materiał klasy I o prof. ogólnym Kategoria: Chemia Zakres: Chemia Tytuł: materiał klasy I o prof. ogólnym Dodano: 2000.02.17 Lekcja 1 Temat: Lekcja Organizacyjna. Ułóż wzory sumaryczne związków z atomów o podanej wartościowości: Siarczek ołowiu (II) – PbS2 Węglik glinu – Al4C3 Chlorek wapnia – CaCl2 Tlenek sodu – Na2O Fluorek siarki – SF6 Tlenek Osmu (VIII) – OsO4 Chlorek Miedzi (I) – CuCl Tlenek Azotu (V) – N2O5 Siarczek Krzemu – SiS2 Tlenek Azotu (III) – N2O3 Lekcja 2 Temat: Substancje chemiczne; podział i właściwości. Substancja chemiczna jest to związek, pierwiastek lub mieszanina mająca specyficzne właściwości fizyczne i chemiczne. pierwiastki nazwa Stan skupienia barwa połysk Przewodnictwo prądu Kowalność O2 Tlen Gaz Bezbarwny - - - Br2 Brom Ciecz Brunatny - - - I2 Jod c. stałe Czerwony - - - Fe Żelazo c. stałe Metaliczny (Szary) + + - Zn Cynk c. stałe Metaliczny (Szary) + + + Cu Miedź c. stałe Rudy + + + Al. Glin c. stałe Szary + + + Sb Antymon c. stałe Biały - - - S Siarka c. stałe Żółty - - - C Węgiel c. stałe Czarny / Szary - - - Niemetale: O2, Br2, I2, S, C – różne struktury, barwy; są bez połysku, nie są kowalne i nie przewodzą prądu Półmetale :Antymon Metale: Fe, Zn, Cu, Al. – ciała stałe, głównie srebrno-szare, maja połysk, przewodzą prąd, są kowalne. Lekcja 3 Temat – nazwy i symbole pierwiastków chemicznych (symbole i wzory – powtórzenie ze szkoły podstawowej). Pierwiastek chemiczny – Substancja prosta. Zbiór atomów jednego rodzaju o identycznej liczbie atomowej. Nie można rozłożyć na prostsze za pomocą reakcji chemicznych i fizycznych. Brom (łac. Bromus) – wstrętny fetor – właściwość Wodór (łac. Hydrogenium) – tworzący wodę – właściwość Hel – (Łac. Helium) – pochodzący ze Słońca Rad – radioaktywny Polon – Polska Geneza nazw pierwiastków od ich właściwości: Chrom – barwa Chlor – zielono-żółty Aktyn – jest aktywny Siarka – Żółty Neon – nowy Xenon – obcy Krypton – ukryty Hel – Słońce Na cześć odkrywców (od ich nazwisk) i nazwisk słynnych naukowców : Lorens Mendelew Berkel Frans Nobel Od nazw geograficznych: Polon Europ German Ameryk Samar Kaliforn Skand Ren Magnez Od Nazw Mitologicznych: Vanad Selen Promet Neptun Uran Tytan Pallad Niob Thor Pluton Pierwiastki o Z 104-109 mają utworzone nazwy od łacińskich liczebników. Od minerałów, z których zostały otrzymane: Glin Beryl Krzem Wapń W starożytności znane było dziewięć pierwiastków chemicznych : Au, Ag, Pb, Fe, Cu, Hg, Sn, S, C. W średniowieczu: Au, Ag, Pb, Fe, Cu, Hg, Sn, S, C, As, Sb, Bi, Zn. Obecnie znane jest ok. 109 pierwiastków, a 88 występuje w przyrodzie, resztę otrzymano na drodze reakcji jądrowych. Symbole pierwiastków. Pierwsze symbole wymyślili średniowieczni alchemicy. Lekcja4 Temat: typy reakcji chemicznych. Spalaniu towarzyszyło: - błysk światła -wydalanie dymu wniosek: powstał jasny (biały), kruchy proszek – MgO. 2Mg + O2 → 2MgO metal gaz biały proszek NaOH CuSO4 Cu(OH)2↓ 2NaOH + CuSO4 → Na2SO4 + Cu(OH)2↓ Obserwacje : Powstał niebieski, galaretowaty osad Cu(OH)2↓. Cu(OH)2↓ → CuO↓ + H2O Typy reakcji Ogólny zapis równania 1. Synteza 1. Analiza 