WODÓR

1. WŁAŚCIWOŚCI

• bardzo palny

• najczęściej spotykany pierwiastek we wszechświecie i 3 najczęściej spotykany na ziemi

• gaz bezbarwny, bezwonny

• W stanie wolnym w cząsteczkach dwuatomowych- H2

• najmniejsza gęstość z wszystkich substancji

• słabo rozpuszcza się w wodzie

• at. wodoru zawiera zaledwie 1 proton i 1 elektron. konfiguracja- 1s¹.

• Ma dużą wartość energi jonizacji (1311 kJ/mol), dlatego jest bardziej zbliżony do fluorowców, niż do metali alkalicznych

• Tworzy kation- H⁺.

• Typowy niemetal. Elektroujemność- 2,2

• Tworzy wiązania wodorowe z N, O, F

• Wodór cząsteczkowy cechuje sięstosunkowo małą reaktywnością

• duża wartość energi wiązania H-H

2. WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE

• Z większością pierwiastków wodór reaguje tylko w podwyższonej temperaturze, lub w obecności katalizatorów (Pt,Pb, Ni)

  H₂ + Cl₂ --> 2HCl

  N₂ + 3H₂ --> 2NH₃

  3H₂ + O₂ --> 2H₂O + 571 kJ

• Wodór ma redukujące właściwości (posiada zdolność do łączenia sięz tlenem zawartm w tlenkach)

  CuO + H₂ --> Cu + H₂O

• Znaczenie technologiczne ma reakcja H2 z CO2, podczas której przy zastosowaniu innych warunków przebiegu reakcji można otrzymać róże związki organiczne np.

  CO + 2H₂O --> CH₃OH

• Poprzez rozczepienie wiązania w wodorze cząsteczkowym powstaje wodór atomowy H. Bardzo reaktywny, silne właściwości redukcyjne, reaguje z szeregiem substancji, nawet w niskich temperaturach

• Masa atomowa wodoru to 1,0079~1

• Temperatura topnienia- -259,2 °C

• Temperatura wrzenia- 252,6°C

• St. Utlenienia – I lub -I

3. OTRZYMYWANIE

   a) laboratoryjne

• reakcja metali nieszlachetnych z kwasami nieutleniającymi lub wodortlenkami

  Zn + 2HCl --> ZnCl₂ + H₂

  Zn + 2NaOH + 2H₂O --> Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

• reakcja pierwiastków S¹ i S² z wodorem

  2Na+ 2H₂O --> 2NaOH + H₂

• elektroliza wody zawierającej niewielkie ilości H₂SO₄ lub NaOH

• reakcja pary wodnej z żelazem

  3Fe + 4H₂O --> Fe₃O₄ + 4H₂.

  b) metody przemysłowe

• termiczny rozkład metanu

  CH₄ --> C + 2H2

• reakcja pary wodnej z rozżażonym koksem

  C + H₂O --> CO + H₂

• reakcja gazu wodnego z parą wodną w obecności katalizatora i w temp.= 300°C. Uzyskuje się w niej bardzo czysty wodór, który wykorzystuje się np. W utwardzaniu tłuszczu

  CO + H₂ + H₂O --> CO₂ + 2H

WODA

1. WYSTĘPOWANIE

a) w stanie ciekłym

• morza i oceany (¾ kuli ziemskiej)

• na lądach jaki rzeki i jeziora

• w formie wód gruntowych

b) w stanie stałym:

• w postaci lodu

• jako woda krystaliczna (składnik wielu minerałów)

2. ROLA WODY

• składnik żywych organizmów

• środowisko procesów życiowych

• środowisko i reagent wielu reakcji

• najważniejszy rozpuszczalnik

3. BUDOWA CZĄSTECZKI H2O

• wiązanie kowalencyjne spolaryzowane

• 
  kąt między wodorami to 104°, 27'

• cząsteczka wody ma budowę kątową, co sprawia że ładunek ujemny skupiony jest przy atomie tlenu, nie pokrywa się z środkiem ciężkości ładunków dodatnich zlokalizowanych na at. Wodoru. Cząsteczka wody jest dipolem

4. WŁAŚCIWOŚCI WODY

• w zwykłych warunkach bezbarwna ciecz w cienkich warstwach

• pod normalnym ciśnieniem wrze w temp. 100°C, a zamarza w temp. O°C.

