Bartosz Majewski
NOTATKI MATURALNE
PERSILA
CHEMIA
1
Notatki maturalne persila. Chemia.
Bartosz Majewski
Wydanie I
opracowanie graficzne | Bartosz Majewski
ISBN 978-83-272-4488-8
Copyright by Bartosz Majewski
Wszelkie prawa zastrzeżone. Rozpowszechnianie i kopiowanie całości lub części niniejszej publikacji
jest zabronione bez pisemnej zgody autora. Zabrania się jej publicznego udostępniania w Internecie
oraz odsprzedaży.
2
Notatki maturalne persila. Chemia.
Bartosz Majewski
3
SPIS TREŚCI
CHEMIA ...................................................................................................................................... 5
Układ okresowy a właściwości pierwiastków ........................................................................... 6
Metale lekkie .............................................................................................................................. 9
Metale ciężkie .......................................................................................................................... 13
Tlenki ....................................................................................................................................... 14
Wodorki ................................................................................................................................... 16
Wodorotlenki ........................................................................................................................... 17
Kwasy....................................................................................................................................... 19
Sole........................................................................................................................................... 22
Wiązania chemiczne ................................................................................................................ 25
Teorie kwasów i zasad ............................................................................................................. 27
Reakcje w roztworach wodnych .............................................................................................. 28
Przemiany jądrowe................................................................................................................... 31
Przemiany fizyczne i chemiczne.............................................................................................. 34
Reakcje ..................................................................................................................................... 36
Rozróżnianie różnych związków ............................................................................................. 41
Elektrochemia .......................................................................................................................... 43
Chemia kwantowa .................................................................................................................... 51
Układy chemiczne .................................................................................................................... 57
Wzory ....................................................................................................................................... 61
PIERWIASTKI I ZWIZKI CHEMICZNE ......................................................................... 66
Wodór....................................................................................................................................... 67
Sód ........................................................................................................................................... 68
Potas ......................................................................................................................................... 69
Glin........................................................................................................................................... 70
Węgiel ...................................................................................................................................... 72
Krzem ....................................................................................................................................... 74
Azot .......................................................................................................................................... 75
Tlen .......................................................................................................................................... 78
Siarka ....................................................................................................................................... 80
Chlor......................................................................................................................................... 82
Fluor ......................................................................................................................................... 84
Brom......................................................................................................................................... 85
Jod ............................................................................................................................................ 86
Wykrywanie anionów chlorkowych, bromkowych, jodkowych ............................................. 87
Chrom....................................................................................................................................... 88
Mangan..................................................................................................................................... 90
Żelazo ....................................................................................................................................... 92
Miedz ....................................................................................................................................... 94
Cynk ......................................................................................................................................... 95
4
CHEMIA
5
UKAAD OKRESOWY A WAAŚCIWOŚCI
PIERWIASTKÓW
1. Energia jonizacji to energia potrzebna do oderwania jednego lub kilku elektronów od
atomu (przejścia w kation).
np. energia jonizacji fransu jest mniejsza od energii jonizacji fluoru mniej energii
potrzeba do oderwania elektronów, a więc frans łatwiej przechodzi w kation.
2. Energia powinowactwa elektronowego to energia wydzielana przy przyłączaniu
elektronu do atomu (przechodzeniu w anion).
np. energia powinowactwa elektronowego fluoru jest większa od energii powinowactwa
elektronowego fransu więcej energii wydziela się podczas przyłączania elektronów, a
więc fluor łatwiej przechodzi w anion.
3. Elektroujemność to zdolność atomów danego pierwiastka do przyciągania elektronów
podczas tworzenia związku chemicznego.
np. CaO: elektroujemność O = 3.5, elektroujemność Ca = 1.0 3.5 > 1.0, więc Ca2+O2-
4. Promień atomowy jest odwrotnie proporcjonalny do energii jonizacji, energii
powinowactwa elektronowego i elektroujemności. Im więcej jest w jądrze atomowym
nukleonów, tym mocniej są przyciągane elektrony i promień atomowy jest mniejszy
(zależność w okresie). Im więcej jest powłok elektronowych w atomie, tym promień
atomowy jest większy (zależność w grupie).
Kation ma mniejszy promień atomowy od atomu wyjściowego, ponieważ wzrósł
stosunek ładunku jądra do liczby elektronów elektrony są silniej przyciągane.
Anion ma większy promień atomowy od atomu wyjściowego, ponieważ zmniejszył się
stosunek ładunku jądra do liczby elektronów elektrony są słabiej przyciągane.
6
Zadanie 1
Który z atomów ma większy promień atomowy: sód czy potas?
Na = 3 powłoki elektronowe
K = 4 powłoki elektronowe
promień atomowy K > promień atomowy Na (elektrony walencyjne potasu są aż na 4
powłoce)
Zadanie 2
Który z atomów ma większy promień atomowy: tlen czy fluor?
O = 8 protonów
F = 9 protonów
promień atomowy O > promień atomowy F (elektrony tlenu są słabej przyciągane)
5. Metaliczność
6. Niemetaliczność
7. Zasadowość
8. Kwasowość
9. Reaktywność metali (im większy promień atomowy, tym większa reaktywność metali
słabiej przyciągane są elektrony, więc łatwiej je oderwać)
10. Reaktywność niemetali (im mniejszy promień atomowy, tym większa reaktywność
niemetali mocniej przyciągane są elektrony, więc łatwiej przyciągnąć kolejne)
7
8
METALE LEKKIE
1. Właściwości metali lekkich:
a) litowce
srebrne
mają połysk (przy kontakcie z powietrzem matowieje)
miękkie (wynika to z dużych promieni atomowych i wykorzystania tylko jednego
elektronu walencyjnego)
niskie temperatury topnienia i wrzenia (wynika to z dużych promieni atomowych i
wykorzystania tylko jednego elektronu walencyjnego)
występują w postaci związanej i są przechowywane pod naftą (wynika to z dużej
aktywności)
Najlżejszym metalem lekkim i zarazem najlżejszym spośród wszystkich metali jest lit.
b) berylowce
srebrzystobiałe
mają połysk (przy kontakcie z powietrzem matowieje)
miękkie, choć twardsze od litowców (wynika to z dużych, ale mniejszych od litowców
promieni atomowych i wykorzystania dwóch elektronów walencyjnych)
niskie temperatury topnienia i wrzenia, ale wyższe od litowców (wynika to z dużych, ale
mniejszych od litowców promieni atomowych i wykorzystania dwóch elektronów
walencyjnych)
występują w postaci związanej i są przechowywane pod naftą (wynika to z dużej
aktywności)
2. Porównanie aktywności metali lekkich
a) reakcją aktywniejszy metal wypiera mniej aktywny z jego związku
2K + Na SO K SO + 2Na
2 4 2 4
Ca + 2KOH Ca(OH) + 2K
2
b) doświadczeniem reakcja z wodą (im gwałtowniejsza, tym metal aktywniejszy)
c) obliczeniami
w przypadku metali lekkich leżących w tej samej grupie aktywniejszy jest ten, który
posiada więcej powłok elektronowych, gdyż jego elektrony walencyjne są słabiej
przyciągane przez jądro atomowe np.:
K (4 okres, stąd 4 powłoki) i Na (3 okres, stąd 3 powłoki) K > Na
w przypadku metali lekkich leżących w różnych grupach aktywniejszy jest ten, który
posiada mniej elektronów walencyjnych, gdyż łatwiej je wtedy oderwać np.:
Li (1 grupa, stąd 1 elektron) i Ca (2 grupa, stąd 2 elektrony) Li > Ca
3. Barwa płomienia (metale i ich sole)
lit karminowy
sód żółtopomarańczowy
potas fioletowy
rubid czerwono-fioletowy
cez niebieski
wapń ceglastoczerwony
stront czerwony
9
bar żółtozielony
rad karminowy
4. Otrzymywanie
elektroliza substancji stopionych
5. Reakcje
a) litowce
z tlenem tworząc tlenki (lit), nadtlenki (sód) i ponadtlenki (potas, rubid, cez):
4Li + O 2Li O
2 2
2Na + O Na O (sód tworzy też Na O: 2Na + Na O 2Na O)
2 2 2 2 2 2 2
K + O KO
2 2
z wodą tworząc zasady (gwałtownie):
2Li + 2H O 2LiOH + H
2 2
z kwasami tworząc sole:
2K + 2HCl 2KCl + H
2
z niemetalami tworząc wodorki i sole (fluorowce, siarka, węgiel, lit także z azotem):
2Na + H 2NaH
2
2Na + Cl 2NaCl
2
2Na + S 2Na S
2
4Na + C Na C
4
6Li + N 2Li N
2 3
b) związki litowców
tlenki, nadtlenki i ponadtlenki reagują z wodą:
Li O + H O 2LiOH
2 2
Na O + H O 2NaOH + H O
2 2 2 2 2
2KO + 2H O 2KOH + H O + O
2 2 2 2 2
wodorki reagują z wodą:
2NaH + H O 2NaOH + H
2 2
tlenki, nadtlenki i ponadtlenki reagują z kwasami:
Li O + H SO Li SO + H O
2 2 4 2 4 2
Na O + H SO Na SO + H O
2 2 2 4 2 4 2 2
2KO + H SO K SO + H O + O
2 2 4 2 4 2 2 2
c) berylowce
z tlenem tworząc tlenki i nadtlenki (bar, gdy tlenu jest w nadmiarze):
2Mg + O 2MgO (białe oświetlające światło, co wykorzystano w lampach błyskowych)
2
2Ba + O 2BaO (przy niedoborze)
2
Ba + O BaO (przy nadmiarze)
2 2
z wodą tworząc zasady (beryl pasywuje, magnez pasywuje w temperaturze pokojowej i
po ogrzaniu reaguje, bo Mg(OH) się rozpuszcza, wapń reaguje wolno, pozostałe
2
gwałtownie):
Ca + 2H O Ca(OH) + H
2 2 2
z kwasami tworząc sole:
Ca + 2HCl CaCl + H
2 2
z wodorotlenkami tworząc kompleksy (beryl):
Be + 2NaOH + 2H O Na [Be(OH) ] + H
2 2 4 2
z niemetalami tworząc wodorki i sole (fluorowce, siarka, węgiel, azot, fosfor):
10
Ca + H CaH
2 2
Ca + Cl CaCl
2 2
Ca + S CaS
2Ca + C Ca C
2
3Ca + N Ca N
2 3 2
3Ca + 2P Ca P
3 2
d) związki berylowców
tlenki reagują z wodą (tlenek berylu nie reaguje):
CaO + H O Ca(OH)
2 2
sole i wodorki reagują z wodą (wodorek berylu nie reaguje):
CaC + H O Ca(OH) + C H
2 2 2 2 2
CaH + H O Ca(OH) + 2H
2 2 2 2
tlenki reagują z kwasami:
CaO + 2HCl CaCl + H O
2 2
tlenki reagują z wodorotlenkami (tlenek berylu):
BeO + 2NaOH + H O Na [Be(OH) ]
2 2 4
6. Twardość wody polega na obecności soli wapnia i magnezu.
Podział twardości wody:
a) przemijająca (obecność wodorowęglanów wapnia i magnezu)
b) nieprzemijająca (obecność siarczanów(VI), chlorków wapnia i magnezu)
7. Usuwanie twardości wody
a) metoda fizyczna (tylko usuwanie twardości przemijającej wody; polega na ogrzewaniu)
Ca(HCO ) CaCO + CO + H O (T)
3 2 3 2 2
Mg(HCO ) Mg(OH) + 2CO (T)
3 2 2 2
Powstaje kamień kotłowy: CaCO i Mg(OH) .
3 2
b) metoda chemiczna (usuwanie twardości przemijającej i nieprzemijającej wody; polega
na reakcji węglanu sodu, fosforanu(V) sodu, wodorotlenku wapnia z nierozpuszczalnymi
solami)
CaCl + Na CO CaCO + 2NaCl
2 2 3 3
CaSO + Na CO CaCO + Na SO
4 2 3 3 2 4
3CaSO + 2Na PO Ca (PO ) + 3Na SO
4 3 4 3 4 2 2 4
Ca(HCO ) + Ca(OH) 2CaCO + 2H O
3 2 2 3 2
Mg(HCO ) + Ca(OH) 2CaCO + Mg(OH) + 2H O
3 2 3 2 2
8. Wapno palone, wapno gaszone, zaprawa murarska, mętnienie wody wapiennej,
wykrywanie węglanu wapnia, karbid
a) powstawanie wapna palonego (prażenie węglanu wapnia)
CaCO 2CaO + CO (T = 1000C)
3 2
b) powstawanie wapna gaszonego
CaO + H O Ca(OH)
2 2
c) powstawanie zaprawy murarskiej
Ca(OH) + SiO CaSiO + H O
2 2 3 2
d) mętnienie wody wapiennej
Ca(OH) + CO CaCO + H O
2 2 3 2
e) wykrywanie węglanu wapnia:
CaCO + HCl CaCl + H O + CO
3 2 2 2
11
f) twardnienie cementu
CaSiO + 4H O CaSiO " 4H O
3 2 3 2
9. Gips
a) powstawanie gipsu palonego (prażenie gipsu krystalicznego)
2(CaSO " 2H O) (CaSO ) " H O + 3H O (T = 100C)
4 2 4 2 2 2
b) powstawanie zaprawy gipsowej (twardnienie gipsu): gips palony gips krystaliczny
(CaSO ) " H O + 3H O 2(CaSO " 2H O)
4 2 2 2 4 2
c) powstanie anhydrytu (dalsze prażenie gipsu palonego)
(CaSO ) " H O 2CaSO + H O (T)
4 2 2 4 2
10. Zjawiska krasowe (wietrzenie skał)
CaCO + H O + CO Ca(HCO )
3 2 2 3 2
Ca(HCO ) CaCO + H O + CO
3 2 3 2 2
12
METALE CIŻKIE
1. Podział metali ciężkich:
a) nieszlachetne, stoją przed wodorem w szeregu napięciowym metali, reaktywne
b) półszlachetne, stoją zaraz za wodorem w szeregu napięciowym metali, mało reaktywne
c) szlachetne, stoją na końcu szeregu napięciowego metali, bardzo mało reaktywne
2. Otrzymywanie
tlenek metalu + węgiel metal + tlenek węgla
ZnO + C Zn + CO
tlenek metalu + tlenek węgla metal + dwutlenek węgla
Fe O + 3CO 2Fe + 3CO
2 3 2
3. Reakcje
metal + tlen tlenek metalu
2Zn + O 2ZnO
2
metal + woda tlenek metalu + wodór (wysoka temperatura)
Zn + H O ZnO + H
2 2
metal przed wodorem w szeregu napięciowym + kwas sól + wodór
metal za wodorem w szeregu napięciowym + kwas sól + tlenek + woda (pasywacja,
str. 14)
4. Metale szlachetne roztwarzane są w wodzie królewskiej (mieszanina HCl i HNO w
3
stosunku 3:1)
Au + 4HCl + HNO HAuCl + NO + 2H O
3 4 2
5. Porównanie aktywności metali ciężkich
a) reakcją aktywniejszy metal wypiera mniej aktywny z jego związku
Zn + FeSO ZnSO + Fe
4 4
Al + Fe(OH) Al(OH) + Fe
3 3
b) doświadczeniem
13
TLENKI
1. Podział tlenków
a) o charakterze zasadowym, reagują z kwasami, nie reagują z wodą np. CrO
b) zasadowe, reagują z kwasami i wodą
c) o charakterze kwasowym, reagują z zasadami, nie reagują z wodą np. SiO
2
d) kwasowe, reagują z zasadami i wodą
e) amfoteryczne, reagują z zasadami i kwasami, nie reagują z wodą
f) obojętne, nie reagują z zasadami, kwasami i wodą
W przypadku niektórych pierwiastków boku d obserwuje się zmianę właściwości
kwasowo-zasadowych ich tlenków wraz ze zmianą stopnia utleniania:
niższy stopień utleniania Ł zasadowe np. CrO, MnO
pośredni stopień utleniania Ł amfoteryczne np. Cr O , MnO
2 3 2
wyższy stopień utleniania Ł kwasowe np. CrO , Mn O
3 2 7
2. Otrzymywanie tlenków
pierwiastek + tlen tlenek
S + O SO
2 2
rozkład niektórych wyższych tlenków
N O NO + NO
2 3 2
rozkład niektórych wodorotlenków (T)
Fe(OH) FeO + H O (T)
2 2
rozkład niektórych soli (T)
MgSO MgO + SO (T)
3 2
2NaHCO Na CO + CO + H O (T)
3 2 3 2 2
rozkład niektórych kwasów tlenowych (T lub światło)
H CO CO + H O (T)
2 3 2 2
4HNO O + 4NO + 2H O (światło)
3 2 2 2
rozkład kwasów utleniających metalami o dodatnich potencjałach standardowych
3Cu + 8HNO 3Cu(NO ) + 2NO + 4H O
3(roz) 3 2 2
utlenianie lub redukcja niektórych tlenków
2NO + O 2NO
2 2
Fe O + 3O 2FeO + CO
2 3 2 2
utlenianie innych związków np. soli, wodorków
4NH + 5O 4NO + 6H O
3 2 2
2PbS + 3O 2PbO + 2SO
2 2
2KMnO + 3K SO + H O 2MnO + 3K SO + 2KOH
4 2 4 2 2 2 4
3. Reakcje
rozkład
2N O 4NO + O
2 5 2 2
N O NO + NO
2 3 2
utlenianie z tlenem lub tlenkami
2NO + O 2NO
2 2
CO + FeO CO + Fe
2
redukcja z wodorem, węglem lub metalem
14
2NO + 4H N + 4H O
2 2 2 2
2Fe O + 3C 4Fe + 3CO
2 3 2
Fe O + 2Al Al O + 2Fe
2 3 2 3
FeO + CO Fe + CO
2
tlenek metalu lekkiego + woda wodorotlenek
MgO + H O Mg(OH)
2 2
tlenek kwasowy niemetalu + woda kwas tlenowy
N O + H O 2HNO
2 5 2 3
tlenek zasadowy lub amfoteryczny + kwas sól + woda
Fe O + 3H SO Fe (SO )
2 3 2 4 2 4 3
tlenek kwasowy lub amfoteryczny + wodorotlenek sól + woda
SiO + 2NaOH Na SiO + H O
2 2 3 2
tlenek kwasowy + tlenek zasadowy sól
SiO + Na O Na SiO
2 2 2 3
15
WODORKI
1. Otrzymywanie
pierwiastek + wodór wodorek (HF powstaje samorzutnie; HCl, HBr i HI wymagają
światła; H O płomienia; H S i NH katalizatora;
2 2 3
wodorki metali wysokiego ciśnienia i temperatury)
2. Reakcje
wodorek metalu + woda wodorotlenek + wodór
NaH + H O NaOH + H
2 2
wodorek fluorowca lub tlenowca + woda kwas beztlenowy
H S H S
2 (g) 2 (aq)
amoniak + woda woda amoniakalna (zasadowa)
NH NH
3(g) 3(aq)
16
WODOROTLENKI
1. Podział wodorotlenków:
a) ze względu na budowę:
proste M(OH)
n
hydroksotlenki MO (OH)
n m
FeOOH
b) ze względu na charakter:
zasadowe
amfoteryczne
q Be(OH)
2
q Al(OH)
3
q Cr(OH)
3
q Zn(OH)
2
q Sn(OH)
2
q Pb(OH)
2
2. Nie każdy wodorotlenek jest zasadą i nie każda zasada jest wodorotlenkiem!:
3. Otrzymywanie wodorotlenków
metal lekki (oprócz Be, magnez po ogrzaniu) + woda zasada + wodór
2Ca + 2H O 2Ca(OH) + H
2 2 2
niektóre metale + woda wodorotlenek + wodór (odpowiednie warunki)
2Al + 6H O 2Al(OH) + 3H (T)
2 3 2
tlenek metalu lekkiego (oprócz BeO) + woda zasada
CaO + H O Ca(OH)
2 2
nadtlenek metalu lekkiego + woda zasada + nadtlenek wodoru
Na O + 2H O 2NaOH + H O
2 2 2 2 2
ponadtlenek metalu lekkiego + woda zasada + nadtlenek wodoru + tlen
2KO + 2H O 2KOH + H O + O
2 2 2 2 2
sól 1 + wodorotlenek wodorotlenek trudno rozpuszczalny + sól 2
17
MgCO + Ca(OH) CaCO + Mg(OH)
3 2 3 2
4. Reakcje
wodorotlenek tlenek + woda (T)
Cu(OH) CuO + H O (T)
2 2
wodorotlenek + kwas sól + woda
2Fe(OH) + 3H SO Fe (SO ) + 6H O
3 2 4 2 4 3 2
wodorotlenek + tlenek kwasowy sól + woda
3Ca(OH) + P O Ca (PO ) + 3H O
2 2 5 3 4 2 2
wodorotlenek metalu lekkiego + sól metalu ciężkiego wodorotlenek metalu ciężkiego
+ sól metalu lekkiego
3KOH + Al(NO ) Al(OH) + 3KNO
3 3 3 3
wodorotlenek amfoteryczny + zasada kompleks
Zn(OH) + 2NaOH Na [Zn(OH) ]
2 2 4
Al(OH) + 3NaOH Na [Al(OH) ]
3 3 6
5. Porównanie mocy wodorotlenków
a) reakcją silniejszy wodorotlenek wypiera słabszy z jego soli:
NaNO + KOH KNO + NaOH
3 3
b) obliczeniem
w wodorotlenkach MOH decyduje elektroujemność pierwiastka M np.
