1) H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

2) Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

3) Sc, Y, La, Ac

4) Ti, Zr, Hf, Rf

5) V, Nb, Ta, Db

6) Cr, Mo, W, Sg

7) Mn, Tc, Re, Bh

8) Fe, Ru, Os, Hs

9) Co, Rh, Ir, Mt

10) Ni, Pd, Pt, Ds

11) Cu, Ag, Au, Rg

12) Zn, Cd, Hg

13) B, Al., Ga, In, Tl

14) C, Si, Ge, Sn, Pb

15) N, P, As, Sb, Bi

16) O, S, Se, Te, Po

17) F, Cl, Br, I, At

18) He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

silne reduktory: H, Li, Na, K, Mg, Ca, Sr, Ba.

silne utleniacze: O, F, Cl, Br.

Gazowe: H, N, O, F, Cl, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.

ECl_x: BCl3, AlCl3, SiCl4, GeCl4, NCl3, PCl3, PCl5, AsCl3, AsCl5, SbCl3, SCl4, ICl5, CuCl2.

EO_n^x-: BO2 -, AlO3 3-, CO3 2-, SiO3 2-, NO2 -, NO3 -, PO4 3-, AsO3 3-, AsO4 3-, SO3 2-, SO4 2-, ClO4 -, ClO3 -, IO3 -, CrO4 2-, MnO4 -.

E(OH)_n^x-: Al(OH)₄^-, Pb(OH)₄^2-, Sb(OH)₄^-, Sn(OH)₃^-, Sn(OH)₆^2-, Cr(OH)₄^-, Zn(OH)₄^2-.

Wodorotlenki rozp: Li, Na, K, Rb, Cs.

Wodorotlenki nierozp: Mg(OH)₂, Ca(OH)₂, [Sr(OH)₂*8H₂O], [Ba(OH)₂*8H₂O] - ośmiohydraty.

Toksyczne: Rb, Cs, Be, Ba, Tl, C*, Pb, N*, P*, As*, S*, Se*, F*, Cl*, Mn, Os, Co, Rh, Ni, Ag*, Cd, Hg, cer, uran

Niemetale: H, C, N, P, O, S, Se, F, Cl, Br, I, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.

Polikwasy: B, Al, Si, Ge, P, As, Sb, S, Se, V, Nb, Ta, Cr, Mo, W.

II gr: Sn, Pb, As, Sb, Bi, Cu, Cd, Hg.

III gr: Al, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Zn.

IV gr: Ca, Sr, Ba.

reduktory: H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Al, C, P, Sc, Y, La, Zn.

Utleniacze: O, S, Se, Te, Po, F, Cl, Br, I, At.

lotne zw. z chlorem: BCl3, CCl4, SiCl4, GeCl4, NCl3, PCl3, AsCl3, HSO3Cl, SOCl2, SO2Cl2.

ECl₃ - B, Al, Ga, In, Tl, N, P, As, Sb, Bi, Sc, Y, La, Ac, Cr, Mo, Fe, Ru, Rh, Ir.

ECl: F, Cl, Br, I.

Litosfera: H, Na, K, Mg, Ca, Al, C, Si, Pb, O, Fe.

Tlenki zasadowe rozp: I i II gr. (bez Be i Mg).

tlenki amfoteryczne: Be, Al, Ga, In, Ge, Sn, Pb, As, Sb, Te, Po, Zr, Hf, V, Nb, Ta, Cr, Mn, Re, Fe, Co, Ir, Pd, Cu, Ag, Au, Zn, Cd.

Nierozp w medycynie: MgO nadkwasota; MgSO₄ przeczyszczający; {FeSO₄, Co i ZnO} dermatologia; ZnSO₄ do oczu; HgO okulistyka; BaSO₄ kontrast.

Rozp zasady: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH.

Nierozp zasady: Mg(OH)₂, Ca(OH)₂, [Sr(OH)₂*8H₂O], [Ba(OH)₂*8H₂O] - ośmiohydraty.

Z tlenem i wodorem lotne: C, N, S // As, S, Se, Te.

Geograficzne: Fr, Ga, Ge, Se, Po, He, Rn, Sc, Y, Ce, Sm, Eu, Ho, Tm, Yb, Lu, U, Np, Pu, Am, Bk, Cf, Hf, Db, Re, Hs, Hg.

mocne kwasy z wodorem: Cl, Br, I.

słabe kwasy z wodorem: S, Se, Te, F, O.

jonowe z H: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ca, Sr, Ba, Ra.

Rozp kwasy tlenowe: C, N, P, S, Se, Cl, I.

Makroelementy: H, Na, K, Mg, Ca, C, N, P, O, S, Cl.

Mikro: B, Si, Se, I, V, Cr, Mo, Mn, Fe, Ni, Cu, Zn.

La, Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu. Ac, Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lr.

Własnosci związków III okresu z wodorem ,tlenem, chlorem. Wodorki: Na jest malo elektroujemny dlatego moze oddawac elektrony atomowi wodoru i tworzyc wodorki solopodobne, wodorki litowcow sa substancjami stalymi tworzacymi sieci jonowe, maja wysokie temp. topnienia, w stanie stopionym przewodza prad, w wyniku ich elektrolizy na anodzie wydziela sie H2. Reaguja z woda wydzielajac wodor.Wodorki sa silnymi reduktorami zwlaszcza w wysokich temp.

Tworzy wodorek o wzorze NaH+H2O NaOH+H2

2CO +NaH HCOONa + C (przyklad silnego ch. reduktora) SiCl4+ 4NaHSiH4+4NaCl

Wodorki jonowe maja wieksza gestosc niz odpowiednie metale. Sa to zwiazki stechiometryczne o duzym cieple tworzenia.

Mg - wszystkie berylowce (z wyjatkiem Be) tworzą wodorki MH2 w wyniku bezposredniej reakcji z wodorem. Sa to rowniez silne reduktory, reaguja z woda z wydzieleniem H2, wodorek MgH2 jest kowalencyjny i polimeryczny (MgH2)n. PbSO4+MgH2 PbS+Mg(OH)2

Al zaden z borowcow nie reaguje bezposrednio z wodorem. Al tworzy wodorki z niedoborem elektronow, AlH3 - bialy polimer,o nieznanej strukturze , zawiera prawdopodobnie jony Al polaczone wiazaniami wodorowymi, podobnie jak diboran,wodorek glinu powstaje z LiH i AlCl3 w roztworze eterowym,

LiH + AlCl3AlH3 z nadmiarem LiH powstaje Li(AlH4) ktory jest reduktorem, redukuje grupy funkcyjne a nie redukuje na ogol podwojnych wiazan. Wlasciwosciami przypomina hydroborany, nie mozna stosowac go w roztworach wodnych.

Si - wszystkie weglowce tworza kowalencyjne wodorki. Krzem tworzy ograniczona liczbe nasyconych wodorkow Si_nH_2n+2 zwanych silanami których czastecz stanowia lancuchy proste lub rozgalezione. Mg2Si+H2So4 SiH4 Silany sa silnymi reduktorami, zapalaja sie w powietrzu, reaguja wybuchowo z chlorem, ulegaja latwo hydrolizie w roztworach alkalicznych.

P wszystkie azotowce tworza lotne wodorki, latwosc ich tworzenia, trwalosc, zdolnosc tworzenia wiazania koordynacyjnego przez wolna pare elektronowa maleje w kierunku od azotu do bizmutu. Fosfor tworzy nietrwaly wodorek P2H4.

S - wszystkie tlenowce tworza wodorki na stopniu utlenienia -II. H2S otrzymujemy w reakcji:

FeS+H2SO4H2S+FeSO4 zwiazek jest trujacy i ma zapach nieprzyjemny. trwalosc wodorkow maleje od wodorku tlenu w dol. Siarka wraz z tlenem rozni sie od pozostalych tlenowcow mozliwoscia katenacji i tworzenia politlenkow i polisiarczkow. Na2S2+HClH2S2 H2S2 jest niezbyt trwaly, a obecnosc jonow wodorotlenowych przyspiesza jego rozklad H2S2H2S+S

Cl - wszystkie fluorowce reaguja z wodorem tworzac zwiazki HX. tendecja do reagowania z wodorem maleje w kierunku od fluoru do jodu. Po dzialaniu na sole chlorkowe stezonym H₂SO₄ otrzymuje sie wodorek chloru. Zwykle jest uzywana sól NH4Cl gdyz powstajacy drugi produkt jest dobrze rozpuszczalny i reakcja przebiega latwo, w przemysle stosuje sie NaCl poniewa jest tanszy. NH4Cl+H2SO4NH4HSO4+HCl NaCl+H2SO4NaHSO4+HCl w stanie gazowym fluorowodory sa zwiazkami kowalencyjnymi a w roztworach wodnych tworza jony. HCl zachowuje sie jak mocny kwas. Dysocjacja HCl w wodzie jest calkowita, w innych rozpuszczalnikach słabiej jonizujacych nie jest calkowita.

Związki z chlorem: Na LK=6, struktura krystaliczna, Halogenki litowcow reaguja z fluorowcami tworząc jonowe zwiazki wielohalogenkowe.

Mg Mg+2HClMgCl2

Al -wszystkie borowce tworza trojhalogenki AlCl3 wystepuje w postaci dimeru, w ktorym atom Al przyjmuje konfiguracje gazu szlachetnego. Ta izomeryczna struktura zostaje zachowana w roztworach halogenkow w rozpuszczalnikach niepolarnych np w benzenie, w roztworach wodnych duze cieplo hydratacji powoduje rozpad kowalencyjnego dimeru na jony. Borowce tworza tez jednohalogenki w fazie gazowej i w podwyzszonych temperaturach AlCl3+2Al3AlCl. zwiazki te nie są bardzo trwale i mają ch. Kowalencyjny

Si -weglowce tworza czterohalogenki,wszystkie sa tetraedryczne, niemal wszystkie lotne, kowalencyjne. Halogenki krzemu szybko hydrolizuja pod wpływem wody tworząc kwas krzemowy SiCl4+4H2OSiOH4+4HCl w obecnosci nadmiaru kwasu liczby koordynacyjne wzrastaja od czterech do szesciu i powstaja jony kompleksowe.

P tworzy trojhalogenki, ktore ulegaja latwo hydrolizie pod wplywem wody PCl3+3H2OH3PO3+3HCl

PCl3 ulega utlenieniu przez tlen lub pieciotlenek fosforu tworzac tlenochlorek fosforu POCl3 2PCl3+O22POCl3 fosfor ma tez zdolnosc tworzenia pieciohalogenku PCl5. Pieciohalogenki azotowcow majace niezbyt trwala strukture w stanie gazowym moga przylaczac dodatkowy jon ktory tworzy wiazanie koordynacyjne przez oddanie wolnej pary elektronowej do pustego orbitalu d. W stanie stalym PCl5 rozszczepia sie na jony PCl6- i PCl4+ majace struktury odpowiednio oktaedryczny i tetraedryczna. W wyniku calkowitej hydrolizy powstaje odpowiedni kwas H3PO4

S tworzy tlenohalogenki SOCl2 -otrzymujemy go: PCl5+SO2SOCl2+POCl3 stosowany jest on w chemii organicznej do przeksztalcania kwasow karboksylowych w chlorki kwasowe. Siarka tworzy czterochlorki w wyniku bezposredniej reakcji z chlorem, jest to dosc nietrwala ciecz. Najlepiej znanym dwuhalogenkiem jest SCl2 ktory mozna otrzymac przez nasycenie S2Cl2 chlorem, dwuhalogenki tworza czasteczki katowe w wyniku hybrydyzacji SP3 kat miedzy wiązaniami wynosi 103 stopnie.

Zwiazki z tlenem:

Na Na2O - charakter silnie zasadowy, dobrze rozpuszczalny w wodzie, istnieje tez nadtlenek Na2O2

Mg Wszystkie berylowce ulegaja spalaniu w tlenie z utworzeniem tlenkow np. MgO LK=6 Tlenek magnezu reagujac z woda tworzy slabo zasadowy wodorotlenek magnezu. Zanieczyszczony nadtlenek magnezu powstaje w wyniku dzialania nadtlenku wodoru.

Al tlenek glinu można otrzymac z pierwiastkow przez odwodnienie Al(OH)3. Glin ma bardzo duze powinowactwo do tlenu, co wykorzystuje się w aluminotermii. W analizie jakosciowej wytraca się wodorotlenek glinu w postaci bialego galaretowatego osadu. Jest to zwiazek amfoteryczny, na ogol jednak reaguje zasadowo. Wykazuje tez właściwości kwasowe reaguje z NaOH.

Si Istnieja dwa tlenki krzemu SiO, SiO2. Tlenek krzemu powstaje prawdopodobnie w wyniku redukcji SiO2 krzemem w wysokiej temperaturze SiO2+Si2SiO

Dwutlenek krzemu pospolicie nazywany jest krzemionka, krzem nie ma zdolnosci jak wegiel do tworzenia podwojnych wiazan w czasteczce SiO2 dlatego SiO2 jest trudnotopliwa substancja stala majaca 3 odmiany: kwarc, trydymit, krystobalit. W tych wszystkich odmianach każdy atom krzemu jest powiazany tetraedrycznie z czterema atomami tlenu, natomiast każdy atom tlenu jest wspolny dla dwoch tetraedrow. Dwutlenek krzemu jest w kazdej postaci niereaktywny, reaguje jednak z fluorem, HF i alkaliami.

P Trojtlenek fosforu jest dimerem i odpowiada mu wzor P4O6, trojtlenek ten ma strukture tetraedryczna. Tlenki fosforu otrzymuje się w wyniku spalania fosforu w powietrzu. Trojtlenek fosforu jest kwasowy. Pieciotlenek fosforu jest dimerem odpowiada mu wzor P4O10, atom P tworzy dodatkowe wiazania koordynacyjne przez dodanie wolnej pary atomowi tlenu.

