1.Układ okresowy

2.Pierwiastki bloku S +H

3.Wodorki dzielimy na:

4.Metoda otrzym H:

5.ANOMALNE WŁAŚCIWOŚCI LITU:

6.Otrzymywanie Litu

7.OTRZYMYWANIE SODY:

8.Otrzymywanie potażu-K₂CO₃

9.Litowce na -I stopniu utlenienia

10.Który z Litowców służy do oczyszczania powietrza w łodziach podwodnych?

11.Tlenki Litu

12.Wodorotlenki Lit

13.Otrzymywanie -NaOH:

14.Otrzym -KOH:

15.Azotki

16.Węgliki

17.Wodorki litu:

18.Otrzym Na

19.Otrzym K:

20.PIERDOŁY|

21.Siarczki M2S

22.Węglany litowców

23.ANOMALNE WŁ.BERYLU:

24.Komplexy berylowców

25.OCTAN BERYLU Be₄O(O₂C_*CH₃)₆:

26.Zachowanie się soli berylowych w r-rze wodnym.

27.Azotki berylowców

28.Związki berylowców z C:

29.Związki z wodorem:

30.Związki z fluorowcami:

31.Tlenki i OH berylowców:

32.Wapno chlorowane:

33.Tlenki i OH- Sr i Baru:

34.Węglany i wodorowęgnany berylowców:

35.Jak usunąć twardość wody??

36.Sposoby wyrażania twardości wody

37.Oznaczanie twardość wody

38.BaSO4-

39.Otrzymywanie Berylu.

40.Otrzymywanie Mg

41.Wapń Ca -Otrzymywanie

42.DLACZEGO NIE MOŻNA GASIĆ MAGNEZU WODĄ:

43.Biel litoponowa

44.Wapno chlorowane- otrzymywanie, wzór rzeczywisty.

45.Cyjanamid wapnia (azotniak)

46.Superfosfat podwójny

47.Cement Sorella

48.W palone||

49.W gaszone||

50.Zap murarska |

51.W chlorowane

52.WĘGLIKI

53.WODORKI

54.Siarczki, azotki, węgliki

55.Otrzymywanie BeH₂

56.Otrzym MgH2

57.Związki z fluorowcami

58.Zastosowanie Berylu i związków

59.Związki Mg z O₂

60. MgO-

61.Wegliki

62.CaH2

63.Bor otrzym -

64.Odmiany alotrop boru 65.BORANY

66.Diboran B₂H

67.Wł boranów-

68.KLASYFIKACJA Boranów.

69.HYDROBORANY:

70.KARBOBORANY:

71.Klasyfikacja Borków

72.KW ortoborowy =H₃BO₃ -

73.B2O3-bezwodnik kw ortoborowego

74.HBO₂ -kwas metaborowy,

75.Sole kw borowych

76.I Ortooksoborany

77.BORAKS -

78.PERBORAKS:

79Peroksoborany

80.Biały grafit BN -

81.BORAZYNA - BORAZOL -Nieorganiczny benzen:

82.Związki B z C:

83.Związki boru z P:

84.Otrzymywanie Al.+termit

85.Termit G. Aluminotermia

86.SPINELE - BUDOWA, OTRZYMYWANIE, ZASTOSOWANIE

87.Korund -Heksagonalny Al2O3

88.Ałuny

89.Azot-otrzymywanie

90.Stopnie utl N:

91.otrzym Azan NH3

92.Co jest katalizatorem w reakcji otrzymywania NH₃?

93.Hydroksylamina NH₂OH -otrzymywanie i zastosowanie

94.Hydrazyna. N₂H₄

95.Azydek wodoru HN₃ kw. azotowodorowy 96.HNO₃ jako akceptor i donor

97.WODA KRÓLEWSKA

98.Mieszanina nitrująca

99.N₂O -tlenek diazotu

100.NO tlenek azotu

101.Budowa N₂O₅-otrzymywanie i właściwości

102.ZW. NITRYLOWE

103.ZW. NITROZYLOWE

104.Termiczny rozkład azotanów

105.KWAS DIAZONIOWY H₂N₂O₂ - kw diazoniowy (podazotowy)

106.Kwas azotowy III -dioksoazotowy III 107.Kwas azotowy V

108.P odmiany

109.Otrzymywanie P.

110.Kwasy P 111.SUPERFOSFAT

112.SUPERFOSFAT PODWÓJNY

113.PH3-

114.PCl3 i Pcl5

115.ODMIANY ALOTROPOWE ARSENU - MET. OTRZYM. WŁAŚC. FIZYKOCHEM.

116.Sb-antymon

117.Wykazać właściwości utleniające i redukujące kw. arsenowego(III) kw trioksoarsenowy III

118.LICZBA KOORDYNACYJNA 6 W xv GRUPIE

119.Arszenik As4O6

120.BIZMUTANY BiH₃ (bizmutan)

121.Otrzym O

122.Otrzymywanie Siarki

123.zastosowanie siarki elementarnej:

124.Selen

125.Tlen ODMIANY Alotrop

126.odmiany alotropowe siarki z parzystą liczbą atomów siarki . Otrzymywanie.

127.Odmiany metaliczne selenu, metody otrzymywania i właściwości.

128.Odm alot telluru

129.H₂O₂

130.Tetraazotek terrasiarki N₄S₄

131.H2O- vs H2S,H2Te,H2Se.

132.XF6

133.SeF6- heksafluorek siarki

134.TeCl4-tetrachlorek telluru

135.SCl2 -dichlorek siarki

136.Chlorek tionylu SOCl2

137.Chlorek sulfurylu SO2Cl2

138.Kwas chlorosulfonowy,

139.H2S, H2Se i H2Te otrzymuje się

140.Siarczki

141.Czy H₂SO₄ jest utleniaczem?

142.Kwas siarkowy H2SO4 MET kontaktowa - 143.Otrzymywanie H₂SO₄ met. Komorową.

144.Kwas tiosiarkowy H₂S₂O₃

145.Kw peroksosiarkowy H2SO5 i H2S2O8 peroksodisiarkowy

146.Kwas nadtlenodwusiarkowy

147.nadtlenodwusiarczanu amonowego,

148.DLACZEGO SELEN I TELLUR SĄ TRWALSZE W WYSOKICH TEMP. 149.STRUKTURA SO₃ W STANIE GAZOWYM I STAŁYM.

150.Tlenek dwusiarki S2O,

151.tlenek siarki SO

152.SO2

153.Budowa SO2 -

154.Ogólna charakterystyka helowców

155. Otrzymywanie helowców

156.Skroplony hel występuje w 2 odmianach

157.Synteza Bartleta-.

158.Klatraty

159.HYDRATY-

160.Fluorki ksenonu, XeF2, XeF4 i XeF6,

161.Związki ksenonu z tlenem -

XeO₃

162.Zastosowanie helowców 163.Fluor

164.Chlor

165.Brom

166.Jod

167.Kw Beztlenowe+otrzym -HF i HCl

168.HF i reszta opis

169.HBr i HJ

170.Tlenowe kw fluorowców

171.Kwasy HClO,HBrO i HIO

172.Chloran (I) sodu

173.wapno chlorowe.

174.Chlorany, bromiany i jodany (V)

175.Kwas Chlorowy VII

176.Kwasy VII vs.Cl-

177.Związki miedzyhalogenami

178.Polihalogenki -

179.Dodatnie jony I

180.ClF₃ HYBRYDYZACJA

181.WODA CHLOROWA I BROMOWA:

182,TeCl₄-struktura, hybrydyzacja

183.Chlorek tionylu i sulfurylu

184.ClO2-ditlenek chloru

185.Cl2O-

186.OF2-

1.Układ okresowy

Okresowy ch-r wł pierwiastków dotyczy:

1) -wł fizycznych takich jak promień atom, objętość atom, temp top, temp wrzenia, energi jonizacji, powinowactwo elektronowe, elektroujemność

2) -wł chem takich jak: wartościowość, wł metaliczne, kwasowe, zasadowe

3) -liczba elekt walencyjnych -jest funkcją okresową liczby atomowej, decyduje ona o: -wartościowości pier -energii sieci krystalicznej -temp top, wrzenia -o ilości tworzonych wiązań

2.Pierwiastki bloku S +H

Blok S stanowią pier I i II grupy układu okresowego o konfiguracji elekt powłoki walencyjnej ns¹ ns². Tworzą one wyłącznie dodatnie jony ładunku równym numerowi grupy.

H- różni się znacznie wł chem i fiz od pozostałych pierw grupy I. Jest to spowodowane wyjątkowo małymi rozmiarami atom. Jedyny e w atomie H w tanie podstawowym znajduje ę w powłoce elektronowej K najbardziej zbliżonej do jądra i jest z nim związany znacznie mocniej niż e w atom innych pierw I grupy. Wodór można by też zaliczyć do grup 17 ponieważ jak fluorowcom brakuje 1 e do uzyskania konfiguracji elekt gazu szlachetnego, a także może od tworzyć związki typu jonowego, w których podobnie jak fluorowce występuje na stopniu utl -1. związki te tworzą się jednak tylko z najbardziej elektrododatnimi pier, gdyż powinowactwo elekt H jest dużo mniejsze od powin elekt flurowców.

Atom H w cząsteczce są związane bardzo silnymi wiązaniami kowalenc, jest więc ona mało aktywna chem w celu rozerwania wiązania H-H należy doprowadzić bardzo dużo energii (443kJ/mol). H może pod dużym p występować w stanie metalicznym tworząc nadprzewodnik. Atom tych pierw zawierają tylko 1 e walencyjny znajdujący się w orwalnym stanie orbitali S.

3.Wodorki dzielimy na:

1)- jonowe -wodorki typu soli. Są to zw H z pierw o bardzo małej elektroujemności z wyjątkiem wodorków berylu i magnezu. Są to zw o budowie jonowej i dość wysokiej temp top, stopione przewodzą prąd elekt, w trakcie ich elektrolizy H wydziela się naanodzie, co jest dowodem ze H występuje w postaci jonów, reagują gwałtownie z wodą

2)- kowalencyjne- H+pierw o dużej elektroujemn, głównie z bloku p, w stanie stałym tworzą kryształy molekularne

3)- metaliczne -metale bloku d pochłaniają H odwracalnie. W zależności od ciśnienia i temp wł fizyczne tych wodorków są zbliżone do wł czystego metalu, a ich gęstość jest troche mniejsza od gęstości metalu

4.Metoda otrzym H:

1)- na skalę lab:

w warunkach lab do otrzymania wodoru wykorzystuje się reakcję jego związków z metalami o niższych potencjałach normalnych Zn+2HClZnCl₂+H₂; 2Na+2H₂O2NaOH+H₂

2)- w przemyśle wykorzystuje się proces zgazowania węgla. W specjalnych piecach-generatorach, para wodna w zetknięciu z rozrzażonym koksem reaguje-C+H₂OCO+H₂ r-cja ta przebiega dalej zgodnie z r-niem: CO+H₂OCO₂+H₂ Powstała w rezultacie mieszanima CO₂, H₂ i pary wodnej nosi nazwę gazu wodnego.

3)- metoda elektrolityczna -ma niższe znaczenie w przemyśle, pozwalają one na otrzymanie wodoru o wyokiej czystości.

5.ANOMALNE WŁAŚCIWOŚCI LITU:

+Temp. top. i wrz.Li jest względnie wysoka w porównaniu z temp. wrz. i top. pozostałych litowców.

+Lit jest dużo twardszy niż pozostałe litowce

+Li reaguje z tlenem najmniej chętnie i tworzy się tlenek(Li₂O), podczas gdy pozostałe lit dają nadtlenki M₂O₂

+Li jest pierw. najmniej elektrododatnim, dlatego wiele jego związków jest stosunkowo mało trwałych (np.Li₂CO₃,LiNO₃ które rozkładają się po lekkim podgrzaniu z utworzeniem tlenku 2LiNO₃=Li₂O +N₂O₅)

+Li z N tworzy Li₃N(azotek litu),co jest cechą charakterystyczną dla pierw.gr.II

+Następujące sole litu:Li₂CO₃,LiF,Li₃PO₄ są w wodzie stosunkowo trudno rozpuszczalne-analogicznie jak tego samego typu sole Mg, w odróżnieniu od reszty litowców

+LiOH jest w wodzie ok.4 do 10 razy trudniej rozp. od wodorotlenków pozostałych litowców

+Jony Li i jego związki są najsilniej hydratowane spośród pozostałych jonów litowców(jony Mg są najsilniej hydratowane spośród berylowców)

+LiHCO₃ jest w wodzie łatwiej rozpuszczalny niż Li₂CO₃co jest charakterystyczne dla berylowców w odróżnieniu od innych litowców

+LiHS jest mniej trwały od pozostałych wodorosiarczków litowców

+LiH jest bardziej trwały od wodorków pozostałych litowców i o wiele lepiej się rozpuszcza w eterach i rozp. podobnego typu w odróżnieniu od pozostałych

-+Lit tworzy amidek gdy pozostałe litowce nie tworzą amidków

+LiSO₄ w odróżnieniu od siarczków pozostałych litowców nie tworzy ałunów

+Lit nie tworzy zw. na -I st. utl.

+LiCl jest niehigroskopijny w odróżnieniu od chlorków pozostałych litowców

+ze wzgl. na swój charakter kowalencyjny halogenki i zw.alkilowe litu są rozpuszczalne w niepolarnych rozp. org.

+Li wykazuje większą tendencję do tworzenia zw. kompleksowych w porównaniu z pozostałymi litowcami

-+Li reaguje bezpośrednio węglem w podwyższonej temp.-podobnie jak berylowce(Li₂C₂)

+Wodorki litu LiOH jest zasadą mocniejszą niż Ca(OH)₂ lecz słabszą od NaOH

6.Otrzymywanie Litu

hydrometalurgiczna przeróbka koncentratów litu:

-ługowanie kwaśne -stosuje się H2SO4. w zależności od rodzaju mocy ługowania wykonuje się w podwyższonej temp poddając rozdrobniony koncentrat do orgrzanego kw H2SO4. po ogrzaniu mieszaninę studzi się i poddaje ługowaniu wodą. Do r-ru przechodzi LI2SO4. glin z r-ru usuwa się dodatkiem stechiometrycznej ilości K2SO4, w wyniku czego powstaje trudne rozpuszczalne ałuny.

-ługowanie alkaliczne -koncentrat poddaje się prażeniu z dodatkiem CaO lub CaCO3 w wysokiej temp. W wyniku reakcji: Li2O*Al2O3*4SiO2+8CaCO3Li2O*Al2O3+8CO2+4(2CaO*SiO2). Otrzymuje się spiek, który po ostudzeniu rozdrabnia się a następnie ługuje wodą. Do r-ru przechodzą zw litu, K i Na. Po odparowaniu r-ru, w wyniku frakcjonowanej krystalizacji i kolejnego odparowania usuwa się nierozpuszcz związki Ca a pod koniec procesu wydziela się LiOH*H2O i oczyszcza się przez krystalizację.

7.OTRZYMYWANIE SODY:

1)- Met.Lemblanca: surowcem w tej metodzie jest NaCl który pod wpływem dziłania H2SO4 przeprowadza się w siarczany 2NaCl+H₂SO₄  Na₂SO₄ +2HCl a następnie praży z dodatkiem węgla i węglanu wapniowego w ruchomym, obracającym się dookoła osi piecu. Na stępuje redukcja siarczanu do siarczku sodowego: Na₂SO₄ +4C 4CO+ Na₂S a podwójna wymiana z węglanem wapnia daje siarczek wapnia i węglan sodowy:Na₂S+ CaCO₃  CaS+ Na₂CO₃ Surową masę wydobytą z pieca, ługuje się r-rem sody ,a sodę oczyszcza się przez krystalizację (Na₂CO₃*10 H₂O).Słabo rozp. w wodzie CaS ulega reakcjom

Co zrobić z CaS: 2CaS+2H₂O Ca(SH)₂ +Ca(OH)₂, Ca(SH)₂ +2H₂O  Ca(OH)₂ +2H₂S 2)- Met amoniakowa Solvaya: polega na nasyceniu r-ru NaCl CO₂ i NH₃,które reagują w następujących r-cji: NH₃+ CO₂ + H₂O →(NH₄)HCO₃, (NH₄)HCO₃+NaCl →NaHCO₃+ NH₄Cl.Odsączony NaHCO₃ poddaje się kalcynacji: 2NaHCO₃ → Na₂CO₃ + H₂O+ CO₂. CO2 wraza z powrotem do reakcji. Także amoniak zawarty w NH4Cl można odzyskać przez ogrzanie z wapniem gaszonym. CaCl2 stanowi produkt odpadkowy. źródło CO₂- CaCO₃ → CO₂+CaO,źródło NH₃- CaO+ H₂O → Ca(OH)_{2 ,} 2NH₄Cl+ Ca(OH)₂ →CaCl₂+2 NH₃ +2 H₂O.Metoda ta całkowicie została wyparta metodą Lemblanca

8.Otrzymywanie potażu-K₂CO₃ -biały proszek, b. dobrze rozp. w wodzie, z roztworów krystalizuje w postaci hydratów (K₂CO₃2H₂O). Z kwasami rozkłada się dając CO₂. Jest to sól silnie higroskopijni, służy do wyrobu miękkich mydeł i szkła potasowego, ma również zastosowanie do osuszania rozpuszczalników nieorganicznych (bezwodny potaż) oraz do otrzymywania innych soli potasu. Dawniej potaż otrzymywany był na dużą skalę z popiołu drzewnego. Obecnie najczęściej w reakcjach:

1)- 2KCl +3(MgCO₃3H₂O) +CO₂ →2 (KHCO_{3 *}MgCO₃4H₂O) +MgCl₂ |||2(KHCO₃MgCO₃4H₂O)→333K→ K₂CO₃ +2(MgCO₃3H₂O) + 3H₂O +CO₂ Strącającą się sól podwójną rozkłada się za pomocą CO₂ na MgCO₃ -nierozpuszczalne. K₂CO₃ rozpuszczalne.

2)- 2KOH+CO₂→K₂CO₃+H₂O

3)- Metoda Lablanca 2KCl+H₂SO₄→K₂SO₄+2HCl ||| K₂SO₄+2C→K₂S+2CO₂ ||| K₂S +CaCO₃ → K₂CO₃ +CaS ||| K₂CO₃ nie jest otrzymywane met. Solvaya ponieważ jest zbyt mała różnica rozpuszczalności pomiędzy K₂CO₃ a KHCO₃

4)- MRÓWCZANOWA K₂SO₄ działamy Ca(OH)₂ w obecności CO w temp 50K i pod p=30 Atm po to aby otrzymać HCOOK. K₂SO₄ + Ca(OH)₂ + 2CO  2HCOOK + CaSO₄↓ Mrówczan potasu ulega w obecności O₂ rozkładowi 2HCOOK + O₂^{T 503K}→ K₂CO₃ + CO₂ + H₂O

5)- ENGEL - PRECHTA Na r-r KCl działamy zawiesiną MgCO₃ całość nasycamy CO₂ otrzymamy: 2KCl + 3(MgCO_3*3H₂O) + CO₂→ 2(KHCO_3* MgCO_{3 *}4H₂O)+MgCl₂ w wyniku podwyższonej temp ulega rozkładowi 2(KHCO₃* MgCO₃ * 4H₂O )^T→K₂CO₃ +2(MgCO₃*3H₂O)+ CO₂+H₂O Kaustyfikacja potarzu K₂CO₃ + Ca(OH)₂→ 2KOH + CaCO­₃

9.Litowce na -I stopniu utlenienia Związki te tworzą Rb,Cs,K i Na; Li nie tworzy - kryptandy tworzą trwałe kompleksy z kationami litowców. Jeżeli do roztworu wprowadzi się atomy litowca np. Na w liczbie dwa razy większej niż liczba cząsteczek kryptandu, połowa tych ostatnich przechodzi w kationy i ulega skompleksowaniu. Druga połowa wobec nadmiaru solwatowanych elektronów tworzy jednowartościowe aniony np. Na^-. :N_= 3X( -CH₂-CH₂-O-CH₂-CH₂-)=_N: [Na(kryptand)]⁺[Na^-]  sodek kryptatosodu (I) - ulega rozkładowi w temperaturze pokojowej i reaguje żywo z tlenem z powietrza oraz z wilgocią. Wszystkie litowce oprócz Li występują w kryptandach. Kryptandy to związki organiczne zawierające w cząsteczce po dwa atomy azotu połączone trzema łańcuchami eterowymi.

Termiczny rozkład azotanów

1)-2LiNO₃ =Li₂O+2NO₂+1/2O₂

2) Ba(NO₃)₂ =BaO+NO+NO₂+O₂

3) Ca(NO₃)₂ =CaO +NO + NO₂ +O₂ Norweska

4) 2KNO₃=2KNO₂+O₂ Indyjska, azotany litowców rozkładają się na azotyny tracąc tlen.

5) 2Pb(NO₃)₂=2PbO+4NO₂+O₂.

6) 2NaNO₃ 2NaNO₂ + O2 Chilijska

7) 2KNO₃2 KNO₂ +O₂

8) NH₄NO₃  N₂O +2H₂O

10.Który z Litowców służy do oczyszczania powietrza w łodziach podwodnych? Na₂O₂ +CO₂  Na₂CO₃ +1/2 O₂ || KO₂ +CO₂ K₂CO₃ +1/2O₂ Tlenki te ulegają hydrolizie Na₂O₂ +2H₂O  2NaOH +H₂O₂ || KO₂ + 2H₂O KOH +H₂O₂ +O₂

11.Tlenki Lit- Li reaguje z tlenem tworząc tlenki w temp powyżej 370K, a w atmosferze powietrza nie traci połysku 4Li +O₂  Li₂O (pozostałe lit dają tlenki M2O2, tracą połysk i pokrywają się warstwa tlenku . Tlenki lit można uzyskać redukując nadtlenki i ponadtlenki w podwyższ temp Na2O2+2Na=2Na2O. 2Na +O₂Na₂O₂ (nadtlenek) K+O₂KO₂ (ponadtlenek) Na₂O₂ +2Na =2Na₂O Ponadtlenki działają silnie utl. Pod wpływem CO2 odszczepiają tlen i przechodzą w węglany Na₂O₂ +CO₂ =NaCO₃ +1/2O₂ -do oczyszczania powietrza || Na₂O₂ +2H₂O =2NaOH +H₂O₂ Na2O2 i KO2 wykazują silne działanie utl: Na2O2+CO2= Na2CO3+ 1/2O2 || KO2+CO2 =K2CO3+1/2O2

12.Wodorotlenki Lit-powstają w bezpośredniej syntezie pierwiastków 2Li +H₂2LiH || 2M +2H₂O2MOH +2H₂ Reakcja zachodzi bardzo gwałtownie z wydzieleniem znacznych ilości ciepła, co może zapalić wydzielający się H₂. Moc wodorotlenków rośnie w grupie.