LiOH (elektro. = 1,0) i KOH (elektro. = 0,9) KOH > LiOH
18
KWASY
1. Podział kwasów:
a) ze względu na obecność lub brak tlenu
tlenowe
beztlenowe
b) ze względu na zachowanie z metalami
utleniające (reagują z wydzieleniem tlenku, reagują z metalami szlachetnymi): stężony
HNO (wydziela się brunatny gaz, rozpuszczalny w wodzie NO ), rozcieńczony HNO
3 2 3
(wydziela się bezbarwny gaz, nierozpuszczalny w wodzie NO, który na powietrzu
szybko brunatnieje zmieniając się w NO ), stężony H SO (wydziela się bezbarwny gaz
2 2 4
o ostrym zapachu, rozpuszczalny w wodzie SO ) np.:
2
Cu + 4HNO Cu(NO ) + 2NO + 2H O
3(st) 3 2 2 2
3Cu + 8HNO 3Cu(NO ) + 2NO + 4H O
3(roz) 3 2 2
Fe + 6HNO Fe(NO ) + 3NO + 3H O
3(roz) 3 3 2 2
Ag + 2HNO AgNO + NO + H O
3(st) 3 2 2
3Ag + 4HNO 3AgNO + NO + 2H O
3(roz) 3 2
Wyjątki:
4Zn + 10HNO 4Zn(NO ) + NH NO + 3H O
3(st) 3 2 4 3 2
4Mg + 10HNO 4Mg(NO ) + NH NO + 3H O
3(st) 3 2 4 3 2
nieutleniające (reagują z wydzieleniem wodoru, nie reagują z metalami szlachetnymi)
2. Najważniejsze kwasy tlenowe
WZÓR NAZWA
H AsO kwas arsenowy(III)
3 3
H AsO kwas arsenowy(V)
3 4
HNO kwas azotowy(III)
2
HNO kwas azotowy(V)
3
HBO kwas metaborowy
2
H BO kwas ortoborowy
3 3
HClO kwas chlorowy(I)
HClO kwas chlorowy(III)
2
HClO kwas chlorowy(V)
3
HClO kwas chlorowy(VII)
4
H CrO kwas chromowy(VI)
2 4
H Cr O kwas dichromowy(VI)
2 2 7
HOCN kwas cyjanowy
HNCO kwas izocyjanowy
H PO kwas fosforowy(III)
3 3
HPO kwas metafosforowy(V)
3
H PO kwas ortofosforowy(V)
3 4
H P O kwas difosforowy(V)
4 2 7
HIO kwas metajodowy(VII)
4
H IO kwas ortojodowy(VII)
5 6
H SiO kwas metakrzemowy
2 3
H SiO kwas ortokrzemowy
4 4
H MnO kwas manganowy(VI)
2 4
HMnO kwas manganowy(VII)
4
19
H SO kwas siarkowy(IV)
2 3
SO " H O
2 2
H SO kwas siarkowy(VI)
2 4
H S O kwas disiarkowy(VI)
2 2 7
H S O kwas peroksodisiarkowy(VI)
2 2 8
H S O kwas tiosiarkowy(VI)
2 2 3
H CO kwas węglowy
2 3
CO " H O
2 2
orto kwas uwodniony
meta kwas powstający przez odłączenie wody od kwasu orto- np.: H BO H O = HBO
3 3 2 2
3. Najważniejsze kwasy beztlenowe
WZÓR NAZWA WZÓR STRUKTURALNY
HN kwas azotowodorowy H N=Na"N
3
HBr kwas bromowodorowy H Br
HCl kwas chlorowodorowy H Cl
HCN kwas cyjanowodorowy H Ca"N
HF kwas fluorowodorowy H F
HI kwas jodowodorowy H I
H S kwas siarkowodorowy H
2
/ \
S S
4. Otrzymywanie kwasów:
tlenek kwasowy (bezwodnik) + woda kwas tlenowy
SO + H O H SO
3 2 2 4
niemetal + wodór kwas beztlenowy
S + H H S
2 2
sól kwasu beztlenowego + wodny kwas sól + wodorek niemetalu
CaCl + H SO CaSO + 2HCl
2 2 4 4
gazowy wodorek niemetalu rozpuszczony w wodzie daje kwas beztlenowy
HCl HCl
(g) (aq)
5. Reakcje:
kwas + wodorotlenek sól + woda
kwas + tlenek zasadowy lub amfoteryczny sól + woda
kwas nieutleniający + metal sól + wodór
kwas utleniający + metal nieszlachetny sól + wodór
kwas utleniający + metal szlachetny sól + tlenek kwasowy + woda
6. Porównanie mocy kwasów
a) reakcją silniejszy kwas wypiera słabszy z jego soli:
HNO + CaCO Ca(NO ) + H CO
3 3 3 2 2 3
b) doświadczeniem reakcja z metalem (im szybciej wydziela się wodór lub im szybciej
rozpuszcza się metal, tym kwas mocniejszy)
c) obliczeniem
w kwasach beztlenowych HE decyduje elektroujemność pierwiastka E np.
HCl (elektro. = 3,0) i HBr (elektro. = 2,8) HCl > HBr
20
w kwasach tlenowych H EO decyduje elektroujemność pierwiastka E oraz wynik n m
m n
(im wynik większy, tym kwas silniejszy) np.
HNO (elektro. = 3,0) i H SO (elektro. = 2,5) HNO > H SO
3 2 4 3 2 4
HClO (elektro. = 3,0; n m = 3) i HClO (elektro. = 3,0; n m = 2) HClO > HClO
4 3 4 3
21
SOLE
1. Podział soli
a) obojętne M R
n m
b) kwaśne wodorosole M (H R)
n k m
I II
K HPO K HPO
2 3 2 3
c) zasadowe hydroksosole [M(OH) ] R
k n m
d) związki kompleksowe
2. Nazewnictwo soli
a) wodorosole
przedrostek zależny
od indeksu przy wodoro- nazwa soli
wodorze np. di, tri
NaH PO di + wodoro + fosforan(V) sodu = diwodorofosforan(V) sodu
2 4
NaHSO wodoro + siarczan(VI) sodu = wodorosiarczan sodu
4
Ca(HCO ) wodoro + węglan wapnia = wodorowęglan wapnia
3 2
K HPO wodoro + fosforan(V) potasu = wodorofosforan(V) potasu
2 4
KH PO di + wodoro + fosforan(V) potasu = diwodorofosforan(V) potasu
2 4
Ca(H PO ) di + wodoro + fosforan(V) wapnia = diwodorofosforan(V) wapnia
2 4 2
b) hydroksosole
przedrostek zależny
od indeksu przy hydrokso- nazwa soli
grupie OH np. di, tri
Mg(OH)Cl hydroksochlorek magnezu
[Ca(OH) ] CO dihydroksowęglan wapnia
2 2 3
[Al(OH) ] PO dihydroksoortofosforan(V) glinu
2 3 4
[Cu(OH) ] CO dihydroksowęglan miedzi(II)
2 2 3
c) związki kompleksowe
gdy przed nawiasem kwadratowym znajduje się kation
przedrostek nazwa anionu z końcówką -o np.: nazwa
nazwa
przedrostek
zależny od Cl- chloro, OH- hydrokso, O2- metalu z
kationu
zależny od
2-
indeksu okso, CN- cyjano, S O końcówką
2 3
stojącego
indeksu
przy anionie tiosiarczano -an np.
przed
przy
lub LUB cynkan,
nawiasem
ligandzie
cząsteczce nazwa cząsteczki obojętnej np.: żelazian,
kwadratowym
złożonym
obojętnej H O akwa, NH amina, CO srebrzan
2 3 w
np. bis, tris
np. di, tri karbonyl, NO - nitrozyl
dopełniaczu
K [Fe(CN) ] heksa + cyjano + żelazian(II) + potasu = heksacyjanożelazian(II) potasu
4 6
Na [Zn(OH) ] tetra + hydrokso + cynkan + sodu = tetrahydroksocynkan sodu
2 4
Na [Ag(S O ) ] di + tiosiarczano + srebrzan + sodu = ditiosiarczanosrebrzan sodu
3 2 3 2
Mg[Al(OH) ] bis + tetra + hydroksy + glinian + magnezu = bistetrahydroksyglinian
4 2
magnezu
22
gdy za nawiasem kwadratowym znajduje się anion
przedrostek nazwa anionu z końcówką -o np.: Cl-
zależny od chloro, OH- hydrokso, O2- okso,
nazwa anionu
2-
indeksu przy CN- cyjano, S O tiosiarczano nazwa
2 3
stojącego za
anionie lub LUB metalu w
nawiasem
cząsteczce nazwa cząsteczki obojętnej np.: dopełniaczu
kwadratowym
obojętnej np. H O akwa, NH amina, CO
2 3
di, tri karbonyl, NO - nitrozyl
[Cr(H O) ]Cl chlorek + heksa + akwa + chromu(III) = chlorek heksaakwachromu(III)
2 6 3
[Pt(NH ) ]Cl chlorek + heksa + amina + platyny(IV) = chlorek heksaaminaplatyny(IV)
3 6 4
3. Otrzymywanie soli:
a) sole proste
metal + kwas sól + wodór
6K + 2H PO 2K PO + 3H
3 4 3 4 2
metal + wodorotlenek sól + wodór
2Al + 6NaOH 2Na AlO + 3H
3 3 2
wodorotlenek + kwas sól + woda
NaOH + HNO NaNO + H O
3 3 2
tlenek zasadowy + kwas sól + woda
3BaO + 2H PO Ba (PO ) + 3H O
3 4 3 4 2 2
tlenek kwasowy + wodorotlenek sól + woda
CO + 2KOH K CO + H O
2 2 3 2
tlenek zasadowy + tlenek kwasowy sól
BaO + CO BaCO
2 3
metal + niemetal sól beztlenowa
Ca + Br CaBr
2 2
kwas + sól inna sól! + inny kwas
Ca(NO ) + H CO CaCO ! + 2HNO
3 2 2 3 3 3
sól 1 + sól 2 sól 3! + sól 4
AgNO + KCl AgCl! + KNO
3 3
b) wodorosole, tworzone są na tych samych zasadach co sole proste, tylko że w substratach
muszą być kwasy wielowodorowe (substraty reagują ze sobą w stosunku
niestechiometrycznym nadmiar kwasu!)
NaOH + H SO NaHSO + H O
2 4 4 2
2KOH + H PO K HPO + 2H O
3 4 2 4 2
CaCO + H O + CO Ca(HCO )
3 2 2 3 2
c) hydroksosole, tworzone są na tych samych zasadach co sole proste, tylko że w
substratach muszą być wodorotlenki wielowodorotlenowe (substraty reagują ze sobą w
stosunku niestechiometrycznym nadmiar zasady!)
Ca(OH) + HCl Ca(OH)Cl + H O
2 2
Al(OH) + HNO Al(OH) NO + H O
3 3 2 3 2
Al(OH) + HNO AlOH(NO ) + 2H O
3 3 3 2 2
23
4. Reakcje soli
rozkład
2KClO 3O + 2KCl
3 2
sól 1 + sól 2 sól 3 + sól 4 (wymiana podwójna z solą jeden z produktów jest osadem
lub słabym elektrolitem)
AgF + KBr AgBr + KF
sól 1 + wodorotlenek 1 sól 2 + wodorotlenek 2 (wymiana podwójna z wodorotlenkiem
jeden z produktów jest osadem lub
słabym elektrolitem)
AlCl + 3NaOH Al(OH) + 3NaCl
3 3
sól 1 + kwas 1 sól 2 + kwas 2 (wymiana podwójna z kwasem jeden z produktów jest
osadem lub słabym elektrolitem)
Na CO + 2HCl 2NaCl + H CO
2 3 2 3
metal aktywniejszy od tego, który tworzy sól + sól 1 sól 2 + metal (wymiana
pojedyncza)
Zn + CuSO ZnSO + Cu
4 4
słaba sól + woda zasada + kwas (hydroliza)
24
WIZANIA CHEMICZNE
1. Rodzaje wiązań
a) kowalencyjne (atomowe)
różnica elektroujemności < 0,4
polega na uwspólnieniu pary elektronów
b) kowalencyjne spolaryzowane (atomowe spolaryzowane)
0,4 < różnica elektroujemności < 1,7
polega na przesunięciu elektronów w kierunku atomu o wyższej elektroujemności
powstają cząstki o ładunku cząstkowym dodatnim (+) i ładunku cząstkowym ujemnym
(-)
c) jonowe
różnica elektroujemności > 1,7
polega na przeniesieniu elektronów na atom o wyższej elektroujemności (niemetal)
powstają jony o ładunku dodatnim (kationy) i ładunku ujemnym (aniony)
substancje jonowe jako ciecze (np. po uprzednim stopieniu) przewodzą prąd elektryczny
d) koordynacyjne
polega na uwspólnieniu pary elektronów przy czym oba elektrony pochodzą od jednego
atomu
e) wodorowe
polega na oddziaływaniu związanego wodoru z innym, też związanym wodorem
są bardzo słabe, ale występują w dużych ilościach
2. Podział wiązań ze względu na kształt chmury elektronowej:
a) sigma (; mocniejsze)
25
b) pi (Ą; słabsze)
3. Podział wiązań ze względu na ich ilość:
a) pojedyncze (typu )
b) podwójne (jedno typu i jedno typu Ą)
c) potrójne (jedno typu i dwa typu Ą)
Wiązanie koordynacyjne to wiązanie sigma!
4. Wiązania chemiczne służą uzyskaniu oktetu lub dubletu.
26
TEORIA KWASÓW I ZASAD
1. Teoria wg Arrheniusa
Kwas to związek, który dysocjuje na jon H+. Zasada to związek, który dysocjuje na jon
OH- (w przypadku dysocjacji wody powstaje kation H+ i anion OH-).
HCl "! H+ + Cl-
NaOH "! Na+ + OH-
Teoria ta ogranicza się jedynie do dysocjacji w roztworach wodnych (zachodzi ona także
w innych rozpuszczalnikach polarnych).
2. Teoria wg Bronsteda
Kwas to związek, który oddaje protony. Zasada to związek, który przyjmuje protony (w
przypadku dysocjacji wody powstaje kation H O+ i anion OH-).
3
+
NH + H O "! NH + H O+
4 2 3 3
2- -
CO + H O "! HCO + OH-
3 2 3
H O zasada
2
H O kwas
2
Teoria ta zakłada istnienie tzw. sprzężonych par kwasowo-zasadowych, które różnią się
2- -
między sobą dokładnie jednym protonem (np. H O i OH- oraz CO i HCO ).
2 3 3
kwas1 + zasada2 zasada1 + kwas2 (tzw. reakcja protolizy, czyli przeniesienia
protonu).
Teoria ta nie ogranicza się jedynie do roztworów wodnych.
27
REAKCJE W ROZTWORACH WODNYCH
1. Podział elektrolitów:
a) mocne, które w roztworze są całkowicie zdysocjowane (zapisujemy to pojedynczą
strzałką)
sole
wodorotlenki litowców i wapniowców
kwasy: HNO , H SO , HClO , HCl, HBr, HI
3 2 4 4
b) słabe, które w roztworze są słabo zdysocjowane (zapisujemy to podwójną strzałką)
2. Dysocjacja stopniowa zachodzi tylko w przypadku słabych elektrolitów niebinarnych (a
więc nie dysocjujących na jeden mol kationów i jeden mol anionów) i w przypadku
kwasu siarkowego, który na pierwszym etapie dysocjacji jest elektrolitem mocnym, a już
na drugim słabym.
-
H SO H+ + HSO
2 4 4
- 2-
HSO "! H+ + SO
4 4
+
Al(OH) "! Al(OH) + OH-
3 2
+
Al(OH) "! AlOH2+ + OH-
2
AlOH2+ "! Al3+ + OH-
3. Amfoteryczność to zdolność niektórych pierwiastków i związków chemicznych (tlenki,
wodorotlenki) do reakcji zarówno z kwasami i zasadami. Wynika to z tego, że
substancje amfoteryczne dysocjują na dwa sposoby:
a) z odczepieniem jonu OH-
Al(OH) "! Zn3+ + 3OH-
3
b) z odczepieniem jonu H+ (H AlO )
3 3
-
H AlO "! H+ + H AlO
3 3 2 3
- 2-
H AlO "! H+ + HAlO
2 3 3
2- 3-
HAlO "! H+ + AlO
3 3
Przykładem związku amfoterycznego jest woda, która w jednych reakcjach zachowuje
się jak kwas (reaguje z zasadami np. amoniakiem, przechodzi w anion OH-), w innych
jak zasada (reaguje z kwasami, przechodzi w kation H O+):
3
HCl + H O "! H O+ + Cl-
2 3
2- -
CO + H O "! HCO + OH-
3 2 3
4. Reakcje potwierdzające amfoteryczność:
a) z kwasem
związek amfoteryczny + kwas sól + woda
b) z zasadą
związek amfoteryczny + zasada + woda kompleks z liczbą koordynacyjną 4
związek amfoteryczny + zasada + woda kompleks z liczbą koordynacyjną 6
związek amfoteryczny + zasada sól + woda (warunki suche)
związek amfoteryczny + zasada sól + woda (warunki bardzo suche)
28
5. Jak ustalić wzór soli powstającej w reakcji związku amfoterycznego i zasady?
jeśli związek amfoteryczny jest tlenkiem tworzymy od niego wodorotlenek np.:
+II +II
FeO Fe(OH)
2
+III +III
Fe O Fe(OH)
2 3 3
tworzymy ogólny wzór soli:
H FeO
m n
q w warunkach suchych powstaje sól pochodząca od kwasu, w którym:
liczba m to ilość wodorów w cząsteczce wodorotlenku
liczba n to ilość tlenów w cząsteczce wodorotlenku
Fe(OH) m = 2, n = 2: H FeO
2 2 2
Fe(OH) m = 3, n = 3: H FeO
3 3 3
q w warunkach bardzo suchych powstaje sól pochodząca od kwasu, w którym:
liczba m to ilość wodorów w cząsteczce wodorotlenku 2
odejmujemy wodę
liczba n to ilość tlenów w cząsteczce wodorotlenku 1
Fe(OH) m = 2 2 = 0, n = 2: brak takiej możliwości (H FeO H O = H FeO )
2 2 3 2 0 2
Fe(OH) m = 3 1 = 2, n = 3: HFeO (H FeO H O = HFeO )
3 2 3 3 2 2
6. Reakcje w roztworach wodnych
a) hydroliza
b) reakcje jonowe (m.in. zobojętniania i strącania osadu)
7. Hydroliza to reakcja słabej soli (a więc soli słabej zasady i/lub słabego kwasu) z wodą
(mocna sól nie reaguje!). Dokonując hydrolizy przekonujemy się o odczynie danej soli:
anionowa (zasadowy)
kationowa (kwasowy)
anionowo-kationowa (słabo zasadowy lub słabo kwasowy lub obojętny)
Jak przeprowadzić hydrolizę?
