Wykłady z chemii ogólnej

dr Grażyna Orzeszko
Katedra Chemii
Budynek 32, pokój 2056 tel. [phone]
adres e-mail: [e-mail]

Podręczniki

„

Praca zbiorowa – Ćwiczenia z chemii nieorganicznej i analitycznej–

Wyd. SGGW 2011 (

niezbędny do realizacji ćwiczeń

)

„

E.Białecka-Florjańczyk, J.Włostowska – Ćwiczenia laboratoryjne z

chemii organicznej Wyd.SGGW 1997 lub późniejsze (wybrane

zagadnienia realizowane na ćwiczeniach)

Podręczniki uzupełniające

„

Tadeusz Drapała - Chemia ogólna i nieorganiczna z zadaniami

Wyd. SGGW 1997

„

Adam Bielański –Podstawy chemii nieorganicznej PWN1998

(wybrane zagadnienia)

Dowolne podręczniki dla liceum z chemii (chemia ogólna,

nieorganiczna i organiczna) ułatwiające przypomnienie i

powtórzenie materiału z zakresu szkoły średniej.

Chemia

Chemia

nieorganiczna

Chemia

organiczna

Chemia

fizyczna

Chemia

teoretyczna

Chemia

analityczna

Elektrochemia

Krystalografia

Chemia

kwantowa

Chemia

spożywcza

Chemia

jądrowa

Petrochemia

Rolnictwo

Chemia nawozów

i środków

ochrony roślin

Biologia

Biochemia

Medycyna

Farmacja

Geologia

Ochrona

środowiska

Chemia

medyczna

Chemia leków

Geochemia

Chemia

środowiska

Inżynieria

materiałowa

Chemia

materiałów

przemysłowych

CH

2

CH

2

NH

2

2-fenyloetyloamina

nnnnn

Wszystko

to

chemia...

Chemia ogólna- minimum programowe (wykład 30 godz.)

Elementy chemii nieorganicznej (klasyfikacja i właściwości związków

nieorganicznych, podstawowe prawa chemiczne, równowagi w roztworach

elektrolitów – kwasowość środowiska), klasyfikacja reakcji chemicznych,

budowa atomu i układ okresowy pierwiastków.

Elementy chemii organicznej (istota chemii organicznej- chemii związków

węgla, klasyfikacja i właściwości związków organicznych, reakcje w chemii

organicznej).

Elementy termodynamiki i kinetyki chemicznej.

Podstawy analizy jakościowej i ilościowej związków nieorganicznych
i organicznych

Program wykładów i ćwiczeń przesłany będzie drogą mailową ,

program ćwiczeń i regulamin zaliczenia zostanie również przekazany na

ćwiczeniach.

„

Ćwiczenia (30 godz.) odbywać się będą w:
w salach Katedry Chemii II piętro budynek 32 (budynek
biało-zielony).

„

Początek ćwiczeń 18.10.2010

„

Każdy student uczestniczący w ćwiczeniach musi
posiadać odzież ochronną (fartuch), ubrania wierzchnie
należy pozostawić w szatni.

„

Na ćwiczenia należy przynieść ze sobą podręcznik
Ćwiczenia z chemii nieorganicznej i analitycznej – Wyd.
SGGW 2011

Harmonogram ćwiczeń

1.

18.10.2011

2.

25.10.2011

Zadanie kontrolne

3.

15.11.2011

Kolokwium 1

4.

22.11.2011

Zadanie kontrolne (ZK)

5.

29.11.2011

Kolokwium 2

6.

6.12.2011

Zadanie kontrolne (ZK)

7.

13.12.2011

Kolokwium 3

ZK zesp

.

8.

20.12.2011

Kolokwium 4

ZK zesp

10.

10.01.2012 (2 godz.)

Uzupełnienie
załegłości

9.

3.01.2012

Kolokwium 5

(ZK)

Metody oczyszczania
związków
chemicznych

17.01.2012 (1 godz.)

Kolokwium wyjściowe

Termin zostanie podany

Kolokwium wyjściowe poprawkowe

Analiza ilościowa

Reakcje
przebiegające w
roztworach wodnych-
bez zmiany i ze
zmianą stopnia
utlenienia
pierwiastków

Regulamin zaliczenia ćwiczeń i wykładów

„

Regulamin zaliczenia ćwiczeń – zostanie przedstawiony na
pierwszych ćwiczeniach

Uwaga:

„

Obecność na ćwiczeniach jest obowiązkowa!

„

Maksymalnie można (niezależnie od powodów) opuścić zajęcia
laboratoryjne (ćwiczenia) dwukrotnie

„

Trzecia nieobecność uniemożliwia zaliczenie ćwiczeń!

Przedmiot po uzyskaniu zaliczenia ćwiczeń kończy się
egzaminem.
Egzamin odbędzie się w sesji zimowej (I termin- pytania otwarte)
Egzamin można poprawiać tylko raz (II termin możliwe do50%
pytań testowych)
Osoby, które nie zdadzą egzaminu poprawkowego mogą zwrócić

się do Pana Dziekana o wyznaczenie egzaminu komisyjnego.

Klasyfikacja i nazewnictwo związków nieorganicznych

Materia (zbiór substancji)

Substancje proste

(pierwiastki chemiczne)

Substancje złożone

Metale

Niemetale

stan
skupienia:
ciała stałe,
ciecz Hg

stan skupienia:
stałe C, P,S, I

2

ciecze: Br

2

gazy: H

2

,O

2

, Cl

2,,

N

2

:

Związki

chemiczne

Związki
organiczne

Związki
nieorganiczne

Mieszaniny

(C, H, O, N,
P, S)

tlenki, wodorki,

kwasy,

wodorotlenki,
sole

jednorodne

nie-

jednorodne

Związki nieorganiczne

„

Tlenki

Tlenkami nazywamy dwuskładnikowe połączenia pierwiastków z tlenem.
Otrzymuje się je w wyniku:

bezpośredniej reakcji z tlenem pierwiastków lub związków (utlenianie,

katalityczne utlenianie, spalanie)

SO

2

O

2

SO

3

katalizator

2

2

CO

O

2

2

2 CO

2

C

O

2

CO

2

Cu

O

2

CuO

2

2

CH

4

O

2

CO

2

H

2

O

C

6

H

12

O

6

O

2

6

CO

2

6

6 H

2

O

2

2

oraz

w wyniku reakcji redukcji (odtleniania) związków zawierających tlen lub
wyniku termicznego rozkładu związków tlenowych.

Fe

2

O

3

C

2 FeO

CO

MnO

2

H

2

MnO

H

2

O

Żaden z podanych sposobów nie ma znaczenia ogólnego.
Chcąc otrzymać dany tlenek, znaleźć w literaturze indywidualny

sposób jego otrzymywania

CaCO

3

CaO

CO

2

Cu(OH)

2

CuO

H

2

O

N

2

O

5

NO

2

O

2

2

4

Podział tlenków

Tlenki

tlenki metali

Tlenki niemetali

K

2

O, Na

2

O, CaO, BaO,

CuO, Cu

2

O, FeO, Fe

2

O

3

,

MnO, MnO

2

, Mn

2

O

7

SO

2

, SO

3

,

P

2

O

5

,

CO,

CO

2

,

H

2

O

,

NO

2

, N

2

O

5,

NO, N

2

O

3

, Cl

2

O, Cl

2

O

7

,

SiO

2

Tlenki metali są zwykle

ciałami stałymi

o dość dużej gęstości

i wysokich temperaturach topnienia (500

0

-3000

0

C),

tlenki niemetali to najczęściej

gazy,

rzadziej

ciała stałe

lub

ciecze

Właściwości chemiczne tlenków

Właściwości chemiczne tlenków są bardzo zróżnicowane.
Można je podzielić na cztery grupy na podstawie ich zachowania w stosunku

do kwasów, zasad i wody.

Tlenki

Tlenki kwasowe

Tlenki obojętne

Tlenki

amfoteryczne

Tlenki zasadowe

Są to tlenki metali.

Jednak

nie wszystkie tlenki metali są zasadowe.

Tlenki zasadowe reagują z kwasami lub z tlenkami kwasowymi dając sole.

MnO + 2 HCl →

MnCl

2

+ H

2

O

chlorek manganu (II)

3 BaO + 2 H

3

PO

4

→ Ba

3

(PO

4

)

2

+ 3H

2

O

fosforan baru

K

2

O + 2 HNO

3

→ 2 KNO

3

+ H

2

O

aztonan (V) potasu

3 CaO + P

2

O

5

→ Ca

3

(PO

4

)

2

fosforan wapnia

Tlenki zasadowe nie reagują z zasadami.

Tlenki niektórych metali (dotyczy to przede wszystkim tlenków metali grupy
I i II) reagują z wodą dając wodorotlenki.