13.Otrzymywanie -NaOH:

1)- w wyniku działania pary wodnej na metaliczny sód Na+H2O=NaOH+1/2H2

2)- przemysłowe- jako proces elektrolizy NaCl Anola: Cl- =1/2Cl2 +e K: zobojętnienie jonów wodorowych H3O+ +e=H2O+1/2H2

3)- kaustyfikacjia sody Na2CO3+Ca(OH)2CaCO3+2NaOH

4)- metda Sinensa-Bilitera(przeponowa) -plega na zastos w elektrolizie przepony w postaci żelazowej siatki wypełnionej azbestem i BaSO4 którą oddziela przestrzeń anodową od katodowej. Otrzymuje się NaOh zawierający pewne ilości NaCl.

4)- metoda Castnera-Kellnera -elektrolizer składa się z 2 komór i zawiera katodę rtęciową. Na katodzie wydziela się Na rozpuszczając się w rtęci z utworzeniwm amalgamatu sodu. W amalgamanie sodu twierdzono występowanie zw międzymetalicznych np. NaHg, Na3H9, Na5Hg. Otrzymany NaOH jest pozbawiony elektronów.

14.Otrzym -KOH:

1)- elektrolizę chlorku potasowego A: Cl- =1/2Cl2+e; K: H3O+ +e=H2O+1/2e

2)- przez kaustyfikację potażu K2CO3+Ca(OH)2=2KOH+CaCO3

15.Azotki -lit w bezpośredniej reakcji tworzy azotki 6Li +N₂ 2Li₃N (wykorzystuje się do oczyszczanie gazów szlachetnych z N₂ ulega hydrolizie Li₃N +3H₂O 3LiOH +NH₃; 2Li +2NH₃ 2LiNH₂ +H₂ amidek litu, który ulega rozpadowi pod wpływem Fe i kat 2LiNH₂Li₂NH +NH₃ imidek litu) || NaN3 2Na +3N₂

16.Węgliki -tylko lit w bezpośredniej reakcji tworzy węglik 2Li+2CLi₂C₂ pozostałe litowce zaliczane do acytylenków 2Na +C₂H₂Na₂C₂ +H₂ -węgliki reagując w H₂O dają wodorotlenki Na₂C₂ + 2H₂O 2NaOH +C₂H₂ || Li-C=_C-Li

Węgliki Niestechiometryczne K,Rb,Cs tworzy węgliki niestechio o wzorze np.:C30H

17.Wodorki litu: -z bezpośredniej reakcji litowca z wodorem Li+H2LiH+1/2H2; M +H2MH+1/2H. LiH budowa jonowa o strukturze NaCl. Znajduje zastosowanie jako wygodne źróbło wodoru: LiH+H2OLiOH+H2; NaH 2Na+H22NaH -ilny reduktor stosowany jako nośnik wodoru do usuwania śladowych ilości H2O -do usuwania siarki ze związków org, do wproadzania H w skład związków metali i niemetali.

18.Otrzym Na: -otrzymany elektrolit Na przetapia się i odlewa w formie lasek i bloków. Przechowuje się w nafcie.

1)- proces Casthera- metaliczny sód otrzymuje się przez elektrolizę stopionego NaOH w temp 603K. Na Katodzie żelaznej wydziela się Na: 2Na+ +2e2Na Na anodzie: 2OH- H2O+1/2O2+2e

2)- metoda Downsa -polega na elektrolizie mieszaniny NaCl i CaCl2 w temp ok. 870K. Sód wydziela się na katodzie żelaznej przed wapniem, a Cl na anodzie grafitowej

3)- rozkład termiczny azydku sodu 2NaN2Na+N2

19.Otrzym K:

1)- analogiczne jak sód

2)- przez redukcję KCl metalicznym sodem lub wapniem w próżni 2KCl+Ca=2K+CaCl2

3)- 2KF+CaC2=2K+CaF2+2C

4)- 3CaO+4KF+Si=CaSIO3+2CaF2+4K

20.PIERDOŁY|

Z siarką -z siarką tworzą wodorosiarczany MHS, siarczki M₂S oraz liczne wielosiarczki o ogólnym wzorze MS_n n=2,6. || NaOH +H₂S = NaHS +H₂O

21.Siarczki M2S -dodając do r-ru wodorosiarczku odmierzoną ilość wodorotlenku litowca -NaHS +NaOH = Na₂S +H₂O lub redukując siarczany węgla Na₂SO₄ +4C =Na₂S +4CO || S^2- +H2O  SH^- +OH^- || 2K₂S +2O₂+H₂O =K₂S₃O₃ +2KOH

22.Węglany litowców -tworzą zarówno M₂CO₃, jaki i wodorowęglany MHCO₃. W roztworach ulegają hydrolizie i wykazują odczyn zasadowy Na₂CO₃ +H₂O = NaOH +NaHCO₃ || NaHCO₃ +H₂O =NaOH +H₂CO₃ czyli CO^2-₃ +H2O =OH^- +HCO^-₃ HCO^-₃ +H2O = OH^- +H₂CO₃ || 2NH₃ +2CO₂ +2H2O =2(NH₄)HCO₃ || 2(NH₄)HCO₃ +2NaCl =2NaHCO₃ +2NH₄Cl ||| 2KOH +CO₂ =K₂CO₃ +H₂O || NaCO₃ +CO₂ +H₂O =2NaHCO₃

|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||

23.ANOMALNE WŁ.BERYLU:

-małe rozmiary, duży ładunek, tworzy związki o zdecydowanym udziale wiązania kowalencyjnego

-związki berylu rozpuszczają się w rozpuszczalnikach organicznych ,natomiast w H₂O ulegają hydrolizie. Sole berylu charakteryzują się wysoką temp.top w odróżnieniu od innych berylowców

+beryl analogicznie jak glin roztwarza się w wodorotlenkach litowców lub w stopionych wodorotl. litowców w odróżnieniu od innych berylowców Be +2NaOH +2H₂O = Na₂[Be(OH)₄] +H₂ Be+2NaOH=T=Na₂BeO₂ +H₂

-Be(OH)2 i BeO są amfoteryczne, w odróżnieniu od innych berylowców

-Beryl pod wpływem stęż.HNO₃ ulega pasywacji-pokrywa się warstewką pasywną BeO w odróżnieniu od innych berylowców

-Wodorek berylu jest wodorkiem kowalencyjnym w odróżnieniu od wodorków Ca,Sr,Ba(tak jak AlH₃)

+Halogenki berylu są polimeryczne BeCl -tworzy łańcuchy, występuje jako dimer podobnie jak chlorek glinu

-Tlenek berylu ma sieć przestrzenną typu wurcytu -sieć typowa dla związków o wiązaniach kowalencyjnych(BeO jak Al₂O₃).Pozostałe tlenki mają wiązania jonowe i sieć typu NaCl

-Be nie tworzy nadtlenków w odróżnieniu od innych berylowców -sproszkowany beryli jego sole są silnie toksyczne

-Be tworzy wiele komplex, co nie jest typowe dla pozostałych berylowców

-BeO -nie reaguje z H2O + Be2C podobnie jak Al4C3 daje w wyniku hydrolizy metan, podczas gdy CaC2,SrC2,BaC2 acetylen

+ Be ulega podobnie jak Al pasywacji pod wpływem kw azotowego + Be analogicznie jak Al roztwarza się w wodorotlenkach litowców. Be +2NaOH  Na2BeO2 +H2 Be + 2NaOH +2H2O  Na2[Be(OH)4]+H2 +Be(OH)2 jest amfoteryczny analogicznie do Al(OH)3

-Be w odróżnieniu od pozostałych berylowców nie tworzy nadtlenków

+Be(OH)2 ma strukturę analogicznie do Al(OH)3 jest wodorkiem kowalencyjnym podczas gdy CaH2, SrH2, BaH2 są wodorkiem jonowym

-sole Berylu należą do najlepiej rozp

24.Komplexy berylowców - największą tendencję do tworzenia związków komplx wykazują beryl. Jon Be2+ ma małe rozmiary i dzięki temu łatwo przejmuj pary elektronowe ligandów. Wiązania koordyn powstają wówczas z udziałem pustych orbitali 2s i 2p Be, które ulegają hybrydyzacji tetraedrycznej sp3. rak orbitali d w powłoce walencyjnej wyjaśnia dlaczego nie przyjnują liczby koord większej od4.

Mg oraz pozostałe cięzkie berylowce obok małych liczb koordynacyjnych przyjmują w tworzonych prz nie komplex również liczby koordyn 6,8 i 12 a niekiedy 7,9 i 10, np.:

25.OCTAN BERYLU Be₄O(O₂C_*CH₃)₆:

- zasadowy octan berylu, który wydziela się w trakcie odparowania Be(OH)2 w kw octowym. W zimnej wodzie rozpuszcza się zw bardzo słabo, dobrze w rozp org.

Budowa - W sieci kryst zasadowego octanu berylu jony Be są rozmieszczone w sposób że środek ciężkości wyznaczają wierzchołki czworościanu foremnego, pośrodku którego znajduje się jon tlenu. Każdy z jonów octowych za pośrednictwem swoich 2 atomów tlenu łączy się z 2 jonami Be. W związku z tym w strukturze komplexu można wyróżnić 6 pierścieni, z których każdy zawiera 2 atomy berylu 3 tlenu i 1 węgla. Pierścienie są ułożone tak, że każdy atom Be jest otoczony4 atom tlenu, zostaje zachowana liczba kordynac 4.Komplex kowalencyjny. Be(OH)2+CH3COOH=BeO(CH3OO)6. Ma zastosowanie przy oczyszczaniu związków berylu.

26.Zachowanie się soli berylowych w r-rze wodnym.

-proste sole są bezbarwne ich rozpuszczalność zmienia się w szerokich granicach, gips tworzy hydraty reszta nie. Siarczany są tym trudniej rozpuszczalne im cięższy jest berylowiec. Fluorki bery-ców są trudno rozpuszcz. Sole berylu ulegają hydrolizie w zwykłej temp, gdyż Be(OH)2 jest najsłabszą zasadą w tej rodzinie. Be+2NaOH+2H2ONa2[Be(OH)4]. Węglany ziem alkalicznych a w szczególności berylu i Mg dysocjują znacznie łatwiej. beryl ulega pasywacji w obecności H2O. Moc zasad rośnie w grupie. Wraz ze wzrostem polaryzacji wiązania np.:AgCl,AgBr,AgI pogłębia się barwa, maleje rozpuszczalność i trwałość, rośnie zdolność hydrolizy.

27.Azotki berylowców

Azotek berylu -Be3N2 -powstaje w reakcji syntezy ze składników 3Be+N2=Be3N2

Azotek magnezu -Mg3N2 powstaje podczas ogrzewania Mg w N2 a także podczas spalania metalu w powietrzu. W wodzierozkłada się tworząc amoniak. Służy do oznaczania dody w subst, do otrzymywania ciężkiego amoniaku. ND3. tworzy on heksagonalną sieć. 3Mh+N2Mg3N2 || Mg3N2+3H2O=2MgO+2NH3 || Mg3N2+3D2O=3MgO+2ND3

Azotek wapnia -Ca (NO3)2*4H2O (salekta wapniowa lub norweska) stanowana jako nawóz sztuczny. Otrzymuje się ją przez rozpuszczenie możliwie czystego wapniaka w kw azotowym, odparowaniu i granulacji. Jest higroskopijny łatwo rozpuszcza się w H2O.

Azotan strontu -Sr(NO3)2*4H2O- łatwo rozpuszczalny w H2O. Nie rozp w alkoholu

Azotan barowy -Ba(NO3)2- krystalizuje powyżej 12oC jako sól bezbarwna. Jest trudniej rozpuszczalna niż Ca(OH)2*4H2O i Sr(No3)2*4H2O. Stosowany w pirotechnice- nadaje płomieniowi zieloną barwę.

28.Związki berylowców z C:

-Be2C: -struktura antyfluorytowa, która odróżnia go od Ca, Sr,Ba o składzie MC2. Otrzymuje się go ogrzew w wys temp metal lub ich tlenki z węglem. Ma strukturę typu NaCl.

Węglik magnezu MgC2-MgCl2+CaC2MgC2-Mg2C3-allilek. MgC2+2H2OMg(OH)2+HC=_CH || Mg2C3+4H2O2Mg(OH)2+ HC=_CCH3-allilen

Węglik Wapnia CaC2 (Karbid)

Wytwarzany z wapienia i koksu przez ogrzanie ich mieszaniny w łukowych piecach elektrycznych: CaO+3C=CaC2+CO || CaC2+2H2O=Bca(OH)2+C2H2. stosowany do otrzymywania acetylenu, ogrzewany w strumieniu azotu przechodzi w cyjanamis wapnia CaCN2 (azotniak) -CaC2+N2=CaCN2+C. Stosowany jako nawóż sztuczny CaCN2+3H2O=CaCO3+2NH3

Węglik berylu;tlenek berylu w r-cji z C tworzy węglik zaliczany do metanków. 2BeO+3C=Be2C+2CO || Be2C+4H2O=2Be(OH)2+CH4. Beryl w r-cji z acetylenem tworzy węlik zaliczany do acytylenków Be+C2H2=BeC2+H2 || BeC2 +2H2O= Be(OH)2+C2H2.

29.Związki z wodorem:

-BeH2 otrzymywanie BeCl2+2LiH=BeH2=2LiCl ||2Be(CH3)2 +LiAlH4= 2BeH2+ LiAl(CH3)4 . w sieci przestrzennej wodorku berylu występują polimeryczne łańcuchy, w których beryl jest związany kowalencyjnie wiązaniami trójcentrowymi Be-H-Be. Układ atomów wokół każdego atomu berylu jest tetraedryczny, hybrydyzacja sp3 orbitali berylu. Wiązania trójcętrowe. Be-H-Be zdelokalizowane, tworzy się przez nakładanie zhybrydyzowanych orbitali 2 sąsiednich atomów Be na orbital 1s mostkowego atom H. LK Be=4.

MgH2

Otrzymywanie: -w procesie bezpośredniej syntezy z pierw przy zwiększonym ciśnieniu wodoru. W czasie ogrzew ulega łatwo rozkładowi na pierwiastki. Można go otrzymać -Mg(C2H5)2=MgH2+2C2H2 || Mg+H2=MgH2 || C₂H₅MgI = MgH₂ + C₂H₃I || 2Mg(CH₃)₂ +Li[AlH₄] -^eter-= 2MgH₂+Li[Al(CH₃)₄]. || Mg(C2H5)2-protoplizaMgH2. biała subst o trygonalnej komórce sieci typu- TiO2, zawiera H na +1 stopni utlenienia. Zastosowanie- w prototypowych samochodach o silnikach napędzanych H2.

CaH2, SrH2 BaH2- należą do wodorkow typu soli jonowych zawierających H na stopniu utlenienia -1.

CaH2

Otrzym Ca+H2=CaH2

Reaguje gwałtownie z H2O, wydzielając podwójną ilość wodoru w stosunku do ilości związanej: CaH2=2H2O=Ca(OH)2+2H2

30.Związki z fluorowcami:

-tworzą połączenia typu YX2. bezwodne halogenki berylu mają z wyjątkiem BeF2 charakter kowal. Fluorek berylu dobrze rozp się w H2O, wykazuje pewne podobieństwo do SiO2. w r-rach wodnych ulega hydrolizie.

BeCl2:

W stanie stałym zawiera w swej sieci przestrzennej nieskończone łańcuchy w których beryl ma LK=4. 4ściany koord [BeCL4] łączą się ze sobą krawędziami. >Be<^Cl_Cl>Be<^Cl_Cl>Be<. W r-rach H2O tworzy [Be(H2O)4]Cl2, który traci H2O dopiero w temp 470K. BeCl2 rozpuszcza się dobrze w rozp org, donorach pary elektronowej takich jak alkohol, etery, aminy itp.

CaF2 (fluoryt):

Trudno rozp w H2O, łatwo strącać w postaci białego osadu po zmieszaniu r-rów zawierających jony Ca2+ jony F-.

MgCl2:

-otrzymuje się prze przeróbkę MgCl2*KCl*6H2O. Bezwodny MgCl2 jest silnie higroskopijny. Z nasyconych r-rów wydziela się w temp pokojowej w postaci soli MgCl2*6H2O. Nie można odwodnić przez ogranie 2MgCl2+H2O=Mg2OCl+2HCl. MgCl2 rozp się w H2O. R-r MgCl2 zmieszany z tlenkiem magnezu daje twardniejącą po pewnym czasie masę tlenku chlorku Mg zw cementem Sorela.

CaCl2:

Silnie higroskopijny. Stosowany do osuszania gazów. W H2O rozpszcza się bardzo dobrze. Z r-rów H2O wydziela się 6wodny chlorek CaCl2*6H2O. W temp 530K uzyskuje się produkt bezwodny. Bezwodny rozpusz się w H2O wydziela duże ilości ciepła, co jest spowodowane dużym ciepłem hydratacji jonów Ca2+. Chłonie NH3 przy czym tworzy się CaCl2*8NH3

BaCl2:

-krystalizuje z 2 cząst H2O, BaCl2*2H2O. Nie jest higroskopijny. Wykazuje silne działanie trujące.

31.Tlenki i OH berylowców:

Otrzym przez rozkład termiczny węglanów, azotanów, szczawianów lub wodorotlenków.

BeO:

-sieć przestrzenna typu wurcytu. Nie reaguje z H2O. Dobrze przewodnik ciepła i dielektryk.

Be(OH)2:

-wodorotlenek amfoteryczny. Może odszczepić zarówno jony OH-, jak i protony. Strąca się z r-rów soli berylu pod działaniem jonow OH- tworząc białą galaretowatą masę Be(OH)2=Be2+ +2OH-; Be(OH)2=BeO2 2+ +2H+. Roztwarza się on także w kwasach Be2+ +2H2O 2H+Be(OH)2 +2OH- [Be(OH)4]2-

MgO

-OTRZYM- spalanie metalicznego Mg w O2. -wyprażenie węglanu Mg: MgCO3 -tMgO+CO2 -przez termiczną obróbkę dolomitów CaMg(CO3)2—tCaO+MgO+2CO2. do wyrobów materiałów ogniotrwałych.

Mg(OH)2:

Mg2+ +2OH- =Mg(OH)2 || CaO +MgO+2H2O=Ca(OH)2 +Mg(OH)2 || Ca(OH)2 +Mg(OH)2 + 2NH4Cl =CaCl2+Mg(OH)2+2NH3*H2O. Krystaliczny Mg(OH)2 wykazuje warstwową strukturę -burcytu. Warstwy są utworzone przez ośmiościany koornacyje [Mg(OH)6]. Każdy jon OH- jest wspólny dla 3 ośmiościanów co pozwala na zachowanie stosunku liczby jonów Mg2+ do liczby jonów OH- równego 1:2. każdy ośmiościan sąsiaduje z 6 innymi 8ścianami, z którymi ma po jednej wspólnej krawędzi.

CaO (wapno palone):

-otrzym przez rozkład wapieni CaCO3=CaO+CO2 || CaO+H2O2=CaO2+H2O. Zastosowanie w budownictwie przemyśle chem, metalurgii szklarskiej, do celów nawozowych. W lab czysty CaO otrzymuje się prażąc szczawian wapnia Ca(COO)2=CaCO3+CO || CaCO3=CaO+CO2 trudno topliwy białe ciało stałe. Reaguje z H2O z wydzieleniem znacznych ilości ciepła: CaO=H2O=Ca(OH)2 (Gaszone wapno)

Ca(OH)2

-bezpostaciowy proszek, który z większą ilością H2O tworzy hydrożel używany w mieszaninie z piaskiem jako zaprawa murarska. Rozp w H2O jest niewielka. Ca(OH)2+CO2=CaCO3+H2O. W procesie tym wydziela się woda, co stanowi przyczynę wilgoci w nowych budynkach. R-ry Ca(OH)2 zwane wodą wapienną wykazują jednak odczyn silnie zasadowy. W wielu przypadkach Ca(OH)2 używa się w postaci zawiesiny wodnej zwanej mlekiem wapiennym.

32.Wapno chlorowane:

Ca(OH)2+Cl2=CaCl(ClO)+H2O stoswane jako środek bielący. Pod działaniem słabych kwaów wydziela się Cl: CaCl(ClO)+H2CO3=CaCO3+Cl2+H2O || CaCl(ClO)+H2O2=CaCl2+O2+H2O

33.Tlenki i OH- Sr i Baru:

Łączą się z H2O. Oh tych metali z r-rów wodnych wydzielają się w postaci oktohydratów. Sr(OH)2*8H2O i Ba(OH)2*8H2O

Ba(OH)2-woda barytwa - zastosowanie jaoko mocna zasada. Nadmiar jej można łatwo usunąć np.: przez wprowadzenie CO2 do r-ru.

34.Węglany i wodorowęgnany berylowców:

CaCO3, SrCO3, BaCO3, otrzymuje się dodając do r-ru odpowiedniej soli r-ru węglanu litowca: Ca2+ +Co32+=CaCO3. BeCO3 I MgCO3 strąca się z r-rów nasyconych CO2. w normalnych warunkach z roztworów obojętnych węglany litowców strącają BaCO3 i MgCO3.