1. Wymiana:  pojedyncza  podwójna A + B → AB AB → A + B AB + C → AC + B AB + CD → AD + BC 1. Reakcja egzotermiczna 1. Reakcja endotermiczna Reakcja, która powoduje wydzielanie ciepła z układu do otoczenia: AB + C → AC + B + Q Reakcja, która powoduje pobranie ciepła z otoczenia do układu: AB + C + Q → AC + B Reakcje w roztworach wodnych: 1. Strąceniowe 1. Dysocjacja 1. Zobojętniania 1. Rugowania (Wypierania) AB + C → AC↓ + B Rozkład elektrolitu na kationy i aniony pod wpływem wody lub temperatury: NaCl → Na+ + Cl- Objawy towarzyszące reakcjom chemicznym :  Wytrąca się osad  Zmienia się kolor  Zmieniają się właściwości produktu  Wydziela się ciepło  Pobierane jest ciepło  Bulgotanie  Odgłos  Zmiana objętości  Zmiana odczynu  Zmiana stanu skupienia  Świecenie  Zmiana zapachu *Entalpia reakcji – efekt cieplny po przemianie izotermiczno-izobarycznej. Energia wymieniona nie ma bezwzględnej wartości. Lekcja 5 Temat: podstawowe prawa chemiczne 1798 M. Łomonosow i A. Lavoisier – prawo zachowania masy. 1799 J. Proust – Prawo stosunków stałych Układ:  zamknięty – układ który nie wymienia masy z otoczeniem, lecz może wymieniać energię.  Otwarty - układ który wymienia masę i energię z otoczeniem.  Izolowany - układ który nie wymienia masy i energii z otoczeniem PRAWO ZACHOWANIA MASY: W układzie zamkniętym suma mas substratów reakcji chemicznej równa jest sumie mas produktów powstałych w tej reakcji. PRAWO STOSUNKÓW STAŁYCH: W związku chemicznym atomy łączą się ze sobą w cząsteczki, w których stosunek mas atomów jest wielkością stałą. 1) Kwaśny węglan amonu ulega rozkładowi podczas ogrzewania na: amoniak, parę wodną i dwutlenek węgla. Z rozkładu 79g substratu otrzymujemy 17g amoniaku i 44g dwutlenku węgla. Ile otrzymamy wody? Dane: M NH4HCO3 = 79g M NH3 = 17g M CO2 = 44g Szukane: mH2O =? NH4HCO3 → CO2↑ + NH3↑ + H2O↑ 79g 44g 17g ? mH2O = 79g – (44g + 17g) = 18g 2.Z rozkładu pewnej próbki wody otrzymano 1g wodoru i 8g tlenu. Oblicz masę wodoru i tlenu, którą można otrzymać z rozkładu 36g wody. Dane: MH2 = 1g MO2 = 8g Mw = 36g Szukane: M wodoru = ? M Tlenu = ? MH2O = MH2 + MO2 = 9g Mw : MH2O = 36g : 9g = 4g M wodoru = 4MH2 = 4g M Tlenu = 4MO2 = 32g O: z 36 g wody otrzymać można 4g wodoru i 32g tlenu. Lekcja 6 Temat: Budowa atomu. Rozwój teorii atomistycznej:  Demokryt (V w. p.n.e.) stwierdził, że materia nie jest ciągła.  Arystoteles wyróżnił cztery żywioły.  Lavoisier i Łomonosow – prawo zachowania masy  Atomistyczna teoria Dalton’a. Atomy składają się z niewielkich cząstek. Atomy to najmniejsze, niepodzielne cząstki materii. Atomy tych samych pierwiastków są jednakowe i mają te same masy.  Thomson – odkrył elektrony w 1879 roku i ich właściwości.  Rutheford – zaobserwował rozproszenie cząstek α przy przenikaniu przez cienką folię. Później przedstawił hipotezę struktury atomu jako systemu planetarnego.  Budowa atomu według Rutheford ‘a. Atom zbudowany jest z jądra o ładunku dodatnim i krążących wokół niego elektronów poruszających się po orbitach.  