Związki chemiczne

Związki chemiczne

–

–

klasyfikacja,

klasyfikacja,

nomenklatura,

nomenklatura,

otrzymywanie

otrzymywanie

Podział związków

Podział związków

nieorganicznych

nieorganicznych

Tlenki

Tlenki

Przykłady:

Przykłady:

CO, CO

CO, CO

2

2

, Fe

, Fe

2

2

O

O

3

3

,

,

Al

Al

2

2

O

O

3

3

, NO, MnO

, NO, MnO

2

2

związki chemiczne tlenu z

innymi pierwiastkami o
wzorze X

n

O

m

ustalanym

metodą krzyżową

Metoda krzyżowa

Metoda krzyżowa

Podział tlenków

Podział tlenków

Tlenki kwasowe

Tlenki kwasowe

Tlenki zasadowe

Tlenki zasadowe

Tlenki kwasowe

Tlenki kwasowe

Tlenki kwasowe

Tlenki kwasowe

Otrzymywanie

Otrzymywanie

o

utlenianie

pierwiastków

S + O

2

→ SO

2

o

utlenianie niższych

tlenków

2CO + O

2

→ 2CO

2

o

odtlenianie

wyższych

tlenków:

Fe

2

O

3

+ C → 2FeO +

CO

o

rozkład tlenków:

N

2

O

3

→ NO + NO

2

o

rozkład

wodorotlenków

Fe(OH)

2

→ FeO +

H

2

O

o

termiczny rozkład

soli

CaCO

3

→ CaO + CO

2

o

utlenianie

związków

organicznych

CH

4

+ 2O

2

→

CO

2

+ 2H

2

O

Podstawowe tlenki

Podstawowe tlenki

CO

–

tlenek węgla: bezbarwny,

pozbawiony zapachu gaz, silnie

toksyczny, otrzymywany w reakcji

Boudouarda:

CO

2

–

dwutlenek węgla: bezbarwny gaz, bez

zapachu, nie podtrzymujący palenia,

toksyczny przy zawartości w powietrzu >

10%, słabo rozpuszczalny w wodzie,

otrzymywany poprzez spalanie węgla i

termiczny rozkład soli:

C + O

2

= CO

2

CaCO

3

= CaO +

CO

2

Podstawowe tlenki

Podstawowe tlenki

N

2

O

- tlenek azotu (I): bezbarwny, bezwonny

gaz o działaniu narkotycznym ( Zabójcza

broń II), podtrzymujący palenie

SiO

2

- ditlenek krzemu: jeden z najbardziej

rozpowszechnionych związków na Ziemi 

piasek

NO

2

-

tlenek azotu (IV): brunatny, silnie

toksyczny gaz o ostrym zapachu ulegający

dimeryzacji w temperaturze <100°

:

Podstawowe tlenki

Podstawowe tlenki

Al

2

O

3

-

tlenek glinu: ciało stałe, nierozpuszczalne

w wodzie, o temp. topnienia >2000°C. 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

= Al

2

O

3

+ H

2

O

tlenek o właściwościach amfoterycznych

Podstawowe tlenki

Podstawowe tlenki

H

2

O

– tlenek wodoru –

woda: bezbarwna ciecz, bez

zapachu, 3 stany skupienia, t. top.

0°C, t. wrz. 100°C

Nadtlenki

Nadtlenki

związki zawierające jon nadtlenkowy

(O-

O)

2-

(wartościowość tlenu:

-1

np.

K

2

O

2

,

H

2

O

2

) zastosowanie w łodziach

podwodnych do oczyszczania powietrza z

CO

2

, utleniacze

Ponadtlenki

Ponadtlenki

związki zawierające

jon ponadtlenkowy

(O-O)

-

(wartościowość tlenu:

-0,5

np.

KO

2

), silne

utleniacze

Wodorotlenki

Wodorotlenki

związki chemiczne zbudowane z

kationów metali i anionów

wodorotlenkowych OH

-

o wzorze:

n

n

OH

Me

)

(

Me - metal, n – wartościowość

metalu

przykłady:

NaOH, Fe(OH)

3

, Mg(OH)

2

,

Ca(OH)

2

, Cu(OH)

2

, Al(OH)

3

Otrzymywanie

Otrzymywanie



reakcja metalu aktywnego

(z grupy litowców i berylowców) z wodą

2Li + 2H

2

O = 2LiOH + H

2

2Na + 2H

2

O = 2NaOH + H

2



reakcja tlenku litowca lub berylowca z wodą

Na

2

O + H

2

O = 2NaOH

CaO + H

2

O = Ca(OH)