Magnezja biała -Mg(OH)2*4MgCO3*4H2O. Są zw trudno rozpuszczalnymi. Mg (Sr, Ca, Ba)CO3, w obecności CO2przechodą do r-ru jako wodorowęglany: MCO3+H2O+CO2=M(HCO3)2 podczas ogrzewania ulegają rozkładowi MCO3=MO+CO2.

CaCO3 -występuje jako heksagonalny kalcyt i jako rombowy aragonit. Trudno rozp w H2O dobrze rozp w NH4Cl. CaCO3+2NH4Cl=CaCl2+2NH3+H2O+CO2 |\ CaCO3+H2O+CO2=Ca(HCO3)2.

Ca(HCO3)2 -dobrze rozp jest w wodzie pitnej, nadaje dobry smak. W H2O przeznaczonej do celów przem oraz użytku w gopodar domowym jest niepożądany gdyż zwiększa twardość wody. Twardość wody jest spowodowana solą Ca i Mg przede wszystkim HCO3 oraz siarczanów i chlorków. Twardość wody przejawia się tym, że H2O twarda daje z mydłem obfity biały osad soli wapniowych kwasów palmitynowego i stearynowego. Podczas gotowania twardość wody Ca(HCO3)2 przechodzi w CaCO3 (osad), zmniejsza się twardość -twardość przemijająca. Twadrość trwała pochodzi gł od CaSO4 można usunąc przez dadanie do H2O małej ilości Na2CO3 CaSO4+Na2CO3=CaCO3+Na2SO4. jony wapnia ulegają strąceniu w postaci trudno rozp CaCO3. twardość wody zmniejsza znacznie dodatek polifosforanów sodu. Głównie Na5P3O10, tosowany przy wyrobie proszków do prania Ca(HCO3)2=CaCO3+CO2+H2O. Woda twarda powstaje wskutek wymywania związków z podłoża. Twardość przemijająca jest skutkiem wietrzenia skał osadowych CaCO3+CO2+H2O=Ca(HCO3)2. Twardość przemijająca jest barziel odwracalna w tem ok. 80oC rozkłada się Ca(HCO3)2 i Mg(HCO3)2. Ca*HCO3)2—tCaCO3+CO2+H2O || Mg(HCO3)2—tMg(OH)2+2CO2

35.Jak usunąć twardość wody??

-przemijająca -przez gotowanie, lub przez alkalizowanie Ca(HCO3)2 +Ca(OH)2=CaCO3+2H2O || Mg(HCO3)2+ Ca(OH)2= Mg(OH)2+ CaCO3+ CO2

-ogólna -wytrącenie Mg i Ca w postaci trudno rozpuszcz osadów np.: dodanie Na2CO3 lub mydła. 2C17H35COONa+Ca2+=(C17H35COO)2Ca +2Na+. Można także usunąć stosując wymieniacze jonowe.

36.Sposoby wyrażania twardości wody

- tw. wody wyrażana jest najczęściej w miligramrównoważnikach składnika nadającego twardość, znajdującego się w 1dm³ wody(mval/dm³). Można ją definiować także w inny sposób: -brytyjski stopień twardości(1^o Clarka) odpowiadający tw. wywołanej przez 1 gram CaCO3 w galonie wody.-stopień niemiecki ^oN-odpowiadający 10 mg CaO w 1dm3 wody -stopień francuski -^oF odpowiadający 10mg CaCO3 w 1dm3 wody -ppm CaCO3 odpowiadający 1mg CaCO3 w 1dm3 wody.

37.Oznaczanie twardość wody- twardość ogólną wody oznacza się wobec czerni eriochromowej T w środowisku buforu amonowego przy pH=10. Wprowadzony do próbki wskaźnik tworzy w tych warunkach z jonami Ca²⁺ i Mg²⁺ czerwonofioletowe związki komplexowe. Dodany do badanej próbki wody r-ur EDTA tworzy również komplexy z jonami które są bezbarwne i trwalsze od komplexów wkaźnikowych. W PK miareczkowania, kiedy wszystkie jony wapnia i magnezu są skomplexowane przez EDTA, wskaźnik wyparty z komplexów zmienia barwę z czerwonofioletowego na niebieski. Zmiana zabarwienia pozwala na wyznaczenie PK miarecz.

38.BaSO4- znajduje zastosowanie jako materiał do wypełniania masy papierowej oraz ako biala farba mineralna np.: jako skladnik bilei litoponowej BaZ+ZnSO4=BaSO4+ZnS wykazuje silną adsorpcję promieni rendgenowskich.

39.Otrzymywanie Berylu.

1)- elektroliza stopionej mieszaniny BeCl2 i NaCl w temp 620K

2)-elektroliza stopionego zasadowego fluorku berylu o składzie 2 BeO, 5BeF2 w temp 1670K

3)- elekt stopu tetrafluoroberylanu sodu i baru Na2[BeF4], Ba[BeF4] w temp 1670k

4)- metodą metalotermicznej redukcji BeF2 +Mg  Be +MgF2 w temp 1,3-1,7kK

40.Otrzymywanie Mg

1)- MgO+ Cl₂ + C = MgCl₂ +CO elektroliza MgCl₂ w T ok.1000K, anoda- Fe a katoda -grafit. Reakcję przeprowadza się w atmosferze gazu obojętnego w tej T stopiony Mg wypływa na pow. Elektrolitu na katodzie i możemy go zbierać (czystość 99,8%)

2)- MgO+ C= Mg+CO (T=2300K) redukcja MgO w temp 2300K karboredukcja kosztowna. Mg wydziela się w stanie pary i zostaje skondensowany w atm H2

3)- 2(MgO*CaO) + Si =2CaO*SiO₂ +2Mg

4)- MgO+ CaC₂=Mg+CaO+2C

41.Wapń Ca -Otrzymywanie

1)-elektrolot ze stopionego CaCl2 w temp 900K dodatek CaF2 IKCl znacznie obniża temp topnienia elektrolitu

2)-Aluminotermicznie 6CaO +2Al = 3CaO*Al2O3+ 3Ca.

42.DLACZEGO NIE MOŻNA GASIĆ MAGNEZU WODĄ: Palącego się magnezu nie można gasić wodą ,gdyż w wys. Temp. Powoduje on rozkład wody z wydzieleniem wodoru Mg+2H₂O →Mg(OH)₂ + H₂,podczas tej reakcji wydziela się duża dużą ilość ciepła dlatego tworzy się MgO i pewne ilości Mg₃N₂

43.Biel litoponowa BaS+ ZnSO₄ →BaSO₄+ZnS Zastosowanie: Jako biała farba malarska (Do bielenia ścian), materiał kontrastowy do wypełniania żołądka i jelit w badaniach rentgenologicznych i jako materiał do wypełniania masy papierowej.

44.Wapno chlorowane- otrzymywanie, wzór rzeczywisty. Wapno chlorowane jest to produkt działania chloru no wodorotlenek wapnia, tani środek dezynfekcyjny, był uważany za sól mieszaninę kwasu solnego i podchlorawego. Cl₂ +Ca(OH)₂ →CaCl(ClO)+H₂O W rzeczywistości stanowi on mieszaninę podchlorynu wapnia Ca(ClO)₂∙4H₂O z zasadowym chlorkiem wapnia o składzie zbliżonym do CaCl₂∙Ca(OH)₂H₂O || || CaCl(ClO) +H₂CO₃ →CaCO₃+Cl₂+ H₂O, CaCl(ClO)+ H₂O₂ →CaCl3+ O₂+ H₂O

45.Cyjanamid wapnia (azotniak) -zast., mech. działania CaCN₂ :CaC₂+N₂=CaCN₂+C (T=1500K). Pod wpływem wody wydziela amoniak :CaCN₂ +3H₂O = CaCO₃ +2NH₃.(Dawniej metoda otrzymywania amoniaku). Zast.: jako nawóz sztuczny (azotniak)wprowadzający do gleby N i Ca (obecnie zużycie maleje ze względu na koszty.

46.Superfosfat podwójny - metody otrzymywania. W wyniku działania kw. siarkowego na fosforyt uzyskuje się produkt zwany superfosfatem, zawierający siarczan wapnia stanowiący niepotrzebny balast. Ca(PO₄)₂ +2H₂SO₄ → Ca(H₂P)₄)₂ +2CaSO₄ korzystniejszy z tego względu jest superfosfat podwójny - nie zawierający gipsu otrzymany w reakcji kw. fosforowego z fosforytem Ca₃(PO₄)₂ +4H₃PO₄ → 3Ca(H₂PO₄)₂ MgO+ H2O2 =MgO2*H2O ||

47.Cement Sorella -MgO +MgCl2 =Mg2OCl2 || Be+2NaOH +2H₂O =Na₂[Be(OH)₄] +H₂ || Be + 2NaOH = 2Na₂BeO₂ +H₂ || BeF₂ +Mg -1,3-1,6k K Be +MgF₂ || BaO₂ +H₂SO₄ =BaSO₄ +H₂O₂ || BaS +ZnSO₄ =BaSO₄ +ZnS || 2Be(OH)₂ +6CH₃COOH = Be₄O (CH₃COO)₆ +4H₂O || CaCO₃ = CaO +CO₂

48.W palone|| CaO +H₂O₂ =CaO₂ +H₂O CaO +H₂O =Ca(OH)₂ +H₂O

49.W gaszone|| Ca(OH)₂ +CO₂ =CaCO₃ +H₂O Ca(OH)₂ +SiO₂ =CaSiO₃ +H₂O

50.Zap murarska || Ca(OH)₂ +Cl₂ =CaCl(ClO) +H₂O

51.W chlorowane || CaCl(ClO) +H₂CO₃ =CaCO₃ +Cl₂ +H₂O CaCl(ClO) +H₂O₂ =CaCl₂ +O₂+H₂O || 3M +N₂ =M₃N₂ || Mg₃N₂ +H₂O =2MgO +2NH₃ ||

52.WĘGLIKI || M +C =MC₂ || Be +C₂H₂ = BeC₂ +H₂ || hydroliza MgC₂ +2H₂O =Mg(OH)₂ +C₂H₂ || 2BeO +3C =Be₂C +2CO || Be₂C + 4H₂O =2Be(OH)₂ +CH₄ || Be +C₂H₂ =BeC₂ +H₂ || BeC₂ +2H₂O =Be(OH)₂ +C₂H₂ || MgCl₂ +CaO₂ MgC₂ +CaCl2 || MgC₂ +H₂O =Mg(OH)₂ +C₂H₂ ||Mg₂C₃ +4H₂O  2Mg(OH)₂ +HC =_CCH₃ || CaO +3C CaC₂ +CO || CaC₂ +2H₂O  Ca(OH)₂ +C₂H₂ || CaC₂ +N₂ =CaCN₂ +C, CaCN₂ +3H₂O =CaCO₃ +2NH₃ -azotniak||

53.WODORKI || M +H₂ MH₂ oprócz Be || BeCl₂ +2LiH =BeH₂ +2LiCl || Be2C2 +H20 =Be(OH)2 +CH4 || 2Be(CH₃)₂+ LiAlH₄ = 2BeH₂ + LiAl(CH₃)₄ || Be(BH₄)₂ +(C₆H₅)₃P = BeH₂ +(C₆H₅)₃PbH₃ || Mg(C₂H₅)₂ -kat MgH₂ +2C₂H₄ || Mg(C₂H₅)₂ piroliza MgH₂ || Mg(CH₃)₂ +Li[AlH₄] = Li [Al(CH₃)₄] +MgH₂ || CaH₂ +V₂O₅ = 2V+5CaO +5H₂ ||BeF₂ + NaF = Na₂BeF₄ || BeH₂ +B₂H₆ =Be [(BH₄)₂] || BaO₂ +H₂SO₄ =BaSO₄ +H₂O₂ || MgO +MgCl₂ =MgOCl₂ || MgCl2 +CaCl2 =MgC2 +CaCl2 || CaH₂ +H₂O =Ca(OH)₂ +H₂ || borowski || CaCO₃ +2NH₄Cl = CaCl2 +2NH₃ +H₂O +CO₂ || CaCO₃ +H₂O +CO₂ =Ca(HCO₃)₃ ||

54.Siarczki, azotki, węgliki || BaSO₄ +4C =BaS +4CO || 2CaS +2H₂O =Ca(SH)₂ +Ca(OH)₂ z wyjątkiem BeS || Mg₃N₂ +H₂O =3MgO +2NH₃ || Ca(COO)₂  CaCO₃ +CO || 2MgCl₂ +H₂O =Mg₂OCl₂ +2HCl || CaSO4+4C=CaS +CO || 2CaS +2H2O =Ca(SH)2 +Ca(OH)2 || Ca(SH)2 +2H2O= Ca(OH)2 +2H2S || CaC2 +N2 =CaCN2+C || CaCN2 +3H2O = CaCO3 +2NH3

55.Otrzymywanie BeH₂-

1)- BeCl2 + 2LiH -eter - BeH2 +2LiCl

2)- 2Be(CH3)2 + LiAlH4—eter2BeH2 +LiAl(CH3)4

3)- 2(C6H5)3P +Be[(BH4)2] BeH2 +2(C6H5)3P +BH3

56.Otrzym MgH2

1)- Mg +H₂ MgH₂

2)- Mg(C2H5)2  MgH2+2C2H4

3)- 2Mg(CH₃)₂+ Li[AlH₄] = 2MgH₂ + LiAl(CH₃)₄

57.Związki z fluorowcami - fluorem tworzy połączenia typu BeX2.BeF2 jest dobrze rozpuszczalny w H2O, wykazuje podobieństwa do SiO2.W nadmiarze fluorków litowców daje fluoroberylany; BeF2 +2NaF =Na2BeF4 Ch-r kowalencyjny jest wyraźnie zaznaczony w BeCl2. Związek ten w stanie stałym zawiera w swej sieci przest nieskończone łańcuchy, w których beryl ma liczbę koordynacyjną 4. BeCl2 rozpuszcza się dobrze w rozp org, donorach par elektonowych takich jak alkohole, etery, aniny, aldehydy i ketony.

58.Zastosowanie Berylu i związków -materiał konstrukcyjny w stanie czystym a nie w stopach -mieszanina Be z solami radu, polonu emituje cząsteczki Alfa, jest sztucznym źródłem neutronów powstających w r-cji jądrowej. -stosowany jak metal gromadzący ciepło -przy spalaniu wydziela olbrzymią ilość ciepła -wysoki ciepło właściwe i żaroodporność -doskonały prew ciepła -duża żaroodporność -stosowany do wykładania pieców indukcyjnych i wyrabiania tygli.

Wł. Fizyczne -lekki, połyskujący, srebrzyst, czysty chemicznie jest miekki i ciągły -może być walcowany i rozciągany.

59.Związki Mg z O₂

1)-Mg +1/2O2 =MgO

2)-MgCO3  MgO +CO2

3)-na skalę przemysłową CaMg(CO3)2 =CaO +2CO2, CaO +MgO +2H2O =Ca(OH)2 +Mg(OH)2, Ca(OH)2 +Ma(OH)2 + 2NH4Cl =CaCl2 + Mg(OH)2 (trudniej rozpuszczalny od Ca) +2NH3*H2O || MgO+ H2O2 =MgO2*H2O || Jest silnym reduktorem SiO2 +2Mg =Si +2 MgO || ZeCl4+2Mg =Zr+2MgCl2

Z flouropoch -MgCl2 +H2O =Mg(OH)Cl +HCl || MgCl2 +MgO =Mg2OCl2 -cement Sorella ||

Ważniejsze sole MgSO4*7H2O -sól gorzka, Mg(NO3)2 *6H2O -nawóz mineralny Mg(ClO4)2 -środek suszący MgSO4*7H20 -środek przeczyszczający

60. MgO- przy nadkwaśności i zatruciach kwasami, zgadze, w przem gumowym, cementowym i ceramicznym, z MgO wyrabia się materiały odporne na działanie żużlu, posiadają duża twardość i mała porowatość MgO2- STOSUJE SIĘ DO WYBIELANIA TKANIN MgSO4-PRZEM TEKSTYLNY I PAP JAKO ZAPRAWA PRZY FARBOWANIU MgCO3- W PRZEM MAT TERMOIZOLACYJNYm MgH2-w samochodach o silnikach napędzanych H2.

61.Wegliki MgCl2+CaC2=MgC2 -823K Mg2C3 || MgC2 +2H2O =Mg(OH)2 +HC=_CH Mg2C2 +4H2O =2Mg(OH)2 +HC=_C-CH3 || Mg3N2 +6H2O =2Mg(OH)2 + 2NH3

Wł chem -reaguje z tlenem tworząc CaO -CaF2-jako topnik, do produkcji HF CaCl2 -środek osuszający oraz mieszanina oziębiająca. CaSO4+4C=CaS +CO 2CaS +2H2O =Ca(SH)2 +Ca(OH)2 , Ca(SH)2 +2H2O= Ca(OH)2 +2 H2S, CaC2 +N2 =CaCN2+C, CaCN2 +3H2O = CaCO3 +2NH3.

62.CaH2 -bezpośrednio z syntezy pierw w temp 670K Wapń jest silnym reduktorem i w związku z tym wydziela tlen z tlenków niektórych metali i niemetali, w kwasach Ca wydziela gwałtownie H₂. Roztwarza się w amoniaku tworząc Ca(NH3)2

Zastosowanie przy procesach otrzymywania tytanu, uranu itp. Z ich soli, odtleniasz przy obróbce niektórych stopów, do oczyszczania gazów szklanych. CaH2-odwadniach olejów transfor, jako reduktor w proc otrzym niobu, tantalu, wanadu, oznaczanie niewielkich ilości H2O CaO, Ca(OH)2, CaSO4-budownic

63.Bor otrzym -

-reakcja chlorku boru z wodorem w łuku elektrycznym 2BCl3+3H2 =2B+6HCl; 2BBr3+3H2=2B+6HBr

-reakcja B2O3 metalicznym Mg lyb Al.: B2O3+3Mg=2B+3MgO

-rozkład termiczny w temp 1100-1300K jodku boru 2BJ3=2B+3J2.

64.Odmiany alotrop boru

-rombowa alfa -otrzymuje się ją w temp 1400K środki ciężkości ikosaedrów tworzą zdeformowaną sieć regularną płaską centrowaną, pomiędzy ikosaedrami występują wiązania trójcentrowe dwojakiego rodzaju

I-wiązania 3centrowane powstające na skutek nakładania się zhybudyzowanych orbitali atomowych sp2 trzech ato B należących do 3 sąsiadujących ze sobą ikosaedrów B12 i rozmieszczonych w wierzchołkach trojkąta równobocznego. Nakładanie się tych orbitali atoowych prowadzi do powstania 3 3centrowanych orbitali zdelokalizowanych.: wiążacego , niewiążacego i antywiążącego. Wiązania tworzy się dzięki zajęciu pierwszego z nich przez 2 elekt. Wiązania te o znacznej długości wynoszącej 202pm są stosunkowo łabe.

II-wiązania mocne, 2centrowe B-B, które wytwarzają się pomiędzy ikosaedrami w sąsiednich warstwach. Są one odpowiednio krotsze, a ich dł =171pm. Są one skierowane wzdłuż niektórych pięciokrotnych osi symetrii ikosaedrów w taki spsób, że każdy z nich zyskuje 6 sąsiadów bezpośrednich B12.

-odmiana beta -otrzymuje się w temp powyżej 1800K w strukturze tej wyróżnia się ikosaedry B12 łączące się z 6 innymi ikosaedrami oraz ikosaedry sąsiadujące tylko z 2 takimi samymi zespołami i zespołami atomów nie tworzące ikosaedrów.

-Odmiany tetragonalne - dawniej na każde 4 ikosaedry przypada 2 atom boru, będący łącznikiem pomiędzy nimi. Obecnie ta odmiana boru uchodzi za produkt zanieczyszczony, w którym łacznikiem pomiędzy ikosaedrami są jednostki C2 lub N2.

Bor krystaliczny (czysty):

Na barwę czerwonoszarą, wykazuje dużą twardość, wys temp top i jest złym przew elekt. Bardzo mało aktywny. Nie dziła na niego wrzący HCl ani kwas HF. Bor bezpostaciowy otrzymywany w postaci luźnego proszku spala się w powietrzu na tlenek zanieszyszczony azotkeim. Pod wpływem ogrzewania reaguje z halogenkami, a z licznymi metalami daje borki.

Ikosaedr:

Każdy at B wiąże się w nim z 5ma innymi atom. Liczba elektronów walenc jest znacznie miejsza od liczby elektronów, jaka byłaby potrzebna, gdyby w ikosaedrze opisywane za pomocą orbitali 2centrowanych. Zachowanie się elekt opisują w tym przypadku orbitale cząsteczkowe zdelokalizowane.

65.BORANY= borowodory- związki boru z wodorem, większość tych związków można wyrazić ogólną formułą B_nH_n+4 lub B_nH_n+6. Brak jest prostego boranu o wzorze BH₃. Znany jest on tylko w postaci adduktów, w których odgrywa rolę kwasu Lewisa. Jako przykład mogą posłużyć addukty BH₄^- i (CH₃)₃N*BH₃ z jonem wodorkowym oraz trietyloaminą stanowiącymi zasady Lewisa. Badania termo chemiczne wykazują że entalpia dimeryzacji BH₃ na B₂H₆ wynosi H= -150kJ/mol co wyjaśnia termodynamiczne przyczyny znacznie większej trwałości B₂H₆ niż BH₃

66.Diboran B₂H₆

-otrzym 1)-.:4BCl₃+Li[AlH₄]=2B₂H₆+3LiAlCl₄

2)- B₂O₃+Al+AlCl₃+H₂---_75MPa^450K=B₂H₆

3)- 6LiH+8(C₂H₅)₂O*BF₃= 6LiBF₄ +8(C₂H₅)₂+B₂H₆

. Diboran należy do najprostszych boranów przypisuje mu się strukturę w której dwa atomy wodoru tworzą mostki pomiędzy oboma atomami boru (hybryd.sp³) rys. ^-H-_-H-B ^-H-_--H--B^-H-_H- Schemat nakładania się zhybrydyzowanych orbitali sp³boru na orbital s atomu H, kształt zdelokalizowanego orbitalu trójcentrowego w cząsteczce diboranu (orbital bananowy) B-H-B.

