Związki nieorganiczne

Wartościowość pierwiastków

Maksymalna wartościowość (nazywaną maksymalną

wartościowością względem tlenu) dla pierwiastków z grup
głównych równa jest cyfrze jedności w numerze grupy.

Wartościowość względem wodoru i metali (nazywana również

wartościowością normalną) powiązana jest z położeniem pierwiastka
w układzie okresowym w następujący sposób:

Pierwiastki o stałej wartościowości – 1. , 2. i 13 grupa oraz tlen(II),

cynk(II), fluor(I).

Tlenki - nazewnictwo



Tlenki

to

dwuskładnikowe związki tlenu z innymi pierwiastkami z

wyjątkiem fluoru (OF

2

– fluorek tlenu)

ogólny wzór

:

E

n

O

m



Nazwy systematyczne

w systemie Stocka: jeżeli dany pierwiastek

występuje w tlenkach na różnych wartościowościach (stopniach
utlenienia), to w nazwie należy podać wartościowość – stopień
utlenienia:

Na

2

O

–

tlenek

sodu

,

N

2

O

–

tlenek

azotu(I)

Ca

O

–

tlenek

wapnia

,

N

O

–

tlenek

azotu(II)

Al

2

O

3

–

tlenek

glinu ,

N

2

O

3

–

tlenek

azotu(III)

•

Nazewnictwo tlenków

mieszanych

(pierwiastki w cząsteczce występują

na różnych stopniach utlenienia (w różnych wartościowościach)

-

Fe

3

O

4

[inaczej

Fe

O

Fe

2

O

3

] –

tlenek

żelaza(II)

dwu

żelaza(III)

-

Pb

3

O

4

[inaczej (

Pb

O

)

2

Pb

O

2

] –

tlenek

dwu

ołowiu(II) ołowiu(IV)

Metody otrzymywania tlenków:



Bezpośrednia synteza z pierwiastków:



Termiczny rozkład niektórych soli kwasów tlenowych (węglanów i
siarczanów IV) lub wodorotlenków (nierozpuszczalnych w wodzie):



Utlenianie lub redukcja tlenków (dla pierwiastków, które tworzą
tlenki na różnych stopniach utlenienia) w określonych warunkach,
np. w obecności katalizatora :

Reduktorami mogą być: C, H

2

, CO lub metale (Mg, Al.)



Reakcja soli nietrwałych kwasów tlenowych z mocnymi
kwasami:

Podział tlenków



ze względu na skład:



ze względu na zachowanie wobec wody:

tlenki metali

tlenki niemetali

Na

2

O tlenek sodu

SO

2

tlenek siarki(IV)

CaO tlenek wapnia

SO

3

tlenek siarki(VI)

Fe

2

O

3

tlenek żelaza(III)

N

2

O

5

tlenek azotu(V)

FeO tlenek żelaza(II)

P

4

O

10

tlenek fosforu(V)

reagujące z wodą

niereagujące z wodą

Na

2

O, MgO, CaO,

tworzące zasady w reakcji z wodą;

BeO, SiO

2

, Al

2

O

3

, Fe

2

O

3

, CO, NO

CO

2

, N

2

O

5

, SO

2

, SO

3

, P

4

O

10

,

tworzące kwasy w reakcji z wodą

Podział tlenków ze względu na charakter chemiczny

Zasadowe

(reagujące z kwasami,

niereagujące z zasadami)

Amfoteryczne

(reagujące z kwasami i mocnymi

zasadami)

nie reagują z wodą

Kwasowe

(reagujące z zasadami, a

niereagujące z kwasami)

Obojętne

(niereagujące

z wodą,

kwasami,

zasadami)

tlenki te tworzą

metale z grup 1, 2 (bez berylu)

oraz np. Tl

2

O

3

, SnO

najniższe tlenki Cr, Mn

CrO, MnO

tlenki te tworzą

metale po przekątnej układu

np. Al

2

O

3

, ZnO, PbO, BeO, Ga

2

O

3

,

tlenki Cr, Mn na średnim stopniu

utlenienia

MnO

2

, Cr

2

O

3

tlenki te tworzą niemetale z grup

14, 15, 16, 17 oraz np. B

2

O

3

,

najwyższe tlenki Cr, Mn

CrO

3,

Mn

2

O

7

,

np. CO, N

2

O,

NO, SiO

Na

2

O + H

2

SO

4

→ Na

2

SO

4

+

H

2

O

Al

2

O

3

+ 6 HCl→ 2 AlCl

3

+ 3 H

2

O

SO

3

+ 2 NaOH → Na

2

SO

4

+ H

2

O

MgO + 2 HCl → MgCl

2

+

H

2

O

Al

2

O

3

+ 2 NaOH + 3 H

2

O → 2

Na[Al(OH)