a) zapisać reakcję soli z wodą:
NaNO + H O NaOH + HNO
2 2 2
K PO + H O KOH + H PO
3 4 2 3 4
AlCl + 3H O Al(OH) + 3HCl
3 2 3
b) słaby produkt (kwas lub wodorotlenek) rozbić na jony w przypadku kwasu
uwzględniamy tylko resztę kwasową, a w przypadku wodorotlenku tylko metal
(wyjątkiem jest hydroliza wieloetapowa) i dodać wodę
-
NO + H O HNO + OH-
2 2 2
3- 2-
PO + H O HPO + OH-
4 2 4
2- -
HPO + H O H PO + OH-
4 2 2 4
H PO + H O H3PO4 + OH-
2 4 2
Al3+ + H O AlOH2+ + H+
2
+
AlOH2+ + H O Al(OH) + H+
2 2
+
Al(OH) + H O Al(OH) + H+
2 2 3
c) określić odczyn roztworu
anionowa hydroliza słabego kwasu (w ostatnim równaniu są aniony)
kationowa hydroliza słabej zasady (w ostatnim równaniu są kationy)
29
anionowo-kationowa hydroliza słabego kwasu i słabej zasady (w ostatnim równaniu są
aniony i kationy)
8. Reakcje jonowe to reakcje pomiędzy jonami, jednak nie wszystkie jony reagują (w
formie skróconej reakcji pomija się jony, które ze sobą nie reagują) np.:
Ca(OH) + 2HCl CaCl + 2H O
2 2 2
Ca2+ + 2OH- + 2H+ + 2Cl- Ca2+ + 2Cl- + 2H O
2
2OH- + 2H+ 2H O
2
Jak przeprowadzić reakcje jonowe?
a) zapisać reakcję w formie cząsteczkowej:
2KOH + H SO K SO + 2H O
2 4 2 4 2
Ba(OH) + 2HNO Ba(NO ) + 2H O
2 3 3 2 2
CuSO + 2NaOH Cu(OH) ! + Na SO
4 2 2 4
FeCl + Na PO FePO ! + 3NaCl
3 3 4 4
b) rozpisać na jony kolejne reagenty zgodnie z zasadą, że na jony rozpisuje się:
mocne kwasy
mocne zasady
dobrze rozpuszczalne sole
2- 2-
2K+ + OH- + 2H+ + SO 2K+ + SO + 2H O
4 4 2
- -
Ba2+ + 2OH- + 2H+ + NO Ba2+ + 2NO + 2H O
3 3 2
2- 2-
Cu2+ + SO + 2Na+ + 2OH- Cu(OH) ! + 2Na+ SO
4 2 4
3-
Fe3+ + 3Cl- + 3Na+ + PO FePO ! + 3Na+ + Cl-
4 4
c) zredukować wyrazy podobne po obu stronach równania
2OH- + 2H+ 2H O
2
2OH- + 2H+ 2H O
2
Cu2+ + 2OH- Cu(OH) !
2
3-
Fe3+ + PO FePO !
4 4
9. Iloczyn jonowy wody
Woda ulega autodysocjacji:
2H O H O+ + OH- lub H O H+ + OH- K = [H+] " [OH-] = 1 " 10-14
2 3 2 w
[H+] = [OH-] = 1 " 10-7
[H+] " [OH-] = [H+]2 = 1 " 10-14
10. Odczyn roztworu:
pH = -log[H+]
pH + pOH = 14
a) kwasowy, gdy [H+] > [OH-], pH < 7
b) obojętny, gdy [H+] = [OH-], pH = 7
c) zasadowy, gdy [H+] < [OH-], pH > 7
30
PRZEMIANY JDROWE
1. Pierwiastek to zbiór atomów o jednakowej liczbie atomowej.
A
E
Z
Z liczba atomowa (porządkowa): liczba protonów = liczba elektronów
A liczba masowa (masa atomowa): liczba protonów + liczba neutronów
Pierwiastek zbudowany jest z atomów, a atomy z cząstek elementarnych (w
rzeczywistości cząstką elementarną jest tylko elektron, ponieważ protony i neutrony
składają się z mniejszych elementów tzw. kwarków):
a) protony p+ (trwałe)
b) neutrony n0 (nietrwałe: neutron proton + elektron 1 n 1 p + 0-1
e)
0 1
c) elektrony e- (trwałe, elektrony walencyjne decydują o właściwościach
fizykochemicznych, jądro atomowe i pozostałe elektrony to tzw. rdzeń atomowy)
Odpowiedniki cząstek elementarnych zwane są antycząstkami (mają przeciwny ładunek
do cząstki): antyproton p- i antyelektron (pozyton) e+.
Zadanie 1
Oblicz masę atomów tlenu w gramach.
A = 15,999u
m = 15,999 " 1,66 " 10-24 = 2,66 " 10-23g
O
Zadanie 2
Oblicz masę atomów w cząsteczce glukozy w gramach.
A = 6 " 12,01u + 12 " 1,008u + 6 " 15,999u = 180,15u
m = 180 " 1,66 " 10-24 = 2,99 " 10-22g
glukozy
2. Izotopy to odmiany pierwiastka o tej samej liczbie atomowej co pierwiastek, ale różnej
masowej (mają więc różną od pierwiastka ilość neutronów). Liczba masowa pierwiastka
to średnia ważona mas jego izotopów.
Atomy poszczególnych izotopów zwane są nuklidami.
3. Izotopy promieniotwórcze to izotopy o niestabilnych jądrach atomowych, które
samorzutnie ulegają przemianie promieniotwórczej. Charakteryzuje je czas
połowicznego rozpadu, tj. średni czas, po którym połowa jąder danego pierwiastka
(izotopu) ulegnie przemianie.
x = y " ()T/t
Zadanie 3
W pojemniku znajduje się 200 mg pierwiastka promieniotwórczego o okresie półtrwania 8
dni. Ile miligramów tego pierwiastka pozostanie po upływie 32 dni?
32 : 8 = 4
x = 200mg " ()4 = 12,5mg
31
4. Defekt masy a energia wiązania
Teoretycznie masa atomowa helu powinna być równa sumie mas dwóch protonów i
dwóch neutronów tj. 4,0319 u. Jednak w rzeczywistości masa atomowa helu wynosi
4,0015 u. Różnica między tymi wartościami (tutaj: 0,03039 u) to defekt (niedobór)
masy.
Energia wiązania jądra pozwala określić ilość energii, jaka zostanie wyzwolona przy
powstawaniu jądra lub ilość energii, jaką należy dostarczyć w celu rozbicia jądra i
można ją wyliczyć stosując równanie Einsteina:
E =mc2
5. Promieniowanie jonizujące polega na oderwaniu się cząstki ze struktury krystalicznej
pierwiastka:
a) naturalne polega na samorzutnej emisji cząstek promieniowania przez występujące w
przyrodzie radioaktywne izotopy pierwiastków
promieniowanie ą najmniej przenikliwe (zatrzymuje się na kartce papieru)
promieniowanie średnio przenikliwe (zatrzymuje się na glinie)
promieniowanie ł najbardziej przenikliwe (zatrzymuje się na ołowiu)
Promieniowanie takie rozdziela się w wyniku przepuszczenia go przez pole
elektromagnetyczne promienie ą odchylają się w kierunku bieguna ujemnego,
promienie - odchylają się kierunku bieguna dodatniego, promienie ł nie odchylają się.
b) sztuczne polega na bombardowaniu protonami, neutronami, cząstkami ą lub
deuteronami trwałego izotopu i jego zmianie w inny, samorzutnie rozpadający się izotop
promieniotwórczy
27
Al + 4 He 30 P + 1 n
13 2 15 0
30
P 30 Si + 0 +
15 14 1
6. Większość pierwiastków promieniotwórczych w przyrodzie można zaliczyć do trzech
szeregów promieniotwórczych każdy kończy się jednym ze stabilnych izotopów
ołowiu:
a) szereg uranowo-radowy: 238 U 234 Th ...
92 90
b) szereg torowy: 232 Th 228 Ra ...
90 88
c) szereg uranowo-aktynowy: 235 U 231 Ra
92 88
7. Przemiany jądrowe:
a) rozpady samorzutne wyrzucenie z jądra cząstki elementarnej (tzw.
promieniotwórczość)
rozpad ą wyrzucenie cząstki złożonej z 2 protonów i 2 neutronów (4 He lub inaczej
2
4
2ą)
226
Ra 222 Rn + 4
88 86 2ą
rozpad - wyrzucenie cząstki złożonej z antyneutrino elektronowego i 1 elektronu (0-1
e
lub
0
), który powstaje w przemianie (nie ma go przecież w jądrze!):
-1
neutron proton + elektron
227
> e
Ac 227 Th + 0-1
- + v
89 90
rozpad + wyrzucenie cząstki złożonej z neutrino elektronowego i 1 pozytonu (0-1
e
lub 0-1
), który powstaje w przemianie (nie ma go przecież w jądrze!):
32
proton neutron + pozyton + neutrino elektronowe
28
Si 28 Al + 0 + + v
14 13 1 e
b) reakcje jądrowe zderzenie jądra z cząstką elementarną lub innym jądrem, czego
skutkiem
jest powstanie nowego jądra i nowej cząstki
4
He + 238 U 241 Pu + 1 n
2 92 94 0
c) rozszczepienie jądrowe zderzenie jądra z neutronem, czego skutkiem jest
powstanie kilku nowych jąder o podobnej wielkości i kilku
neutronów
1
n + 235 U 141 Ba + 92 Kr + 31 n
0 92 56 36 0
d) fuzje zderzenie dwóch mniejszych jąder, czego skutkiem jest powstanie nowego i
większego jądra oraz cząstki elementarnej
2
H + 3 H 4 He + 1 n
1 1 2 0
8. W przemianach jądrowych stosuje się głównie dwie zasady:
a) zasada zachowania ładunku
Liczba atomowa substratów i produktów jest równa.
1
n + 235 U 141 Ba + 92 Kr + 31 n + = + +
0 92 56 36 0 0 92 56 36 3 " 0
b) zasada zachowania liczby nukleonów
Liczba masowa substratów i produktów jest równa.
1 1 235 141 92 3 " 1
n + 235 U 141 Ba + 92 Kr + 31 n + = + +
0 92 56 36 0
33
PRZEMIANY FIZYCZNE I CHEMICZNE
1. Zjawisko fizyczne (przemiana fizyczna) polega na zmianie właściwości fizycznych
substancji (nie powstaje nowa substancja).
Podział zjawisk fizycznych:
CIAAO STAAE
resublimacja sublimacja topnienie krzepnięcie
skraplanie
GAZ CIECZ
parowanie
2. Reakcja chemiczna (przemiana chemiczna) polega na powstaniu nowej substancji o
innych właściwościach fizycznych i chemicznych.
Podział reakcji:
a) synteza
A + B + ... C
b) analiza
A B + C +...
c) wymiana
prosta (pojedyncza)
AB + C AC + B
złożona (podwójna)
AB + CD AD + CB
3. Prawo zachowania masy
Aączna masa produktów reakcji chemicznej jest równa łącznej masie substratów tej
reakcji chemicznej.
Współcześnie:
W układzie zamkniętym suma masy i energii jest wielkością stałą:
E + mc2 = const
4. Prawo stałości składu
Stosunek mas pierwiastków tworzących dowolny związek chemiczny jest stały i
charakterystyczny dla tego związku.
5. Związki chemiczne określone są wzorem:
a) empirycznym (najprostszy, określany na podstawie stosunku ilościowego pierwiastków
występujących w związku np. CH , C H i C H to jeden wzór empiryczny)
4 2 6 3 8
n = m / M
s
gdzie: n liczba moli [mol], ms masa substancji równa procentowej zawartości tej
substancji [g], masa molowa [g/mol]
b) rzeczywistym (określany na podstawie stosunku ilościowego pierwiastków
występujących w związku i masy molowej tego związku np. CH , C H i C H to różne
4 2 6 3 8
wzory rzeczywiste)
34
n = m / M
s
M / M = x
związku o wzorze rzeczywistym związku o wzorze empirycznym
A B
m " x n " x
gdzie: n liczba moli [mol], ms masa substancji równa procentowej zawartości tej
substancji [g], masa molowa [g/mol]
Zadanie 1
Ustalić wzór empiryczny związku zawierającego 59% sodu i 41% siarki.
n(Na) = 59 / 23 = 2,57
n(S) = 41 / 32 = 1,28
n(Na) : n(S) = 2 : 1
Wzór związku: Na S.
2
Zadanie 2
Ustalić wzór rzeczywisty tlenku chloru o masie cząsteczkowej 167 u, wiedząc, że zawiera
on 42,5% chloru.
n(Cl) = 42,5/35,5 = 1,19
n(O) = 100 42,5/16 = 3,59
n(Cl) : n(O) = 1 : 3
Wzór empiryczny związku: ClO , jego M = 83,5 g/mol
3
M /M = 167/83,5 = 2
ClxOy ClO3
Wzór rzeczywisty związku: Cl O = Cl O
1 " 2 3 " 2 2 6
35
REAKCJE
1. Równanie stechiometryczne a mechanizm reakcji
Równanie stechiometryczne to sumaryczny zapis wszystkich etapów reakcji
(otrzymujemy jedno równanie).
Mechanizm reakcji to zapis wszystkich etapów reakcji (mamy wiele równań, chyba że
reakcja jest jednoetapowa wówczas: mechanizm reakcji = równanie
stechiometryczne).
2. Podział reakcji:
a) ze względu na fazę substratów
homofazowe reagenty są w tej samej fazie np. gazowej (zachodzą całą objętością)
heterofazowe reagenty są w różnych fazach (zachodzą tylko na powierzchni kontaktu
obu faz)
b) ze względu na odwracalność
odwracalne, gdy żaden z produktów nie opuszcza środowiska reakcji; zachodzi
równowaga dynamiczna, czyli stan, w którym reakcja w jedną i drugą stronę zachodzi z
taką samą szybkością, więc stężenia reagentów nie zmieniają się w czasie np.:
2NO "! N O
2 2 4
nieodwracalne, gdy jeden z produktów opuszcza środowisko reakcji w postaci gazu lub
trudno rozpuszczalnego osadu np.:
Na CO + 2HCl 2NaCl + H O + CO ę!
2 3 2 2
c) ze względu na zmiany energetyczne towarzyszące reakcji
endoenergetyczne, gdy układ reagujący pochłania energię z otoczenia ("H > 0)
egzoenergetyczne, gdy układ reagujący wydziela energię do otoczenia ("H < 0)
36
3. Energia aktywacji to energia cząsteczek potrzebna do wykonania zderzenia aktywnego
(a więc takiego, które spowoduje przemianę w produkt, czyli zainicjuje reakcję).
Cząsteczki osiągają ją dzięki posiadaniu energii kinetycznej.
4. Katalizator (katalizator dodatni) obniża energię aktywacji zwiększając szybkość reakcji.
Inhibitor (katalizator ujemny) podwyższa energię aktywacji zmniejszając szybkość
reakcji.
Katalizatory i inhibitory nie zużywają się podczas reakcji!
5. Czynniki wpływające na zwiększenie szybkości reakcji:
wzrost stężenia substratów
wzrost temperatury
wzrost powierzchni międzyfazowej np. rozdrobnienie (tylko dla reakcji heterofazowych)
reakcja między substratami znajdującymi się w tych samych fazach np. gazowej
katalizator
niekiedy światło
niekiedy rozpuszczalnik np. rozpuszczalnik polarny ułatwia reakcje między
substancjami polarnymi
6. Szybkość reakcji chemicznej
aA + bB cC + dD
v = k[A]a[B]b
Rząd reakcji to suma wykładników potęgowych w równaniu szybkości reakcji:
n = a + b
(jednak nie zawsze tak jest).
7. Równanie kinetyczne szybkości reakcji
A + B C
v = k " c "c
A B
gdzie: v szybkość reakcji, k stała szybkości reakcji, c c stężenia molowe
A B
substratów
8. Reguła van t Hoffa
Przy podwyższeniu temperatury układu reagującego o 10 stopni stała szybkości reakcji
wzrasta 2 do 4 razy.
Przy obniżeniu temperatury układu reagującego o 10 stopni stała szybkości reakcji
maleje 2 do 4 razy.
Zadanie 1
Równanie kinetyczne reakcji rozkładu jodowodoru w fazie gazowej:
2HI H + I ma postać:
(g) 2(g) 2(g)
2
v = k " c
HI
Oblicz jak zmieni się szybkości reakcji, gdy stężenie jodowodoru zmaleje trzykrotnie oraz
gdy ciśnienie działające na układ wzrośnie dwukrotnie (wzrost ciśnienia = wzrost stężenia).
2
v = k " (1/3c )2 = k " 1/9 " c = 1/9v
a HI HI
2
v = k " (2c )2 = k " 4 " c = 4v
b HI HI
37
9. Stała równowagi dla reakcji:
aA + bB cC + dD
ma postać:
K = [C]c " [D]d / [A]a " [B]b
W zapisie stałej równowagi pomija się stężenia reagentów stałych np.:
CaCO "! CaO + CO
3(s) (s) 2(g)
K = [CO ]
2
Im wyższa wartość stałej równowagi, tym większa wydajność procesu:
a) gdy K > 1, to równowaga jest przesunięta w stronę produktów
b) gdy K < 1, to równowaga jest przesunięta w stronę substratów.
Wartość stałej równowagi zależy od:
rodzaju reagujących substancji
temperatury
(nie zależy więc od stężenia wyjściowego substratów i zastosowania katalizatora).
10. Prawo działania mas (prawo Guldberga-Waagego)
Stosunek iloczynu stężeń molowych produktów danej reakcji znajdującej się w stanie
równowagi chemicznej do iloczynu stężeń molowych substratów reakcji jest wielkością
stałą w danej temperaturze i przy danym ciśnieniu.
Zadanie 2
Zapisz wyrażenie na stężeniową stałą równowagi dla reakcji:
2SO + O "! 2SO
2 2 3
K = [SO ]2 / [SO ]2 " [O ]
3 2 2
CaCO "! CaO + CO
3(s) (s) 2(g)
K = [CO ]
2
11. Czynniki wpływające na położenie stanu równowagi:
Reguła przekory (Le Chateliera-Brauna):
Każdy układ przeciwdziała czynnikom zewnętrznym.
W praktyce powyższa reguła oznacza, że jeśli np. zwiększyliśmy stężenie substratów, to
układ dąży do wyrównania stężenia substratów i produktów, a więc musi powstać więcej
produktów (przesunięcie równowagi w prawo).
W przypadku temperatury jej wzrost przesuwa równowagę w tę stronę, dla której
reakcja jest endotermiczna, a jej spadek przesuwa równowagę w tę stronę, dla której
reakcja jest egzotermiczna.
