Ogólne właściwości związków nieorganicznych
Punktem wyjścia do poznania właściwości związków organicznych będzie
układ okresowy.
Pierwiastki umieszczone są w układzie okresowym wg wzrastającej liczby
atomowej.
Pierwiastki umieszczone w tej samej grupie mają taką samą konfiguracje
elektronową powłoki walencyjnej, co w dużym stopniu warunkuje ich
podobieństwo właściwości atomowych, chemicznych i fizycznych.
Pierwiastki można podzielić na:
niemetale
metale
Oprócz tych pierwiastków występują pierwiastki o właściwościach
pośrednich
semimetale lub metaloidy
1
niemetale
metaloidy
metale
2
niemetale
Zajmują prawą górna część układu okresowego, na prawo od linii bor
(B) z astatem (At) charakteryzują się wysoką elektroujemnością:
wodór H gazy wśród niemetali są
węgiel C szlachetne gazy
azot N
atomowe cząsteczkowe
hel He
tlen O
neon Ne
fluor F hel He wodór H2
P4 argon Ar
fosfor P neon Ne azot N2
S8 krypton Kr
siarka S argon Ar tlen O2
ksenon Xe
selen Se krypton Kr fluor F2
radon Rn
chlor Cl ksenon Xe chlor Cl2
ciecz
brom Br radon Rn brom Br2
iod I iod I2
ciało stałe
węgiel C
odmiany alotropowe
grafit diament fulereny
3
Metaloidy Metale
Cechy niemetali:
bor B pozostałe
brak metalicznego
krzem Si pierwiastki
połysku zmienne barwy,
arsen As
kruche, twarde lub
telur Te
Cechy metali:
miękkie
astat At
german Ge
metaliczny połysk
słabe przewodnictwo
ciągliwość i kowalność
tlenki niemetali mają
dobre przewodnictwo
charakter kowalencyjny
tlenki metali mają
kwasowy
charakter zasadowy
w roztworze występują
tworzą stałe jonowe
jako aniony także aniony
związki
poliatomowe
występują w roztworze
jako kationy
4
Metale:
Wszystkie są stałe z wyjątkiem rtęci Hg (t.t=-39oC), dwa metale cez Cs
(t.t=28.4oC) i gal Ga (t.t=29.8oC) topią się w temperaturze nieco powyżej
pokojowej. Mają też wysoką t.t dla chromu Cr (t.t=1900oC)
Dwie pierwsze grupy: litowce i berylowce to typowe metale. Są to bardzo
aktywne metale zwłaszcza litowce, które tworzą kationy na +1 stopniu
utlenienia , berylowce na +2 stopniu utlenienia.
Reaguja z tlenem dając tlenki typu: Li2O, BeO
4 Li + O2 2Li2O 2 Be + O2 2 BeO
Litowce energicznie reagują z H2O tworzą wodorotlenki.
2 Li + 2 H2O 2 LiOH + H2��
Litowce na powietrzu pokrywają się tlenkami, mają własności redukujące.
Reaktywność rośnie ze wzrostem liczby atomowej w grupie.
Lit jest stosowny jako deuterek litu LiD w reaktorach atomowych, lit
stosowny jest w bateriach litowych.
Sód Na jest najbardziej rozpowszechniony wśród pierwiastków alkalicznych
5
Magnez reaguje aktywnie z tlenem 2 Mg + O2 MgO
Jony kationy metali przejściowych pierwszego szeregu są najczęściej na +2
stopniu utlenienia, ale występują też na +3 i +1 stopniu.
Cr3+, Mn2+, Fe3+, Fe2+, Co2+, Ni2+, Cu2+, Cu+, Zn2+, Ag1+, Cd2+, Hg2+, Hg22+, Al3+,
Sn2+, Sn4+, Pb2+, Pb4+,
Związki metali z niemetalami wykazują się najczęściej związkami jonowymi
o stosunkowo wysokiej temperaturze topnienia.
Tlenki, halidki i wodorki są związkami jonowymi.
Większość tlenków metali ma właściwości zasadowe, reagując z wodą daje
wodorotlenki:
Tlenek metalu + woda zasada
Na2O + H2O 2 NaOH(ag) CaO + H2O Ca(OH)2(aq)
Tlenek metali reaguje też z kwasami dając sole i woda
Tlenek metalu + kwas sól + woda
MgO(s) + 2 HCl MgCl2(aq) + H2O NiO(s) + H2SO4 NiSO4 + H2O
7
Tlenki metali I grupy: Li2O, Na2O, K2O, Rb2O, Cs2O i Fr2O oraz tlenki
II grupy: CaO, BaO , SrO, RaO reagują z wodą tworząc mocne zasady,
całkowicie w wodzie zdysocjowanie, wg reakcji:
Tlenek metalu + woda zasada
I grupa: Na2O + H2O 2 NaOH(ag) wodorotlenek sodu
II grupa: CaO + H2O Ca(OH)2(aq) wodorotlenek wapnia
Tlenki metali, które z wodą tworzą wodorotlenki noszą nazwę
bezwodników zasadowych
7
Zasady to związki, które w roztworze dysocjują na jon metalu i
resztę zasadową (grupę wodorotlenową  OH, która jest
jednowartościowa).
Zasady nazywamy także wodorotlenkami. Zasady to tylko te
wodorotlenki, które dobrze rozpuszczają się w wodzie, jak zasady
litowców i niektóre berylowców.
We wzorze wodorotlenków najpierw piszemy symbol metalu, a
następnie resztę wodorotlenową (-OH). W nowej nomenklaturze
nazwę wodorotlenku tworzymy dodając do nazwy wodorotlenek nazwę
metalu i w nawiasie jego stopień utlenienia. np.
Mg(OH)2 wodorotlenek magnezu Fe(OH)3 wodorotlenek żelaza(III)
Metaliczny lub niemetaliczny charakter pierwiastka, określony przez
jego właściwości chemiczne, może zależeć nie tylko od jego położenia
w układzie okresowym, ale także od stopnia utlenienia.
Niski stopień  własności metaliczne, wyższe  własności niemetaliczne.
8
Niemetale
Niemetale w reakcjami z metalami zyskują elektrony tworząc aniony np
2 Al(s) + 3 Br2(l) 2 AlBr3(s)
Związki niemetali między sobą to substancje o wiązaniach najczęściej
kowalencyjnych. Są to tlenki, halogenki lub wodorki, które mogą być gazami,
cieczami lub substancjami stałymi o niskiej temperaturze topnienia.
Większość tlenków niemetali ma właściwości kwasowe, rozpuszczają się
wodzie, reagują z nią tworząc kwasy. Takie tlenki nazywamy bezwodnikami
kwasowymi . Są one kwasami z których usunięto wodę.
Kwasami nazywamy substancje, których roztwory wykazują duże stężenie
jonów wodorowych. Rozcieńczone kwasy mają kwaśny smak, barwią lakmus
na czerwono, mają zdolności zobojętniania zasad.
9
Tlenki niemetali tworzą kwasy tlenowe.
