby powstała sól lub wodorotlenek były osadem. CuSO4 + 2KOH → Cu(OH)2↓ + K2SO4 10. sól 1 + metal 1 → sól 2 + metal 2 Metal biorący udział w reakcji musi być aktywniejszy od metalu znajdującego się w soli. MgCl2 + 2Na → 2NaCl + Mg Właściwość fizyczne soli Sole są to na ogół ciała stałe, o krystalicznej budowie, najczęściej spotykane o białym zabarwieniu, jednak znane są również sole o innych barwach, np.: CuS - czarna barwa, PbI2 – żółta, KMnO4 – fioletowa. Mają ogromne zastosowanie, praktycznie we wszystkich dziedzinach życia. Właściwości chemiczne W odróżnieniu od kwasów i zasad, sole mają charakter obojętny. Jednak ich wodne roztwory zmieniają barwy po dodaniu np. fenoloftaleiny. Wynika to z tego, że w wodzie sole ulegają hydrolizie. Podczas hydrolizy cząsteczka soli rozpada się na kwas i zasadę, a wtedy charakter (odczyn) roztworu zależy od tego jakiej mocy jest kwas i zasada tworząca sól. Zagadnienie zostanie szczegółowo omówione przy okazji analizy procesów w roztworach wodnych. Większość soli poddana działaniu wysokiej temperatury (rozkład termiczny) rozkłada się na tlenek metalu i tlenek niemetalu: CaCO3 → CaO + CO2 Chlorany i manganian(VII) rozkładają się inaczej: KClO4 → KCl + 2O2 KClO3 → KCl + 3/2O2 2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2 12 6. Węgliki Węgliki o wzorze ogólnym MxCy, to związki węgla z pierwiastkami mniej elektroujemnymi. W zależności od typu wiązania, rozróżnia się następujące węgliki: 1. jonowe, tworzone głównie przez metale grup 1., 2. oraz glin; są to substancje krystaliczne, pod wpływem wody ulegają rozkładowi z wydzieleniem odpowiedniego węglowodoru; przykłady: Na2C2, CaC2 (karbid w reakcji z wodą daje acetylen/ten rodzaj to etylenki), Al4C3 (w reakcji z wodą daje metan/ten rodzaj to metanki); CaC2 + 2H2O → HC≡CH + Ca(OH)2 Al4C3 + 12H2O → 3CH4 + 4Al(OH)3 2. międzywęzłowe (metaliczne), tworzone przez metale grup 4., 5., 6.; odznaczają się dużą twardością, topią się w wysokich temperaturach, są odporne chemicznie i mechanicznie, mają metaliczny połysk, przewodzą prąd elektryczny; atomy węgla zajmują pozycje międzywęzłowe w sieci krystalicznej utworzonej przez atomy metali; przykłady: TiC, MoC, V2C, WC; 3. kowalencyjne będące związkami węgla z pierwiastkami o porównywalnej elektroujemności, które tworzą z nim wiązanie kowalencyjne; są to bardzo twarde substancje krystaliczne, bierne chemicznie; przykłady: SiC, B4C (twardszy od diamentu). Węgliki otrzymuje się przez bezpośrednią reakcję pierwiastka lub jego tlenku z węglem lub węglowodorami. Znajdują szerokie zastosowanie jako materiały ścierne i ogniotrwałe, reduktory (w metalurgii), katalizatory, a także w produkcji narzędzi skrawających i elementów oporowych 7. Związki azotu: azotki, azydki i halogenki azotowców Azotki są to nieorganiczne związki chemiczne, które traktuje się jak pochodne amoniaku NH3, w których wszystkie atomy wodoru zastąpiono innymi pierwiastkami. Azot w azotkach ma stopień utlenienia −III i jest trójwartościowy. Anion N3- jest jedną z najsilniejszych zasad Lewisa i nie występuje w roztworach wodnych, bo natychmiast zostaje protonowany. Mają bardzo zróżnicowane właściwości i zastosowania. Rodzaje azotków: 1. ze względu a rodzaj wiązań w azotkach, dzielimy je na: - jonowe, związki z silnie elektrododatnimi pierwiastkami 1. i 2. grupy; - metaliczne, związki z metalami bloku d; - kowalencyjne, związki z mniej elektrododatnimi takimi jak glin czy wodór. Część azotków otrzymuje się w drodze reakcji syntezy w temperaturze (700–1200°C), np.: 3Mg + N2 → Mg3N2 lub działając amoniakiem na tlenki metali lub halogenki. Charakterystyczną reakcją dla azotków jest ich reakcja z wodą: 2Li3N + 6H2O → 6LiOH + 2NH3 Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3 Zn3N2 + 6H2O → 3Zn(OH)2 + 2NH3 Mg3N2 + 6H2O → 3Mg(OH)2 + 2NH3 Ulegają one również rozkładowi pod wpływem kwasów: Mg3N2 + 6HCl → 3MgCl2 + 2NH3 a w obecności nadmiaru kwasu powstaje druga sól: Mg3N2 + 8HCl → 3MgCl2 + 2NH4Cl 15 Azotki metali bloku s Tylko jeden azotek metali alkalicznych jest stały, różowo-czerwony azotek litu Li3N, który tworzy się podczas spalania litu w atmosferze azotu. Otrzymanie azotku sodu i potasu jest możliwe w laboratorium. Azotki metali ziem alkalicznych mają ogólny wzór M3N2: Mg3N2, Be3N2, Ca3N2, Sr3N2, i Ba3N2. Azotki litowców i cynku z łatwością hydrolizują nawet pod wpływem pary wodnej