W przypadku ciśnienia rozważamy tylko reagenty gazowe (wzrost ciśnienia innych
reagentów nie przesuwa reakcji). Wpływ zmiany ciśnienia gazów zależy od objętości
substratów gazowych i produktów gazowych:
2SO + O "! 2SO
2 2 3
2 + 1 "! 2
3 "! 2
objętość substratów > objętość produktów
CZYNNIK PRZESUNICIE RÓWNOWAGI
wzrost stężenia substratów w prawo
wzrost stężenia produktów w lewo
38
zmniejszenie stężenia substratów w lewo
zmniejszenie stężenia produktów w prawo
zwiększenie temperatury reakcji egzotermicznych w lewo
("H < 0)
zmniejszenie temperatury reakcji egzotermicznych w prawo
("H < 0)
zwiększenie temperatury reakcji endotermicznych w prawo
("H > 0)
zmniejszenie temperatury reakcji endotermicznych w lewo
("H > 0)
wzrost ciśnienia reakcji z udziałem gazów, w której w prawo
zsumowane współczynniki stechiometryczne
substratów gazowych są większe od produktów
gazowych
wzrost ciśnienia reakcji z udziałem gazów, w której w lewo
zsumowane współczynniki stechiometryczne
substratów gazowych są mniejsze od produktów
gazowych
zmiana ciśnienia reakcji z udziałem gazów, w której brak zmiany
zsumowane współczynniki stechiometryczne
substratów gazowych są równe produktom gazowym
12. Entalpia (H) to ciepło wydzielane lub pochłaniane podczas reakcji chemicznej,
podawana jest w [kJ] lub [kJ/mol] np.:
H + Cl 2HCl "H = -184,6 kJ
2(g) 2(g) (g)
H + Cl HCl "H = -92,3 kJ/mol
2(g) 2(g) (g)
Standardowa entalpia to entalpia wyznaczona w temperaturze 298 K i pod ciśnieniem
1013 hPa.
a) prawo Hessa
Efekt cieplny procesu izobarycznego nie zależy od tego czy reakcja przebiega
bezpośrednio od stanu początkowego do końcowego czy przez dowolną liczbę stanów
pośrednich.
b) reguła Lavoisiera-Laplace a
Efekt cieplny reakcji chemicznej, jest równy efektowi cieplnemu reakcji odwrotnej z
przeciwnym znakiem.
c) standardowa entalpia tworzenia to entalpia powstawania 1 mola związku z pierwiastków
Entalpia = suma entalpii tworzenia produktów suma entalpii tworzenia substratów
d) standardowa entalpia spalania to entalpia reakcji spalania związku lub pierwiastka
Entalpia spalania = suma entalpii spalania substratów suma entalpii spalania
produktów
Zadanie 3
Oblicz standardową entalpię tworzenia kwasu ortofosforowego(V):
P O + 6H O 4H PO
4 10(s) 2 (c) 3 4
na podstawie standardowych entalpii tworzenia reagentów:
39
H PO : -1265 kJ/mol
3 4
P O : -3010 kJ/mol
4 10
H O: -285,83 kJ/mol
2
"H = 4 " (-1265) [1 " (-3010) + 6 " (-285,83)] = -335,02 kJ/mol
13. Entropia (S) to stan nieuporządkowania układu, podawana jest w [J/K].
W przypadku wody najmniejszą entropię ma lód (cząsteczki są bardzo uporządkowane),
a największą entropię ma para wodna (cząsteczki nie są uporządkowane).
14. Entalpia swobodna (G) informuje czy proces jest samorzutny:
a) gdy "G < 0, to proces jest samorzutny
b) gdy "G = 0, to proces jest w równowadze
c) gdy "G > 0, to proces nie jest samorzutny
40
ROZRÓŻNIANIE RÓŻNYCH ZWIZKÓW
1. Manganian(VII) potasu (KMnO ) fioletowy
4
w środowisku kwaśnym redukuje się do bezbarwnego lub bladoróżowego roztworu
manganu(II) Mn2+
w środowisku obojętnym redukuje się do brunatnego osadu tlenku manganu(IV) MnO
2
2-
w środowisku zasadowym redukuje się do zielonego manganianu(VI) MnO
4
Kolejność utleniania związku:
alkohol I-rzędowy aldehyd kwas karboksylowy
alkohol II-rzędowy keton
alkohol III-rzędowy brak reakcji
5CH OH + KMnO + 3H SO 5HCHO + K SO + 2MnSO + 8H O
3 4 2 4 2 4 4 2
2. Dichromian(VI) potasu (K Cr O ) pomarańczowy
2 2 7
w środowisku kwaśnym redukuje się do zielonego roztworu chromu(III) Cr3+
2-
w środowisku zasadowym redukuje się do żółtego roztworu chromianu(VI) CrO
4
Kolejność utleniania związku:
alkohol I-rzędowy aldehyd kwas karboksylowy
alkohol II-rzędowy keton
alkohol III-rzędowy brak reakcji
3C H OH + K Cr O + 4 H SO 3CHCHO + K SO + Cr (SO ) + 7H O
2 5 2 2 7 2 4 2 4 2 4 3 2
3. Chlorek żelaza III (FeCl ) barwi:
3
fenol fioletowy
kwas salicylowy fioletowy
kwas acetylosalicylowy fioletowy
kwas mrówkowy czerwony (po ogrzaniu nabiera mocniejszej barwy)
kwas octowy i propionowy czerwony (czasami trzeba użyć temperatury)
kwas mlekowy zielonożółty
kwas glikonowy zielonożółty
4. Indykatory
KWAŚNY OBOJTNY ZASADOWY
czerwona kapusta czerwona fioletowa zielona
fenoloftaleina bezbarwna bezbarwna malinowa
herbata żółta czerwono-brunatna brązowa
lakmus czerwona fioletowa fioletowa
oranż metylowy czerwona żółta żółta
wskaznik czerwona (silnie kwaśne) żółta niebieska (silnie zasadowe)
pomarańczowa (słabo kwaśne) zielona (słabo zasadowe)
5. Barwy najważniejszych jonów:
Mn+II bezbarwny, lekko różowy
Mn+VI zielony
Mn+VII fioletowy
Cu+II niebieski
41
Cr+II niebieski
Cr+III zielony
Cr+IV żółty
Cr+VI pomarańczowy
Fe+II zielonkawy
Fe+III czerwonobrunatny
6. Barwy najważniejszych substancji
Br brunatny
2(aq)
C H NO żółty
6 5 2
CHI żółty
3
Cu O ceglastoczerwony
2
CuO czarny
7. Barwy najważniejszych osadów
Cu(OH) niebieski
2
Fe(OH) brudnozielony
2
Fe(OH) czerwonobrunatny
3
MnO brunatny
2
CrO czerwony
3
42
ELEKTROCHEMIA
1. Szereg napięciowy metali (podobne własności w potencjałach standardowych półogniw
redoks):
nieszlachetne
podatne na korozje
silnie redukujące
chętnie się utleniają
PÓAOGNIWO E [V] PÓAOGNIWO E [V]
Li|Li+ -3,01 Co|Co2+ -0,28
K|K+ -2,92 Ni|Ni2+ -0,22
Ba|Ba2+ -2,92 Sn|Sn2+ -0,14
Sr|Sr2+ -2,89 Pb|Pb2+ -0,13
Ca|Ca2+ -2,84 Fe|Fe3+ -0,04
Na|Na+ -2,71 H |H+ 0,00
2
Mg|Mg2+ -2,38 Bi|Bi3+ +0,20
Be|Be2+ -1,70 Sb|Sb3+ +0,20
Al|Al3+ -1,66 As|As3+ +0,30
Mn|Mn2+ -1,05 Cu|Cu2+ +0,34
Zn|Zn2+ -0,76 Ag|Ag+ +0,80
Cr|Cr3+ -0,71 Hg|Hg2+ +0,87
Fe|Fe2+ -0,44 Pt|Pt2+ +1,20
Cd|Cd2+ -0,40 Au|Au3+ +1,42
szlachetne
odporne na korozje
silnie utleniające
chętnie się redukują
Metale o potencjale wyższym od potencjału wodoru (metale szlachetne) nie wypierają go z
kwasów nieutleniających. Z kwasami utleniającymi reagują tworząc tlenki.
2. Niektóre pierwiastki leżące w szeregu napięciowym metali nad wodorem nie reagują na
zimno ze stężonym i rozcieńczonym HNO i stężonym H SO (reagują z tymi kwasami
3 2 4
na gorąco, a z rozcieńczonym H SO także na zimno) zachodzi pasywacja
2 4
(pokrywanie się powierzchni pierwiastka trwałą warstwą ochronną) m.in. glin (pokrywa
się warstwą Al O ), chrom (pokrywa się warstwą Cr O ), żelazo (pokrywa się warstwą
2 3 2 3
Fe O ) np.:
2 3
2Al + 6HNO Al O + 6NO + 3H O
3(st) 2 3 2 2
2Cr + 6HNO Cr O + 6NO + 3H O
3(st) 2 3 2 2
2Fe + 6HNO Fe O + 6NO + 3H O
3(st) 2 3 2 2
3. Na podstawie szeregu aktywności metali można sprawdzić m.in.:
czy metal X jest aktywniejszy od metalu Y np.:
Fe + CuSO FeSO +Cu
4 4
Cu + FeSO nie zachodzi
4
czy jonami X można utlenić/zredukować jony Y np.:
Fe2+ (E = -0,44) i Pb2+ (E = -0,13) jonami Fe2+ można zredukować jony Pb2+, a
43
jonami Pb2+ można utlenić jony Fe2+
czy pierwiastek X koroduje szybciej niż pierwiastek Y np.:
Zn2+ (E = -0,76) i Ni2+ (E = -0,22) szybciej koroduje cynk
jakie znaki będą miały elektrody X i Y w danym ogniwie np.:
Zn2+ (E = -0,76) i Cu2+ (E = +0,34) cynk będzie biegunem ujemnym, a miedz
dodatnim
jaką wartość siły elektromotoryczną (SEM) ma ogniwo zbudowane z dwóch półogniw X
i Y np.:
Zn2+ (E = -0,76) i Cu2+ (E = +0,34) 0,34 (-0,76) = 1,10 V
4. Utlenianie to podwyższenie stopnia utleniania (w elektrolizie i ogniwach na anodzie,
utleniają się pierwiastki o niższym potencjale). Ten co się utlenia to tzw. reduktor.
Redukcja to obniżenie stopnia utleniania (w elektrolizie i ogniwach na katodzie,
redukują się pierwiastki o wyższym potencjale). Ten co się redukuje to tzw. utleniacz.
Reakcji utleniania zawsze towarzyszy reakcja redukcji, ponieważ elektrony oddawane
przez substancję w procesie utleniania muszą zostać przyjęte przez inną substancję w
procesie redukcji. Reakcje utleniania-redukcji to tzw. reakcje redoks np.:
Mg Mg2+ + 2e- Mg 2e- Mg2+
lub inaczej
O + 4e- 2O2- O + 4e- 2O2-
2 2
5. Przykłady pierwiastków i związków
a) utleniaczy:
pierwiastki, których wysoka elektroujemność sprzyja przyłączaniu elektronów
(przejście:
0 ujemny stopień utleniania) np. F , Cl , Br , O , S, N
2 2 2 2
pierwiastki o mniejszej trwałości wyższego stopnia utleniania (przejście: wyższy stopień
utleniania niższy stopień utleniania) np. O ( -I -II), S (-I -II), N (-I -III lub
2
-II -III), Fe (+VI +III), Cr (+VI +III), Mn (+VII +IV), Co (+III +II)
związki np. HNO , stężony H SO , H O , O , chlorany(I), jodany(VII), bromiany(VII),
3 2 4 2 2 3
związki ołowiu(IV)
b) reduktorów
pierwiastki, których niska elektroujemność sprzyja oddawaniu elektronów (przejście:
0 dodatni stopień utleniania) np. reaktywne metale, wodór
pierwiastki o mniejszej trwałości niższego stopnia utleniania (przejście: niższy stopień
utleniania wyższy stopień utleniania) np. I- ( -I 0), S2- (-II 0), Fe (+II +III),
Cr (+II +III), Cu (+I +II), S (+IV +VI), N (+III +V)
związki np. HCl, H SO , H O , sole żelaza(II), sole miedzi(I), jodki, siarczany(IV),
2 3 2 2
tiosiarczany(VI), azotany(III)
Istnieją pierwiastki i związki, które mają zarówno właściwości utleniające jak i
redukujące!
44
6. Jak ustalić współczynniki stechiometryczne w reakcjach redoks?
a) zapisać cząsteczkowo równanie reakcji
b) zapisać bilans elektronowy (równania połówkowe, w których do jednego pierwiastka z
substratów dodajemy elektrony, a od drugiego odejmujemy tworząc pierwiastki z
produktów)
c) reguły obliczania stopnia utleniania:
suma stopni utleniania cząsteczki wynosi 0
suma stopni utleniania jonu jest równa ładunkowi jonu
stopień utleniania pierwiastków w stanie wolnym wynosi 0
stopień utleniania fluoru w związkach wynosi -I
stopień utleniania tlenu w związkach wynosi II, w nadtlenkach -I, w O F +I, w OF +II
2 2 2
stopień utleniania wodoru w związkach wynosi +I, w wodorkach metali -I
stopień utleniania cyrkonu i hafnu w związkach wynosi +IV
stopień utleniania litowców w związkach wynosi +I
stopień utleniania berylowców oraz cynku i kadmu w związkach wynosi +II
stopień utleniania skandanowców i borowców (prócz talu) w związkach wynosi +III
metale mogą przyjmować tylko dodatnie stopnie utleniania
w przypadkach nie objętych powyższymi regułami ujemne stopnie utleniania należy
przypisywać pierwiastkom o większej elektroujemności (np. w CS węgiel +IV, siarka
2
-II)
d) należy pamiętać, że bilans również podlega prawie stałości składu (liczba substratów
musi więc być równa liczbie produktów)
e) pomnożyć bilans elektronowy (pierwsze równanie połówkowe przez liczbę elektronów
występującą w drugim równaniu połówkowym, drugie równanie przez liczbę elektronów
występującą w pierwszym równaniu połówkowym; jeżeli te mnożniki mają wspólny
dzielnik, wówczas skracamy je ze sobą)
f) uzupełniamy współczynniki stechiometryczne w równaniu zgodnie z równaniami
połówkowymi
g) uzupełniamy współczynniki stechiometryczne pierwiastków, które nie zmieniły stopnia
utleniania
h) w reakcjach zapisanych jonowo należy pamiętać, że uzupełnianie współczynników
stechiometrycznych pierwiastków, które nie zmieniły stopnia utleniania odbywa się
zgodnie z zasadą zachowania ładunku
Zadanie 1
Zbilansuj poniższą reakcję:
+V 0 -III +II
1NaNO + 4Zn + 7NaOH 1NH + 4Na ZnO + 2H O
3 3 2 2 2
0 +II
Zn 2e- Zn / " 8 " 4
+V -III
N + 8e- N / " 2 " 1
45
Zadanie 2
Zbilansuj poniższą reakcję:
+VI -II +III 0
2-
1Cr O + 3S2- + 14H+ 2Cr3+ + 3S + 7H O
2 7 2
-II 0
S 2e- S / " 3
+VI +III
Cr + 3e- Cr / " 2
7. Wyjątkowe reakcje redoks:
a) np.:
0 +V +II +II
3Hg + 8HNO 3Hg(NO ) + 2NO + 4H O
3 3 2 2
0 +II
Hg 2e- Hg / " 3
+V +II
N + 3e- N / " 2
W reakcji tej przed HNO nie stoi współczynnik 2 jakby to wynikało z bilansu
3
elektronowego, ponieważ tylko część atomów azotu zmieniła stopień utleniania:
z x atomów N+V stopień utleniania zmieniły tylko 2 atomy (co wynika z drugiego
równania połówkowego), ale 6 sześć atomów N+V nie zmieniło stopnia utleniania (2 + 6
= x = 8)
b) np.:
+VI +VII +II
3K MnO + 2H O 2KMnO + 1MnO + 4KOH
2 4 2 4 2
+VI +VII
Mn 1e- Mn / " 2
+VI +II
Mn + 2e- Mn / " 1
W reakcji tej przed K MnO stoi współczynnik 3, ponieważ jest on sumą
2 4
współczynników z pierwszego i drugiego równania połówkowego (1 + 2 = 3), w których
pojawia się ten sam atom: Mn+VI.
c) np.
0 0 I -II
H + O H O
2 2 2
0 +I " 2
H 2e- 2H / " 4 " 2
2
0 -II " 2
O + 4e- 2O / " 2 " 1
2
W równaniach połówkowych zgodnie z zasadą g) zastosowano prawo stałości składu
(nieprawidłowy jest zapis: H 1e- H lub O + 2e- O).
2 2
8. Ogniwo galwaniczne zbudowane jest z dwóch połączonych kluczem elektrolitycznym
(zapewnia kontakt elektryczny między półogniwami i jednocześnie zapobiega wymianie
jonów) półogniw (elektrod zanurzonych w elektrolitach) katody (+) i anody (-).
Pierwiastek o wyższym potencjale pełni rolę katody, czyli dodatniego bieguna (a więc
jest utleniaczem). Procesy zachodzące w ogniwie są samorzutne, energia chemiczna
zamieniana jest na energię elektryczną.
46
Podział półogniw:
a) I rodzaju następuje przemiana pierwiastka w jon:
metaliczne w reakcji elektrodowej uczestniczy metal elektrody np.:
Zn | Zn2+
gazowe w reakcji elektrodowej nie uczestniczy metal elektrody, ale jedynie drobiny
elektrolitu np.:
Pt | Cl | Cl-
2
b) II rodzaju zbudowane z metalu pokrytego warstwą swojej trudno rozpuszczalnej soli,
zanurzonego w roztworze zawierającego jony tej soli; zawiera dwie granice faz: metal-
sól i sól-roztwór np.:
Ag | AgCl | Cl-
c) redoks w reakcji elektrodowej nie uczestniczy metal elektrody, ale jedynie drobiny
elektrolitu, występują tylko jony np.:
Pt | Fe2+, Fe3+
9. Schemat ogniwa
a) ogólny
(-) półogniwo (pierwiastek | jon) || półogniwo (jon | pierwiastek) (+)
(-) Mg | Mg2+ || Ag+ | Ag (+)
b) biorąc pod uwagę schemat budowy półogniwa
gdy elektrolit jest wspólny dla obu półogniw
(-) anoda | elektrolit | katoda (+)
(-) Zn | H SO | Cu (+) ogniwo Volty
2 4
gdy elektrolit jest różny dla dwóch półogniw
(-) anoda | elektrolit 1 | | elektrolit 2 | katoda (+)
(-) Zn | ZnSO || CuSO | Cu (+) ogniwo Daniella
4 4
11. Ogniwo Leclanchego
(-) Zn | NH Cl | MnO | C (+)
4 2
Zn 2e Zn2+
+
2NH + 2e 2NH + H ę!
4 3 2
Reakcja jonów cynku i amoniaku:
Zn2+ + 4NH [Zn(NH ) ]2+
3 3 4
Powstający wodór wiązany jest przez MnO (ochrona przed pasywacją):
2
2MnO + H Mn O + H O
2 2 2 3 2
12. Akumulator to rodzaj ogniwa elektrycznego, które może być wielokrotnie użytkowane
(zachodzi rozładowanie, a następnie ładowanie prądem elektrycznym) np. akumulator
ołowiowy:
3-
A(-) Pb + SO 2e PbSO
4 4
3-
K(+) PbO + 4H+ + SO +2e PbSO + 2H O
2 4 4 2
13. Siła elektromotoryczna ogniwa (SEM) to różnica potencjałów między półogniwami (od
wartości większej potencjał katody odejmujemy mniejszą potencjał anody).
SEM = E0 E0
katoda anoda
47
14. Metody zapobiegania korozji
pokrywanie metali warstwą ochroną (pasywowanie)
pokrywanie metali warstwą metalu szlachetniejszego (jedynie ochrona mechaniczna, po
zarysowaniu zachodzi korozja) lub warstwą metalu mniej szlachetnego (ochrona
mechaniczna i elektrochemiczna, po zarysowaniu nie zachodzi korozja)
łączenie metali z protektorami (metalami mniej szlachetnymi), protektory stają się anodą
i ulegają korozji zamiast metalu
15. Elektroliza jest odwróceniem procesów zachodzących w ogniwie poprzez podłączenie
prądu o napięciu wyższym niż wartość SEM ogniwa (jest więc procesem wymuszonym).
Elektrolizer zbudowany jest z dwóch elektrod zanurzonych w elektrolitach katody
(ujemna) i anody (dodatnia). Pierwiastek o wyższym potencjale pełni rolę anody, czyli
dodatniego bieguna (a więc jest reduktorem). Procesy zachodzące w elektrolizerze nie są
samorzutne, energia elektryczna zamieniana jest na energię chemiczną.
16. Ruch elektronów w ogniwie oraz elektrolizerze odbywa się od katody (na którą
elektrony są dostarczane przez prąd) do anody (z której elektrony są pobierane przez
prąd). Tak więc prąd odbywa się w kierunku przeciwnym do ruchu elektronów.