Niemetale w reakcji z wodorem tworzą gazy takie jak chlorowodór,
fluorowodór, jodowodór, bromowodór czy siarkowodór, które po
rozpuszczeniu w wodzie tworzą kwasy beztlenowe.
H2 + Cl2 2 HCl
chlorki
H2O
HCl(g) H+(aq) + Cl-(aq)
H2 + F2 2 HF
fluorki
H2 + Br2 2 HBr
bromki
HR H+ + R-
H2 + I2 2 HI
jodki
H2 + S 2 H2S
siarczki
Kwas chlorowodorowy (kwas solny)
Pierwszym bezwodnikiem kwasowym wśród pierwiastków bloku p jest
tritlenek boru B2O3, który tworzy kwas ortoborowy H3BO3:
B2O3 + 3 H2O 2 H3BO3 kwas borowy (ortoborowy)
uwodnienie hydratacja
odwodnienie
10
Następnym jest ditlenek węgla CO2: Kwas, który nie istnieje
w stanie wolnym, trwałe
CO2 + H2O H2CO3 kwas węglowy
są natomiast sole
węglany Na2CO3, K2CO3,
sole węglany
CaCO3
N2O5 + H2O 2 HNO3 kwas azotowy(V) sole azotany(V)
N2O3 + H2O 2 HNO2 kwas azotowy(III) sole azotany(III)
azotawy azotyny
SO3 + H2O H2SO4 kwas siarkowy(VI) sole siarczany(VI)
SO2 + H2O H2SO3 kwas siarkowy(IV) sole siarczany(IV)
siarkawy siarczyny
P4O10 + 6 H2O 4 H3PO4 kwas fosforowy(V) sole fosforany(V)
P4O6 + 6 H2O 4 H3PO3 kwas fosforowy(III) sole fosforany(III)
fosforawy fosforyny
11
najaktywniejszy niemetal fluor F
wzrost aktywności niemetali
najaktywniejszy metal frans Fr
12
wzrastający charakter metaliczny
wzrost właściwości niemetalicznych
13
Tlenowe kwasy chlorowcowe:
Fluor tworzy tlenek F2O, który z wodą gwałtownie reaguje
F2O + H2O 2 HF + O2
Chlor tworzy szereg kwasów tlenowych:
Cl2O + H2O 2 HClO kwas chlorowy(I) chlorany(I)
podchlorawy podchloryny
Cl2O3 + H2O 2 HClO2 kwas chlorowy(III) chlorany(III)
chlorawy chloryny
Cl2O5 + H2O 2 HClO3 kwas chlorowy(V) chlorany(V)
Cl2O7 + H2O 2 HClO4 kwas chlorowy(VII) chlorany(VII)
nadchlorowy nadchlorany
Metaloidy wykazują właściwości pośrednie pomiędzy metalami i
niemetalami. Mogą posiadać charakterystyczny połysk, ale być słabym
przewodnikiem ciepła i elektryczności. Kilka z nich to półprzewodniki
np. Ge german.
14
Sole
Sole tworzą się w reakcji kwasu z zasadą (reakcja zobojętniania).
Ale sole mogą powstawać także w innych reakcjach
przedstawionych poniżej:
1. kwas + zasada H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + H2O
2. kwas + metal 2HCl + Zn ZnCl2 + H2ę!
3. kwas + tlenek metalu 2HNO3 + CaO Ca(NO3)2 + H2O
4. zasada + tlenek niemetalu 2NaOH + CO2 Na2CO3
5. tlenek metalu + tlenek niemetalu Na2O + CO2 Na2CO3
6. metal + niemetal Fe + S FeS
15
Sole dobrze rozpuszczalne w wodzie dysocjują na jon metalu lub jon
amonowy i anion, czyli resztę kwasową. We wzorze soli na pierwszym
miejscu zawsze piszemy kation a za nim resztę kwasową.
Nazwy soli kwasów beztlenowych mają końcówkę  ek
Nazwy soli kwasów tlenowych mają końcówkę  an
W nowej nomenklaturze najpierw podajemy nazwę reszty kwasowej z
końcówką -an lub  ek, pisząc w nawiasie stopień utlenienia pierwiastka
centralnego, a następnie nazwę metalu i stopień jego utlenienia w
nawiasie.
Al2(SO4)2 siarczan(VI) glinu
Cu(NO3)2 azotan(V) miedzi(II)
Fe(NO2)2 azotan(III) żelaza(II)
CrCl3 chlorek chromu(III)
Fe(ClO4)3 chloran(VII) żelaza(III)
CuS siarczek miedzi(II)
NaCH3COO octan sodu
16
Kwasy wieloprotonowe są zobojętniane przez zasady stopniowo, co
powoduje, że mogą tworzyć się sole kwaśne: zawierające oprócz kationu
metalu i reszty kwasowej także jony wodorowe np.
Na2SO4  obojętny siarczan sodowy, siarczan(VI) disodu
NaHSO4  kwaśny siarczan sodowy, wodorosiarczan(VI) sodu
Na2CO3  obojętny węglan sodowy, węglan sodu
NaHCO3 - kwaśny węglan sodowy, wodorowęglan sodu
Na3PO4  fosforan(V) trisodu,
Na2HPO4  wodorofosforan(V) disodu,
NaH2PO4  diwodorofosforan(V) sodu, fosforan jednosodowy
CaCO3  węglan wapnia
Ca(HCO3)2  wodorowęglan wapnia
Jeśli sole zawierają niezobojętnione grupy wodorotlenowe zasady to
są to sole zasadowe. np.
CoOHCl  hydroksychlorek kobaltu(II)
Bi(OH)2Cl  dihydroksychlorek bizmutu(II)
Cu2(OH)2SO4  dihydroksysiarczan dimiedzi(II)
17
Utlenianie metali , szereg aktywności metali
Metale chętnie reagują z tlenem, utleniając się na powierzchni:
2 Ca(s) + O2(g) = 2 CaO(s)
Proces utlenienia związany jest z utratą elektronów Ca Ca2+ + 2e-,
proces redukcji z przyłączaniem elektronów O2 + 2e- 2O2-
Sód Na i wapń Ca są przykładem metali utleniających się łatwo, srebro Ag i
złoto Au trudno.