Współcześnie atom jest układem złożonym. Składa się z jądra (+) i elektronów (-) poruszających się w przestrzeniach wokół jądra. Średnica atomu: 10-10m Średnica jądra 10-15m Jądro składa się z protonów i neutronów, noszących wspólna nazwę nukleonów. Proton – trwała cząstka elementarna, mająca dodatni elementarny ładunek elektryczny ( 1,62 ۰ 10-19 C) Neutron – cząstka elementarna, elektrycznie obojętna. Masa neutronu jest zbliżona do masy protonu. Neutrony wchodzą w skład wszystkich jąder z wyjątkiem protu. Swobodne neutrony są nietrwałe. Elektron (negaton) – ma ujemny ładunek elektryczny, a jego masa jest 1840 razy mniejsza od masy protonu. Bardzo ważną cechą określającą każdy pierwiastek jest jego liczba masowa i liczba atomowa. Liczba atomowa (”Z”) – jest to liczba protonów i elektronów w atomie, oraz jest liczba porządkową w układzie okresowym. Liczba masowa („A”) – Średnia sumaryczna mas izotopów danego pierwiastka. Pierwiastek chemiczny jest to zbiór atomów jednego rodzaju o wspólnej liczbie atomowej. Lekcja 7 Temat: masa atomowa i cząsteczkowa. Atomowa jednostka masy. Masa atomowa – masa atomu wyrażona w jednostkach masy atomowej. Atomowa jednostka masy – jednostka względna – 1/12 masy nuklidu 12C. 1u = 0.166 ۰ 10-23g M wodoru – 1,00079u M tlenu – 15,9994u Masa cząsteczkowa jest to masa cząsteczki wyrażona w atomowych jednostkach masy. Masa cząsteczkowa jest to liczba mówiąca ile razy masa cząsteczki jest większa od atomowej jednostki masy. Masa cząsteczkowa jest sumą mas atomów tworzących cząsteczkę. Masa cząsteczkowa tlenku E2O wynosi 144u. Masa innego tlenku tego samego pierwiastka wynosi 80u. Jakie to tlenki? E=(144u – 16u):2 = 128u/2 = 64u. → miedź. Pierwiastkiem „E” jest miedź, a tlenkami są tlenek miedzi (I) i tlenek miedzi (II). PAZDRO: 6.38 / 134 6.39 6.40 6.22 6.23 6.24 6.28 6.29 lekcja 8 Temat: konfiguracja elektronowa atomu. Współczesna teoria budowy atomu przyjmuje, że elektron ma dwoistą naturę. W pewnych zjawiskach zachowuje się jak cząstka materialna, lub energetyczna. Powłoka elektronowa – określony zbiór elektronów w atomie, mających zbliżone wartości energii. Ilość powłok w atomie jest równa numerowi okresu, w którym leży dany pierwiastek. Elektrony walencyjne to elektrony znajdujące się na ostatniej powłoce. Ich ilość jest równa numerowi jedności grupy układu okresowego. Maksymalna ilość elektronów na powłoce wyraża się wzorem: e=2n2. n = numer grupy K – 2e, L=8e, M=18e, N=32e, O=50e, P=72e, Q=98e. Wzór sprawdza się tylko do powłoki „N”. Żaden atom nie ma na powłoce „O”, „P”, czy „Q” więcej niż 32 elektrony. PAZDRO 6.74 Lekcja 9 Temat: Układ okresowy pierwiastków. Mendelejew w 1869R sformułował prawo okresowości. Zaobserwował, że pierwiastki ułożone według mas atomów zmieniają właściwości chemiczne w określony sposób, przy czym, przy odliczeniu w szeregu ściśle określonej liczby pierwiastków powtarzają się periodycznie (okresowo). Mayer też sformułował prawo okresowości. W krótkiej formie układu okresowego, pierwiastki grup A i B znajdują się w tych samych kolumnach. Werner opracował długą formę układu okresowego. Nowoczesna forma układu została podana przez Werner ‘a :7 szeregów (okresów) i