S SO2 otrzymuje się przez spalanie siarki w powietrzu, SO2 jest gazem i nawet w stanie stalym tworzy oddzielne czasteczki. Podwojne wiazania S=O sa wynikiem bocznego nakladania się orbitali p tlenu z orbitalami d siarki. Kat miedzy wiazniam odpowiada w przyblizeniu hybrydyzacji sp2, SO2 rozpouszcza się w wodzie, silny reduktor w srodowiski alaklicznym a lagodny utleniacz w kwasowym.

SO3 -otrzymywany w reakcji SO2 z O2 stosuje się katalizator np. Pt Gazowy SO3 ma strukture plaska.

Cl Cl2O - gaz, wybuchowy, otrzymujemy w wyniku swiezo straconego tlenku rteci II z Cl2, charakter zasadowy. ClO2 - zolty gaz,silny utleniacz,czasteczka ClO2 jest kątowa, kąt 118 stopni. Cl2O6 - czerwona ciecz, silny utleniacz wybuchowy, nie zawiera niesparowanych elektronow i jest diamagnetyczny

Cl2O7 - stosunkowo trwala ciecz, tworzy kwas nadchlorowy.

Rownowagi w roztworach: iloczyn jonowy , skala pH, pomiar pH.

2H2OH3O+ +OH- Rownowage tego procesu wyraza zaleznosc wyprowadzona da stalej dysocjacji w temp 22 stopni: K=[H3O+][OH-]/[H2O]^2 = 1,8*10^-16

Alfa=2*10^-9 wartosc ta jest tak mala, dlatego możemy przyjac ze stezenie niezdysocjowanych czasteczek wody jest stale i rowne praktycznie: [H2O]=const=1000g/18g/mol=55,55 mol/litr

K[H20]=const=[H+][OH-]= Kw-iloczyn jonowy wody

Kw=1,8*10^-16 * 55,55 mol/ litrr=10^-14

W czystej wodzie [H+]=1*10^-7 mol/l [OH-] tak samo.

Iloczyn jonowy wody okresla zaleznosc stezenia jonow wodortlenowych i wodorowych pochodzących z dysocjacji wody lub wodnych roztworow kwasow i zasad soli hydrolizujacych. Wielkosc ta jest stala, zalezy tylko od temperatury. Wzrost temperatury powoduje wzrost wartosci Kw, zwieksza się stopien dysocjacji.

Zwiekszenie stezenia ktoregos jonu powoduje obnizenie stezenia drugiego i odwrotnie. W roztworze kwasowym [H⁺] >10^-7 obojetnym [H⁺]=10^-7 zasadowym [H⁺]<10^-7

Stezenia jonow wodorowych i wodorotlenowych sa bardzo wazna wlasciwoscia roztworu ponieważ wplywaja na szybkosc i przebieg reakcji. Zamiast wykladniczej liczby okreslajacej stezenie tych jonow podaje się sam wykladnik, jest to ujemny logarytm ze stezenia jonow wodorowych - pH lub wodorotlenowych pOH. Gdy chcemy dokladniejszych obliczen to uwzgledniamy w rownaniu na ujemny logarytm a -czyli aktywnosc jonu wodorowego a przy jeszcze dokladniejszych obliczeniach f czyli wspolczynnik aktywnosci.

Kwasowowść lub zasadowosc roztworow wyrazamy za pomoca skali pH. Gdy pH=0 to [H+]=0 a [OH-]=10^14 gdy pH = 7 to stezenia [OH-]=[h+]=10^-7 itd.

W celu okreslenia wartosci pH badanego roztworu stosuje się dwie grupy metod. Pierwsza sa metody wizualne, polegaja one na okresleniu pH roztworu na podstawie zmiany barwy wskaznika, którego zabarwienie zalezy od srodowiska w roztworze. Do drugiej grupy metod naleza pomiary pH metodami instrumentalnymi np. kolorymetria, spektrofotometria, potencjometria-phmetria.

Kwasy tlenowe chloru i ich sole, tlenki chloru. HClO (kw. podchlorawy) < HClO2 (kwas chlorawy) < HClO3 (kwas chlorowy) < HClO4 (nadchlorowy). 2HClO4 -tempCl2O7+ H2O. HClO (+I) jest słabym kwasem i istnienje tylko w r-rach wodnych. Można go otrzymać przez wytrząsanie świeżo wytrąconego HgO z wodą nasyconą chlorem 2HgO+H2O+2Cl2 → HgO*HgCl2 + 2HClO. Jony OCl- mają tendencję do dysproporcjonowania OCl- → Cl- + ClO3 -.

HClO2 (+III) istnieje tylko w roztworze. Otrzymuje się go jako produkty reakcji ClO2 i Na2O2 lub H2O2. W wyniku ogrzewania chloryny dysproporcjonują tworząc chlorany i chlorki. 2ClO2 + Na2O2 → 2NaClO2 + O2. 3NaClO2 → 2NaClO3+NaCl

HClO3 - (+V)istnieje tylko w roztworze. Jest stosowany do wyrobu ogni sztucznych i zapałek. Chloran sodu jest skutecznym herbicydem. Chlorany można otrzymać przez działanie chloru na wodorotlenki lub elektrolizę gorących roztworów chlorków. 6NaOH+3Cl2 → NaClO3 + 5NaCl +3H2O.

2HClO + OCl- → ClO3 - + 2H+ + 2Cl-.

HClO4 - (+VII) - jeden z najmocniejszych kwasów i silny utleniacz. Otrzymywany w wyniku reakcji NH4ClO4 z rozc HNO3. Jon ClO4-ma budowę tetraedru.

SOLE: NaClO4 - otrzymuje się przez elektrolizę wodnego roztworu NaClO3 NaClO3+H2O -elektroliza NaClO4 + H2.

KClO3 ulega rozkładowi 2KClO3→2KCl+3O2.

inne NaClO2; NaOCl.

Tlenki chloru: Cl2O - gaz, wybuchowy, otrzymujemy w wyniku swiezo straconego tlenku rteci II z Cl2, charakter zasadowy. ClO2 - zolty gaz,silny utleniacz,czasteczka ClO2 jest kątowa, kąt 118 stopni. Cl2O6 - czerwona ciecz, silny utleniacz wybuchowy, nie zawiera niesparowanych elektronow i jest diamagnetyczny

Cl2O7 - stosunkowo trwala ciecz, tworzy kwas nadchlorowy.

Wiązanie metaliczne a właściwości metali. Występuje między pierwiastkami elektrododatnimi. W przypadku wiązania metalicznego elektrony mogą przemieszczać się swobodnie w całym krysztale. Wiązanie metaliczne występuje nie tylko w metalach i stopach, lecz również w związkach innych typów. Jeden z nich obejmuje borki, węgliki, azotki i wodorki utworzone przez pierwiastki przejściowe (w pewnych przypadkach także przez lantanowce). Do tej grupy należy też szereg halogenków metali przejściowych na niskim stopniu utlenienia, wykazujących przewodnictwo elektryczne i zawierających swobodne elektrony w pasmie przewodnictwa. Drugi typ do klasterowe związki metali przejściowych i boru, w przypadku, których zdelokalizowane wiązanie kowalencyjne jest czymś w rodzaju ograniczonego wiązania metalicznego. Trzeci typ obejmuje np. karbonylki metali zawierające wiązanie metal - metal może ułatwić wytłumaczenie katalitycznego działania metali.

Struktury krystaliczne metali. Pierwiastki metaliczne maja zwykle strukture regularna zwarta gdzie LK=12, istnieja 2 typy ulozenia zwartego: Regularne zwarte ABC ABC lub Heksagonalne zwarte ABAB. Niektóre metale maja jednak strukture przestrzennie centrowana, wypelnienie przestrzeni tu jest maksymalne, każdy atom sasiaduje najblizej z osmioma atomami. LK dla tej struktury w przyblizeniu wynosi 14.

Zest 2

zwiazki z wodorem i chlorem grupy IV.

Do IVgr - C, Si, Ge, Sn, Pb

związki z wodorem CnH2n+2 zw. węgla CH4 (węglowodór nasycony, stan gazowy, niska temperatura topnienia, bierny chemicznie, ulega substytucji, struktura tetraedryczna sp3) CnH2n - eten C2H4 (gaz, aktywny chemicznie, ulega reakcji addycji, struktura płaska sp2) CnH2n-2 C2H2-etyn (gaz, ulega addycji, struktura liniowa sp 180stopni) zw. krzemu SiH4 - krzem tworzy z wodorem połączenia zwane silanami - (Si)nH2n+2 - SiH4 - jednosilan, powstaje pod działaniem glinowodorku LiAlH4, rozpuszczonego w eterze na SiCl4. SiCl4+LiAlH4SiH4+LiCl+AlCl3; SiO2+3H2F2H2SiF6+2H2O; H2SiF6 -st.H2SO4 H2F2+SiF4. Si2H6 - 2Si2Cl6+3LiAlH4 2Si2H6+3LiCl+3AlCl3. Jedno i dwusilany są w normalnych warunkach gazami, dalsze natomiast krzemowodory łatwo lotnymi cieczami. Wszystkie silany reagują gwałtownie z tlenem, a ich pary zapalają się w zetknięciu z powietrzem. Z wodą czystą lub zakwaszoną nie reagują. W temperaturze 300C ulegają rozkładowi.

zw. Ge, Sn, Pb: GeH4 -gaz, ciecze - Ge2H6, Ge3H8, Ge4H10|| SnH4 - gaz, PbH4 - gaz. GeH4, SnH4, PbH4 - wodorki kowalencyjne, są to gazy łatwopalne, ulegają rozkładowi pod wpływem ogrzewania - PbCl4 rozkłada się w temperaturze pokojowej, GeH4 i SnH4 tworzą się w reakcji: GeCl4+LiAlH4GeH4+LiCl+ AlCl3. Natomiast PbH4 powstaje w procesie wydzielania wodoru na katodzie ze sproszkowanego ołowiu związki z chlorem zw. węgla CCl4 - ciecz bezbarwna, trwały, niehydrolizuje, bo atomy chloru osłaniają atom węgla, woda i zasady działają dopiero w wysokich temperaturach. Powstawanie CS2 + 3Cl2 CCl4 + S2Cl2; 2S2Cl2+CS2 CCl4+6S zw. krzemu: SiCl4 - ciecz bezbarwna, szybko hydrolizuje i nieodwracalnie, reaguje gwałtownie z wodą (tworzy się HCl), otrzymywany za pomocą syntezy z pierwiastków. zw. Ge i Sn: GeCl4, SnCl4 - hydrolizują odwracalnie, wykazują tendencję do tworzenia jonów kompleksowych w obecności nadmiaru jonów halogenkowych lub odpowiedniego kwasu halogenowegochlorowego. SnCl4+2HClH2SnCl6 (SnCl6 2-)-german identycznie. GeCl2 i SnCl2 - własności redukujące. zw. Pb - PbCl2 (reduktor trwały) PbCl4 - bardzo nietrwały GeCl2, PbCl2, SnCl2 - ciała stałe, wykazują wyższą temp. Topnienia niż odpowiednie czterochlorki. Jest to spowodowane zwiększonym udziałem charakteru jonowego wiązań.

Typy ligandów. Jednomiejscowe proste: halogenki typu X, siarkowe S^2-, SO₄^2-, SCN^-, tlenowe H₂O, OH^-, O^2-, azotowe NH₃, NO₂^-, CN^-, węglowe CN^-, CO.

Ligandy chelatowe 2- 3- 4- 6-okleszczowe

2: etylodiamina, anion kwasu szczawiowego

3: dietylenotriamina 4:trietylenotetraamina

6: CoEDTA^- anion kwasu etylenodiaminotetraoctowego, hemoglobina

Związki fosforu z wodorem i tlenem, kwasy fosforu i polikwasy. P może reagować z metalami I i II gr tworzą fosforki. PH3 -fosforiak otrzymywanie: Mg3P2 + 6 H2O→ 3Mg(OH)2 + 2PH3 oraz w reakcjach dysmutacji: 4H3PO3 → PH3+ 3H3PO4 oraz działaniem wodoru na fosfor: Zn+HCl → 2H + ZnCl2 ; 6H+2P → 2PH3. Fosforiak jest gazem bezbarwnym o woni karbidu. Ma słaby charakter zasadowy. HCl+PH3 → PH4Cl ale słabszy niż NH3.

P2H4 - fosfina - jest to ciecz, nie ma już soli zasadowych. Powstaje w procesie gnicia drewna.

kwasy fosforu kwas podfosforowy - H3PO2 (+1) sól - NaH2PO2; H3PO2+NaOH → NaH2PO2(sp3) + H2O; H3PO2(sp3) → P(-3)H3(sp3) + H3PO3(sp3)

kw. fosforawy H3PO3(+3) sól - Na2HPO3 H3PO3(sp3) + 2NaOH → Na2HPO3(sp3) + 2H2O(sp3) kw. ortofosforowy H3PO4 (+5) sp3 sól-Na3PO4

kw metafosforowy (5) HPO3 NaPO3

kw podfosforowy (+4) (H2PO3)2

kw pirofosforowy(+4) H4P2O7

polikwasy złożone z większej ilości kw podfosforowego - kw metatrójfosforowy H3P3O9. Najprostszym kwasem fosforowym jest kwas H3PO4. Kwas ortofosforowy jest trójprotonowy. Jony PO3 - nie występują w stanie wolnym. Bardzo liczne kwasy fosforowe i ich sole powstają w wyniku uwspólnienia atomów tlenu zajmujących 1 lub 2 naroża tetraedru PO4 - hybrydyzacja sp3. H3PO4 otrzymuje się z fosforytu Ca3(PO4)2 +3H2SO4 → 2H3PO4 + 3CaSO4. a także przez całkowitą hydrolizę P4O10 lub przez działanie stężonym kwasem azotowym na fosfor. P4O10(sp3) + 6HCl(sp3) → 4H3PO4(sp3) oraz P+HNO3 →H3PO4 po łagodnym ogrzaniu powstaje H4P2O7 ;silne ogrzanie (HPO3)n. Polifosforany są związkami o prostych łańcuchach (PO3)n*PO4. Znamy następujące polifosforany: H3PO4 - ortofosforowy, H4P2O7 - pirofosforowy, H5P3O10 kwas ortotrójfosforowy, H6P4O13 kwas ortoczterofosforowy. Trójfosforan sodu jest stosowany do zmiękczania wody i stanowi składnik (do 40%) niektórych detergentów Na5P3O10. Ortofosforany litowców i amonu NH4 + są rozp w wodzie. Większość rozpuszcza się w rozc. kwasach; octowym, solnym. Ale np. fosfotany tytanu są nierozpuszczalne w kwasach i wykorzystywane są do usuwania ortofosforanów. Heteropolikwasami są: H3PMo12O40 3- kwas dodekamolibdenofosforowy, H3PW12O40 3- kwas dodekawolframofosforowy. Otrzymywanie: Ca3(PO4)2+3H2SO4→2H3PO4+3CaSO4;

P4O10+6H2O→4H3PO4 -ogrzanie H4P2O7 -silne ogrzanie (HPO3)

Tlenki fosforu: P2O3 i P2O5 - występują jako dimery P4O10 i P4O6. Sam fosfor występuje w cząsteczce P4 o budowie tetraedru i ten sam układ zostaje zachowany dla jego tlenków. Tlenki te powstają przez utlenienie fosforu na powietrzu. P4O6 - otrzymujemy go spalając fosfor z ograniczonym dostępem powietrza. P+O2→(P2O3)2 -O (P2O5)2. Są silnie trujące. P2O5 - substancja higroskopijna, łączy się z wodą. Kwas fosforowy i fosforany powstają w wyniku działania tych tlenków na H2O. P2O3→P4O6 P2O5→P4O10

4P4O10 -200CP4+6P2O4 P4O6+6H2O→4H3PO3 P4O10+6H2O→4H3PO4.