CaO + H

2

O → Ca(OH)

2

wodorotlenek wapnia

Na

2

O + H

2

O → 2 NaOH

wodorotlenek sodu

Roztwory wodne wodorotlenków nazywamy zasadami , a stężone roztwory

zasad (głównie wodorotlenków NaOH, KOH) nazywamy ługami.

Tlenki zasadowe

Tlenki kwasowe mogą być tlenkami metali

(w których metal wykazuje

wyższą wartościowość np: Mn

2

O

7

)

lub tlenkami niemetali

.

Rozpuszczalne w wodzie tlenki kwasowe, reagują z nią tworzą związki
zwane kwasami tlenowymi (oksokwasy). Te tlenki nazywamy często
bezwodnikami kwasowymi, np.:

SO

2

+ H

2

O → H

2

SO

3

kwas siarkowy (IV)

SO

3

+ H

2

O → H

2

SO

4

kwas siarkowy (VI)

Nie wszystkie tlenki kwasowe są tworzą z wodą oksokwasy.

SiO

2

+ H

2

O → brak reakcji (SiO

2

nie rozpuszcza się w H

2

O)

Tlenki kwasowe reagują z zasadami oraz tlenkami zasadowymi:

CO

2

+ 2NaOH → Na

2

CO

3

+ H

2

O

CO

2

+ Na

2

O → Na

2

CO

3

węglan sodu

SiO

2

+ 2 KOH →

K

2

SiO

3

+ H

2

O

krzemian potasu

Tlenki kwasowe nie reagują z kwasami

Tlenki kwasowe

Tlenki amfoteryczne powstają w wyniku połączenia niektórych pierwiastków

z tlenem. Przykłady tlenków amfoterycznych:
ZnO

tlenek cynku,

SnO

tlenek cyny (II),

PbO

tlenek ołowiu (II),

Al

2

O

3

tlenek glinu,

MnO

2

tlenek manganu (IV),

Cr

2

O

3

tlenek chromu (III),

As

2

O

3

tlenek aresenu (III)

Tlenki amfoteryczne reagują kwasami i zasadami tworząc sole.

ZnO + 2 HCl →

ZnCl

2

+ H

2

O

chlorek cynku

ZnO + 2KOH →

K

2

ZnO

2

+ H

2

O

cynkan sodu

Al

2

O

3

+ 6 HCl →

2

AlCl

3

+ 3H

2

O

chlorek glinu

Al

2

O

3

+ 2 NaOH →

2 Na

AlO

2

+ H

2

O

glinian sodu

można się spotkać z zapisem

Al

2

O

3

+ 6 NaOH → 2Na

3

AlO

3

+ 3H

2

O

Al

2

O

3

+ 6NaOH + 3H

2

O → 2Na

3

[Al(OH)

6

]

Tlenki amfoteryczne nie reagują z wodą w temperaturze pokojowej.

Tlenki amfoteryczne

Tlenki obojętne nie reagują z wodą, kwasami i zasadami. Przykłady tlenków
obojętnych:

CO

tlenek węgla (II)

NO

tlenek azotu (II)

Tlenki obojętne

Nazewnictwo tlenków cd

Nazwa systematyczna

Wzór

System przedrostków

System Stocka

SO

2

ditlenek siarki

(dwutlenek siarki)

tlenek siarki (IV)

bezwodnik siark

awy

SO

3

tritlenek siarki
(trójtlenek siarki)

tlenek siarki (VI)

bezwodnik siark

owy

N

2

O

tlenek diazotu

(tlenek dwuazotu)

tlenek azotu (I)

podtlenek azotu

NO

tlenek azotu

tlenek azotu (II)

N

2

O

3

tritlenek diazotu

tlenek azotu (III)

trójtlenek azotu

NO

2

ditlenek azotu

tlenek azotu (IV)

N

2

O

4

ditlenek diazotu

N

2

O

5

pentatlenek diazotu
(pięciotlenek dwuazotu)

tlenek azotu (V)

pięciotlenek azotu

Nazwa tradycyjne

Nazewnictwo tlenków cd

Nazwa systematyczna

Wzór

System przedrostków

System Stocka

MnO

tlenek manganu

tlenek manganu (II)

tlenek manganawy

Mn

2

O

3

tritlenek dimanganu
(trójtlenek dwumanganu)

tlenek manganu (III)

tlenek manganowy

MnO

2

ditlenek manganu
(dwutlenek manganu)

tlenek manganu (IV)

dwutlenek manganu,
brausztyn

Mn

2

O

7

heptatlenek dimanganu
(siedmiotlenek dwumanganu)

tlenek manganu (VII)

bezwodnik kwasu
nadmanganianowego

Nazwa tradycyjne

Nazewnictwo tlenków cd

Nazwa systematyczna

Wzór

System przedrostków

System Stocka

Cl

2

O

tlenek dichloru

tlenek chloru (I)

podtlenek chloru

Cl

2

O

3

tritlenek dichloru
(trójtlenek chloru)

tlenek chloru (III)

* nietrwały w temp.
pokojowej

ClO

2

ditlenek chloru
(dwutlenek chloru)

tlenek chloru (IV)

dwutlenek chloru

Cl

2

O

6

heksatlenek dichloru
(sześciotlenek dwuchloru)

tlenek chloru (VI)

sześciotlenek chloru

Cl

2

O

7

heptatlenek dichloru
(siedmiotlenek dwuchloru)

tlenek chloru (VII)

siedmiotlenek chloru

Nazwa tradycyjne

Nadtlenki

Są to tlenki, w których tlen występuje na (-I) stopniu utlenienia, a więc wyższym niż
w omawianych dotychczas tlenkach, w których ten pierwiastek wykazuje stopień
utlenienia (-II).

Przykładami nadtlenków są:

Na

2

O

2

nadtlenek sodu, K

2

O

2

nadtlenek potasu, BaO

2

nadtlenek baru,

H

2

O

2

nadtlenek wodoru.

W związkach tych występuje wiązanie pomiędzy atomami tlenu:

Wszystkie nadtlenki metali pod wpływem kwasów rozkładają się z wydzielaniem
nadtlenku wodoru

K

2

O

2

+ 2 HCl

→ 2 KCl + H

2

O

2

BaO

2

+ H

2

SO

4

→ BaSO

4

+ H

2

O

2

O

O

Ba

O

O

H

H

„

Wodorki

Są związki wodoru z metalami lub niemetalami.

Otrzymuje się je w większości przypadków w wyniku bezpośredniej reakcji
pierwiastka z wodorem.

H

2

+ Cl

2

→ 2 HCl

(chlorowodór)

H

2

+ S → H

2

S

(siakowodór)

3 H

2

+ N

2

→ 2 NH

3

(amoniak, azan)

Ca + H

2

→ CaH

2

(wodorek wapnia)

Wodorki

Wodorki metali

Wodorki niemetali

Właściwości fizyczne

Wodorki metali są ciałami stałymi, a wodorki niemetali – przeważnie gazami .

Właściwości chemiczne

W wodorkach metali (związki o budowie jonowej) wodór występuje na (-I)
stopniu utlenienia, podczas gdy w wodorkach niemetali (wiązanie miedzy
atomami kowalencyjne) wodór występuje na (+I) stopniu utlenienia.

Wodorki cechuje wielka różnorodność właściwości chemicznych.

Wodorki metali reagują z wodą z wydzieleniem wodoru.

NaH + H

2

O → NaOH + H

2

↑

CaH

2

+ 2 H

2

O → Ca(OH)

2

+ 2 H

2

↑

Wodorki fluorowców i tlenowców rozpuszczając się w wodzie dają

odpowiednie kwasy beztlenowe:

HCl – kwas solny

H

2

S kwas siarkowodorowy

HI – kwas jodowodorowy

HBr – kwas bromowodorowy

Amoniak (NH

3

) rozpuszczając się w wodzie daje roztwór o odczynie

zasadowym.
Metan (CH

4

) zaliczany jest do związków organicznych, nie rozpuszcza się

w wodzie. Pod wysokim ciśnieniem tworzy połączenia nietrwałe termicznie
połączenia z wodą zwane hydratami.

Nazwy wodorków

Nazwa systematyczna

Wzór

dwuwyrazowa

z
przyrostkiem
-an

z zakończeniem
-wodór

Nazwa
zwyczajowa

HF
HCl
HBr
HI

nie stosuje się

nie stosuje
się

fluorowodór
chlorowodór
bromowodór
jodowodór

H

2

S

nie stosuje się

sulfan

siarkowodór

NH

3

N

2

H

4

PH

3

wodorek azotu
tetrawodorek diazotu
wodorek fosforu

azan
diazan
fosfan

azotowodór
diazototetrawodór
fosforowodór

amoniak
hydrazyna
fosforiak

Nazwy wodorków

Nazwa systematyczna

Wzór

dwuwyrazowa

z
przyrostkiem
-an

z zakończeniem
-wodór

CaH

2

wodorek wapnia

nie używa się nie używa się

Nazwa
zwyczajowa

CH

4

SiH

4

nie używa się
wodorek krzemu

nie używa się
silan

nie używa się
krzemowodór

metan

BH

3

AlH

3

nie stosuje się
wodorek glinu

boran
nie używa się

borowodór
nie używa się

NaH

wodorek sodu

nie używa się nie używa się

„

Wodorotlenki

Związki o ogólnym wzorze Me

(OH)

x

, gdzie Me oznacza kation metalu a

–

OH stanowi grupę wodorotlenową, zwaną też grupą hydroksylową, x

oznacza liczbę grup wodorotlenowych

obecnych w cząsteczce związku.