• W temp. 4°C jej gęstość największa i wynosi 1g/cm³.

• Ma duży moment dipolowy

• posiada wyjątkowo dużą względną przenikalność elektryczną- zmniejsza siły przyciągania między kationami i anionami w substancjach jonowych- ułatwia dysocjację rozpuszczonych w niej związków o wiązaniu jonowym, a także kwasów o wiązaniu kowalencyjnym polarnym

• W roztworach wodnych następuje hydratacja

5. REAKCJE TLENKÓW Z WODĄ

• Tlenki I i II grupy, czyli tlenki zasadowe (oprócz tlenku berylu- BeO) reagują z wodą

  np. Na2O + H₂O --> NaOH

  CaO + H₂O --> Ca(OH)₂.

• Tlenki kwasowe reagują z wodą (Z wyjątkiem np.SiO2)

  np. SO₃ + H₂O --> H₂SO₄

  P₄O₁₀ + 6H₂O --> 4H₃PO₄.

• Tlenki amfoteryczne nie reagują z wodą np. Al₂O₃, ZnO, CuO

• Tlenki obojętne nie reagują z wodą np. CO, NO

6. HYDROLIZA

Hydrolizą nazywamy ogólnie reakcje związku chemicznego z wodą, a szczególnym jej rodzajem jest reakcja hydrolizy soli z wodą, która jest odwracalna. Jest to reakcja odwrotna do reakcji zoobojętniania. Hydrolizie nie ulegają:

• sole mocnych kwasów i mocnych zasad np. NaCl, KNO₃, K₂SO₄.

Ulegają jej natomiast:

• sole pochodzące od mocnych kwasów i słabych zasad- hydroliza kationowa (np. CaSO₄, Mg(NO₃)₂.

• Sole pochodzące od mocnych zasad i słabych kwasów- hydroliza anionowa (np. K₂CO₃, Na₂S.

• Sole pochodzące od słabych kwasów i słabych zasad- hydroliza kationowo-anionowa (np. CaCO3, MgS)

TWARDOŚĆ WODY

1.TWARDOŚĆ WODY

Jest ona spowodowana obecnością w wodzie wapnia i magnezu oraz anionów clorkowych, siarcznowych (VI) i wodorowęglanowych pochodzących z:

• wietrzenia skorupy ziemskiej zawierającej CaCO₃, MgCO₃ jest to tzw. Wietrzenie chemiczne, czyli działanie na skały wody i rozpuszczonego w niej CO₂.

  CaCO₃ + H₂O + CO₂ --> Ca(HCO₃)₂

  MgCO₃ + H₂O + CO₂ --> Mg(HCO₃)_2.

• Wymywania tych zwiąków z litosfery

2. RODZAJE TWARDOŚCI

a) twardość przemijająca (węglanowa)- spowodowana obecnością wodorowęglanu wapnia i magnezu. Przemija po zagotowaniu wody

b) twardość trwała- nieprzemijająca po zagotowaniu wody. Wynikająca z obecności innych soli Ca i Mg np. CaSO_4, CaCl₂.

3. SPOSOBY USUWANIA TWARDOŚĆI

a) gotowanie wody- częsciowo zmiękscza wodę i stosowany głównie w gospodarstwach domowych.

Ca(HCO₃) --> CaCO₃ + CO₂ + H₂O

Mg(HCO₃) --> Mg(OH)₂ + 2CO₂.

b) metoda wapienno-sodowa – stosowana w przemyśle

• wapno gaszone usuwa twardość przemijającą

  Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ --> 2CaCO₃ + 2H₂O

  Mg(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ --> Mg(OH)₂ + 2H₂O + 2CaCO₃.

