Alotropia - zjawisko występowania różnych odmian krystalograficznych lub cząsteczek zawierających różną liczbę atomów tego samego pierwiastka chemicznego.

Odmiany alotropowe nie są fazami skupienia w sensie fizycznym, a przejścia z jednej odmiany alotropowej do drugiej nie zachodzą w ściśle określonych temperaturach lecz są zależne od termicznej historii próbek. Powoduje to, że dany pierwiastek może występować w dwóch różnych odmianach alotropowych w tej samej temperaturze.

Najbardziej znane pierwiastki tworzące odmiany alotropowe:

• węgiel występujący w formie diamentu, grafitu, fullerenu i nanorurek

• fosfor występujący w formie fosforu czerwonego, białego, fioletowego i czarnego

• siarka występująca w formie romboidalnej, jednoskośnej i polimerycznej.

• żelazo o sieci regularnej przestrzennie centrowanej oraz regularnej ściennie centrowanej .

Analogiczne zjawisko zachodzące w przypadku związków chemicznych nazywa się polimorfizmem i nie należy go mylić z alotropią.

Fosfor występuje w czterech odmianach alotropowych, jako: fosfor biały, fosfor czerwony, fosfor fioletowy oraz fosfor czarny.

Fosfor biały jest najaktywniejszą odmianą fosforu. Jego cząsteczka składa się z 4 atomów. Jest skrajnie łatwopalny. Przechowuje się go pod wodą lub w nafcie, ponieważ ze względu na swoją dużą aktywność na wolnym powietrzu szybko się utlenia, przy czym dochodzi do gwałtownego samozapłonu. Z tego powodu dawniej produkowano z niego zapałki, które po potarciu o cokolwiek zapalały się.

Fosfor biały jest trudny do ugaszenia, nie wolno gasić go wodą ponieważ w wysokich temperaturach reaguje z wodą, która go tylko rozprasza. Jest silnie trujący, a dla człowieka o masie 60 kg śmiertelna dawka wynosi 100 mg. Te własności powodują, że jest on używany jako broń zapalająca. Palący się biały fosfor szybko rozgrzewa się do 1300°C i wydziela dużą ilość żrącego dymu.

Fosfor czerwony nie jest tak łatwopalny jak fosfor biały, ale jego ugaszenie również jest bardzo trudne, ponieważ pali się nawet przy ograniczonym dostępie tlenu. Fosfor czerwony ma budowę bezpostaciową.

Właściwości fosforu fioletowego i czarnego są słabo poznane.

Siarka posiada kilka odmian alotropowych, z których trzy najważniejsze to siarka rombowa, jednoskośna i amorficzna.

Tlen występuje w dwóch postaciach alotropowych: w postaci cząsteczek O₂ - jest to odmiana występująca częściej ze względu na swoją większą trwałość w postaci cząsteczek O₃ - w tej postaci powstaje w wyniku silnych wyładowań elektrycznych w powietrzu (lub czystym tlenie). Sztucznie otrzymuje się go w eudiometrze, a naturalnie występuje na skutek wyładowań atmosferycznych. Reakcja ta jest endoenergetyczna. Energii dostarczają wyładowania elektryczne:

3 O₂ → 2 O₃ ↑

Cyna tworzy trzy odmiany alotropowe. W warunkach normalnych występuje w typowo metalicznej odmianie β (beta) zwanej cyną białą. Podczas zginania pręta lub drutu z takiej cyny słychać charakterystyczny chrzęst ("krzyk cyny"), wywołany przez wzajemne tarcie o siebie kryształów. Gdy temperatura otoczenia spada poniżej 13 stopni, cyna przechodzi w odmianę alfa, rozsypuje się w szary proszek, ogarnia ją tzw. :"trąd (zaraza) cynowy", który to proces posuwa się bardzo powoli. Ta „choroba” jest jednak zaraźliwa. Jeżeli kawałkiem "chorej" cyny dotknie się zdrowej, ta zaczyna się także rozpadać (na skutek autokatalizy przemiany fazowej). Odmiana beta ma sieć krystaliczną układzie tetragonalnym, o gęstości 7,3 g/cm³. Czysta cyna biała jest ciągliwa i kowalna, odporna na korozję.