Liczba grup wodorotlenowych zależy od wartościowości (stopnia
utlenienia metalu). Gdy mamy do czynienia z kationem o stopniu
utlenienia (+1) nie piszemy dolnego indeksu, np.; NaOH
Do związków , których roztwór wodny wykazuje odczyn zasadowy
zalicza się także produkt rozpuszczania amoniaku w wodzie NH

3

• H

2

O

NH

3

+ H

2

O → NH

3

• H

2

O

Woda amoniakalna zawiera niewielką ilość jonów amonowych NH

4

+

powstających na skutek reakcji amoniaku z wodą, zachodzącej zgodnie z

równaniem:

NH

3

+ H

2

O

NH

4

+

+ OH

-

Z istnienia szeregu różnych soli amonowych (zawierających kation
NH

4

+

oraz z powodu zasadowego odczynu wody amoniakalnej

wnoszono o istnieniu związku o nazwie wodorotlenek amonu o
wzorze NH

4

OH.

W rzeczywistości związek taki nie został wykryty w żadnym układzie
woda-amoniak.
Wg opinii większości chemików nie należy używać nazwy
„wodorotlenek amonu" oraz wzoru NH

4

OH lecz stosować nazwę

„wodny roztwór amoniaku” zapisywany jako NH

3

• H

2

O

Wodorotlenki litowców (pierwiastki I grupy) i berylowców (pierwiastki
II grupy)

otrzymuje się dwiema metodami:

¾

w reakcji odpowiedniego tlenku metalu z wodą , np.:

Na

2

O + H

2

O → 2 NaOH wodorotlenek sodu

CaO + H

2

O → Ca(OH)

2

wodorotlenek wapnia

¾

w reakcji odpowiedniego metalu z wodą

2 Na + 2 H

2

O → 2 NaOH + H

2

↑

Ca + 2 H

2

O → Ca(OH)

2

+ H

2

↑

Inne metale i ich tlenki w większości przypadków nie reagują z
wodą, odpowiednie wodorotlenki można otrzymać z rozpuszczalnej
w wodzie soli tego metalu oraz wodorotlenku o silnych
właściwościach zasadowych (NaOH, KOH).

CuSO

4

+ 2 NaOH → Cu(OH)

2

↓ + Na

2

SO

4

FeCl

3

+ 3 NaOH → Fe(OH)

3

↓ + 3 NaCl

Wodorotlenek miedzi (II) i wodorotlenek żelaza (III) wytrącają się w
postaci trudno rozpuszczalnego osadu, co zaznaczamy w równaniu
chemicznym strzałką skierowaną w dół.

Właściwości fizyczne

Wodorotlenki w większości przypadków są ciałami stałymi. Wodorotlenki o

silnych właściwościach zasadowych są nazywane alkaliami (są to NaOH,
KOH), a ich stężone roztwory wodne naszą nazwę ługów.

Praca z wodorotlenkami stałymi i wodnymi roztworami alkaliów wymaga
szczególnej ostrożności . Kontakt z tymi odczynnikami i ich stężonymi
roztworami może powodować bolesne i trudno gojące się oparzenia skóry.

Szczególnie istotna jest ochrona oczu – niezbędne jest stosowanie

okularów ochronnych

.

Właściwości chemiczne

Podstawową i najważniejszą reakcją wodorotlenków jest reakcja z
kwasami, produktem tych reakcji są odpowiednie sole i woda.

NaOH + HCl → NaCl

+ H

2

O

Zn(OH)

2

↓ + H

2

SO

4

→ ZnSO

4

+ 2 H

2

O

Wodorotlenki mogą również reagować z tlenkami kwasowymi, dając
sól i wodę

2 NaOH + CO

2

→ Na

2

CO

3

+ H

2

O

3 Ba(OH)

2

+ P

2

O

5

→ Ba

3

(PO

4

)

2

+ 3 H

2

O

Podział wodorotlenków

Wodorotlenki można pod względem właściwości chemicznych podzielić na
dwie grupy:

Wodorotlenki

Wodorotlenki zasadowe

Wodorotlenki amfoteryczne

Reagują z kwasami

Reagują z zasadami

Reagują z kwasami

Nie reagują z zasadami

Ca(OH)

2

+ H

2

SO

4

→

CaSO

4

+ 2 H

2

O

Ca(OH)

2

+ NaOH →

nie reaguje

Zn(OH)

2

+ H

2

SO

4

→

ZnSO

4

+ 2H

2

O

Zn(OH)

2

+ 2NaOH →

Na

2

[Zn (OH)

4

]

tetrahydroksocynkan sodu

Wodorotlenki zasadowe

Wodorotlenki amfoteryczne

Przykłady:

KOH, NaOH,

Ca(OH)

2

, Mg(OH)

2

, Ba(OH)

2

Cu(OH)

2

, Mn(OH)

2,

, Co(OH)

2,

Przykłady:

Zn(OH)

2

, Al(OH)

3

, Pb (OH)

2,

Sn(OH)

2

, Cr(OH)

3

,

Sb(OH)

3

↓ Mn(OH)

2

+ 2 HCl → MnCl

2

+ 2 H

2

O

↓ Mn(OH)

2

+ KOH→ nie reaguje w

↓ Al(OH)

3

+ 3 HCl → AlCl

3

+ 3 H

2

O

↓ Al(OH)

3

+ NaOH → Na[Al(OH)

4

]

tetrahydroksoglinian sodu

↓ Mg(OH)

2

+ 2 HNO

3

→ Mg(NO

3

)

2

+

2 H

2

O

↓ Mg(OH)

2

+ KOH→ nie reaguje

↓Pb(OH)

2

+ 2HNO

3

→ Pb(NO

3

)

2

+

2 H

2

O

↓Pb(OH)

2

+ 2KOH → K

2

[Pb(OH)

4

]

Tetrahydroksoołowian (II) potasu

Fe(OH)

2

+ 2 HCl → FeCl

2

+ 2 H

2

O

↓ Fe(OH)

2

+ KOH→ nie reaguje w temperaturze pokojowej z

rozcieńczonym roztworem zasady

↓ Fe(OH)

3

+ 3 HNO

3

→ Fe(NO

3

)

3

+ 3 H

2

O

↓ Fe(OH)

3

+ KOH→ nie reaguje temperaturze pokojowej z

rozcieńczonym roztworem zasady

Wodne roztwory rozpuszczalnych wodorotlenków (zasad) powodują
zmianę zabarwienia tzw. indykatorów (wskaźników) – wskazując
tym samym na zasadowy charakter wodnych roztworów tych
związków.

Zasady w świetle teorii Arrheniusa

Zasadami wg Arrheniusa są związki , które po rozpuszczeniu w wodzie
dysocjują całkowicie lub częściowo (czyli rozpadają się pod wypływem
cząsteczek wody) na

aniony OH

–

(jony wodorotlenowe) oraz

kationy

wchodzące w skład danej zasady.

W zależności od tego, czy dysocjacji pod wpływem wody ulegają
wszystkie cząsteczki zasady, czy też tylko ich część zasady dzielimy
na:

zasady mocne

zasady słabe

Zasadami mocnymi są te wodorotlenki, które w wodzie

ulegają całkowitej dysocjacji na jony.
NaOH → Na

+

+ OH

-

Ca(OH)

2

→ Ca

2+

+ 2OH

-

→

pojedyncza strzałka oznacza całkowity rozpad wszystkich

cząsteczek na jony

Do mocnych zasad ulegających całkowitej dysocjacji pod wpływem

wody należą:
LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)

2

, Ba(OH)

2

Mocne zasady

W przypadku zasad posiadających więcej niż jedną grupę

wodorotlenową dysocjacja zachodzi stopniowo:

Ca(OH)

2

→ Ca (OH)

+

+ OH

-

Ca(OH)

+

→ Ca

2+

+ OH

-

(dysocjacja w tym etapie przebiega

w mniejszym stopniu niż w etapie pierwszym)

Nasza umowa:

dla uproszczenia przyjmujemy, że mocne zasady są całkowicie
zdysocjowane na kationy i jony OH

–

i pomijamy fakt

występowania dysocjacji stopniowej

Ca(OH)

2

→ Ca

2+

+ 2OH

-

Mocne zasady

Zasadami słabymi są te wodorotlenki, które w wodzie nie ulegają całkowitej

dysocjacji na jony.
W przypadku mocnych zasad (lub ogólniej wyrażając - mocnych elektrolitów)

tzw.

stopień dysocjacji,

oznaczany jako

α

,

określający stosunek liczby cząsteczek, które uległy dysocjacji do liczby

wszystkich cząsteczek danego związku rozpuszczonego w wodzie dąży to

jedności

liczba cząsteczek zdysocjowanych

α

=

liczba wszystkich cząsteczek

Zasadami mocnymi są te wodorotlenki, które w wodzie ulegają całkowitej

dysocjacji na jony,

α

= 1

Zasady słabe w wodzie nie ulegają całkowitej dysocjacji na jony i ich stopień

dysocjacji

α

<<1.