kolumny pionowe (grupy). W grupach pierwiastki są od siebie oddalone pod względem konfiguracji elektronowej, właściwości fizycznych i chemicznych, zwłaszcza pod względem tworzonych wiązań. I II XIII XIV XV XVI XVII Wodorki RH RH2 RH3 RH4 RH3 RH2 RH Tlenki R2O RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7 Pierwiastki grup pobocznych zapełniają elektronami walencyjnymi drugą od końca podpowłokę. Mendelejew układając swój układ pozostawił wolne miejsca przewidując istnienie nowych pierwiastków i ich niektórych właściwości. Eka-bor – skand Eka-glin – gal Eka-krzem – german W trzech przypadkach Mendelejew odstąpił od zasady szeregowania pierwiastków według zasad matematycznych: Argon umieścił przed potasem, tellur przed jodem, a kobalt przed niklem. Lekcja9 Temat: teoria elektronowa. Większość pierwiastków występuje w przyrodzie jako związki chemiczne. Powstanie trwałej cząsteczki jest wynikiem działań pomiędzy elektronami, a jądrami łączących się atomów. Łączące się atomy łączą się za pomocą określonego typu wiązań: jonowego, atomowego spolaryzowanego i atomowego. Energia potrzebna do oderwania elektronu z danego atomu nazywa się energią jonizacji. Możliwość odrywania kolejnych elektronów od atomu zależy od wartości pochłoniętej energii, której wielkość odpowiada wartości 2/3 potencjałów jonizacyjnych. Wyrażane są one w elektronowoltach [eV], a ich wartość zależy od położenia pierwiastka w układzie okresowym. Rośnie do okresu, a maleje do grupy. Pierwiastki z I, II i XIII grupy najłatwiej oddają elektrony walencyjne. Pierwiastki z grup XIV-XVII osiągają trwałą konfigurację elektronową gazu szlachetnego, przyjmując elektrony z zewnątrz. Zdolność atomów do przyłączania dodatkowych elektronów nazywamy powinowactwem elektronowym. Definiuje się jako energię wydzieloną w wyniku przyłączenia elektronu do atomu i energia ta jest miarą wiązania atomu z przyłączonym elektronem. Największym powinowactwem charakteryzują się tlenowce i fluorowce. Przyłączanie elektronów jest cechą niemetali. Na podstawie energii jonizacji i powinowactwa elektronowego wprowadzono pojęcie elektroujemności. Elektroujemność określa tendencje atomów do przyłączania elektronów. Maleje w grupach, a rośnie w okresach. Wiązanie jonowe Atomy które w znacznym stopniu różnią się dużą elektroujemnością. Różnica pomiędzy elektroujemnością atomów musi wynosić co najmniej 1,7. Związek chemiczny zawierający wiązanie jonowe tworzy w stanie stałym sieć przestrzenną (np. NaCl). W przypadku NaCl jon Na+ jest otoczony przez sześć jonów Cl-. Związki o budowie jonowej odznaczają się stosunkowo wysoką temperaturą wrzenia i topnienia, przewodnictwem prądu i rozpuszczalnością w rozpuszczalnikach polarnych (np. woda). Lekcja 10 Temat: wiązanie atomowe. Atomy niektórych pierwiastków mogą osiągać konfiguracje gazów szlachetnych poprzez uwspólnienie niesparowanych elektronów. Powstała w ten sposób cząsteczka ma wspólną parę elektronów, której atomy połączone są wiązaniem atomowym. Atomy wodoru w stanie podstawowym dysponują jednym elektronem. Jeżeli dwa takie atomy zbliżą się do