Wiele metali reaguje z kwasami tworząc sól i wodór gazowy:
metal + kwas sól + wodór
Mg(s) + HCl(aq) MgCl2(aq) + H2(g)
18
Reakcje metali z kwasami są przykładem szerokiej klasy reakcji
pojedynczej wymiany:
A + BX AX + B
metal + sól sól + metal
Fe(S) + Ni(NO3)2(aq) Fe(NO3)2(aq) + Ni(s)
Zn(S) + CuSO4(aq) ZnSO4(aq) + Cu(s)
Zn(S) + H2SO4(aq) ZnSO4(aq) + H2(g)��
Nie wszystkie metale mają zdolność wypierania innego
metalu z soli lub wodoru z kwasu, zależy to od położenia
metalu w szeregu aktywności metali
19
Szereg aktywności metali
Li Li+ + e-
K K+ + e-
metal
Ba Ba2+ + 2 e-
+
Ca Ca2+ + 2 e-
H2O
wzrost
Na Na+ + e-
aktywności
Mg Mg2+ + 2 e-
metali
Al Al3+ + 3 e-
metal
Mn Mn2+ + 2 e-
+ para
Zn Zn2+ + 2 e-
H2O
Cr Cr3+ + 3 e-
Fe Fe2+ + 2 e-
20
łatwość utlenienia spada
Co Co2+ + 2 e-
Ni Ni2+ + 2 e-
metal
Cd Cd2+ + 2 e-
+
Sn Sn2+ + 2 e-
kwas
wzrost
Pb Pb2+ + 2 e-
aktywności
H2 2 H+ + 2 e-
metali
Cu Cu2+ + 2 e-
nie
Ag Ag+ + e-
wypierają
wodoru z
Pt Pt2+ + 2 e-
kwasów
Au Au3+ + 3 e-
21
łatwość utlenienia spada
Metale przed wodorem wypierają wodór z kwasów, za wodorem nie
wypierają:
Cu(S) + 2 AgNO3(aq) Cu(NO3)2(aq) + 2 Ag(s)
2 Al(S) + 3 FeSO4(aq) Al2(SO4)3(aq) + 3 Fe(s)
Mn(S) + 2 HCl(aq) MnCl2(aq) + H2(g)��
Fe(S) + H2O(g) FeO(s) + H2(g)��
2 Na(s) + 2 H20(l) 2 NaOH(aq) + H2(g) ��
Cu nie reaguje z HCl, ale może reagować z HNO3 i nie jest to prosta
reakcja wymiany:
Cu(S) + 4 HNO3(aq) Cu(NO3)2aq) + 2 NO2(g) + 2 H2O (stężony)
3 Cu(S) + 8 HNO3(aq) 3 Cu(NO3)2aq) + 2 NO(g) + 4 H2O (rozcieńcz)
22
Przegląd metali
Metale alkaliczne
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr mają charakterystyczne własności metaliczne, połysk,
przewodnictwo cieplne i elektryczne. Są bardzo reaktywne, tak że w
przyrodzie występują tylko w postaci związków. Mogą być otrzymane
przez elektrolizę stopionych soli. Mają niską temperaturę topnienia.
Reaguję bezpośrednio z niemetalami.
2 K + H2 �� 2 KH wodorki
2 K + Cl2 �� 2 KCl chlorki
2 M + S �� M2S siarczki
Sole litowców barwią płomień: Li - karminowy, Na  żółty, K  jasnofioletowy.
A
atwo reagują z tlenem i gwałtownie z wodą. Dlatego metale muszą być
trzymane w nafcie. Lit może tworzyć też azotki Li3N.
23
4 Li + O2 2 Li2O
2 Li + 2 H2O 2 LiOH + H2�� + "Ho "Ho =-445.1 kJ/mol
"Ho entalpia reakcji (ciepło reakcji)
Litowce mogą tworzyć tlenki O-2 2 Li + O2 Li2O2 nadtlenek
nadtlenki O2-2 (O-) 2 Rb + O2 Rb2O2 nadtlenek
ponadtlenki (supernadtlenki) O2- (O-1/2) Cs + O2 CsO2 ponadnadtlenek
Najważniejsze związki chlorek sodu NaCl, węglan sodowy, Na2CO3
Może tworzyć kwaśne sole: NaHCO3 wodorowęglan sodowy.
Sole większości litowców są dobrze rozpuszczalne w wodzie.
Otrzymywane przemysłowo związki sodu
Na2CO3 weglan sodu, soda amoniakalna, soda kalcynowana
NaHCO3 wodorowęglan sodu, soda oczyszczona, bikarbonat
NaOH wodorotlenek sodu, soda żrąca, soda kaustyczna
NaOH otrzymuje się przez elektrolizę wodnego roztworu NaCl.
standardowy
Na+ + e- Na -2.714 V
katoda
potencjał
H2O + e- OH- + 0.5 H2 -0.415 V
redukcja
elektrody
przyłączania
elektronów
H2O 2 H+ + 0.5 O2 + 2e- +0.815 V
anoda
2 Cl- Cl2 + 2e- + 1.359 V
utlenienie
oddawania
elektronów
Elektroliza jest wymuszonym procesem elektrochemicznym, w którym
procesy elektrodowe zachodzą pod wpływem zewnętrznego napięcia
przyłożonego do elektrod.
Podczas elektrolizy przyłożony potencjał zewnętrzny musi przezwyciężyć
potencjał elektrody. Minimalne napięcie potrzebne do wydzielenia metalu z
roztworu jest równe potencjałowi między roztworem a elektrodą i ma
przeciwny znak ( potencjał rozkładowy).
W pierwszej kolejności wydzielają się metale położone niżej w szeregu
napięciowym , np. Cu2+ ulega rozładowaniu przed H+ co umożliwia
25
elektrolityczne otrzymywanie miedzi z roztworów.
W warunkach odbiegających od normalnych (procesy przemysłowe) potrzebne
napięcie rozkładowe jest często kilkadziesiąt procent wyższe od teoretycznego
(normalnego) napięcia rozkładowego. Różnicę pomiędzy faktycznie potrzebnym
napięciem a teoretycznym napięciem rozkładowym nazywamy nadnapięciem. Jest ono
szczególnie duże, gdy produktami elektrolizy są gazy.
W ubiegłym stuleciu rozwinęły się dwie metody elektrolizy wodnego
roztworu NaCl, różniące się sposobem prowadzenia procesów katodowych.
Jedna z nich jest nazywana rtęciową, gdyż katodą w elektrolizerze jest
ciekła rtęć. W wyniku procesu katodowego wydziela się sód, który z rtęcią
tworzy amalgamat Na(Hg)n
Na+ + e- + n Hg = Na(Hg)n
Amalgamat rozpuszczony w rtęci odprowadza się z elektrolizera, a
następnie rozkłada się go przez reakcję z wodą
Na(Hg)n + H2O = NaOH + 0.5 H2+ n Hg
Zatem produktami, które otrzymuje się po rozłożeniu amalgamatu, są
wodorotlenek sodu i wodór, a rtęć powraca do elektrolizera, zamykając w
ten sposób obieg powrotny.
Według drugiej koncepcji proces katodowy zachodzi na katodzie ze stałego
metalu, np. ze stali. Produktem katodowym jest wodór, a wskutek tego w
przestrzeni katodowej elektrolitu wzrasta stężenie anionów 0H-
26
H2O + e- = OH- + 0.5 H2
Berylowce  metale ziem alkalicznych
Be beryl, Mg magnez, Ca wapń, Sr stront, Ba bar, Ra rad.
Z uwagi na swoją dużą reaktywność, metale te występują w postaci
związków. beryl jest najmniej reaktywny. Wszystkie mają cechy typowych
metali, w porównaniu do litowców są twardsze, bardziej ciężkie i topią się w
wyższej temperaturze.