zawartej w powietrzu. Azotki metali bloku p Znaczenie ma azotek boru, krzemu i fosforu. Azotki glinu, galu i indu charakteryzują się dużą twardością. Azotki metali bloku d (międzywęzłowe) W 3. grupie znany jest tylko azotek skandu, ScN. W grupach 4., 5. i 6. metali bloku d, w których znajduje się tytan, wanad i chrom wszystkie metale tworzą azotki. Charakteryzują się wysoką temperaturą topnienia i odpornością chemiczną, przedstawicielem tego typu azotków jest azotek tytanu. Określa się je jako azotki międzywęzłowe, gdyż tworzą związki niestechiometryczne. Azotki grupy 7. i 8. łatwo ulegają rozkładowi. Na przykład, azotek żelaza Fe2N rozkłada się przy 200°C. Azotki platyny i osmu mogą zawierać cząsteczki N2, stąd też nie powinny być nazywane azotkami. Azotki grupy 11. mają wzory analogiczne do Cu3N, a grupy 12. Zn3N2. Wiele metali tworzy kompleksy azotkowe. Azotki ze względu na różnorodność swoich właściwości mają bardzo szerokie spektrum zastosowań. Azotki charakteryzujące się wysoką twardością i ogniotrwałością, jak azotek tytanu czy azotek boru znajdują zastosowanie między innymi w produkcji ostrzy narzędzi tnących i skrawających, ogniotrwałych naczyń laboratoryjnych i pokryć ochronnych. Azotek galu znalazł zastosowanie w wytwarzaniu m.in. niebieskiego lasera. Tak jak niektóre tlenki, azotki mogą absorbować wodór i są rozważane pod kątem magazynowania wodoru, np. azotek litu. Azydki Z pierwiastków 5. grupy tylko azot tworzy kwas azotowodorowy o wzorze HN3. Sole tego kwasu to azydki, ale tę samą nazwę nosi jon N3 −¿ ¿ . Azydek sodu otrzymuje się w warunkach bezwodnych, działając tlenkiem azotu(I) na amidek sodowy w T = 190°C: 2NH2Na + N2O → NaN3 + NaOH + NH3 Wolny kwas azotowodorowy otrzymuje się działając rozcieńczonym kwasem siarkowym(VI) na azydek i oddestylowując go, szczególnie, że jest lotny. Jest to jednak dość niebezpieczne, bo łatwo rozkłada się wybuchowo. Jest bezbarwną cieczą o nieprzyjemnym zapachu. Rozpuszcza się w wodzie, tworząc roztwór o odczynie kwasowym. Jego moc jest porównywalna do kwasu octowego, jest więc dość słabym kwasem. Azydki litowców i berylowców mają charakter (budowę) jonowy. Ogrzewane niewybuchowo rozkładają się na azot i metal. Azydki srebra, rtęci i ołowiu są nierozpuszczalne wodzie i otrzymuje się w drodze reakcji wymiany z azydków łatwo otrzymywanych metali I i II grupy. Te trzy azydki wybuchają pod wpływem uderzenia (detonatory). Atomy azotu w cząsteczce są ułożone liniowo lub kątowo, co świadczy o hybrydyzacji sp lub sp2, a jon ten jest izoelektronowy do cząsteczki CO2. 16 Inne związki azotowców Do najważniejszych związków azotowców należą halogenki, w których azotowce są na +III i +V stopniu utlenienia. Halogenki dalszych azotowców są znacznie trwalsze nić fluorek azotu, NF3, który wybucha już przy dotknięciu. Trójhalogenki fosforu bardzo łatwo ulegają hydrolizie pod wpływem wody: PCl3 + H2O → P(OH)Cl2 +HCl Pięciohalogenki są związkami jonowymi o budowie bipiramidy trygonalnej, o hybrydyzacji sp3d. Trwałość pięciohalogenków maleje ze wzrostem liczby atomowej obu pierwiastków. Z tego powodu fluor tworzy pięciohalogenki ze wszystkimi azotowcami, chlor tylko z fosforem i antymonem a jod i brom wyłącznie z fosforem. 2PCl5 → PCl4 + + PCl6 −¿ ¿ ; jest ciałem stałym, które po stopieniu ulega autojonizacji jak w reakcji obok. Ulega hydrolizie: PCl5 + H2O → H3PO4 + 5HCl 8. Związki międzyhalogenowe Fluorowce są tak bardzo aktywne, że mają zdolność do reagowania same ze sobą. Będąc w tej samej grupie i posiadając tę samą konfigurację elektronową, wobec braku nadmiaru jednego z reagentów tworzą związki typu AA. Jeśli jeden z reagentów jest w nadmiarze, halogen może ulec wzbudzeniu. Wzbudzić może pierwiastek bardziej elektroujemny, bo on tworząc wiązanie będzie akceptorem elektronów. Ponadto musi być jednoelektroujemny, bo o wyższej elektroujemności przyłączy się koordynacyjnie. Halogeny mając konfigurację powłoki walencyjnej s²p⁵ posiadają 3 pary elektronowe i mogą ulegać trzem stanom wzbudzonym. Stąd wzory związków: AA , AA₃  ,₅ AA .₇ Większość związków międzyhalogenowych otrzymuje się w reakcji syntezy lub w reakcji wymiany z aktywniejszym fluorowcem: Cl2 + F2 → 2ClF Br2 + 3F2 → 2BrF3  KCl + 3F2 → KF + ClF5 KI + 4F2 → KF + IF7 Związki międzyhalogenowe są nietrwałe i gwałtownie reagują z wodą. Wszystkie z wyjątkiem typu AA są związkami nieoktetowymi. 17