Prof. dr hab. Andrzej L. Małecki

Wydział Inżynierii Materiałowej i Ceramiki

Katedra Chemii Nieorganicznej

materiały do wykładów

cz. II

WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE METALI

podsumowanie (1)

metale w związkach chemicznych występują na dodatnich

stopniach utlenienia (+1 do +8)

METAL

kwas beztlenowy

kwas tlenowy

sól + wodór

brak reakcji

sól + produkty

redukcji kwasu

WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE METALI

podsumowanie (2)

METALE

WODORKI

H

2

METALE

tlenki

(O

2-

)

nadtlenki

(O-O)

2-

ponadtlenki

(O-O)

-

O

2

WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE METALI

reakcje metali z węglem

METALE

WĘGLIKI

C

acetylenki Me

(+)

(C

hC)

2-

(sp)

węgliki o strukturze analogicznej do grafitu (sp

2

)

węgliki o strukturze analogicznej do diamentu (sp

3

)

węgliki o strukturze analogicznej do sieci metalu

węgliki o strukturze analogicznej do grafitu (sp

2

)

węgliki o strukturze analogicznej do diamentu (sp

3

)

WĘGLIKI METALI - przykłady

acetylenki (C

hC)

2-

CaC

2

, MgC

2

węgliki o strukturze grafitu

C

8

Br, C

x

O

y

(„tlenek grafitu”)

węgliki o strukturze diamentu SiC, Al

4

C

3

węgliki o strukturze metalu

TiC, VC

LITOWCE

Reaktywne miękkie metale o niskich temperaturach topnienia,
małej gęstości i silnych właściwościach redukujących, tworzące w
związkach kationy M

+

, otrzymywane drogą elektrolizy stopionych

soli.

Li, Na, K, Rb, Cs,

Fr

ns

1

0

0.1

0.2

0.3

0.4

0.5

0.6

0.7

0.8

0.9

pote

nc

jał

jon

iz

ac

ji

/aJ

Li

Na

K

Rb

Cs

POTENCJAŁ JONIZACJI

reaktywność

0

50

100

150

200

250

300

r

(at),

r

(jon

)

/

p

m

Li

Na

K

Rb

Cs

atomowe

jonowe

LITOWCE

PROMIENIE ATOMOWE

I JONOWE

LITOWCE - reakcje

Li, Na, K

Li

2

O

Na

2

O+Na

2

O

2

K

2

O

2

O

2

LiN

N

2

LiOH, NaOH, KOH

H

2

O

Li

2

C

2

C

LiCl, NaCl, KCl

Cl

2

LiH, NaH, KH

H

2

sole + H

2

kwasy tlenowe

i beztlenowe

BERYLOWCE

Be, Mg, Ca, Sr, Ba,

Ra

Lekkie metale, których reaktywność wzrasta ze wzrostem
liczby atomowej. W związkach najczęściej tworzą jony M

2+

(za wyjątkiem berylu, który nie tworzy takiego jonu
odbiegając

swoimi

właściwościami

od

pozostałych

pierwiastków tej grupy).

Be

Cl

Cl

s

s

Cl

-

Mg

2+

Cl

-

ns

2

0

0.2

0.4

0.6

0.8

1

1.2

1.4

1.6

pote

nc

jał

jon

iz

ac

ji

/aJ

Be

Mg

Ca

Sr

Ba

BERYLOWCE

reaktywność

POTENCJAŁ JONIZACJI

BERYLOWCE - reakcje

Mg, Ca, Ba

Mg(OH)

2

, Ca(OH)

2

,

Ba(OH)

2

(+ H

2

)

H

2

O

MgO, CaO, BaO

O

2

MgH

2

, CaH

2

, BaH

2

H

2

Mg

3

N

2

, Ca

3

N

2

, Ba

3

N

2

N

2

MgC

2

, CaC

2

, BaC

2

C

sole + H

2

kwasy tlenowe

i beztlenowe

PIERWIASTKI BLOKU d

Pierwiastki metaliczne, różniące się na ogół wysokimi
temperaturami topnienia i gęstością, występujące w związkach
na różnych stopniach utlenienia.

konfiguracja elektronowa:

ns

2(1)

(n-1)d

x

(x

g4 lub 9 oraz g ns

2

(n-1)d

10

)

konfiguracja elektronowa:

ns

2

(n-1)d

10

pierwiastki przejściowe

cynk, kadm, rtęć

120

140

160

180

200

0

5

10

15

p

ro

m

ie

n

ie

a

to

m

o

w

e

/p

m

4 okres

5 okres
6 okres

PIERWIASTKI BLOKU d

promienie atomowe

PIERWIASTKI BLOKU d

stopnie utlenienia

Sc

III

Ti

II-IV

V

II-V

Cr

II-VI

Mn

II-VII

Fe

II

III

Co

II

III

Ni

II

III

Cu

I

II

Zn

II

Y

III

Zr

II-IV

Nb

III-V

Mo

II -VI

Tc

Ru

III,IV
VI-VIII

Rh

III,IV

VI

Pd

II
IV

Ag

I

Cd

II

La

III

Hf

IV

Ta

IV

W

II -VI

Re

III-VII

Os

III,IV
VI-VIII

Ir

III,IV

VI

Pt

II
IV

Au

I

III

Hg

I

II

PIERWIASTKI BLOKU d

charakterystyczne właściwości

Tworzenie tzw. związków kompleksowych wynikające z istnienia
niezapełnionych orbitali typu d.

Zmienność stopnia utlenienia przejawiająca się w częstym
udziale jonów tych metali w reakcjach utleniania i redukcji.

Zdolność do tworzenia wielu związków niestechiometrycznych
(wodorki, węgliki, azotki, siarczki, tlenki).

Wzrost właściwości kwasowych ze wzrostem stopnia utlenienia
jonu.

DEFEKTY PUNKTOWE

Zburzenia regularności sieci krystalicznej o rozmiarach rzędu
rozmiarów elementów tworzących kryształ (jonów, atomów
lub cząsteczek) to....

atomowe

elektronowe

dotyczą całego atomu,
jonu lub cząsteczki

dotyczą wyłącznie sytuacji
związanych z zachowaniem się
elektronu w sieci krystalicznej

PRZYCZYNY NIESTECHIOMETRYCZNOŚCI

DEFEKTY ATOMOWE

sieć

idealna

DEFEKTY ELEKTRONOWE

sieć

idealna

Ni

2+

Ni

3+

ATOMOWE DEFEKTY PUNKTOWE

defekt Schottky’ego

wakancja

kationowa

wakancja
anionowa

sieć

idealna

kation

anion

ATOMOWE DEFEKTY PUNKTOWE

defekt Frenkla

sieć

idealna

kation

anion

kation

międzywęzłowy

wakancja

kationowa

PIERWIASTKI BLOKU d

właściwości

kwasowe

amfoteryczne i

zasadowe

Sc

III

Ti

II

III

IV

V

II

III

IV

V

Cr

II

III

IV

VI

Mn

II

IV

VII

Fe

II

III

Co

II

Ni

II

Cu

I

II

Zn

II

Zr

IV

Mo

VI

Ru

VII

Ag

I

Cd

II

W

VI

Re

VII

Pt

IV

Hg

II

ŻELAZO Fe

właściwości fizyczne i chemiczne

Żelazo jest srebrzystoszarym, ciągliwym i kowalnym metalem o
gęstości 7,9 g cm

-3

, topiącym się w temperaturze ok. 1540°C.