LITOWCE 1 elektron na zewnętrznym orbitalu; największe rozmiary atomów i jonów; mała energia jonizacji, malejąca od Li->Cs; miękkie, tworzą bezbarwne zw. jonowe; I wartościowe; bardzo reaktywne; wszystkie reagują z siarką; tworzą tlenki i wodorotlenki dobrze rozp w H2O i silnie zasadowe; brak tendencji tworzenia kompleksów; wypierają wodór z kwasów; lotne sole barwią płomień; małe elektroujemności.

MIEDZIOWCE 1 elektron na zewnętrznym orbitalu, 10 elektronów na przedost. powłoce d; mniejsze rozmiary atomów i jonów; większa E jonizacji; twarde; tworzą barwne zw jonowe; zmienność wartościowości Ag-(I) Cu-(I),(II) Au-(III); słabo reaktywne; Au nie reaguje z siarką; tworzą tlenki i wodorotlenki trudnorozp w H2O; słabo zasadowe; tendencja do tworzenia zw kompleksowych; reagują tylko z kwasami utleniającymi, Au tylko z wodą królewską; znacznie większe elektroujemności.

Zest 3

Trwałość izotopów. Izotopy są to atomy tego samego pierwiastka różniące się liczbą neutronów w jądrze.

Reguła Mattaucha - jeśli dwa pierwiastki o kolejnych liczbach atomowych mają izotopy o tych samych licz masowych to jeden z tych izotopów jest nietrwały.

Reguła Horkinsa - pierwiastki o nieparzysty liczbach atomo są trwałe w mniejszym stosunku procentowym niż pierwiastki o parzystych liczbach atomowych. W przyrodzie uprzywilejowane są pierwiastki o parzystych liczbach atomowych. Jeśli liczba protonów i neutronów jest parzysta to licz trwałych izotopów jest największa, gdy liczba prot jest parzysta a neutronów nieparzysta jest mniejsza, gdy liczba protonów nieparzysta a neutronów parzysta to liczba trwałych izotopow się zmniejsza, gdy liczba protonów i neutronów nieparzyste to najmniejsza. Liczby protonów w jądrze wynoszące 2, 8, 20, 28, 50, 82, 126 są nazywane magicznymi i cechują pierwiastki o dużej ilości izotopów trwałych. Dla jąder trwałych pierwiastków o niewielkich liczbach atomowych stosunek n/p=ok.1. przy wyższych liczbach atomowych siły odpychania rosną stąd przewaga neutronów nad protonami jest korzystna dla stabilizacji jądra stosunek n/p=1,362. gdy stosunek n/p>1,6 jądra ulegają samorzutnym rozpadom.

Prawo Raoulta określa skład pary nasyconej nad cieczą o znanym składzie. Jest słuszne dla r-rów idealnych (brak oddziaływań międzycząsteczkowych) a dla r-rów rzeczywistych stosuje się w zasadzie tylko w przypadku r-rów rozcieńczonych. Obniżenie prężności pary nad roztworem : Δp=p₀-p. p₀ - prężnośc pary nasyconej nad czystym rozpuszczalnikiem, p -prężność pary nasyconej nad roztworem. p=p₀*x₀ Prężność pary nasyconej nad r-rem równa się prężności pary nasyconej nad czystym rozpuszczalnikiem pomnożonej przez ułamek molowy rozpuszczalnika.

Fluor jest najbardziej reaktywnym pierwiastkiem układu okresowego. Reaguje ze wszystkimi pierwiastkami z wyjątkiem gazów szlachetnych. Duża reaktywność fluoru jest uwarunkowana małą energią wiązania F-F(elektrony niewiążące odpychają się), niezwykle dużą zdolnością utleniania, małymi rozmiarami atomu i jonu oraz znaczną elektroujemnośc fluoru. Małym rozmiarom jonu odpowiada duża liczba koordynacyjna i duża energia sieciowa fluorków. Fluor tworzy silne wiązania z większością pozostałych pierwiastków. Fluor nie ma orbitali d więc nie może tworzyć kwasów tlenowych. Fluor pochłania światło o barwie fioletowej (duża energia), ma barwę fioletową.

F2 - utleniacz F2 +H2O2H⁺+2F^- +1/2O2

HF jest cieczą o temp wrzenia 19˚C, co jest spowodowane dużą różnicą elektroujemności między H a F. otrzymywany przez działanie stęż H2SO4 na CaF2.

CaF2+H2SO4CaSO4 + 2HF właściwości silnie koordynujące; rozpuszczalnik szczególnie dobry do tworzenia zw kompleksowych; otrzymywanie freonów.

OF2 fluorek tlenu, bladożółty gaz, powstaje w wyniku przepuszczenia F2 przez 2% roztw NaOH, jest silnym utleniaczem, energicznie reaguje z metalami, S, P i fluorowcami tworząc fluorki i tlenki, stosowany jako paliwo do rakiet 2NaOH+2F22NaF+OF2+H2O

O2F2 dwufluorek dwutlenu otrzymywany w wyniku wyładowań elektrycznych w mieszaninie O2 i F2 pod niskim ciśnieniem i w temp ciekłego powietrza. Strukturą przypomina H2O2.

CaF2 - fluoryt, minerał-jest głównym źródłem fluoru.

UF6- rozdzielanie izotopów uranu przez termodyfuzję

UF4 - otrzymywanie uranu metalicznego

C2F4 - teflon, duża odporność chemiczna, wł. Elektroizolacyjne. CFCl3, CF2Cl2, CF3Cl - freony, stosowane w technologii chłodniczej, wycofane z powodu niszczenia warstwy ozonowej. NF3 - nietrwały i wybuchowy, ma niewielką zdolność działania, jako cząsteczka donorowa i tworzenia wiązań koordynacyj.

Wapń Ca występuje w postaci CaCO3 - wapień, kreda, marmur. CaSO4 - anhydryt, gips i alabaster a także w postaci fosforanów (apatyty) i krzemianów. MgCa(CO3)2 - dolomit, CaF2 - fluoryt. Otrzymywanie: elektroliza stopionego CaCl2. Dodatek CaF2 lub KCl obniża temperaturę topnienia. Wydziela się na żelaznych katodach w stanie stopionym. Można też zastosować redukcję CaO za pomocą pyłu glinowego. Właściwości: srebrzysty; miękki; pokrywa się nalotem; reaktywny; łatwo reaguje z O2; w podwyższonej temperaturze tworzy azotek Ca3N2; energicznie z fluorowcami reaguje tworząc halogenki CaX2; Tworzy CaH2 z wodorem w podwyższonej temperaturze; Ca wypiera H z wody a także z alkoholi Ca+H2O→Ca(OH)2+H2. Ca+ROH→Ca(OR)2+H2; roztwarza się w kwasach z wydzieleniem H2; silny reduktor - z tlenków metali wydziela metale. Zastosowanie: stosowany w metalurgii, używany do rafinacji ropy naftowej; do oczyszczania gazów szlachetnych, CaCl2 - środek odwadniający.

Struktura elektronowa lantanowców. Dla lantanowców charakterystyczne jest stopniowe wypełnianie się trzeciej od zewnątrz powłoki elektronowej 4f. Lantan ma strukturę elektronową kseonu 5d¹6s^2, więc można przyjąć, że od ceru do lutetu następuje przyłączenie 14 elektronów f. Wszystkie lantanowce tworzą związki na +III stopniu utlenienia, więc można założyć, że w wyniku utraty dwóch elektronów s i jednego elektronu d powstają trójwartościowe jony lantanowców. Elektrony powłoki 4f są bardzo efektywnie ekranowane przez elektrony 5s i 5p i z tego względu nie uczestniczą w tworzeniu wiązań. Zapełnienie lub niezapełnienie orbitali f ma niewielkie znaczenie chemiczne, wpływa jednak na widma i właściwości magnetyczne lantanowców.

Zest 4

Teorie kwasów i zasad. ARRHENIUSA: założył, że mocne kwasy i zasady dysocjują w roztworach wodnych samorzutnie pod wpływem cząsteczki wody; w jego teorii kwasem nazywała się substancja, która w roztworach wodnych dysocjuje zwiększając stężenie jonów wodorowych a zasadą substancję dysocjującą w wodzie ze zwiększeniem stężenia jonów wodorotlenowych; teoria odnosiła się tylko do roztworów wodnych; umożliwiała określenie mocy kwasów i zasad; Alfa=stężenie formy zdysocjowanej / całkowite stężenie elektrolitu.

TEORIA BRONSTEDA: Bronsted założył, że woda nie jest biernym środowiskiem reakcji, bierze aktywny udział w dysocjacji. HA+H2OH3O+ + A-; Kwas jest cząsteczką lub jonem zdolnym do oddania protonu; Zasada jest cząsteczką lub jonem zdolnym do przyjęcia protonu. ZALETY TEORII BRONSTEDA: obejmuje także roztwory niewodne; Do kwasu Bronsteda zaliczamy: Kwas Arrheniusa, kwasy kationowe (NH4+, H3O+). Do zasady Bronsteda zaliczamy: Zasadę Arrheniusa, zasady anionowe Cl-, NO3-, S2-, CH3COO-. Związki amfiprotyczne (mogą przyjmować i oddawać proton) HS-, HCO3-, oraz H2O, NH3 skroplony, CH3COOH lodowaty. HS-+OHS2-+H2O HS-+HClCl-+H2S

HCO3-+H2OH3O++CO3 2-

HCO3 -+HClCl-+H2CO3

H2O+H2OH3O+ +OH-

skroplony: NH3+NH3 NH4+ + NH2 -

lodowaty: 2CH3COOHCH3COOH2++CH3COO- Możliwe było wyjaśnienie właściwości zasadowych amoniaku: NH3+H2ONH4+ +OH-

Teoria obejmuje jednakowym schematem reakcje dysocjacji, hydrolizy, zobojętniania: CH3COOH+H2OCH3COO- +H3O+

CH3COO- +H2OCH3COOH+OH-

H3O+ +OH- H2O + H2O możliwe było zbadanie mocy mocnych elektrolitów poprzez ich porównywanie CH3COOH lod +HClO4 ClO4- + CH3COOH2+ Możliwość wyrównania mocy słabych elektrolitów

R-NH2+CH3COOHR-NH3+CH3COO-

R-COOH+NH3 stęż. R-COO- +NH4+

TEORIA LEWISA: Kwas to substancja lub jon z wolnym orbitalem, zdolny do przyjęcia pary elektronów z wytworzeniem wiązania koordynacyjnego; zasada to dawca pary elektronów. Kwasy dążące do dubletu lub oktetu. Kationy metali dążące do uzyskania całkowitej konfiguracji gazu szlachetnego.

Szybkość reakcji i czynniki wpływające na nią. Szybkość reakcji jest zmianą stężenia molowego substratu lub produktu w jednostce czasu. Rodzaj reagentów (typ reakcji); stęż reagentów; ciśnienie (dla gazów); temp - ze wzrostem temp rośnie szybkość cząsteczki, a więc możliwość efektywnych zderzeń; obecność katalizatorów; promieniowanie elektromagnetyczne.

Właściwości pierwiastków IIIB i VIIIB. IIIB - skandowce - Skand Sc [Ar]3d1 4s2, Itr Y [Kr] 4d1 5s2, Lantan La [Xe] 5d1 6s2, Aktyn Ac [Rn] 6d1 7s2. Skandowce występują zawsze na +3 stopniu utlenienia. Kowalencyjne i jonowe promienie skandowców wzrastają regularnie w kierunku od góry do dołu tej grupy. W dalszych grupach pierwiastków przejściowych występuje wpływ kontrakcji lantanowców. Wł. Chem.: skandowce są dość reaktywne; ulegają spaleniu w tlenie z utworzeniem tlenków M2O3. Skandowce reagują powoli z wodą na zimno, a szybciej po ogrzaniu, z wydzieleniem wodoru i utworzeniem wodorotlenków oraz zasadowych tlenków La+H2O → La(OH)3 → LaO*OH. Właściwości zasadowe tlenków i wodorotlenków zwiększają się w kierunku od góry do dołu. Y(OH)3 i La(OH)3 są zasadami. Skand, jako pierwiastek amfoteryczny rozpuszcza się w NaOH; Sc+NaOH → [Sc(OH)6]3- +H2. Skandowce reagują z fluorowcami tworząc trójhalogenki MX3. VIIIB - grupa żelaza, kobaltu i niklu grupa żelaza Fe [Ar] 3d6 4s2; Ru [Kr] 4d7 5s1; Os [Xe] 4f14 5d6 6s2. Główne stopnie utlenienia dla żelaza to +2, +3. Związki Fe 2+ są najtrwalsze i istnieją w roztworze wodnym.