siebie na niewielką odległość, to elektron każdego z nich przyciągany jest przez jądro drugiego atomu. Następuje uwspólnienie elektronów. Niekiedy do utworzenia oktetu nie wystarcza powstanie jednej pary elektronowej. Wymagane są dwa, lub trzy niesparowane elektrony walencyjne atomów, tworzących wiązanie atomowe. Wiązania podwójne lub potrójne powstają w ten sposób. Wiązanie atomowe spolaryzowane jest wiązaniem pośrednim między jonowym, a kowalencyjnym. Powstaje wówczas, gdy łączą się za sobą atomy pierwiastków różniących się elektroujemnością, lecz nie tak znacznie jak w przypadku wiązań jonowych. Cechą charakterystyczną tego wiązania jest przesunięcie pary elektronów wiążącej atomy w kierunku atomu bardziej elektroujemnego. Cząsteczki z wiązaniami atomowymi spolaryzowanymi z powody nierównomiernego rozłożenia w stosunku do środka cząsteczki ładunków, wykazują elektryczna biegunowość. W cząsteczce wyróżnia się biegun + i -. Cząsteczki ,w których możemy rozróżnić biegun ujemny i dodatni noszą nazwę dipoli. Biegunowość cząsteczki określa się elektrycznym momentem dipolowym, który stanowi iloczyn bezwzględnego ładunku przez odległość pomiędzy środkami ciężkości odmiennych ładunków. U = d ۰ l PAZDRO: 7.27, 7.28, 7.37, 7.38 Lekcja 11 Temat: wiązania koordynacyjne, metaliczne, wodorowe. BrF3 – trifluorek bromu (III) Wiązanie amonowe koordynacyjne występuje w jonie amonu. PAZDRO 7.30, 7.31 W wiązaniu koordynacyjnym, para elektronowa tworząca wiązanie atomu oddawana jest przez jeden z dwóch łączących się atomów. Atom azotu w cząsteczce amoniaku, mający wolna parę elektronową, przyłącza do niej wolny kation wodoru, tworząc wiązanie koordynacyjne. Sposób tworzenia czwartego wiązania jest inny niż trzech pozostałych. Po utworzeniu wiązania koordynacyjnego wszystkie cztery atomy wodoru staja się równocenne i przestają być rozróżnialne. Lekcja 12 Temat: wiązanie wodorowe. Budowa atomów i cząsteczek – powtórzenie. Wiązanie wodorowe powstaje w związkach z pierwiastkami wysokoelektroujemnymi, takimi jak azot, tlen, czy fluor. W związkach tych oddaje swój jedyne elektron, który jest przesunięty w stronę pierwiastka bardziej elektroujemnego, pozostawiając jądro „odsłonięte” i przyciąga biegun ujemny drugiej cząsteczki. Wiązania wodorowe powstają między pierwiastkami mocno elektroujemnymi. Lekcja 13 Temat: rozwiązywanie zadań. PAZDRO 7.39, 7.42 Lekcja 14 Temat: ustalanie stopnia utlenienia. Stopniem utlenienia nazywamy liczbę dodatnich lub ujemnych ładunków elementarnych, jakie zyskałby atom, gdyby wszystki jego wiązania w związku chemicznym były jonowe. Reguły ustalania stopnia utlenienia: 1. Suma stopni utlenienia wszystkich atomów wchodzących w skład obojętnej cząsteczki wynosi zero, a wchodzących w skład jonów, ma być równa ładunkowi jonu. 1. Pierwiastkom w stanie wolnym przypisuje się stopień utlenienia równy zero. 1. Tlen w większości związków chemicznych ma stopień utlenienia równy –II, wyjątek stanowią nadtlenki, ponadtlenki i difluorek tlenu (OF2). 1. Litowce w związkach występują zawsze na I stopniu utlenienia, natomiast berylowce na II. 1. Fluor we wszystkich związkach chemicznych jest na –I stopniu utlenienia. 