Zasadami słabymi pozostałe zasady. Większość wodorotlenków, poza

wodorotlenkami litowców (pierwiastki I grupy) jest trudno rozpuszczalna w

wodzie. Słabymi zasadami są także wszystkie wodorotlenki amfoteryczne.

Słabe zasady

Przykłady słabych zasad:

NH

3

.

H

2

O

NH

4

+

+ OH

-

Strzałki podwójne skierowane w przeciwne strony oznaczają,
że dysocjacja

nie przebiega całkowicie

i w roztworze ustala się

stan równowagi dynamicznej pomiędzy liczbą cząsteczek
zdysocjowanych i niezdysocjowanych na jony

Mg (OH)

2

Mg

2+

+ 2 OH

-

Fe (OH)

3

Fe

3+

+ 3 OH

-

W przypadku słabych zasad wielowodorotlenowych dysocjacja również

zachodzi stopniowo:

Fe(OH)

3

Fe(OH)

2

+

+ OH

-

stopień dysocjacji największy

Fe(OH)

2

+

Fe (OH)

2+

+ OH

-

stopień dysocjacji mniejszy niż w

etapie pierwszym

Fe(OH)

2+

Fe

3+

+ OH

-

stopień dysocjacji najmniejszy

Nazewnictwo wodorotlenków (przykłady)

Związek

Rodzaj
wodoro-
tlenku

Moc
zasa-
dy

Amf. w
stęż.gorą
-cych
roztw.
ługów

Nazwa systematyczna

Nazwa zwyczajowa

NaOH
KOH

wodorotlenek sodu
wodorotlenek potasu

wodorotlenek sodu
wodorotlenek potasu

Ca(OH)

2

Ba(OH)

2

wodorotlenek wapnia
wodorotlenek baru

wodorotlenek wapnia
wodorotlenek baru

Al(OH)

3

Zn(OH)

2

Pb(OH)

2

wodorotlenek glinu
wodorotlenek cynku
wodorotlenek ołowu (II)

wodorotlenek glinu
wodorotlenek cynku
wodorotlenek ołowiawy

Fe(OH)

2

Fe(OH)

3

wodorotlenek żelaza (II)
wodorotlenek żelaza (III)

wodorotlenek żelozawy
wodorotlenek żelazowy

Mn(OH)

2

wodotlenek manganu (II)

wodorotlenek manganawy

Nie ma wodorotlenków

amfoteryczny

mocna zasada

Uwaga: spełniających warunek = amfoteryczny i równocześnie mocna zasada

„

Kwasy

Są to związki o ogólnym wzorze

H

R, gdzie R - stanowi tzw. resztę

kwasową.
Reszta kwasowa może być złożona i zawierać atomy tlenu (kwas

tlenowy - oksokwas).

H

NO

3

,

H

ClO

3

,

H

NO

2

,

H

2

SO

3

,

H

2

SO

4

,

H

3

PO

4

,

H

ClO

Są też kwasy, w których reszta kwasowa nie zawiera atomów tlenu

(kwasy beztlenowe). Formalnie biorąc kwasy beztlenowe – są

wodorkami niemetali.

H

Cl,

H

Br,

H

CI,

H

2

S.

W zależności od liczby atomów wodoru, które w cząsteczce kwasu

mogą zostać zastąpione przez atomy metalu wyróżniamy kwasy
jednoprotonowe (HCl, HNO

3

, HClO

4

)

i kwasy wieloprotonowe(H

2

SO

4

, H

3

PO

4)

).

„

W cząsteczkach większości kwasów nieorganicznych wszystkie atomy
wodoru mogą być podstawione metalem, istnieją jednak kwasy, w których
nie wszystkie atomy wodoru mają „charakter kwasowy”.

„

Do takich kwasów należą kwasy organiczne , np.:

kwas octowy o wzorze CH

3

COO

H -

jedynie

wodór związany z tlenem jest

wodorem „kwasowym”,

pozostałe trzy atomy wodoru związane z atomem

węgla nie wykazują właściwości kwasowych.

„

Wśród kwasów nieorganicznych takie przypadki należą do rzadkości
(przykład kwas fosfonowy H

3

PO

3

właściwszy zapis H

2

PHO

3

)

Kwasy w świetle teorii Arrheniusa

W świetle teorii

Arrheniusa,

kwasami

są związki, w których wodnych

roztworach dysocjują na kationy H

+

oraz aniony reszt kwasowych.

W zależności od tego, czy dysocjacji pod wpływem wody ulegają
wszystkie cząsteczki kwasu, czy też tylko ich część kwasy dzielimy na:

Kwasy mocne

Kwasy słabe

Kwasami mocnymi są te kwasy, które w wodzie ulegają całkowitej

dysocjacji na jony,

α

= 1 Do mocnych zasad ulegających całkowitej

dysocjacji pod wpływem wody należą:

HCl, HNO

3

, HClO

4

, HBr, HI, H

2

SO

4

(tylko w przypadku odłączenia

jednego jonu H

+

)

HCl → H

+

+ Cl

-

HNO

3

→ H

+

+ NO

3

-

H

2

SO

4

→ 2 H

+

+ SO

4

2

-

Kwasy wieloprotonowe dysocjują stopniowo, np.:

H

2

SO

4

→ H

+

+ HSO

4

-

HSO

4

-

H

+

+ SO

4

2

-

(w drugim stopniu dysocjacji α < 1)

Kwasy mocne

→

pojedyncza strzałka oznacza całkowity rozpad wszystkich

cząsteczek kwasu na jony

Nasza umowa:

dla uproszczenia przyjmujemy, że

mocne kwasy

wieloprotonowe są całkowicie zdysocjowane na jony pomijamy
fakt występowania dysocjacji stopniowej

H

2

SO

4

→ 2 H

+

+ SO

4

2

-

Kwasy słabe

Kwasy słabe w wodzie nie ulegają całkowitej dysocjacji na jony i

ich stopień dysocjacji

α

<<1. Do słabych kwasów należą nie

wymienione poprzednio kwasy

Przykłady słabych kwasów:

HNO

2

H

+

+ NO

2

-

H

2

SO

3

2H

+

+ SO

3

2

-

H

3

PO

4

3H

+

+ PO

4

3

-

W przypadku słabych kwasów wieloprotonowych dysocjacja
zachodzi stopniowo, przy czym każdy kolejnym stopień
dysocjacji jest mniejszy od poprzedniego.

H

3

PO

4

H

+

+ H

2

PO

4

-

α

1

< 1

H

2

PO

4

-

H

+

+ HPO

4

2

-

α

2

< α

1

HPO

4

2

-

H

+

+ PO

4

3

-

α

3

< α

2

Strzałki podwójne skierowane w przeciwne strony oznaczają,
że dysocjacja przebiega niecałkowicie i w roztworze ustala się
stan równowagi dynamicznej pomiędzy liczbą cząsteczek
zdysocjowanych i niezdysocjowanych na jony

Nazewnictwo kwasów

Oprócz wyrazu „kwas” w nazwie związku umieszcza się przymiotnik (z końcówką –owy)

określający nazwę lub rdzeń nazwy pierwiastka wchodzącego obok tlenu w skład
reszty kwasowej.

Jeżeli dany pierwiastek tworzy więcej niż jeden kwas wartościowość tego pierwiastka

podaje się w systemie Stocka.

W przypadku kwasów beztlenowych używa się przymiotnikowej nazwy wodorku z końcówką

–wodorowy.

Dla wielu kwasów stosowane są nazwy zwyczajowe.

