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