Występuje w trzech odmianach alotropowych.

Żelazo otrzymuje się w tzw. procesie wielkopiecowym, w którym
tlenki żelaza redukuje się koksem. Użyty węgiel (koks) jest
paliwem potrzebnym do podtrzymania wysokiej temperatury
pieca, reduktorem tlenków żelaza i wchodzi w skład tzw.
surówki.

otrzymywanie:

Fe

2

O

3

koks (C)

koks (C)

powietrze

CO

Fe + C (> 2%)

surówka

CO,CO

2

powietrze

Fe + C (< 2%)

stal

CO,CO

2

Żelazo jest metalem dość aktywnym chemicznie w
temperaturze pokojowej. Reaguje po ogrzaniu z siarką,
fosforem, fluorowcami i parą wodną.

ŻELAZO Fe

właściwości chemiczne

Fe

FeS, Fe

2

S

3

FeP, Fe

3

P

FeX

2

, FeX

3

FeO(OH)F

e(OH)

2

Fe(OH)

3

X=F

2

, Cl

2

, Br

2

, I

2

H

2

O

siarka

fosfor

Żelazo nie reaguje z powietrzem w temperaturze pokojowej,
natomiast po ogrzaniu pokrywa się warstwą tlenków. Rozpuszcza
się w kwasach nieutleniających i rozcieńczonym kwasie
azotowym, Żelazo występuje w związkach na +2 i +3 stopniu
utlenienia.

Żelazo tworzy związki z borem,
węglem, azotem i krzemem.

ŻELAZO Fe

właściwości chemiczne (cd.)

Fe

FeB

bor

Fe

2

N, Fe

4

N

azot

Fe

3

C

węgiel

FeSi

krzem

MIEDŹ Cu

Miedź jest metalem o czerwono-różowej barwie, mało aktywnym
chemicznie. Wykazuje dobrą ciągliwość i kowalność, jest też
bardzo dobrym przewodnikiem elektryczności i ciepła.

siarczki miedzi

(rudy)

tlenki miedzi

miedź czarna

(zanieczyszczona)

miedź Cu

powietrze

redukcja

rafinacja

elektrolityczna

otrzymywanie:

właściwości fizyczne i chemiczne

Miedź z powietrzem w temperaturze pokojowej reaguje
powoli pokrywając się cienką warstwą czerwonego Cu

2

O. W

obecności wilgoci i CO

2

tworzy się zielona warstwa

hydroksowęglanów (np. Cu

2

(OH)

2

CO

3

), chroniąca miedź

przed dalszym działaniem innych czynników (patyna). Miedź
łatwo reaguje z fluorowcami tworząc odpowiednie halogenki.
Miedź nie rozpuszcza się w kwasach beztlenowych.

Miedź w związkach występuje na +1 i +2 stopniu utlenienia.

MIEDŹ Cu

właściwości chemiczne

BOROWCE

B, Al, Ga, In, Tl

Borowce są pierwiastkami o zróżnicowanych właściwościach
fizycznych i chemicznych.

właściwości metaliczne

B Al Ga In Tl

niemetal

najtrwalsze stopnie utlenienia i tworzone jony:

B(+III) Al

3+

Ga

3+

In

3+ (1+)

Tl

+ (3+)

nie tworzy jonu B

3+

metal

amfoteryczny

ns

2

p

1

GLIN Al

otrzymywanie:

elektroliza stopionego Al

2

O

3

(+Na

3

AlF

6

)

Glin jest srebrzystobiałym, kowalnym i ciągliwym metalem,
o

własnościach amfoterycznych, gęstość 2,7 g/cm

3

,

temperatura topnienia 660°C. W związkach chemicznych
występuje przede wszystkim +3 stopniu utlenienia.

podstawowe reakcje (ilustracja amfoteryczności):

Al + HCl

t AlCl

3

+ H

2

Al + NaOH + H

2

O

t Na[Al(OH)

4

] + H

2

tetrahydroksoglinian sodu

właściwości fizyczne i chemiczne

GLIN Al

glin łatwo reaguje z fluorowcami:

Al + Br

2

t AlBr

3

...... metoda wydzielania metali i stopów (np. chromu,
manganu, żelaza) z tlenków tych metali, wykorzystująca ich
reakcję z granulowanym lub sproszkowanym glinem. Znaczny
efekt cieplny tej reakcji pozwala na wytopienie wolnego
metalu, na którego powierzchni pływa Al

2

O

3

.

ALUMINOTERMIA

Al + Cr

2

O

3

t Al

2

O

3

+ Cr

Stężone kwasy utleniające (np. HNO

3

) nie reagują z glinem.

właściwości chemiczne

GLIN Al

reakcje

Al

brak reakcji

powietrze, H

2

O

< 800°C

Al

2

O

3

+ AlN

powietrze

> 800°C

Al

2

O

3

O

2

> 800°C

AlP

fosfor

> 400°C

Al

2

S

3

siarka > 400°C

AlCl

3

Cl

2

100°C

AlCl

3

+H

2

HCl

NaAlO

2

+H

2

NaOH

Al(CH

3

O)

3

CH

3

OH

FORMY WYSTĘPOWANIA NIEMETALI

wodór

woda, węglowodory i pochodne

hel

gaz ziemny, atmosfera

bor

boraks Na

2

B

4

O

7

·10H

2

O

węgiel

CO

2

, CH

4

, węglowodory, materia ożywiona,

wapień CaCO

3

, dolomit CaCO

3

·MgCO

3

azot

atmosfera (N

2

), azotany (saletry NaNO

3

,

KNO

3

), materia ożywiona

FORMY WYSTĘPOWANIA NIEMETALI

tlen

O

2

(atmosfera), woda i inne tlenki, sole kwasów

tlenowych, wodorotlenki, materia ożywiona

fluor

fluoryt CaF

2

, apatyty Ca

5

(PO

4

)

3

(OH,F)

neon

Ne (atmosfera)

krzem

SiO

2

(kwarc), krzemiany,

glinokrzemiany

fosfor

fosforyt Ca

3

(PO

4

)