Wzór

Moc
kwasu

Nazwa systematyczna

Nazwa zwyczajowa

H

2

SO

4

kwas siarkowy (VI)

kwas siarkowy

H

2

SO

3

kwas siarkowy (IV)

[kwas siarkawy

]*(

nie zalecana

przez PTCh)

HNO

3

kwas azotowy (V)

kwas azotowy

HNO

2

kwas azotowy (III)

[kwas azotawy]

Wzór

Moc
kwasu

Nazwa systematyczna

Nazwa zwyczajowa

H

3

PO

4

H

2

CO

3

kwas węglowy

kwas węglowy

H

2

SiO

3

kwas metakrzemowy

kwas krzemowy

HClO

kwas chlorowy (I)

[kwas podchlorawy]

*

HClO

3

kwas chlorowy (V)

kwas chlorowy

HClO

2

kwas chlorowy (III)

[kwas chlorawy]

*

HClO

4

kwas chlorowy (VII)

[kwas nadchlorowy

*

]

H

4

SiO

4

kwas ortokrzemowy

kwas fosforowy (V)
kwas ortofosforowy (V)

kwas fosforowy (ortofosforowy)

H

4

P

2

O

7

kwas dwufosforowy (V)
kwas pirofosforowy (V)

kwas pirofosforowy

HPO

3

kwas metafosforowy (V)

kwas metafosforowy

H

3

BO

3

kwas borowy

Wzór

Moc
kwasu

Nazwa systematyczna

Nazwa zwyczajowa

HCl

H

2

S

kwas siarkowodorowy

kwas chlorowodorowy

kwas solny

HBr

kwas bromowodorowy

HI

kwas jodowodorowy

Stosowanie nazw zwyczajowych podanych w nawiasie [ ] nie jest zalecane
Przez Polskie Towarzystwo Chemiczne

PTCh

Otrzymywanie kwasów

Kwasy tlenowe

Większość kwasów tlenowych może otrzymana w
wyniku bezpośredniej reakcji odpowiedniego tlenku
kwasowego (bezwodnika kwasowego) z wodą, np.:

SO

2

+ H

2

O → H

2

SO

3

kwas siarkowy (IV)

SO

3

+ H

2

O → H

2

SO

4

kwas siarkowy (VI)

CO

2

+ H

2

O → H

2

CO

3

kwas węglowy

N

2

O

3

+ H

2

O → 2 HNO

2

kwas azotowy (III)

N

2

O

5

+ H

2

O → 2 HNO

3

kwas azotowy (V)

P

2

O

5

+ 3 H

2

O → 2 H

3

PO

4

bardziej poprawny zapis

P

4

O

10

+ 6H

2

O → 4 H

3

PO

4

kwas ortofosofrowy

P

4

O

10

+ 4H

2

O → 2 H

4

P

2

O

7

kwas pirofosofrowy

P

4

O

10

+ 2H

2

O → 4HPO

3

kwas metafosofrowy

B

2

O

3

+ 3 H

2

O → 2 H

3

BO

3

Nie wszystkie tlenku kwasowe (bezwodniki) reagują z wodą

SiO

2

+ H

2

O → brak reakcji

Otrzymywanie kwasów c.d.

W przypadku braku reakcji bezwodnika kwasowego z wodą, odpowiedni

kwas można otrzymać z rozpuszczalnej w wodzie soli tego kwasu działając

na tę sól innym (mocniejszym) kwasem:

Na

2

SIO

3

+ 2 HCl →

↓ H

2

SiO

3

+ 2 NaCl

krzemian kwas solny

kwas krzemowy chlorek sodu

sodu

Kwasy beztlenowe

Kwasy beztlenowe otrzymuje się przez rozpuszczenie w wodzie

odpowiedniego wodorku

↑HCl

+

H

2

O

→

HCl

aq

chlorowodór

roztwór wodny chlorowodoru

gaz

(gaz rozpuszczony w wodzie)- kwas solny

(aq = aqua = woda)

Właściwości fizyczne

Kwasy są przeważnie cieczami. Znane są także kwasy będące ciałami
stałymi (są to głównie kwasy organiczne).
Rozcieńczanie stężonych roztworów kwasów – zawsze należy wlewać kwas
do wody (umożliwia to równomierne mieszanie roztworu- gęstość
stężonego kwasu jest większa od gęstości wody).

Podczas pracy z kwasami ( a zwłaszcza ich stężonymi roztworami) należy
zachować szczególną ostrożność (kwasy mają właściwości żrące) i
bezwzględnie stosować okulary ochronne.

H

2

O

kwas

Wodne roztwory kwasów powodują zmianę zabarwienia tzw.
indykatorów (wskaźników) – wskazując tym samym na kwaśny

charakter wodnych roztworów tych związków

.

Wskaźnikami stosowanymi do badania kwasowości (lub
zasadowości) stosuje się pojedyncze wskaźniki (lakmus,
fenoloftaleina, oranż metylowy i inne) lub papierki wskaźnikowe
nasycone kilkoma wskaźnikami), co umożliwia dokładniejsze
określenie stężenia jonów odpowiedzialnych za kwasowość
środowiska.

Właściwości chemiczne

1.

Najważniejsza reakcja kwasów - reakcja z zasadami (reakcja zobojętniania)

kwas

+

zasada

→

sól

+

woda

2 NaOH

+ H

2

SO

4

→

Na

2

SO

4

+ 2 H

2

O

Mn(OH)

2

+ 2 HCl →

MnCl

2

+ 2 H

2

O

Al(OH)

3

+ 3 HNO

3

→ Al(NO

3

)

3

+ 3 H

2

O

2.

Większość kwasów reaguje z wieloma metalami wg schematu

kwas

+

metal

→

sól

+

wodór

↑

Zn + H

2

SO

4

→ ZnSO

4

+ H

2

↑

2 Al + 6 HCl

→ 2 AlCl

3

+ 3H

2

↑

(

uwaga:

Al nie reaguje „na zimno” ze stężonym kwasem siarkowym a także

rozcieńczonym i stężonym kwasem azotowym nawet na gorąco na skutek
pasywacji tego metalu)

Nie wszystkie metale reagują z kwasami z wydzieleniem wodoru.

Reakcji tej nie ulegają metale szlachetne (Au, Pt) i półszlachetne (Cu, Ag)
a także kilka innych metali (znajdujących się w tzw. ”szeregu napięciowym
metali” za wodorem).

Nie oznacza to jednak, że metale te w ogóle nie reagują z kwasami. W
odpowiednio dobranych warunkach (dobór stężenia kwasu, ogrzewanie),
nawet te metale mogą reagować z kwasami tlenowymi o właściwościach
utleniających, reakcji tej jednak nie towarzyszy wydzielanie wodoru. Np.

Cu + 2 H

2

SO

4 (stężony)

→ CuSO

4

+ SO

2

↑ + 2H

2

O

Ag + 2 HNO

3 (stężony)

→ AgNO

3

+ NO

2

↑ + H

2

O

3 Cu + 8 HNO

3 (średnio stężony)

→ 3 Cu(NO

3

)

2

+ 2 NO↑ + 4H

2

O

Cu + 4 HNO

3 (stężony)

→ Cu(NO

3

)

2

+ 2 NO

2

↑ + 2 H

2

O

Cu + HCl → nie reaguje bez względu na stężenie kwasu i temperaturę

3.

Kolejną reakcja kwasów jest reakcja kwasów z tlenkami metali

kwas

+

tlenek metalu

→

sól

+

woda

CuO + H

2

SO

4

→ CuSO

4

+ H

2

O

CaO + 2 HCl → CaCl

2

+ H

2

O

Nie wszystkie tlenki metali reagują ze wszystkimi kwasami.
Do tlenków nie reagujących z kwasami należą np:

Al

2

O

3

(odmiana α -korund), Fe

3

O

4

, Cr

2

O

3,

i SnO

2.

Znane są również tlenki reagujące z jednymi kwasami, ale nie

ulegające reakcji z innymi kwasami

, np.

CrO + 2 HCl → CrCl

2

+ H

2

O

CrO + HNO

3 (rozcieńczony)

→ reakcja nie zachodzi

MnO

2

+ 4 HCl → MnCl

2

+ Cl

2

+ 2 H

2

O

MnO

2

+ HNO

3

→ reakcja nie zachodzi

Sole

Sole są związkami zawierającymi kation metalu lub kation NH

4

+

(podobnie

jak zasady), oraz aniony reszt kwasowych. Ogólny wzór soli może być

przedstawiony jako:

Me

x

R

Y

gdzie Me oznacza kation (metalu lub NH

4

+

),

R oznacza resztę kwasu tlenowego

lub beztlenowego

x i y to współczynniki wynikające

z wartości ładunków odpowiednich

kationów i anionów

np.:

KCl

kation K

+

anion

Cl

-

Al

2

(SO

4

)

3

sól kationu Al

3+

i anionu SO

4

2

-

Formalnie biorąc sole mogą być traktowane jako

pochodne kwasów

,

w których jeden lub więcej kationów wodorowych (w przypadku
kwasów wieloprotonowych) zostało zastąpionych przez kationy
metalu lub kationy NH

4

+

,

lub też

jako

pochodne wodorotlenków

, w których jedna lub więcej grup

wodorotlenowych (w przypadku wodorotlenków
wielohydroksylowych) zostało zastąpione resztami kwasowymi.

Reakcje otrzymywania soli
1.

Podstawową reakcją otrzymywania soli jest reakcja zobojętniania.