Beryl jest stosunkowo najmniej reaktywny nawet w podwyższonej
temperaturze. Magnez reaguje dużo łatwiej z większością niemetali:
Na powietrzu magnez pokrywa się warstwą
Mg + O2 MgO
tlenku, co zabezpiecza go przed działaniem
Mg + Cl2 MgCl2
środków chemicznych, dlatego magnez może
być stosowany do celów konstrukcyjnych.
Cięższe metale Ca, Sr i Ba reagują nawet jeszcze łatwiej z niemetalami.
Wapń reaguje z wodą tworząc wodorotlenek w temperaturze pokojowej.
Podobnie z wodą reaguje Ba, Sr, Mg
Ca + 2 H2O Ca(OH)2 + H2��
Ca + 2 H2O Ca(OH)2 + H2��
27
nie reaguje z wodą bezpośrednio
Tlenki berylowców w reakcji z woda . BeO ma właściwości amfoteryczne.
Pozostałe tlenki to bezwodniki zasadowe dające w reakcji z kwasami mocne
zasady, przy czym wodorotlenek magnezu jest trudno rozpuszczalny w
wodzie i ma słabe własności zasadowe, a wodorotlenek wapnia (wapno
gaszone) ma ograniczoną rozpuszczalność. Pozostałe wodorotlenki są dobrze
rozpuszczalne w wodzie.
Sole berylowców barwią płomień:
CaO + H2O Ca(OH)2
Ba  zielony, Ca  ceglastoczerwony
BaO + H2O Ba(OH)2 Sr-karminowy
Ca stanowi 3.5% skorupy ziemskiej, Mg ok,. 2%. Występuje w postaci
wapienia CaCO3 , dolomitu CaCO3�MgCO3 , gipsu CaSO4 �H2O. Magnez jest
składnikiem stopów lekkich. Otrzymuje się Mg w reakcji:
MgO + C CO + Mg
wapno palone
CaCO3 CaO + CO2
CaO + H2O Ca(OH)2
28
wapno gaszone
Ca2+ i Mg2+ nadają twardość wodzie
usuwanie twardości
mydło  stearynian sodowy
Ca2+ + C17H35COONa (C17H35COO)2Ca + 2 Na+
Ca(HCO3)2 CaCO3+ H2O + CO2 twardość przemijająca
Sole nazywane hydratami
( występują w postaci stałej
,krystalicznej
CaSO4� H2O  gips
CuSO4� 5 H2O
MgSO4� 7 H2O
K2SO4 � Al2(SO4)3 � 24 H2O  ałun glinowo-potasowy
Na2SO4� 10 H2O
29
wzrost wł. kwasowych
Li2O BeO B2O3 CO2 F2O
Na2O MgO Al2O3 SiO2 SO3 Cl2O7
K2O CaO Ga2O3 GeO2 SeO3 Br2O7
Rb2O SrO In2O3 SnO2 TeO3 I2O7
Cs2O BaO Tl2O3 PbO2 PoO3 At2O7
tlenki zasadowe
tlenki kwasowe
30
tlenki amfoteryczne
wzrost wł. zasadowych
Glin
Glin stanowi 7.5%. Po tlenie i krzemie najbardziej rozpowszechniony
pierwiastek. Występuje w minerałach krzemianowych: bazalcie, granicie.
Otrzymuje się go przez elektrolizę stopionej mieszaniny tlenków glinu i
kriolitu.
kriolit obniża
AlF3 + 3 NaF Na3AlF6
temperaturę topnienia Al
heksafluoroglinian sodu
z 2300oC do 1200oC
elektroliza
2 Al2O3 2 Al + 3 O2
kriolitu
Glin i tlenek glinu
2 Al + 6 HCl 2 AlCl3 + 3 H2ę!
rozpuszcza się zarówno w
2 Al + 6 H+ Al3+ + 3 H2ę!
kwasach jak i zasadach. Ma
własności amfoteryczne
2 Al + 2 NaOH + 2 H2O 2 NaAlO2 + 3 H2ę!
2 Al + 2 OH- + 2 H2O 2 AlO2- + 3 H2ę!
NaAlO2 + 2 H2O Na[Al(OH)4]
31
na zimno taka forma po odparowaniu taka forma
Metale amfoteryczne
Podobnie jak glin, własności amfoteryczne są charakterystyczne dla tlenków
i wodorotlenków chromu, cynku i cyny. Wodorotlenki tych metali
rozpuszczają się zarówno w kwasach jak zasadach
Al(OH)3Ż� + 3 HCl AlCl3 + 3 H2O
Al(OH)3Ż� + 3 H+ Al3+ + 3 H2O
Al(OH)3Ż� + NaOH NaAlO2 + 2 H2O
Al(OH)3Ż� + OH- AlO-2 + 2 H2O
lub
Al(OH)3Ż� + NaOH Na[Al(OH)4] + 2 H2O
Al(OH)3Ż� + OH- [Al(OH)4]- + 2 H2O
32
Cr(OH)3Ż� + 3 HCl CrCl3 + 3 H2O
Cr(OH)3Ż� + 3 H+ Cr3+ + 3 H2O
chromin sodowy
Cr(OH)3Ż� + NaOH NaCrO2 + 2 H2O
Cr(OH)3Ż� + OH- CrO-2 + 2 H2O
lub
Cr(OH)3Ż� + NaOH Na[Cr(OH)4] + 2 H2O
Cr(OH)3Ż� + OH- [Cr(OH)4]- + 2 H2O
Zn(OH)2Ż� + 2 HCl ZnCl2 + 2 H2O
Zn(OH)2Ż� + 2 H+ Zn2+ + 2 H2O
Zn(OH)2Ż� + 2 NaOH NaZnO2 + 2 H2O
cynkan sodowy
Zn(OH)2Ż� + 2 OH- ZnO-2 + 2 H2O
lub
Zn(OH)2Ż� + 2 NaOH Na2[Zn(OH)4] + 2 H2O
Zn(OH)2Ż� + 2 OH- [Zn(OH)4]2- + 2 H2O 33
Sn(OH)2Ż� + 2 HCl SnCl2 + 2 H2O
Sn(OH)2Ż� + 2 H+ Sn2+ + 2 H2O
Sn(OH)2Ż� + 2 NaOH NaSnO2 + 2 H2O
Sn(OH)2Ż� + 2 OH- SnO-2 + 2 H2O
lub
Sn(OH)2Ż� + 2 NaOH Na2[Sn(OH)4] + 2 H2O
Sn(OH)2Ż� + 2 OH- [Sn(OH)4]2- + 2 H2O
34
Przegląd wybranych niemetali
Wodór
Wodór jest pierwszym pierwiastkiem układu pierwiastków, zwykle
umieszczanym powyżej litowców, ale ze względu na się swoje właściwości
naprawdę nie należy do żadnej grupy.
90% wszechświata stanowi wodór. Na Ziemi najwięcej jest go w wodzie, i w
węglowodorach kopalnych. Wodór jest niemetalem, bezbarwnym gazem
dwuatomowym. Tworzy związki z prawie wszystkim pierwiastkami. Nie jest
to pierwiastek nadzwyczaj reaktywny. Jego reakcje wymagają
podwyższonej temperatury. Z powietrzem tworzy mieszaninę wybuchową.