67.Wł boranów- bezbarwne, toksyczne gazy, ciesze lub ciała stałe o przykrym zapachu

-w atmosferze powietrza utleniają się -reagują z wodą i parą wodną B2H6+6H2O=2H3BO3+6H2 -mogą przyłączać jony wodorkowe B2H6+2NaH=2NaBH4 -reagują z HCl B2H6+6HCl=2BCl3+6H2.

68.KLASYFIKACJA Boranów.

1)- kloso-borany (klatka) -wykazują srukturę wielościenną o ch-crze zamkniętego wielościanu, struktura ta jest tylko znana dla anionów BnH2. są najtrwalsze.

Struktury mają postać zamkniętych klasterów poliedrycznych zawierających n at boru.

2)- Nido-borany (gniazda) - o częściowo otwartych strukturach w których klaster B_n zajmuje n naroży wielościanu mającego n+1 naroży np. B_nH_n+4, B_mH_n+3

3)- Arachno-borany (sieć pajęcza) - o bardziej niż nido-borany otwartych klasterach, w których at. B zajmują n naroży wielościanu mającego n+2 naroży.

4)- Hifo-borany (sieć) - o najbardziej otwartych klasterach w których at zajmują n naroży np. B₈H_16.

5)- Concjuncto- borany (łącze) o strukturach utworzonych poprzez połączeni dwóch lub więcej klastrów przestrzennych poprzednich klas. np. B_nH_n

POCHODNE BORANÓW:

69.HYDROBORANY:

Borany w reakcji z wodorkami litowców przyłączają jony wodorkowe, tworząc odpowiednie hydroborany: B₂H₆ + 2NaH → 2NaBH₄ (tetrahydroboran sodu) Hydroborany powstają także: 2B₂O₃ + 4NaH → NaBH₄ + 3NaBO₂ || B(OCH₃)₃ + 4NaH → BaBH₄ + 3NaOCH₃ || BCl₃ + 4LiH → LiBH₄ + LiCl || BF₃ + 4LiH → LiBH₄ + 3LiF || Na2B4O7+7SiO2+16Na+8H2=4NaBH4+7Na2SiO3 ogrzewanie pod ciśnieniem i w temp 720K mieszaniny boraksu i kwrcu z sodem elementarnym oraz H2. Wykazują one budowę jonową ale w szeregu: NaBH₄, Be(BH₄)₂, Al(BH₄)₃ zaobserwowano wzrost lotności (ostatni człon szeregu jest cieczą) co wynika z kowalencyjnego wiązania pomiędzy metalem a grupą BH₄. jony hydrodi i hydrotriboranowe B2H71 i B3H8- występują np.: w Nab2H7 i NaB3H8 mają strukturę którą można predstawić wzorami [H- ^H-B^-H-H- ^H-B^-H]-. Hydroborany lit: Otrzym LiBH4-BCl3+4LiH=LiBH4+3LiCl

-BF3=4LiH=LiBH4+3LiF

-4LiH+B(OCH3)3=LiBH4+3LiOCH4

Reagują z H2O:

LiBH4 +2H2O=LiBO2+4H2

-NaBH4+2H2O=NaBO2+4H2

=KBH4+2H2O=KBO2+4H2

Są stosowane jako silne reduktory. Trwałe w r-rach alkoholowych i wodnych Na[BH4] jest używany do redukowania aldehydów do alkoholi I^o i ketonów do alkoholi II^o. Hyrdroborany litowców są trudno lotne, mają budowę jonową. NaBH4 trwały aż do tem 670K-sieć typu NaCl. Zastosowanie: NaBH₄ oraz NaH₂PO₄- reduktor do wydzielania dobrze przylegających, twardych i odpornych warstewek niklu na powierzchni przedmiotów niemetalicznych, także polimerowych mas plastycznych: 10NiCl₂ + 8NaBH₄ +17NaOH + 3H₂O→ 3Ni₃B + Ni + 5NaB(OH)₄ + 20NaCl + 17,5H₂ Mają kowalencyjny ch-er wiązań pomiędzy metalem a grupą BH4. w tych zw czynne są mostki wodorowe utworzone przez wiązania analogiczne do wiązań trójcentrowych B-H-B.

70.KARBOBORANY:

Wzory karboboranów można wyprowadzić z wzorów jonów hydroboranowych przez wymianę ujemnej grupy BH^- na izoelektronową obojętna grupę CH. Karboborany otrzymuję się działając na borany sultiolem dialkilowym w obecności acetylenu, najbardziej znany karboboran to B₁₀C₂H₁₂ powstaje: B₁₀H₁₄ + 2(C₂H₅)₂S ^T→ B₁₀H₁₂*2(C₂H₅)₂S + H₂ B₁₀H₁₂*2(C₂H₅)₂S + C₂H₂ ^T→ B₁₀C₂H₁₂ + 2(C₂H₅)₂S + H₂ ;B₁₀C₂H₁₂ posiada izomery orto- , meta-, para-. Ma analogiczną strukturę ikosaedru B₁₂H₁₄ z tym że 2 atomy węgla zajmują pozycję atomów boru w ikosaedrze.

71.Klasyfikacja Borków

-MnBm -otrzymywanie przez ogrzanie boru z niemetalami lub tlenkami metali w temp 2300K lub na drodze elektrolizy metali.-duża odporność na chemikalia, wys temp top- niekiedy bobre przew, elek -twardy

Otrzym:

-przez ogrzewanie boru z metalami lub tlenkami metali w temp rzędu 2300K.-proces elektrolizy stopionych oksoboranów odpowiednich metali.

Zast -do budowy elektrod.-budowa dysz do rakiet

W borkach o dużym nadmiarze metalu -M4B,M3B,M2B bor występuje w postaci izolowanych od siebie atomów rozmieszczonych w pozycjach międzywęzłowych w sieci metalu

72.KW ortoborowy =H₃BO₃ - krystalizuje w postaci bezbarwnych lśniących łusek, niezbyt dobrze rozpuszczalny w H₂O w temp pokojowej. Cząsteczki H₃BO₃ są płaskie. W stanie stałym łączą się wiązaniami wodorowymi, tworząc warstwy powiązane między sobą tylko w skutek działania sił międzycząsteczkowych. W temp ponad 400K tracą część wody i przechodzi w kwas metaborowy H₃BO₃→HBO₂ + H₂O. H₃BO₃ jest bardzo słabym jednoprotonowym kwasem który w roztworach wodnych działa nie jako donor protonów, lecz akceptor jonów wodotlenkowych, wykazuje właściwości kwasu Lewisa: H₃BO₃ + 2H₂O→ H₃O⁺ + [B(OH)₄]^- Sole tego słabego kwasu MH₃BO₃*H₂O czyli M[B(OH)₄] wykazują w roztworze wodnym odczyn zasadowy. Z niemetalami polihydroksylowymi, alkoholami jak gliceryna lub mannitol H₃BO₃ tworzy kompleksowe kwasy o mocy zbliżonej do kwasu octowego. w obecności środków odciągających wodę np. stężony kwas siarkowy kwas borowy tworzy z alkoholami estry: B(OH)₃ + 3HOCH₃ → B(OCH₃)₃ + 3H₂O reakcja wykorzystywana do wykrywania kwasu borowego i jego soli w chemii analitycznej

ZASTOSOWANIE: -otrzymywanie boraksu, -dodatek do emalii, -środek konserwujący w przemyśle żywnościowym, -łagodny środek dezynfekujący, -w reaktorach jądrowych do pochłaniania neutronów, -czysty kwas lub z dodatkiem jego soli do impregnowania tkanin

73.B2O3-bezwodnik kw ortoborowego

-otrzym:- powstaje w wyniku grzania H2BO3 w temp ciemnego żaru: 2H3BO3=B2O3+3H2O subst bezbarwna, silnie higroskopijna po stopieniu ma tendencje do zastygania w postaci szkliwa. Ogrzewana z tlenkami metali daje najczęściej metaoksoborany CoO+B2O3=Co(BO2)2- perła boraksowa. B2O3 reagje z tlenkami kwaso tworząc ole np.: B2O3+P2O5=2BPO4.

74.HBO₂ -kwas metaborowy, występuje w trzech odmianach:

*α- składa się z pierścieniowych cząsteczek (HBO₂)₃,

*β- składa się z cząsteczek łańcuchowych,

*γ- struktura trójwymiarowa. Kwas metaborowy otrzymujemy w stanie stałym, gdyż w obecności wody przechodzi w kwas ortoborowy. HBO2+H20=H3BO3.

75.Sole kw borowych

-większość oksoboranów wywodzi się od skondensowanych kwasów borowych nieznanych w stanie wodnym. Struktura okso wykazuje pewne analogiczne podobieństwo do struktury krzemianów i fosforanów. Aniony, okso składają się zazwyczaj z płaskich 3kątowych grup [BO3] połączonych ze sobą za pośrednictwem tlenu, podobne połączone ą tetraedryczne grupy [SiO4] w krzemianach. W strukturze anionów oksoborowych obok grup [BO3] pojawiają się również [BO4]

76.I Ortooksoborany- tworzą tylko metale trójwartościowe. Występuje płaski anion BO3 3-. [ _O-B^-O_-O]^3-

II pirooksoborany -np.: Ca2B2O5. anion tworzony jest przez 2 grupy [BO3] tączące się za pomocą tlenu [ _O-B^-O_-O-B^-O_-O]^4-

III Metaoksoborany -o składzie (BO2)₄^4- -występują w postaci 6członowych pierścieni np.: Na3B3O6 ;ub w postaci długich łańcuchów [Ca(BO2)2]n.

IV ortopolioksoborany np. Boraks

77.BORAKS -Uwodniony polioksyboran Na₂B₄O₇*10H₂O - wzór ten nie uwzględnia struktury tego związku. W rzeczywistości w związku tym występują hydroksoaniony o składzie [B₄O₅(OH)₄]^2- gdzie 2 atomy boru maja LK=4 a następne dwa LK=3. Aniony takie łączą się za pośrednictwem wiązań wodorowych w łańcuchy. Równocześnie oktaedryczne kationy [Na(H₂O)₆]⁺ łącza się ze sobą w łańcuchy w taki sposób że posiadają jednostki mające po dwie cząsteczki wody wspólne, a więc wzór rzeczywisty [Na(H₂O)₄]₂[B₄O₅(OH)₄].

Zastosowanie: -analiza minerałów, -oczyszczanie powierzchni metalicznych w procesie lutowania (zdolność rozpuszczania tlenków metali ciężkich), -przemysł szklarski, dodatek do masy szklanej, -wyrób szkliwa na porcelanie i emalii, -zmiękczanie wody, -kosmetyka.

Wł boraksu:

-tworzy durze bezbarwne kryształy, wietrzejące na powietrzu-przy powolnym ogrzaniu traci wodę -przy szybkim ogrz topi się dając r-r -stopiony rozpuszcza liczne tlenki metali ciężkich -w temp 600K traci całkowicie H2O

78.PERBORAKS: Na₂B₄O₇H₂O₂9H₂O - należy do perboraksów, które są uwodnionymi boranami, w których część cząsteczek wody została zastąpiona cząsteczkami H₂O₂. Otrzymujemy go w reakcji: 4H₃BO₃ + Na₂O₂ + 4H₂O = Na₂B₄O₇H₂O₂9H₂O. W r-e wodnych ulegają rozkładowi z wydzieleniem H2O2.

Perboraks ma właściwości utleniające i stosuje się go jako środek bielący, dodawany do proszków do prania, środek rozjaśniający włosy w kosmetyce, a także środek dezynfekujący [^HO-_HO-B^-O-O—_O-O-B^-OH_-OH]^2-

79Peroksoborany - NaBO3*nH2O N=1,3,4. Są to związki w których występują mostki nadtlenowe.hydraty i tetra znajdują zastosowanie jako środki bielące do prania, śr dezynfekujące, rozjaśniania włosów.

Peroksoborany - OCZYSZCZANIE BOKSYTOW:1)alkaliczn a) mokra- polega na tym że zmielone boksyty poddaje się działaniu NaOH(trawienie)w wyniku czego glin przechodzi do roztworu w postaci glinianów NaAlO_2, a żelazo pozostaje w fazie stałej [FeO(OH)]. Wydzielenie Al.(OH)₃ z r-ru glinianu następuje pod działaniem CO₂: 2NaAlO₂+CO₂+ 3H₂O= 2Al(OH)₃+ Na₂CO₃ ;2Al(OH)₃=(T)Al₂O₃+3H₂O b)sucha polega na tymże zmielone boksyty stapia się sodą i wapniem. Wodorotlenek glinu przechodzi w glinian: 2AlO(OH)+Na₂CO₃ =2NaAlO₂+CO₂+H₂O z otrzymanego spieku ługuje się glinian sodu wodą 2)kwaśna polega na ługowaniu boksytów za pomocą H₂SO₄ i powstaje Al₂(SO₄)₃: AlO(OH)= (T,O₂)Al₂O₃+H₂O; Al₂O₃+3H₂SO₄=Al₂(SO₄)₃+3H₂O; Al₂(SO₃)₃+5H₂O=

2[Al(OH)₂SO₃H*H₂O]+SO₂; 2[Al(OH)₂SO₃H*H₂O]=(T)Al₂O₃+2SO₃+5H₂O

80.Biały grafit BN - otrzym. m.in. na drodze bezpośredniej syntezy z pierw. W wysokich temp. Jest jedną (najważniejszą) odmianą polimorficzną azotku boru posiada budowę warstwową - tak jak grafit, strukturę heksagonalną, różni się od grafitu tym że nie przewodzi prądu elekt., duża odporność chem., stosowany jako wysoko temperaturowy smar. W temp czerwonego żaru reaguje z parą wodną dając kw. ortoborowy: BN+3H₂O = H₃BO₃+NH₃

81.BORAZYNA - BORAZOL -Nieorganiczny benzen: B₃N₃H₆ powstaje w czasie ogrzewania diboranu z amoniakiem 3B₂H₆ + 6NH₃ →^-3H2 3{[H₂B(NH₂)₂]⁺[BH₄]^-} →^-9H2 2B₃N₃H₆ Z chlorku boru na który działa się salmiakiem NH4Cl; 3BCl3+2NH4Cl (-BCl-NH-)3 +9HClJest izostrukturalny i izoelektronowy z benzenem i wykazuje zbliżone właściwości fizyczne i chemiczne. Bezbarwna ciecz która ze względu na polarność wiązań pomiędzy B a bardziej elektroujemnym N, borazyna jest bardziej reaktywna od benzenu. Pod działaniem NaBH₄ można ją łatwo uwodornić, uzyskując nieorganiczny analog cykloheksanu- B₃N₃H₁₂. Przyłącza ona również po 3 cząsteczki wody, HCl, CH₃OH lub CH₃I

82.Związki B z C:

B4C: -Otrzym 2B2O3+7CB4C+6CO -twardość diamentu -odporny na działanie czynników chem. B4C-ma postać czarnych lśniących kryształów o tem top 2070K. Duża twardość. z chlorem i tlenem reaguje powoli dopiero w tem 1300K. Przy zawartości 20% at C sieć przestrzenna jest zbudowana z ikosaedrów B11C, połączonych łańcuchem C-B-C. W miarę zmniejszania zawartości węgla łańcuchy te są zastępowane C-B-B.

83.Związki boru z P:

BPO4:

-jest połączeniem izoelektronowym z SiO2 tworzy odmiany których trukturę można uzyskać zastępując w sieci kwarcu, trydymitu lub krystobalitu połowę atom krzemu atom boru i połowę atom fosforu.

BP:

-przez podstawienie w sieci przestrzennej diamentu połowy atomów atomami B i połową fosforu uzyskuje się sieć fosforku baru. Wł: zbliżone do elementarnego krzemu -wysokotemp właściwości półprzewodnikowe.

84.Otrzymywanie Al.+termit -polega na elektrolitycznym rozkładzie tlenku glinu rozpuszczonego w mieszaninie Na3AlF6-3NaF*AlF3 zwanym kriolitem. AlF3 topnik obniża temp topnienia, zwiększa przewodność. Anoda- 12AlO2^- +3C --12e> 6Al2O3+3CO2 Katoda -3Al³⁺ +12e 4Al Wanna Al2O3 +3C—12e>4Al +CO2.

-AlCl3+3K=Al+3KCl

85.Termit G. Aluminotermia -podstawą jest duże powinowactwo do tlenu. Miesza się tlenki metali z granulowanym aluminium. Do zapalenia stosuje się sproszkowany Mg, nadtlenek boru i chloran (V) potasu. Masa ta wytwarza temp umożliwiającą osiągnięcie punktu zapłonu mieszaniny. Stosowana np. do otrzymywania czystych metali. (2Al+3/2O2 Al2O3; Cr2O32Cr +3/2O2) Aluminotermia stosuje się mieszając tlenki Fe II i III. Reagująca mieszanina drobnych ziaren aluminiowych z tlenkiem żelaza: 3Fe₃O₄+8Al→4Al₂O₃+9Fe do zapoczątkowania reakcji potrzebne jest lokalne podgrzanie mieszaniny. Reakcja przebiega z wydzieleniem dużych ilości ciepła takich że wydzielone wolne żelazo ulega stopieniu. ΔH=-3396kJ/mol.

Zast Al.: -wyrób licznych przedmiotów codziennego użytku -folii alum -do sporządzania termitu -materiały wybuchowe w pirotechnice -zwierciadła do teleskopów -wydzielania metali z tlenków met.

86.SPINELE - BUDOWA, OTRZYMYWANIE, ZASTOSOWANIE: Spinele AB₂O₄ są to podwójne tlenki. A i B oznaczają atomy metali o wartościowościach najczęściej A(II) i B(III), A(IV) i B(II) i A(VI) i B(I). Spinele otrzymujemy przez ogrzewanie mieszaniny Al₂O₃ z tl. metali (II),np. MgO + Al₂O₃MgAl₂O₄ W spinelach jony tlenkowe tworzą sieć regularną płasko centrowaną pomiędzy anionami O^2 w sieci występują dwa rodzaje luk: luki tetraedryczne otoczone 4 jonami O^2 i luki oktaedryczne otoczone 6 jonami O^2. Komórka elementarna spinelu obejmuje 32 atomy, w normalnym spinelu spośród zawartych w komórce 32 luk oktaedrycznych, 16 zajmują jony metali trójwartościowych, np..Al³⁺ a spośród 64 luk tetraedrycznych 8 zajętych jest przez jony metalu dwuwartościowego. Spinele tworzą się w wysokiej temp

87.Korund -Heksagonalny Al2O3 -ma wys tem

topnienia -w stanie czystym bezbarwny bardzo odporny na kwasy i zasady. Zast -wytwarzanie bezpośrednio z niego Al. -do wyrobów materiałów ogniotrwałych -przy konstruowaniu laserów. Przy ogrzaniu Al2O3 z tlenkiem metali 2 wartościowych otrzymuje się SPINELE. AL2O3+MgO=MgAl2O4.

88.Ałuny -są to potrójne siarczany metali III i I wartości o wzorze ogólnym M^IM^II(SO4)2*12H2O i M₂(SO4)*M2(SO4)3*24H2O M^I-Na, K, NH4, Cs, Tl M^III -Al., Cr, Fe, Co. Krystalizują w układzie regularnym, mogą tworzyć ze sobą r-ry stałe typu sieci NaCl, są izomorficzne. cząsteczki H2O rozmieszczone są w sieci przestrzennej po 6 wokół każdego z kationów.

89.Azot-otrzymywanie -destylacja skroplonego powietrza, -rozkład azotanu (III) amonu NaNO2+(NH4)2SO4=2NH4NO2+NaSO4; NH4NO2=N2+2H2O -utlenianie amoniaku wapnem chlorowym 2NH3+3CaCl(ClO)=N2+3CaCl3+3H2O -rozkład azydków 2NaH3=2Na+3N2 -otzym z powietrza po uprzednim usunięciu pary H2O, CO2,O2.

90.Stopnie utl N:

NH3-amoniak-st utl III

NO-tlenek azotu -st utl II

Mg3N2-diazotek trimagnezu -III

NH2OH- hydriksyamina -st utl =I

N2H4-hydrazyna -II

91.otrzym Azan NH3 - HABERA - BOSCHA bezpośrednia synteza z pierwiastków N2+3H2=2NH3 (w temp 770-820K, kat żelazo, ciśnienie 30-35MPa, źródło H2 gaz wodny; C+H2O=CO+H2 ,gaz ziemny CH4+H2O=CO+3H2O; N2 z gazu generatorowego i powietrze usuwanie CO CO + H₂O→CO₂ + H₂ ; K₂CO₃ + H₂O + CO₂→ 2KHCO₃ )

-Lab -1)-Al2O3+3C+N2=2AlN+3CO; 2ALN+6H2O=2Al(OH)3+2NH3; Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3

2)-CaCN2+3H2O=CaCO3+2NH3

3)-2NH4Cl+Ca(OH)2=CaCL2+2H2O+NH₃ wł -gaz bezbarwny o ch-m zapachu, drażniący błony śluzowe rozpuszcz w wodzi bdb w zetknięciu z płomieniem palny., ulega autodysocjacji, w wysokich tem NH3 działa silnie redukująco. .Zast -technikach chłodzenia

92.Co jest katalizatorem w reakcji otrzymywania NH₃? synteza amoniaku prowadzi się na katalizatorze żelaznym. Otrzymywanie katalizatora żelaznego polega na przetopieniu syntetycznego magnetytu Fe₃O₄ z dodatkami Al₂O₃ oraz CaO i K₂O jako promotorów. w reaktorze tlenek żelaza ulega redukcji do żelaza metalicznego i w tej dopiero postaci jest katalitycznie czynny 2NH₄Cl+Ca(OH)₂→Fe_(metaliczne)→CaCl₂+2NH₃+2H₂O

93.Hydroksylamina NH₂OH -otrzymywanie i zastosowanie Otrzymuje się w postaci soli, które są bardziej trwałe od wolnej hydroksylaminy ulegającej łatwo rozkładowi. Siarczan hydroksylaminy (NH₃OH)₂SO₄, powstaje w czasie katodowej redukcji mieszaniny 50%-owego kw azotowego z 50%-owym kw siarkowym. Produktem redukcji zachodzącej na katodzie ołowianej jest hydroksylamina: HNO₃+6H⁺→NH₂OH+2H₂O która następnie z kw siarkowym tworzy siarczan hydroksylaminowy: 2 NH₂OH+H₂ SO₄→(NH₃OH)⁺+SO₄^2-→(NH₃OH)₂SO₄ NH₂OH-wydzielina z soli substancja krystaliczna o temp top 306K , jest ona nietrwała-trwalsze są jej sole. Redukcja azotanu (III)- NH4NO2+NH4HSO3+SO2 +2H2O=[NH3OH]⁺+HSO4^-+(NH4)2SO4; Z nitrometanu CH3NO2+H2SO4= [NH3OH]⁺HSO4^-+CO Hydroksylamina w roztworach wodnych a zwłaszcza w obecności kwasów wykazuje właściwości zasadowe jest jednak słabsza zasadą od NH₃: NH₂OH+H₂O→NH₃⁺+OH^¯ Hydroksylamina zawiera azot na -1 st utl zależnie od warunków może przyjmować właściwości redukujące a niekiedy także utleniające. Redukuje się sole rtęci(II) do rtęci(I), a następnie rtęci(I) do rtęci(0). Wydziela Cu₂O z płynu Fehlinga, w roztworach kwaśnych utlenia ona jodowodór do jodu, jony cyny(II) do cyny(IV).