2

, apatyty, materia ożywiona

FORMY WYSTĘPOWANIA NIEMETALI

siarka

S (siarka rodzima), siarczki (piryt FeS

2

, galena

PbS, sfaleryt ZnS), siarczany (gips CaSO

4

·2H

2

O

,

baryt BaSO

4

, anhydryt CaSO

4

, sól gorzka

MgSO

4

), H

2

S, SO

2

(wyziewy wulkaniczne)

chlor

halit NaCl (pokłady i woda morska), sylwin KCl

argon

atmosfera

arsen

realgar As

4

S

4

, aurypigment As

2

S

3

, arsenopiryt

FeAsS

3

FORMY WYSTĘPOWANIA NIEMETALI

brom

woda morska (bromki)

krypton atmosfera

jod

woda morska (jodki)

ksenon

atmosfera

OTRZYMYWANIE NIEMETALI

wodór (1)

1) elektroliza wody

2) konwersja gazu wodnego:

C + H

2

O = CO + H

2

C

H

2

O

(CO+H

2

) + H

2

O = CO

2

+ 2H

2

CO

2

H

2

H

2

O

OTRZYMYWANIE NIEMETALI

wodór (2)

konwersja alkanów:

reakcja metanu z tlenem:

2CH

4

+ O

2

→ 2CO + 4H

2

OTRZYMYWANIE NIEMETALI

tlen, azot, gazy szlachetne

powietrze

skroplenie

destylacja frakcjonowana

O

2

,

N

2

,

Ne, Ar, Kr, Xe

CH

4

+ He

gaz ziemny

skroplenie

metanu

CH

4

He

OTRZYMYWANIE NIEMETALI

bor i krzem

otrzymywanie boru:

HBr

B

H

BBr

C

1600

1000

~

2

3





















B

MgO

Mg

O

B

C

700

500

~

3

2





















otrzymywanie krzemu:

)

O

Al

,

MgO

,

CO

(

Si

SiO

3

2

2

Al

,

Mg

,

C

2







 



)

AlCl

,

KCl

,

NaCl

(

Si

SiCl

3

Al

,

K

,

Na

4







 



OTRZYMYWANIE NIEMETALI

fluorowce

fluor

elektroliza stopionych fluorków

chlor

elektroliza stopionych chlorków
elektroliza wodnych roztworów chlorków (NaCl)

brom

elektroliza wodnych roztworów bromków
wypieranie bromu: KBr + Cl

2

d KCl + Br

2

jod

wypieranie jodu: KI + Cl

2

d KCl + I

2

WŁAŚCIWOŚCI FIZYCZNE NIEMETALI

stan skupienia:

gazy, ciecze, ciała stałe

gęstość:

8,8·10

-6

(H

2

) - 4,93 (I

2

) g·cm

-3

temperatura topnienia:

-255 (H

2

) do 217°C (Se)

temperatura wrzenia:

-269 (He) do 685°C (Se)

WODÓR – podstawowe właściwości

Bezbarwny, pozbawiony zapachu gaz, złożony z cząsteczek H

2

.

cząsteczki H

2

występują w dwóch odmianach:

ortowodór

parawodór

izotopy:

 

 

)

tryt

(

T

H

),

deuter

(

D

H

),

prot

(

H

3

1

3

1

2

1

2

1

1
1

odmiany alotropowe:

BRAK







He

3

2

WODÓR – drogi wchodzenia w reakcje chemiczne

H

2

+ X

H – X wiązanie typu

s

przeniesienie elektronu

H

t X (H

+

X

-

)

przeniesienie elektronu

H

b X (X

+

H

-

)

BOR

Bor jest niemetalem występującym w Przyrodzie w postaci kwasu
borowego H

3

BO

3

i lub jego soli. Posiada 6 odmian alotropowych.

B

Si + B

2

O

3

SiO

2

B

2

O

3

O

2

700°C

BF

3

F

2

20°C

BCl

3

, BBr

3

, BI

3

X

2

>300°C

BN

N

2

>900°C

B

4

C

CO

>900°C

B

2

S

3

S

2

>700°C

H

2

+ H

3

BO

3

H

2

O

WĘGLOWCE

C, Si, Ge, Sn, Pb

Węglowce są pierwiastkami o zróżnicowanych właściwościach
fizycznych i chemicznych, których charakter metaliczny
wzrasta ze wzrostem liczby atomowej.

niemetale

metaloidy (półmetale)

metale

C

Si

Pb

Ge

Sn

trwałość stopnia utlenienia:

+2

+4

C Si Ge Sn Pb

Pb Sn Ge Si C

WĘGLOWCE - połączenia z wodorem

Ge, Sn, Pb

C

Si

węglowodory

aromatyczne

alicykliczne

alifatyczne

(łańcuchowe)

silany

Si

n

H

2n+2

(n

15)

XH

4

C

C

C

nasycone -C-C-

nienasycone –C=C- lub -C

hC-

WĘGIEL

Pierwiastek

niemetaliczny

posiadający

różne

odmiany

alotropowe: diament, grafit, węgiel bezpostaciowy, fullereny i
grafen.

diament grafit

sp

2

sp

3

fulleren C

60

GRAFEN

WĘGIEL – podstawowe związki

cyjan

Hg(CN)

2

t Hg + C

2

N

2

HCN

+H

2

S

-HgS

cyjanowodór

+H

2

O

HCN

aq

kwas

cyjanowodorowy

X

2

(X – Cl, Br, I)

kwas izocyjanowy

kwas tiocyjanowy

KRZEM

Metaloid mało reaktywny w niskich temperaturach. Drugi co do
rozpowszechnienia pierwiastek na Ziemi (15%), występujący
praktycznie we wszystkich skałach w postaci SiO

2

, krzemianów

i glinokrzemianów.

otrzymywanie:

MgO

Si

SiO

Mg

2







Si

SiF

SiO

Al

,

K

,

Na

4

HF

2





 







KRZEM - reakcje

Si

MgSi

Mg

SiO

2

, (SiO)

O

2

SiF

4

, SiCl

4

, SiBr

4

, SiI

4

F

2

, Cl

2

, Br

2

, I

2

SiHCl

3

, SiHBr

3

, SiHI

3

HCl, HBr, HI

Si

3

N

4

N

2

Na

2

SiO

3

-H

2

+NaOH

SiS

2

S

2

SiC

C

AZOTOWCE

Pierwiastki o umiarkowanej elektroujemności, których
charakter metaliczny rośnie ze wzrostem liczby atomowej. Nie
tworzą prostych anionów, a jedynie bizmut tworzy kation Bi

3+

.