1. Wodór w większości związków przyjmuje I stopień utlenienia, wyjątek stanowią wodorki litowców i berylowców. PAZDRO : 10.1, 10.2, 10.7, 10.6, 10.9 Lekcja 15 Temat: Proces redukcji i oksygenacji (redox). 2Na + Cl2 → 2NaCl R: Na → NaI + e U: Cl2 + 2e → 2Cl-I Proces, w którym dany pierwiastek podwyższy swój stopień utlenienia (traci elektron(y)) nazywamy procesem utlenienia. Dany pierwiastek jest reduktorem. Proces, w którym dany pierwiastek pobiera elektron(y)) nazywamy procesem redukcji. Dany pierwiastek jest utleniaczem PAZDRO 10.11. Lekcja 15 Temat: Mol, masa molowa. Mol to tyle samo cząsteczek, jonów lub innych cząstek materii ile jest zawartych w 12/1000 kg izotopu węgla 12C. Obliczanie mas molowych związków chemicznych. MH2SO4 = 2g + 32g +64g = 98g MHNO3 = 1g + 14g + 48g = 63g PAZDRO: 2.4, 2.5, 2.6, .211* Lekcja 16 Temat: Mol – zadania. PAZDRO: 2.2, 2.14, 2.15, 2.16, 2.17*, 236, 2.40, 2.25, 2.26, .2.29, 2.33, 2.41, 3.18, 2.57, 2.60, 2.67, 2.63*, Lekcja 17 Temat: objętość molowa. V = n ۰ V0 V0 = 22,4 dm3/mol p=1013 hPa; T=0OC V = n ۰ 22,4 dm3/mol PAZDRO 2.66, 3.86, 3.87*, 3.88, 3.90, 3.91, Lekcja 17 Temat: prawo Avogadro ‘a. Równe objętości różnych gazów obliczone w tych samych warunkach, zawierają jednakowe ilości molekuł. PAZDRO 2.91*, 2.81, 2.82, 2.85, 2.89, 2.95, 2.96, 3.4 Lekcja 18 Temat: prawo stosunków stałych – powtórzenie. Zadania. Stosunek wagowy pierwiastków w związku chemicznym jest stały, charakterystyczny i nie zależy od sposobu otrzymania. PAZDRO 3.3, 3.6, 3.7, 2.81, 2.82, 2.85, 2.89, 2.95, 2.96, 3.4, 2.91*, 2.92*, 2.93*, 2.94**, ***4.98, 4.21, 4.22, 4.27, 4.28, 4.31 Lekcja 19 Temat: Wydajność reakcji. PAZDRO 4.139, 4.140, 4.141*, 4.143, 4.144. Lekcja 20 Temat: Tlenki – budowa i podział. Tlenki zasadowe: reagują z kwasami. Nie reagują z zasadami. Niektóre z nich reagują z wodą (litowce i berylowce). NaOH + H2O → 2NaOH CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O CaO + SO3 → CaSO4 Tlenki kwasowe: reagują z zasadami. Nie reagują z kwasami. Większość reaguje z wodą, oraz z zasadami. SO3 + H2O → H2SO4 SO3 + Ca(OH)2 → CaSO4 + H2O SO2 + 2KOH → K2SO3 + H2O SO2 + MgO → MgSO3 Tlenki amfoteryczne: Reagują z kwasami i zasadami, natomiast nie reagują z wodą. Al2O3 + 6HNO3 → Al.(NO3)3 + 3H2O Al2O3 + 6KOH → 2K3AlO3 + 3H2O Glinian potasu ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O Cynian sodu Tlenki obojętne nie reagują z wodą, kwasami i zasadami. PAZDRO 12.3, 12.5, 12.6, 12.8 Wykazać amfoteryczność tlenku glinu i tlenku cynku. Al2O3 + 3Na2O → 2Na3AlO3 Al2O3 + SO3 → Al2(SO4)3 ZnO + Li2O → Li2ZnO2 ZnO + CO2 → ZnCO3 Lekcja 20 Temat: Reakcje otrzymywania tlenków. Utlenianie wolnych pierwiastków: S + O2 → SO2 Utlenianie innych tlenków: 2SO2 + O2 → 2SO3 Utlenianie innych związków: 2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 Redukcja innych tlenków: 3Fe2O3 + C → 2Fe3O4 + CO Rozkład termiczny: CaCO3 → CaO + CO2 Lekcja 21 Temat: Zasady. m Me(OH)m 1. Metal aktywny + woda →zasada + wodór 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑ 2. Tlenek metalu + woda → zasada MgO + H2O → Mg(OH)2 2. zasada + sól → nowa sól + nowa zasada warunek! – jeden z produktów musi się wytrącić. 