• Soda usuwa oba rodzaje twardości

  CaCl2 + Na2CO3 --> CaCo3 + 2NaCl

  MgSO4 + Na2CO3 + H2O --> Mg(OH)2 + Na2SO4 + CO2

  c) metoda jonitowa (jonity-wymieniacze jonowe)- wykorzystuje się tu zdolność niektórych substancji np. Zeolitów, czyli np. Cyklokrzemianówdo wychwytywania określonych jonów z roztworu, a wysyłaniu ich w miejsce innych. Jonity są zbudowane z dużej, mało ruchliwej rezty i małych, ruchliwych zdolnych do wymiany jonów takich jak kationity(wymieniają kationy i mają charakter kwasów) i anionity (wypierają aniony i mają charakter zasad). W celu usunięcia twardości przepuszcza się przez jon warstwę jonitu np. Jon wapnia i magnezu zostają zastąpione jonami sodu.

  d)Demineralizacja wody- usunięcie z niej wszystkich obcych jonów. Stosuje się kationik wodorowy i anionik wodorotlenowy, bądź jony wodorotlenkowe, które zoobojętniają się

e) w środkach piorących w celu zapobiegania strącania się soli wapnia i magnezu stosuje się wodorofosforany v sodu i zeolity, które wiążą jony magnezu i wapnia roz........

f) destylacja

4. KONSEKWENCJE STOSOWANIA TWARDEJ WODY

a) podczas mycia i prania, słabo wytwarza się piana i tworzą się nierozpuszczalne mydła

b) W kotłach parowych i w czasie gotowania w gospodarstwach domowych powstaje tzw. Kamień kotłowy

c) Straty w niektórych procesach przemysłowych np. Gdy otrzymane substancje łączą sięz jonami wapnia i magnezu.

LITOWCE (Li,Na,K,Rb,Cs,Fr)

1. OGÓLNIE O LITOWCACH

• leżą w 1. grupie układu okresowego (nie zalicza się tu wodoru!)

• Konfiguracja powłoki walencyjnej dla wszystkich: ns¹, gdzie n- nr okresu

• wszystkie są jednwartościowe(bo mają tylko 1 elektron walencyjny, który w każdym kolejnym litowcu znajduję się na dalszej powłoce, przez co jest coraz słabiej przyciągany przez jądro- łatwiej jest go od niego oderwać)

• Energia jonizacji litowców jest najmniejsza z wszystkich pierwiastków, maleje ona w grupie od litu do cezu, a reaktywność wzrasta od litu do cezu( ze względu na dużą reaktywność muszą być przechowywane w nafcie)

2. WŁAŚCIWOŚCI FIZYCZNE

• są to metale o barwie srebrzystej i metalicznym połysku, jednak szybko ulegają zmatowieniu

• miękkie, można je kroić nożem

• wartość ich maleje w szeregu od Li do Cs, tak samo jak temp. Topnienia

• niski ciężar właściwy

• Lit to najlżejszy z wszystkich metali

• Gęstość Na i K jest mniejsza od gęstości wody

• są najlepszymi przewodnikami prądu, ze względu na niewielkie wartości energi jonizacji

• Jony litowców ułożone są w sposób uporządkowany (tworzą sieć krystaliczną). Wykazuje ona trwałośc, dlatego że, pomiędzy jonami, a chmurą elektronową występuje przyciąganie elektrostatyczne- nazywamy to siecią metaliczną, a wiązania pomiędzy jonami metali, a elektronami swobodnymi w postaci chmury elektronowej nazywamy wiązaniami metalicznymi.

3. WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE

• najmniejsza elektroujemność (maleje ona od litu do fransu)

• są bardzo aktywne chemicznie- z wodąą reakcja przebiega już na jej powierzchni, w wyniku czego wydziela się H. Najwolniej reaguje Lit, a najszybciej Potas. Reakcja jest egzotermiczna

  2Na + 2H₂O --> 2NaOH + H₂

  2Na + 2H₂0 --> 2Na⁺ + 2OH^- + H₂

  K + H₂O --> KOH + H₂

  K + H₂O --> K⁺ + OH^- + H₂.