17. Jak przeprowadzić elektrolizę?
a) dany związek rozbić na jony pod wpływem temperatury lub wody (stosujemy zapis z
podwójną strzałką) i uzupełnić współczynniki stechiometryczne
b) w równaniach połówkowych do kationów na ujemnej katodzie dodajemy tyle
elektronów, aby otrzymać cząsteczkę obojętną, do anionów na dodatniej anodzie
dodajemy tyle elektronów, aby otrzymać cząsteczkę obojętną (ilość elektronów na
katodzie i anodzie jest sobie równa, współczynniki stechiometryczne należy zastosować
także w zapisie katodowym oraz anodowym gdy przed jakimś pierwiastkiem miałby
stać współczynnik ułamkowy, oba równania należy pomnożyć, aby pozbyć się ułamka
np.:
Al O "! 2Al3+ + 3O2-
2 3
K(-) 2Al3+ + 6e 2Al Ł 4Al3+ + 12e 4Al
A(+) 3O2- 6e 1O Ł 6O2- 12e 3O )
2 2
48
c) dla:
substancji stopionych
q w przypadku reszty kwasowej kwasów tlenowych uwalnia się tlen:
2-
SO + 2e SO + O
4 2 2
q w przypadku grupy wodorotlenowej:
2OH- 2e H O + O
2 2
roztworów wodnych
q w przypadku reszty kwasowej kwasów tlenowych, tlenu i metali o potencjale niższym
od cynku zamiast powyższych rozładowaniu ulega woda:
na katodzie
2H O + 2e 2OH- + H
2 2
na anodzie
H O 2e 2H+ + O
2 2
q w przypadku grupy wodorotlenowej:
2OH- 2e H O + O
2 2
Zadanie 1
Przedstawić elektrolizę stopionych substancji:
a) chlorku ołowiu
PbCl "! Pb2+ + 2Cl-
2
K(-) Pb2+ + 2e- Pb
A(+) 2Cl- 2e- Cl
2
b) chlorku sodu
2NaCl "! 2Na+ + 2Cl-
K(-) 2Na+ + 2e- 2Na
A(+) 2Cl- 2e- Cl
2
c) azotanu potasu
KNO "! K+ + NO3-
3
K(-) K+ + e- K
-
A(+) NO e- NO + O
3 2 2
d) wodorotlenku sodu
2NaOH "! 2Na+ + 2OH-
K(-) 2Na+ + 2 e- 2Na
A(+) 2OH- 2e- H O + O
2 2
Zadanie 2
Przedstawić elektrolizę wodnych roztworów:
a) kwasu solnego
HCl "! H+ + Cl-
K(-) 2H+ + 2 e- H
2
A(+) 2Cl- 2e- Cl
2
b) kwasu siarkowego VI
2-
H SO "! 2H+ + SO
2 4 4
K(-) 2H+ + 2 e- 2Na
A(+) H O 2e- 2H+ + O
2 2
c) wodorotlenku sodu
49
NaOH "! Na+ + OH-
K(-) 2H O + 2e- 2OH- + O
2 2
A(+) 2OH- 2e- H O + O
2 2
d) azotanu V potasu
2-
KNO "! K+ + NO
3 3
K(-) 2H O + 2e- 2OH- + O
2 2
A(+) H O 2e- 2H+ + O
2 2
18. Kolejność wydzielania się produktów elektrolizy
a) na katodzie
metale o potencjale wyższym od glinu (najpierw wydzieli się ten o wyższym potencjale,
gdyż łatwiej się zredukuje)
kation wodorowy H+
woda
b) na anodzie
anion kwasu beztlenowego (najpierw wydzieli się ten o niższym potencjale, gdyż łatwiej
się utleni)
anion OH-
woda
Jeżeli anoda wykonana jest z metalu, którego jony znajdują się w roztworze, to anoda się
roztwarza (metal, z którego wykonano anodę przechodzi to roztworu).
Zadanie 3
Wodny roztwór zawierający ZnCl2, CuS i FeBr2 poddano elektrolizie na elektrodach
platynowych. W jakiej kolejności będą wydzielały się jony na katodzie, a w jakiej na
anodzie?
Na katodzie: Cu, Fe, Zn
Na anodzie: S, Br, Cl
50
CHEMIA KWANTOWA
1. Elektrony w atomie obsadzają poziomy o najniższej energii (stan podstawowy), w miarę
oddalania się elektronu od jądra jego energia rośnie (w odległości nieskończonej wynosi
0):
E = -1/n2 E
1
n główna liczba kwantowa
E bezwzględna wartość elektronu atomu wodoru w stanie podstawowym (13,6 eV)
1
2. Elektrony mogą przechodzić na wyższy poziom energetyczny po dostarczeniu kwantu o
energii równej różnicy energii stanu wzbudzonego i podstawowego (przechodzą ze stanu
podstawowego w stan wzbudzony).
Elektrony mogą przechodzić na niższy poziom energetyczny po oddaniu kwantu o
energii równej różnicy energii stanu wzbudzonego i podstawowego (przechodzą ze stanu
wzbudzonego w stan podstawowy).
3. Wzór na kwant energii:
E = E E = hv
2 1
gdzie: E energia kwantu, h stała Plancka, v częstotliwość
4. Jak ustalić konfigurację elektronową danego pierwiastka?
a) ustalamy liczbę atomową danego pierwiastka
b) wypisujemy kolejno podpowłoki tego pierwiastka aż zsumowana liczba elektronów na
kolejnych podpowłokach będzie równa liczbie atomowej np.:
K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 2 + 2 + 6 +2 + 6 + 1 = 19
19
c) w przypadku, gdy ostatnią podpowłoką jest podpowłoka d i są na niej 4 lub 9
elektronów, wtedy jeden elektron przeskakuje z podpowłoki s np.:
Cu 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10
29
5. Jak ustalić, na jakich podpowłokach są elektrony walencyjne?
a) sposób I
dla pierwiastków grup 1 i 2
q wypisać konfigurację elektronową pierwiastka
q jedna, ostatnia powłoka jest powłoką walencyjną
Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4s2
20
dla pozostałych pierwiastków
q wypisać konfigurację elektronową pierwiastka
q dwie, ostatnie powłoki są powłokami walencyjnymi (należy podać je w kolejności
wzrastającej odległości od jądra)
q Cr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 3d4 4s2 3d5 4s1 (patrz niżej)
24
b) sposób II
dla grup głównych:
1 2 13 14 15 16 17 18
ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2p6
gdzie: n numer okresu
Si (3 okres, 14 grupa) 3s2 3p2
51
dla grup pobocznych (w przypadku gdy na podpowłoce d są 4 lub 9 elektronów, wtedy
jeden elektron przeskakuje z podpowłoki s):
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
(n-1)d1ns2 (n-1)d2ns2 (n-1)d3ns2 (n-1)d4ns2 (n-1)d5ns2 (n-1)d6ns2 (n-1)d7ns2 (n-1)d8ns2 (n-1)d9ns2 (n-1)d10ns2
gdzie n numer okresu
Cu (4 okres, 11 grupa) 3d9 4s2 3d10 4s1
6. Jak ustalić konfigurację elektronową danego jonu?
a) pierwiastki z bloku s: tracą elektrony z podpowłoki s np.:
Mg 1s2 2s2 2p6 3s2 Mg2+ 1s2 2s2 2p6
12 10
b) pierwiastki z bloku p: tracą elektrony z podpowłoki p, potem z s np.:
Al 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 Al3+ 1s2 2s2 2p6
13 16
c) pierwiastki z bloku d: tracą elektrony z podpowłoki s, potem z d np.:
Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 Fe3+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5
26 23
d) pierwiastki z bloku f: tracą elektrony z podpowłoki s, potem z d, potem z f np.:
e) Ce 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f2 Ce4+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
58 54
3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
7. Przewidywanie stopni utleniania na podstawie konfiguracji elektronowej
a) minimalny stopień utleniania
wypisać konfigurację elektronów walencyjnych
spoglądamy na ostatnią podpowłokę minimalny stopień utleniania wynosi tyle, ile
brakuje elektronów na tej podpowłoce do pełnego jej obsadzenia np.:
3s2 3p4 6 4 = -II (minus, bo pierwiastek może przyjąć dwa elektrony o ładunku
ujemnym, a więc dwa minusy )
b) maksymalny stopień utleniania
wypisać konfigurację elektronów walencyjnych
spoglądamy na dwie (w grupach 1 i 2 na jedną) podpowłoki walencyjne maksymalny
stopień utleniania wynosi tyle, ile wynosi suma elektronów na tych podpowłokach np.:
3s2 3p4 2 + 4 = +VI (plus, bo pierwiastek może oddać sześć elektronów o ładunku
ujemnym, a więc sześć minusów )
8. Zapis z helowcem
a) dla danego pierwiastka dobieramy jego helowiec dla okresu 4, helowiec z okresu 3,
dla okresu 5, helowiec z okresu 4 itd.
b) dopisujemy konfigurację walencyjną np.:
K [Ar] 4s1
c) można dokonać sprawdzenia:
liczba atomowa wybranego helowca + elektrony walencyjne = liczba atomowa
pierwiastka np.:
K [Ar] 4s1 18 + 1 = 19
9. Liczby kwantowe
a) główna
n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 (K, L, M, N, O, P, Q)
maksymalna ilość elektronów w powłoce elektronowej wynosi:
2n2
52
np. dla powłoki K 2, L 8, M 18...
b) poboczna
l = 0, 1, 2, 3, 4, 5... (s, p, d, f, g, h...)
l = n 1 np. dla n = 3, l = 0, 1, 2
max
określa liczbę stanów kwantowych w podpowłoce elektronowej:
4l + 2
np. dla podpowłoki s 2, p 6, d 10...
c) magnetyczna
-l d" m d" l
np. dla l = 2, m = -2, -1, 0, 1, 2
określa liczbę orbitali w podpowłoce elektronowej:
2l + 1
np. l = 2, to m = -2, -1, 0, 1, 2, więc podpowłoka d składa się z pięciu orbitali
d) magnetyczna spinowa
m = -,
s
e) spinowa
s =
10. Powłoka elektronowa to zbiór elektronów opisanych jednakowymi liczbami
kwantowymi n.
11. Podpowłoka elektronowa to zbiór elektronów opisanych jednakowymi liczbami
kwantowymi n, l.
12. Poziom orbitalny to zbiór elektronów opisanych jednakowymi liczbami kwantowymi n,
l i m.
13. Orbital to zbiór elektronów opisanych jednakowymi liczbami kwantowymi n, l, m i m
s
(orbital obejmuje dwa elektrony, ponieważ magnetyczna spinowa liczba kwantowa
przyjmuje dwie wartości).
14. Wygląd obszaru orbitalnego zależy od trzech pierwszych liczb kwantowych:
a) głównej decyduje o rozmiarach orbitalu
b) poboczna decyduje o kształcie orbitalu
53
c) magnetyczna decyduje o orientacji przestrzennej
15. Metoda VSEPR ustalanie hybrydyzacji
a) dla cząsteczki
Lp = + (n m)
gdzie: liczbą wiązań , n elektrony walencyjne atomu centralnego, m elektrony
potrzebne do dubletu lub oktetu atomu centralnego
b) dla anionu
Lp = + (n m a)
gdzie: liczbą wiązań , n elektrony walencyjne atomu centralnego, m elektrony
potrzebne do dubletu lub oktetu atomu centralnego, a ładunek jonu
c) dla kationu
Lp = + (n m + a)
gdzie: liczbą wiązań , n elektrony walencyjne atomu centralnego, m elektrony
potrzebne do dubletu lub oktetu atomu centralnego, a ładunek jonu
Gdy:
Lp = 2, to jest hybrydyzacja sp
Lp = 3, to jest hybrydyzacja sp2
Lp = 4, to jest hybrydyzacja sp3
16. Moment dipolowy określa budowę cząsteczki:
a) gdy moment dipolowy = 0, to cząsteczka ma budowę liniową (hybrydyzacja sp) lub
cząsteczka jest dwuatomowa np. Cl
2
b) gdy moment dipolowy `" 0, to cząsteczka ma budowę kątową (hybrydyzacja sp2 lub sp3)
W przypadku cząsteczek mających budowę liniową nie muszą mieć
momentu dipolowego = 0 np.:
HCl moment dipolowy `" 0 (sp3, ładunek ujemny przesunięty w stronę chloru,
ładunek dodatni przesunięty w stronę wodoru)
Zadanie 1
Pogrupuj poniższe cząsteczki na posiadającego moment dipolowy i go nie posiadające:
O , H S, HBr, H O, SO , NO , CO .
2 2 2 2 2 2
moment dipolowy = 0: CO (sp), O (ładunek nie jest przesunięty w żadną stronę)
2 2
moment dipolowy `" 0: H S (sp3), H O (sp3), SO (sp3), HBr (sp3), NO (sp2)
2 2 2 2
17. Wzory klatkowe
a) rysujemy potrzebną ilość kratek
dla podpowłoki s 1 kratka
54
dla podpowłoki p 3 kratki
dla podpowłoki d 5 kratek
dla podpowłoki f 7 kratek
b) zapełniamy kratki pojedynczymi elektronami ( strzałkami ) zgodnie z zasadami:
zakaz Pauliego
W danym atomie nie mogą istnieć elektrony opisane tymi samymi wartościami
wszystkich liczb kwantowych (stąd w jednej klatce strzałki muszą mieć przeciwne
zwroty, ponieważ oznaczają magnetyczną spinową liczbę kwantową).
1s2
ę!!
n = 1
l = 0
m = 0
s =
m = - i
s
reguła Hunda
W danej podpowłoce powinna istnieć jak największa liczba niesparowanych elektronów,
do sparowania elektronów dochodzi po zajęciu przez elektrony niesparowane wszystkich
orbitali.
ę!! ę!
- elektrony sparowane - elektrony niesparowane
18. Wzory klatkowe a liczby kwantowe np.:
3d
ę!
n = 3
l = 2
m = -2
s =
m = +
s
Zadanie 2
Narysuj wzór klatkowy siarki.
S 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
16
ę!! ę!! ę!! ę!! ę!! ę!! ę!! ę! ę!
19. Reguła oktetu
Wszystkie atomy poza wodorem dążą do tego, aby na ostatniej powłoce walencyjnej
mieć osiem elektronów (tak jak gazy szlachetne, które są bierne chemicznie, gdyż nie
chcą przyłączyć ani oddać elektronów) poprzez ich przyłączanie, oddawanie lub
uwspólnianie np.:
Na 1s2 2s2 2p6 3s1 Na+ 1s2 2s2 2p6 (sodowi łatwiej jest oddać 1e- niż przyłączyć 7)
11
Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Cl- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (chlorowi łatwiej jest przyłączyć 1e- niż
17
55
oddać 7)
Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 + 1 (uwspólnienie)
17 2
20. Reguła dubletu
Atom wodoru dąży do tego, aby na ostatniej powłoce walencyjnej mieć dwa elektrony
(tak jak gaz szlachetny hel, który jest bierny chemicznie, gdyż nie chce przyłączyć ani
oddać elektronów) poprzez ich oddawanie lub uwspólnianie:
H 1s1 H+
1
H 1s1 H 1s1 + 1 (uwspólnienie)
1 2
56
UKAADY CHEMICZNE
1. Układ reagujący to substancje, które reagują i przestrzeń, w której te substancje się
znajdują. Stan układu reagującego opisują: temperatura, ciśnienie, objętość i skład
(liczby moli składników).
Podział układów:
a) ze względu na liczbę faz i składników
homogeniczny (jednofazowy, jednorodny)
q jednoskładnikowy (substancja w jednym stanie skupienia np. woda)
q wieloskładnikowy (mieszanina jednorodna np. roztwór właściwy)
heterogeniczny (wielofazowy, niejednorodny)
q jednoskładnikowy (substancja w różnych stanach skupienia np. kostka lodu w wodzie)
q wieloskładnikowy (mieszanina niejednorodna np. zawiesina, koloid)
b) ze względu na sposób wymiany masy lub energii pomiędzy układem a otoczeniem
otwarty, gdy wymienia z otoczeniem energię i masę (powoduje to zakłócenie składu
układu)
zamknięty, gdy wymienia z otoczeniem energię, ale nie masę (nie powoduje zakłócenia
układu)
izolowany, gdy nie wymienia z otoczeniem ani energii ani masy (powoduje zakłócenie
układu, ponieważ powstające ciepło powoduje zwiększenie temperatury składników
układu)
Układ wymienia z otoczeniem energię w postaci pracy lub ciepła.
2. Otoczenie to wszystko, co nie należy do układu reagującego np. ścianki kolby.
3. Roztwór jest układem dyspersyjnym (rozpraszającym), wieloskładnikowym (minimum
dwuskładnikowym), w którym jeden ze składników jest rozpuszczalnikiem (fazą
rozpraszającą), a pozostałe są substancjami rozpuszczonymi (faza rozproszonymi).
Podział roztworów:
a) ze względu na stan skupienia rozpuszczalnika i substancji rozpuszczonej
roztwór ciekły (np. woda z cukrem)
roztwór stały (np. stopy metali)
roztwór gazowy (np. powietrze)
b) ze względu na rodzaj faz:
stop (ciało stałe rozproszone w ciele stałym)
zawiesina (ciało stałe rozproszone w cieczy)
dym (ciało stałe rozproszone w gazie)
żel (ciecz stałe rozproszone w ciele stałym)
emulsja (ciecz rozproszona w cieczy)
mgła (ciecz rozproszona w gazie)
pumeks (gaz rozproszony w ciele stałym)
piana (gaz rozproszony w cieczy)
c) ze względu na stopień rozdrobnienia substancji rozpuszczonej
układ gruboziarnisty (zawiesina): drobiny > 10-7 m
roztwór koloidalny: 10-9 m < drobiny < 10-7 m
roztwór właściwy: drobiny < 10-9 m
57
4. Podział koloidów ze względu na fazę rozpraszającą
a) zol (roztwór ciekły)
b) żel
5. Koagulacja to łączenie cząstek koloidu w większe agregaty (przejście zolu w żel).
Zachodzi pod wpływem dużego stężenia soli metali lekkich, bodzca mechanicznego
(wstrząsy) lub odparowania rozpuszczalnika.
6. Wysalanie to koagulacja pod wpływem dużej ilości soli (przejście zolu w żel). Zachodzi
pod wpływem dużego stężenia soli metali lekkich.
7. Denaturacja to nieodwracalna koagulacja (przejście zolu w żel). Zachodzi pod wpływem
dużego stężenia soli metali ciężkich, alkoholu lub wysokiej temperatury.
8. Peptyzacja to zwiększenie rozdrobnienia cząstek koloidu (przejście żelu w zol).
Zachodzi pod wpływem dodatku rozpuszczalnika.
9. Porównanie układów dyspersyjnych:
ZAWIESINA KOLOID R-R WAAŚCIWY
przechodzenie przez faza rozproszona nie przechodzą obie fazy przechodzą obie fazy
sączek bibuły przechodzi
przechodzenie przez faza rozproszona nie faza rozproszona nie przechodzą obie fazy
błony półprzepuszczalne przechodzi przechodzi
sedymentacja (opadanie zachodzi nie zachodzi nie zachodzi
cząstek fazy rozproszonej
na dno naczynia)
przechodzenie światła światło nie przechodzi światło przechodzi, widać światło przechodzi, ale nie
(pochłonięte lub odbite) drogę przejścia dzięki odbiciu widać drogi przejścia
światła od cząstek fazy
rozproszonej (Efekt Tyndalla)
wzajemne przejścia
dyspersja kondensacja
koagulacja dysolucja
10. Zjawiska koagulacji i kondensacji polegają na łączeniu się mniejszych cząstek w
większe, zaś zjawiska dysolucji i dyspersji na rozpadzie większych cząstek na mniejsze.
11. Rozpuszczanie to zjawisko fizyczna, a rozpuszczalność to wielkość fizyczna!
Rozpuszczalność to maksymalna liczba gramów substancji jaka rozpuści się w 100 g
rozpuszczalnika w określonej temperaturze.