94.Hydrazyna. N₂H₄ - pozostaje w takim samym stosunku do N_­H_­3 ­jak H_­2­O_­2­ do H_­2­O. Grupy aminowe w hydrazynie nie mają swobody obrotu. N-2st utl. Oba at. N mają hybryd. sp² hydrazyna charakteryzuje się znacznym momentem dipolowym, jest silnie toksyczna. W roztworach wodnych w obecności kwasów zachowuje jak słaba zasada. Z wodą tworzy hydrat N₂H₄*2H₂O, z kwasami -sole. Hydrazyna jak i jej sole są silnymi reduktorami ,redukują sole Fe³⁺do Fe²⁺,wydzielają metale szlachetne z roztworów ich soli. W roztworach kwaśnych hydrazyna wykazuje właśc. utl: N₂H₅⁺+3H⁺+2e=2NH₄⁺ N₂H₄+H₂O=[N₂H₅]⁺OH^- - jon hydrazoniowy. N₂H₄*H₂SO₄- siarczan hydrazyny N₂H₄*HCl- chlorek hydrazyny. Hydr. Stosowana jest jako paliwo rakietowe N₂H₄+O₂=N₂+H₂O.

OTRZYM: 1). Metoda Rashinga (temp.=450K,p=5Mpa) NH₃+NaClO=NaOH+NH₂Cl; NH₂Cl+NH₃=N₂H₄+HCl, chloramina może reagować z hydrazyną pogarszając w ten sposób wydajność procesu : 2NH₂Cl+N₂H₄=2NH₄Cl+N₂ 2).CO(NH₂)₂+NaClO+2NaOH=N₂H₄+Na₂CO₃+H₂O+NaCl (mocznik na chloran sodu) 3).metoda radiacyjna: strumień gazów NH3 naświetla się w obecności ciężkich gazów szlachetnych NH₃=H₂+NH₂ , 2NH₂=N₂H₄

95.Azydek wodoru HN₃ kw. azotowodorowy)- jest to kwas o mocy podobnej do CH₃COOH jest to ciecz bezbarwna silnie trująca o niemiłym zapachu, wybuchowy w stanie wolnym, HN₃ ma budowę liniową H-N-N-N co świadczy o hybrydyzacji sp środkowego at. (orbitalu) jon N₃^ podobnie jak CN^ ,SCN^ zaliczamy do pseudohalogenków jest on izoelektryczny z CO₂. azydki litowców i berylowców mają budowę jonową, w czasie ogrzewania ulegają rozkładowi na metal i azot (dys. termiczna) bez wybuchu. Ag, Pb,w wodzie ulegają wybuchowi.-

otrzymywanie HN₃ :1) NH₂+N₂→T→NaN₃+H₂O 2NaN₃+H₂SO_4(rozc)→Na₂SO₄+2HN₃ ;2) N2O+NaNH2=NaH3+H2O; NaNH2+H2O=NH3+NaOH reakcje charakterystyczne 2HN₃+I₂→3N₂+HI 3HN₃→Pt→4N₂+NH₃ 7HN₃+6Me→N₂H₄+NH₃+6MeN₃ reaguje z metalami tworząc ozydki 6NH3+4Li=4LiN3+2NH3+2N2 sp³d²

96.HNO₃ jako akceptor i donor Cząsteczki HNO₃ w zależności od warunków mogą spełniać role akceptora i donora protonów. Właściwości akceptorowe przejawia tylko bezwodny kwas HNO₃ oraz jego stężone roztwory. Bezwodne HNO₃ ul erga autodysocjacji a następnie dehedratacji: 2HNO₃→H₂NO₃⁺+NO₃^ H₂NO₃⁺→NO₂⁺+H₂O 2HNO₃→NO₂⁺+NO₃^+H₂O (w temperaturze 230K dysocjacji takiej ulega 3/5 kwasu). HNO₃ działa jako akceptor protonów również w tedy gdy wprowadza się go do bezwodnych lub stężonych silniejszych od niego kwasów np. HClO₄ lub H₂SO₄ HNO₃+2HClO₄→NO₂⁺+2ClO₄^+H₃O⁺ HNO₃+2H₂SO₄→NO₂⁺+2HSO₄^+H₃O⁺ w rozcięczonych roztworach wodnych oraz w obecności słabszych od siebie kwasów HNO₃ jest donorem protonów i wykazuje silne właściwości kwasowe: HNO₃+H₂O→H₃O⁺+NO₃^ HNO₃ jest silnym utleniaczem: 3Cu+8HNO₃→3Cu(NO₃)₂+2NO+4H₂O woda królewska HNO₃+3HCl →Cl₂+2H₂O+NOCl

97.WODA KRÓLEWSKA - jest to mieszanina stężonego HCl i HNO₃ w stosunku 3:1, która swe bardzo właściwości utleniające zawdzięcza wydzielającemu się chlorowi i chlorkowi nitrozylu: 3HCl + HNO₃ → Cl₂ + NOCl + 2 H₂O Woda królewska działa na metale w następujący sposób: 3Au + 12HCl + 4HNO­₃ → 3AuCl₄ + 4NO +8H₂O Wodę królewską możemy zastąpić mieszaniną H₂SeO₄ i HCl. H₂SeO₄ jest kwasem mocniejszym od H₂SO₄ różni się do niego silnymi właściwościami utleniającymi. Ma zdolności do wydzielania chloru z HCl, co powoduje że mieszanina tych kwasów ma podobne właściwości do wody królewskiej.

98.Mieszanina nitrująca -N2O5+3H2SO4=2NO2+ +3HSO4- +H3O+ jony NO2+ mają silne działamie nitrujące. W stosunku do zw org.

99.N₂O -tlenek diazotu -otrzym ogrzewanie NH4NO3=N2O+2H2O bezbarwny gaz o slodkim zapachu. Ulega łatwo rozkładowi z wydzieleniem O2. Podczas ogrzewania nad NaNH2 w podwyższonej temp powstaje azydek NaN3.N2O budowa liniowa N-N-O. Atom N centralny hybryd sp. Wdychany działa podniecająco, oszałamiająco i znieczulająco.

100.NO tlenek azotu -otrzym z bezpośredniej syntezy pierw N2+O2=2NO -katalicznego spalania amoniaku -3Cu+8HN3=3Cu(NO3)2+2NO+4H2O.-w łuku elektrycznym Bezbarwny gaz łatwo wchodzący w reakcje. W zetknięciu z tlenem przechodzi w NO2 . w stanie ciekłym i stałym ulega polimeryzacji. Cząsteczki pojedyncze łączą się w podwójne i mają kształt prostokąta.

101.Budowa N₂O₅-otrzymywanie i właściwości Pięciotlenek dwuazotu otrzymuje się za pomocą odwodnienia kw. azotowego pięciotlenkiem fosforu:, 2HNO₃+P₂O₅→N₂O₅+2HPO₃ jest to ciało stałe, bezbarwne o temp topnienia 314K, łatwo ulega rozkładowi na N₂O₄ i tlen. N₂O₅→N₂O₄+1/2O₂. Z wodą łączy się energicznie dając kw. azotowy, jest, więc bezwodnikiem tego kwasu. N₂O₅-rozpuszcza się w stężonym kw. siarkowym, w którym ulega dysocjacji: N₂O₅+3H₂SO₄→2NO₂⁺+3HSO₄^¯+H₃O⁺. Cząsteczce w stanie gazowym przypisuje się budowę O₂N-O-NO₂, w stanie stałym pięciotlenek dwuazotu ma strukturę jonową [NO₂]⁺[NO₃]^¯ i

można go nazwać azotanem nitroilu. a tych kwasów ma podobne właściwości do wody królewskiej.

102.ZW. NITRYLOWE zw. zawierające grupę NO2 związaną kowalencyjnie, np z chlorkiem i fluorkiem tworzy się chlorek nitrylu: Cl2 + 2NO2 = 2NO2Cl. Jon nitrylowy pojawia się w stanie stałym w solach nitrylowych np.: nadchloran nitrylu [NO2]+[ClO4]-, fluorofosforan nitrylu [NO2]+[PF6]-. N2O5 w stanie stałym występuje jako azotan nitrylu[NO2]+[NO3]-. Podczas autodysocjacji HNO3 powstaje jon nitrylowy 2HNO3 = NO2+ + NO3- + H2O

103.ZW. NITROZYLOWE zw. zawierające grupę NO. Może być ona związana kowalencyjnie np. halogenek nitrozylu NOCl, NOF, powstają w wyniku bezpośredniej syntezy. Może występować w postaci jonu jednoujemnego np. nitrozyl sodu NaNO -powstaje w wyniku działania NO na roztwór sodu metalicznego w ciekłym azocie. Może też w postaci kationu nitrozylowego NO+ np. w nadchloranie nitrozylu (NO)ClO4 kw nitrozylosiarkowy NOHSO4. w stanie ciekłym i stałym NO ulega polimeryzacji. Cząsteczki pojedyncze (monomery) łączą się w cząsteczki podwójne (dimery).

104.Termiczny rozkład azotanów 1) 2AgNO₃=2Ag+2NO₂+O₂ 2)Ba(NO₃)₂=BaO+NO+NO₂+O₂ 3) Ca(NO₃)₂=CaO+NO+NO₂+O₂ 4) 2KNO₃=2KNO₂+O₂ 5) 2Pb(NO₃)₂=2PbO+4NO₂+0₂. W reakcji 4) azotany litowców rozkładają się na azotyny tracąc tlen

105.KWAS DIAZONIOWY H₂N₂O₂ - kw diazoniowy (podazotowy) zawiera azot na +1 st utl H-O-N=N-O-H Jest to ciało krystaliczne, w stanie bezwodnym łatwo wybucha, w roztworze wodnym ulega rozkładowi na N₂O H₂N₂O₂→ N₂O + H₂O reakcja ta jest nieodwracalna. Otrzymywanie: H₂N₂O₂ otrzymuje się przez redukcję azotanów(III) amalgamatem sodu: 2NaNO₂ + 4Na + 2H₂O→ Na₂N₂O₂ + 4NaOH Na₂N₂O₂ + 2Ag⁺ → Ag₂N₂O₂ + 2Na⁺ Ag₂N₂O₂ + 2HCl → H₂N₂O₂ + 2AgCl

106.Kwas azotowy III -dioksoazotowy III -powstaje gdy mieszaninę NO i NO2 wprowadza się do H2O.Zawarty w nich N2O3 reaguje z H2O N2O3+H2O=2HNO2 zakłócając równowagę NO+NO2=N2O3.otrzym przez łagodną redukcję azotów V np.; działając stopionym azotanem sodu na Pb. NaNO3+Pb=NaNO2+PbO. Nietrwały kwas, występuje tylko w postaci rozcięczonych r-ów. W miarę stężenia ulega rozkładowi na NHO3 i NO 3HNO2=HNO3+H2O+2NO. Bardziej trwałe są sole litowców.w obecności silnych utleniach zachowuje się ja substancja redukująca. Utle -wydzielają jod z HJ, utleniają amoniak i hydroksyloaminę. NO2- -jest jonem izoelektrycznym z cząst O3. czyli ma budowę trójkątną.

107.Kwas azotowy V -otrzym -H2SO4+NaNO3=NaHSO4+HNO3 -katalityczne spalenie amoniaku do NO który w nadmiarze powietrza ulega utlenieniu do NO2.pochlanianie NO2 i N2O4 w wodzie w obecności powietrza N2O4+H2O=HNO3+HNO2 HNO2- jest trwały tylko w r-ach rozcięczonych 3HNO2=HNO3+2NO+H2O NO reaguje z O2 2NO+O2=2NO2=N2O4 i absorbuje w wodzie. Bezbarwna ciecz ulega rozkładowi 4HNO3=4NO2+2H2O+O2. miesza się w każdym stosunku z H2O. Tworzac hydraty. HNO₃ jako akceptor i donor. Budowa -NO3- jest izoelektryczny z cząsteczką SO3, wykazuje płaską strukturę. Azot hybrydyzacja sp2. wokło każdego tlenu zlokalizowane są 2 pary elektronowe, jedna z tych par służy do utworzenia wiązania O-H. Zast -pracach lab, chem anal jako środek utleniający, do rozpuszczania metali. Do produkcji azotów, materiałów wybuchowych, nitrowania zw org, oczyszczania pow metali, produkcji AgNO3 dla przem fot. |||| Bi(OH)₃ za pomocą Cl₂ lub KmnO₄ a także przez stapianie Bi₂O₃ z Na₂O₂ Bi₂O₃ + 2Na₂O₂ → NaBiO₃ + Na₃BiO₄ Kwas azotowy wydziela z nich czerwono- brunatny Bi₂O₅. Bizmutany i Bi­2­O­5­ działają silnie utleniająco, wydzielają Cl₃ z HCl, utleniają sole Mn²⁺ do Mn)₄ 6SCl2+16NH3=S4N4+2S+12NH4Cl; Bi3+ +H2O=BiO+ +2H+; SB3+ +H2O=SbO+ +2H+;

108.P odmiany -f biały uzyskiwany przez kondensację jego par. topi ię w 317 K dając parę o cząst 4 atom. Jest odmianą nietrwałą wykazuje tendencję do przejścia w inne bardziej trwałe odmiany, które są prod polimet P4.ogrzew P biały w temp 450K bez dostępu powietrza, prowadzi do otrzymania fosforu bezpostaciowego- f czerwonego. sądzi się że przemiana te jest spowodowana pękaniem niektórych wiązań w czast P4 i łączeniu się tycz pomiędzy sobą w nieregularną sięc 3D. Dłużcze ogrzew P prowani do f fioletowego -o skomplikowanej struktórze sieci. Najtrwalszą odmianą fosf jest f czarny wowstający w zasie ogrzewania f białego w 490K i p=1,2Gpa. Wykazuje barwę szarą, połysk metaliczny, przewodzi prąd. Sieć przestrzenna o strukturze warstwowej, w której atom P tworzą 3 wiązania z 3ma siądziadami. Kąt między wiązaniami =100^o. -

109.Otrzymywanie P. 1. Ogrzewanie Ca₃(PO₄)₂ z piaskiem i koksem w piecach elektr. (T=ok.1600K) Ca₃(PO₄)₂ +3SiO₂+5C=CaSiO₃+5CO+0,5P₄ proces odbywa się bez dostępu powietrza fosfor wydziela się w postaci pary, ulega kondensacji podczas przepuszczania gazów płynących z pieca przez warstwę wody. Zestalony fosfor oczyszczamy przez destylację. Otrzymany produkt stanowi odmianę fosforu-fosfor biały- przez ogrzewanie bez dostępu powietrza przemienia się w fosfor czerwony (używany do wyrobu zapałek). 2). 6NaPO₃+3SiO₂+10Al =3NaSiO₃ +Al₂O₃+1,5P₄ 3). 6P₂H₄=8PH₃+P₄

110.Kwasy P -H3PO2(HPH2O2)-kw fosfinowy, kw fosforowy, kw dihydrydodioksofosforowy, I H3PO3- kw fosforowy, kw. Hydrydotriooksofosforowy, kw fosforowy III -H4P2O6 [(HO)2OPPO(OH)2] -kw heksaoksodifosforowy, kwas sifosforowy IV -H3PO4 -kw ortofosforowy, kw tetraoksofosforowy, kwas fosforowy V, H3P207-kwas difosforowy, kwas u-owsoheksooksodifosforowy, kw difosforowy V H3P309 -kw metatrifosforowy H4P4O12 -metatetrafoosforowy -HPO5-kw peroksononofosforowy V

Kw fosforowy I - 1)2P4+3Ba(OH)2+6H2O= 2PH3+ 3Ba(H2PO2)2 Ba(H2PO2)2 +H2SO4 =BaSO4+2H3PO2 2) -P4+6H2O=PH3+3H3PO2 jest białym kryst cialem, bdb rozp w H2O. Kwas 1 protonowy, wykazuje wł redukujące.

Kw fosforowy III -1) - P4O6+6H2O=4H3PO3 2)- PCl3+3H2O=H3PO3+3HCl 3)-PCl3+3H2C2O4 =H3PO3+3CO+3CO3+3HCl 4) H3PO3=3H3PO4+PH3 Wykazuje słabe wł redukujące 2Ag+ +HP32-+H2O=Ag+H3PO4; CuSO4+H3PO3 +H2O=Cu+H3PO4+H2SO4; SO2+2H3PO3=2H3PO4+S kwas 2protonowy. Biale .ciało stałe, podczas ogrzewania ulega dysproporcji 4H3PO3=3H3PO4+PH3. kwas oraz jego sole wykazują silne wł redukujące. Kw fosforowy V 1)-P4+10HNO3+H2O= 4H3PO4+5NO=5NO2 2)-P4O10+6H2O=4H3PO43) Ca3(PO4)2+3H2SO4= 3CaSO4+2H3PO4 kw III spotonowy. Czysty bezwodny tworzy bezbarwne kryształy, bdb rozp w H2O,

111.SUPERFOSFAT fosforyt Ca₃(PO₄)₂ +2H₂SO₄→Ca(H₂PO₄)₂ + 2CaSO₄ uzyskany w ten sposób SUPERFOSFAT zawiera siarczan wapnia (niepotrzebny balast). Korzystniejszy jest

112.SUPERFOSFAT PODWÓJNY nie zawiera gipsu. Ca₃(PO₄)₂ + 4H₃PO₄→ 3Ca(H₂PO₄)₂ Zastosowanie: fosforany wapnia wykorzystuje się jako nawozy sztuczne, lecz trzeciorzędowe fosforany wapnia są bardzo trudno rozpuszczalne w H₂O- nieprzyswajalne dla roślin.

113.PH3- -Otrzym 1) AlP+3H2O=PH3+Al.(OH)3 2)- 3NaOH+P4+3H2O=3NaH2PO2+PH3 3) z wolnych pierwiastków jest gazem toksycznym, o nieprzyjemnym zapachu, PH3 w czasie ogrzewania ulega rozkładowi. Wł redukujące.

114.PCl3 i PCl5= PCl3 otrzymuje się najczęściej przez bezpośrednią syntezę z pierwiastków .piramidalna struktura czast hybrydyzacja sp3 z jedną wolną parą elekt. Hydrolizuje w wytworzeniem H3PO3 PCl3+3H2O=H3PO3+3HCl.PCl5- PCl3+Cl2=PCl5, PCl5 -cząsteczki o budowie bipiramidy trygonalnej, hybryd sp3d. Przewodzi w pewnym stopniu prąd elekt. Jest to spowodowane autojonizacją 2PCl5=PCl4+ +PCl6-. PCl5 w stanie stałym wykazuje budowę jonową [PCl4]+[PCl6]-. Hydroliza pentachlorku fosforu prowadzi do powstania kw ortofosforowego PCl5, 4H2O-H3PO4+5HCl

115.ODMIANY ALOTROPOWE ARSENU - MET. OTRZYM. WŁAŚC. FIZYKOCHEM. Istnieją dwie odmiany alotropowe - szara i żółta. Arsen szary uzyskuje się przez termiczny rozkład arsenopirytu. Jest to odmiana trwała, przewodzi prąd elektryczny, krystalizuje w układzie heksagonalnym, ma strukturę warstwową, kruchy. Znane są odmiany arsenu szarego, które różnią się tylko stopniem rozdrobnienia. As - czarny i As - brązowy. As - czarny można otrzymać poprzez termiczny rozkład AsH₃. As - brunatny powstaje w wyniku reakcji jego związków za pomocą SnCl₄. W wyniku szybkiego oziębiania powstałego arsenu otrzymuje się As żółty. Jest to odmiana nietrwała. Jest to przezroczyste ciało stałe krystalizujące w układzie regularnym. As rozpuszcza się w CS₂, nie przewodzi prądu, reaguje z O₂ dając As₂O₃. nie rozpuszcza się w H₂SO₄, HCl, tworzy arsenki: FeAsS→T→FeS+1/4As₄ As₄O₆+6C→As₄+6CO

116.Sb-antymon- nietrwała odmiana to antymon czarny pojawia się jako produkt pośredni przemiany najmniej trwałej odmiany żółtej w odmianę metaliczna. Antymon zółty powst podczas działania ciekłym tlenem na antymonowodur.Sd4. Cząst 4atomowy pojawiają się także w parach antymonu. W wysokich temp ulegają dysocjacji na cząst 2atom Sb2.