W zależności od zastosowanej zasady i oraz użytego kwasu mogą

powstawać następujące produkty reakcji:

„

sole, w których cząsteczkach nie występują atomy wodoru oraz nie

występują grupy hydroksylowe (wodorotlenowe)

np.:

H

Cl + Na

OH

→ NaCl +

H

2

O

H

2

SO

4

+

2

K

OH

→ K

2

SO

4

+

2 H

2

O

Al

(OH)

3

+

3 H

NO

3

→ Al(NO

3

)

3

+

3 H

2

O

W reakcjach tych liczba reagujących grup OH

-

jest równa liczbie

wprowadzonych do reakcji kationów H

+

, co prowadzi do powstawania

takiej samej liczby cząsteczek wody

Jeżeli liczba obecnych w reakcji grup wodorotlenowych (nadmiar
zasady) jest mniejsza niż liczba wprowadzonych do reakcji kationów
wodorowych (niedomiar kwasu) w wyniku reakcji nie tworzy się sól
obojętna (zbudowana tylko z z kationów i anionów reszt kwasowych)
lecz produktem reakcji jest

hydoksosól

zawierająca obok anionów

reszty kwasowej także aniony

OH

-

Ca

(OH)

2

+

H

NO

3

→ Ca

(OH)

NO

3

+

H

2

O

azotan (V) hydroksowapnia

lub aztoan (V) wodorotlenek wapnia

Al

(OH)

3

+

H

2

SO

4

→ Al

(OH)

SO

4

+

2 H

2

O

Fe

(OH)

3

+

H

NO

3

→ Fe

(OH)

2

NO

3

+

H

2

O

azotan (V) dihydroksożelaza (III)

lub azotan (V) diwodorotlenek żelaza

Fe

(OH)

3

+

2 H

NO

3

→ Fe

(OH)

(NO

3

)

2

+

2 H

2

O

azotan (V) hydroksożelaza (III)

lub azotan (V) wodorotlenek żelaza

Jeżeli liczba obecnych w reakcji kationów

H

+

(nadmiar kwasu) jest większa

niż liczba wprowadzonych do reakcji anionów wodorotlenowych (niedomiar

zasady) w wyniku reakcji nie tworzy się sól obojętna (zbudowana tylko z z

kationów i anionów reszt kwasowych) lecz produktem reakcji jest

wodorosól

zawierająca obok kationów metalu lub kationu NH

4

+

także

kationy wodorowe (H

+

).

H

3

PO

4

+ Na

OH

→ Na

H

2

PO

4

+

H

2

O

diwodorofosforan (V) sodu lub ortodwuwodorofosforan(V)

sodu

H

3

PO

4

+

2

Na

OH

→ Na

2

H

PO

4

+

2 H

2

O

wodorofosforan (V) sodu lub wodorofosforan (V) disodu

H

2

SO

4

+ K

OH

→ K

H

SO

4

+

H

2

O

wodorosiarczan (VI) potasu

2 H

2

S + Mg

(OH)

2

→ Mg(

H

S)

2

+

2 H

2

O

bis –wodorosiarczek magnezu

2.

Sole można także otrzymywać w reakcji metali z kwasami (patrz

reakcje kwasów) – w zależności od zastosowanego metalu i kwasu

produktem reakcji obok soli może być wodór lub reakcja może

przebiegać bez wydzielania wodoru

3.

Sole mogą być otrzymywane w reakcji niektórych tlenków metali

(zasadowe lub amfoteryczne) z kwasami (patrz reakcje kwasów)

4.

Sole można otrzymać w reakcji zasad z niektórymi tlenkami

niemetali (bezwodnikami kwasowymi)- produktem reakcji jest sól i

woda
Ca(OH)

2

+ CO

2

→ CaCO

3

+ H

2

O

6 NaOH + P

2

O

5

→ 2 Na

3

PO

4

+ 3H

2

O

2 KOH + N

2

O

5

→ 2 KNO

3

+ H

2

O

5.

Sole mogą być również otrzymane w reakcji bezwodników
kwasowych z niektórymi tlenkami zasadowymi (bezwodnikami
zasadowymi) – produktem reakcji jest sól
MgO + SO

2

→ MgSO

3

6.

Sole kwasów beztlenowych można otrzymać w wyniku

bezpośredniej syntezy metalu i niemetalu
Fe + S → FeS

2 Na + Cl

2

→ 2 NaCl

7.

Sole mogą być także otrzymywane w reakcji kwasu z inną solą-

warunkiem przebiegu takiej reakcji jest zastosowanie kwasu

mocniejszego i mniej lotnego niż kwas, od którego pochodzi użyta

do reakcji sól
Na

2

CO

3

+ 2

HNO

3

→ 2NaNO

3

+

H

2

CO

3

(słaby, nietrwały kwas)

(mocny kwas)

H

2

O + CO

2

↑

CaCl

2

+

H

2

SO

4

→ CaSO

4

+ 2

HCl (kwas bardziej lotny)

(kwas mniej lotny, większa masa molowa)

Na

2

SiO

3

+ 2HCl → ↓

H

2

SiO

3

+ 2 NaCl

(słaby trudnorozpuszczalny kwas)

Sole mogą być również otrzymane w reakcji soli z kwasem,

jeżeli w wyniku reakcji powstaje sól trudnorozpuszczalna
BaCl

2

+ H

2

SO

4

→ ↓ BaSO

4

+ NaCl

Cu (NO

3

)

2

+ H

2

S → ↓ CuS

+ 2 HNO

3

8.

Sole otrzymuje się także w reakcji mocnych zasad z solami

słabych zasad w wyniku tej reakcji powstaje słaba zasada i

nowa sól
NH

4

Cl +

NaOH

→ NaCl +

NH

4

OH (słaba zasada)

(mocna zasada)

↑NH

3

+ H

2

O

Al

2

(SO

4

)

3

+ 6 KOH → ↓

2 Al(OH)

3

+ 3 K

2

SO

4

(słaba zasada, trudnorozpuszczana)

∆
(ogrzewanie)

9.

Sole można otrzymać w reakcji

rozpuszczalnej soli z inną

rozpuszczalną solą

, jeżeli w wyniku reakcji powstaje sól

trudnorozpuszczalna

AgNO

3

+

KCl

→

KNO

3

+ AgCl ↓

BaCl

2

+

K

2

SO

4

→

2KCl

+ BaSO

4

↓

Na

2

S

+

CuSO

4

→

Na

2

SO

4

+ CuS ↓

Właściwości fizyczne

Sole są na ogół substancjami stałymi, krystalicznymi, najczęściej

białymi, choć zdarzają się sile o innych barwach np.
niebieskiej (CuSO

4

X

5 H

2

O) – hydrat

fioletowej (KMnO

4

)

żółtej (PbI

2

)

czarnej (CuS)

Kation

Anion

Na

+

K

+

NH

4

+

Mg

2+

Ca

2+

Sr

2+

Ba

2+

Ag

+

Cu

2+

Zn

2+

Al

3+

Mn

2+

Cr

3+

Fe

2+

OH

-

r

r

r

s

s

s

s

n

n

n

n

n

n

n

F

-

s

r

r

s

s

s

s

r

o

s

s

s

s

s

Cl

-

r

r

r

r

r

r

r

n

r

r

r

r

s

r

Br

-

r

r

r

r

r

r

r

n

r

r

r

r

s

r

I

-

r

r

r

r

r

r

r

n

o

r

o

o

o

s

S

2-

r

r

r

o

o

o

o

n

n

n

n

n

o

n

SO

3

2-

r

r

r

s

s

s

s

s

-

s

s

s

o

s

SO

4

2-

s

s

r

r

s

s

n

s

r

r

r

r

r

r

NO

2

-

r

r

r

r

r

r

r

r

r

r

r

r

r

r

ClO

3

-

r

r

r

r

r

r

r

r

r

-

-

-

-

-

PO

4

3-

r

r

r

s

n

n

n

n

s

s

s

s

s

s

CO

3

2-

r

r

r

s

s

n

n

n

s

o

s

s

o

s

HCO

3

-

s

r

r

s

s

s

o

o

o

o

s

s

o

s

SiO

3

2-

r

r

o

n

n

o

n

n

n

n

n

n

n

n

CrO

4

2-

r

r

r

r

s

s

n

n

s

s

s

s

o

o

r - substancje dobrze rozpuszczalne

s- substancje słabo rozpuszczalne ( wytrąca się w formie osadu tylko ze stężonego roztworu)
n- substancja praktycznie nierozpuszczalna ( wytrąca się w formie osadu z rozcieńczonego roztworu)
o- substancja w roztworze wodnym nie istnieje

Właściwości chemiczne

• W odróżnieniu od kwasów i zasad, sole mają tzw.

charakter

obojętny

.