12. Roztwór nasycony to roztwór pozostający w stanie równowagi z osadem substancji
rozpuszczonej (ilość substancji rozpuszczonej i ilość osadu nie zmieniają się).
13. Roztwór przesycony to rozwór niepozostający w stanie równowagi z osadem substancji
rozpuszczonej (ilość substancji rozpuszczonej i ilość osadu mogą się zmienić pod
wpływem np. bodzca mechanicznego).
58
14. Roztwór nienasycony to roztwór, w którym w danej temperaturze można rozpuścić
jeszcze pewną ilość danej substancji.
15. Czynniki wpływające na rozpuszczalność:
rodzaj substancji rozpuszczonej
rodzaj rozpuszczalnika
temperatura (dla cieczy i ciał stałych rozpuszczalność rośnie ze wzrostem temperatury,
dla gazów rozpuszczalność maleje ze wzrostem temperatury, stąd ryby giną w ciepłej
wodzie; w przypadku, gdy rozpuszczanie jest procesem egzoenergetycznym jest na
odwrót)
ciśnienie (rozpuszczalność rośnie ze wzrostem ciśnienia)
bodzce mechaniczne (rozpuszczalność maleje z pojawieniem się np. wstrząsów)
16. Efekty towarzyszące rozpuszczaniu:
roztwarzanie rozpuszczanie któremu towarzyszą reakcje chemiczne np. roztwarzanie
metali w kwasie
zmiana objętości:
q zmniejszenie objętości
q dylatacja objętość większa od sumy objętości rozpuszczalnika i substancji
rozpuszczonych na skutek oddziaływań
q kontrakcja objętość mniejsza od sumy objętości rozpuszczalnika i substancji
rozpuszczonych na skutek oddziaływań np. zmieszanie alkoholu i wody (następuje
zmniejszenie objętości w wyniku tworzenia się wiązań wodorowych między wodą a
polarną grupą OH)
efekty termiczne (rozpuszczanie może być procesem endo- lub egzoenergetyczym)
solwatacja otaczanie cząsteczek lub jonów substancji rozpuszczonej jonowej przez
cząsteczki rozpuszczalnika (solwatacja w roztworach wodnych to hydratacja):
zmiana gęstości
efekt ebulioskopowy (roztwór wrze w temperaturze nieco wyższej niż czysty
rozpuszczalnik)
efekt krioskopowy (roztwór krzepnie w temperaturze nieco niższej niż czysty
rozpuszczalnik stąd rozsypywanie soli w zimie zapobiega powstawaniu lodu roztwór
soli krzepnie w niższej temperaturze niż sama woda)
17. Rozdzielanie mieszanin
a) niejednorodnych
sączenie przez bibułę
dekantacja
b) jednorodnych
59
destylacja w wyniku odparowania, a następnie skroplenia wyodrębnia się faza stała
(metoda dotyczy tylko mieszanin ciekłych)
krystalizacja w wyniku ochładzania roztworu wyodrębnia się faza stała
rozwarstwianie w wyniku ochładzania roztworu wyodrębnia się faza ciekła
desaturacja w wyniku ochładzania roztworu wyodrębnia się faza gazowa
chromatografia w wyniku różnej przyczepności (adsorpcji) do bibuły lub innego
materiału porowatego
60
WZORY
1. Warunki normalne:
p = 1013 hPa
T = 0C = 273 K
2. Warunki standardowe:
p = 1000 hPa
T = 25C = 298 K
3. Masy w układzie okresowym podane są w unitach:
1g = 6,02 " 1023 u
1u = 1/12 masy atomu 12C = 1 / 6,02 " 1023 g = 1,67 " 10-24 g
4. Liczba Avogadra to liczba atomów lub cząsteczek w jednym molu substancji:
N = 6,022 " 1023 1/mol
A
5. Mole:
n = m / M
s
gdzie: n liczba moli [mol], m masa substancji [g], M masa molowa [g/mol]
s
6. Objętość molowa gazów: 1 mol gazu zajmuje w warunkach normalnych objętość 22,4
dm3:
n = V / V
mol
gdzie: n liczba moli [mol], V objętość gazu [dm3], V objętość molowa
mol
[dm3/mol]
7. Masa molowa równa jest masie atomowej lub cząsteczkowej podanej w unitach np.:
m (N ) = 28 u
a 2
M(N ) = 28 g/mol
2
8. Gęstość
d = m / V
s
d = M / V
mol
gdzie: d gęstość [g/dm3], V objętość [dm3], M masa molowa [g/mol], V
mol
objętość
molowa [dm3/mol]
9. Stężenie molowe:
c = n / V
m r
c = m / M / V
m s r
c = d " c% / M " 100%
m r
c = m / m " d / M
m s r r
gdzie: c stężenie molowe [mol/dm3], n liczba moli [mol], V objętość roztworu
m r
[dm3], M masa molowa [g/mol], d gęstość roztworu [g/dm3], m masa
r s
substancji [g], m masa roztworu [g]
r
61
10. Stężenie molalne:
c = n / m
a a
gdzie: c stężenie molalne [mol/kg], n liczba moli [mol], m masa rozpuszczalnika
a a
[g]
11. Równanie Clapeyrona:
pV = nRT
gdzie: p ciśnienie [Pa lub hPa], V objętość [m3 lub dm3], n liczba moli [mol], R
stała
gazowa [8,31 Pa " m3 / mol " K lub 83,1 hPa " dm3 / mol " K], T temperatura [K]
dla przemiany adiabatycznej (stała ilość gazu):
p " V / T = p " V / T
1 1 1 2 2 2
dla przemiany izotermicznej (stała ilość gazu i stała temperatura):
p " V = p " V
1 1 2 2
dla przemiany izobarycznej (stała ilość gazu i stałe ciśnienie):
V / T = V / T
1 1 2 2
dla przemiany izochorycznej (stała ilości gazu i stała objętość gazu):
p / T = p / T
1 1 2 2
Ciśnienie mieszaniny gazów jest równe sumie ciśnień cząstkowych poszczególnych
gazów:
(p + p + ... + p )V = (n + n + ... + n )RT
1 2 n 1 2 n
12. Wydajność reakcji:
W = masa otrzymanego produktu / teoretyczna masa otrzymanego produktu " 100%
62
gdzie: W wydajność reakcji [%]
Aączna wydajność procesu wieloetapowego jest iloczynem wydajności reakcji
stanowiących poszczególne etapy tego procesu:
W = W " W " W " ... " W
n 1 2 3 n
13. Reguła krzyżowa
a) stężenia procentowe
c |c c | = liczba jednostek masowych roztworu 1
p1 p p2
c
p
c |c c | = liczba jednostek masowych roztworu 2
p2 p p1
b) stężenia molowe
c |c c | = liczba jednostek objętościowych roztworu 1
m1 m m2
c
m
c |c c | = liczba jednostek objętościowych roztworu 2
m2 m m1
14. Stała dysocjacji to stosunek iloczynu stężeń molowych produktów do iloczynu stężeń
molowych substratów np.:
-
HNO "! H+ + NO
2 2
-
K = [H+][NO ] / [HNO ]
2 2
2SO + O "! 2SO
2 2 3
K = [SO ]2 / [SO ]2 " [O ]
3 2 2
W zapisie stężeniowej stałej dysocjacji pomija się stężenia reagentów stałych np.:
CaCO "! CaO + CO
3(s) (s) 2(g)
K = [CO ]
2
Im wyższa wartość stałej dysocjacji kwasu, tym kwas mocniejszy.
15. Stopień dysocjacji określa ile cząsteczek (moli cząsteczek) ulega dysocjacji:
ą = N / N " 100% lub ą = n / n " 100% lub ą = c / c " 100%
0 0 0
gdzie: N liczba cząsteczek zdysocjowanych, N liczba cząsteczek wprowadzonych, n
0
liczba moli zdysocjowanych, n liczba moli wprowadzonych, c stężenie
0
cząsteczek zdysocjowanych, c stężenie cząsteczek wprowadzonych
0
1c ąc 1ąc 1ąc
0 mHCl mHCl mHCl
HCl "! H+ + Cl- ą = 30%, c = 1 mol, V = 1 dm3, to:
mHCl
0,7 mol/dm3 0,3 mol/dm3 0,3 mol/dm3
ą = c / c " 100%
0
30% = c / 1 " 100%
c = 0,3 mol/dm3
1c ąc 1ąc 2ąc
0 mCaCl2 mCaCl2 mCaCl2
CaCl "! Ca2+ + 2Cl- ą = 100%, c = 1 mol, V = 1 dm3,
2 mCaCl2
to:
1 mol/dm3 1 mol/dm3 2 mol/dm3
ą = c / c " 100%
0
100% = c / 1 " 100%
c = 1 mol/dm3
63
16. Prawo rozcieńczeń Ostwalda:
a) dla ą > 0,05 (5%)
K = c " ą2 / 1 ą
m
b) dla ą < 5% lub c / K e" 400
m
K = c " ą2
m
17. Wykładnik stężenia jonów wodorowych:
pH = -log[H+]
pOH = -log[OH-]
pH + pOH = 14
Im wyższa wartość pH, tym roztwór bardziej zasadowy, a im niższa tym bardziej
kwasowy np.:
pH = 3, tzn. pH = 10-3 mol/dm3
roztwór o pH = 4 jest 10 razy mniej kwasowy i 10 razy
pH = 4, tzn. pH = 10-4 mol/dm3
bardziej zasadowy niż roztwór o pH = 3
18. Rozpuszczalność substancji to stężenie jej roztworu nasyconego:
m / m = S / 100 g
s a
gdzie: S rozpuszczalność [g/100 g]
19. Iloczyn rozpuszczalności (tylko elektrolity trudno rozpuszczalne)
M L "! xM+y + yL-x K = [M+y]x " [L-x]y
x y SO
gdzie: K iloczyn rozpuszczalności
SO
np.:
AgCl "! Ag+ + Cl- K = [Ag+] " [Cl-]
SO
[Ag+] = [Cl-] = [AgCl]
Gdy:
K < [M+y]x " [L-x]y, to roztwór jest przesycony (osad się strąci)
SO
K = [M+y]x " [L-x]y, to jest stan równowagi
SO
K > [M+y]x " [L-x]y, to roztwór jest nienasycony (osad się nie strąci)
SO
20. Prawa elektrolizy:
m = I " t " k
s
gdzie: m masa substancji wydzielona podczas elektrolizy [g], I natężenie prądu [A],
s
t
czas trwania elektrolizy [s], k równoważnik elektrochemiczny
F = M / k " z
e
gdzie: M masa molowa substancji wydzielonej podczas elektrolizy [g/mol], F stała
Faradaya (96500 C/mol), k równoważnik elektrochemiczny, z liczba
e
równa ilości elektronów w równaniu połówkowym dla jednego mola substancji
np. Na+ + 1e- Na, a nie 2Na+ + 2e- 2Na niezależnie od drugiej reakcji
połówkowej!
m = I " t " M / F " z
s e
gdzie: I natężenie prądu [A], ], t czas trwania elektrolizy [s], M masa molowa
substancji wydzielonej podczas elektrolizy [g/mol], ], F stała Faradaya (96500
C/mol), z liczba równa ilości elektronów w równaniu połówkowym dla
e
64
jednego mola substancji np. Na+ + 1e- Na, a nie 2Na+ + 2e- 2Na niezależnie
od drugiej reakcji połówkowej!
65
PIERWIASTKI I ZWIZKI CHEMICZNE
66
WODÓR
1. Reakcje wodoru:
z tlenem Ł bladoniebieski płomień, charakterystyczny dzwięk, tzw. mieszanina
piorunująca:
2H + O 2H O
2 2 2
z niemetalami (z fluorem; po naświetleniu, ogrzaniu lub zainicjowaniu reakcji iskrą
elektryczną reaguje z chlorem; po ogrzaniu i/lub w obecności katalizatora z bromem,
jodem, siarką, azotem i innymi pierwiastkami)
H + F 2HF
2 2
H + Cl 2HCl
2 2
H + Br 2HBr (T)
2 2
S + H H S (T)
2 2
N + 3H 2NH (T)
2 2 3
2. Otrzymywanie wodoru:
elektroliza (wydziela się na katodzie)
CH + 2H O CO + 4H
4 2 2 2
C + 2H O CO + 2H
2 2 2
Zn + 2HCl ZnCl + H
2 2
2Na + 2H O 2NaOH + H
2 2
3. Związki wodoru:
a) D O (woda ciężka)
2
b) kwasy, węglowodory
c) inne (omówione dalej)
4. Odmiany izotopowe
PROT DEUTER
TRYT
1 2
3
H H (D)
H (T)
najbardziej reaktywny mniej reaktywny mniej reaktywny
najczęstszy rzadki najrzadszy
5. Wodór jest najlżejszym gazem i jednocześnie najlżejszym pierwiastkiem.
67
SÓD
1. Związki sodu
a) NaOH (soda kaustyczna) silne właściwości higroskopijne
otrzymywanie
Na O + H O 2NaOH lub Na O + 2H O 2NaOH + H O
2 2 2 2 2 2 2
Na CO + Ca(OH) 2NaOH + CaCO
2 3 2 3
b) NaCl (sól kuchenna)
otrzymywanie
2NaCl 2Na(Hg) + Cl
2
2Na(Hg) + 2H O 2NaOH + H + Hg
2 2
c) Na CO (soda, soda kalcynowana, soda amoniakalna)
2 3
otrzymywanie
2NaCl + CaCO Na CO + CaCl (metoda Solvaya)
3 2 3 2
d) Na CO " 10H O (soda krystaliczna)
2 3 2
e) NaCl (halit, sól kuchenna)
68
POTAS
1. Związki potasu
a) KCl (sylwin)
b) KCl " MgCl " 6H O (karnalit)
2 2
c) KCl " MgSO " 3H O (kainit)
4 2
d) KNO (saletra indyjska)
3
69
GLIN
1. Reakcje glinu
pasywuje z tlenem (reaguje po ogrzaniu Ł biały, oślepiający płomień):
4Al + 3O 2Al O (T)
2 2 3
pasywuje z wodą (reaguje, gdy warstwa Al O się rozszczelni, np. w obecności zasady
2 3
sodowej dwa etapy reakcji):
Al O + NaOH + H O Na[Al(OH) ]
2 3 2 4
2Al + 6H O 2Al(OH) + 3H
2 3 2
z tlenkami metali (metoda aluminotermiczna służąca do otrzymywania tych metali:
chrom, mangan, wanad, kobalt, krzem, bor):
3Fe O + 8Al 9Fe + 4Al O
3 4 2 3
Cr O + 2Al 2Cr + Al O
2 3 2 3
pasywuje z kwasami utleniającymi (reaguje po ogrzaniu, bo Al O się roztwarza):
2 3
2Al + 3H SO Al (SO ) + 3H
2 4(roz) 2 4 2 2
2Al + 3H SO Al (SO ) + SO + H O (T)
2 4(st) 2 4 2 2 2
z zasadami:
2Al + 6NaOH + H O 2Na [Al(OH) ] + 3H (T)
2 3 6 2
2Al + 2NaOH + H O 2Na[Al(OH) ] + 3H (T)
2 4 2
nie reaguje z wodorem
z niemetalami tworząc sole (siarka, fosfor, azot):
2Al + 3S Al S
2 3
Al + P AlP
2Al + N 2AlN
2
2. Otrzymywanie glinu
elektroliza wodnego roztworu Al O
2 3
3. Związki glinu
a) Al O (korund) Ł ciało stałe białe
2 3
reakcje (właściwości amfoteryczne)
q z kwasami:
Al O + 3H SO Al (SO ) + 3H O
2 3 2 4 2 4 3 2
q z zasadami:
Al O + 6NaOH + 3H O 2Na [Al(OH) ]
2 3 2 3 6
Al O + 2NaOH + 3H O 2Na[Al(OH) ]
2 3 2 4
Al O + 6NaOH 2Na AlO + 3H O (T)
2 3 3 3 2
Al O + 2NaOH 2NaAlO + H O (T)
2 3 2 2
otrzymywanie
4Al + 3O 2Al O
2 2 3
2Al(OH) Al O + 3H O (T)
3 2 3 2
b) Al(OH) Ł ciało stałe białe
3
reakcje
q z kwasami:
2Al(OH) + 3H SO Al (SO ) + 6H O
3 2 4 2 4 2 2
70
q z zasadami:
Al(OH) + 3NaOH Na [Al(OH) ]
3 3 6
Al(OH) + NaOH Na[Al(OH) ]
3 4
Al(OH) + 3NaOH Na AlO + 3H O (T)
3 3 3 2
Al(OH) + NaOH NaAlO + 2H O (T)
3 2 2
otrzymywanie
AlCl + 3NaOH Al(OH) + 3NaCl
3 3
2Na[Al(OH) ] + CO 2Al(OH) + Na CO + H O
4 2 3 2 3 2
c) ałuny MIMIII(SO ) " 12H O np.:
4 2 2
ałun amonowo-glinowy NH Al(SO ) " 12H O
3 4 2 2
ałun glinowo-potasowy KAl(SO ) " 12H O
4 2 2
ałun glinowo-sodowy NaAl(SO ) " 12H O
4 2 2
71
WGIEL
1. Reakcje węgla
z tlenem
2C + O 2CO ( przy niedoborze)
2
C + O CO (przy nadmiarze)
2 2
po ogrzaniu z niemetalami
C + 2F CF
2 4
C + 2Cl CCl
2 4
C + 2S CS
2
z wszystkimi metalami
4Na + C Na C
4
2. Otrzymywanie węgla:
elektroliza
3. Związki węgla
a) CO Ł gaz bezbarwny, bezwonny
reakcje
q po ogrzaniu z wodą (reakcja konwersji):
CO + H O CO + H (T = 280C)
2 2 2
q po ogrzaniu z mocnymi zasadami:
CO + NaOH HCOONa (T)
q z tlenkami metali:
FeO + CO Fe + CO
2
q z wodorem:
CO + 2H CH OH (Cr O , ZnO)
2 3 2 3
otrzymywanie
2C + O CO
2
CO + C 2CO
2
C + H O CO + H
2 2
HCOOH CO + H O (H SO )
2 2 4(st)
b) CO Ł gaz bezbarwny, bezwonny
2
reakcje
q z wodą, jest bezwodnikiem kwasu węglowego(IV)
CO + H O CO " H O
2 2 2 2
q z tlenkami zasadowymi, jest bezwodnikiem kwasu węglowego(IV)
CO + ZnO ZnCO
2 3
q z zasadami, jest bezwodnikiem kwasu węglowego(IV)
CO + NaOH Na CO + H O
2 2 3 2
q z niemetalami (węgiel)
CO + C 2CO
2
q z metalami
CO + Mg MgO + CO
2
q fotosynteza
6CO + 6H O C H O + 6O (światło, chlorofil)
2 2 6 12 6 2
72
otrzymywanie
CaCO + 2HCl CaCl + CO + H O
3 2 2 2
C H O 2C H OH + 2CO (enzymy)
6 12 6 2 5 2
c) CH Ł gaz bezbarwny, bezwonny
4
reakcje
q nie reaguje z wodą
q z niemetalami (fluorowcami)
CH + Cl CH Cl + HCl (energia)
4 2 3
otrzymywanie
Al C + 12HCl AlCl + 3CH
4 3 3 4
Al C + 12H O 4Al(OH) + 3CH
4 3 2 3 4
d) acetylenki w reakcji z wodą tworzą acetylen
reakcje
q z wodą:
CaC + 2H O Ca(OH) + C H
2 2 2 2 2
e) węgliki w reakcji z wodą tworzą metan
reakcje
q z wodą:
Al C + 12H O 4Al(OH) + 3CH
4 3 2 3 4
4. Odmiany alotropowe węgla
GRAFIT DIAMENT FULLERENY
ciało stałe
ciemnoszary różne barwy (m.in. bezbarwny) żółtobrązowy
przewodzi prąd i ciepło przewodzi ciepło, nie przewodzi półprzewodniki
prądu
atomy w hybrydyzacji sp2 atomy w hybrydyzacji sp3 atomy w hybrydyzacji sp2
73
KRZEM
1. Reakcje krzemu
stopiony z tlenem tworząc krzemionkę:
Si + O SiO (T)
2 2
nie reaguje z wodą
z zasadami litowców:
Si + 2KOH + H O K SiO + 2H
2 2 3 2
z niemetalami tworząc sole (z fluorem; stopiony z pozostałymi fluorowcami, siarką,
azotem, węglem):
Si + 2F SiF
2 4
Si + 2Cl SiCl (T)
2 4
stopiony z stopionymi metalami:
Si + 2Mg Mg Si (T)
2
2. Otrzymywanie krzemu
SiO + 2C Si + 2CO
2
SiO + 2Mg Si + 2MgO
2
3. Związki krzemu
a) SiO (krzemionka)
2
reakcje
q nie reaguje z wodą
q z tlenkami zasadowymi, jest bezwodnikiem kwasu metakrzemowego(IV):
SiO + K O K SiO
2 2 2 3
SiO + 2K O K SiO
2 2 4 4
q z zasadami, jest bezwodnikiem kwasu metakrzemowego(IV):
SiO + 2NaOH Na SiO + H O
2 2 3 2
SiO + 4NaOH Na SiO + 2H O
2 4 4 2
q stopiony z węglanami litowców tworząc krzemiany:
SiO + Na CO Na SiO + CO (T)
2 2 3 2 3 2
q z kwasem fluorowodorowym (tzw. trawienie szkła):
SiO + 2H F SiF + 2H O
2 2 2 4 2
otrzymywanie
Si + O SiO (T)
2 2
Krzemionka tworzy rozbudowane struktury przestrzenne: (SiO ) .
