Tlenki, wodorki, wodorotlenki, kwasy, sole.
Tlenki  dwupierwiastkowe połączenia dowolnego pierwiastka z tlenem
Wodorki - dwupierwiastkowe połączenia dowolnego pierwiastka z wodorem
NUMER GRUPY I II XIII XIV XV XVI XVII
MAKSYMALNA WARTOŚCIOWOŚĆ I II III IV V VI VII (bez F)
WZÓR NAJWYŻSZEGO TLENKU Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7
tlenek tlenek tlenek tlenek tlenek tlenek tlenek
NAZEWNICTWO
sodu magnezu glinu krzemu fosforu siarki (VI) chloru (VII)
(V)
rośnie charakter kwasowy tlenków, maleje zasadowy,
REAKTYWNOŚĆ
rośnie kowalencyjność wiązań chemicznych,
w. jonowe, porównywalny udział wiązania w. kowalencyjne spolaryzowane
jonowego i kowalencyjnego
WARTOŚCIOWOŚĆWZGL
DEM
I II III IV III II I
WODORU
WZÓR WODORKU NaH MgH2 (AlH3)2 CH4 PH3 H2S HCl
NAZEWNICTWO wodorek wodorek wodorek metan wodorek kwas kwas
siarkowodorowy chlorowodorowy
sodu magnezu glinu fosforu
REAKTYWNOŚĆ Rośnie elektroujemność drugiego składnika, maleje ładunek ujemny na wodorze
a rośnie ładunek dodatni, zmiana wiązania chemicznego z jonowego na kowalencyjne
spolaryzowane
tlenki  dwupierwiastkowe połączenia dowolnego pierwiastka z tlenem  tlen ma  II stopień utlenienia i
wartościowość II. Nazwy tlenków tworzy się pisząc słowo tlenek i kolejno nazwę pierwiastka chemicznego w
dopełniaczu, ewentualnie jego wartościowość (dokładnie stopień utenienia!), gdy pierwiastek ten może
zmieniać jej wartość.
Tlenki
Tlenki metali Tlenki niemetali
Tlenki zasadowe Tlenki amfoteryczne Tlenki kwasowe
Tlenki obojętne
Podział tlenków:
Zasadowe (metali): reagują z substancjami kwasowymi:
MnO + 2HCl = MnCl2 + H2O
MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O
czasami reagują z wodą dając wodorotlenki  tylko 1 i 2 grupy układu okresowego za wyjątkiem berylu:
K2O + H2O = 2KOH
CaO + H2O = Ca(OH)2
bezwodnik zasadowy  to taki tlenek metalu w którym wartościowość jest taka sama jak w pewnym wodorotlenku tego
metalu. Czasami ten tlenek w reakcji z wodą daje zasadę (tylko 1 i 2 gr. u.o.za wyjątkiem berylu).
Kwasowe (metali i niemetali): reagują z substancjami zasadowymi:
Mn2O7 + 4KOH = 2K2MnO4 + 2H2O
Cl2O + MgO = Mg(ClO)2
czasami reagują z wodą dając kwasy: SO3 + H2O = H2SO4
CrO3 + H2O = H2CrO4 (lub H2Cr2O7)
bezwodnik kwasowy  to taki tlenek niemetalu w którym wartościowość jest taka sama jak w pewnym kwasie tego niemetalu.
Na ogół ten tlenek w reakcji z wodą daje kwas (za wyjątkiem SiO2).
Amfoteryczne (metali i niemetali): reagują z mocnymi kwasami i mocnymi zasadami:
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2 Na[Al.(OH)4] + 3H2 tetrahydroksoglinian (III) sodu
Al2O3 + 6NaOH + 3H2O = 2Na3[Al.(OH)6] + 3H2 heksahydroksoglinian (III)sodu
Na[Al.(OH)4] 2H2O + NaAlO2 metaglinian (III) sodu
Na3[Al.(OH)6 3H2O + Na3AlO3 ortoglinian (III) sodu
As2O3, MnO2, FeO, Fe2O3
Obojętne (niemetali): nie reagują ani z zasadami ani z kwasami ani nie rozpuszczają się
w wodzie: N2O, NO, CO, SiO,
CO + NaOH = HCOONa (mrówczan sodu)
W grupie wraz ze wzrostem liczby atomowej rośnie charakter zasadowy tlenków a maleje charakter kwasowy
Definicje zasady:
Teoria Arheniusa: dysocjuje z odszczepieniem OH- , od razu całkowicie
(tylko 1 i 2 gr. u. o. Za wyjątkiem Be(OH)2)
Ca(OH)2 = 2OH- + Ca2+
Teoria Br�nsteda i Laurego  protonobiorca:
OH- + H3O+ = 2H2O
Teoria Lewisa  elektronodawca:
NH3 + H+ = NH4+
H2O + H+ = H3O+
Definicje kwasu;
Teoria Arheniusa: dysocjuje z odszczepieniem H+ (H3O+), wieloprotonowy dysocjuje etapami
HCl = H+ + Cl-
H2SO4 = H+ + HSO4-
HSO4- = H+ + SO42-
Teoria Br�nsteda i Laurego  protonodawca:
HCl + H2O = Cl- + H3O+
Teoria Lewisa  elektronobiorca: AlCl3, FeBr3  związki elektronodeficytowe, w sferze
walencyjnej nie mają oktetu elektronowego
Otrzymywanie tlenków:
1. Reakcja bezpośredniej syntezy (utlenienia i redukcji, łączenia, syntezy).
Mg + O2 = 2MgO 2Cl2 +5O2 = 2Cl2O5
2. Rozkład (analizy, zachodzi najczęściej bez zmiany stopnia utlenienia) substancji złożonej  soli, wodorotlenku, kwasu.
CaCO3   �%CaO + CO2
Cu(OH)2   �%CuO + H2O H2SO3   �%SO2 + H2O
3. Redukcja tlenku o wyższej wartościowości lub utlenienie tlenku o niższej wartościowości.
4TiO + O2   �%2Ti2O3 CO2 + C   �%2CO
Otrzymywanie wodorotlenków
1. Reakcja metalu aktywnego z wodą (metale grupy 1 i 2 u.o. za wyjątkiem berylu).
2Na + 2H2O   �%2NaOH + H2
2. Reakcja tlenku metalu aktywnego z wodą.
K2O + H2O   �%2KOH CaO + H2O   �%Ca(OH)2
3. Działanie silnej zasady na roztwór soli danego metalu (rozpuszczalnej
w wodzie).
CuSO4 + 2KOH   �%Cu(OH)2 + K2SO4 2FeCl3 + 3Ca(OH)2   �%2Fe(OH)3 + 3CaCl2
Otrzymywanie kwasów
1. Reakcja bezwodnika kwasowego z wodą ( wszystkie za wyjątkiem SiO2).
SO3 + H2O = H2SO4 Cl2O7 + H2O = 2HClO4
Uwaga! 2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2 NO2 nie jest bezwodnikiem.
2. Reakcja mocnego kwasu z solą słabego kwasu.
H2SO4 + K2SO3 = K2SO4 + H2SO3
3. Reakcja mniej lotnego kwasu z solą kwasu bardziej lotnego.
H2SO4 +2NaCl = Na2SO4 + 2HCl
H2SiO3 , H4SiO4 są w wodzie nierozpuszczalne (xSiO2. yH2O)
Podział kwasów:
a) organiczne - zawierają grupę karboksylową -COOH
b) nieorganiczne.
" tlenowe,
" beztlenowe.
Kwasy nieorganiczne beztlenowe to roztwory wodne odpowiednich wodorków niemetali.
HF
słabe
Nazewnictwo:
H2S HCl
wzór nazwa
nazwa kwasu
kwasu anionu
mocne
H2S siarkowodorowy siarczkowy
HBr
HF fluorowodorowy fluorkowy
HCl chlorowodorowy chlorkowy
HBr bromowodorowy bromki
HI
HI jodowodorowy jodki
Moc kwasów beztlenowych (aby ją porównywać stężenia muszą być identyczne!).
Kwasy nieorganiczne tlenowe:
wzór kwasu nazwa kwasu nazwa anionu
Moc kwasów tlenowych:
H2SO4 siarkowy (VI) siarczanowy (VI)
1. Dla tego samego pierwiastka rośnie
H2SO3 siarkowy (IV) siarczanowy (IV)
ze wzrostem ilości atomów tlenu w
HNO3 azotowy (V) azotanowy (V)
cząsteczce kwasu.
HNO2 azotowy (III) azotanowy (III)
2. Dla różnych kwasów zawierających
H3PO4 ortofosforowy (V) ortofosforany (V)
tyle samo atomów tlenu w jednej
HPO3 metafosforowy (V) metafosforany (V)
cząsteczce, rośnie ze wzrostem
HClO chlorowy (I) chlorany (I)
elektroujemności niemetalu
HClO2 chlorowy (III) chlorany (III)
tworzącego kwas.
HClO3 chlorowy (V) chlorany (V)
3. Dla kwasów niespełniających
HClO4 chlorowy (VII) chlorany (VII)
powyższych warunków należy
HMnO4 manganowy (VII) manganiany (VII)
porównać stałe dysocjacji.
H2CrO4 chromowy (VI) chromiany (VI)
H2Cr2O7 dichromowy (VI) dichromiany (VI)
sole - związek chemiczny powstały w wyniku całkowitego lub częściowego zastąpienia w kwasie atomów
wodoru atomami metali. Atomy metalu są zwykle związane z resztą kwasową wiązaniem jonowym.
Metody otrzymywania soli
metal + kwas sól + wodór
(nie dotyczy metali szlachetnych i półszlachetnych)
tlenek metalu + kwas sól + woda
zasada + kwas sól + woda
tlenek metalu + tlenek niemetalu sól (dotyczy tylko soli kwasów tlenowych)
wodorotlenek metalu + tlenek niemetalu sól + woda (dotyczy tylko soli kwasów tlenowych)
metal + niemetal sól (dotyczy tylko soli kwasów beztlenowych)
kwas 1 + sól 1 sól 2 + kwas 2
sól 1 + sól 2 sól 3 + sól 4
sól met. słabego + metal aktywny sól + metal
mocne kwasy
HNO3, H2SO4 w pierwszym etapie dysocjacji, HCl, HBr, HI, HClO4, HMnO4, H2Cr2O7, H2CrO4
mocne zasady
Wodorotlenki 1 i 2 grupy układu okresowego za wyjątkiem amfoterycznego wodorotlenku berylu