  (ODCZYN ZASADOWY w otrzymanym roztworze)

• Litowce reagują z tlenem tworząc tlenki i nadtlenki

  2Na + O₂ --> Na₂O₂

  Na – O – O – Na

  Na2O2 (nadtlenek sodu) – silnie utleniający wobec materiałów takich jak C, może nawet reagować wybuchowo. Nadtlenki dalej reagują z danym litowcem tworząc jego tlenek

  Na₂O₂ + 2 Na --> 2Na₂O

• Litowce reagują też z tlenem tworząc bezpośrednio tlenki

  4Li + O₂ --> 2Li₂O

• Litowce wprowadzone do płomienia palnika barwią płomień np. Na na żółto, K na różowo/fioletowo, Lit na czerwono.

• Litowce tworzą wodorki, chlorki i siarczki

  2Li + H₂ --> 2LiH

  2Na + H₂ --> 2NaH

  2Na + Cl₂ --> 2NaCl

  2K + S --> K₂S

4. OTRZYMYWANIE LITOWCÓW

Podstawową metodą jest elektroliza stopionych soli lub wodorotlenków

5. WODOROTLENKI LITOWCÓW

• Ciała stałe, krystaliczne, koloru białego

• Dobrze rozpuszczalne w wodzie (z wyjątkiem LiOH)

• Wszystkie oprócz LiOH to mocne zasady, higroskopijne

• Moc wodorotlenków litowców jako zasad oraz i ch rozpuszczalność w wodzie zwiększa się od Litu do Cezu

• Na pow. Pod wpływem powietrza pokrywają się nalotem węglanów

• Wodorotlenek cezu (CsOH) – najmocniejsza znana zasada

• NaOH i KOH rozpusczając się w wodzie wydzielają znaczne ilości ciepła

  OTRZYMYWANIE:

  2Na + 2H₂O --> 2NaOH + H₂

  Na₂O + H₂O --> 2NaOH

• Wodorotlenki litowców ulegają dysocjacji

  NaOH --> Na⁺ + OH^-.

• Reagują z solami tworząc związki nieorganiczne

  NaOH + CuSO₄ --> Na₂SO₄ + Cu(OH)₂.

  Właściwości NaOH

• inaczej nazywany sodą kaustyczną, albo ługiem sodowym

• białe ciało stałe

• dobrze rozpuszcza się w wodzie, czemu towarzyszy wydzielanie się ciepła

• higroskopijny

• reaguje z szkłem, bibułą,działają żrąco na skórę

  Właściwości KOH

• silniejsza zasada on NaOH

6. ZASTOSOWANIE WODOROTLENKÓW

• KOH- do produkcji mydła (potasowego/szarego)

• NaOH- produkcja szkła wodnego, mydła, sztucznego jedwabiu, w przemyśle celulozowym, do oczyszczania produktów ropy naftowej, w środkach piorących, produkcja gumy

7. NAJWAŻNIEJSZE ZWIĄZKI LITOWCÓW

• chlorek sodu, sól kamienna ( NaCl)

• węglan sodu, soda kalcynowana (Na₂Co₃)

• Azotan (V) sodu, saletra sodowa, saletra chilijska (NaNO₃)

• Wodorowęglan sodu, soda oczyszczona (NaHCO₃)

• Węglan sodu, soda kalcynowana, soda amoniakalna (Na₂CO₃)

8. MINERAŁY LITOWCÓW

• Halit ( głowny składnik -NaCl)

• Sylwin (Kcl)

• Kainit (głowny składnik- K₂SO₄)

• Karnalit (główny składnik Kcl)

• Potaż (K₂CO₃)

• Glinokrzemiany sodu i potasu to albit oraz skalleń potasowy

BERYLOWCE (Be,Mg,Ca,Sr,Ba,Ra)

1. CHARAKTERYSTYKA BERYLOWCÓW

• stanowią II grupę, więc mają 2 elektrony walencyjne

• Beryl- małe rozmiary, dość duża elektroujemność- tworzy wiązania kowalencyjne, a pozostałe jonowe

• mała energia jonizacji

• rozmiary ich atomów i jonów są mniejsze niż u litowców

• Większa gęstość, twardość i wyższe temp. Topnienia niż u litowców

• duża reaktywność

2. MINERAŁY BERYLOWCÓW

• glinokrzemiany berylu – szmaragd (zielony) i akwamaryna (zielono-niebieski)