Fe 3+ ma słabe działanie utleniające. Ruten i osm tworzą związki na +8 stopniu utlenienia. Najtrwalsze są Ru+3 i Os +4. Wpływ kontrakcji lantanowcowej występuje mało wyraźnie. Ruten i osm są metalami szlachetnymi, bardzo odpornymi na działanie kwasów. Osm utlenia się jedynie w wodzie królewskiej do OsO4. grupa kobaltu Co [Ar] 3d7 4s2; Rh [Kr] 4d8 5s1; Ir [Xe] 4f14 5d9. Kobalt jest najbardziej trwały na +2 w roztworach wodnych, występuje też na +3 - odgrywa rolę w kompleksach. Rh najtrwalsze związki tworzy na +3, natomiast Ir na +3 i +4. Rod i iryd są metalami twardymi, szlachetnymi, niereaktywnymi. Kobalt jest metalem stosunkowo biernym chemicznie. Nie reaguje z wodą, wodorem i azotem. W wyższych temp reaguje z siarką,węglem i fosforem a także parą wodną tworząc CoO. Roztwarza się powoli w rozcieńczonych kwasach. W HNO3 st ulega pasywacji.grupa niklu Ni [Ar] 3d8 4s2; Pd [Kr] 4d10; Pt [Xe] 4f14 5d9 6s1. Nikiel tworzy najtrwalsze związki na +2, daje kompleksy kształtu kwadratowego płaskiego lub oktaedru. Pd i Pt głównie występują na +2 i +4 stopniu utlenienia. Kompleksy na stopniu +2 mają strukturę kwadratową płaską a na +4 oktaedryczną. Nikiel jest bardziej aktywny niz Pd i Pt. Nikiel łatwo roztwarza się w rozcieńczonych kwasach, pod działaniem st. HNO3 ulega pasywacji. Pd roztwarza się powoli w HCl. Platyna jest odporna na działanie kwasów, roztwarza się w wodzie królewskiej i daje H2[PtCl6]. Wszystkie metale tej grupy tworzą fluorki po ogrzaniu. Platyna i kobalt są pierwiastkami najbardziej kompleksotwórczymi. Metale grupy niklu stanowią ważne katalizatory.

Zest 5

Związki chloru na tle układu: IA - tworzy z chlorem sole XCl, gdzie występuje wiązanie jonowe np. NaCl. (kryształy, mają wysoką temperaturę wrzenia i topnienia, ulegają dysocjacji termicznej i elektrolitycznej, rozpuszczają się w rozpuszczalnikach polarnych) IIA tworzy z chlorem związek typu XCl2 gdzie występuje też wiązanie jonowe. CaCl2 - higroskopijny IIIA - XCl3 - w znacznym stopniu kowalencyjne, w r-rach wodnych ulegają hydrolizie, (AlCl3)2 - dimer IVA - Np. CCl4 hybrydayzacja sp3, wiązania CCl równocenne, nie hydrolizuje. SiCl4 - szybko hydrolizuje, otrzymywany za pomocą bezpośredniej syntezy z pierwiastków, jest cieczą bezbarwną, silnie dymiącą na powietrzu. GeCl4, SnCl4 - hydroliza odwracalna GeCl4+2Cl- GeCl6 2-

PbCl2 - trwały, wytrąca się w postaci białego osadu PbCl2 + 2Cl- → PbCl4 2-. PbCl4 - nietrwały.

VA - NCl3 - związek nie trwały, rozkłada się wybuchowo. NCl3 > PCl3 > AsCl3 > SbCl3 > BiCl3 (wzrost trwałości i wzrost charakteru jonowego). Z fosforem PCl5 → PCl3 + Cl2. PCl5 + 4H2O → H3PO4 + 5HCl. PCl3 + 3H2O →H3PO3+3HCl. Z arsenem chlor tworzy AsCl5 - nietrwały oraz AsCl3. VIA - Cl2O gaz o barwie zielono brązowej. ClO3- gaz o barwie zielonkawo żółtej i charakt zapachu, utleniacz. AgClO3 + Cl2 → AgCl + Cl2O + O2

Cl2O6 - ciecz, słaby utleniacz, eksploduje z substancją organiczną 2ClO2+2O3 → Cl2O6 + 2O2

Cl2O7 - bezbarwna ciecz. Z siarką S2Cl2. 2S+Cl2→S2Cl2 (ciecz). S2Cl2 + Cl2 → 2SCl2. W niskich temperaturach SCl4. VIIA są to związki międzyhalogenowe ClF, ClF3, BrCl, BrCl3, ICl, (ICl3)2.

Zest 6

Reguły Helfericha- 1)cząsteczki lub jony typu AX₂ mają budowę liniową (gdy atom centraln A nie posiada wolnej pary e) lub kątową (gdy A ma 1 lub więcej par e)

2)cząsteczki AX₃ mają budowę płaską (jeśli A nie posiada wolnej pary e) lub budowa o kształcie piramidy z at A w jej górnym wierzchołku (A posiada 1 wolną parę e) NH₃

3)AX₄ budowa tetraedryczna (A nie posiada wolnych par e lub gdy powłoka jest typu gazu szlachetnego).

Fluorowce - porównanie. F < Cl < Br < I <At (wzrost promienia atomu, spadek elektroujemności). Barwa: F-zółtawy, Cl - zielonkawy, Br - brązowawy, I - fioletowy. Zmniejszenie energii wiązania X2 następuje ze wzrostem promienia. F2>Cl2>Br2>I2 - charakter utleniający. Reaktywność fluorowców maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej. Fluor najbardziej reaktywny, Jest to spowodowane małą energią wiązania F-F, dużą zdolnością utleniającą, małymi rozmiarami atomu i jonu. Chlor i brom - reagują z większością pierwiastków. Jod - jest mniej reaktywny (nie łączy się z Se i S). Fluorowce są dobrymi utleniaczami, gdyż dążą do przyłączenia elektronu w celu uzyskania konfiguracji gazu szlachetnego. Tworzą kwasy beztlenowe; tlenki są to związki nietrwałe, wybuchają pod wpływem wstrząsu, światła. Im wyższy stopień utlenienia chlorowca tym są trwalsze. Tworzą kwasy tlenowe. Wzrost mocy wraz ze wzrostem stopnia utlenienia atomu centralnego. Chlor HClO< HClO2<HClO3<HClO4. Brom HBrO4, HBrO3. Jod HJO, HJO3, H5JO6. Fluor nie tworzy kwasów tlenowych. Wszystkie fluorowce tworzą z IA i IIA związki o wiązaniach jonowych. Tworzą dwuatomowe cząsteczki, gdzie wiązania są kowalencyjne F2, Cl2, Br2, I2. CHLOR: gaz zółtozielony o przyktrym zapachu, stosowany do dezynfekcji H2O w basenach i przemyśle. Jest aktywnym pierwiastkiem, łączy się z H2 na świetle lub po ogrzaniu. BROM: ciecz o przykrej woni, występuje w wodzie morskiej w postaci bromków. Działając utleniaczami na bromki otrzymujemy Br2. NaBr+Cl2 → Br2+2NaCl. W temperaturze 500C brom łączy się z wodorem dając HBr. JOD: w stanie wolnym nie występuje w przyrodzie, pewne ilości zawiera woda morska, NaI+Cl2→I2+NaCl. Jod słabo rozpuszcza się w H2O, dobrze w eterze dając brunatny roztwór. Pod względem chemicznym powinowactwo do H2 małe, stąd HI łatwo rozpada się.

Porównaj struktury: BeF2, BF3, SnCl2, H2SO4, H2O, PCl3, Ag(NH3)2+, H2S2O8.

BeF2 - struktura liniowa (hybrydyzacja sp)

BF3 - struktura trójkątna płaska (hybrydyzacja sp2)

H2O - hybrydyzacja sp3. Cząsteczki wody są nieliniowe, a wiązania H-O są silnie spolaryzowane i stąd woda ma trwały moment dipolowy - czyli jest silnie polarna. Kąt między wiązaniami (H―O―H) w fazie ciekłej wynosi ok. 105°. W postaci stałej kąt między tymi wiązaniami jest równy ok. 108°.

Ag(NH3)2+ - liczba koordynacyjna 2, hybrydyzacja sp, struktura liniowa

H2S2O8 -

Zest 7

Polikwasy: Polikwasy powstają przez kondensację niektórych kwasów tlenowych, co powoduje ich odwodnienie i tworzenie tzw. wielordzeniowych związków kompleksowych, w których tlen łączy sąsiednie jony. Polikwasy dzielimy na izopolikwasy i heteropolikwasy. Izopolikwasy to kwas tlenowy, w którym atomy tlenu zostały zastąpione anionami tego kwasu np. kwasy polichromowe H2CrO4, H2Cr4O13, H2Cr2O7, H2Cr3O10. H3PO4, H4P2O7, H5P3O10, H6P4O13, H2SO4, H2S2O7, H2S3O10. Heteropolikwas to kwas tlenowy, który powstaje przez połączenie różnych kwasów, a atomy tlenu zostały zastąpione przez anion innego kwasu tlenowego lub polikwasu tlenowego. Heteropolikwasy powstają, gdy kondensacja anionów polikwasu przebiega w roztworze zawierającym wieloprotonowe słabe kwasy lub umiarkowanie mocne np. fosforowy, arsenowy, krzemowy, tellurowy, jodowy. Heteropolikwasy są dobrze rozpuszczalne w wodzie i eterze, krystalizują. Tworzą nierozp osady ze złożonymi związkami org. Są odporne na działanie kwasów. Ulegają redukcji pod wpływem SO2. Heteropolikwasy: PW12O40 3-, MnMo9O32 6-, CeMo12O42 8-, PMo12O40 3-. Polikwasy krzemu: kwas metadikrzemowy H2Si2O5, kwas ortodikrzemowy H4Si2O7.

Zest 8

Zastosowanie wzoru Nersta. Do wyznaczania przebiegu reakcji redoks; do przewidywania produktów elektrolizy; do wyznaczania pH E=-0,059pH; do wyznaczania iloczynu rozpuszczalności; do wyznaczania SEM ogniwa; w pehametrii.

Halogenowodory. Otrzym w bezpośredniej syntezie, tendencja do reagowania z H2 maleje od F do I. HF tworzy dimery H2F2 - tworzą się mostki wodorowe, HCl- otrzymuje się poprzez działanie H2SO4 na ich sole. HF - do produkcji freonów, oraz do produkcji AlF3 (topnik). W przemyśle do produkcji HCl stos się NaCl. HBr i HI - otrzym się przez hydrolizę bromku lub jodku fosforu. HCl, HBr, HI - gazy HF- ciecz. HCL, HBr, HI - są to mocne kwasy. HF-najsłabszy. HF i HCl otrzymuje się zwykle przez działanie na ich sole st H2SO4. Najłatwiej dostępnym fluorkiem jest CaF2. CaF2+H2SO4 → CaSO4 + 2HF. HF używa się do otrzymywania freonów, stosowanych w aerozolach. CCl4+2HF(warunki bezwodne,SbCl5)CCl2F2+

2HCl. NH4Cl jest używany do otrzymywania HCl w laboratorium. NH4Cl + H2SO4 → HCl + NH4HSO4. A w przemyśle NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl. HBr można otrzymać jako produkt działania H3PO4 na bromki, a metodą laboratoryjną poprzez dodawanie bromu do czerwonego fosforu i wody. 2P+3Br2→2PBr3. PBr3+3H2O→H3PO3+3HBr. W stanie gazowym, halogenowodory są związkami kowalencyjnymi, w roztworach wodnych tworzą jony, a HCl, HBr i HI zachowują się jak mocne kwasy.

CYNA - [Kr] 4d10 5s2 5p2, minerał SnO2 - kasyteryt. Metal barwy srebrzystobiałej, miękki, kowalny i ciągliwy. Cyna jest odporna na korozję. Występuje w odmianach alotropowych: szara (α) struktura podobna do diamentu, nie wykazuje właściowści metalicznych. biała (beta) - struktura krystaliczna, kowalna, przechodzi pod wpływem temperatury w cynę szarą - rombowa (gamma)krucha daje się ścierać na proszek. Otrzymywanie: flotacja, prażenie, redukcja C. Wł chem: metal mało aktywny, odporny na czynniki atmosferyczne, nie rozpuszcza się w HCl, dopiero po ogrzaniu przechodzi w SnCl2, słabo rozpuszcza się w HNO3 bo utlenia się do kwasu cynowego. Cyna tworzy związki na +2 i +4 stopniu utlenienia. W przypadku cyny obserwujemy wzrost trwałości na +4 niż na +2. Związki cyny: SnO - przewaga kwasowych wł, SnO2 - amfoter z przewagą wł. kwasowych, Sn(OH)2 - amfoter z przewagą wł zas Sn(OH)2+OH- → Sn(OH)3-, Sn(OH)2+H+ → Sn2+ + H2O, SnS - nierozpuszczalny w KOH, SnS2 - rozpuszczalny w KOH. 3SnS+6KOH+3H2O2 → 2K2SnO3+K2SnS3+H2O, 3SnS2 +6KOH →K2SnO3+2K2SnS3+3H2O. Zastosowanie: ze względu na niska temp topnienia stosuje się do lutowania metali, bardzo cienkie blaszki cynowe mają zastosowanie jako opakowanie do czekolady, używa się jej do wyrobu stopów, Sn+Cu to brąz, z rtęcią tworzy amalgamat, dawniej stosowany do pokrywania zwierciadeł, SnO2 -do wyrobu glazury.