Sb-Antymon wybuchowy-czarny osad wydzielający się na katodzie w czasie elektrolizy zakwaszonego r-ru SbCl3 prądem o dużej gęstości. wstarczy zadrapanie by spowodować gwałtowną przemianę bezpostaciowej masy w antymon metaliczny.

117.Wykazać właściwości utleniające i redukujące kw. arsenowego(III) kw trioksoarsenowy III, znany tylko w formi r-ru, kw 3 protonowy, H₃AsO₃-zależnie od warunków może zachowywać się jak utleniacz lub reduktor. Właściwości utleniające - w roztworze kwaśnym utlenianiu kw. arsenowym ulegać będą wszystkie układy redoks o potencjale standardowym niższym niż potencjał standardowy układu: H₃AsO₃+3H⁺+3e→As+3H₂O E^¯=+0,2476V Tak, więc kw arsenowy będzie ulatniać cynk metaliczny do Zn²⁺ , wodór do H⁺, oraz jony Sn²⁺ do Sn⁴⁺ . równocześnie nastąpi redukcja H₃AsO₃do wolnego arsenu: Zn²⁺+2e→Zn, 2H⁺+2e→H₂, Sn⁴⁺+2e→Sn²⁺ Właściwości redukujące kw arsenowego ukazuje reakcja: H₃AsO₃+H₂O→H₃AsO₄+2H⁺+2e Kwas arsenawy ulega utlenianiu pod wpływem HNO₃, O₂, H₂O₂, w roztworze obojętnym lub zasadowym kw arsenawy ulega także utlenianiu pod działaniem roztworu jodu w jodku potasu. Reakcja ta znajduje zastosowanie w chemii analitycznej.Kw tetraoksoarsenowy V (arsenowy -H3AsO4 -tworzy się w czasie działania stęzonego kw azotowego na As4O6,jest kwasem 3protonowym jego sole ulegają kondensacji .

118.LICZBA KOORDYNACYJNA 6 W xv GRUPIE. Azotowce tworzą na ogół związki o wiązaniach kowalencyjnych. Trzy niesparowany elektrony tworzą wiązanie z innymi atomami, a powstająca cząsteczka jest tetraedryczna, przy czym jedno połozenie zajmuje wolna para elektronowa. Liczba koordynacyjna 4 zostaje osiągnięta poprzez oddanie tej wolnej pary elektronowej innemu atomowi lub jonowi np. w jonie amonowym. Azot niemający orbitali d nie wytwarza nigdy więcej niż 4 wiązania kowalencyjne. Inne azotowce mogą mieć liczby koordynacyjne 5 np. PCl₅ lub 6 np. [PCl₆]^; można to wytłumaczyć udziałem jednego lub dwóch orbitali d w tworzeniu wiązania i hybrydyzacji sp³d lub sp³d²

119.Arszenik As4O6 -otrzym podczas prażenia rudy arsenowej w powietrzu: 4FeAsS+10CO2=2Fe2O3+4SO2+As4O6.podczas 2jnej kondensacji pary otrzymuje się bezpostaciową odmianę szklistą arszeniku, ulegającą przemianie w układ regularny. Tworzy sieć molekularną złożoną z cząst As4O6 o analogicznej strukturze jak P4O6. arszenik ogrzewny z węglem redukuje się do As. Wobec utleniaczy wykazuje wł utleniające (FeCl3,K2Cr2O7)słabo rozp w H2O lepiej w kwasie solnym i zasadach. Wykazuje wł amfoteryczne. Zast -używany do klarowania stopionej masy szklanej, konserwacji skór i futer (muzealnych.). pochodne w postaci leków, lakierów.

120.BIZMUTANY BiH₃ (bizmutan) Do nielicznych związków bizmutu (V) należą bizmutany litowców: bizmutany sodu (NaBiO­₃ - żółty, Na­₃BiO₄-brunatny) Powstają w czasie energicznego utlenienia zalkalizowanej zawiesiny

121.Otrzym O

-1) przemysłowo z destylacji frakcyjnej skroplonego powietrza.

2)-na drodze elekt wody

3)- termiczny rozkład KMnO4 -KMo4=K2MnO4+MnO2+O2

4)-rozkład term KclO3- KclO3=KCl+O2

5)-w zakwaszonym r-rze do którego wkrapla się H2O2. 2MnO4- +6H+ +5H2O=2Mn2+ +5O2+8H2O.

Zast -w hutnictwie, w procesie spawania metali w płomieniu acetylenowo-tlenowym, w medycynie.

122.Otrzymywanie Siarki Siarkę elementarną otrzymuje się za pomocą siarki rodzimej metoda Frasha polega na wytapianiu siarki pod ziemią przy użyciu przegrzanej pary wodnej i wypychaniu cieczy na powierzchnię za pomocą sprężonego powietrza. Zarówno przegrzaną parę wodną jak i powietrze wprowadza się przez specjalny układ rur umieszczonych w otworach wiertniczych. Siarka wydobyta w ten sposób zawiera tylko drobne ilości zanieczyszczeń i nie jest poddawana dalszej rafinacji. Znaczne ilości siarki elementarnej uzyskuje się przy okazji oczyszczania gazu ziemnego od siarkowodoru. wydzielenie siarki z siarkowodoru polega na jego katalitycznym utlenieniu - metoda Clausa. H₂S+1/2O₂→H₂O+S.

123.zastosowanie siarki elementarnej: do wytwarzania SO₂ jako produktu wyjściowego do otrzymywania kwasu siarkowego, jako środek dezynfekujący (przemysł fermentacyjny) i bielący, znaczna ilość siarki stosuje się do wulkanizowania kauczuku, do otrzymywania dwusiarczku węgla, ultramaryny i niektórych barwników organicznych. Preparaty siarkowe znajdują także zastosowanie w medycynie przy leczeniu chorób skórnych a w rolnictwie do zwalczania pasożytów roślin.

124.Selen - stanowi zanieczyszczenie rud siarczkowych lub siarki pochodzenia wulkanicznego. Podczas prażenia rud przechodzi w dwutlenek selenu, SeO2, substancję stałą w temperaturze pokojowej, zawartą w pyłach zbierających się w urządzeniach odpylających. Pyły z prażalni stanowią najważniejszy surowiec, z którego otrzymuje się czysty pierwiastek.

Otrzym selenu - przeróbka tego materiału polega na traktowaniu ich roztworem KCN; KCN + Se = KSeCN odsączeniu powstałego roztworu i wytrąceniu z niego selenu działaniem kwasu solnego KSeCN + HCl = Se + HCN + KCl Tellur -otrzym ze szlamu anodowego powstającego podczas elektrolitycznej rafinacji miedzi.

Zast -dodatek do stopów polepszających wytrzymałość i zwiększających odporność na korozję. Jako substrat do wyrobu półprzewodników

125.Tlen ODMIANY Alotrop - występuje w dwu odmianach alotropowych: jako tlen zwykły, zawierający cząsteczki dwuatomowe (dwutlen), oraz jako ozon (trójtlen) o cząsteczkach trójatomowych. W ciekłym tlenie dwuatomowym obecne są także diamagnetyczne cząsteczki o podwójnej masie cząsteczkowej O₄. Tlen 2atomowy, jest gazem bezbarwnym, bez zapachu, nieco cięższym od powietrza. Pod działaniem wyładowań elektrycznych tlen, 02, z podstawowego stanu trypletowego przechodzić może w jeden z dwóch wzbudzonych, bogatych w energię stanów singletowych. Powstaje w reakcji H2O+ClO-=H2O+O2+Cl-. Jest bardzo aktywny chemicznie.w wodzie tworzy hydraty O2*H2O

Ozon - można wydzielić w stanie czystym przez frakcjonowaną destylację skroplonej mieszaniny tlenu z ozonem. Jest on gazem barwy niebieskiej, skraplającym się w temp. 161 K na ciemnoniebieską ciecz, która krzepnie dając ciało stałe barwy fioletowoniebieskiej. Cząsteczka ozonu ma budowę kątową . W odróżnieniu od tlenu 02 nie zawiera niesparowanych elektronów dlatego jest diamagnetyczna.

126.odmiany alotropowe siarki z parzystą liczbą atomów siarki . otrzymywanie. Siarka elementarna zależnie od warunków może tworzyć cząsteczki o pierścieniowym lub łańcuchowym układzie at powoduje to, że siarka wykazuje dużo odmian kryst w stanie stałym i ciekłym.

1)siarka rombowa  - to odmiana trwała w temp pokojowej, o barwie jasnożółtej. Siarka rombowa złożona jest z cząsteczek ośmioatomowych S₈ (cyklo oktasiarka), w których atomy ułożone są w formie zygzatowanego pierścienia. Siarka rombowa jest trudno rozpuszczalna w alkoholu i benzynie, dobrze natomiast w dwusiarczanie węgla CS₂, po ogrzaniu do temp 368,8K siarka rombowa ulega przemianie w siarkę jednoskośną.

2)Siarka jednoskośna - zwana siarką Obydwie odmiany rombowa i jednoskośna zawierają powyginane pierścienie S₈ i różnią się tylko ułożeniem pierścienia w krysztale. Ciekła siarka już powyżej temp topnienia jest ruchliwą cieczą barwną, złożoną z cząsteczek cyklo-oktasiarki, która pozostaje w równowadze z siarką łańcuchową również ośmioatomową.

3) W miarę dalszego ogrzewania następuje dalsze pękanie pierścieni oraz łączenie się ich w długie łańcuchy . Jest to tzw. siarka  (S czyli katera-polisiarka. Powstawaniu jej towarzyszy wzrost około 2000-krotny lepkości. Lepkość osiąga maksimum w temp. ok.440 K. i ciecz przybiera barwę czerwonobrunatną

.5) Niezbyt gwałtowna kondensacja par siarki połączona z oziębianiem do temperatury pokojowej daje , pylisty, jasnożółty produkt, znany od dawna pod nazwą kwiatu siarczanego. Gwałtowne oziębienie strumienia par S2 do temperatur od kilku do kilkudziesięciu K prowadzi, zależnie od sposobu chłodzenia, do produktów stałych o różnej barwie: fioletowych, brunatnych, zielonych lub żółtych.

4)Siarka plastyczna, czyli bezpostaciowa, powstaje w wyniku wlania ciekłej siarki do wody i zawiera łańcuchy atomów siarki. Otrzymano siarkę pierścieniowej (S₁₀ i S₁₂) :H₂S₈+S₄Cl₂→2HCl+S₁₂

6)- Do nietrwałych odmian siarki zaliczają się odmiany zawierające cząsteczki pierścieniowe S6 (cyklu-heksasiarka), S7 (cyklo-heptasiarka), S10 (cyklu-dekasiarka), S12, a także S18 i S2O.Siarka S6 powstaje obok siarki S8 w czasie reakcji oziębionego roztworu tiosiarczanu sodu, Na2S2O3, ze stężonym kwasem solnym. Powstający osad rozpuszcza się w benzenie lub toluenie. W czasie oziębiania roztworu wydzielają się z niego pomarańczowo zabarwione romboedryczne kryształy złożone z cząsteczek S6.Ogólna metoda otrzym pierścieniowych cz siarki polega na reakcji wodorków polisiarki H2Sn z chlorkami polisiarki. Cl2m. Wszystkie te odmiany charakteryzują się zwiększoną aktywnością chemiczną i zmniejszoną trwałością termiczną w porównaniu z S8.

127.Odmiany metaliczne selenu, metody otrzymywania i właściwości. Selen tworzy dwie odmiany bezpostaciowe i cztery krystaliczne, podobnie jak siarka może tworzyć ośmioatomowe cząstki pierścieniowe,Se₈, oraz cząsteczki łańcuchowe o bardzo znacznej długości. Cząsteczki pierścieniowe Se₈wystepują w trzech nietrwałych krystalicznych odmianach: selen α, β i γ. Odmiany te mają barwę czerwoną, Są one produktami przemian czerwonego selenu bezpostaciowego otrzymywanego przez kondensację par selenu. Cząsteczki łańcuchowe - o znacznej długości, stanowiące odpowiednik siarki, występują w stopionym selenie wykazującym na skutek tego znaczną lepkość. Przez nagłe ostudzenie takiego stopu uzyskuje się szary selen bezpostaciowy .Selen szklisty - zawierający „zamrożone” cząsteczki łańcuchowe i stanowiący odpowiednik siarki plastycznej. Selen szary (niekiedy zwany metalicznym ze względu na swój wygląd)- występują tu także cząsteczki łańcuchowe, najtrwalsza odmiana selenu, Odmianę tą otrzymuje się jako ostateczny produkt ogrzewania innych odmian w temp. 470K. Selen szary wykazuje w ciemności bardzo słabe przewodnictwo elektryczne. Wzrasta ono jednak o kilka rzędów pod wpływem naświetlania (fotoprzewodnictwo). Zjawisko to stanowi podstawę działania fotokomórek selenowych. Selen w stanie gazowym występuje w postaci cząsteczek dwuatomowych. .

128.Odm alot telluru - Jedyną odmianę alotropową telluru stanowi tzw. tellur metaliczny, srebrzystobiały, izomorficzny z selenem szarym. Wykazuje on łańcuchową strukturę sieci przestrzennej cząsteczki. Selen i tellur w stanie gazowym występują w postaci cząsteczek dwuatomowych.

129.H₂O₂ - posiada różny moment dipolowy oraz przenikalność elektryczną większą od wody. Czysty jest cieczą o konsystencji syropu, o niebieskiej barwie. Większa trwałość w środowisku kwasowym niż zasadowym.

Metoda Otrzym H₂O₂ antrachinonowa -

1)-2-etyloantrachinon rozpuszczony w mieszaninie odpowiednich rozpuszczalników organicznych poddawany jest w obecności katalizatora palladowego reakcji redukcji wodorem do 2-etyloantraceno-9,10-diolu. Przez roztwór przepuszczamy powietrze co powoduje regenerację 2-etyloantrachinonu i wydzielenie H₂O₂ H2O2 wymywa się wodą, a następnie zagęszcza za pomocą dest pod zmniejsz ciśnieniem.

2)-Elektroliza 2(NH₄)HSO₄ = (NH₄)S₂O₈ (katoda) + H₂ (anoda)

3)- (NH₄)S₂O₈ + 2H₂O  T  2(NH₄)HSO₄ + H₂O₂

4)- Kwas + nadtlenek BaO₂ + H₂SO₄  BaSO₄ + H₂O₂; Na₂O₂ + H₂SO₄  Na₂SO₄ + H₂O₂

H₂O₂ - 30% roztwór to perhydrol, a 3% to woda utleniona. H₂O₂ ma słabe właściwości kwasowe: H₂O₂ + H₂O  H₃O⁺ + OH^-, szybko się rozkłada 2H₂O₂  2 H₂O + O₂  związek silnie endotermiczny, w temperaturze pokojowej nietrwały. Silny środek utleniający, o czym świadczą duży potencjał standardowy elektrod, na których zachodzą procesy: H₂O₂ + 2H⁺ + 2e^-  2H₂O E*=+1,77V; H₂O^- + H₂O + 2e  3OH^- E*=+0,87. 2Fe2+ +H2O2+2H+ =2Fe3+ +2H2O; Mn(OH)2+H2O2+2OH-=MnO(OH)2+2H2O+ O^2-

Pod jego działaniem wydziela się jod z zakwaszonych roztworów KI.; Mn(OH)2+H2O2+2OH-=MnO(OH)2+2H2O+O2- 2Fe²⁺+H2O2+2H+=2Fe3++2H2O

Utlenia także liczne barwniki organiczne I^- + H₂O₂ + H⁺  I₂ + H₂O + 0,5O₂ W niektórych przypadkach H₂O₂ wykazuje właściwości redukujące, objawiają się one w obecności niektórych substancji silnie utleniających, np. KMnO₄ w H⁺, PbO₂ lub HgO w OH^-; 2MnO₄^- + 6H⁺ + 5 H₂O₂ 2Mn²⁺ + 8 H₂O + 5O₂; HgO + H₂O₂  Hg + H₂O + O₂; PbO₂ + 2H⁺ + H₂O₂  Pb²⁺ + 2 H₂O + O₂ ; 2Ce4+ +H2O2=2Ce3++O2+2H+; 2Fe3+ +H2O2+OH-=2Fe2+O2+2H2O Budowa -kąt miedzy H-O a wiązaniem O-O wynosi 97^o. Wiązania O-H nie leżą w tej samej płaszczyźnie. Posiada większą przenikalność dielektryczną od H2O.

Zastosowanie: medycyna - śr. dezynfekcyjny, bielenie włosów, słomy, wełny, bawełny, przemysł celulozowy, środek utleniający, technika rakietowa - napęd torpedowy

130.Tetraazotek terrasiarki N₄S₄ Wydziela się w postaci żółto -pomarańczowych kryształów wtedy gdy do r-ru S₂Cl₂ w bezwodnym eterze wprowadzimy suchy amoniak. 6S₂Cl₂+16NH₃=S₄N₄+12NH₄Cl+8S; 10S + 16NH₃=S₄N₄+6(NH₄)₂S. Związek silnie endotermiczny S₄N₄=2N₂+4S+128 kcal, w cząsteczce S₄N₄ atomy siarki tworzą 8-oczłonowy wygięty pierścień (ma kształt dwufenoidu, w którym tylko atom N leż w jednej płaszczyźnie) tworzy złoto żółte kryształy o T_top.=178 ^oC

131.H2O- vs H2S,H2Te,H2Se. -wszystkie wodorki wykazują kątową budowę. Największy kąt między H2O, pozostałe kąt bliski 90o. Wiązania H-X są otworzone przez 2 prostopadłe do siebie orbitale p atomu X o konfig ns2p4.. takie założenia dobrze sprawdzają się przy H2Se i H2Te. Odstępstwem jest H2O tłumaczy się to tym że orbitale tlenu w cząstecz wody ulegają hybryd sp3, co prowadzi do kąta miedzy wiązaniami 109o. Polaryzacja H-O jest przyczyną jej znacznego momentu dipolowego i dużej przenikalności elekt. Inne tlenowce są pierw o mniejszej elektr- i związku z tym H2S wykazuje mały moment dipolowy a H2Se i H2Te nie są polarne. Silne polarne wiązanie powoduje ze miedzy czast H2O mogą łatwo powstawać wiązania wodorowe, w odróżnieniu od pozostałych tlen. Ta zdolność decyduje o różnicach we właściwościach fiz pomiędzy H2O a pozostałymi H2X.H2X nie mogą tworzyć wiązań wodorowych. tworzą sieci cząsteczk o bardziej gęstszych ułożeniach, w których siłami wiążącymi są siły międzycząsteczkowe., słabsze od wodorowych. duża polarność H2O i związane z nią oddziała elektrostat przyczyniają się do podwyższenia temp wrzenia w stosunku do pozostałych słabo polarnych tlenowców. I dlatego w temp pokojowej tylko H2O jest cieczą a pozostałe związki H2X są gazami.

132.XF6- tlenowce w połączeniu z flurowcami osiągają najwyższy stopień utlenienia VI. SF6,SeF6,TeF6 są bezbarwnymi gazami o oktaedrycznej strukturze cząsteczkowej z hybrydyzacją sp3d2 atomu central.

133.SeF6- heksafluorek siarki -mała aktywność chemiczna. SeF6 jest nieco bardziej aktywny, można go redukować amoniakiem SeF6+2NH3=N2+Se+6HF. TeF6-w temp pokojowej ulega hydrolizie w r-ach wodnych; TeF6+6H2O=H6TeO6+6HF.

134.TeCl4-tetrachlorek telluru -wykazuje strukturę zdeformowanego czworościanu.atom telluru przyjmuje hybryd sp4d. Jest białym, krystal ciałem, w stanie stopionym przewodzi prąd elekt dzięki obecności [TeCl3]+ i [TeCl5]- powstających na skutek autojonizacji 2TeCl4=[TeCl3]++[TeCl5]- w obecności większej ilości H2O ulega hydrolizie TeCl4+2H2O=TeO2+4HCl ulega także z solami litowców kompleksowaniu: -2KCl+TeCl4=K2[TeCl6]

135.SCl2 -dichlorek siarki -otrzymywany przez działanie chlorem na ciekły S2Cl2. Cząsteczka tego związku ma budowę kątową podobnie jak cząsteczka wody. Kąt pomiędzy wiązaniami S-Cl wynosi 103°. Podobnie jak i w przypadku wody przyjmuje się tutaj hybrydyzację sp3 atomu siarki; odchylenie kąta pomiędzy wiązaniami od wartości I09°28' wyjaśnia się zaburzeniami spowo­dowanymi obecnością 2 niewiążących par elektronowych na orbitalach zhybrydy­zowanych. S2Cl2 i inne halogenki tego typu wykazują strukturę cząsteczki analogiczną do struktury nadtlenku wodoru. S2Cl2 otrzymuje się wprowadzając suchy chlor do stopionej siarki. Związek ten jest pomarańczową cieczą, silnie dymiącą w wilgot­nym powietrzu. Jest ona dobrym rozpuszczalnikiem siarki i z tego powodu znajduje zastosowanie w procesach wulkanizacji kauczuku. Otrzym Cl2+2S=S2Cl2 -S2Cl2+Cl2=2SCl2

Opisane tutaj związki można przeto nazwać chlorkami kwasowymi

136.Chlorek tionylu SOCl2 -Chlorek tionylu, SOCl2, bezbarwna ciecz, ruchliwa, o przenikliwym zapachu, tworzy się w reakcji między pięciochlorkiem fosforu a dwutlenkiem siarki: PCI5 + SO2 = POCl3 + SOCl3

Otrzym: -

1)- PCl5+SO2=POCl+SOCl2

2)- SCl2+SO3=SOCl2+SO2

137.Chlorek sulfurylu SO2Cl2 jest również bezbarwną cieczą o ostrym zapachu. Jest pro­duktem działania chloru na dwutlenek siarki w obecności węgla aktywnego spełniającego rolę katalizatora:1)-2 + Cl2 = SO2Cl2 i chlorek sulfurylu służą w chemii organicznej do wprowadza­nia grupy tionylowej lub sulfurylowej do związków organicznych. Kształt piramidalny cząsteczki SOCl2 i tetraedryczny SO2Cl2 wskazuje, że w obu przypadkach możemy przyjąć hybrydyzację sp3 orbitali siarki. W SOC12 jeden z orbitali zhybrydyzowanych zajęty jest - przez niewiążącą parę elektronową, w SO2Cl2 wszystkie cztery orbitale tworzą wiązania.