4

]

P

4

O

10

+ 12 NaOH → 4 Na

3

PO

4

+ 6

H

2

O

Właściwości fizyczne tlenków

Tlenki metali:



substancje stałe o budowie krystalicznej,



większość tlenków jest związkami jonowymi, sieć krystaliczną tworzą
kationy metali i aniony tlenowe O

2-

,



w wodzie rozpuszczają się tylko tlenki litowców i berylowców z wyjątkiem
tlenku berylu,



w stanie stałym nie przewodzą prądu elektrycznego, w stanie stopionym są
przewodnikami prądu,



tlenki metali ciężkich są barwne, np.

Fe

2

O

3

– brunatny

,

HgO –

czerwony

,

Cr

2

O

3

– zielony,

CuO – czarny, a

TiO

2

, ZnO, MgO – białe

.

Tlenki niemetali :

•

związki o wiązaniach kowalencyjnych lub kowalencyjnych spolaryzowanych



z reguły substancje gazowe, rzadziej ciała stałe (SO

3

, P

4

O

10

, SiO

2

, N

2

O

5)

lub

ciecze (H

2

O, N

2

O

3

), w temp. poniżej temp. topnienia tworzą kryształy

cząsteczkowe o niskiej temp. topnienia.

Wodorki

Wodorki to związki dwuskładnikowe wodoru z metalem lub niemetalem

Wzór ogólny :

E

H

x

dla wodorków pierwiastka mniej elektroujemnego – metalu lub niemetalu z gr.

14, 15.

H

x

E

dla wodorków pierwiastka bardziej elektroujemnego – niemetalu z gr. 16 i 17.

Nazewnictwo:



Wodorki metali nazywa się zwykle według nomenklatury Stocka,
np. NaH – wodorek sodu,



Wodorki niemetali noszą nazwy, pochodzące od danego niemetalu, z
końcówką - wodór, np. HBr – bromowodór,



Wyjątki – woda H

2

O, amoniak –NH

3

, metan-CH

4

Otrzymywanie:

Najczęściej otrzymuje się je w wyniku bezpośredniej syntezy pierwiastków, np.

Właściwości chemiczne wodorków

METALI

(wodór na -I stopniu

utlenienia)

NIEMETALI

(wodór na I stopniu utlenienia)

posiadają charakter zasadowy i

redukujący

posiadają różnorodny charakter

reagując z wodą tworzą zasady:

reagują z kwasami, np.

reagując z wodą tworzą :

- kwasy –wodorki tlenowców i
fluorowców , np. HCl, H

2

S,

- zasady – amoniak np. NH

3

aq

- pozostałe nie reagują z wodą ,
np.CH

4

Wodorotlenki

Wodorotlenki to związki chemiczne, w skład których wchodzi kation

metalu i jon wodorotlenkowy OH

–

.

Wzór ogólny :

M

n

(OH)

n

  Sieć krystaliczna wodorotlenków posiada budowę jonową, w której

przemiennie rozmieszczone są kationy metalu i aniony OH

—

, w

stosunku ilościowym odpowiadającym wzorowi sumarycznym
wodorotlenku.

Nazewnictwo
Nazwy wodorotlenków tworzy się stosując system Stocka, np.:



Fe(OH)

2

- wodorotlenek żelaza(II),



Fe(OH)

3

- wodorotlenek żelaza (III),



KOH - wodorotlenek potasu.