2 n
b) SiH (monosilan) Ł gaz bezbarwny
4
reakcje
q reaguje z wodą:
SiH + 3H O H SiO + 4H
4 2 2 3 2
q reaguje z chlorowcami:
SiH + Cl SiH Cl + HCl
4 2 3
q reaguje z chlorowcowodorami:
SiH + HCl SiH Cl + H
4 3 2
otrzymywanie
Mg Si + 4HCl 2MgCl + SiH
2 2 4
74
AZOT
1. Reakcje azotu
po ogrzaniu z tlenem
N + O 2NO (T)
2 2
po ogrzaniu z wodorem
N + 3H 2NH (T)
2 2 3
po ogrzaniu z litem i berylowcami tworząc azotki
6Li + N 2Li N
2 3
2. Otrzymywanie azotu
NH NO N + 2H O (T)
4 2 2 2
2NaN 2Na + 3N (T)
3 2
3. Związki azotu
a) NH (amoniak), NH (woda amoniakalna) Ł ciecz bezbarwna, ostry zapach
3 3(aq)
reakcje
q ulega dysocjacji elektrolitycznej:
NH + H O "! NH " H O
3 2 3 2
+
NH " H O "! NH + OH-
3 2 4
q z kwasami:
NH + HCl NH Cl
3 4
otrzymywanie
+
NH + OH- NH " H O NH + H O
4 3 2 3 2
N + 3H 2NH (T, p, kat)
2 2 3
b) sole amonowe
reakcje
q rozkład pod wpływem temperatury:
NH Cl NH + HCl (T)
4 3
NH HCO NH + CO + H O (T)
4 3 3 2 2
(NH ) CO 2NH + CO + H O (T)
4 2 3 3 2 2
c) N O (gaz rozweselający) Ł gaz bezbarwny, słodkawy zapach
2
reakcje
q nie reaguje z wodą
q rozkład pod wpływem temperatury:
2N O 2N + O (T)
2 2 2
otrzymywanie
NH NO N O + 2H O (T)
4 3 2 2
d) NO Ł gaz bezbarwny, ostry zapach
reakcje
q z tlenem:
2NO + O 2NO
2 2
q nie reaguje z wodą
otrzymywanie
N + O 2NO (T)
2 2
75
e) N O Ł ciecz ciemnoniebieska
2 3
reakcje
q z wodą, jest bezwodnikiem kwasu azotowego(III):
N O + H O 2HNO
2 3 2 2
q z tlenkami zasadowymi, jest bezwodnikiem kwasu azotowego(III):
N O + K O 2KNO
2 3 2 2
q z zasadami, jest bezwodnikiem kwasu azotowego(III):
N O + 2NaOH 2NaNO + H O
2 3 2 2
q rozkład:
N O NO + NO
2 3 2
otrzymywanie
NO + NO "! N O
2 2 3
f) NO Ł gaz czerwonobrunatny, ostry zapach
2
reakcje
q z wodą:
2NO + H O HNO + HNO
2 2 2 3
N O + H O HNO + HNO
2 4 2 2 3
q z wodorotlenkami litowców i berylowców:
2NO + 2NaOH NaNO + NaNO + H O
2 2 3 2
N O + 2NaOH NaNO + NaNO + H O
2 4 2 3 2
q dimeryzacja:
2NO "! N O
2 2 4
otrzymywanie
2Pb(NO ) 2PbO + 4NO + O
3 2 2 2
g) N O Ł ciało stałe bezbarwne
2 5
reakcje
q z wodą, jest bezwodnikiem kwasu azotowego (V):
N O + H O 2HNO
2 5 2 3
q z tlenkami zasadowymi, jest bezwodnikiem kwasu azotowego(V):
N O + K O 2KNO
2 5 2 3
q z zasadami, tlenkami zasadowymi, jest bezwodnikiem kwasu azotowego(V):
N O + 2NaOH 2NaNO + H O
2 5 3 2
q rozkład:
N O N O + O
2 5 2 4 2
otrzymywanie
6NO + O 3N O
2 3 2 5
h) HNO Ł ciecz bezbarwna, dymi na powietrzu (4HNO "! 4NO + O + 2H O)
3 3 2 2 2
reakcje
q z metalami:
2Na + 2HNO 2NaNO + H
3 3 2
Cu + 4HNO Cu(NO ) + 2NO + 2H O
3(st) 3 2 2 2
3Cu + 8HNO 3Cu(NO ) + 2NO + 4H O
3(roz) 3 2 2
q z niemetalami:
C + 4HNO CO + 4NO + 2H O
3(st) 2 2 2
S + 6HNO H SO + 6NO + 2H O
3(st) 2 4 2 2
P + 5HNO H PO + 5NO + H O
3(st) 3 4 2 2
76
q stężony kwas azotowy(V) i stężony kwas siarkowy(VI) tworzą mieszaninę nitrującą:
+ -
HNO + 2H SO NO + 2HSO + H O+
3(st) 2 4(st) 2 4 3
q stężony kwas azotowy(V) i stężony kwas chlorowodorowy tworzą wodę królewską:
3HCl + HNO NOCl + Cl + 2H O
(st) 3(st) 2 2
q woda królewska roztwarza złoto i platynę:
Au + 4HCl + HNO3 HAuCl + NO + 2H O
(st) (st) 4 2
q rozkład pod wpływem światła:
4HNO O + 4NO + 2H O (światło)
3 2 2 2
q rozkład soli kwasu azotowego(V) pod wpływem temperatury:
2KNO 2KNO + O (T)
3 2 2
2Pb(NO ) 2PbO + 4NO + O (T)
3 2 2 2
2AgNO 2Ag + 2NO + O (T)
3 2 2
otrzymywanie
4NH + 5O 4NO + 6H O (Pt)
3 2 2
2NO + O 2NO
2 2
4NO + O + 2H O 4HNO
2 2 2 3
i) HNO Ł ciecz bezbarwna
2
reakcje
q rozkład:
3HNO HNO + 2NO + H O
2 3 2
otrzymywanie
N O + H O 2HNO
2 3 2 2
2NaNO + H SO 2HNO + Na SO
2 2 4 2 2 4
j) HN Ł ciecz bezbarwna, nieprzyjemny zapach
3
77
TLEN
1. Reakcje tlenu:
z litowcami, niektórymi berylowcami, fosforem białym:
2Na + O Na O
2 2 2
po ogrzaniu ze wszystkimi pierwiastkami oprócz fluoru i platyny, związkami
nieorganicznymi i organicznymi:
S + O SO
2 2
po zainicjowaniu reakcji iskrą elektryczną z fluorem:
F + O O F
2 2 2 2
2. Otrzymywanie tlenu
elektroliza wody
2KMnO K MnO + MnO + O (T)
4 2 4 2 2
2KClO 2KCl + 3O (T)
3 2
2HgO 2Hg + O (T)
2
2H O 2H2O + O (MnO )
2 2 2 2
5H O + 2KMnO + 3H SO4 5O + 2MnSO + K SO + 8H O
2 2 4 2 2 4 2 4 2
3. Reakcje ozonu
wykazuje właściwości utleniające m.in. utlenia Mn2+ (do MnO ), H S (do SO lub
2 2 2
H SO ), NH (do NH NO ), Ag i Hg (do tlenków)
2 4 3 4 3
4. Otrzymywanie ozonu
wyładowania w łuku elektrycznym w ozonatorach
5. Powstawanie warstwy ozonowej:
O 2O (światło)
2
O + O O
2 3
Jednocześnie pod wpływem światła rozpada się (tworzenie i rozpad ozonu są w
równowadze, o ile równowaga nie zostaje zakłócona emisją związków):
2O 3O
3 2
6. Rozpad ozonu w warstwie ozonowej (dziura ozonowa):
a) udział tlenków azotu
NO + O NO + O
3 2 2
2NO + 2O N O + NO + 2O
2 3 2 5 2
b) udział freonów (np. CF Cl )
2 2
78
CF Cl CF Cl + Cl (światło)
2 2 2
Cl + O ClO + O
3 2
Cl 2Cl
2
(światło)
ClO + O 2O + Cl 2ClO Cl + O
3 2 2 2
Cl + O ClO + Cl + O
2 3 2
7. Związki tlenu
a) H O (woda) Ł ciecz bezbarwna, bezwonna
2
b) H O Ł ciecz bezbarwna (gdy c = 3%, to tzw. woda utleniona, gdy c = 30% to tzw.
2 2 p p
perhydrol, gdy c = 85-98% to tzw. ingoliny)
p
reakcje
q właściwości utleniające:
H O + 2KI + H SO I + 2H O + K SO
2 2 2 4 2 2 2 4
q w obecności silniejszego utleniacza właściwości redukcyjne:
5H O + 2KMnO + 3H SO 5O + 2MnSO + K SO + 8H O
2 2 4 2 4 2 4 2 4 2
q rozkład:
H O H O + O
2 2 2
otrzymywanie
elektroliza kwasu siarkowego(VI)
H SO + BaO BaSO + H O
2 4 2 4 2 2
H S O + 2H O 2H SO + H O
2 2 8 2 2 4 2 2
8. Odmiany alotropowe tlenu
DITLEN (TLEN CZSTECZKOWY) TRITLEN (OZON)
O O
2 3
bezbarwny, bezwonny niebieski
skroplony tworzy niebieską ciecz, zestalony niebieskie skroplony tworzy ciemnoniebieską ciecz, zestalony
kryształy czarnofioletowe kryształy
nieco cięższy od powietrza znacznie cięższy od powietrza
trujący przy c > 40% trujący
p
79
SIARKA
1. Reakcje siarki
po ogrzaniu z tlenem:
S + O SO (T)
2 2
z kwasami utleniającymi i zasadami:
S + 2HNO H SO + 2NO
3(st) 2 4
4S + 8NaOH Na SO + 3Na S + 4H O
2 4 2 2
po ogrzaniu z wodorem:
S + H H S (T)
2 2
z niemetalami (z fluorem; po ogrzaniu z chlorem):
S + 3Cl SCl (T)
2 6
S + 3F SF
2 6
z metalami tworząc siarczki (litowce, cięższe berylowce, rtęć, srebro, miedz):
2K + S K S
2
2. Otrzymywanie siarki
2H S + O 2S + 2H O (kat)
2 2 2
3. Związki siarki
a) H S Ł gaz bezbarwny, zapach zgniłych jaj
2
reakcje
q z tlenem Ł niebieski płomień:
2H S + O 2H O + 2S (przy niedoborze)
2 2 2
2H S + 3O 2H O + 2SO (przy nadmiarze)
2 2 2 2
q wykazuje właściwości redukcyjne (utlenia się do siarki, tlenku siarki(IV) i kwasu
siarkowego(VI) w zależności od utleniacza)
2KMnO + 5H S + 3H SO K SO + 2MnSO + 5S + 8H O
4 2 2 4 2 4 4 2
otrzymywanie:
FeS + 2HCl H S + FeCl
2 2
b) SO Ł gaz bezbarwny, ostry zapach
2
reakcje
q z wodą, jest bezwodnikiem kwasu siarkowego(IV):
SO + H O SO " H O
2 2 2 2
q wykazuje właściwości redukujące:
SO + I + 2H O H SO + 2HI
2 2 2 2 4
otrzymywanie
S + O SO
2 2
Na SO + H SO Na SO + SO + H O
2 3 2 4(st) 2 4 2 2
Cu + 2H SO CuSO + SO + 2H O
2 4(st) 4 2 2
4FeS + 11O 8SO + 2Fe O
2 2 2 2 3
2ZnS + 3O 2ZnO + 2SO
2 2
2CaSO + C 2SO + 2CaO + CO
4 2 2
c) SO Ł w zależności od temperatury: ciało stałe bezbarwne (T < 17C, tworzy polimer
3
łańcuchowy), ciecz bezbarwna (17C < T < 45C, tworzy cykliczny trimer), gaz
bezbarwny (T > 45C, tworzy monomeryczne cząsteczki)
80
reakcje
q z wodą, jest bezwodnikiem kwasu siarkowego(VI):
H O + SO H SO
2 3 2 4
q z kwasem siarkowym(VI) tworząc oleum (mieszanina kwasu siarkowego(VI) i kwasów
polisiarkowych):
H SO + nSO H S O (np. H S O , H S O , H S O )
2 4 3 2 1 + n 4 + 3n 2 2 7 2 3 10 2 4 13
otrzymywanie
2SO + O "! 2SO (kat)
2 2 3
d) H SO Ł nietrwały
2 3
reakcje
q rozkład:
H SO H O + SO
2 3 2 2
otrzymywanie
e) H SO Ł ciecz bezbarwna, bezwonna, oleista
2 4
reakcje
q z niektórymi niemetalami:
C + 2H SO CO + 2SO + 2H O
2 4(st) 2 2 2
S + 2H SO 3SO + 2H O
2 4(st) 2 2
q z metalami:
2Na + 2H SO 2Na2SO + H
2 4 4 2
Cu + 2H SO CuSO + SO + 2H O
2 4(st) 4 2 2
otrzymywanie
H O + SO H SO
2 3 2 4
4. Wodorosiarczany(IV) i wodorosiarczany(VI) rozkładają się podczas ogrzewania:
2NaHSO Na S O + H O (T)
3 2 2 5 2
Na S O Na SO + SO (T)
2 2 5 2 3 2
2NaHSO Na S O + H O (T)
4 2 2 7 2
Na S O Na SO + SO (T)
2 2 7 2 4 3
5. Odmiany alotropowe siarki
ROMBOWA JEDNOSKOŚNA
ą
żółte kryształy jasnożółte kryształy
cięższa lżejsza
81
CHLOR
1. Reakcje chloru Ł gaz zielonożółty, ostry zapach
nie reaguje z tlenem
z wodą tworząc wodę chlorową Ł ciecz żółta:
Cl + H O "! HCl + HClO
2 2
z zasadami:
Cl + 2KOH KCl + KClO + H O
2 2
po naświetleniu, ogrzaniu lub zainicjowaniu reakcji iskrą elektryczną z wodorem:
H + Cl 2HCl
2 2
z niemetalami (oprócz azotu i węgla)
Cl + F 2ClF (T)
2 2
z metalami wykazując właściwości utleniające:
Pt + 2Cl PtCl
2 4
2Au + 3Cl 2AuCl
2 3
Cu + Cl CuCl
2 2
2Fe + Cl FeCl
2 2
Chlor rozpuszcza się w tetrachlorometanie CCl tworząc zielonożółty roztwór.
4
2. Otrzymywanie chloru
elektroliza wodnego roztworu NaCl
4HCl + O 2Cl + 2H O
2 2 2
2KMnO + 16HCl 5Cl + 2MnCl + 2KCl + 8H O
4 2 2 2
MnO + 4HCl Cl + MnCl + 2H O
2 2 2 2
Ca(ClO) + 2HCl Cl + CaCl + H O
2 2 2 2
3. Związki chloru
a) HCl Ł gaz bezbarwny, ostry zapach
(g)
reakcje
q nie reaguje z wieloma metalami (Zn, Mg, Fe, Ni, Cr) i niemetalami (P, S, C)
q po ogrzaniu z litowcami, cięższymi berylowcami, krzemem:
2Na + 2HCl 2NaCl + H (T)
(g) 2
otrzymywanie
NaCl + H SO NaHSO + HCl
2 4(st) 4
NaCl + NaHSO Na SO + HCl (T)
4 2 4
H + Cl 2HCl
2 2
b) HCl Ł ciecz bezbarwna, ostry zapach, dymi na powietrzu (wydziela się
(aq)
chlorowodór)
reakcje
q z metalami:
2Na + 2HCl 2NaCl + H
2
q stężony pasywuje niektóre metale:
Pb + 2HCl PbCl + H
(st) 2 2
otrzymywanie
rozpuszczanie HCl w wodzie
c) HClO
reakcje
82
q rozpad pod wpływem światła:
HClO HCl + O (energia)
otrzymywanie
Cl O + H O 2HClO
2 2
d) HClO Ł ciecz jasnożółta, nietrwały
2
e) HClO Ł ciecz bezbarwna
3
reakcje
q rozpad:
3HClO HClO + 2O + Cl + H O
3 4 2 2 2
otrzymywanie
2KClO + H SO K SO + 2HClO
3 2 4 2 4 3
f) HClO Ł ciecz oleista
4
otrzymywanie
Cl O + H O 2HClO
2 7 2 4
g) Cl O Ł gaz żółtobrązowy
2
reakcje
q z wodą, jest bezwodnikiem kwasu chlorowego(I):
Cl O + H O 2HClO
2 2
q z tlenkami zasadowymi, jest bezwodnikiem kwasu chlorowego(I):
Cl O + CaO Ca(ClO)
2 2
q z zasadami, jest bezwodnikiem kwasu chlorowego(I):
Cl O + 2NaOH 2NaClO + H O
2 2
h) ClO Ł gaz żółty
2
reakcje
q z zasadami:
2ClO + 2NaOH NaClO + NaClO + H O
2 2 3 2
i) Cl O Ł ciecz ciemnoczerwona
2 6
reakcje
q z zasadami:
Cl O + 2NaOH NaClO + NaClO + H O
2 6 3 4 2
j) Cl O Ł ciecz bezbarwna, oleista
2 7
reakcje
q z wodą, jest bezwodnikiem kwas chlorowego(VII):
Cl O + H O 2HClO
2 7 2 4
q z zasadami, jest bezwodnikiem kwas chlorowego(VII):
Cl O + 2NaOH 2NaClO + H O
2 7 4 2
4. Chlorany(I), chlorany(III) i chlorany(V) rozkładają się podczas ogrzewania:
3KClO 2KCl + KClO (T)
3
2KClO 2KCl + O (T)
2
3KClO KCl + 2KClO (T)
2 3
KClO KCl + O (T)
2 2
4KClO KCl + 3KClO (T)
3 4
2KClO 2KCl + 3O (T)
3 2
Chlorany(VII) są trwałe.