HCl jest gazem, H2O cieczą. W laboratorium wodór otrzymuje się przez
działanie cynkiem na kwas chlorowodorowy.
Zn + HCl = ZnCl2 + H2��
Otrzymywanie przemysłowe: CH4 + 2 H2O CO2 + 4 H2
Najważniejszą reakcją w przemyśle jest reakcja wodoru z azotem w której
powstaje amoniak:
N2 + 3 H2 2 NH3
35
Węgiel C
W skorupie ziemskiej występuje jako węgiel nieorganiczny: CaCO3 i MgCO3.
Występuje w złożach wegla kamiennego, brunatnego, w ropie naftowej i
gazie ziemnym. Węgiel pierwiastkowy występuje w odmianach alotropowych
jako: diament, grafit i fulereny. W diamencie hybrydyzacja sp3, bardzo
silne wiązanie �, w graficie � i Ą.
Są to tzw. kryształy kowalencyjne.
W powietrzu węgiel występuje jako CO2 ok. 0.035%. CO2 bierze udział w
procesie fotosyntezy:
h�
n CO2 + n H2O n (CH2O) + n O2
oddychanie tlenowe
n (CH2O) + n O2 n H2O + n CO2
36
37
CO2 łatwo skrapla się pod niezbyt wysokimi ciśnieniami (suchy lód). Powstaje
także w procesach fermentacyjnych.
Rozpuszczony w H2O ulega odwracalnej reakcji:
CO2 + H2O H2CO3
Jest to słaby kwas, który dysocjuje dwustopniowo.
H2CO3 H+ + HCO3-
HCO3- H+ + CO32-
Erozja skał wapiennych CaCO3 + H2O + CO2 Ca(HCO3)2
Węgiel jest podstawowym pierwiastkiem związków organicznych. Tlenek
węgla CO jest toksyczny i powstaje podczas spalania węgla w
niedostatecznej ilości powietrza.
38
Produkcja sody metodą Solvaya
1. rozkład termiczny wapienia:
CaCO3 �� CaO + CO2
2. reakcja karbonizacji solanki:
NaCl + CO2 + NH3 + H2O �� NaHCO3 + NH4Cl
3. kalcynacja:
2 NaHCO3 �� Na2CO3 + CO2 + H2O
4. regeneracja amoniaku:
2 NH4Cl + Ca(OH)2 �� 2 NH3 + 2 H2O + CaCl2
sumaryczna reakcja: CaCO3 + 2 NaCl �� Na2CO3 + CaCl2
Kaustyfikacja sody  otrzymywanie wodorotlenku sodowego
Na2CO3 + Ca(OH)2 �� 2 NaOH + CaCO3
Krzem Si
Stanowi 28% skorupy ziemskiej. Jedną z jego form wystepowania to SiO2
krzemionka spotykana w różnych odmianach: piasek, formy krystaliczne
kwarc. Występuje w krzemianach i glinokrzemianach. Krzem wolny nie
występuje. Krzem jest półprzewodnikiem stosowanym w elektronice. Krzem
można otrzymywać przez redukcje krzemionki magnezem.
SiO2 + 2 Mg Si + 2 MgO
SiO2 nie reaguje z wodą. A
atwo reaguje z mocnymi zasadami np. sodową
tworząc krzemian sodowy, który łatwo rozpuszcza się w wodzie (szkło
wodne). Powstają także inne kwasy krzemowe:
SiO2 + 4 NaOH Na4SiO4 + 2 H2O
Na6Si2O7
Polimeryzacja kwasów krzemowych
Na4Si2O8
40
Minerały: Mg3Si4O10(OH)2 talk, Ca2Mg5Si8O22(OH)2 składnik azbestu
Jeżeli jeden lub więcej atomów Si zamienimy na Al to otrzymamy
glinokrzemiany
mika KAl3Si3O10(OH)2 składnik gliny Al2Si2O5(OH)5
szkło  mieszanina CaCO3, Na2CO3 i SiO2
cement  mieszanina glinokrzemianów.
41
Azot
Stanowi 78% obj. atmosfery. Minerał w skorupie NaNO3 saletra chilijska.
Dla celów przemysłowych otrzymuje się przez skraplanie i destylacje
powietrza (N2 t.w. 77 K) , (O2 t.w. 90 K). W laboratorium przez termiczny
rozkład azotanu amonowego.
Główne związki:
H2O
NH3 NH3�H2O woda amoniakalna
NH3 + H2O NH4+ + OH-
W reakcji z kwasami powstają sole amonowe
2 NH3 + H2SO4 (NH4)2SO4
Wodne roztwory tych soli ulegają hydrolizie mają odczyn kwaśny
NH4+ + H2O NH3 + H3O+
Amoniak jest produktem do otrzymywania kwasu azotowego
42
4 NH3 + 5O2 4 NO + 6 H2O Otrzymywanie kwasu
azotowego
2 NO + O2 2 NO2
4 NO2 + O2 + 2 H2O 4HNO3
Kwas azotowy (V) jest używany do produkcji materiałów wybuchowych,
produkcji nawozów (saletry KNO3, NH4NO3).
Przykład działania samochodowej poduszki powietrznej
2 NaN3 2 Na + 3 N2
10 Na + 2 KNO3 K2O + 5 Na2O + N2
K2O + SiO2 K2SiO3
Na2O + SiO2 Na2SiO3
43
Fosfor
W skorupie ziemskiej ok. 1%. rzadko występuje w minerałach nadających
się do eksploatacji np
fluroapatyt Ca3(PO4)2 � CaF2
składnik kości Ca3(PO4)2
Fosfor jest reaktywny nie może występować w stanie wolnym
Otrzymywanie Ca3(PO4)2 + SiO2 + 5C 3CaSiO3 + 5CO + 2P
Odmiany alotropowe : fosfor biały  zapala się spontanicznie, ogrzewany
bez dostępu powietrza przechodzi w fosfor czerwony, który jest mniej
reaktywny i zapala się w temp. 300oC. Stosowany do produkcji zapałek
Utlenienie fosforu prowadzi do P2O5 a w rzeczywistości do P4O10. Jest to
bezwodnik różnych kwasów:
P2O5 + H2O 2 HPO3 metafosforowy (fosfonowy)
P2O5 + 2 H2O 2 H4P2O7 dwufosforowy pirofosforowy
44
P2O5 + 3 H2O 2 H3PO4 ortofosforowy
kwas otrzymuje się przemysłowo z foforytu występującego w przyrodzie:
Ca3(PO4)2 Ż� + 3 H2SO4 3 CaSO4Ż� + 2 H3PO4
Ca3(PO4)2 Ż� + 2 H2SO4 3 CaSO4Ż� + 2 Ca(H2PO4)2
produkcja superfosfatu
H3PO4 "! H+ + H2PO4- Jest to trójprotonowy
kwas średniej mocy
H2PO4- "! H+ + HPO42-
HPO4- "! H+ + PO43-
kwas ten zobojętnia się też trójstopniowo dlatego może tworzyć kwaśne
sole:
H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O
NaH2PO4 + NaOHNa2HPO4 + H2O
Na2HPO4 + NaOHNa3PO4 + H2O
NaH2PO4 Na2HPO4 Na3PO4
dwuwodorofosforan
45
wodorofosforan fosforan
sodowy
sodowy sodowy
Tlen
Jest rozpowszechnionym składnikiem zewnętrznych warstw naszej planety.