Zasady to rozpuszczalne wodorotlenki.
Moc zasad:

• w

grupie

moc zasad

rośnie

ze wzrostem liczby atomowej metalu

• w

okresie

moc zasad

maleje

ze wzrostem liczby atomowej metalu

Otrzymywanie wodorotlenków



metal + woda  wodorotlenek + wodór

(z 1.lub 2.grupy (oprócz Be i Mg)

2 Na + 2 H

2

O  2 NaOH + H

2





tlenek metalu + woda  wodorotlenek

(z 1.lub 2.grupy (oprócz BeO)

MgO + H

2

O  Mg(OH)

2



wodorek metalu + woda  wodorotlenek +
wodór

(

z 1.lub 2.grupy (oprócz Be)

CaH

2

+ 2H

2

O  Ca(OH)

2

+ H

2



wodorotlenek

I

+ sól

I

 wodorotlenek

II

+ sól

II

(rozpuszczalne)

NiCl

2

+ 2 NaOH  Ni(OH)

2

 + 2 NaCl

Podział wodorotlenków

ze względu na charakter chemiczny

Zasadowe

Amfoteryczne

wodorotlenki metali 1 i 2 grupy

układu okresowego bez berylu

oraz np. Mn(OH)

2,

Cr(OH)

2

Be(OH)

2

; Cu(OH)

2

; Fe(OH)

2

; Pb(OH)

2

;

Al(OH)

3

; Cr(OH)

3

, Fe(OH)

3

; Sn(OH)

2

;

Mn(OH)

4

większość to wodorotlenki, które

po rozpuszczeniu w wodzie

tworzą zasady

zazwyczaj nierozpuszczalne w wodzie

reagują z kwasami i tlenkami

kwasowymi, nie reagują z

zasadami

reagują zarówno z mocnymi kwasami

jak i mocnymi zasadami

Ca(OH)

2

+ N

2

O

5

 Ca(NO

3

)

2

+

H

2

O

Mg(OH)

2

+ 2 HCl  MgCl

2

+

H

2

O

Al(OH)

3

+3HCl AlCl

3

+3H

2

O

Al(OH)

3

+NaOH  Na[Al(OH)

4

]

tetrahydroksoglinian sodu

przy dużym nadmiarze zasady –

Na

3

[Al(OH)

6

]

Właściwości wodorotlenków

Niektóre właściwości



ciała stałe, krystaliczne o działaniu żrącym (soda żrąca –NaOH):



barwy – bezbarwne, np. NaOH, KOH, barwne, np.:

niebieski Cu(OH)

2

,

zielony Cr(OH)

3

,

rdzawy Fe(OH)

3

,

brunatnobrązowy Mn(OH)

4

,

białe AgOH, Pb(OH)

2

, Al(OH)

3

,

Zn(OH)

2



rozpuszczone w wodzie lub stopione przewodzą prąd elektryczny
(dot. wodorotlenków litowców i berylowców)



wodorotlenki pozostałych metali są substancjami słabo
rozpuszczalnymi w wodzie, są bardzo słabymi elektrolitami.



termicznemu rozkładowi ulegają wodorotlenki metalu ciężkiego, np.

Cu(OH)

2

 CuO + H

2

O

Kwasy - s

posoby klasyfikacji kwasów

Kwasy to związki, które – zgodnie z teorią Arrheniusa – w roztworze wodnym

dysocjują na kationy wodoru i aniony reszt kwasowych

. Wzór ogólny:

H

I

x

R

x



Podział ze względu na obecność tlenu

- tlenowe, np. HNO

2

(kwas azotowy(III)), HNO

3

(kwas azotowy(V)), H

3

PO

4

(kwas fosforowy(V))
- beztlenowe, np. HCl (kwas chlorowodorowy), (H

2

S kwas siarkowodorowy)



Podział ze względu na liczbę atomów wodoru

- jednoprotonowe, np. HNO

3,

HNO

2

- wieloprotonowe, np. H

2

SO

4,

H

3

PO

4



Podział ze względu na zdolność utleniania

- silnie utleniające, np. HNO

3

, stężony H

2

SO

4

- słabo utleniające, (utleniaczem są atomy H

I

), np. HCl



Podział ze względu na trwałość

- trwałe, np. H

2

SO

4

, HNO

3

, H

3

PO

4

- nietrwałe, np. H

2

CO

3

, H

2

SO

3



Podział ze względu na moc

- elektrolity mocne, np. HCl, HBr, HI, H

2

SO

4

, HNO

3

, HClO

4

- elektrolity słabe, np. H

2

S, HF, HClO, HNO

2

, H

2

SO

3

Metody otrzymywania kwasów:



w reakcji tlenków kwasowych z wodą, np.