OŁÓW - [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p2. Minerały PbS - galenit, PbCO3 - cerusyt, PbSO4 - anglezyt. Metal szary, miękki, łatwo topliwy, ciężki, na powietrzu pasywuje pokrywając się warstwą PbO i PbCO3, co chroni przed korozją, barwa ciemnoszara, słaby przewodnik, bardzo trudno roztwarza się w HCl, powoli roztwarza się w HNO3, bardziej trwały na +2. Zastosowanie: ochrona radiologiczna, do produkcji szkła ołowianego, kryształu. Otrzymywanie: PbS+O2(600C)PbO+SO2. PbO+C→Pb+CO2. Ołów może występować na +2 i +4. PbO - własności amfoteryczne PbO2 - czarny. Rozp sole: Pb(NO2)2, Pb(HCO3)2, Pb(CH3COO)2 (wszystkie są trujące). Nierozp sole: PbCl2, PbS, PbSO4, PbCrO4, PbCO3.

Zest 9

GLIN - [Ne] 3s2 3p1. Jest metalem lekkim, ciągliwym, błyszczącym o barwie srebrzysto białej. Na wilgotnym powietrzu traci połysk i pokrywa się warstwą tlenku. Dobrze przewodzi prąd elektryczny, sproszkowany glin ogrzany w powietrzu spala się Al+O2 → Al2O3 + Q. W związkach chemicznych występuje na +3 stopniu utlenienia. Roztwarza się w HCl: 2Al+6HCl→2AlCl3+ 3H2. Nie reaguje z HNO3, gdyż następuje pasywacja. Al, jego tlenek i wodorotlenek wykazują właściwości amfoteryczne. Glin otrzymujemy drogą elektrolizy stopionego Al2O3 z kriolitem w temp 900C. Występuje w przyrodzie w postaci glinokrzemianów, boksytu, kriolitu. Al2O3 z dodatkiem metali daje kamienie szlachetne, zastosowanie w chromatografii, jako absorbent, wyroby ceramiczne, reduktor. Związki: Al2O3 - minerał korund, kryształy zabarwione dodatkiem tlenków Cr, Co to cenne kamienie-rubiny, szafiry, szmaragdy, ametysty. Al2O3*H2O -boksyt. Na3AlF6 -kriolit. Al łatwo łączy się z siarką i chlorem AlCl3, Al2S3. W środowisku wodnym siarczek hydrolizuje do Al(OH)3. Wodorek glinu AlH3 otrzymujemy przez reakcję: LiH+AlCl3→AlH3+3LiCl. Glin z tlenem daje Al2O3 - amfoter oraz Al(OH)3 też amfoter. Al(OH)3 + 3H+ → Al 3+ +3H2O

Al(OH)3 + OH- →Al(OH)₄^-

Zest 10

Mezomeria - efektem mezomerycznym nazywa się inny rozkład gęstości elektronowej, niż to wynika ze wzoru strukturalnego cząsteczki. Jest to zdolność grup funkcyjnych i ogólnie wszelkich podstawników do zmniejszania lub zwiększania reaktywności związków chemicznych na skutek nakładania się ich orbitali π lub p z orbitalami p lub π atomów, do których są one przyłączone. Np. ozon, NO2-, NO3-, C6H6.

Ozon i nadtlenki: O3 odmiana alotropowa tlenu, gaz, diamagnetyczny, barwy ciemnoniebieskiej, otrzymywany w wyniku wyładowań w tlenie lub przez frakcyjną kondensacje mieszaniny ozonu i tlenu, bardzo silny utleniacz, silniejszy tylko fluor, rozkłada się powoli na tlen, stosowany do odkażania wody pitnej i wody w basenach, niszczy bakterie i wirusy, warstwa ozonowa w atmosferze pochłania promieniowanie UV, w większych dawkach szkodliwy dla zdrowia, powoduje uszkodzenie błon biologicznych, kaszel, bezsenność i śmierć, struktura hybrydy rezonansowej, każdy atom w hybrydyzacji sp2, mieszanina czterech struktur. Nadtlenki -związki, w których tlen jest na -I stopniu utlenienia, występują w nich mostki tlenowe

O-O, wiązanie to łatwo ulega rozerwaniu, w związku z tym mają zdolności utleniające i tworzenia wolnych rodników, ogrzewanie powoduje rozpad: 2Na2O2 → 2Na2O + O2, wszystkie nadtlenki jonowe pod działaniem kwasu wydzielają H2O2.

ARSEN - znany jest w postaci siarczków, arszeniku. Arsen metaliczny jest kruchy, odporny na działanie powietrza, barwy srebrzystobiałej z połyskiem, należy do bloku 5 grupy 15. [Ar] 3d10 4s2 4p3. Arsen i jego związki są lotne i trujące. Arsen nie rozpuszcza się w kwasach nieutleniających. Można go roztworzyć w st. HNO3: 3As4+20HNO3+8H2O→12H3AsO4+20NO Tlenki arsenu: As2O3 (arszenik) i As2O5 są amfoteryczne z przewagą właściwości kwasowych H3AsO3 + 3NaOH → Na3AsO3 + 3H2O;

H3AsO3 +3HCl → AsCl3 + 3H2O. Trudno rozp sole arsenu to As2S3, As2S5, Ag3AsO4, Ag3AsO3, MgNH4AsO4. Związki arsenu na +3 mają charakter redukujący, na +5 to utleniacze. Otrzymywanie: redukcja arszeniku węglem; prażenie arsenopirytu. Odmiany alotropowe: arsen szary (analog fosforu czarnego) przewodzi bardzo słabo prąd, jest kruchy. czarny i brązowy - różnią się stopniem rozdrobnienia; żółty. Wł. Spala się tworząc As2O3, łączy się z fluorowcami i siarką, nie wypiera wodoru, kwasy utleniające utleniają go do As2O3, H3AsO4, z aktywnymi metalami tworzy arsenki Mg3As2.

POTAS - [Ar] 4s1 jest metalem miękkim, aktywnym, świeżo przecięty ma powierzchnię srebrzystobiałą. Ma niską temperaturę topnienia. Bardzo dobry reduktor. Wobec wilgoci na powietrzu utlenia się tworząc KOH i K2CO3, dlatego przechowywany jest w nafcie. Z wodą reaguje gwałtownie wydzielając wodór. Prawie wszystkie sole potasu są dobrze rozpuszczalne. Nie tworzy kompleksów. K można zredukować karbidem 2KF +CaC2 → CaF2+2K +2C. Potas jest bardziej reaktywny niż Na. Tworzy podtlenki i nadtlenki.

K-O-O-K, KO2. Reaguje z NH3*H2O i chlorowcami (reakcja wybuchowa). Daje reakcję płomieniową zabarwiając płomień palnika na fioletowo.

Zest 11

Bor i jego związki. Bor [He] 2s2 2p1 w przyrodzie nie występuje w postaci wolnej, lecz w postaci boranów, kwasów borowych, boraksu, w powietrzu bor jest mało reaktywny. Ma właściwości półprzewodnikowe. Wysoka temp top. Lotne sole boru zabarwiają płomień na zielono Na2B4O7+H2SO4+5H2O

4H3BO3+Na2SO4 Związki: B+powietrze(temp)

B2O3+BN. BN-strukturą podobny do grafitu.

B4C-związek o dużej twardości zbliżonej do diamentu 4B+C→B4C (+1) B2O3-bezwodnik kwasu borowego, podczas rozpuszczania go w wodzie wydziela się dużo ciepła B2O3+3H2O<=>2H3BO3. Mało lotny Na2SO4+B2O3→SO3+2NaBO2. Rozpuszcza tlenki innych metali. Kwasy: H3BO3- kwas ortoborowy, HBO2- kwas metaborowy, H2B4O7-kwas czteroborowy (daje polikwasy). Związki z C: BnCn+4. Inne zw.: B3N3H6, BF3 - gaz, BCl3, BBr3 - ciecz, BJ3- c. stałe.

Borowodory: Mają one wzór : BnHn+4; BnHn+6 (związki mniej trwałe). B2H6 - diboran-6; B5H9 - pentaboran-9; B10H14 - dekaboran-14; B4H10 - tetraboran-10; B5H11 - pentaboran-11, B9H15 - nonaboran-15, B10H16 - dekaboran-16. Diboran jest najlepiej poznany. Otrzymuje się go: Mg3B2+H3PO4 (temp)B2H6; 2BCl3+6H2→B2H6+6HCl; 4BCl+3LiAlH4→2B2H6+3AlCl3+3LiCl. Borany są związkami z deficytem elektronów. Diboran zawiera dwanaście elektronów wal, trzy pochodzą od dwóch atomów boru, sześć od sześciu atomów wodoru. Wiązania wodorowe są nieco odmienne, gdyż dwa mostki zawierają tylko po jednym elektronie od każdego atomu boru i po jednym od każdego atomu wodoru. Wyższe borany mają strukturę otwartej klatki. Borany są lotne i w temperaturze czerwonego żaru rozkładają się na bor i wodór. W powietrzu palą się lub wybuchają; w wodzie ulegają rozkładowi: B2H6+6H2O →2H3BO3+6H2. Wszystkie borany reagują z NH3 zależnie od warunków powstają różne produkty np. B2H6+NH3(nadmiar, niska temp)B2H6+2NH3.

Nadtlenki metali - mają jon O₂^2-. Metali gr. IA, np. Na2O2, metali gr. IIA np. BaO2 (mają strukturę jonową i zawierają w sieci przestrzennej anion O22-, tlen występuje w nich na -1 st utl. Na2O2-główny produkt spalania metalicznego sodu w powietrzu. BaO2 powstaje w czasie ogrzewania BaO w atmosferze powietrza w temp 800C. Nadtlenki mogą być również tworzone przez metale gr IIB np. ZnO+H2SO4

→Na2SO4+H2O. Maja działanie utleniające.

Izomeria-występowanie substancji o takim samym składzie chemicznym różniących się strukturą cząsteczki oraz właściwościami chemicznymi

Izomeria strukturalna-izomery mają ten sam wzór sumaryczny lecz inny skład jonów kompleksowych

Jonowa-wynik wymiany ligandów między jonem kompleksow a jonami zewnętrznymi [Co(NH₃)Br]SO₄^2-

Hydratacyjna- [Cr(H₂O)₆]Cl

Wiązaniowa- gdy ligand posiada więcej niż 1 atom zdolny do oddania pary elektronowej lub kompleks metal z jonem SCN

Koordynacyjna-kation i anion w zw. Kompleksowym są kompleksami, powstają nowe formy o tym samym składzie sumarycznym, ale o innej strukturze

Polimeryzacyjna-występuje gdy związki mają jednakowy wzór empiryczny a różnią się masą cząsteczkową

Położeniowa-gdy zachodzi wymiana ligandów między dwoma jonami centralnymi

Stereoizomeria-atom centralny otoczony jest we wszystkich izomerach takimi samymi ligandami (liczba ligandów co najmniej 4) są one jednak ułożone w różny sposób w stosunek do osi lub płaszczyzny symetrii

W zależności od zachowania się stereoizomerów wobec światła spolaryzowanego wyróżnia się:

Geometryczną -stereoizomery zawierają przynajmniej 1 płaszczyznę symetrii lub środek symerii i nie są aktywne optycznie. LK4 typ Ma₂b₂ płaska kwadratowa (izomery cis i trans) [Pt(NH₃)₂Cl₂]

LK6 typ Ma₂b₄ (izomery cis lub trans) [CoCl₂(NH₃)₄]⁺

Typ Ma₃b₃ fac (facjalny) mer (meridionalny) oktaedr

Optyczną-2 odmiany, zdolność skręcania płaszczyzny polaryzacji światła (skręcają o taki sam kąt, ale o przeciwnym kierunku) oktaedr [Co(en)₂Cl₂)⁺ enancjomery mieszanina-racemat tylko cis optycznie czynna + i - (trans nie)

Tautomeria. Jest to zjawisko występowania w równowadze dwóch różnych związków chemicznych, posiadających tę samą liczbę tych samych atomów w cząsteczce, ale inaczej ze sobą połączonych. Najczęściej dochodzi do przemieszczania się protonu w obrębie cząsteczki - tworzy się tautomer, który jest w stanie równowagi ze strukturą wyjściową. Tautomerii towarzyszy mezomeria, czyli zmiana położenia elektronów. Tautomery są izomerami konstytucyjnymi, różniącymi się położeniem wodoru w cząsteczce.

Zest 13

Wiązanie σ i π. Hybrydyzacja. Wiązanie σ - powstaje przez nakładanie się orbitali typu s-s, s-p, p-p. Są to wiązania dość trwałe. Wiązanie π - powstaje przez nakładanie się orbitali typu p. Jest to wiązanie słabsze. W cząsteczce stanowi ono zawsze wiązanie wielokrotne. Powstaje zawsze z niezhybrydyzowanych orbitali. σ - wiązanie pojedyncze. π - wiązanie podwójne, nie bierze udziału w kształtowaniu cząsteczki, pochodzi z niezhybrydyzowanych orbitali. Na przykładzie CO₂. O=C=O stan podstawowy 2s² 2p², stan wzbudzony 2s¹ 2p³. 2 wiązania π i 2 σ. Pi nie wypływają na kształt cząsteczki. Do utworzenia wiązań pi są zarezerwowane dwie pary elektronowe. Pozostałe orbitale s i p są wykorzystane do utworzenia wiązań sigma; dwa powstające orbitale sp warunkują liniowy kształt, kąt wiązania wynosi 180 stopni. Dwa niezhybrydyzowane orbitale p atomu węgla są prostopadłe do zhybrydyzowanych orbitali sp i nakładają się bocznie z orbitalami p atomów węgla.