Skorupa zawiera do 50% tlenu, głównie w krzemianach i glinokrzemianach,
jest składnikiem wody, 21% obj. tlenu jest w powietrzu.
Przemysłowo tlen otrzymuje się przez destylacje skroplonego powietrza.
mniejsze znaczenie ma elektroliza wody. Duże ilości tlenu zużywa przemysł
hutniczy. Tlen występuje także jako ozon O3, który powstaje podczas
wyładowań atmosferycznych.
W laboratoryjnie tlen otrzymuje się przez rozkład tlenu rtęci(II) lub
chloranu(V) potasu.
2 HgO 2 Hg + O2
2 KClO3 2 KCl + 3 O2
Tlen powstaje w procesie fotosyntezy. Tworzy związki z wszystkimi
pierwiastkami oprócz helu i neonu. Jest bardzo reaktywny, ale najczęściej
w podwyższonej temperaturze. 46
Reakcja z wodorem to reakcja o mechanizmie rodnikowym. Rodnik to
atom lub grupa atomów posiadająca pojedyncze elektrony). Rodnikowe
reakcje zachodzące w organizmie ludzkim są przyczyną starzenia się.
H2 2 H�
H� + O2 HO� + O
HO� + H2 H2O + H�
Ozon jest odmianą alotropową tlenu, na wysokości 25 km tworzy cienką
warstwę, która pochłania szkodliwe promieniowanie UV
3 O2 2 O3
Nadtlenek wodoru otrzymywania:
BaO2 + H2SO4 BaSO4Ż� + H2O2
Nadtlenek wodoru ma własności utleniające wobec silnych reduktorów i
redukujące wobec silnych utleniaczy.
4 H2O2 + PbSŻ� PbSO4 + 4 H2O
2 KMnO4 + 5 H2O2 + 6 HCl 2 MnCl2 + 2 KCl + 5 O2 + 8 H2O
47
Siarka
0.03% w skorupie ziemskiej. Może występować w stanie wolnym w kilku
odmianach alotropowych z których najbardziej stabilna jest S8
W stanie związanym siarka występuje w siarczkach ZnS, PbS, FeS2 i w
CaSO4. Obecnie zapotrzebowanie na siarkę jest pokrywane przez przemysł
petrochemiczny, gdzie jest produktem odsiarczania paliw i gazu metodą
Clausa:
2 H2S + O2 2 S + 2 H2O
S + O2 SO2 2 SO2 + O2 SO3
Tlenki siarki
lub 2 ZnSŻ� + 3 O2 2 ZnO + 2 SO2
48
w laboratorium Na2SO3 + 2 HCl 2 NaCl + SO2 + H2O
kwas siarkowy (IV) SO2 + H2O = H2SO3 kwas nietrwały
trwałe sole NaHSO3 i Na2SO3
Na2SO3 + S Na2S2O3 tiosiarczan sodowy (ditionian sodowy)
substancja do utrwalania materiałów fotograficznych
Na O
S
S
Na O O
kwas siarkowy(VI)
S SO2 SO3 H2SO4
Obecnie do produkcji H2SO4 głównie używa się siarki, otrzymanej z
procesów odsiarczania ropy naftowej (ok. 1.5%S) i gazu ziemnego wg
metody Clausa
Metoda polega na katalitycznym utlenieniu siarkowodoru do siarki.
H2S + � O2 S + H2O
49
Fluorowce
Cl ok. 0.1% F, Br, I w ułamkach procent
Fluor stopień utlenienia (-1). Występuje we fluorkach CaF2.
F2 jest silnym utleniaczem, otrzymuje się go elektrochemicznie
przez elektrolizę stopionych soli.
Fluorowce w reakcji z wodorem tworzą :
H2 + F2 2 HF Są to gazy, które rozpuszczają
się w wodzie tworzą mocne kwasy
H2 + Cl2 2 HCl
dawniej
NaCl + H2SO4 NaHSO4 + HCl
otrzymywano
NaCl + NaHSO4 Na2SO4 + HCl
fluorowodór
fluorowodór wytrawia
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4Ż�
otrzymywano
szkło, reaguje z
SiO2 + 4 HF SiF4��+ 2 H2O
krzemionką
50
Tlenowe związki chloru:
HClO, HClO2, HClO3 i HClO4 z wyjątkiem ostatniego wszystkie kwasy są
nietrwałe. Natomiast trwałe są sole tych kwasów.
Cl2 + H2O "! HCl + HClO
Chloran(I) sodowy to środek wybielający i odkażający
Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaClO + H2O
Środek okażający to wapno chlorowane nazywane podchlorynem
wapnia. Wapno chlorowane to mieszanina podchlorynu wapnia oraz
chlorku i wodorotlenku wapnia.
Przez ogrzewanie chloranu(I) można otrzymać chloran(V):
3 NaClO NaClO3 + 2 NaCl
51
Gazy szlachetne - helowce
Wszystkie są gazami jednoatomowymi w temperaturze pokojowej i są
niemetalami. Zwykle są gazami obojętnymi, z uwagi na małą reaktywność.
Pierwsze związki gazów szlachetnych otrzymano dopiero 1 962 roku.
Kr, Xe i Rn reagują bezpośrednio z fluorem tworząc: XeF2, XeF4, XeF6.
Inne związki powstają z tych trzech fluorków.
XeOF4, XeO2F2 i XeO3 można otrzymać w reakcji XeF6 z H2O.
Krypton tworzy jeden stabilny związek KrF2.
52
Klasyfikacja reakcji chemicznych
Reakcje chemiczne można klasyfikować według różnych kryteriów. Mogą
one opisywać szereg różnych procesów. Niektóre klasyfikacje mają
charakter bardzo ogólny, inne znane są wąskiemu gronu specjalistów.
Mogą to być reakcje pierwiastków, które tworzą związki. Reakcje
związków chemicznych w których powstają pierwiastki. Mogą to być
reakcje pomiędzy związkami i pierwiastkami, pomiędzy jonami. Mogą to
być reakcje w których następuje przeniesienie elektronu.