138.Kwas chlorosulfonowy, HSO3Cl, powstaje w wyniku działania suchego chloro­wodoru na trójtlenek siarki: S03 + HCI = HS03CI Wzór tego związku możemy wyprowadzić podstawiając w kwasie siarkowym jedną z grup OH chlorem. Podstawienie obu grup prowadzi do chlorku sulfurylu. Obydwie substancje ulegają łatwo hydrolizie z utworzeniem kwasu siarkowego: HS03CI + H2O = H2SO4 + HCl; SO2Cl2 + 2H20 = H2SO4 + 2HCl Chlorek tionylu można analogicznie traktować jako pochodną chlorową kwasu siarkawego, który powstaje podczas hydrolizy SOCI2: SOCI2 + 2H20 = H2S03 + 2HCI

139.H2S, H2Se i H2Te otrzymuje się -działając kwasem na siarczki, selenki, teluruki metali. H2S w lab w aparacie Kippa w wyniku działania kwasem solnym ma siarczek żelaza FeS+2HCl= FeCl2+H2S.

140.Siarczki -wobec znacznie mniejszej elektroujemności siarki w porównaniu z elektroujemnością tlenu, odznaczają się w większości kowalencyjnym charakterem wiązań. Siarczki o wiązaniach, w których charakter jonowy przeważa nad kowa­lencyjnym, są tworzone wyłącznie przez metale o najmniejszej elektroujemności (litowce, berylowce). Siarczki litowców są w wodzie dobrze rozpuszczalne. Ulegają one silnej hydrolizie, np.: Na2S + H2O = NaHS + NaOH. Reakcja ta jest reakcją jonową: S2- + H2O = HS- + OH­ Siarczki berylowców na ogół słabo rozpuszczają się w wodzie. W zetknięciu z wodą ulegają jednak hydrolizie z utworzeniem dobrze rozpuszczalnych wodorosiarczków. Siarczki metali ciężkich są w wodzie trudno rozpuszczalne, wiele spośród nich nie ulega nawet działaniu mocnych kwasów. Siarczki te można otrzymać przy nasycenie siarkowodorem roztworu soli odpowiedniego metalu. Siarkowodór znaj­duje dzięki temu szerokie zastosowanie w analizie chemicznej jako odczynnik pozwalający na wytrącenie jonów ołowiu, rtęci, bizmutu; miedzi, antymonu, arsenu i cyny z roztworów silnie kwaśnych. Siarczki metali ciężkich można także otrzymywać przez bezpośrednią syntezę z pierwiastków w podwyższonych temperaturach, np.: Fe + S = FeS oraz przez redukcję siarczanów za pomocą ogrzewania ich z węglem: Na2SO4 + 4C = Na2S + 4CO

141.Czy H₂SO₄ jest utleniaczem? Stężony kwas siarkowy w podwyższonej temp. wykazuje wyraźne zdolności utlen. Roztwarza wówczas niektóre metale szlachetne np. Cu lub redukując się równocześnie do SO₂; Hg+2H₂SO₄→HgSO₄+SO₂+2H₂O Gorący kw. siarkowy utlenia również niemetale np. C i S.; H₂SO₄+C→CO₂+2SO₂+2H₂O; 2H₂SO₄+S→3SO₂+2H₂O W rozcieńczonych roztw. wodnych kw. siarkowy nie działa utlen.

142.Kwas siarkowy H2SO4 MET kontaktowa - Produkcja kwasu siarkowego w skali technicznej polega na otrzymywaniu dwutlenku siarki, utlenianiu go do S03 i związaniu z wodą na H2SO4. Utlenianie SO2 do S03 może się odbywać z dobrą wydajnością tylko w temperaturach niezbyt wysokich. Im wyższa temp tym mniej SO2 może połączyć się z O2. Dwutlenek siarki potrzebny do produkcji kwasu siarkowego uzyskuje się przez prażenie na przykład pirytu, FeS2, lub blendy cynkowej, ZnS w strumieniu powietrza. Można go otrzymać także przez spalanie siarki elementar­nej. Mieszaninę gazów zawierającą zwykle nadmiar powietrza oczyszcza się od porwanych mechanicznie pyłów za pomocą elektrofiltrów Cottrella. W elektrofiltrach gazy przechodzą przez pole elektryczne wytworzone pomiędzy elektrodami znajdującymi się pod napięciem 50-60 tys. V. Cząstki pyłów ładują się ujemnie pobierając elektrony emitowane przez katodę i osiadają na anodzie.W metodzie kontaktowej oczyszczone gazy kieruje się do komory reakcyjnej, w której znajduje się katalizator w postaci granulek, zawierających pięciotlenek dwuwanadu, V2O5, z dodatkiem metawanadanu potasu, KV03, naniesiony na porowaty nośnik. Warunkiem koniecznym do prawid­łowego przeprowadzenia procesu jest utrzymanie temperatury reakcji bliskiej 750 K. Nadmierne jej podwyższenie zmniejsza wydajność reakcji utlenienia SO2 wskutek przesunięcia równowagi na korzyść substratów. Utrzymanie stałej tempe­ratury katalizatora, na którym zachodzi silnie egzotermiczna reakcja, wymaga zastosowania specjalnego układu wymienników ciepła. Są one skonstruowane w ten sposób, że ciepło wywiązujące się na katalizatorze jest używane do wstępnego podgrzania zimnych gazów napływających do komory reakcyjnej.Gazy opuszczające warstwę katalizatora przeprowadza się przez stężony H2S04, w którym S03 rozpuszcza się dając kwas dwusiarkowy H2S2O7: H2S04 + S03 = H2S2O7 przez rozcięczenie uzyskuje się H2SO4; H2S2O7+H2O=2H2SO4

143.Otrzymywanie H₂SO₄ met. komorową. Produkcja kw. siarkowego w skali technicznej polega na otrzymaniu dwutlenku siarki, utlenianiu go do SO₃ i związaniu z wodą w H₂SO₄. SO₂+1/2O₂→SO₃ Reakcja ta jest procesem egzoterm. w związku z czym równowaga w miarę podwyższania temp. przesuwa się w kierunku rozkładu trójtlenku siarki. Im wyższa temp. tym mniej SO₂ może się połączyć z tlenem. Utlenianie SO₂ do SO₃ może się więc odbywać z dobrą wydajnością tylko w temp. niezbyt wysokich. W zakresie temp. 650-850K szybkość tego procesu jest jednak mała i staje się konieczne użycie katalizatorów. W stosowanej dawnej metodzie komorowej rolę katalizatora odgrywały tlenki azotu wprowadzone do mieszaniny gazów. Zasada działania: (komory ołowiane obecnie zastępowane wieżami), 1. Piece pirytowe-otrzymywanie SO₂ ze spalania siarczków metali, 2. odpylacze-oczyszczanie SO₂ z pyłów, 3. w wieży Glovera wypełnionym materiałem kwasoodpornym zraszanej nitrozy czyli mieszaniny stężonego HNO₃ i stężonego H₂SO₄ kwas nitrozylosiarkowy tlenki azotu oczyszczone i gorące produkty z pieców pirytowych łączą się z tlenkami azotów i powstaje część H₂SO₄ 4. w komorach ołowianych powstaje główny H₂SO₄ (najmniej 3) 5. wieże Guy-Zussacca zawracanie tlenków azotu do obiegu.

144.Kwas tiosiarkowy H₂S₂O₃ Kwas tiosiarkowy w stanie bezwodnym został otrzymany działaniem chlorowodoru na tiosiarczan sodu w roztworze eteru dietylowego w temp. 195 K Na₂S₂0₃ + 2HCl = H₂S₂0₃ + 2NaCl. Jest to substancja bardzo nietrwała, która w czasie ogrzewania już poniżej 273,15 K ulega rozkładowi:H₂S₂0₃→H₂S+S0₃ Trwałe są sole tego kwasu - tiosiarczany. Otrzymuje się je przez ogrzewanie roztworu odpowiedniego siarczynu z siarką, np.: Na₂S0₃ + 1/8S₈ = Na₂S₂0₃ lub też przez utlenianie wielosiarczków tlenem z powietrza: Na₂S₂+ 30₂ = Na₂S₂0₃ Pod wpływem kwasów tiosiarczany ulegają rozkładowi, który zwykle jest przedsta­wiany za pomocą reakcji: Na₂S₂0₃ + 2HCI = 2NaCl + 1/xS_x + SO₂+ H₂0 W rzeczywistości proces ten jest bardziej skomplikowany, gdyż zależnie od warunków tworzy się także siarkowodór, polisiarczki wodoru, kwas siarkowy, politioniany. Na uwagę zasługuje fakt, że siarka wydziela się częściowo w formie cyklo-oktasiarki, S₈a częściowo w formie cyklo-heksasiarki, S₆. Spośród soli kwasu tiosiarkowego największe znaczenie ma tiosiarczan sodu, Na₂S₂0₃ ∙5H₂O, bezbarwna substancja krystaliczna używana w fotografii jako utrwalacz. Znajduje on także zastosowanie w przemyśle włókienniczym jako substancja służąca do usuwania resztek chloru użytego do bielenia tkanin: S₂O₃^2-+ 4CI₂ + 5H₂0 = 2S0₄^2- + 8CI¯ + 1OH⁺ Słabiej od chloru utleniający jod utlenia tiosiarczan do czterotionianu: I₂ + 2Na₂S₂0₃ = 2NaI + Na₂S₂0₆ Reakcja ta stanowi podstawę działu analizy miareczkowej zwanego jodometrią. Jon tiosiarczanowy ma strukturę analogiczną do struktury jonu siarczanowego z tą tylko różnicą, że zamiast jednego atomu tlenu zawiera atom siarki. W związku z tym centralnemu atomowi siarki przypisujemy stopień utlenienia VI, a skrajnemu atomowi -II.

145.Kw peroksosiarkowy H2SO5 i H2S2O8 peroksodisiarkowy -Wspólną cechą obu znanych kwasów, jest obecność w cząsteczce grupy nadtlenkowej złożonej z 2 atomów tlenu bezpośrednio z sobą związanych. W kwasie nadtlenodwusiarkowym grupa nadtlenkowa łączy z sobą obydwa atomy siarki tworząc zygzakowaty łańcuch S-O-O-S Podobny łańcuch, S-O-O-H, występuje w cząsteczce kwasu peroksosiarkowym

146.Kwas nadtlenodwusiarkowy otrzymuje się metodą elektrolitycznego utleniania H2S04 (50%-ego) na elektrodach platynowych prądem o dużej gęstości. Tę samą metodę stosuje się do otrzymywania soli tego kwasu, np.

147.nadtlenodwusiarczanu amonowego, (NH4)2S208. W obu przypadkach proces utlenienia zachodzi na anodzie i daje się sprowadzić do reakcji: 2S042- = S208 2- + 2e Utlenieniu ulegają przy tym atomy tlenu. Jedna czwarta atomów tlenu obecnych w anionach siarczanowych przechodzi ze stopnia utlenienia -II na stopień utlenie­nia -I. Są to mianowicie -atomy tworzące grupę nadtlenkawą. Czysty H2S208 jest bezbarwnym ciałem stałym. Jest on stosunkowo trwały, jeśli przechowuje się go w suchej atmosferze. Kwas nadtlenodwusiarkowy i jego sole są silnymi środkami utleniającymi. Jon S2O8 2-- utlenia w roztworach Mn2+ do Mn04 oraz Ce3+ do Ce4+. Reakcje te jednak w normalnych warunkach przebiegają powoli. Czynnikiem, który je znacznie przyspiesza i pozwala na wykorzystanie ich na przykład do celów analitycznych, jest obecność jonów srebra, Ag+. Kwas nadtlenodwusiarkowy w roztworach wodnych ulega hydrolizie, której produktem jest kwas nadtlenojednosiarkowy zwany takie kwasem Caro, H2SO5: H2S2O8 +H2O = H2S05 + H2S04 Kwas Caro w stanie czystym jest białym ciałem stałym, silnie higroskopijnym, mniej trwałym od kwasu nadtlenodwusiarkowego. Wykazuje on podobne własności utleniające. W obecności wody ulega dalszej hydrolizie do H2SO4 i H2O2: H2SO5 + H2O = H2SO4 + H202

148.DLACZEGO SELEN I TELLUR SĄ TRWALSZE W WYSOKICH TEMP. Tellenowodór i selenowodór są związkami powstającymi w reakcjach endotermicznych z równoczesnym pochłonięciem ciepła. H_2(g)+1/2Se_2(s)→H₂Se(g) ΔH=+85kJ/mol H_2(g)+1/2Te_2(s)→H₂Te(g) ΔH=+154,4kJ/mol W związku z tym w miarę podwyższania temp równowaga reakcji jest przesunięta w kierunku tworzenia produktów - dlatego są trwalsze w wysokich temp

149.STRUKTURA SO₃ W STANIE GAZOWYM I STAŁYM. Po skropleniu gazowego SO₃ ciekły SO₃ krzepnie z utworzeniem ciała stałego przypominającego lód. Jest to odmiana stała złożona z pierścieniowych cząsteczek (SO₃)₃ Hybrydyzacja sp³. po dłuższym przechowywaniu γ-SO₃ przechodzi w α-SO₃ i β-SO₃. cząsteczki tych odmian polimorficznych łączą się w długie łańcuchy. ||| trójtlenek siarki. Otrzym łączenie się SO2 z O2 na SO3 z dobrą wydajnością następuje tylko w temperaturach niezbyt wysokich (650-850 K). W tych warunkach szybkość reakcji jest jednak mała i konieczne się staje użycie katalizatorów (platyna, pięciotlenek wanadu). Do celów laboratoryjnych trójtlenek siarki otrzymuje się przez odwadnianie kwasu siarkowego pięciotlenkiem fosforu: H2SO4 + P2O5 = 2HPO3 + SO3 lub przez ogrzewanie dwusiarczanu potasu K2S204 = K2SO4 + S03. W stanie gazowym SO3 występuje w postaci pojedynczych cząsteczek. Mają one kształt plaski, a kąt pomiędzy wiązaniami O-S-O wynosi 120o. Świadczy o hybrydyzacji S sp2. Należy do subst o bardzo dużej aktywności chem. Wykazuje własności utleniające: utlenia siarkę do SO2, SCI2 do SOC12 i SO2CI2, fosfor do P4O10. Cząsteczka S03 stanowi równocześnie silny kwas Lewisa. Tworzy więc kompleksy donorowo-akceptorowe z zasadami Lewisa. Również bardzo gwałtownie przebiegająca reakcja S03 z wodą jest uważana za reakcję kwasu Lewisa z zasadą Lewisa (H20), połączoną z przemieszczeniem atomów prowadzącym do powstania cząsteczki kwasu siarkowe­go.

150.Tlenek dwusiarki S2O, powstaje w czasie wyładowań elektrycznych w rozrzedzonej mieszaninie SO2 z parami siarki. Związek ten jest nietrwały i występuje tylko w fazie gazowej, co bardzo utrudnia bliższe zbadanie jego własności. Cząsteczki S2O mają budowę kątową, w której dwa atomy siarki sąsiadują z sobą S-S-0.

151.tlenek siarki SO powstający również w czasie wyładowań elektrycznych w mieszaninie par siarki i SO2.cząsteczki SO mają analogiczną strukturę jak O2 i S2.

152.SO2 - wytwarza się do celów laboratoryj­nych zadając wodorosiarczyn sodu kwasem siarkowym: NaHSO3 + H2SO4 = SO2 + H2O + NaHS04 lub redukując gorący stężony H2SO4 za pomocą metalicznej miedzi: Cu + 2H2SO4 = CuS04 + SO2 + 2H2O Na skalę techniczną otrzymuje się SO2 przez spalanie siarki:S+O2=SO2 a przede wszystkim w wyniku prażenia w powietrzu siarczków metali ciężkich, np. pirytu, FeSz, lub blendy cynkowej: 2FeS2 + 11/2O2 = Fe2O3 + 4SO2 ZaS + 3/2O2 = ZnO + SO2. dwutlenek siarki służy jako produkt wyjściowy przy produkcji kwasu siarkowego.

153.Budowa SO2 - Dwutlenek siarki w stanie gazowym zawiera cząsteczki pojedyncze, płaskie, o kącie pomiędzy wiązaniami 119,5°, hybrydyzacja trygonalna atomu centralnego. Struktury elektronowej cząsteczki SO2 opisujemy 2 wzorami mezomery­cznymi. Podkreśla się w ten sposób, że wiązanie S-O ma charkter pośredni pomiędzy wiązaniem pojedynczym a podwójnym. O-S=O O=S-O.

154.Ogólna charakterystyka helowców -Hel, neon, argon, krypton, ksenon i radon tworzące grupę helowców wykazują najmniejszą aktywność chemiczną spośród wszystkich znanych pierwiastków i z tego powodu określane są także nazwą gazy szlachetne. Z wyjątkiem helu o konfiguracji elektronowej ls² wszystkie pozostałe pierwiastki tej grupy wykazują konfigurację elektronową s²p⁶. Duże wartości energii jonizacji powoduje, że nie tworzą one trwałych jonów dodatnich. Równocześnie helowce wykazują ujemne powinowactwo elektronowe, w wyniku czego nie tworzą one jonów ujemnych. Wysoka energia jonizacji powoduje że ich elektroujemność przyjmuje duże wartości. Helowce występują we wszystkich stanach skupienia w postaci cząsteczek jednoatomowych. Jednoatomowe cząsteczki helowców mogą na siebie oddziaływać tylko słabymi siłami międzycząsteczkowymi, w których czynna jest tylko składowa oddziaływań dyspersyjnych. Hel - w źródłach gazu ziemnego występujących w USA dochodzi natomiast do 1 %, co umożliwia otrzymywanie tego pierwiastka w dużych ilościach. Hel powstający w reakcji rozpadu promieniotwórczego w minerałach uranowych częściowo pozostaje w nich zablokowany i wydobywa się dopiero w czasie rozdrabniania, prażenia lub rozpuszczania minerałów.

155. Otrzymywanie helowców - uzyskuje się głównie z gazu ziemnego bogatego w ten pierwiastek. Surowcem, z którego również można otrzymać wszystkie helowce (z wyjątkiem radonu) jest powietrze. Przepuszczając powietrze nad ogrzanymi wiórkami miedzi usuwa się z niego tlen (2Cu + O2 = 2CuO), a następnie wiąże się azot ogrzewając je z metalicznym magnezem lub wapniem (3Mg + Ni = Mg3N2). Pozostałość składa się w 99,8 % z argonu oraz w 0,2 % z pozostałych gazów szlachetnych. Produkcja helowców w skali technicznej polega na przeróbce skroplonego powietrza. Poszczególne gazy zawarte w skroplonym powietrzu różnią się tempera­turami wrzenia, dzięki temu możemy rozdzielić poszczeg pierw. Najniższe temp wrz, położone poniżej temperatury wrzenia azotu, wykazują hel i neon. Te wrze argonu leży pomiędzy tem wrz azotu i tlenu. Krypton i ksenon są najmniej lotne. Ich tem wrz są wyższe od temp wrz tlenu.

156.Skroplony hel występuje w 2 odmianach oznaczanych jako hel I i hel II. Bezpośrednio poniżej temperatury wrzenia trwały jest hel I o własnościach zwykłej cieczy. W temperaturze 2,17 K i pod ciśnieniem p= 0,5*10⁶ Pa przechodzi w hel II odznaczający się niezwykle małą lepkością, ok. 10³ razy mniejszą od lepkości gazowego wodoru, oraz dobrym przew cieplnym około 1000 razy większe od przew cieplnego miedzi w temperaturze pokojowej. Taki stan nazwano nadciekłym. Hel tworzy sieć heksagonalną, a pozostałe helowce regularną płasko centrowaną. Hel w stanie stałym może być otrzymany tylko pod zwiększonym ciśnieniem. Ciepła topnienia i parowania helowców są wyjątkowo małe co jest spowodowane bardzo słabymi oddziaływaniami pomiędzy cząsteczkami tych gazów.Gazy szlachetne nie ulegają działaniu tlenu, magnezu, wodoru, chloru, par siarki ani na zimno, ani na gorąco. Bez efektów chemicznych nie dają w tych mieszaninach wyładowania elektryczne ani naświetlanie. Nie reagują one ze stopionym sodem, nadtlenkiem sodu, wodorotlenkiem sodu.

157.Synteza Bartleta-. Działając ksenonem na sześciofluorek platyny w temperaturze pokojowej stwierdził Bartlett tworzenie się czerwonopomarańczowego stałego heksafluoroplatynian ksenonu: Xe + PtF₆ = XePtF₆ Związek ten ma budowę jonową, jest trwały w temperaturze pokojowej, w próżni daje się przesublimować. Ogrzewany w temperaturach powyżej 430 K oddaje częściowo ksenon i przechodzi w związek o składzie Xe(PtF6)2, ciało stałe o barwie czerwonej. Z wodą XePtF6 ulega gwałtownej reakcji hydrolizy: 2XePtF6 + 6H20 = 2Xe + O2 + 12HF + 2PtO2 .Odkrycie Bartletta stało się bodźcem do podjęcia nowych prac nad syntezą połączeń helowców

158.Klatraty -stanowią bardzo specyficzny typ połączeń, w których substancje macierzyste: hydrochinon, anilina, fenol, krzepnąc okludują we wnękach w sieci przestrzennej, cząsteczki obce. Cząsteczki obce zostają w nich uwięzione w sposób mechaniczny bez wytwarzania jakichkolwiek wiązań chemicznych. Klatraty z udziałem helowców są to połączenia w których sieć macierzystą tworzy hydrochinon C₆H₄(OH)₂. Powstają one podczas krystalizacji hydrochinonu z roztworu benzenowego lub wodnego, nasyconego argonem, kryptonem luz ksenonem pod zwiększonym ciśnieniem. Zawierają one nieco mniej niż 1 atom helowca na 3 cząsteczki hydrochinonu np. [C₆H₄(OH)₂]₃*0,8Ar, [C₆H₄(OH)₂]₃*0,88Xe. Gazy te można łatwo odzyskać rozpuszczając klatraty. Klatraty tworzone są przez wszystkie gazy szlachetne z wyjątkiem helu.