2KOH + CuSO4 → Cu(OH)2↓ + K2SO4 LEKCJA 22 Temat: kwasy – budowa i nazewnictwo. Sole – wprowadzenie. KWASY: Tlenowe Beztlenowe H3PO4 –kwas ortofosforowy (V) HPO3 – Kwas metafosforowy H4P2O7 – kwas pirofosforowy HNO3– kwas azotowy (V) HNO2– kwas azotowy (III) H2CO3– kwas węglowy HClO – kwas chlorowy (I) HClO2– kwas chlorowy (III) HClO3– kwas chlorowy (V) HClO4– kwas chlorowy (VII) Otrzymywanie: SO2 + H2O → H2SO3 N2O4 + 2H2O + O2 → 2HNO3 N2O5 + H2O → 2HNO3 N2O4 + H2O → HNO3 + HNO2 Wodór + niemetal →Wodorek + woda → kwas beztlenowy H2 + S → H2S H2S + H2O → H2S aq Kwas + sól → nowy kwas + nowa sól !!!warunek!!! kwasy mocniejsze wypierają słabsze. Kwasy trudnolotne wypierają łatwolotne. 2NaNO3 + H2SO4 → Na2SO4 + 2HNO3 FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S SOLE: - obojętne - hydroksysole - wodorosole PAZDRO : 12.29, 12.30, 12.31 Lekcja 23 Temat: Sposoby otrzymywania soli. Sposób I Metal aktywny + kwas → sól + wodór* *miedź i srebro nie wypierają wodoru z kwasu. Ag + HCl → reakcja nie zachodzi Cu + HCl → reakcja nie zachodzi 2K + H2SO4 → K2SO4 + H2↑ Mg + H2SO3 → MgSO3 + H2↑ Sposób II Tlenek metalu + kwas →sól + woda MgO + HNO3 → Mg(NO3)2 + H2O Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O Sposób III Zasada + kwas → sól + woda H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 +3H2O H2SO4 + Mg(OH)2 →MgSO4 +2H2O Sposób IV Zasada + bezwodnik kwasowy → sól tlenowa + woda 6Ca(OH)2 + P4O10 → 2Ca3(PO4)2 + 6H2O 4Ca(OH)2 + P4O10 → 2Ca2P2O7 + 4H2O Sposób V Metal + niemetal → sól beztlenowa 2K + S → K2S Mg + Cl2 → MgCl2 Sposób VI Kwas + sól → nowy kwas + nowa sól (mocniejszy kwas wypiera słabszy) Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 → 3CaSO4 + 2H3PO4 Na2SO4 + 2HCl → 2NaCl + H2SO4 Sposób VII Zasada + sól → nowa zasada + nowa sól (jeden z produktów musi się wytrącić!) K2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4↓ + 2KOH K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2KOH Sposób VIII Roztwór soli (I) + roztwór soli (II) → nowa sól (I) + nowa sól(II) (jeden z produktów musi się wytrącić!) Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4↓ + 2NaCl Sposób IX Tlenek zasadowy + bezwodnik kwasowy → sól tlenowa Na2O + SO2 → Na2SO3 K2O + SO2 → K2SO3 PAZDRO: 12.46, 12.47, 12.50, 12.51, 12.57-12.62, 12.66 Lekcja 24 Temat: Wodorosole i hydroksysole – budowa i nazewnictwo Wodorosole zbudowane są z atomu(ów) metalu, atomu(ów) wodoru i reszt(y) kwasowej. Mogą powstawać jedynie z kwasów wielowodorowych. Mg(HSO4)2 – wodorosiarczan (VI) magnezu Al2.(HPO4)3 – wodoroortofosforan (V) glinu Al(H2PO3)3 – diwodoroortofosforan (V) glinu Mg(HCO3)2 – wodorowęglan magnezu Reakcje: Mg(OH)2 + H2SO4 → MgSO4 + 2H2O 1mol - 1 mol Mg(OH)2 + 2H2SO4 → Mg(HSO4)2 + 2H2O. 1 mol - 2mole hydroksysole: składają się z atomów metalu, grup OH i reszt kwasowych. Nazwy tworzymy analogicznie do nazw soli obojętnych, lecz dodajemy przedrostek „hydrokso-”. Powstają tylko z wodorotlenków wielohydroksylowych. MgOHCl – chlorek hydroksymagnezu Al.