Reakcja syntezy (połączenia)
A + B AB dwa substraty reagują tworząc nowy produkt
C + O2 CO2 2 NO2 "! N2O4 szczególny rodzaj syntezy
N2 + 3 H2 2 NH3 n CH2=CH-Cl (-CH2-CH-)n polimeryzacja
CaO + H2O Ca(OH)2
Cl
4 P + 5 O2 P4O10
53
spalanie
Reakcja analizy (rozkladu, rozpadu)
AB A + B
2 KClO3 2 KCl + 3 O2
CaCO3 CaO + CO2
Dysocjacja termiczna (piroliza)
h�
2 AgCl 2 Ag + Cl2
Fotoliza- rozkład pod wpływem światła
Reakcja wymiany
pojedynczej
AX + Y AY + X
reakcje wypierania,
Fe + 2 HCl FeCl2 + H2��
podstawienia, substytucji
Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu
2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2��
54
Ba2+ + SO42- BaSO4Ż�
podwójnej wymiany
reakcja wytrącania
AX + BY AY + BX
reakcja zobojętniania
BaCl2 + K2SO4 BaSO4Ż� + 2 KCl
H+ + OH- H2O
Ca(OH)2 + 2 HCl CaCl2 + H2O
2 KI + Pb(NO3)2 2 KNO3 + PbI2Ż�
Pb2+ + 2 I- PbI2Ż�
Wśród reakcji syntezy, analizy i wymiany można wymienić szereg typów
reakcji, które bliżej charakteryzują reakcje chemiczne jak
przyłączanie (addycji ) ( np.. do podwójnego wiązania)
H2C=CH2 + HBr H3C-CH2Br
eliminacji ( odwrotna do przyłączania)
CH3
CH3
CH-CH2-Cl + OH- CH2=C + H2O + Cl-
55
CH3
CH3
utleniania i redukcji (reakcje w których następuje zmiana stopnia
utlenienia pierwiastków)
reduktor utleniacz
5 Fe2+ + MnO4- + 8 H+ 5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O
10 FeSO4 + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 5 Fe2(SO4)3 + 2 MnSO4 + K2SO4
+ 8 H2O
Reakcja utlenienia to reakcja oddawania elektronów,
reakcja redukcji przyłączania elektronów.
reduktor - substancja, która redukuje inną a sama się utlenia
utleniacz  substancja, która utlenia inną a sama się redukuje
56
solwoliza (reakcja z
rozpuszczalnikiem)
gdy woda reakcja hydrolizy
CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
przemiana jądrowa
238 234
U Th +ą
235 141
U + n Ba + 92Kr + 3n
60 60
Co Ni + �-
inne reakcje
" przegrupowania lub izomeryzacji
" chelatacji
" cyklizacji i kondensacji
" insercji
57
Czynniki kierujące reakcją chemiczną w roztworze
Reakcje chemiczne zachodzi w roztworze jeżeli w układzie występują
pewne siły kierujące tą reakcją. Nie wystarczy połączyć w roztwory np.
BaCl2 i KNO3, aby zaszła reakcja. Bo w wyniku takiego połączenia nie
powstanie Ba(NO3)2 i KCl, w roztworze będą występować tylko jony tych
soli.
Taką siła kierującą reakcją chemiczną może być tworzenie się gazu, osadu,
powstanie nielektrolitu, zmiana stopnia utlenienia.
1. wytrącanie osadu
2. powstanie nielektrolitu np. H2O
3. powstawanie słabego elektrolit zdysocjowanego w małym stopniu np.
kwasu octowego
4. zmiana stopnia utlenienia i redukcji pierwiastków
5. tworzy się lub rozpada wiązanie kowalencyjne.
6. powstaje w reakcji gaz
O
3 C2H5OH + Cr2O72- + H+ �� 3 CH3- C-H + Cr2O3Ż� + 4 H2O
wiązanie kowalencyjne
CO32- + 2 H+ = CO2�� + H2O
wydzielanie gazu
SO32- + 2 H+ = SO2�� + H2O
MnSŻ� + 2 H+ = Mn2+ + H2S��
Reakcje można podzielić pod względem wymiany energii z otoczeniem na:
egzotermiczne (ciepło wydzielane w reakcji) "H < 0 (ujemne)
C + O2 CO2 + 394 kJ/mol "H=-394 kJ/mol
endotermiczne (ciepło jest pobierane z otoczenia ) "H > 0 (dodatnie)
Ag2O 2 Ag + � O2 "H =30 kJ/mol
C + CO2 "! 2 CO "H =172.4 kJ/mol
N2 + O2 2 NO2
Pod względem udziału faz w reakcji, dzielimy reakcje na:
homogeniczne (substraty i produkty reakcji znajdują się w tej samej
fazie)
heterogeniczne (reakcje przebiegają na granicy faz)
C(s) + O2(g) CO2
Ag+ + Cl- �� AgCl�!(s)
60
N2(g) + 3 H2(g) �� 2 NH3(g) reakcja na powierzchni stałego katalizatora
Reakcje z przeniesieniem i bez przeniesienia elektronów
" reakcje utlenienia  redukcji, w których następuje wymiana elektronów
między reagującymi substratami, czyli zmiana stopnia utlenienia
Stopień utlenienia pierwiastka jest to liczba elektronów, jaką by on przyjął
(lub oddał) podczas tworzenia wiązania, gdyby utworzone wiązanie miało
charakter czysto jonowy. Stopień utlenienia zwany niekiedy liczbą
utlenienia jest pojęciem, wielkością umowną używaną dla wygody w pewnych
rozważaniach np. podczas układania równań utlenienia  redukcji.
Wg tych zasad:
" w wolnych pierwiastkach każdy atom ma liczbę utlenienia równą zero.
" w prostych jonach (składających się z jednego atomu) liczba utlenienia
jest równa ładunkowi jonu.
" stopień utlenienia tlenu wynosi (-2) (w H2O2 -1, w OF2 +2) w związkach
" stopień utlenienia wodoru wynosi ( +1) ( w wodorkach -1) w związkach
" wszystkie stopnie utlenienia muszą być zgodne z zasadą zachowania
ładunku
61
Zależnie od charakteru jednostek biorących udział w reakcji wyróżniamy
reakcje jonowe, cząsteczkowe i rodnikowe
Jonowe : np. zobojętnienia, wytrącania osadów (są to reakcje b.szybkie)
Ag+ + NO3- + Na+ + Cl- �� AgClŻ� + Na+ + NO3-
Ag+ + Cl- �� AgClŻ�
Reakcje cząsteczkowe wystepują najczęściej w fazie gazowej, rzadziej w
roztworach rozpuszczalników niepolarnych. Są to reakcje powolne
2 SO2 + O2 �� 2 SO3
Reakcje rodnikowe:
tworzenie rodników
Cl2 + h� �� 2 Cl�
H2 + hv�� 2 H�
reakcja rodnikowa
Cl2 + H� �� HCl + Cl�
H2 + Cl� �� HCl + H�
62
rekombinacja
Cl� + H� �� HCl
Reakcje odwracalne i nieodwracalne
Teoretycznie wszystkie reakcje można uważać, za odwracalne tzn. że jeżeli
zapewni się określone warunki, to z produktów ponownie powstają
substraty:
(1)
A + B C + D
(2)
Często warunki konieczne do przebiegu reakcji są zupełnie różne niż dla
reakcji odwrotnej, co oznacza, że w warunkach przebiegu tej reakcji nie
może praktycznie przebiegać reakcja odwrotna. O takich reakcjach
mówimy, że są praktycznie ( nie teoretycznie ) nieodwracalne
Jeżeli zmieszamy stechiometrycznie ilości substratów A i B, to możemy
otrzymać:
" wyłącznie produkty C i D, jeżeli rekcja przebiega do końca
" niezmienione produkty A i B, jeżeli reakcja nie zachodzi
" mieszaninę A, B, C i D jeżeli reakcja jest odwracalna i osiąga stan
równowagi
63
Reakcje nazywamy odwracalną lub równowagową, jeżeli w jej wyniku ustala
się stan równowagi, w którym współistnieją produkty i substraty.