2



reakcja dobrze rozpuszczalnej soli

z innym wodorotlenkiem

Pb(NO

3

)

2

+ NaOH = 2NaNO

3

+ Pb(OH)

2

↓

Podział wodorotlenków

Podział wodorotlenków

Wodorotlenki, których wodne

roztwory mają odczyn zasadowy

nazywamy wodorotlenkami

zasadowymi lub zasadami

Nazewnictwo

Nazewnictwo

nazwy wodorotlenków są dwuwyrazowe:

wodorotlenek i nazwa metalu, po

nazwie metalu podaje się w nawiasie

jego wartościowość

(gdy metal ma jedną wartościowość,

wówczas można ja w nazwie pominąć)

np.

Fe(OH)

2

– wodorotlenek żelaza (II),

Fe(OH)

3

– wodorotlenek żelaza (III),

NaOH – wodorotlenek sodu

W każdym wodorotlenku lub kwasie

tlenowym istnieje ugrupowanie,

którego dysocjacja w roztworze

wodnym może zajść wg jednego ze

schematów:

X

O

H

X

X

O

O

H

H

E

1

< E

2

E

1

> E

2

Dysocjacja
kwasowa

Dysocjacja
zasadowa

E

1

E

2

..dlatego istnieje równowaga:

Przykład:

W wodorotlenkach amfoterycznych:

Najważniejsze wodorotlenki

Najważniejsze wodorotlenki



litowców: np. LiOH, KOH, NaOH

-

silnie higroskopijne, bezbarwne ciała stałe,

wykazują dobrą rozpuszczalność w wodzie i

alkoholu C

2

H

5

OH, w stanie stałym wykazują

budowę jonową, w roztworach wodnych są

mocnymi zasadami



berylowców: np. Be(OH)

2

, Mg (OH)

2

,

Ca(OH)

2

- są ciałami stałymi, których

rozpuszczalność w wodzie jest stosunkowo

słaba, moc wodorotlenków rośnie w dół

grupy

Najważniejsze wodorotlenki

Najważniejsze wodorotlenki



pierwiastków bloku d: np. Cu(OH)

2

,

Zn(OH)

2

, Fe(OH)

3

, Fe(OH)

2

- praktyczny brak

rozpuszczalności w wodzie i dobra

rozpuszczalność w mocnych kwasach

tlenowych, większość wodorotlenków tego typu

powinna być uważana za uwodnione tlenki

Me

x

O

y

·nH

2

O, gdzie n zależy od warunków

otrzymywania, żaden z wodorotlenków tej grupy

nie tworzy struktur jonowych



pierwiastków bloku p: Al(OH)

3

, Pb(OH)

2

,

Sn(OH)

4

- białe substancje stałe, praktycznie

wszystkie są amfoteryczne i przy rozpuszczaniu
w mocnych zasadach tworzą jony kompleksowe

zawierające grupy wodorotlenkowe:

Na

2

[Sn(OH)

4

]

Kwasy

Kwasy

przykłady:

HCl, HF, H

2

SO

4

, H

2

CO

3

, H

3

PO

4

,

HNO

3

, HBr, H

2

S

2

O

7

związki chemiczne zbudowane z

atomów wodoru i atomów

wchodzących w skład reszty

kwasowej:

H

n

R

R - reszta kwasowa, n - liczba atomów

wodoru

Nazewnictwo

Nazewnictwo

kwasy beztlenowe

nazwa dwuwyrazowa: kwas i rdzeń nazwy

pierwiastka będącego resztą kwasową z

końcówką -wodorowy

Przykłady:

HCl

(aq)

– kwas chlorowodorowy

HF

(aq)

– kwas fluorowodorowy

Nazewnictwo

Nazewnictwo

kwasy tlenowe

nazwa dwuwyrazowa: kwas i nazwa pierwiastka

kwasotwórczego w formie przymiotnikowej wraz z jego

stopniem utlenienia, gdy stopień ten jest identyczny

dla kilku kwasów tego samego pierwiastka, to do

drugiej części nazwy dodaje się przedrostki: orto-,

meta-,

kwasy zawierające kilka atomów pierwiastka

niemetalu w cząsteczce mają przed nazwą tegoż

pierwiastka

przedrostki di-, tri-

HNO

2

– kwas azotowy (III), HNO

3

– kwas azotowy (V),

HPO

3

– kwas metafosforowy (V), H

3

PO

4

– kwas

ortofosforowy (V), H

2

S

2

O

7

– kwas disiarkowy (VI)