• magnetyt (MgCO₃)

• Dolomit (MgCO₃ + CaCO₃)

• glinokrzemiany i krzemiany (talk, azbest, olwin)

• kizeryt (MgSO₄ x H₂O)

• Sól gorzka, angielska (MgSO₄ x 7H₂O)

• Karnalit (KCl x MgCl₂ x 6H₂O)

• Kainit (KCl x MgSO₄ x 3H₂O)

• Wapień, kreda, kalcyt,szpat islandzki, marmur (CaCO₃)

• Gips (CaSO₄ x 2H₂O)

• Anhydryt (CaSO₄₎

• Fluoryt (CaF₂)

• Apatyt (3Ca₃(PO₄)₂ x CaF₂)

• Stronicjanit, celestyn, siarczan IV strontu (SrSO₃)

• Baryt, szpat ciężki (BaSO₄)

3. WŁAŚCIWOŚCI FIZYCZNE

• Ca i Mg srebrzyste metale o małym ciężarze właściwym. Mg twardszy, Ca mniej kowalny. U Mg połysk się utrzymuje Ca trzeba przechowywać w nafcie. Nie można ich kroić nożem

• Wartość elektroujemności berylowców jest większa niż u litowców

• najtwardszy Beryl, najbardziej miękki- Bar

4. WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE

• największa odporność chemiczna- Be ( w wilgotnym pow. Pokrywa się on warstwą ochronnego tlenku) Z wodą nie reaguje nawet po podgrzaniu

• Mg z wodą reaguje powoli w temp. Powyżej 70°, wydzielając H i tworząc Mg(OH)₂

  Mg + 2H₂O --> Mg(OH)₂ + H₂

• Dalsze berylowce reagują z tlenem i parą wodną (przechowuje się je w nafcie)

• Na Be nie działa stężony HNO₃ (pasywacja)- reaguje natomiast z zasadami

  Be + 2OH^- --> BeO₂^2- + H₂O (Beryl ma charakter chemiczny odmienny od pozostałych berylowców)

• Największą tendencję do nadlenków wykazuje Bar. BaO utlenia się przy ogrzewaniu do BaO2 tzn. Nadtlenku baru

• Oprócz BeO wszystkie inne tlenki berylowców mającharakter zasadowy, rosnący w kierunku Ba.

• Wszystkie węglany i siarczany berylowców wytrącają się w postaci osadów (wyjątek: MgSO4)

• Reagują z wodorem (oprócz berylu i magnezu) tworząc wodorki

5. WODOROTLENKI BERYLOWCÓW

• Wszystkie tlenki berylowców reagują z wodą tworząc wodorotlenki.

• Be(OH)2 to wodorotlenek amfoteryczny

• Mg(OH)2 i Ca(OH)2 mają wł. Zasadowe, reagują one z kwasami i z tlenkami kwasowymi

  Mg(OH)₂ + Hcl --> MgCl₂ + 2H₂O

  Ca(OH)₂ + CO₂ --> CaCO₃ + H₂O

• MgO i CaO są trudno rozpuszczalne w wodzie, ale z nią reagują

• Ba(OH)2 rozpuszcza się w wodzie najlepiej- najmocniejsza zasada

6. GASZENIE WAPNIA

CaO- tlenek wapnia zwany wapnem palonym

Ca(OH)2- wapno gaszone

Gaszenie wapna palonego:

CaO + H2O --> Ca(OH)2

Ca(OH)2 z dużą ilością wody- mleko wapienne

Woda z nad osadą wodorotlenku wapnia- woda wapienna

7. GIPS

Prażenie gipsu:

2 (CaSO₄ x 2H₂O) --> (CaSO₄)2 x H₂O + 3H₂O

Twardnienie zaprway gipsowej: (proces odwrotny do prażenia zaprawy gipsowej)

(CaSO₄)2 x H₂O + 3H₂O --> 2(CaSO₄ x 2H₂O)

ZMIANY WŁAŚCIWOŚCI BERYLOWCÓW I LITOWCÓW W GRUPIE

1. LITOWCE

2. BERYLOWCE