N, P, As, Sb, Bi

ns

2

p

3

Cechą charakterystyczną jest tworzenie jonów:









4

4

4

4

SbH

,

AsH

,

PH

,

NH

AZOT – podstawowe właściwości

N

N

p

p

Bezbarwny, bezwonny gaz o niskiej reaktywności chemicznej,
która wynika z dużej energii wiązania chemicznego. Jest
podstawowym składnikiem powietrza (ok.78%). Należy do tzw.
biopierwiastków wchodząc w skład białek i kwasów
nukleinowych.

otrzymywanie:

destylacja skroplonego powietrza (skala techniczna)

rozkład termiczny NH

4

NO

2

t N

2

+ H

2

O (skala laboratoryjna)

AZOT – reakcje

N

2

azotki

różne

pierwiastki

>200°C

międzywęzłowe

Ti, Zr, W

jonowe (N

3-

)

Li

3

N, Mg

3

N

2

kowalencyjne

Si

3

N

4

, P

3

N

5

NO, NO

2

, N

2

O

4

N

2

O, N

2

O

3

, N

2

O

5

O

2

> 300°C

bezpośrednio

O

2

pośrednio

NH

3

, N

2

H

4

H

2

FOSFOR – podstawowe właściwości

Pierwiastek o średnim rozpowszechnieniu na Ziemi (0,19%),
występujący wyłącznie w postaci związków zawierających
metale i tlen (np. Ca

3

(PO

4

)

3

).

Fosfor posiada cztery odmiany alotropowe, fosfor biały, czerwony,
fioletowy i czarny. Odmiana biała jest bardzo reaktywna chemicznie.

otrzymywanie - prażenie fosforytów z piaskiem i węglem:

Ca

3

(PO

4

)

2

+ SiO

2

t CaSiO

3

+ P

4

O

10

P

4

O

10

+ C

t P

4

+ CO

FOSFOR – reakcje

P

P

2

O

3

, P

2

O

5

P

4

O

6

, P

4

O

10

kwasy fosforowe

PH

3

PCl

3

, PBr

3

fosforki

Ca

3

P

2

, Ni

3

P, CoP

3

O

2

H

2

O

Cl

2

, Br

2

metale

H

2

TLENOWCE

O, S, Se, Te,

Po

ns

2

p

4

Aktywne pierwiastki o charakterze niemetalicznym (O,S),
półmetalicznym (Se,Te) lub metalicznym (Po).

Wszystkie tlenowce tworzą
trwałe aniony X

2-

.

Mimo znacznej aktywności
chemicznej,

tlen

i

siarka

występują w stanie wolnym, co
jest

wynikiem

procesów

geologicznych

(siarka)

lub

biologicznych (tlen).

TLEN – podstawowe właściwości

Bezbarwny gaz (temperatura wrzenia: -183°C), bez zapachu,
złożony z cząsteczek O

2

. Jest najbardziej rozpowszechnionym

pierwiastkiem na Ziemi (47,2%).

odmiany alotropowe:

O

2

, O

3

ditlen

tritlen (ozon)

izotopy:

16

O (99,8%),

17

O,

18

O

STRUKTURA OZONU

O

..

.. ..

O

..

.. ..

O

..

.. ..

..

O

..

O

..

.. ..

O

..

..

p

.

O

..

O

..

.. ..

O

..

..

p

.

-

+

O

..

O

..

.. ..

O

..

..

p

-

+

struktury rezonansowe cząsteczki ozonu

DROGI REAKCJI TLENU

tworzenie jonu tlenkowego O

2- *)

tworzenie jonu nadtlenkowego (O-O)

2-

tworzenie jonu ponadtlenkowego (O-O)

-

*)

faktycznie lub formalnie

O + 2e

-

t O

2-









2
2

2

O

e

2

O









2

2

O

e

O

tworzenie jonu tlenowego

O - 2e

-

t O

2+

E

1s

2s

2p

1s

2

2s

2

2p

4

Budowa jonu tlenkowego O

2-

atom tlenu

E

1s

2s

2p

1s

2

2s

2

2p

6

jon tlenkowy O

2-

E

s

2

s

*

s

2

s

z

p

2

s

x

p

2

p

y

p

2

p

*

p

x

2

p

*

p

y

2

p

*

z

p

2

s

E

s

2

s

*

s

2

s

z

p

2

s

x

p

2

p

y

p

2

p

*

p

x

2

p

*

p

y

2

p

*

z

p

2

s

cząsteczka O

2

jon nadtlenkowy (O-O)

2-

Budowa jonu nadtlenkowego (O

2

)

2-

E

s

2

s

*

s

2

s

z

p

2

s

x

p

2

p

y

p

2

p

*

p

x

2

p

*

p

y

2

p

*

z

p

2

s

E

s

2

s

*

s

2

s

z

p

2

s

x

p

2

p

y

p

2

p

*

p

x

2

p

*

p

y

2

p

*

z

p

2

s

cząsteczka O

2

jon ponadtlenkowy (O-O)

-

Budowa jonu ponadtlenkowego (O

2

)

-

SIARKA

Niemetal barwy żółtej, nierozpuszczalny
w

wodzie,

występujący w kilku

odmianach alotropowych, z których
najważniejszymi są siarka rombowa,
jednoskośna i plastyczna.

Jednostką strukturalną w odmianach
siarki jest cząsteczka S

8

siarka

rombowa

siarka

jednoskośna

96°C

siarka ciekła

113°C

siarka plastyczna

szybkie chłodzenie

ogrzewanie

SIARKA - reakcje

S

SO

2

O

2

SO

3

O

2

halogenki

tionylu SO

2+

SOX

2

X

2

halogenki

sulfurylu

SO

2

X

2

X

2

SF

2

, SCl

2

, S

2

F

2

, S

2

Cl

2

,

SF

4

, SCl

4

, SF

6

, SCl

6

X

2

H

2

S, H

2

S

2

H

2

siarczki M

x

S

y

M

CS

2

C

H

2

SO

3

H

2

O

H

2

SO

4

H

2

O

FLUOROWCE

HALOGENY

F, Cl, Br, I,

At

ns

2

p

5

Niemetaliczne pierwiastki o dużych
elektroujemnościach i wynikającej z
tego znacznej reaktywności.

Wszystkie tworzą jony X

-

. Za

wyjątkiem fluoru występują
także na dodatnich stopniach
utlenienia z zakresu +1 do +7.

otrzymywanie:

elektroliza

stopionych

halogenków

lub

wypieranie mniej aktywnych fluorowców przez
bardziej aktywne

KBr + Cl

2

t KCl + Br

2

FLUOR

Praktycznie bezbarwny gaz, o przenikliwym zapachu i dużej
aktywności chemicznej.

Jest najaktywniejszym pierwiastkiem dlatego otrzymać go
można wyłącznie przez elektrolizę w środowisku bezwodnym.
W praktyce prowadzi się elektrolizę mieszaniny HF+KF.