Tlenek krzemu nie tworzy z wodą kwasu



w reakcji soli słabego, lotnego, nietrwałego kwasu z mocnym kwasem,
np.



w reakcji bezpośredniej syntezy z pierwiastków (dla kwasów
beztlenowych), np.

Kwasy reagują z zasadami, tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi,
solami kwasów słabszych i bardziej lotnych oraz z metalami (więcej
przy temacie soli)

Reakcje metali z kwasami



reakcja kwasu nieutleniającego np. rozcieńczonego kwasu siarkowego
(VI) lub chlorowodorowego z metalami bardziej aktywnymi niż wodór:
Ca + H

2

SO

4

 CaSO

4

+ H

2

Mg + 2 HCl  MgCl

2

+ H

2



reakcja stężonego kwasu azotowego (V) z metalami mniej aktywnymi
niż wodór (nie mogącymi wyprzeć wodoru z cząsteczki kwasu):
Ag + 2HNO

3

 AgNO

3

+

NO

2

+ H

2

O



reakcja rozcieńczonego kwasu azotowego (V) z metalami mniej
aktywnymi niż wodór:
3 Ag + 4 HNO

3

 3 AgNO

3

+

NO

+ 2 H

2

O



reakcja stężonego kwasu siarkowego (VI) z metalami, mniej
aktywnymi niż wodór:
Cu + 2 H

2

SO

4

 CuSO

4

+

SO

2

+ 2 H

2

O



pasywacja niektórych metali pod wpływem kwasów utleniających (Al, Cr,
Fe)

2 Al+ 6 HNO

3

 Al

2

O

3

+ 6

NO

2

+ 3H

2

O

(tlenek glinu

blokuje dalszą reakcję)

Moc kwasu

Jak zmienia się moc kwasu?

• ze wzrostem liczby atomowej niemetalu moc kwasów tlenowych (niemetal na

najwyższym stopniu utlenienia) w okresie rośnie

• ze wzrostem liczby atomowej niemetalu moc kwasów beztlenowych w okresie

rośnie

• w grupie moc kwasów tlenowych (niemetal na najwyższym stopniu utlenienia)

maleje ze wzrostem liczby atomowej niemetalu

• w grupie moc kwasów beztlenowych rośnie ze wzrostem liczby atomowej

niemetalu

• ze wzrostem liczby atomów tlenu w cząsteczce kwasu rośnie moc (dla kwasów

tlenowych niemetali, które mogą występować na różnych stopniach utlenienia)

HClO < HClO

2

< HClO

3

<

HClO

4

Rodzaje soli

Sole obojętne

Wodorosole Hydroksosole

Sole proste

Sole

podwójne

Hydraty

Zawierają

jeden rodzaj

kationów

i jeden rodzaj

anionów

Zawierają

dwa

rodzaje

kationów

i

jeden rodzaj

anionów

lub

jeden rodzaj

kationu

i

dwa rodzaje

anionów

Sole

uwodnione

(wodziany)

zawierają w

kryształach

soli

wbudowane są

cząsteczki
wody

Zawierają

przynajmnie

j jeden

wymienialn

y

kation

wodoru

związany z

resztą
kwasową

Zawierają

przynajmniej

jeden

anion

wodorotlenow

y

związany

z kationem

metalu w soli

Na

2

SO

4

Ca

(

NO

3

)

2

K

Br

Mg

Al

2

(

SO

4

)

4

Pb

2

Cl

2

CO

3

CaSO

4

.

2H

2

O

siarczan(VI)
wapnia-
woda(1/2)

CuSO

4

.

5H

2

O

K

H

F

2

Na

H

CO

3

Ca(

H

2

PO

4

)

2

Cu

OH

Cl

chlorek
wodorotlenek
miedzi(II)

Cr

OH

SO

4

Sole to związki, które w stanie stałym zbudowane są z kationów metali
(wyjątek – jon NH

4

+

) i anionów reszt kwasowych.