159.HYDRATY- W hydratach o wzorze Y*5,75H₂O (Y- atom helowca) (stosunek cząsteczek wody do cząsteczek helowca 46/8= 5,75) cząsteczki wody krzepnącej w obecności helowca układają się w strukturę krystaliczną tak że komórka elementarna zawiera 46 cząsteczek wody pomiędzy którymi znajduje się 8 luk zdolnych pomieścić atom helowca. Pomiędzy uwięzionymi atomami helowca a cząsteczkami wody tworzącymi sieć przestrzenną kryształu, nie tworzą się wiązania, czynne są tylko słabe siły międzycząsteczkowe. heksafluoroplatynian ksenonu- Związek ma budowę jonową, jest trwały w temperaturze pokojowej, w próżni daje się przesublimować. Ogrzewany w temperaturach powyżej 430 K oddaje częściowo ksenon i przechodzi w związek o składzie Xe(PtF₆)₂, ciało stałe o barwie czerwonej. Z wodą XePtF₆ ulega gwałtownej reakcji hydrolizy: 2XePtF₆ + 6H₂O = 2Xe + O₂ + 12HF + 2PtO₂ We wszystkich fluorkach, helowce występują na dodatnich stopniach utlenienia, przy czym przyjmują stopień utlenie­nia od I do VIII.

160.Fluorki ksenonu, XeF2, XeF4 i XeF6, powstają w czasie ogrzewania, naświetla­nia lub poddawania wyładowaniom elektrycznym .mieszaniny ksenonu i fluoru o odpowiednim składzie. Może wówczas dojść do ustalenia stanów równowagi, odpowiadających reakcjom Xe+F₂=XeF₂ ; XeF₂+F₂=XeF₄ ; XeF₄+F₂=XeF₆

Fluorki ksenonu w temperaturze pokojowej są bezbarwnymi ciałami krystalicznymi łatwo sublimującymi w czasie ogrzewania w próżni. Sieci przestrzenne dwóch niższych fluorków, XeF2 i XeF4, są sieciami molekularnymi. XeF6 tworzy w stanie stałym cztery odmiany polimorficzne. W odmianie regularnej, trwałej w temp. niższych niż 153 K, obecne są jony [XeF5]+ łączące się z sobą za pośrednictwem mostków F- w tetramery i heksamery pierścieniowe, stanowiących najtrwalsze połączenia ksenonu, które mogą być ogrzewane do temp. 670 K bez rozkładu. Cząsteczki XeF2 są liniowe ,a cząsteczki XeF4 kwadratowe płaskie. Wszystkie 3 fluorki rozpuszczają się w ciekłym HF, przy czym dwa niższe dają roztwory nie przewodzące prądu elektrycznego, podczas gdy XeF6 ulega dysocjacji elektrolitycznej w myśl równania: XeF6 + HF = XeF5+ + HF2- Fluorki ksenonu w czasie ogrzewana ulegają rozkładowi na pierwiastki i wykazują silne działanie utleniające i fluorujące. W czasie tego rodzaju reakcji ksenon redukuje się do stopnia utlenienia 0; XeF2 + C2H4 = Xe + C2H4F2 ; XeF2 + 2H2 = Xe + 4HF XeF2 rozpuszcza się w wodzie, w której z czasem ulega rozkładowi - szybszemu w roztworze zasadowym, wolniejszemu w kwaśnym XeF2 + 2OH- = Xe + H2O + 1/2O2 + 2F­- Podobnie zachowuje się XeF4 Hydroliza XeF6 prowadzi natomiast do XeOF4 i XeO2F4, jeśli użyje się małych ilości wody: XeF6 + H2O = XeOF4 + 2HF; XeF6 + 2H20 = XeO2F6 + 4HF Użycie większych ilości wody prowadzi do trójtlenku ksenonu: XeF6 + 3H20 = Xe03 + 6HF

Struktura fluorków ksenonu -

XeF2 ma budowę liniową, cztero­fluorek XeF4 płaską, kwadratową. Struktura sześciofluorku jest najprawdopodobniej odkształconą strukturą oktaedryczną. Schemat orbitali cząsteczkowych w XeF2 uzyskuje się przez pokrywanie się orbitali p dwóch atomów fluoru z jednym z orbitali p centralnego atomu ksenonu.

XeF4, przyjmuje się, jest to zespół złożony z dwóch trójcentrowych orbitali cząsteczkowych - δ,δ_ i δ Wiązania utworzone przez obydwa zespoły są skierowane w stosunku do siebie pod kątem prostym. Pociąga to za sobą rozmieszczenie czterech jąder atomowych fluoru w czterech wierzchołkach. XeF6 - mamy do czynienia z trzema zespołami zdelokalizowanych trójcentrowych orbitali δ, prowadzi do modelu oktaedrycznego odkształconego cząsteczki.

161.Związki ksenonu z tlenem -

XeO₃, tworzy się w czasie hydrolizy XeF6 XeF6+3H2O=XeO3+6HF. Może być on następnie wydzielony z roztworu przez ostrożne zagęszczanie. Jest to bezbarwne ciało stałe, ulegające wybuchowe­mu rozkładowi.

• Budowa -Xe0₃ ma budowę piramidalną, zawiera on jedną wolną parę elektronową W roztworze-wodnym XeO3 działa silnie utleniająco. Utlenia np Mn2+ do Mn04. Po dodaniu do roztworu Ba(OH)2 wytrąca się osad, Ba2XeO6, zawierającego ksenon na stopniu utlenienia VIII. 2XeO3 + 4OH- + 2Ba2+ = Ba2XeO4 + Xe + O2 + 2H2O działaniem kwasu siarkowego wydziela się nietrwały gazowy tlenek XeO4. Kseniany należą do najsilniejszych znanych utleniaczy. Kseniany wydzielają jod, brom i chlor z roztworów jodków, bromków i chlorków, utleniają również Mn(II) do Mn(VI) i Mn(VII).

• 162.Zastosowanie helowców - Hel służy do napeł­niania balonów, mieszanina helu z tlenem używana jest jako gaz do oddychają nurkowie -hel rozpuszcza się we krwi w znacznie mniejszym stopniu niż azot, który w przypadku zbyt szybkiej zmiany ciśnienia wydziela się w postaci banieczek zamykających naczynia krwionośne, w lab w pracach nad najmniejszymi temp, w technice oświetleniowej do napełniania żarówek- Im większa bowiem jest masa cząsteczkowa gazu ochronnego, tym powolniejsze jest parowanie metalu z rozżarzonego ­ włókna wolframowego. Rozrzedzone gazy podczas przepuszczania przez nie wyładowań elektrycznych emitują ch-ne barwne światło: neon - czerwone, hel ­żółte, mieszanina helu z parami rtęci - niebieskie.

• 163.Fluor-przemysłowa metoda -z fluorytu pod działaniem kw siarkowego można przeprowadzić w CaSO4 iHF; CaF2+H2SO4=CaSO4+2HF. HF przerabia cię na fluorki i wolny fluor. Wydzielenie wolnego F możliwe jest tylko metodą elektrolityczną z mieszanin stopionego KHF2, z bezwodnym HF w temp 380K w środ bezwodnym. Na anodzie wydziela się F; 2F-=F2+2e-; na katodzie -H; 2H++2e-=H2

• .Zast -od produkcji UF6 stosowanego przy rozdzielaniu izotopów uranu oraz UF4 z którego otrzym się uran metaliczny, produkty fluorowania węgolwodorów takie jak teflon C2F4-duża odporność chem, freon CF2Cl2-w technice chłodzenia

• 164.Chlor-wytwarzany z NaCl. Na skale techniczną wytwarzany jest na drodze 1) elektrolizy NaCl w r-rze wodnym 2) lub w postaci stopionej soli. Na anodzie otrzymuje się Cl, na katodzie -H, a w r-rze-NaOH; 2NaCl+2H2O=Cl2+2NaOH+H2, w drugim przypadku produktem katodowym jest metaliczny sód 2NaCl=2Na+Cl2 3)-do celów lab Cl otrzym się działając stężonym HCl na KMnO4 lub MnO2; 2KMnO4+ 16HCl= 2MnCl2+2KCl+ 5Cl2+8H2O; 4HCl+MnO2=MnCl2+Cl2 +2H2O;

• Zast -Cl stosuje się jako środek bielący w przem włókienniczym i celulozowym, jako środek dezynfekujący do odkażania wody pitnej oraz jak materiał wyjściowy w produkcji licznych zw org i niektórych przem syntezach zw org.

• 165.Brom -1) wypiera się go działając Cl2 -2Br-+Cl2=Br2+Cl-; z wody morskiej brom otrzymuje się wprowadzając Cl do zakwaszonej wody o pH=3,5 a wydzielony brom usuwa się przedmuchując powietrzem. Następnie pary Br pochłaniane są na Na2CO3 w którym następuje reakcja; 3Na2CO3+3Br2=5NaBr+NaBrO3+3CO2. Po zakwaszeniu wydziela się brom HBrO3+5HBr=3H2O+3Br2 który wydzielany jest za pomocą destylacji.

• Zast-do produkcji leków i barwników syntetycznych, do otrzym dibromoetylenu środka dodawanego do benzyny zawierającej Pb(C2H5)4 jako środek przeciwstukowy, AgBr- w fotografii KBr -środek uspokajający, CH3Br-środek chwastobójczy. W lab w postaci wody bromowej jako dogodny i energiczny środ utleniający.

• 166.Jod -dawniej otrzymywany z popiołów niektórych wodorostów morskich. Obecnie ze złóż saletry sodowej w których występuje w postaci jodanów V i VII. 1)- z r-rów jodków działając Cl2; 2I-+Cl2=I2+2Cl- 2)-z saletry chilijskiej działając na nią HSO3-(IV); 2IO3-+5HSO3-=3HSO4-+2SO42-+H2O+I2.

• Zast -w medycynie do otrzym środ dezynfekujących i w przem barwników syntetycz. Ważnym zastosowaniem jod znalazł w chem analit -jodometria.

• 167.Kw Beztlenowe+otrzym -HF i HCl otrzymuj się działając stężonym H2SO4 na odpowiednie sole. HF z fluorytu CaF2; CaF2+H2SO4= CaSO4+2HF. HCl z salmiaku NH4Cl; 2NH4Cl+H2SO4=2HCl+(NH4)2SO4. Do celów przemysł jak surowiec do otrzym HCl służy NaCl. Produktami reakcji zachodzącej na zimno jest NaHSO4 i HCl; NaCl+H2SO4=NaSO4+HCl; w temp ciemnego żaru reakcja zachodzi dalej NaCl+NaHSO4=Na2SO4+HCl; z bezpośredniej syntezy (spalania) Cl z H2.

• 168.HF i reszta opis -największy charakter kowalencyjny z halogenków na HF. W dalszych fluorowcowodorach ch-er kowalencyjny szybko spada. Odpowiednio do tego zmieniają się momenty dipolowe i maleją w tym samym kierunku. HF- cząsteczki posiadają zdolność do asocjacji na skutek tworzenia wiązań wodorowych, która prowadzi do powstania zygzakowatych fańcuchów obecnych w zestalonym HF. W warunkach normalnych tylko HF jest cieczą, raszka gazy. FH- jest doskonałym rozpuszczalnikiem subst org i nieorg. Ulega on autodysocjacji przebiegającej według równania; 2HF=H2F++F-; 3HF=H2F++HF2-. Wszystkie halo rozpuszczają się w H2O. HX+H2O=H3O++X-. Moc kwasów rośnie w grupie co jest związane z promieniem atomowy halo. HF nie ulega żadnym środkom utleniającym. Najłatwiej utl ulega HI, który uważany jest za dość skuteczny środek utleniający. Entalpia fluorowców z H maleje w grupie.

• 169.HBr i HJ nie można otrzymać działając H2SO4 na odpowiednie halogenki ponieważ związki te mogą się utleniać pod wpływem stężonego H2SO4.HBr i HI otrzym się w wyniku hydrolizy tridorku lub trijodku fosforu. HBr- wkrapla się do mieszaniny czerwonego fosforu i wody Br; 3P+3Br2=2PBr3; PBr3+3H2O=H3PO3+3HBr. HJ -wkrapla się jod do mieszaniny fosforu i wody; 3P+3J2=2PJ3; PJ3+3H2O=H3PO3+HJ;

• 170.Tlenowe kw fluorowców -HFO- fluorowy I nietrwały; HClO-chlorowy (I); HClO2(III); HclO3(V);HClO4-chlorowy (VII), HBrO; HBrO2;HBrO3; HBrO4; HIO-(I); HIO3(V);H5IO6(VII); HIO4; H3IO5; H4I2O9; H7I3O11. Większość kwasów nie udaje się wydzielić w postaci czystej i jedynie znane są ich r-ry sol. Trwałość wzrasta ich wraz ze stopniem utlenienia fluorowca. Wszystkie kwasy wykazują silne działanie utleniające, słabnące wraz ze wzrostem utl. Ze wzrost utl wzrasta moc oksokwasów halogenowych.

• 171.Kwasy HClO,HBrO i HIO można otrzymać w postaci rozcieńczonych r-rów, wprowadzając odpowiednie fluorowce do wodnej zawiesiny HgO; 2X2+2HgO+H2O= HgO*HgX2+2HXO. Są to związki nietrwałe, które podczas zagęszczania r-rów ulegają rozkładowi. Sole tych kw są trwalsze.

• 172.Chloran (I) sodu -(podchloryn sodu) w r-rach jako środek bielący, jest wytwarzany na skalę techniczną w procesie elektrolizy NaCl jeżeli uniemożliwi się mieszanie cieczy katodowej i anodowej, chlor reaguje z NaOH i powstaje chloran(I).

• 173.wapno chlorowe -jest produktem działania chloru na wodorotlenek wapnia, tani masowy środek dezynfekujący; Cl2+Ca(OH)2=CaCl(ClO)+H2O. Stanowi on mieszaninę Ca(ClO)2*4H2O z CaCl2*Ca(OH)2*H2O

• 174.Chlorany, bromiany i jodany (V) Cl i Br można otrzymać tylko w postaci r-rów. Jodowy da się wydzielić w stanie wolnym. Sa to mocne kwasy i silne środki utl. -otrzym w wyniku dysproporcjonowania chloranów i bromianów 3NaClO=NaClO3+2NaCl. Chloran V otrzymuje się na skalę przemysłową w wyniku elektrolizy gorącego r-ru KCl. Produkty katodowy i anodowy poddany mieszaniu reaguje dając KClO następnie rozkłada się z utworzeniem KCl i KClO3.

• 175.Kwas Chlorowy VII - HClO4 -najmocniejszy znany kwas, silny środek utleniający. W temp pokojowej stanowi bezbarwną oleistą ciecz, łatwo wydychającą podczas ogrzania w obecności śladów sub org.

• Otrzym- w wyniku działania stężonego H2SO4 na chlorany (VII)

• 176.Kwasy VII vs.Cl- najmocniejszy znany kwas, silny środek utleniający, otrzym w wyniku działania stęż H2SO4 na chlorany VII. Borowy -powstaje w czasie utleniania boranów V za pomocą silnych utleniaczy. Jodowy VII-różni się od kw Cl i Br wyższym stopniem uwodnienia, co powoduje że jest on kw dość słabym. -

• 177.Związki miedzyhalogenami -fluoro tworzą między sobą związki AXn n=1,3,5,7. można je otrzym w wyniku bezpośredniej syntezy z pierw lub działając fluorowcem o mniejszej liczbie atomowej na związki fluorowców o większej licz atom. Rodzaj utworzonych produktów zależy od warunków rekcji. związki te są bardziej aktywne (z wyjątkiem F) od czystych chlorowców. Biorą także udział w reakcjach analogicznych jak czyste chlorowce. AX3,AX5,AX7- F nigdy nie jest atomem A.

• IF5- ma kształt piramidy o podstawie kwadratu. Atom centralny ulega hybrydyzacji sp3d2. 5 orbitali wytwarza 5 wiązań pojedynczych, 6ty mieści wolne pary elekt zlokalizowane przy atomie centralnym.

• IF7- ma kształt bipiramidy pentagonalnej, co świadczy o hybrydyzacji sp2d3. wszystkie 7 orbitali wytwarza wiązanie pi. ++== Trwałość wiązań A-F rośnie w szeregu ClFn<BrFn<IFn przy stałej liczbie n, co jest związane ze wzrostem różnicy w elektroujemności i wzrastającej polarności wiązania, przyczyniając się do jego stabilizacji. Przy zmianie A i malejącej liczbie n również rośnie trwałość związków.

• 178.Polihalogenki - jony halogenkowe szczególnie jony I-, mogą niekiedy przyłączać cząsteczki halogenków lub czas związków miedzyhalohen, tworząc jony polihalogenkowe. Jod w r-rze KI jest znacznie bardziej rozpuszczalny niż w czystej wodzie, tworząc I3-; I-+I2=I3-. Otrzymano także I5-,I7-,I9-.

• 179.Dodatnie jony I -w pewnych warunkach I tworzy jony dodatnie. W stopionym Icl występuje jednododatni jon jodu 3Icl=I+ +Icl2-. Podczas elektrolizy ICN w pirydynie na katodzie wydziela się jod, co może świadczyć o dysocjacji elektrolitycznej ICN=I++CN-. Działając na I dymiącym kw azotowym i bezwodnikiem octowym możemy otrzymać I3+ „(I(CH3COO)3.

• 180.ClF₃ HYBRYDYZACJA W związkach miedzyhalogenowych AX₃, AX₅, AX₇ fluor nigdy nie obejmuje rolę atomu A, a wynika to stąd że powłoka walencyjna fluoru (powłoka L) nie zawiera orbitali (d) które są potrzebne to tworzenia tych związków. ClF₃ - bezbarwny związek, bardzo reaktywny chemicznie, cząsteczka ma kształt litery T, atom chloru wykazuje w stanie podstawowym konfiguracje elektronową 3s²p⁵, ulega hybrydyzacji sp³d, w którym bierze udział jeden z pustych orbitali 3d. Łączna liczba elektronów walencyjnych w cząsteczce ClF₃ wynosi 28 Cl₂ + 3F₂ → 2ClF₃ (600K)

• 181.WODA CHLOROWA I BROMOWA:Chlor i brom rozpuszczają się w wodzie dosyć dobrze, dając bezbarwną wodę chlorową i brunatną wodę bromową używane w lab. jako utleniacze.Cl₂ + H₂O = HCl + HClO,Br₂ + H₂O = HBr + HbrO W czasie krzepnięcia tych roztworów wydzielają się kryształy hydratów Cl₂ 8H₂O i Br₂ 10H₂O. Pod wpływem światła następuje rozkład oksokwasów z wydzieleniem tlenu, dlatego wodę chlorową i bromową należy przechowywać w ciemnych butelkach: 2HClO ={h}2HCl + O₂,2HbrO ={h}2HBr + O₂

• 182,TeCl₄-struktura, hybrydyzacja -TeO₂+2SCl₄+2SOCl_2. Tetrachlorektelluru wykazuje strukturę zdeformowanego sześcianu, atomy Te hybrydyzują w sp³d, osie orbitali zhybrydyzowanych są skierowane ku narożom bi-piramidy trygonalnej. Tetrachlorek teluru reaguje z HCl tworząc jon kompleksowy [TeCl₆]^2- . TeCl₄+2HCl=H₂[TeCl₆] . TeCl₄+2H₂O=TeO₂+4HCl.

• 183.Chlorek tionylu i sulfurylu- otrzymywanie i hybrydyzacja:SOCl₂ stosowany w chemii organicznej do wprowadzania grup tionylowych. PCl₅+SO₂= POCl₃+SOCl₂. Struktura -kształt bipiramidalny, hybrydyzacja sp³. Jest bezbarwna cieczy o przenikliwej woni. Chlorek sulfurylu SO₂+Cl₂ =SO₂Cl₂ kształt tetraedryczny hybryd sp³, bezbarwna ciecz o ostrej woni.

• Usuwanie chloru w przem. Cl₂+S₂O₆^-+H₂O=2Cl^-+4H⁺+2SO₄^2-

• Związki z O2:

184.ClO2-ditlenek chloru- gaz barwy żółtej. W lab otrzymuje się działając stężonym kw siarkowym na KClO3 w temp 273K. 3KClO3+3H2SO4=3HClO3+3KHSO4 || 3HclO3=2ClO2+[H3O+][ClO4-]. Silne włł utleniające, ulega rozpadowi pod wpływem ogrzania. Cl występuje na IV st utl . Cl spełnia częściowo formę utleniacza i reduktora przechodząc w połowie na st utl III i w połowie na V.-reakcje dysproporcji. ClO2 na budowę kątową kąt wiązaniami pomiędzy O-Cl-O wynosi 117o. Tlen przyjmuje hybrydyzację sp2. O=Cl-O  O-Cl=O. Cząsteczka ma wł paramagn.

185.Cl2O- gaz otrzymuj się go przepuszczając chlor nad tlenkiem rtęci II 2Cl2+2HgO=HgCl2*HgO+Cl2O. Jest bezwodnikiem kwas Cl2O+2NaOH=2NaClO+H2O. Ja budowę trójkąta. Atom O w hybrydyzacji sp3.

186.OF2- otrzym działając gazowym Fluorem na rozcięczony r-r NaOH 2F2+2NaOH=2NaF+H2O+OF2. bezbarwny gaz, reagujący gwałtownie z metalami, fosforem i siarką. Nie wykazuje wł bezwodnika kwasowego.

---