Przykłady

Przykłady

Wzór

Nazwa

Wzór

Nazwa

Tlenowe

H

3

BO

3

kwas

ortoborowy

HClO

4

kwas chlorowy (VII)

HBO

2

kwas

metaborowy

H

2

CrO

4

kwas chromowy (VI)

H

2

CO

3

kwas węglowy

H

2

Cr

2

O

7

kwas dwuchromowy

(VI)

HClO

kwas chlorowy

(I)

H

2

SO

4

kwas siarkowy (VI)

HClO

2

kwas chlorowy

(III)

H

2

SO

3

kwas siarkowy (IV)

HClO

3

kwas chlorowy

(V)

H

2

S

2

O

3

kwas tio (-II)

siarkowy (VI)

Beztlenowe

HF

(aq)

kwas

fluorowodorow

y

HI

(aq)

kwas jodowodorowy

HBr

(aq)

kwas

bromowodorow

y

H

2

S

(aq)

kwas

siarkowodorowy

aq - wodne roztwory substancji gazowych

Otrzymywanie

Otrzymywanie

reakcje niektórych tlenków niemetali z

wodą

SO

2

+ H

2

O = H

2

SO

3

reakcje mocnego kwasu z solą kwasu

słabszego

H

2

SO

4

+ 2CH

3

COONa → 2CH

3

COOH +

Na

2

SO

4

reakcje mocnego kwasu z solą kwasu

trudnorozpuszczalnego

Na

2

SiO

3

+ H

2

SO

4

→ H

2

SiO

3

↓ +

Na

2

SO

4

Podział

Podział

kwasów

kwasów

Definicje kwasów i zasad

Definicje kwasów i zasad

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-

Definicje kwasów i zasad

Definicje kwasów i zasad

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

-

Definicje kwasów i zasad

Definicje kwasów i zasad

1923 - definicja Brönsteda (Dania)

i Lowry’ego (Anglia)

Kwasem

jest substancja (lub

jon), która w reakcji

dostarcza proton (jest

donorem protonu

)

Definicje kwasów i zasad

Definicje kwasów i zasad

1923 - definicja Brönsteda (Dania)

i Lowry’ego (Anglia)

Zasadą

jest substancja (lub

jon), która w reakcji pobiera

proton (jest

akceptorem

protonu

)

Definicje kwasów i

Definicje kwasów i

zasad

zasad

1938 - definicja Lewisa (USA)

KWAS

– jon, atom lub substancja,

która jest akceptorem pary

elektronowej

ZASADA

- jon, atom lub substancja,

która jest donorem pary

elektronowej

Reakcje kwasów z metalami

Reakcje kwasów z metalami

Szereg, w którym ustawiono

metale w kolejności

wzrastającej szlachetności

nosi nazwę

SZEREGU

NAPIĘCIOWEGO METALI

Au, Ag, Cu - w reakcji z kwasami nie wypierają wodoru

w którą stronę zajdzie reakcja

?

KWASY TLENOWE - budowa

KWASY TLENOWE - budowa

H

2

SO

4

H

3

PO

4

Przykłady kwasów

Przykłady kwasów



siarkowy (VI)

- bezbarwna, silnie higroskopijna,

oleista ciecz o właściwościach utleniających



chlorowy(VII)

- bezbarwna ruchliwa ciecz o

temperaturze topnienia –112°C, jest najmocniejszy ze
wszystkich znanych kwasów i jest silnym utleniaczem



azotowy(V)

- bezbarwna ciecz mieszająca się z

wodą w każdym stosunku, ulegająca powolnemu
rozkładowi, posiada silne właściwości utleniające,
stężony HNO

3

zmieszany z HCl (3 części HCl + 1

część

HNO

3

)

tworzy

tzw.

wodę

królewską

rozpuszczającą metale szlachetne (Au, Pt, Pd)

Sole

Sole

związki jonowe zbudowane z kationów

metali i anionów reszty kwasowej o

wzorze:

n

m

n

m

R

Me

przykłady:

NaNO

3

, Fe

2

(SO)

3

, MgSO

4

, CaCl

2

, Hg

2

S,

NH

4

NO

3,

Fe

3

(PO

4

)

2

Me kation prosty metalu: Na

+

lub kation złożony:

NH

4+

,

R – anion reszty kwasowej, n, m – indeksy

stechiometryczne

Nazewnictwo

Nazewnictwo

nazwy są dwuwyrazowe: pierwszy człon określa resztę

kwasową, drugi nazwę metalu i wartościowość:



sole kwasów tlenowych

- nazwa reszty kwasowej z

końcówką

–an, np. NaNO

3

azotan (V) sodu, NaNO

2

azotan (III) sodu,

NaClO

3

– chloran (V) sodu, Mg

3

(PO

4

)

2

– ortofosforan (V)

magnezu



sole kwasów beztlenowych

- nazwa reszty kwasowej z

końcówką –ek, np. Na

2

S – siarczek sodu, FeCl

3

- chlorek

żelaza (III), FeCl

2

- chlorek żelaza (II)



wodorosole

- przedrostek wodoro- dodaje się przed

nazwę reszty kwasowej i przedrostek di-, tri- (atomów

wodoru >1), np. NaHCO

3

– wodorowęglan sodu

 hydroksosole

– nazwa reszty kwasowej i dalej

wodorotlenek oraz nazwa kationu, np. Ca(OH)Cl – chlorek

wodorotlenek wapnia

Podział
soli

Otrzymywanie

Otrzymywanie

reakcja dwóch wodnych roztworów substancji

jonowych

AgNO

3

+ HCl = AgCl↓ + HNO

3

reakcja zobojętniania kwasem:

NaOH + HCl = NaCl + H

2

O

reakcja tlenku zasadowego z kwasem:

NaO + HNO

3

= NaNO

3

+ H

2

O

reakcja metalu aktywnego z kwasem:

Zn + H

2

SO

4

= ZnSO

4

+ H

2

reakcja tlenku kwasowego tlenkiem z zasadowym:

PbO + SiO

2

= PbSiO

3

reakcja tlenku kwasowego z wodorotlenkiem:

Ba(OH)

2

+ CO

2

= BaCO

3

+ H

2

O

reakcja metalu z niemetalem:

2Cu + S = Cu

2

S

reakcje wymiany pomiędzy solami:

BaS + ZnSO

4

= BaSO

4

+ ZnS

Sole są bardzo rozpowszechnione

w przyrodzie, są stosowane jako

nawozy sztuczne, materiały

budowlane, reagenty w przemyśle

spożywczym, kosmetycznym i

farmaceutycznym.

Przykłady często stosowanych soli

sól kuchenna – NaCl, sól gorzka – MgSO

4

.

7H

2

O, soda

oczyszczona – NaHCO

3

, sól glauberska –

Na

2

SO

4

.

10H

2

O, lapis – AgNO

3

, anhydryt – CaSO

4

, gips

krystaliczny – CaSO

4

.

2H

2

O, saletra indyjska – KNO

3

,

saletra chilijska NaNO

3

, saletra amonowa – NH

4

NO

3

,

fosforyt – Ca

3

(PO

4

)

2

Azotki

Azotki

pochodne amoniaku, połączenia

metali z niemetalem

nazwa dwuczłonowa:

azotek + nazwa metalu

przykłady:

Ba

3

N

2

– azotek baru

GaN – azotek galu

Li

3

N – azotek litu

Węgliki

Węgliki

związki węgla z metalami i

niemetalami o elektroujemności

mniejszej niż elektroujemność

węgla

nazwa dwuczłonowa:

węglik + nazwa

metalu/niemetalu

przykłady:

SiC – węglik krzemu, TiC – węglik

tytanu, Al

4

C

3

– węglik glinu, B

4

C –

węglik boru

Wodorki

Wodorki

połączenia chemiczne wodoru z innymi

pierwiastkami o wzorze:



H

n

E

(n)

– wodorki pierwiastków grup 16 i 17

układu okresowego, nazwa dwuczłonowa:

nazwa pierwiastka E z końcówką – ek + słowo:

wodoru, np. H

2

O – tlenek wodoru, H

2

S – siarczek

wodoru, HCl – chlorek wodoru (chlorowodór)



E

(n)

H

n

– wodorki pierwiastków grup 1 do 15

układu okresowego, nazwa dwuczłonowa:

wodorek + nazwa pierwiastka E lub nazwę

pierwiastka łączy się z wyrazem: wodór za

pomocą litery o, np. LiH – wodorek litu, NH

3

–

wodorek azotu, SiH

4

– krzemowodór, CH

4

-

metan