Sposoby otrzymywania soli



w reakcji kwasu z wodorotlenkiem, np.
ZOBOJĘTNIANIE



w reakcji metalu z kwasem (dla soli metali aktywnych), np.



w reakcji tlenku zasadowego z kwasem, np.



w reakcji tlenku kwasowego z zasadą, np.



w reakcji tlenku zasadowego z tlenkiem kwasowym, np.



wytrącanie trudno rozpuszczalnych soli z roztworu soli rozpuszczalnych, np.



bezpośrednia synteza z pierwiastków (sole kwasów beztlenowych), np.



wypieranie przez mocniejszy kwas słabszego, bardziej lotnego lub nietrwałego
kwasu z jego soli lub przez mocniejszą zasadę słabszej z jej soli.
NaOH + NH

4

Cl → NaCl + NH

3

+ H

2

O

2HClO

4

+ FeS → Fe(ClO

4

)

2

+ H

2

S

Właściwości soli

W stanie stałym sole tworzą sieć krystaliczną zbudowaną z jonów dodatnich i ujemnych .
W roztworze wodnym tworzą solwatowane, osobne jony. W stanie stopionym tworzą ciecz

składającą się z jonów.

Cechy charakterystyczne dla praktycznie wszystkich soli to:



Wysoka temperatura topnienia i bardzo wysoka temperatura wrzenia,



Praktycznie całkowita dysocjacja na jony w roztworach wodnych,



Krystaliczne ciała stałe.



Rozpuszczalność w wodzie jest różna i zależy zarówno od anionu, jak i od kationu.



Z pewnymi wyjątkami azotany , chlorki oraz sole amonu, potasu i sodu to sole dobrze
rozpuszczalne w wodzie.



Do soli wytrącających się z roztworów wodnych należą głównie sole srebra, ołowiu i rtęci.



Barwa soli zależy od kationu oraz od anionu- najczęściej jednak sole są substancjami o kolorze
białym.



Przykładowe kolorowe sole:

CuSO

4.

5H

2

O

-

– niebieska, chociaż

CuSO

4-

biała

KMnO

4

– fioletowa

Ag

2

S – czarna

FePO

4

– żółta

PbJ

2

– żółta

Związki kompleksowe (koordynacyjne)

W skład związków koordynacyjnych wchodzi:

• jon/atom centralny

, np. Al

3+

, Cu

2+

, Co

2+

, Cr

3+

, Fe

3+

, Ni

2+

, Zn

2+

• ligandy

, którymi mogą być:

 obojętne cząsteczki, np.

H

2

O

(akwa),

NH

3

(amina),

CO

(karbonyl),

NO

(nitrozyl),

 jony, np.

OH

-

(hydrokso),

Cl

–

(chloro),

F

–

(fluoro),

SCN

–

(tiocyjaniano),

CN

–

(cyjano)

Ligandy (donory pary elektronowej) łączą się z jonem centralnym
(akceptor pary elektronowej) za pomocą wiązań koordynacyjnych.
Liczba ligandów bezpośrednio połączonych z atomem centralnym to liczba
koordynacyjna (najczęściej 2, 4, 6). Liczba ta decyduje o określonej
strukturze przestrzennej związku.

Wzory i nazwy związków

kompleksowych

We wzorze jonu kompleksowego obowiązuje następująca kolejność:

[

atom centralny

,

ligandy naładowane

,

ligandy obojętne

]

ładunek jonu

W nazwie natomiast obowiązuje kolejność alfabetyczna wszystkich ligandów

(niezależnie od ich rodzaju)

[Al(H

2

O)

6

]Cl

3

chlorek heksa

akwa

glinu

[Ag(NH

3

)

2

]OH wodorotlenek di

amina

srebra (I)

K

3

[Fe(SCN)

6

] heksa

tiocyjaniano

żelazian(III)

potasu

[Ag(NH

3

)

2

]OH wodorotlenek di

amina

srebra(I)

Na

2

[Fe(CN)

5

NO] penta

cyjano

nitrozyl

żelazian(III)

sodu

Nazwy niektórych ważniejszych ligandów:
H

2

O (akwa),

S

2

O

32-

(tiosiarczano(VI)),

NH

3

(amina), CN

-

(cyjano), OH

-

(hydrokso)

CO (karbonyl), F

-

(fluoro), SO

42-

(siarczano(VI)),