Fluor reaguje z większością substancji organicznych i
nieorganicznych już w temperaturze pokojowej, tworząc
związki typu:

M

+

F

-

F

-

-

-

-

-

-

-

+

+

+

+

+

M

s

CHLOR

Żółto-zielony gaz o gęstości większej ok. 2,5 razy od gęstości
powietrza. Jest pierwiastkiem bardzo aktywnym chemicznie.

otrzymywanie:

elektroliza stopionych chlorków

utlenianie chlorków:

Cl

-

+ MnO

2

+ H

+

t Cl

2

+ Mn

2+

+ H

2

O

W związkach chlor występuje na –1, +1, +4, +6 i +7 stopniu
utlenienia. W związkach o wiązaniu kowalencyjnym
występuje w tetraedrycznym stanie walencyjnym (sp

3

).

utleniacz

Najważniejsze pochodne chloru

Cl

HCl

H

2

kwas solny HCl

aq

H

2

O

Cl

2

O, ClO

2

, ClO

3

, Cl

2

O

7

O

2

kwasy tlenowe

HClO, HClO

2

, HClO

3

, HClO

4

H

2

O

chlorki (Cl

-

)

metale

GAZY SZLACHETNE

występowanie:

He – atmosfera, gaz ziemny

Ne, Ar, Kr, Xe - atmosfera

zawartość w atmosferze:

Ar – 0,93%

Ne – 0,0018%

Kr – 0,0011%

He – 0,0005%

Xe – 0,000008%

Rn

Ra

222

86

226

88







GAZY SZLACHETNE

reakcje chemiczne

znany jest jeden związek kryptonu KrF

2

:

2

C

180

2

KrF

F

Kr



 









Ksenon tworzy szereg połączeń w bezpośredniej reakcji z
fluorem:

6

4

2

C

250

2

XeF

XeF

XeF

F

Xe







 







w XeF

4

i XeF

6

reakcji z wodą tworzą tlenek ksenonu(VI)

będący bezwodnikiem kwasu ksenonowego(VI) H

2

XeO

4

:

3XeF

4

+ 6H

2

O = XeO

3

+ 2Xe + 1,5O

2

+ 12HF

XeF

6

+ 3H

2

O = XeO

3

+ 6HF

ZWIĄZKI

CHEMICZNE

NIEORGANICZNE

ORGANICZNE

DALSZE SYSTEMY KLASYFIKACJI

wodorki

połączenia z

tlenem

kwasy

zasady

sole

związki

kompleksowe

ZWIĄZKI

NIEORGANICZNE

x

Y

< x

H

(2,20)

YH

n

x

Y

> x

H

(2,20)

H

n

Y

jonowe

kowalencyjne

metaliczne

WODORKI JONOWE

MH

(M: Li, Na, K, Rb, Cs)

MH

2

(M: Ca, Sr, Ba)





2

C

700

500

2

MH

MH

H

M

















H

-

M

2+

H

-

M

+

H

-

budowa:

otrzymywanie:

WODORKI JONOWE

podstawowe właściwości

występowanie w stanie stałym lub ciekłym

małe ciepła tworzenia (< 100 kJ mol

-1

)

duża reaktywność w stosunku do donorów protonów

M

+

H

-

+ H

+

X

-

= MX + H

2

donor protonu

(kwas)

LiH + HCl = LiCl + H

2

przykład:

WODORKI

KOWALENCYJNE (1)

podstawowe właściwości

występowanie przede wszystkim w stanie gazowym
lub ciekłym, rzadziej w stałym;

reaktywność i charakter chemiczny wodorków
kowalencyjnych zależy od polaryzacji wiązania X-H;

wyróżnia się dwa rodzaje wodorków kowalencyjnych:

X

(-)

-H

(+)

X

(+)

-H

(-)

HCl, H

2

O, H

2

S

SiH

4

, B

2

H

6

, MgH

2

w wodorkach X

(-)

-H

(+)

wodór ma zwykle charakter kwasowy

np. HCl (tendencja do oddawania protonu H

+

)

w wodorkach

X

(+)

-H

(-)

wodór ma charakter zasadowy

np. SiH

4

(tendencja do pobierania protonu H

+

)

SiH

4

+ 2H

2

O = SiO

2

+ 4H

2

WODORKI

KOWALENCYJNE (2)

HCl + NaOH = NaCl + H

2

O

Amoniak NH

3

otrzymywanie:

N

2

+ 3H

2

 2NH

3

(metoda przemysłowa)

NH

4

Cl + Ca(OH)

2

d NH

3

+ CaCl

2

+ H

2

O

(metody laboratoryjne)

N

H

H

H

Amoniak NH

3

właściwości fizyczne i chemiczne (1)

bezbarwny gaz o charakterystycznym zapachu, łatwo ulegający
skropleniu na bezbarwną ciecz, w której NH

3

dysocjuje wg

równania:







2

4

3

NH

NH

NH

2





jon

amonowy

jon

amidkowy

jon amidkowy jest bardzo mocną zasadą (akceptorem protonów),
mocniejszą niż OH

-

3

2

NH

H

NH









Amoniak NH

3

właściwości fizyczne i chemiczne (2)

amoniak bardzo dobrze rozpuszcza się w wodzie (700 dm

3

NH

3

w 1 dm

3

wody w 20°C)

w roztworze wodnym NH

3

obserwuje się tworzenie

jonów amonowych i wodorotlenkowych:









OH

NH

O

H

NH

4

2

3



nie obserwuje się powstawania cząsteczek NH

4

OH

w 0,1M roztworze NH

3

tylko 1% cząsteczek tworzy jony amonowe

Związki krzemu z wodorem –

silany

struktura

silanów

jest analogiczna do

struktury węglowodorów nasyconych

Si

n

H

2n+2

n

15

otrzymywanie

silanów

prowadzi

się w środowiskach bezwodnych
i beztlenowych:

2

n

2

n

NH

2

H

Si

HBr

Si

Mg

)

ciecz

(

3















Si

Si

Si

H

H

H

H

H

H

H

H

Związki krzemu z wodorem – silany

podstawowe właściwości

wszystkie silany reagują gwałtownie z tlenem
(powstaje SiO

2

i H

2

O)

w reakcji z wodą zachodzi hydroliza cząsteczkowa:

SiH

4

+ H

2

O

d SiO

2

·xH

2

O + H

2

SiH

4

+ HCl

d SiClH

3

+ SiCl

2

H

2

+ SiCl

3

H

chlorowcosilany

powstawanie

siloksanów

:

H

3

Si - Cl + H – O – H + Cl – SiH

3

d H

3

Si – O – SiH

3

+ 2HCl

w reakcji z fluorowcowodorami:

WODORKI METALICZNE

...to związki powstające w wyniku egzotermicznych
reakcji metali bloku d i f z wodorem, których rezultatem
jest powstawanie związków stałych o wzorze ogólnym
MeH

x

(x zwykle nie jest liczbą naturalną) wykazujących

wyraźne właściwości metaliczne

3

H

9

,

1

H

7

,

1

H

UH

U

ZrH

Zr

TiH

Ti

2

2

2













wodorki niestechiometryczne

wodorek stechiometryczny

POŁĄCZENIA PIERWIASTKÓW Z TLENEM

tlenki

– związki zawierające jon tlenkowy O

2- *)

nadtlenki

– związki zawierające jon nadtlenkowy (O-O)

2-

ponadtlenki

– związki zawierające jon ponadtlenkowy (O-O)

-

*)

faktycznie lub formalnie

Otrzymywanie połączeń pierwiastków z

tlenem (1)

bezpośrednia synteza:

Li + O

2

d Li

2

O Mg + O

2

d MgO N

2

+ O

2

d NO

2

2

spalanie

,

O

2

2

C

300

,

O

KO

K

O

K

K

2

2























Wszystkie pierwiastki, za wyjątkiem helu, neonu i argonu,
tworzą połączenia z tlenem, chociaż nie wszystkie z tych
związków można otrzymać drogą bezpośredniej syntezy z
pierwiastków

Otrzymywanie połączeń pierwiastków z

tlenem (2)

utlenianie związków

2

2

2

5

2

2

O (10 MPa ), 400 C

2

O , V O , 250 C

2

3

O , 20 C

2

powietrze, 400 C

2

2

3

2

CO , 300 C

3

4

SrO

SrO

SO

SO

NO

NO

FeS

Fe O

SO

MnO

Mn O































nadtlenek

tlenki

Otrzymywanie połączeń pierwiastków z

tlenem (3)

rozkład termiczny związków zawierających tlen

900 C

3

4

2

450 C

3

2

3

2

Co O

CoO

O

CrO

Cr O

O













200 C

3

2

3

2

200 C

2

2

Al(OH)

Al O

H O

Ni(OH)

NiO

H O





















~300 C

3

2

2

2

2

2

~950 C

3

2

Zn NO

6H O

ZnO

NO

NO

O

H O

CaCO

CaO

CO





















rozkład tlenków

rozkład wodorotlenków

rozkład soli kwasów tlenowych

Połączenia fluoru z tlenem

Elektroujemności fluoru i tlenu wynoszą odpowiednio: x

O

= 3,44

i x

F

= 3,98, dlatego w związkach tych pierwiastków tlen tworzy

formalnie jon dodatni

OF

2

*)

2F

2

+ 2NaOH = OF

2

+ 2NaF + H

2

O

*)

bezbarwny gaz, temperatura wrzenia – 145°C, trwały do 250°C

103°

+

-

-

-

-

- -

-

-

+ +

TLENKI X

m

O

n

kwasowe

zasadowe

obojętne

amfoteryczne

+kwas

+zasada

brak reakcji

sól z pierwiastkiem X w anionie

+kwas

+zasada

brak reakcji

sól z pierwiastkiem X w kationie

+kwas

+zasada

sól z pierwiastkiem X w kationie

sól z pierwiastkiem X w anionie

brak reakcji

brak reakcji

+kwas

+zasada

EFEKT:

TLENKI X

m

O

n

kwasowe

zasadowe

obojętne

amfoteryczne

+HCl

+NaOH

brak reakcji

sól z pierwiastkiem X w anionie

brak reakcji

sól z pierwiastkiem X w kationie

sól z pierwiastkiem X w kationie

sól z pierwiastkiem X w anionie

brak reakcji

brak reakcji

EFEKT:

+HCl

+NaOH

+HCl

+NaOH

+HCl

+NaOH

SO

3

Na

2

SO

4

CaO

CaCl

2

ZnO

ZnCl

2

Na

2

[Zn(OH)

4

]

CO

TLENKI o budowie jonowej M

(+)

O

2-

warunek istnienia:

(x

O

– x

Me

) >

l2,1













2

3

3

2

2

2

2

2

O

M

O

M

O

M

należą do tlenków zasadowych:

Na

2

O + H

2

O

d 2NaOH

CaO + 2HCl

dH

2

O + CaCl

2

TLENKI o budowie

kowalencyjnej

warunek istnienia:

(x

O

– x

Me

) <

l1,7

są to

tlenki kwasowe

:

N

2

O

5

+ H

2

O

d HNO

3

SO

2

+ H

2

O

d H

2

SO

3

lub amfoteryczne:

SnO + 2H

+

d Sn

2+

+ H

2

O

SnO + 2OH

-

+ H

2

O

d

[Sn(OH)

4

]

2-

Przegląd właściwości najważniejszych tlenków

tlenki pierwiastków bloku s

reakcje z wodą:

Me

2

O + H

2

O

d MeOH

reakcja gwałtowna

MeO + H

2

O

d Me(OH)

2

*)

*)

BeO nie reaguje z wodą, MgO reaguje powoli

WODA (H

2

O)

podstawowe właściwości

Bezbarwna ciecz, bez zapachu
(t. top. 0°C, t. wrz. 100°C,
t. kryt. 374°C)

gęstość

/g

cm

-

3

temperatura /°C

1

0

3,98°C

0,99987

istnienia dwóch wolnych par elektronowych, które
mogą angażować się w wiązania chemiczne

WODA (H

2

O)

podstawowe właściwości

Woda należy do związków dość łatwo wchodzących w reakcje
chemiczne. Reaktywność wody wynika z:

..

O

..

..

H

H

..

zdolności do zachowywania się jako donor jonów wodorowych i
wodorotlenowych

HOH + Cl

2

t HCl + HClO

HOH + Na

t NaOH + H

2

HYDRATY

.... to substancje złożone z cząsteczek
(jonów) związku i cząsteczek wody.