83
FLUOR
1. Reakcje fluoru Ł gaz żółtozielony, ostry zapach
dysocjacja elektrolityczna
-
HF H+ + F- i H F H+ + HF
2 2 2
z tlenem:
O + F O F
2 2 2 2
z wodą:
H O + F 2HF + O
2 2
z tlenkami:
SiO + 2F SiF + 2O
2 2 4
z zasadami:
2F + 2NaOH OF + 2NaF + H O
2 2 2
z wodorem:
H + F 2HF
2 2
z wszystkimi niemetalami:
Cl + F 2ClF
2 2
z wszystkimi metalami (magnez, glin, żelazo, nikiel, miedz i cynk pasywują, reagują po
ogrzaniu, bo ich sole się rozpuszczają):
2Na + F 2NaF
2
Mg + F MgF (T)
2 2
2. Związki fluoru
a) HF Ł gaz bezbarwna, ostry zapach
(g)
b) HF Ł ciecz bezbarwna, ostry zapach
(aq)
reakcje
q z metalami:
2Na + 2HF 2NaF + H
2
q dimeryzacja:
2HF "! H F
2 2
otrzymywanie
rozpuszczanie HF w wodzie
Fluorowodór tworzy rozbudowane struktury przestrzenne: (HF) .
n
84
BROM
1. Reakcje bromu Ł ciecz czerwonobrunatna, ostry zapach
nie reaguje z tlenem
z wodą tworząc wodę bromową Ł ciecz czerwonobrunatna:
Br + H O HBr + HBrO
2 2
po ogrzaniu i w obecności katalizatora z wodorem:
H + Br 2HBr (T, kat)
2 2
z metalami (magnez, ołów i nikiel pasywują, reagują po ogrzaniu, bo ich sole się
rozpuszczają):
2Na + Br 2NaBr
2
Mg + Br MgBr (T)
2 2
Brom rozpuszcza się w tetrachlorometanie CCl tworząc czerwonopomarańczowy
4
roztwór stosowany w chemii organicznej.
2. Otrzymywanie bromu
bromek metalu + Cl /F chlorek/fluorek metalu + Br
2 2 2
3. Związki bromu
a) HBr Ł gaz bezbarwny, zapach ostry, dymi na powietrzu
(g)
b) HBr Ł ciecz bezbarwna, zapach ostry
(aq)
reakcje
q z metalami:
2Na + 2HBr 2NaBr + H
2
otrzymywanie
rozpuszczanie HBr w wodzie
85
JOD
1. Reakcje jodu Ł ciało stałe fioletowo-czarne, ostry zapach
z kwasami:
3I + 10HNO 6HIO + 10NO + 2H O
2 3 3 2
z zasadami:
3I + 6NaOH 5NaI + NaIO + 3H O
2 3 2
po ogrzaniu i w obecności katalizatora z wodorem:
H + I 2HI (T, kat)
2 2
Jod rozpuszcza się w tetrachlorometanie CCl tworząc fioletowy roztwór i etanolu
4
C H OH tworząc żółtobrunatny roztwór.
2 5
Jod bardzo słabo rozpuszcza się w wodzie tworząc jasnożółto-brązowy roztwór (jego
-
rozpuszczalność rośnie po dodaniu jonów jodkowych: I + I- I ).
2 3
Jodyna to roztwór etanolu (90%), jodu (7%) i jodku potasu (3%).
2. Otrzymywanie jodu
jodek metalu + Br /Cl /F bromek/chlorek/fluorek metalu + I
2 2 2 2
3. Związki jodu
c) HI Ł gaz bezbarwny, zapach ostry, dymi na powietrzu
(g)
d) HI Ł ciecz bezbarwna, zapach ostry, brunatnieje na powietrzu
(aq)
(4HI + O 2H O + 2I )
2 2 2
reakcje
q z metalami:
2Na + 2HCl 2NaCl + H
2
otrzymywanie
rozpuszczanie HI w wodzie
86
WYKRYWANIE ANIONÓW CHLORKOWYCH,
BROMKOWYCH, JODKOWYCH
1. Reakcje
chlorek metalu + AgNO biały osad chlorku srebra + azotan(V) metalu
3
bromek metalu + AgNO jasnożółty osad bromku srebra + azotan(V) metalu
3
jodek metalu + AgNO żółty osad jodku srebra + azotan(V) metalu
3
Pod wpływem światła każda z tych soli ulega rozkładowi z wydzieleniem metalicznego
srebra osady czernieją.
87
CHROM
1. Reakcje chromu
nie reaguje z wodą
pasywuje z tlenem:
4Cr + 3O 2Cr O
2 2 3
pasywuje z stężonym HNO i stężonym H SO (reaguje na gorąco):
3 2 4
Cr + 6HNO Cr(NO ) + 3NO + 3H O (T)
3(st) 3 3 2 2
z kwasami:
Cr + H SO CrSO + H
2 4(roz) 4 2
4Cr + 6H SO + 3O 2Cr (SO ) + 6H O
2 4(roz) 2 2 4 3 2
Cr + 2HCl CrCl + H
2 2
2Cr + 12HCl + O 4CrCl + 6H O
2 3 2
po ogrzaniu z niemetalami (fluorowce, siarka):
2Cr + 3Cl 2CrCl (T)
2 3
stopiony z zasadami litowców wobec utleniaczy:
Cr + 2NaOH + 3NaNO Na CrO + 3NaNO + H O (T)
3 2 4 2 2
2. Otrzymywanie chromu
elektroliza wodnych roztworów soli chromu(III)
3. Związki chromu
a) CrII Ł roztwory są niebieskie, związki chromu(II) wykazują właściwości redukcyjne:
4CrCl + 4HCl + O 4CrCl + 2H O
2 2 3 2
2CrCl + 2H O 2CrCl (OH) + H
2 2 2 2
CrO Ł czarny
q reakcje
z kwasami:
CrO + 2HCl CrCl + H O
2 2
q otrzymywanie
Cr(OH) CrO + H O (T)
2 2
Cr(OH) Ł ciało stałe ciemnobrunatne
2
q reakcje
z kwasami:
Cr(OH) + 2HCl CrCl + 2H O
2 2 2
q otrzymywanie
CrCl + 2NaOH Cr(OH) + 2NaCl
2 2
CrBr + 2KOH Cr(OH) + 2KBr
2 2
b) CrIII Ł roztwory są zielone
Cr O Ł ciało stałe zielone
2 3
q reakcje
z kwasami:
Cr O + 6HCl 2CrCl + 3H O
2 3 3 2
z zasadami:
Cr O + 2NaOH + 3H O 2Na[Cr(OH) ]
2 3 2 4
Cr O + 6NaOH + 3H O 2Na [Cr(OH) ]
2 3 2 3 6
Cr O + 6NaOH 2Na CrO + 3H O
2 3 3 3 2
88
Cr O + 2NaOH 2NaCrO + H O
2 3 2 2
q otrzymywanie
2Cr(OH) Cr O + 3H O (T)
3 2 3 2
(NH ) Cr O Cr O + N + 4H O (T)
4 2 2 7 2 3 2 2
Cr(OH) Ł ciało stałe szarozielone
3
q reakcje
z zasadami:
Cr(OH) + 3NaOH Na [Cr(OH) ]
3 3 6
Cr(OH) + NaOH Na[Cr(OH) ]
3 4
Cr(OH) + 3NaOH Na CrO + 3H O
3 3 3 2
Cr(OH) + NaOH NaCrO + 2H O
3 2 2
z kwasami:
Cr(OH) + 3HCl CrCl + 3H O
3 3 2
q otrzymywanie
Cr (SO ) + 6NaOH 2Cr(OH) + 3Na SO
2 4 3 3 2 4
c) CrVI Ł roztwory chromianów są żółte, roztwory dichromianów są pomarańczowe,
związki chromów(VI) wykazują właściwości utleniające:
K Cr O + 3Na SO + 4H SO 3Na SO + Cr (SO ) + K SO + 4H O
2 2 7 2 3 2 4 2 4 2 4 3 2 4 2
K Cr O + 3C H OH + 4H SO 3CH CHO + Cr (SO ) + K SO + 7H O
2 2 7 2 5 2 4 3 2 4 2 4 2
CrO Ł pomarańczowoczerwony
3
q reakcje
z wodą, jest bezwodnikiem kwasu chromowego(VI):
CrO + H O H CrO
3 2 2 4
z zasadami, jest bezwodnikiem kwasu chromowego(VI):
CrO + 2NaOH Na CrO + H O
3 2 4 2
z amoniakiem:
2CrO + 2NH N + 3H O + Cr O
3 3 2 2 2
q otrzymywanie
2-
chromiany CrO
4
q reakcje
w środowisku kwasowym są nietrwałe i przechodzą w dichromiany (chromiany trwałe
są w środowisku zasadowym):
2- 2-
2CrO + 2H+ "! Cr O + H O
4 2 7 2
2-
dichromiany Cr O
2 7
q reakcje
w środowisku zasadowym są nietrwałe i przechodzą w chromiany (dichromiany trwałe
są w środowisku kwasowym):
2- 2-
Cr O + 2OH- "! 2CrO + H O
2 7 4 2
89
MANGAN
1. Reakcje manganu
z tlenem
4Mn + 3O MnO + Mn O
2 2 3 4
z wodą (reaguje rozdrobniony)
Mn + 2H O Mn(OH) + H
2 2 2
z stężonym HNO i stężonym H SO :
3 2 4
Mn + 4HNO Mn(NO ) + 2NO + 2H O
3(st) 3 2 2 2
z kwasami:
Mn + H SO MnSO + H
2 4(roz) 4 2
Mn + 2HCl MnCl + H
2 2
2. Otrzymywanie manganu
elektroliza wodnych roztworów soli manganu(II)
3Mn O + 8Al 9Mn + 4Al O (metoda aluminotermiczna)
3 4 2 3
3. Związki manganu
a) MnII Ł roztwory są różowe (stężone) lub bezbarwne (rozcieńczone), wykazują
właściwości
MnO Ł ciało stałe szarozielone
q reakcje
z wodą:
MnO + H O Mn(OH)
2 2
z kwasami:
MnO + 2HCl MnCl + H O
2 2
Mn(OH) Ł ciało stałe białe, brunatnieje na powietrzu (2Mn(OH) + O 2MnO "
2 2 2 2
H O)
2
q reakcje
z kwasami:
Mn(OH) + 2HCl MnCl + H O
2 2 2
b) MnIII i MnIV
Mn O Ł ciało stałe czarne
2 3
q reakcje
rozpad pod wpływem temperatury:
6Mn O 4Mn O + O (T)
2 3 3 4 2
MnO Ł ciało stałe brunatne
2
q reakcje
rozpad pod wpływem temperatury:
4MnO 2Mn O + O (T)
2 2 3 2
z zasadami:
MnO + 4NaOH + 2H O Na [Mn(OH) ]
2 2 4 8
MnO + 2NaOH 2Na MnO + H O
2 2 3 2
z kwasami:
MnO + 4HCl MnCl + Cl + 2H O
2 2 2 2
2MnO + 4HNO 2Mn(NO ) + O + 2H O
2 3 3 2 2 2
c) MnVI Ł roztwory są zielone
90
d) MnVII Ł roztwory są fioletowe, wykazują właściwości utleniające (w środowisku
kwasowym redukują się do MnII, w środowisku obojętnym do MnO , w
2
środowisku zasadowym do MnVI):
2KMnO + 5Na SO + 3H SO K SO + 2MnSO + 5Na SO + 3H O
4 2 3 2 4 2 4 4 2 4 2
2KMnO + 3Na SO + H O 2MnO + 3Na SO + 2KOH
4 2 3 2 2 2 4
2KMnO + Na SO + 2KOH 2K MnO + Na SO + H O
4 2 3 2 4 2 4 2
KMnO Ł ciało stałe ciemnofioletowe
4
q reakcje
rozkład pod wpływem temperatury:
2KMnO K MnO + MnO + O (T)
4 2 4 2 2
Mn O Ł ciecz zielona, oleista
2 7
q reakcje
z wodą, jest bezwodnikiem kwasu manganowego(VII):
Mn O + H O 2HMnO
2 7 2 4
z tlenkami metali, jest bezwodnikiem kwasu manganowego(VII):
Mn O + ZnO Zn(MnO )
2 7 4 2
z zasadami, jest bezwodnikiem kwasu manganowego(VII):
Mn O + 2NaOH 2NaMnO + H O
2 7 4 2
91
ŻELAZO
1. Reakcje żelaza
pasywuje z tlenem w suchym powietrzu:
3Fe + 2O Fe O
2 3 4
tworzy rdzę w wilgotnym powietrzu:
K(+): 4H+ + O + 4e 2H O lub K(+): 2H O + O + 4e 4OH-
2 2 2 2
(w roztworach kwasowych) (w roztworach obojętnych)
A(-): 2Fe 4e 2Fe2+
Fe2+ + 2OH- Fe(OH)
2
4Fe(OH) + O + 2H O 4Fe(OH)
2 2 2 3
pasywuje z wodą:
3Fe + 4H O Fe O + 4H
2 3 4 2
pasywuje z stężonym HNO i stężonym H SO (reaguje na gorąco):
3 2 4
2Fe + 6HNO Fe (NO ) + 3NO + 3H O (T)
3(st) 2 3 3 2 2
z kwasami:
2Fe + 3H SO Fe (SO ) + 3H
2 4(roz) 2 4 3 2
2Fe + 6HCl 2FeCl + 3H
3 2
po ogrzaniu z niemetalami (fluorowce, siarka, węgiel, fosfor, azot, krzem, bor):
Fe + S FeS
2. Otrzymywanie żelaza (otrzymywanie stali metodą wielkopiecową)
C + O CO
2 2
CO + C 2CO
2
Fe O + CO 2FeO + CO
2 3 2
FeO + C Fe + CO
FeO + CO Fe + CO
2
3. Związki żelaza
a) FeII Ł roztwory są zielonkawe
FeO Ł ciało stałe czarne
q reakcje
z zasadami:
FeO + 2NaOH + H O Na [Fe(OH) ]
2 2 4
FeO + 4NaOH +H O Na [Fe(OH) ]
2 4 6
FeO + 2NaOH Na FeO + H O
2 2 2
z kwasami:
FeO + 2HCl FeCl + H O
2 2
q otrzymywanie
2Fe + O 2FeO
2
Fe O + CO 2FeO + CO
2 3 2
Fe(OH) Ł ciało stałe zielonkawe
2
q reakcje
z kwasami:
Fe(OH) + H SO FeSO + H O
2 2 4 4 2
rozpad pod wpływem temperatury:
Fe(OH) FeO + H O (T)
2 2
92
utlenia się na powietrzu:
4Fe(OH) + O + 2H O 4Fe(OH)
2 2 2 3
q otrzymywanie
FeSO + 2NaOH Fe(OH) + Na SO
4 2 2 4
b) FeIII Ł roztwory są żółtobrunatne
Fe O Ł ciało stałe czerwonobrunatne
2 3
q reakcje
po ogrzaniu z zasadami:
Fe O + 2NaOH + 3H O 2Na[Fe(OH) ] (T)
2 3 2 4
Fe O + 6NaOH + 3H O 2Na [Fe(OH) ] (T)
2 3 2 3 6
Fe O + 6NaOH 2Na FeO + 3H O (T)
2 3 3 3 2
Fe O + 2NaOH 2NaFeO + H O (T)
2 3 2 2
z kwasami:
Fe O + HCl FeCl + H O
2 3 3 2
stopiony z zasadami litowców:
Fe O + 2NaOH 2NaFeO + H O (T)
2 3 2 2
stopiony w obecności utleniacza z zasadami litowców:
Fe O + 4KOH + 3KNO 2K FeO + 3KNO + 2H O (T)
2 3 3 2 4 2 2
q otrzymywanie
4FeO + O 2Fe O
2 2 3
Fe(OH) Ł ciało stałe czerwonobrunatne
3
q reakcje
z kwasami:
2Fe(OH) + 3H SO Fe (SO ) + 6H O
3 2 4 2 4 3 2
rozpad pod wpływem temperatury:
Fe(OH) Fe O + H O (T)
3 2 3 2
stopiony w obecności utleniacza z zasadami litowców:
2Fe(OH) + 4KOH + 3KNO 2K FeO + 3KNO + 5H O (T)
3 3 2 4 2 2
q otrzymywanie
Fe (SO ) + 6NaOH 2Fe(OH) + 3Na SO
2 4 3 3 2 4
c) FeVI Ł roztwory są fioletowoczerwone
93
MIEDy
1. Reakcje miedzi
pasywuje z tlenem w suchym powietrzu pokrywa się warstewką czerwonobrązowych
tlenków i w wilgotnym powietrzu pokrywa się warstewką zielonej patyny (reaguje po
ogrzaniu, bo nierozpuszczalne tlenki się rozpuszczają):
4Cu + O 2Cu O (przy niedoborze)
2 2
2Cu + O 2CuO (przy nadmiarze)
2
nie reaguje z wodą
z kwasami utleniającymi:
Cu + 4HNO Cu(NO ) + 2NO + 2H O
3(st) 3 2 2 2
3Cu + 8HNO 3Cu(NO ) + 2NO + 4H O
3(roz) 3 2 2
nie reaguje z kwasami
po ogrzaniu z niemetalami (fluorowce, siarka):
Cu + S CuS
2. Otrzymywanie miedzi
Cu S + 2Cu O 6Cu + SO
2 2 2
Cu O + C 2Cu + CO
2
3. Związki miedzi
a) CuI
Cu O Ł ciało stałe marchewkowoczerwone
2
b) CuII Ł roztwory są niebieskie
CuO Ł ciało stałe czarne
q reakcje
z zasadami:
CuO + 2NaOH + H O Na [Cu(OH) ]
2 2 4
CuO + 2NaOH Na CuO + H O
2 2 2
z kwasami:
CuO + 2HCl CuCl + H O
2 2
wykazuje właściwości utleniające (tzw. próba Trommera):
CH CHO + 2CuO CH COOH + Cu O (T, OH-)
3 3 2
q otrzymywanie
Cu(OH) CuO + H O (T)
2 2
Cu(OH) Ł ciało stałe niebieskie
2
q reakcje
z zasadami:
Cu(OH) + 2NaOH Na [Cu(OH) ]
2 2 4
Cu(OH) + 2NaOH Na CuO + 2H O
2 2 2 2
z kwasami:
Cu(OH) + 2HCl CuCl + 2H O
2 2 2
q otrzymywanie
CuSO + 2NaOH Cu(OH) + Na SO
4 2 2 4
94
CYNK
1. Reakcje cynku
pasywuje z tlenem:
2Zn + O 2ZnO
2
nie reaguje z wodą
z zasadami:
Zn + 2NaOH + 2H O Na [Zn(OH) ] + 2H
2 2 4 2
z kwasami:
Zn + 2HCl ZnCl + H
2 2
w obecności pary wodnej z niemetalami (fluorowce):
Zn + Cl ZnCl (H Oę!)
2 2 2
2. Otrzymywanie cynku
elektroliza wodnego roztworu ZnSO
4
ZnO + C Zn + CO
ZnO + CO Zn + CO
2
3. Związki cynku
a) ZnO Ł ciało stałe białe (podczas ogrzewania zmienia barwę z białej na żółtą)
reakcje
q z zasadami:
ZnO + 2NaOH + H O Na [Zn(OH) ]
2 2 4
ZnO + 2NaOH Na ZnO + H O
2 2 2
q z kwasami:
ZnO + 2HCl ZnCl + H O
2 2
otrzymywanie
2ZnS + 3O 2ZnO + 3SO
2 2
ZnCO ZnO + CO (T)
3 2
b) Zn(OH) Ł ciało stałe białe
2
reakcje
q z zasadami:
Zn(OH) + 2NaOH Na [Zn(OH) ]
2 2 4
Zn(OH) + 2NaOH Na ZnO + 2H O
2 2 2 2
q z kwasami:
Zn(OH) + 2HCl ZnCl + 2H O
2 2 2
otrzymywanie
ZnSO + 2NaOH Zn(OH) + Na SO
4 2 2 4
95
Wyszukiwarka
Podobne podstrony:
notatki chemia kwantowaChemia Materiałów Notatki do egzaminuCHEMIA materiały dodatkowenotatki zagadnieniachemia organiczna200 Notatki organizacyjneFilozofia religii cwiczenia dokladne notatki z zajec (2012 2013) [od Agi]chemia arkusz zpChemia Wykład 5CHEMIA cwiczenia WIM ICHIP OBLICZENIAKlucz Odpowiedzi Chemia Nowej Ery III Węgiel i jego związki z wodoremchemia styczeń 2012więcej podobnych podstron