• Wodne roztwory wielu soli nie zmieniają zabarwienia papierków

uniwersalnych nasyconych wskaźnikami wskazującymi kwaśny lub
zasadowy charakter środowiska.

• Wiele jednak soli ulega pod wpływem cząsteczek wody reakcji

hydrolizy, co powoduje wystąpienie odczynu kwaśnego lub
zasadowego wodnych roztworów soli hydrolizujących.

Nazewnictwo soli
Sole obojętne M

n

R

m

„

Nazwa soli składa się z dwóch wyrazów.
Pierwszy określa resztę kwasową i tworzy się go od nazwy kwasu ,
który zawiera tę resztę:

¾

jeżeli nazwa kwasu ma końcówkę

- owy

, to nazwa reszty kwasowej

przyjmuje końcówkę

- an

(siarkowy – siarczan), należy także podać

wartościowość niemetalu w tej reszcie (siarczan (VI); siarczyn (IV))

¾

jeżeli stosujemy nazwę zwyczajową kwasu z końcówką

–awy

to

nazwa reszty kwasowej w nazwie zwyczajowej przyjmuje końcówkę

–yn

(azotawy – azotyn)

¾

reszty kwasowe kwasów beztlenowych mają w nazwie końcówkę

-ek

(chlorek, bromek, jodek, siarczek).

Drugi wyraz w nazwie soli określa kation (metal, lub kation złożony
niemetaliczny NH

4

+

,w razie potrzeby w przypadku metalu podaje

się jego wartościowość wyrażoną liczbą Stocka).

Nazwy wodorosoli („sole kwaśne”) M

n

(HR)

m

Sole te składają się z metalu i „zwykłej” reszty kwasowej zawierającej

dodatkowo wodór. Mogą powstawać w reakcjach, w których nie
wszystkie wodory kwasów wieloprotonowych zostaną zastąpione
przez atomy metalu lub NH

4

+

,

, np.:

NaHSO

4

, Ca (HSO

4

)

2

KH

2

PO

4

, K

2

HPO

4,

, MgHPO

4

, NH

4

HSO

3

.

Przy ustalaniu wzorów wodorosoli należy wodór traktować jako

składową reszty kwasowej .

Wartościowość takiej reszty kwasowej oblicza się odejmując od

wartościowości „zwykłej” reszty kwasowej (np. III dla reszty kwasu
H

3

PO

4

) liczbę atomów wodoru, znajdujących się w „kwaśnej”

reszcie.

H

3

PO

4

reszta PO

4

3-

(III wartościowa)

H

2

PO

4

-

(I wartościowa)

HPO

4

2-

(II wartościowa)

„

Nazwy wodorosoli składają się z dwóch wyrazów. W
pierwszym wyrazie po przedrostku

wodoro-

(o ile

występuje więcej niż jeden atom wodoru należy podać
odpowiedni liczebnik) podaje się nazwę reszty kwasowej
z uwzględnieniem wartościowości niemetalu, a nastpnie
podaję nazwę kationu (z ewentualnym podaniem
wartościowości wg Stocka) w formie rzeczownikowej.

„

Przykłady:

KHSO

3

wodorosiarczan (IV) (potasu dawniej kwaśny

siarczyn potasu)

NaH

2

PO

4

diwodorofosforan (V) sodu (dwuwodorofosforan

sodu)

Na

2

HPO

4

wodorofosforan (V) sodu, wodorofosforan disodu

Hydroksosole („sole zasadowe” dawniej hydroksysole)
[M(OH)

k

]

n

R

m

„

Hydroksosole składają się z reszty kwasowej (R) oraz tzw. Reszty
zasadowej [Me(OH)

k

] , w skład której wchodzi metal i jedna (k=1)

lub kilka (k=2,3….) grup OH , związanych z kationem metalu.
Hydroksosole są produktami niecałkowitego podstawienia grup OH
w cząsteczce wodorotlenku (zawierającego więcej niż jedną grupę
wodorotlenową) przez reszty kwasowe, np.:
Mg(OH)Cl, Al(OH)

2

Cl, Al(OH)Cl

2

, Al(OH)SO

4.

„

Przy ustalaniu wzorów hydroksosoli należy traktować grupy OH jako
integralną część reszty zasadowej. Wartościowość reszty
zasadowej ustala się odejmując od wartościowości metalu (np. dla
Al (III) liczbę grup OH w reszcie zasadowej, czyli reszta Al(OH)

2

+

jest jednowartościowa (III - 2

x

I = I).

Nazwy hydroksosoli

Nazwy hydroksosoli mogą być tworzone w dwojaki sposób:

¾

nazwa składa się trzech wyrazów, z których dwa pierwsze
(wymienione w kolejności alfabetycznej) określają liczbę grup OH
(związanych z jednym kationem metalu) i liczbę „zwykłych” reszt
kwasowych a trzeci wyraz – rodzaj metalu (ewentualnie, jeżeli
wymaga tego jednoznaczność określenia nazwy z uwzględnieniem
wartościowości wg Stocka), przy alfabetyzacji pomija się przedrostki
liczebnikowe

¾

nazwę tworzy się z dwóch wyrazów, pierwszy wyraz podaje nazwę
reszty kwasowej, drugi nazwę kationu z przedrostkiem „hydrokso-” z
uwzględnieniem liczby anionów grup wodorotlenowych

Przykłady:
Mg(OH)Cl - chlorek wodorotlenek magnezu

lub

chlorek hydroksomagnezu

Al(OH)

2

Cl – chlorek diwodorotlenek (lub dwuwodorotlenek) glinu

lub

chlorek dihydroksoglinu (dwuhydroksoglinu)

Al(OH)Cl

2

– dichlorek wodorotlenek glinu (dwuchlorek wodorotlenek

glinu)

lub

chlorek hydroksoglinu

Fe (OH)SO

4

- siarczan (VI) wodorotlenek żelaza (III)

lub

siarczan(VI) hydroksożelaza (III)

[Fe(OH)

2

]

2

SO

4

- siarczan (VI) diwodorotlenek (lub dwuwodorotlenek)

żelaza (III)

lub

siarczan (VI) dihydroksożelaza (III)

Sole złożone

„

Istnieją sole złożone - podwójne, potrójne itp., zawierające kilka
różnych kationów lub anionów. Nazwy takich soli tworzy się
podając nazwy jonów w kolejności alfabetycznej. We wzorze takich
soli symbole jonów również podajemy w kolejności alfabetycznej.

„

Nazwy kationów oddziela się łącznikowym

„i”

a nazwy anionów

podaje bez łącznika.

Przykłady:
KNaSO

4

siarczan (VI) potasu i sodu

CaNH

4

PO

4

fosforan (V) amonu i wapnia

Dla anionów w tym typie soli stosuje się przedrostki

zwielokrotniające:

„bis”, „tris” itd.
Ca

5

F(PO

4

)

3

fluorek tris(fosforan (V))pentawapnia

Uwaga:
Przedrostki „di”, „tri” itd. oznaczają jony skondensowane, np.:

difosforan (V) oznacza P

2

O

7

4-

(nazwa zwyczajowa pirofosforan),

natomiast

bis(fosforan (V) oznacza dwa aniony PO

4

3-

(nazwa zwyczajowa

ortofosforan), czyli (PO

4

3-

)

2

Nazwy soli uwodnionych (hydraty)

„

Sole, które zawierają wodę krystalizacyjną, czyli takie, które
wydzielają się w postaci kryształów zawierających cząsteczki wody
w sieci krystalicznej nazywamy

hydratami

.

„

Nazewnictwo takich soli podaje na początku liczbę cząsteczek wody
i słowo „hydrat, następnie nazwę soli.

Przykłady:
Na

2

CO

3

x

10 H

2

O dziesięciohydrat węglanu sodu

MgSO

4

x

7 H

2

O siedmiohydrat siarczanu (VI) magnezu

AlK(SO

4

)

2

x

12 H

2

O dwunastohydrat siarczanu (VI) glinu i potasu

Związki koordynacyjne

„

Związki koordynacyjne mogą między innymi stanowić szczególną

grupę soli, wodorotlenków lub kwasów, w których występuje tzw.

wiązanie koordynacyjne.

„

Wiązanie koordynacyjne, to wiązanie, w którym para elektronowa

tworząca to wiązanie pochodzi od tylko jednego z atomów

uczestniczących w tym wiązaniu.

„

Związki koordynacyjne posiadają w swojej budowie centrum

koordynacji (jest nim atom lub jon centralny, którym jest zwykle

metal)- otoczony zespołami cząsteczek, atomów lub jonów (tzw.

ligandów), które są donorami par elektronowych we wiązaniu z

centrum koordynacji.

„

Liczbę ligandów dołączonych do centrum koordynacji, nazywamy

liczbą koordynacyjną. Liczba koordynacyjna może przyjmować

wartości 1,2,3,4,5,6,8,12. Szczególnie uprzywilejowane są liczby

2,4,6.