Me

(+)

O

H

H

X

-

-

-

-

-

-

-

X

-

-

-

-

-

-

-

Y

Me

(+)

X

-

-

-

-

-

-

-

X

-

-

-

-

-

-

-

Y

Sposoby wiązania wody

w hydratach

Przegląd właściwości najważniejszych tlenków

tlenki pierwiastków bloku d (1)

Sc

III

Ti

IV

V

II

III

IV

V

Cr

II

III

IV

VI

Mn

II

IV

VII

Fe

II

III

Co

II

Ni

II

Cu

I

II

Zn

II

Zr

IV

Mo

VI

Ru

VII

Ag

I

Cd

II

W

VI

Re

VII

Pt

IV

Hg

II

stopnie utlenienia:

O

2-

)

II

(
3

)

III

(

2

O

V





Przegląd właściwości najważniejszych tlenków

tlenki pierwiastków bloku d (2)

podstawowe właściwości:

właściwości kwasowe tlenku rosną ze wzrostem

stopnia utlenienia metalu

kwasowość

CrO Cr

2

O

3

CrO

2

CrO

3

II III IV VI

tlenek słabo

zasadowy

tlenki

amfoteryczne

tlenek

kwasowy

ciała stałe słabo rozpuszczalne w wodzie

Przegląd właściwości najważniejszych tlenków

tlenki pierwiastków bloku p (1)

B

III

C

II, IV

N

I,II,III,IV,V

O

F

I

Al

III

Si

IV

P

III

,

V

S

IV, VI

Cl

I,III,

IV

,

VII

Ge

IV

As

III

,

V

Sn

II

,

IV

Sb

III

,

V

Pb

II

,

IV

Bi

III

stopnie utlenienia wybranych pierwiastków w
tlenkach, stany skupienia i rozpuszczalność:

stały

ciekły

gazowy

kursywa oznacza
rozpuszczalność w
wodzie

TLENEK WĘGLA

CO

p

p

C

O

Bezbarwny, pozbawiony zapachu gaz, silnie toksyczny.

CO + O

2

t CO

2

CO + Cl

2

t COCl

2

fosgen

CO + Ni

t [Ni(CO)

4

]

tetrakarbonylek

niklu

Fe

2

O

3

+ CO

t FeO + CO

2

utlenianie

właściwości redukujące

tworzenie kompleksów

CO

2

+ C = 2CO

otrzymywanie:

DITLENEK WĘGLA

CO

2

p

C

O

p

O

otrzymywanie:

C + O

2

=

CO

2

CaCO

3

= CaO +

CO

2

>900°C

Bezbarwny gaz, bez zapachu, nie podtrzymujący palenia, toksyczny
przy zawartości w powietrzu > 10%. Słabo rozpuszczalny w wodzie.









3

3

2

)

aq

(

2

2

2

HCO

H

CO

H

CO

O

H

CO















2

3

3

CO

H

HCO



Posiada słabe właściwości utleniające:

Mg + CO

2

t MgO + C

TLENEK GLINU

Al

2

O

3

Ciało stałe, nierozpuszczalne w wodzie, o temp. topnienia
>2000°C, występujące w kilku odmianach krystalicznych. W
Przyrodzie występuje jako minerał korund o wysokiej twardości
(z domieszkami Cr

2

O

3

lub TiO

2

znany jest jako rubin i szafir) .

otrzymywanie:

Al(OH)

3

t Al

2

O

3

+ H

2

O

Al

2

O

3

jest tlenkiem o właściwościach

amfoterycznych:

Al

2

O

3

AlCl

3

Na(AlO

2

)

TLENEK AZOTU(II)

NO

NO jest bezbarwnym, reaktywnym
gazem, co wynika z jego struktury
elektronowej.

otrzymywanie:

N

2

+ O

2

t NO

(r. endotermiczna)

4NH

3

+ 5O

2

Pt

4NO + 6H

2

O

redukcja azotanów:

NO

2

O

H

4

Cu

3

H

8

NO

2

Cu

3

2

2

3

















TLENEK AZOTU(II)

NO -

właściwości chemiczne

utlenianie:

NO + O

2

t NO

2

tworzenie kompleksów:

zdolność do tworzenia kationu nitrozylowego NO

+

NO

 NO

+

+ e

-

NO(HSO

4

)

kwas

nitrozylosiarkowy

K

3

[Fe(CN)

6

] + NO

t K

2

[Fe(CN)

5

NO] + K

+

+ CN

-

TLENEK AZOTU(IV)

NO

2

132°

O

O

N

Brunatny, silnie toksyczny gaz o ostrym
zapachu ulegający dimeryzacji w temperaturze
< 100°C.

2NO

2

 N

2

O

4

NO

2

jest tlenkiem kwasowym, ale nie jest

bezwodnikiem żadnego konkretnego kwasu:















H

2

NO

NO

O

H

NO

2

3

2

2

2

NO

2

mając 17 elektronów walencyjnych (nieparzysta liczba)

łatwo tworzy tzw. jon nitroniowy







e

NO

NO

2

2



DITLENEK KRZEMU

SiO

2

Jeden z najbardziej rozpowszechnionych związków na Ziemi,
występujący w trzech odmianach krystalicznych: kwarc,
trydymit i krystobalit, posiadający wiele odmian form
uwodnionych SiO

2

·nH

2

O (np. agat, chalcedon).

SiO

2

jest tlenkiem kwasowym, chociaż jest nierozpuszczalny

w wodzie:

2NaOH + SiO

2

= Na

2

SiO

3

+ H

2

O

4NaOH + SiO

2

= Na

4

SiO

4

+ 2H

2

O

TLENKI SIARKI(IV) i (VI)

SO

2

i SO

3

O

120°

O

O

S

125°

O

O

S

sp

2

TLENKI SIARKI(IV) i (VI)

SO

2

i SO

3

W temperaturze pokojowej SO

2

jest gazem a SO

3

cieczą.

Tlenki te w rekcji z wodą tworzą kwasy:

otrzymywanie:

S + O

2

t SO

2

SO

2

+ O

2

SO

3

V

2

O

5

(kat.)

SO

2

+ H

2

O

t H

2

SO

3

SO

3

+ H

2

O

t H

2

SO

4

Cechą charakterystyczną są reakcje podstawiania jednego atomu
tlenu dwoma atomami fluorowca:

SO

2

+ Cl

2

t

SO

Cl

2

SO

3

+ Cl

2

t

SO

2

Cl

2

chlorek tionylu

chlorek sulfurylu

definicja Arrheniusa

KWASAMI

H

n

R

nazywamy substancje,

które w roztworach wodnych dysocjują na
jony

wodorowe

H

+

i

aniony

reszt

kwasowych

H

n-x

R

x-

H

3

PO

4

 H

+

+

 H

+

+

 H

+

+



4

2

PO

H



4

2

PO

H



2
4

HPO



2
4

HPO



3

4

PO

definicja Arrheniusa

ZASADAMI

Me(OH)

n

nazywamy

substancje,

które

w

roztworach

wodnych dysocjują na kationy metali

Me

n+

(lub jony

[Me(OH)

n-x

]

x+

) i aniony

wodorotlenkowe

OH

-

Ca(OH)

2

 Ca

2+

+ 2OH

-

Mg(OH)

2

 Mg(OH)

+

+ OH

-

Mg(OH)

+

 Mg

2+

+ OH

-

dysocjacja jednostopniowa

dysocjacja wielostopniowa

definicja Brönsteda

i Lowry’ego

KWASEM

jest substancja (lub jon),

która w reakcji dostarcza proton (jest
donorem protonu)





