Hybrydyzacja jest to ujednolicenie pod względem kształtu i energii orbitali biorących udział w wiązaniu. Dla związków węgla C6 1s² 2s² 2p². Węgiel wzbudzony 1s² 2s¹ 2p³. Jeśli nie byłoby hybrydyzacji to w metanie 3 wiązania byłyby jednakowe, a jedno nie, tymczasem są równocenne. Lp=2 - liniowe - sp np. N₂O

Lp=3 - trygonalne płaskie - sp² np. BF₃ kąt 120 wzbudzony; NO₂ 1 wolna para; SO₂ 1 para wolna 1 strzałka; SO₃ 2 strzałki

Lp=4 - tetraedryczne - sp³ np. CH₄ kąt 109,28 wzbudzony; NH₃ kąt 106,45 niewzbudzony 1 wolna para e; NH₄⁺; H₂O kąt 104,27 niewzbudz 2 wolne pary;

Lp=5 - trygonalne bipiramidalne - sp³d np. PCl₅ wzbudzony; ClF₃ wzbudzony 2 wolne pary;

Lp=6 - oktaedryczne - sp³d² np. SF₆ wzbudz kąt 87,40;

Lp=7 - pentagonalne bipiramidalne - sp³d³ np. IF₆

Lp=4 - kwadratowe płaskie - dsp²

Kwasy siarki - reduktory. Kwasy siarki - H₂SO₂ - kwas sulfoksylowy +2; H₂SO₃ - siarkawy +4; H₂SO₄ - siarkowy +6 silny utleniacz; H₂S₂O₃ - kwas tiosiarkowy (+6 , -2); H₂S₂O₆ - kwas posiarkowy; H₂S₂O₅ - kwas pirosiarkawy; H₂S₂O₇ - kwas pirosiarkowy (otrzymujemy go przez ogrzewanie soli H₂SO₄ + H₂SO₄ > H₂O + H₂S₂O₇); H₂S₄O₆ - kwas tionowy; H₂S₂O₈ - kwas nadtlenodwusiarkowy.

Reakcje: H₂S₂O₃ (reduktor) wobec silnych utleniaczy, utlenia się do SO₄^2- a wobec słabych do S₄O₆^2-. Jeden atom siarki na +6 drugi na -2. W drugim dwie są na -l.

KMnO₄ utlenia jon S₂O₃^2- w środowisku kwasowym do jonu SO₄^2- a w zasadowym do S₄O₆^2-. 5S₂O₃^2- + 8MnO₄^- + 14H⁺ 10S0₄^2- + 8Mn²⁺ + 7H₂O (S₂O₃^2- + 5H₂O 2SO₄^2- + 10H⁺ + 8e)

Chlor i brom utleniają tiosiarczany do siarczanów (S₂O₃^2- + 4Cl₂ + 5H₂O 2SO₄^2- + 10H⁺ + 8Cl^-)

H₂S KMnO₄ w środowisku kwaśnym odbarwia się, utlenia jony S^2- do wolnej siarki 2MnO₄^- + 16H⁺ + 5S^2- 5S + 2Mn²⁺ + 8H₂O.

substancje utleniające (Cl₂, HNO₃, K₂CrO₄) utleniają siarczki do wolnej siarki 2NO₃^- + 8H⁺ + 3S^2- 3S + 2NO + 4H₂O Cl₂ + S^2- S + 2Cl^-

H₂SO₃ - (reduktor, gdy silny red. to utleniacz):

KMnO₄ odbarwia się w środowisku kwasowym pod wpływem SO₃^2- >> 5SO₃^2- + 2MnO₄^- + 6H⁺ 5S0₄^2- + 2Mn²⁺ + 3H₂O.

Związki azotu i wodoru - NH₃, N₂H₄, NH₂OH, HN₃. NH₃ - jest słabą zasadą, jest ligandem, w stanie ciekłym tworzy wiązanie wodorowe, kształt tetraedryczny sp³. Amoniak łatwo oddaje parę elektronową i tworzy kompleksy elektronodonorowe. Amoniak jest palny 4NH₃ + 3O₂ 2N₂ + 6H₂O lub w obecności Pt 4NH₃ + 5O₂ 4NO + 6H₂O. Reakcje powyższe wykorzystuje się do produkcji HNO₃. W stanie ciekłym występują wiązania wodorowe. W warunkach laboratoryjnych otrzymuje się przez ogrzewanie soli amonowej z NaOH >> NH₄Cl + NaOH NaCl + NH₃ + H₂O. Amoniak tworzy bardzo łatwo sole amonowe zawierające kation NH₄⁺ i oddaje wolną parę elektonową tworząc wiązanie koordynacyjne.

N₂H₄ - hydrazyna - N na -2, reduktor, otrzymywanie: NH3+NaOCl (podchloryn sodu) NH2Cl + NaOH (reakcja szybka); 2NH3+NH2Cl NH2NH2 + NH4Cl (reakcja powolna). Hydrazyna jest bezbarwną cieczą o charakterze zasadowym (wolne pary elektronowe). Przyłącza cząsteczki kwasu N2H4+HCl [H2N (→H+) -NH2]Cl. Hydrazyna także utlenia się do N2, a więc może być reduktorem. Hydrazyna + H2O2 = paliwo do rakiet V2. N2H4+2H2O2 → N2+4H2O+Q (energia). Hydrozyna jest używana także jako środek zapobiegający korozji rur.

NH₂OH - hydroksyloamina - ma właściwości zasadowe, bo posiada wolną parę elektronową, stopień utlenienia N to -1, w reakcji z kwasami następuje przyłączenie całej cząsteczki kwasu. NH2OH+HCl [H+ ← NH2OH]Cl- (chlorowodorek hydroksylaminy).

OTRZYMYWANIE: 1) przez elektrolityczną redukcję HNO3 >> HNO3+H (z katody) NH2OH+2H2O 2) przez redukcję HNO2 kwasem H2SO3 >> HNO2+2H2SO3+H2O NH2OH + 2H2SO4. Hydroksyloamina jest zw. nietrwałym, ulega więc rozkładowi (r. dysproporcjonowania) (-1) 3NH2OH (-3) NH3 + N2 + 3H2O. Odgrywa rolę w syntezie org, bo bardzo łatwo sama się utlenia do N2, a tym samym odgrywa rolę reduktora. Zachowuje sie jak łagodny red, może jednak działać także utleniająco, tworzy wiązania koordynacyjne i kompleksy z metalami.

HN₃ - kw azotowodorowy (H→N:=N=_N:) N2H4+HNO2 2H2O+HN3 Jest wybuchowy, sole azydki, nie hydrolizuje. Pb(N3)2 - detonator. N₂O + NH₃ → HN₃ + H₂O.

Redukcja w metalurgii. Redukcja C - drogą redukcji tlenków metali węglem możemy otrzymać większość metali (Fe, Mn, Cr, Zn, Cd, Co, Ni, Sn, As, Bi, Sb i inne) Redukcja CO - dalszy etap zapoczątkowanej redukcji C Redukcja H₂ - metodą tą otrzymuje się wysokotopliwe metale (Mo, W, Re, Ge) WO3+3H2 (1000C) W+3H2O. Lotne niemetale 2BCl₂ + 3H₂ 2B + 6HCl. Otrzymywane tak metale są w postaci proszku. Prasuje się je w laski, przepuszcza, następuje wówczas spiekanie w lity metal. Redukcyjne działanie wodoru jest najsilniejsze, gdy działamy nie za pomocą H₂ lecz wodoru atomowego. Ze względu na duże powinowactwo wodoru do tlenu redukując wodorem możemy otrzymać nie tylko metale leżące za wodorem ale i przed np. FeO + H2 Fe +H2O.

Redukcja metalami lekkimi grupy I i IIA: Na, Al, Ca: AlCl₃ + KAl + 3KCl;

WCl₆ +3Mg 3MgCl₂ +W:

TiCl₄ + Mg MgCl₂ + Ti + Q

TiO₂ + Ca Ti + CaO.

Redukcja glinem to aluminotermia 3Mn₃O₄ + 8Al Mn + 4Al₂O₃ + Q

Redukcja Fe - żelazo wykazuje duże powinowactwo do siarki i dlatego można odzyskać metale Hg, Sb z ich siarczków drogą redukcji Fe: HgS + Fe FeS + Hg.

Zest 14

Reguła Hunda. Gdy atomy znajdują się w swym stanie podstawowym, elektrony zajmują możliwie najniższe poziomy energetyczne. Atom wodoru ma 1 elektron, który zajmuje posiom 1s. Poziom ten ma główną liczbę kwantową n=1 i poboczną l=0. Możliwe jest to dzięki przeciwnym spinom elektronów. Poziom 1s jest wypełniony, w związku z tym w atomie litu zawierającego 3 elektrony, trzeci elektron zajmuje poziom możliwie najniższy czyli poziom 2s. Poziomowi temu odpowiada główna liczba kwantowa n=2 i poboczna l=0. Czwarty elektron atomu berylu zajmuje także poziom 2s. Piąty elektron atomu boru musi zając już posiom 2p, gdyż poziom 2s jest całkowicie wypełniony. Szósty elektron w atomie węgla znajduję się również na poziomie 2p. Reguła Hunda mówi, że liczba niesparowanych elektronów na danym poziomie energetycznym jest możliwie największa. Czyli ujemnie naładowane elektrony wykazują tendencję do pozostawania w możliwie dużym oddaleniu od siebie. W stanie podstawowym węgla 2 elektrony p są niesparowane, czyli zajmują oddzielne orbitale p i mają równoległe spiny. Podobnie w atomie azotu trzy elektrony p są niesparowane i mają równoległe spiny. Symbol np. 2s - określa główny poziom energetyczny i podpoziom. Natomiast indeks górny liczbę elektronów. Li 1s² 2s¹, Be 1s² 2s², B 1s² 2s² 2p¹, C 1s² 2s² 2p², N 1s² 2s² 2p³, O 1s² 2s² 2p⁴, F 1s² 2s² 2p⁵, Ne 1s² 2s² 2p⁶.

Moc kwasów tlenowych i beztlenowych na tle układu okresowego. Moc kwasu beztlenowego: H₂S<HCl

rośnie ze wzrostem elektroujemności w obrębie okresu

maleje ze wzrostem elektroujemności w obrębie grupy:

HI>HBr>HCl

Teoria Bronsteda-Lowry'ego umożliwia porównanie mocy kwasów, poprzez zmianę rozpuszczalnika, np. w lodowatym kwasie octowym jedynie HClO4 utrzymuje swoje właściwości kwasowe. CH3COOH lod+HClO4 ClO₄^- + CH3COOH₂⁺.

Mocne elektrolity: HClO4, H2SO4, HI, HNO3, HCl

Średniej mocy: H3PO4

Słabe elektrolity: H2CO3, H2SO3, CH3COOH

Moc kwasu tlenowego:

rośnie ze wzrostem elektroujemności atomu centralnego reszty kwasowej tak w obrębie grupy jak i okresu:

H3PO4<H2SO4<HClO4

HIO<HBrO<HClO

rośnie ze wzrostem liczby atomów tlenu:

HClO<HClO2<HClO3<HClO4

Nadtlenek wodoru - otrzymywanie, zastosowanie, właściwości redox. H₂O₂ - w stanie czystym łatwo rozkłada się z wydzieleniem tlenu, tak samo po ogrzaniu. 2H2O2 2H2O+O2+ciepło. H2O2 jest dość trwała na zimno po zmnieszaniu z zimną wodą (30% r-r to perhydrol). H2O2 stabilizuje się dodatkiem kwasu fosforowego lub hydrazyny. H2O2 + N2H4 → N2 + 4H2O + Q. Mieszanina H2O2 i hydrazyny to paliwo do rakiet V2. H2O2 może być zarówno reduktorem jak i utleniaczem. Jako utleniacz: 2Cr3+ + 6OH- + 3H2O2 2CrO4 2- + 8H2O (Cr3+ +8OH- → CrO4 2- + 3e +4H2O || H2O2 + 2e → 2OH-) Jako reduktor: Cr2O7 2- +8H+ +3H2O2 → 3O2+2Cr3+ +7H2O (14H+ +Cr2O7 2- +6e → 2Cr3+ +7H2O || H2O2 → O2+2e +2H+). H2O2 można otrzymać przez działanie kwasu na nadtlenki i dwusiarczki. BaO2+HCl →H2O2. Nadtlenek wodoru powstaje w wyniku hydrolizy kwasu nadtlenodwusiarkowego: H₂S₂O₈ +H2O H2SO5 + H2SO4 ; H2SO5 + H2O → H2SO4 + H2O2. H2O2 można też otrzymać w procesie cyklicznym w układzie hydrochinon/chinon. H2O2 stanowi związek dość trwały, samorzutnie rozkłada się bardzo powoli, rozkład następuje szybko pod wpływem jonów metali ciężkich np. Cu 2+. H2O2 H2O + 1/2O2. H2O2 jest trwalsza w roztworach kwaśnych niż w alkalicznych. Wykazuje słabe kwasowe właściwości. Zastosowanie: W postaci 3% r-ru, czyli wody utlenionej, stosuje się w medycynie do dezynfekcji ran. Jako środek utleniający do napędu torped. Również, jako środek bielący. H2O2 stosuję się także do otrzymywania NaClO₂.

Kwas azotowy - otrzymywanie, reakcje ze zw. organicznymi. HNO₃ - jego bezwodnikiem jest N2O5 (ciało stałe). N2O5 + H2O → 2HNO3; 3N2O3 + H2O → 4NO + 2HNO3. Produkuje się go też metodą Ostwalda. HNO3 można zagęścić przez odwodnienie st. H2SO4. Jest cieczą, silnym utleniaczem, utlenia PbS → SO4 2-, roztwarza się w nim wiele metali z wyjątkiem Au i platynowców. Cu+HNO3 →Cu2+ + NO+H2O.

Wraz z HCl tworzy wodę królewską (3HCl:1HNO3). 3HCl + HNO3 → Cl2 + H2O + NOCl

Wiele pierwiastków nie reaguje z HNO3 bo ulegają pasywacji Al, Zn, Cr.

Estryfikacja - C2H5OH+HNO3 <=> C2H5NO2 + H2O

bierze udział w nitrowaniu C6H6 + HNO3 (H2SO4) C6H5NO2 + H2O.