„

Utworzony kompleks może być kationem, anionem lub cząsteczką

obojętną (zależy to od ładunku centrum koordynacji i ładunków

ligandów).

Związek lub jon kompleksowy

Jon

lub

atom

centralny

ligandy

Związek lub jon kompleksowy np. K

3

[Fe(CN)

6

]

Jon kompleksowy-anion

Kation

np.

Fe

3+

CN

-

CN

-

CN

-

CN

-

CN

-

CN

-

Ładunek jonu =
6

.

(-1) + (+3)= -3

Liczba koordynacyjna = 6

Ligandy aniony CN

-

Jon heksacyjanożelaza (III)

Związek lub jon kompleksowy np.[ Ag(NH

3

)

2

]OH

Jon kompleksowy-kation

Kation

np.

Ag

+

NH

3

Ładunek jonu =
+1 – 2

.

O = +1

NH

3

Ligandy – cząsteczki NH

3

Liczba koordynacyjna = 2

Jon (kation) diaminasrebra

Związek lub jon kompleksowy

Związek kompleksowy

Fe

atom

CO

Ładunek =
0 + 5

.

0= 0

Liczba koordynacyjna =5

Ligandy cząsteczki CO

Pentakarbonylżelazo (0)

CO

CO

CO

CO

„

Liczbę ligandów (liczbę koordynacyjną) obliczamy w
następujący sposób:

™

od liczby elektronów gazu szlachetnego leżącego w układzie
okresowym za pierwiastkiem stanowiącym centrum koordynacji,
odejmujemy liczbę elektronów, jaka posiada atom lub jon
stanowiący centrum koordynacji;

™

otrzymany wynik dzielimy przez dwa (ponieważ każde wiązanie
stanowi para elektronowa , zatem ligand dostarcza do wiązania dwa
elektrony);

™

jeżeli w wyniku otrzymamy liczbę niecałkowitą, wynik zaokrąglamy
do liczby całkowitej

Przykład:
Kation Fe

3+

atom najbliższego gazu szlachetnego leżącego za żelazem to
Krypton

Kr

zawierający

36

elektronów;

atom

Fe

ma

26

elektronów,

natomiast jon

Fe

3+

ma: 26 – 3 =

23

elektrony.

różnica wynosi

36

–

23

= 13

czyli liczba liganów wynosi 13:2 = 6,5 (ponieważ szczególnie

uprzywilejowane jest liczba 6, a liczba 7 jako liczba koordynacyjne
nie występuje) , zatem liczba koordynacyjna wynosi w tym
przypadku 6.

„

Alternatywnym sposobem określania liczby koordynacyjnej jest
reguła, mówiąca, że liczba koordynacyjna jest podwojoną wartością
ładunku kationu, czyli:

¾

dla kationu jednododatniego (np.: Ag

+

) liczba koordynacyjna

wynosi 2

¾

dla kationu dwudodatniego (np.: Cu

+2

) liczba koordynacyjna

wynosi 4

¾

dla kationu trójdodatniego - 6.
Od podanej uproszczonej reguły występują jednak odstępstwa.
Niektóre kationy mogą tworzyć związki koordynacyjne więcej niż
jednej liczbie koordynacyjnej.

Przykład:
Zn(NH

3

)

4

2+

, Zn(NH

3

)

6

2+

Przykłady otrzymywania związków lub jonów kompleksowych

AgCl↓ + 2 NH

3

x

H

2

O →

[Ag(NH

3

)

2

]

+

+ Cl

-

+ 2H

2

O

(1)

Zn (OH)

2

+ 4 NH

3

x

H

2

O →

[Zn(NH

3

)

4

]

2+

+ 4H

2

O

(2)

FeCl

2

+ 6 KCN → K

4

[Fe (CN)

6

]

+ 2KCl

(3)

We wzorach jonów kompleksowych

(1) i (2)

liczba ligandów jest zgodna

z podaną uproszczoną regułą,

natomiast dla związku kompleksowego

(3)

liczba ligandów odpowiada

liczbie wynikającej z obliczeń (36-24): 2 = 6
Zapis jonu kompleksowego:
we wzorze złożonego jonu kompleksowego na początku umieszcza się symbol
atomu centralnego, a następnie ligandy anionowe , później obojętne , a na
końcu ligandy dodatnie. Jeżeli ligandy mają ten sam znak ładunku, wymienia
się je w kolejności alfabetycznej.
Jony kompleksowe zapisujemy w nawiasach kwadratowych.

Nazewnictwo związków koordynacyjnych

¾

Nazwy związków koordynacyjnych zawierających

kation kompleksowy

tworzy się podając nazwę anionu a następnie

nazwę kationu kompleksowego, w której określamy liczbę ligandów,
ich nazwy tworzą jeden wyraz z nazwę atomu centralnego (stopień
utlenienia atomu (jonu) centralnego podaje się zgodnie z systemem
Stocka, czyli stosując cyfry rzymskie w nawiasie).
Liczba ligandów podawana jest z wykorzystaniem liczebników
greckich w formie przedrostków:

mono- = jedno-, di- = dwu-, tri- = trój-, tetra- = cztero-, penta- = pięcio-,
heksa- = sześcio-, hepta- = siedmio-, okta- = ośmio-.
Dopuszczalne jest zastosowanie liczebników polskich.
Liczebnik mono- czyli jedno- jest pomijany przy podawaniu nazwy

związku.

¾

Nazwy związków koordynacyjnych zawierających anion

kompleksowy

podaje się określając liczby ligandów i ich nazwy

połączonych z atomem centralnym a następnie nazwy atomu
centralnego z końcówką

–an

. Po nazwie atomu (lub jonu)

centralnego umieszcza się jego stopień utlenienia wg systemu
Stocka (cyfra rzymska w nawiasie). W zakończeniu nazwy podaje
się liczbę i nazwę kationu (kationów).

¾

Nazwy związków kompleksowych, które nie zawierają jonów
kompleksowych

tworzy się przez podanie liczby i nazwy ligandów ,

a na końcu nazwy atomu centralnego.

Nazwy ligandów o ładunku dodatnim lub ujemnym mają końcówkę

–o.

Ligandy obojętne mają w nazwie końcówkę: -a, -yl, -il.

Nazwy wybranych ligandów nieorganicznych:

Ligand

Nazwa

Ligand

Nazwa

F

-

fluoro

OH

-

hydrokso

Br

-

bromo

S

2

O

3

2-

tiosiarczano

I

-

jodo

SCN

-

tiocyjaniano

O

2-

okso

NH

2

-

amido

S

2-

tio

C

2

O

4

2-

szczawiano

Cl

-

chloro

CO

karbonyl (można
też spotkać
karbonylo)

NO

2

-

azotyno

(nitrito-N

lub nitrito-O)

H

2

O

akwa

NH

2-

imido

NH

3

amina

CN

-

cyjano

NO

nitrozyl (można
też spotkać
nitrozylo)

Przykłady nazewnictwa związków koordynacyjnych

¾

Nazwy związków koordynacyjnych zawierających

kation kompleksowy

[Ag (NH

3

)

2

] (OH) wodorotlenek diaminasrebra (I)

[Zn(NH

3

)

4

]Cl

2

dichlorek tetraminacynku (II)

[CoCl

2

(NH

3

)

4

]Cl – chlorek tetraaminadichlorokobaltu(III)

[Pt(NH

3

)

6

]Cl

4

– chlorek heksaaminaplatyny(IV)

¾

Nazwy związków koordynacyjnych zawierających anion
kompleksowy

K

3

[Fe(CN)

6

] heksacyjanożelazian(III) tripotasu lub heksacyjanożelazian

(III) potasu

dawniej żelazicyjanek potasu

K

4

[Fe(CN)

6

] heksacyjanożelazian(II) tetrapotasu lub

heksacyjanożelazian (II) potasu

dawniej żelazocyjanek potasu

Fe

4

[Fe(CN)

6

]

3

heksacyjanożelazian (II) żelaza (III) – „błękit pruski”

Fe

3

[Fe(CN)

6

]

2

heksacyjanożelazian (III) żelaza (II) – „błękit Turnbulla”

Na

2

[Fe(CN)

5

NO] pentacyjanonitrozylżelazian (III) disodu

Na

2

[HgI

4

] – tetrajodortęcian (II) sodu

K

4

[Fe(CN)

6

] - heksacyjanożelazian(II) potasu

[Ag (NH

3

)

2

]

2

SO

4

– siarczan (VI) diaminasrebra (I)

(NH

4

)

3

[Fe(SCN)

6

] heksatiocyjanioanozelazian (III)amonu

¾

Nazwy związków kompleksowych, które nie zawierają jonów
kompleksowych

tworzy się przez podanie liczby i nazwy ligandów ,

a na końcu nazwy atomu centralnego

Fe (CO)

5

pentakarbnylżeloazo (0) dawniej pentakarbonylożelazo (0)