H2 + I2 2 HI
N2 + 3 H2 2 NH3
H2 + CO2 H2O + CO
Reakcje nieodwracalne:
Reakcje są nieodwracalne
4 Al(s) + 3 O2(g) 2 Al2O3(s) gdy jeden z produktów
jest w innej fazie, gdy
przebiegają jonowo,
Si(s) + O2(g) SiO2(s)
wytrąca się osad
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
H+ + OH- H2O
Fe3+ + 3 OH- Fe(OH)3
64
RÓWNOWAGA CHEMICZNA
Równowagę reakcji chemicznej rozpatrzymy na przykładzie syntezy
amoniaku. Jest to jeden z ważniejszych produktów chemicznych. Jest on
półproduktem do wyrobu związków azotowych: kwasu azotowego, środków
wybuchowych, nawozów sztucznych NH4NO3, (NH4)2SO4, (NH4)2HPO4.
Syntezę amoniaku opracował w 1913 roku Fritz Haber, niemiecki chemik.
Reakcje prowadzi się w reaktorach ciśnieniowych pod ciśnieniem rzędu
kilkuset atmosfer i w temperaturze kilkuset stopni w obecności
katalizatora wg reakcji:
N2 + 3 H2 2 NH3
W tych warunkach gazy reagują tworząc amoniak, ale reakcja nie prowadzi
do całkowitego zużycia wodoru i azotu. W pewnym momencie reakcja osiąga
równowagę. Stężenie wszystkich składników w mieszaninie przestaje się
zmieniać. Dalsze prowadzenie reakcji nie powoduje postępu reakcji.
Osiągnięty zostaje stan równowagi chemicznej. Relatywne ilości N2, H2 i
NH3 w stanie równowagi nie zależy od ilości katalizatora. Ustalono, że
stężenia reagentów są powiązane zależnością:
65
Synteza NH3
p
H2
NH3
N2
czas
Rozpad NH3
p
H2
NH3
N2
66
czas
[ ] stężenie reagentów
[ NH3]2
Stała równowagi
w stanie równowagi
K =
reakcji
mol/l
[ H2 ]3 [ N2 ]
W ogólnym przypadku dla reakcji:
Prawo działania mas
aA + bB cC + dD
Guldberga i Waage go
[ C]c [ D]d
K = = const gdy T=const
[ A]a [ B ]b
Cato Maximilian Guldberg
Wartość stałej równowagi
zależy jedynie od Peter Waage
norwescy chemicy 1864 r
temperatury
67
Prawo działania mas można potwierdzić doświadczalnie. Można je
wyprowadzić na podstawie kinetyki chemicznej i warunku, że w stanie
równowagi szybkość reakcji przebiegającej w przeciwnych kierunkach są
równe:
v = k [A] [B]
A + B C + D
v = k [C] [D]
v = v
[C] [D]
k
K = =
k [A] [B] = k [C] [D]
k [A] [B]
W stanie równowagi reakcje przebiegają nadal, szybkości reakcji w obu
kierunkach są jednakowe, równowaga chemiczna jest równowagą
dynamiczną.
Stała równowagi reakcji przebiegającej z udziałem fazy gazowej może być
wyrażona za pomocą stałej równowagi stężeniowej Kc lub ciśnieniowej Kp,
gdzie udział poszczególnych reagentów wyraża się za pomocą ciśnień
68
cząstkowych.
Stan równowagi istnieje wtedy, kiedy wszystkie parametry opisujące układ
są stałe. Stała równowagi każdej reakcji chemicznej jest bezwymiarową
wielkością stałą zależną jedynie od temperatury.
Inne parametry układu nie mają wpływu na wartość stałej równowagi
Stan równowagi chemicznej w reagującym układzie określają
takie parametry jak :
stężenia reagentów, ciśnienie, temperatura.
Wpływ stężenia reagentów, ciśnienia i temperatury na stan równowagi
możemy określić stosując regułę przekory Le Chateliera - Brauna
Reguła La Chateliera - Brauna
Jeżeli na układ w stanie równowagi dynamicznej działa
jakiś czynnik zewnętrzny, to układ powoduje taką zmianę
stanu równowagi, która minimalizuje działanie tego
69
czynnika
Wpływ ciśnienia na stan równowagi
Ciśnienie panujące w układzie, w którym przebiega reakcja chemiczna ma
istotny wpływ na jej stan równowagi tylko wtedy, gdy reakcji przebiega z
udziałem fazy gazowej, w której całkowita liczba gazowych cząsteczek
wszystkich reagentów ulega zmianie podczas reakcji
"n = np. - ns
Wpływ temperatury
"n = 0 H2 + CO2 H2O + CO endotermiczna
ciśnienie nie wpływa T T
"n > 0 2 H2O 2 H2 + O2 egzotermiczna
p p
T T
egzotermiczna
"n < 0 N2 + 3 H2 2 NH3
T T
p p
70
Wpływ temperatury na stan równowagi
Dla reakcji egzotermicznej "H < 0 (ciepło wydziela się)
wzrost T przesuwa równowagę reakcji w kierunku substratów �� T Ź�
spadek T przesuwa równowagę reakcji w kierunku produktów Ż� T��
Dla reakcji endotermicznej "H < 0 (ciepło jest pobierane)
wzrost T przesuwa równowagę reakcji w kierunku produktów �� T ��
spadek T przesuwa równowagę reakcji w kierunku substratów Ż� TŹ�
71
Wpływ temperatury i ciśnienia na zawartość % NH3 w
mieszaninie reakcyjnej dla H2/N2= 3:1
Ciśnienie (atm)
Temp.(oC)
200 300 400 500
400 38.7 47.8 54.9 60.6
450 27.4 35.9 42.9 48.8
500 18.9 26.0 32.2 37.8
600 8.8 12.9 16.9 20.8
72
Wpływ nadmiaru jednego substratu
wprowadzenie H2
początkowa
przywrócenie
równowaga
równowagi
NH3
N2
73
Wpływ temperatury na stałą równowagi
Zmiana temperatury reakcji powoduje nie tylko zmianę szybkości reakcji,
ale także zmienia wartość stałej równowagi
-"Go
"Go = -RT ln K
ln K = "Go = "Ho - T"So
RT
"Go-entalpia swobodna
K2 1 1
potencjał termodynamiczny
"Ho
ln = -
energia Gibbsa
K1 R T1 T2
"Ho- entalpia reakcji
równanie van t Hoffa
"So- entropia reakcji
"H > 0 (endotermiczne)
ln K
-"Ho + "So
ln K =
RT R
-"Ho + "So
ln K1 =
RT1 R równanie van t Hoffa
-"Ho + "So
ln K2 =
"H < 0 (egzotermiczne)
1
RT2 R
74
T