Zastosowanie: w celach przemysłowych, do produkcji saletry, nawozów azotowych. Niektóre metale np. stop Devarda (Cu, Al., Zn) redukują jony azotanowe do amoniaku: 3Cu + 8HNO3 → 2NO+Cu(NO3)₂ +4H2O, Cu+3HNO3 → NO2 + Cu(NO₃)₂ + H2O. Stop Devarda (Cu/Al/Zn + NaOH → H; NO3 - + H →NH3) reakcja ksantoproteinowa - reakcja charakterystyczna białek zawierających aminokwasy z pierścienia aromatycznym ze stężonym HNO₃. W wyniku znitrowania aromatycznych ugrupowań powstaje żółte zabarwienie.

Żelazo i jego związki. Fe [Ar] 3d⁶ 4s². Żelazo jest metalem ciężkim, mniej aktywnym niż mangan, srebrzystobiały, łatwo kowalny, o dobrej przewodności cieplnej. Rozpuszcza się w kw nieutleniających z wydzieleniem H₂. Znane są tlenki żelaza: FeO, Fe₂O₃, Fe₃O₄, FeO₃. Sole żelaza (+II) są zielonkawe. Dobrze rozp w H2O są sole: octan, chlorek, bromek, jodek, azotan V, siarczan VI. Trudno rozp są: szczawian, wodorotlenek, siarczek, węglan, fosforan(V). jon Fe2+ jest silnym reduktorem 3Fe2+ +NO3-+4H+→3Fe3+ +NO+2H2O. Zabarwienie soli żelaza na +3 jest żółte lub brunatne. Siarczan żelaza na +3 ma barwę żółtozieloną. Z soli żelaza na +3 rozpuszczalne w wodze są azotan (V), chlorek, bromek, szczawian. Trudno rozpuszczalne są: siarczek, wodorotlenek, fosforan (V) i węglan. Sole dobrze rozpuszczalne w wodzie wykazują zazwyczaj odczyn kwasowy (hydroliza kationowa). Tworzy związki na +2 i +3 stopnia utlenienia. Głównymi rudami żelaza są: Fe₂O₃ - hematyt, Fe₃O₄ - magnetyt, Fe(OH)₃ - limonit, FeCO₃ - syderyt, FeS₂ - piryt. Do otrzymywania żelaza ważne są przede wszystkim rudy tlenowe. Jeśli są siarczki lub węglany to Fe otrzymuje się przez wstępne prażenie, w celu przeprowadzenia ich w tlenki. Otrzymywanie żelaza: polega na redukcji jego tlenków węglanem lub CO w piecu. Procesy redukcji przebiegają w kilku stadiach. W temperaturze 200C - odwodnienie rudy, 400C - redukcja CO. 3Fe₂O₃ + CO→2Fe₃O₄ + CO₂ (2FeO*Fe₂O₃), Fe₂O₃+CO →2FeO+CO₂, FeO+C → Fe+CO. Węgiel rozpuszcza się częściowo w powstającym żelazie.

Reguły trwałości kompleksów i równowagi kompleksowania. Teoria: wiązania pierwotne ulegają jonizacji a wtórne nie; ligand jest zasadą-dawca pary e; atom centralny jest kwasem-biorca pary e.

Trwałość zw. kompleksowych zależy od: Natury atomu centralnego, jego promienia i ładunku (im mniejsza różnica elektrujemności między atomem a ligandem tym trwalszy oraz im wyższy ładunek i mniejszy promień; rodzaju ligandu (im silniejsze pole elektrostatyczne przy ligandzie tym trwalszy); osiągnięcia przez atom centralny konfiguracji gazu szlachetnego; od wytworzonej struktury przestrzennej-kompleksy obdarzone dużą symetrią np. tetraedryczne, oktaedryczne są bardziej trwałe; od ciśnienia i temperatury, gdy kompleksy posiadają ligandy lotne np. H₂O, NH₃, CO; pH środowiska (jon H⁺ ma zdolność wypierania niektórych metali np. Ag⁺); utworzenia kompleksu niskospinowego, który jest trwalszy.

Ze względu na szybkość tworzenia się i dysocjowania kompleksów: labilne i bierne-powolna reakcja wymiany ligandów, labilne-szybka, są to kompleksy ulegające całkowitej przemianie w temp. 25 C w r-rze 0,1 M krócej niż 1 min. Stała równowagi kompleksowania. Jony kompleksowe wykazują przeważnie nieznaczną dysocjację na jony składowe, np. Ag(CN)₂ <=> Ag+ + 2CN^- Stała nietrwałości będzie równa: Knt=[Ag⁺][CN^-] / [Ag(CN)₂]

Dla dowolnego zw. kompleksowego stałą możemy zapisać Knt=[Me][L]ⁿ / [MeL_n]

Stała równowagi reakcji tworzenia kompleksu nosi nazwę stałej trwałości. Kt= l / Knt Równa jest odwrotności stałej nietrwałości. Obie te wielkości są charakterystyczne dla zw. kompleksowych. Stała nietrwałości określa, w jakim stopniu jon kompleksowy ulega rozpadowi. Im wartość jest mniejsza tym jon jest bardziej trwały. pK= - logK

Reakcja przyłączania ligandów przez jon metalu przebiega sukcesywnie. Kolejnym reakcjom powstawania kompleksów odpowiada kolejna stała trwałości. Me+LMeL K₁=[MeL] / [Me][L]

MeL+LMeL₂ itd. β=K₁*K₂*K₃

Metale tworzące zw kompleksowe: A: metale z gr 1 i 2 oraz Al; B: metale mające zapełnioną powłokę d z gr. 11 i 12 oraz 13-15; C: metale z grup 3-10-metale przejściowe mają niezapełnioną wewnętrzną powłokę d lub f silna tendencja do tworzenia zw. kompleksowych; D: jon H⁺ LK1 duże zdolności koordynacyjne.

Potencjały redox, a procesy utleniania i redukcji. Wzór na potencjał elektrody w reakcji MnO₄^-. W przypadku utleniaczy, których redukcja przebiega z udziałem jonów wodorowych np. MnO₄^- potencjał układu zależy od kwasowości środowiska. Należy wówczas we wzorze Nernsta uwzględnić stężenie jonów wodorowych E= E₀ + 0,059/n lg {Cutl*[H⁺]^m}/{Cred} gdzie m-liczba moli jonów H⁺ wynikająca z zapisu reakcji. Potencjał utleniający manganiany VII maleje ze wzrostem pH dość znacznie. Przy pH=3 E=+1,23V, a przy pH=5 E=+1,07V, natomiast w roztworze obojętnym lub zasadowym jest jeszcze niższy i wynosi +0,58 V i +0,56V. Regulując stężenie jonu H+ można wpływać na kierunek reakcji. Wpływa wartości potencjału na kierunek reakcji redox. Im wyższa wartość potencjału oksydacyjnego tym silniejsze działanie utleniające, a słabsze redukujące i odwrotnie. Układ o wyższym potencjale zawsze pełni rolę utleniacza, a o niższym potencjale - reduktora. Im dalej od siebie umieszczone są układy w szeregu redoks, tym z większą siłą zaznaczają się oddziaływania między nimi. Wartość deltaE jest miarą energii zawartej w reagującym układzie, która może być wymieniona na prace przeniesienia elektronów. W termodynamicznej interpretacji miedzy entalpią swobodną deltaG a siłą elektromotoryczną ogniwa redoks występuje zależność deltaG= - n*F*deltaE gdzie n - liczba wymienianych elektronów; F- stała Faradaya, ^E - różnica potencjałów w V. Jeżeli w roztworze jest kilka reduktorów lub utleniaczy, zachowana jest następująca kolejność - najpierw reagują układy o większej różnicy potencjałów. Np. reakcja jodków i bromków z woda chlorową. Najpierw utleniają się jodki, a później bromki. Znajomość potencjałów redoks pozwala przewidywać kierunek, ale nie dostarcza informacji o szybkości reakcji. 8H⁺ + MnO₄^- + 5e Mn²⁺ + 4 H₂O

Wzór E= E₀ + 0,059/5 * log ([MnO₄^-][H⁺]⁸) / [Mn²⁺]

Kwas siarkowy - otrzymywanie, reakcje ze zw. organicznymi. Jego bezwodnikiem jest SO3, gęsta oleista ciecz, jest kwasem o największym znaczeniu przemysłowym, otrzymuje się go w wyniku utlenienia SO2 do SO3 a następnie reakcji SO3 z wodą. Czysty kwas H₂SO₄ stosuje się jako rozpuszczalnik niewodny i środek sulfonujący. Wykazuje on działanie utleniające, wiąże wodę powodując zwęglenie związków org. W

r-rze wodnym zachowuje się jak mocny kwas dwuprotonowy, tworząc jony siarczanowe i wodorosiarczanowe. Jon SO₄^2- jest tetraedryczny co wynika z hybrydyzacji sp³. Ma właściwości higroskopijne, powoduje zwęglenie substancji org, powoduje denaturację białek. Katalizuje procesy nitrowania. Stężony H2SO4 silnie odciąga wodę i zwęgla substancje organiczne. Silnie higroskopijny. Podczas mieszania go z wodą wydziela się duża ilość ciepła w wyniku tworzenia jonu hydroniowego: H2SO4 + 2H2O 2H3O+ + SO42-. Zdolność odwadniająca kw siarkowego jest wystarczająco duża, by usuwać wodór i tlen w postaci wody za związków organicznych, np. z cukru (zwęglenie).

Krzem - związki z wodorem i tlenem. Krzem Si należy do 4 grupy. [Ne] 3s² 3p². Występuje w przyrodzie w postaci SiO2 (kwarc) oraz różnych glinokrzemianów budujących skorupę ziemską. Otrzymywanie: SiO2 + 2Mg → Si+2MgO; z tlenem tworzy SiO2. Inne metody: Mg₂Si+2HCl → MgCl₂+Si+H₂. Na2SiF6+4Al → Si+NaF+2Al2F6. Jest to tlenek obojętny wobec wody, ale ulega działaniu NaOH, H2F2. SiO2+3H2F2 → H2SiF6 + 2H2O; H2SiF6+H2SO4 SiF4+H2F2. Powyższe reakcje to trawienie szkła. Z wodorem tworzy związki zwane silanami o strukturze węglowodorów nasyconych, a ich skład przedstawia się wzorem Si_nH_2n+2

SiH4 - jednosilan, Si2H4 - dwusilan, w normalnych warunkach są to gazy, reagują gwałtownie z tlenem, a ich pary zapalają się w powietrzu. Reagują gwałtownie z fluorowcami, w temperaturze powyżej 300C ulegają rozkładowi, nie reagują z wodą ani czystą, ani zakwaszoną. SiO4+LiAlH4 → SiH4 + LiCl + AlCl3

Kwasy H2SiO3, H2SiO4 są to nierozpuszczalne w wodzie, galaretowate osady. SiO₃^2-+2H⁺+H₂O→H₄SiO₄ W zw. chem. występuje na II i IV stopniu utlenienia.

Chrom - występowanie, otrzymywanie, porównanie właściwości na +2, +3, +6. Chrom [Ar] 3d⁵ 4s¹ jest metalem szarym, błyszczącym, twardym, trudno topliwym, trwałym na powietrzu i w wodzie. Daje stali odporność na rdzewienie. Leży przed wodorem w szeregu napięciowym. W kwasach utleniających ulega pasywacji Cr+HNO3→Cr2O3+NO+H2O. Rozpuszcza się w kwasach nieutleniających oraz w stężonym kwasie chlorowym HClO4: 2Cr+6HCl → 2CrCl3+3H2. Występuje w związkach na +2, +3 i +6 stopniu utlenienia. W roztworach wodnych kation Cr³⁺ tworzy jon Cr(H₂O)₆³⁺ lub złożone z cząsteczkami wody i jonami chlorkowymi lub jonami siarczkowymi. Sole chromu takie jak azotan V, chlorek, bromek, jodek, siarczan VI, octan są dobrze rozpuszczalne w wodzie, natomiast fosforan i wodorotlenek są słabo rozpuszczalne. Chromiany VI są w większości trudno rozpuszczalne w wodzie np. BaCrO4, PbCrO4, Ag2CrO4. Dobrze rozpuszczalne są chromiany VI sodu, potasu i amonu. Minerały zawierające chrom to PbCrO4, Cr2O3, FeCr2O4 (FeO*Cr2O3)-chromit. Otrzymywanie: z chromitu drogą redukcji węglem: FeO*Cr2O3 + 4C → Fe + 2Cr + 4CO. Otrzymuje się wówczas stop Fe+Cr (żelazochrom). Inną metodą jest otrzymywanie droga aluminotermii: Cr2O3+2Al→Cr+Al2O3+Q.

Związki chromu: Cr(H₂O)_x -niebieska barwa, Cr²⁺ -szaroniebieski, Cr³⁺ -barwa zielona-sole chromowe fioletowe Cr⁶⁺ sole żółte, pomarańczowe, czerwone - CrO₄^2- [żółty], Cr₂O₇^2- [pomarańczowa]. Wraz ze stopniem utlenienia zmienia się i charakter chemiczny: Cr²⁺ -zasadowy, Cr³⁺ - amfoteryczny Cr⁶⁺ - kwasowy. Cr(OH)3+OH- →Cr(OH)₄^-; Cr(OH)3+3H⁺→ Cr³⁺ +3H2O.

Tlenki: CrO-czarny; Cr2O3-zielony-jest to izomorficzny z Al2O3 i nadaje mu czerwoną barwę [rubiny]; CrO3 -czerwony [K2CrO4 + H2SO4 → CrO3+H2O] rozpuszczalny w H2O→H2CrO4 -kwas chromowy, który daje polikwasy.