(OH)2(SO3)2 – siarczan (IV) dihydroksoglinu. Lekcja 25 Temat: Wodorotlenki amfoteryczne. 2Al(OH)3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6H2O H3AlO3 + NaOH → Na3AlO3 + 3H2O Ortoglinian sodu Al.(OH)3 → HAlO2 + H2O HAlO2 (s) + NaOH (s) → NaAlO2 + H2O. Metaglinian sodu (s) – reakcja zachodzi między substancjami stałymi. Zn(OH)2(s) + 2HCl → ZnCl2 + 2H2O H2ZnO2(s) + 2KOH → K2ZnO2 + 2H2O Cynkan potasu Cu(OH)2 + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + 2H2O Cu(OH)2(s) + 2NaOH → Na2CuO2 + 2H2O Miedzian (II) sodu Lekcja 26 Temat: Związki kompleksowe (koordynacyjne, zespolone). Jon (atom centralny) – centrum koordynacji Jon centralny otoczony jest zespołem cząsteczek lub jonów zwanych ligandami, połączonych z centrum koordynacji. Liczba ligandów połączonych z centrum koordynacji nazywana jest liczbą koordynacyjną. Utworzony kompleks może być kationem, anionem, lub cząsteczką obojętną. Zależy to od sumy ładunków centrum koordynacji i ligandów. Ligandami mogą być cząsteczki lub jony posiadające wolne pary elektronowe. Ligandy: NH3 – amina H2O – akwa OH- - hydrokso Cl- - chloro CN- - cyjano CuSO4 + 2KOH → K2SO4 + Cu(OH)2↓ Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4]2+ + 2OH- 2NaOH + Cu(OH)2 → [Cu(OH)4]2- + 2Na+ Na2[Cu(OH)4] – tetrahydroksomiedzian(II) sodu Liczby koordynacyjne: Fe2+ LK=6 Fe3+ LK=8 Cu2+ LK=4 Zn2+ LK=4 Al3+ LK=6 Ag+ LK=2 Cr3+ LK=6 Wykazać za pomocą reakcji charakter amfoteryczny wodorotlenku cynku. Zn(OH)2(s) + H2SO4 → ZnSO4 + 2H2O Zn(OH)2(s) + 2NaOH(s) → Na2ZnO2 + 2H2O Zn(OH)2 + 2NaOH → [Zn(OH)4]2- +2Na+ Lekcja 27 Temat: Dysocjacja elektrolityczna Dysocjacja elektrolityczna jest to rozpad substancji na dodatnie kationy i ujemne aniony. Substancje: -elektrolity np. zasady, kwasy, sole ... -nieelektrolity np. cukier Zasady to substancje które w roztworach wodnych dysocjują na dodatnie kationy metali i ujemne aniony grup wodorotlenowych. n H2O Me(OH)n → Men+ + nOH- NaOH → Na+ + OH- Mg(OH)2 → MgOH+ + OH- MgOH+ → Mg2+ + OH- Kwasy to substancje, które w roztworach wodnych dysocjują na kationy wodoru i aniony reszt kwasowych. m H2O HmR → mH+ + Rm- HCl → H+ +Cl- α1 H3PO4 → H2PO4- + H+ α2 H2PO4- → HPO42- + H+ α3 HPO42- → PO43- + H+ Sole to substancje, które dysocjują na kationy metali i aniony reszt kwasowych. m n H2O MnRm → nMm+ + mRn+ Stopień dysocjacji jest to stosunek ilości cząstek zdysocjowanych do ilości cząstek pierwotnie zawartych w roztworze. α = ilość zdysocjowanych ۰ 100% / ilość pierwotnych Lekcja 28 Temat: Reakcje strąceniowe. BaCl2 + 2AgNO3 → Ba(NO3)2 + 2AgCl↓ Ba2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- → Ba2++ 2NO3- + 2AgCl↓ 2Cl- + 2Ag+→2AgCl↓ /:2 Cl- + Ag+→ AgCl↓ FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓ + 3NaCl Fe3+ + 3Cl- + 3Na+ +3OH- → Fe(OH)3↓ + 3Cl- + 3Na+ Fe3++3OH- → Fe(OH)3↓ Elektrolity: - mocne np. H2SO4, HNO3, HCl, HBr, NaOH ... - średniej mocy np. H2SO3, H3PO4 ... - słabe np. H2CO3, H2S, CH3COOH, NH3۰H2O ... Roztwory: - elektrolity - nieelektrolity
Autor: wojtas s