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