Sole kwasów chromowych - chromiany i dichromiany mają znaczenie jako środki utleniające (dla związków organicznych oraz jako farby malarskie). Cr³⁺ +OH- +H2O2→CrO₄^2- +H2O; CrO₄^2- +H⁺→Cr₂O₇^2- +H2O; Cr₂O₇^2- +2H⁺ +3H2O2→(CrO5)→2Cr³⁺ + 3O₂ + 7H2O. Znane są też kwasy nadtlenowe chromu. H2CrO5 - kwas jednonadtlenochromowy, jego bezwodnikiem jest CrO5. CrO5 - ma charakter zasadowy. Wodorki chromu to związki niestechiometryczne, w których wodór zajmuje miejsce pomiędzy węzłami sieci krystalicznej metalu. Węgliki chromu to związki metaliczne, bardzo twarde.

Zest 16

Ogniwa stężeniowe. Różnica potencjałów wystąpi, gdy obydwa półogniwa są z tego samego metalu, ale roztwory elektrolitów, w których są zanurzone mają różne stężenia. Powstaje wówczas ogniwo stężeniowe. Zgodnie ze wzorem Nersta niższy potencjał wykaże elektroda zanurzona w roztworze o mniejszym stężeniu i ona będzie ulegała roztwarzaniu. Np. Ag|AgNO3 (c1) || (c2) AgNO3|Ag. c1>c2, E1>E2 na katodzie

Ag+ +e→Ag redukcja || na anodzie Ag→Ag+ +e utlenianie. Ogniwa stężeniowe mają niewielką siłę elektromotoryczną, ale znalazły zastosowanie do wyznaczania iloczynów rozpuszczalności. Znając stęż jednego roztworu i mierząc powstałą różnicę potencjałów można bardzo dokładnie wyznaczyć stężenie jonów w badanym roztworze.

Zest 18

Wł połączeń pierwiastków II okresu. LiCl-sól jonowa, ciało stałe, nie hydrolizuje jako sól.

BeCl2-ciało stałe, sól kowalencyjna. BeCl2+H2O

Be(OH)2+HCl *BCl3-ciecz, sól kowalencyjna BCl3+3H2OH3BO3+HCl *CCl4-sól kowalencyjna, ciecz hydrofobowa, nie hydrolizuje. *NCl3 -sól kowalencyjna, obydwa pierwiastki mają tę samą elektroujemność, gaz bardzo nietrwały. *Cl2O (gaz) +1, Cl2O3 +3, ClO2 (żółty gaz) +4, Cl2O5 (ciecz)+5, Cl2O7 (ciecz)+7. Z wodą dają kwasy. *ClF - wiązanie międzychlorowe ClF+H2O→HF+HOCl.

Elektrolityczne otrzymywanie metali. Elektrorafinacja jest to elektrochemiczna metoda oczyszczania metali. Przykładem może być surówka miedziana. Jako katodę stosuje się bardzo czystą cienką blachę miedzianą. Jako anodę miedź zanieczyszczoną np. otrzymana w procesie hutniczym. Zanieczyszczeniami mogą być węgiel, niezredukowane tlenki, cynk, srebro. Elektrody zanurzone są w zakwaszonym roztworze CuSO4 zachodzą reakcje na KATODZIE (-): Cu2+ + 2eCu A(+) Cu-2eCu2+. Pozostałe domieszki stanowiące zanieczyszczenia opadają na dno w postaci tzw. szlamu anodowego. Otrzymywanie NaOH metodą przeponową A|| 2Cl- Cl2+2e K||2H2O+2eH2+2OH- 2NaCl+2H2O2NaOH+H2+Cl2. Metoda nie jest dobra, bo NaOH jest zanieczyszczony NaCl. Metoda rtęciowa: Nadnapięcie rtęci jest tak duże, że redukuje się sód, a nie woda. NaClNa+ +Cl-

Na+ +eNa(Hg) amalgamat przepompowywany jest do drugiego zbiornika, w którym reaguje z wodą dając czysty wodorotlenek sodu, w ten sposób odzyskiwana jest również rtęć. 2Na(Hg)+2H2O2NaOH+H2+Hg.

Siarka - połączenia z tlenem, chlorem i wodorem. Z Chlorem: SCl2; SCl4 - hybrydyzacja sp3, otrzymuje się go działając Cl na ciekłą S; SCl6; S2Cl2 ciecz, silnie dymiąca w wilgotnym powietrzu, dobry rozpuszczalnik siarki, otrzymuje się go przez wprowadzenie suchego chloru do stopionej siarki. Hydrolizuje S2Cl2+2H2O

→SO2+2HCl+2S; SOCl2+H2O→2HCl+H2SO3. Z wodorem: H2S-gaz, słabo rozpuszczalny w wodzie, słaby kwas, dysocjuje 2-stopniowo, H2SHS- +H+; jest to słabszy od H2SO3, w większych stężeniach jest toksyczny, otrzymuje się go działając kwasami na siarczki lub tlenki metali. W labolatorium jest otrzymywany z FeS+2HCl→FeCl2+H2S. Kwas ten występuje w przyrodzie w stanie wolnym, w źródłach siarczkowych i w wyziewach wulkanicznych. Pojawia się także w produktach rozkładu białek. Dość łatwo utlenia się na powietrzu, w wyższej temp 2H2S+3O2→

2SO2+2H2O. Jest reduktorem, może redukować brom, jod. H2S+Br2→2HBr+S. Ma zastosowanie w analizie jakościowej, z kationami tworzy trudno rozpuszczalne sole. Z tlenem: SO2 S+O2→SO2+Q. gaz bezbarwny, charakterystyczna drażniąca woń, łatwo skrapla się w bezbarwną ciecz, hybrydyzacja trygonalna, ciekły jest dobrym rozpuszczalnikiem dla wielu substancji organicznych i nieorganicznych. Otrzymywanie laboratoryjne: Cu+2H2SO4→CuSO4+SO2+2H2O. Reaguje z chlorem SO2+Cl2→SO2Cl2. Powstaje też w wyniku prażenia w powietrzu siarczków metali ciężkich Fe2S3+O2→Fe2O3+SO2. *SO3 -hybrydyzacja sp3, łączy się energicznie z wodą SO3+H2O→H2SO3+Q. Stały wykazuje już w temperaturze pokojowej dużą lotność. Otrzymywanie: H2SO4+P2O5→2HPO3+SO3. *S2O -bezbarwny gaz, aktywny, reaguje z metalami i z KOH→K2S, hybrydyzacja trygonalna.

Kwas HNO2 -znacznie słabszy od HNO3, jego bezwodnikiem jest N2O3+2NaOH→2NaNO2+H2O; N2O3+H2O+O2→HNO2. Jest to kwas nietrwały, występuje w rozcieńczonych roztworach.

Kwas H2N2O2 -kwas nietrwały, jego bezwodnikiem jest N2O. Łatwiej jest otrzymać sole tego kwasu. 2NaNO2+4Na+2H2O→Na2N2O2+4NaOH.

HO-N=N-OH.

Czynniki wpływające na liczbę koordynacyjną. LK nazywamy liczbę przyłączonych ligandów do atomu centralnego. Zależy ona od rozmiaru atomu centralnego i rozmiarów ligandów. Dla pierwiastków 2 okresu LK atomów centralnych =4 np. KBF4, dla okresu 3 i 4 LK=6 np. K3AlF6, a dla okresu 5 i 6 LK=8 np. K4Mo(CN)8. Ważnym czynnikiem określającym wartość LK jest tendencja do utworzenia konfiguracji elektronowej gazu szlachetnego. Tworzenie się związków kompleksowych jest spowodowane tendencją do uzupełniania elektronami orbitali niezajętych i osiągania konfiguracji gazu szlachetnego, która jest trwalsza. Istnieją też związki kompleksowe, których atom nie uzyskał konfiguracji gazu szlachetnego.

LK: 2/3/4/6/8 Struktura: liniowa, trójkątna, tetraedr, oktaedr, sześcian.

Czynniki wpływające na stopień dysocjacji. stopień dysocjacji jest to stosunek stężenia cząsteczek zdysocjowanych do stężenia wszystkich cząsteczek wprowadzonych do roztworu. Zależy od: natury rozpuszczalnika; ilości rozpuszczalnika-stopień dys wzrasta wraz z rozcieńczeniem; od temperatury; od obecności innych elektrolitów w roztworze.

Kształty przestrzenne kompleksów ML2, ML3, ML4, ML6, ML8.

ML2 zatem Lk= 2 struktura: liniowa np. 3HN-Ag-NH3, Cl-Au-Cl.

ML3 zatem Lk= 3 struktura trójkątna płaska (HgI3-) lub piramida trygonalna (SnCl3)

ML4 Lk=4 struktura tetraedryczna np. AlCl4- lub płaska kwadratowa [Ni(Cn)4]2-

ML6 Lk=6 struktura oktaedr, spotykana w kompleksach metali przejściowych np. [Fe(Cn)6]4- lub ośmiościan odkształcony, w którym może występować odkształcenie tetragonalne, trygonalne lub rombowe, gdy ligandy są różne.

ML8 Lk=8 struktura regularny sześcian.

Kwas węglowy i węglany. Słaby kwas, bardzo nietrwały, H2O+CO2H2CO3, w roztworach dysocjuje dwustopniowo, sole wodorowęglany i węglany, MgCO3-biała lub bezbarwna substancja krystaliczna, praktycznie nie rozpuszcza się w wodzie, minerał o nazwie magnezyt. Zastos: wypełniacz do farb i lakierów, odtrutka przeciwko kwasom i metalom, lek zobojętniający kwas żołądkowy. Na2CO3 (soda)-biała, higroskopijna substancja, dobrze rozp w wodzie, z roztworu krystalizuje w postaci dużych bezbarwnych kryształów. Zastoso: produkcja szkła, papieru, zmiękczanie wody. CaCO3+2NaCl→Na2CO3+CaCl2. CaCO3 (wapień, marmur, kreda). Sproszkowany- surowiec do otrzymywania wapna palonego, używany jako biały barwnik spożywczy, wypełniacz. K2CO3-w temp pokojowej białe ciało krystaliczne, dobrze rozp w wodzie, tworzy hydraty, posiada właściwości higroskopijne. 2KOH+CO2→K2CO3+H2O.

NH4HCO3 - Tworzy bezbarwne kryształy posiadające zapach amoniaku, dobrze rozp w wodzie, składnik proszków do pieczenia, leków, barwników.

Mangan na +2 i +7. +2 Sole są jasnoróżowe, MnO tlenek zasadowy, Związki +2 mogą się utleniać, najtrwalszy stopień utlenienia manganu, Mn(OH)2 w wyniku reakcji soli manganu(II) z wodorotlenkiem litowca - wytrąca się jako biały osad, większość kompleksów ma strukturę oktaedryczna i konfigurację wysokospinową z 5 niesparowanymi elektronami, 2Mn2+ +5S2O82- +8H2O2MnO4- +10SO42- +16H+

+7 KMnO4 fioletowy, Mn2O7 tlenek kwasowy, Silny utleniacz, używany do obróbki metali i dezynfekcji wody, HMnO₄ otrzymuje się go w reakcji nadmanganianu baru Ba(MnO₄)₂ z kwasem siarkowym a następnie odsączając wytrącony osad siarczanu baru. HMnO₄ jest kwasem mocnym, w obecności reduktorów może przechodzić w zależności od środowiska: w obojętnym do MnO2 brunatnego 2 MnO4-+ 3SO32- + H2O 2MnO2 + 3SO42- + 2OH- w zasadowym do zielonego MnO2- || 2MnO4- + SO32- +2OH- 2MnO42- + SO42- + H2O w kwasowym odbarwia się do Mn2+ || 2MnO4- +5SO32- +6H+2Mn2+ +5SO42- + 3H2O.

Jod - reduktor, jony I- utleniają się w wodzie do I2. I2O5 - słaby utleniacz. HIO - nietrwały łatwo dysproporcjonuje. HIO3 - w r-rze a także jako subst stała, mocny kwas, silny utleniacz. HIO4.

Analiza stopu Ag, Cu, Ni, Fe. Stop roztworzyć w HNO3 (niezbyt stężonym żeby nie było pasywacji). Następnie dodać HCl - wytrąci się AgCl, który należy odwirować, rozpuścić w NH3 i potem ponownie wytrącić HNO3. W środowisku 0,3 mol/l HCl wytrącić CuS który potem rozpuścić w HNO3. Dodać NH3, zrobi się niebieskie a po dodaniu KCN bezbarwne. Ni wykryć dimetyloglioksymem (różowy osad), a Fe - K4[Fe(CN)6] (błękit pruski).

PCl3, PCl5, POCl3. PCl3 - trichlorek fosforu, używany do otrzymywania pochodnych fosforu na +3 stopniu utlenienia. Hydrolizuje: PCl3 + 3H2OH3PO3 + 3HCl PCl5 - chlorek fosforu(V), otrzymywany w reakcji chlorowania PCl3+Cl2PCl5. PCl5 istnieje w równowadze z PCl3 i chlorem. W fazie gazowej i ciekłej PCl5 jest obojętną cząsteczką o symetrii bipiramidy trygonalnej. Podobną budowę mają cząsteczki PCl5 w roztworach w rozpuszczalnikach niepolarnych. W stanie stałym PCl5 ma budowę jonową, z tetraedrycznymi kationami PCl4+ i oktaedrycznymi anionami PCl6-. Podobne jony obserwuje się w stężonych roztworach PCl5 w rozpuszczalnikach polarnych w wyniku autodysocjacji: 2PCl5[PCl4+][PCl6−]. Hydrolizuje: PCl5+4H2O5HCl+H3PO4.

POCl3 - tlenochlorek fosforu(V), związek z grupy chlorków kwasowych. 2PCl3+O2→2 O=PCl3

Chlorek fosforylu to bezbarwna ciecz, dymiąca na powietrzu wskutek hydrolizy, powodującej powstanie kwasu fosforowego i duszących oparów kwasu solnego. Reaguje z wodą dając kwas fosforowy (hydroliza):

O=PCl3+3H2O→O=P(OH)3+3HCl.

Reakcje.

N2H4 + 2H2O2 N2 + 4H2O

H2S2O8 + H2O H2SO5+H2SO4

H2SO5 + H2O → H2SO4 +H2O2

Na2SO3 + S Na2S2O3

---