4

4

2

3

4

ClO

H

HClO

Na

O

H

NH

NaOH

NH

definicja Brönsteda

i Lowry’ego

ZASADĄ

jest substancja (lub jon),

która w reakcji pobiera proton (jest
akceptorem protonu)















4

3

2

NH

H

NH

O

H

NaCl

HCl

NaOH

definicja Lewisa

KWAS

– jon, atom lub substancja, która

jest akceptorem pary elektronowej

ZASADA

- jon, atom lub substancja, która

jest donorem pary elektronowej

:O:H

-

:

:

H

+

H:O:H

:

:

kwas

zasada

KWASY H

n

R

(w sensie Arrheniusa lub Brönsteda)

BEZTLENOWE

H

n

X

TLENOWE

(HO)

n

H

m

XO

r

SŁABE

w roztworach dysocjują

częściowo

MOCNE

w roztworach dysocjują

całkowicie

MOC KWASÓW (1)

Jako umowną miarę mocy kwasów można przyjąć wartość
stałej dysocjacji K

d(1)

H

q

R

 H

+

+ H

q-1

R

-

]

R

H

[

]

R

H

][

H

[

K

q

1

q

)

1

(

d









*)

*)

[x] to stężenia równowagowe jonów i cząsteczek

Czym mocniejszy kwas tym większa

wartość stałej dysocjacji K

d(1)

Liczba atomów wodoru, które mogą ulec odszczepieniu

w wyniku dysocjacji nosi nazwę

protonowości kwasu

REAKCJE KWASÓW Z METALAMI

kwas

beztlenowy

brak reakcji

sól + wodór

kwas

tlenowy

sól + produkty

redukcji kwasu

REAKCJE KWASÓW Z METALAMI

przykłady

kwas

beztlenowy

HCl

brak reakcji

ZnCl

2

+ H

2

kwas

tlenowy

HNO

3

Cu(NO

3

)

2

+ NO +

NO

2

+ H

2

O

Cu

Zn

Zn(NO

3

)

2

+ H

2

Zn

Cu

SZEREG NAPIĘCIOWY METALI

Szereg, w którym ustawiono metale w kolejności malejącej
reaktywności, nosi nazwę

SZEREGU NAPIĘCIOWEGO

METALI

Li > K > Ba > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Cd > Co > >

Ni > Fe > H >

Cu

>

Ag

>

Au

można ten szereg traktować umownie jako szereg rosnącej
„szlachetności” metali

w reakcji z kwasami nie

wypierają wodoru

KWASY BEZTLENOWE H

n

X

budowa:

n (

 3) spolaryzowanych wiązań

s

H

(+)

–

X

(-)

,

czyli x

X

> x

H

(2,20)

dysocjacja w roztworach wodnych:

n=1

HX

d () H

+

+ X

-

n > 1

H

n

X

 H

+

+ H

n-1

X

-

H

n-1

X

-

 H

+

+ H

n-2

X

2-

H

n-2

X

2-

 H

+

+ X

3-







































2

2

ny

rozcienczo

S

H

HS

HS

H

S

H

F

H

HF

I

H

HI







Kwasy beztlenowe H

n

X - otrzymywanie

ogólne metody polegają na otrzymaniu H

n

X i rozpuszczeniu

go w wodzie

bezpośrednia synteza H

2

+ X

d H

n

X

otrzymywanie H

n

X:

rozkład soli kwasów H

n

X w reakcji z mocnymi kwasami

H

2

+ Cl

2

d HCl H

2

+ S

d H

2

S

NaCl + H

2

SO

4

d HCl + NaHSO

4

FeS + HCl

d FeCl

2

+ H

2

S

Najważniejsze kwasy beztlenowe H

n

X – właściwości

kwasy fluorowcowodorowe

Kwasy fluorowcowodorowe wykazują słabe właściwości redukujące
(za wyjątkiem HF, który nie jest reduktorem):

utleniacz + HX

d X

2

+ inne produkty

KMnO

4

+ 16HCl = 5Cl

2

+ 2MnCl

2

+ 2KCl + 8H

2

O

0

20

40

60

80

100

m

ak

sy

m

al

ne

s

tę

że

ni

e

r

o

zt

w

o

r

u

w

o

d

n

e

g

o

/%

HF

HCl

HBr

HI

Najważniejsze kwasy beztlenowe H

n

X – właściwości

kwas fluorowodorowy HF

właściwości

kwasu fluorowodorowego

znacznie odbiegają od

właściwości pozostałych kwasów fluorowcowodorowych co jest
wynikiem istnienia silnych wiązań wodorowych w roztworach HF

F-H...F-H

d H

2

F

2

asocjacja

wiązanie wodorowe jest tak mocne, że H

2

F

2

zachowuje się jak

cząsteczka związku chemicznego ulegając w roztworze wodnym
dysocjacji:







2

2

2

HF

H

F

H



co umożliwia istnienie

wodorosoli

takich jak np. KHF

2

Najważniejsze kwasy beztlenowe H

n

X – właściwości

kwas siarkowodorowy H

2

S

kwas siarkowodorowy to roztwór wodny siarkowodoru H

2

S.

1 dm

3

wody rozpuszcza 3,15 dm

3

H

2

S (15°C)

Jest bardzo słabym kwasem dwuprotonowym (K

1d

l 10

-7

)

o właściwościach redukujących:

H

2

S + I

2

d HI + S

H

2

SO

4

+ H

2

S

d S + SO

2

+ H

2

O

z zasadami tworzy sole i wodorosole:

KOH + H

2

S

d KHS + K

2

S + H

2

O

KWASY TLENOWE - budowa

elementy struktury:

atom centralny

atom tlenu połączony z atomem
centralnym i z atomem wodoru

atom wodoru połączony z

atomem centralnym poprzez tlen

atom wodoru połączony

bezpośrednio z atomem centralnym

atom tlenu połączony
z atomem centralnym

wodór kwasowy

s

sp

KWASY TLENOWE

przykłady budowy

Cl S P O H

HClO

H

2

SO

4

H

3

PO

4

H

3

PO

3

H

3

PO

2

HClO

3

H

2

SO

3

KWASY TLENOWE – reguły dotyczące mocy

(HO)

n

H

m

X

p

O

r

5

4

)

q

(

d

)

1

q

(

d

10

10

K

K











wartość K

d

zależy od liczby dodatkowych atomów tlenu r

r

K

d(1)

Moc kwasu

przykład

3

> 10

2

b. duża

(HO)ClO

3

2

l 10

-2

duża

(HO)

2

SO

2

1

10

-2

– 10

-3

średnia

(HO)

2

SO

0

10

-7,5

– 10

-9.5

mała

(HO)Cl