Cyna jest najlepiej znana jako metal pokrywający puszki konserwowe. Bardzo cienka powłoka cyny na stalowych puszkach z żywnością zapobiega korozji, która spowodowałaby popsucie się zawartości puszki. Cyna idealnie nadaje się do tego celu, jest bowiem nietoksyczna, nie ulega korozji i można nią łatwo powlekać inne metale.

  Kwasy i zasady

Protonowa teoria kwasów i zasad. Definicja Brönsteda i Lowry'ego.

W 1923 roku Brönsted i Lowry ogłosili niezależnie od siebie teorię kwasów i zasad opartą na mechanizmie odszczepiania i przyłączenia jonu wodorowego przez różne substancje.

Cząsteczka kwasu oddając proton staje się zasadą, która może przyłączyć proton i stać się kwasem

Równowaga kwasowo-zasadowa Brönsteda i Lowry'ego zakłada, że z każdym kwasem musi być sprzężona odpowiednia zasada.

Ilustrują to poniżej przedstawione przykłady:

 
 

NH₄⁺ ⇔ NH₃ + H⁺

CH₃COOH ⇔ CH₃COO^- + H⁺

Reakcja protolityczna - związana z przekazaniem protonu od kwasu do zasady.

Z zapisu równań wynika, że cząsteczka wody w reakcji może być zasadą lub kwasem.

Substancje, które mogą wykazywać zarówno własności kwasowe jak i zasadowe nazywa się substancjami amfoterycznymi (amfoterami).

Rozpuszczalniki o właściwościach amfoterycznych (np. woda) nazywa się rozpuszczalnikami amfiprotycznymi.

Rozpuszczalniki, które łatwiej odszczepiają protony niż je przyłączają (np. lodowaty kwas octowy) - to rozpuszczalniki protogenne.

Substancje pozbawione zdolności wiązania protonów (np. benzen, chloroform, toluen) - to rozpuszczalniki aprotyczne.

Przykłady reakcji protolitycznych:

kwas A₁ zasada B₂ kwas A₂ zasada B₁

HCl + H₂O ⇔ H₃O⁺ + Cl^-

H₂SO₄ + H₂O ⇔ H₃O⁺ + HSO₄^-

HNO₃ + H₂O ⇔ H₃O⁺ + NO₃^-

H₂O + NH₃ ⇔ NH₄⁺ + OH^-

H₂O + CH₃COO^- ⇔ CH₃COOH + OH^-

NH₄⁺ + H₂O ⇔ H₃O⁺ + NH₃

HCO₃^- + H₂O ⇔ H₃O⁺ + CO₃^-2

H₂O + HCO₃^- ⇔ H₂CO₃ + OH^-

Według teorii protonowej kwasami, oprócz tych uznanych przez Ahreniusa, są również: kompleksowe kationy: NH₄⁺, H₃O⁺ lub tp. , a także aniony: HCO₃^-, HSO₄^- , H₂PO₄^-, HPO₄^2-, HS^- i inne.

Zasadami są aniony: Cl^-, NO₃^-, HSO₄^-, CH₃COO^-, SO₄^2-, OH^- i tp. oraz związki, posiadające w cząsteczce wolną parę elektronową mogącą przyłączyć proton, np. amoniak NH₃, woda H₂O, anilina C₆H₅NH₂ i inne związki organiczne zawierające grupę aminową NH₂^- lub iminową =NH związana z atomem węgla.

Stężenie jonów wodorowych H⁺ (hydroniowych H₃O⁺) jest miarą kwasowości roztworu.

Granice tego stężenia wyznaczone są wielkościami stałych dysocjacji odpowiednich równowag auto-dysocjacji poszczególnych rozpuszczalników. Autodysocjacja wody: H2O + H2O ⇔ H3O^+ + OH^- lub w uproszczeniu: H2O ⇔ H^+ + OH^- stała równowagi tej reakcji - stała dysocjacji Kwody : [H^+] ⋅ [OH^- ] Kwody = ----------------------- co przy [H2O] = const [H2O] Kwody = 1,8⋅ 10^-16 mol/dm^3 [H2O] = 1000g/18g = 55,5 mol/dm^3 W temperaturze pokojowej (20^0C ) i pod ciśnieniem atmosferycznym (1013 hPa) iloczyn jonowy wody wynosi 10^-14: [H2O] ⋅ Kwody = 10^-14 stąd w czystej wodzie: [H^+] = [OH^- ] = 10^-7 mol/dm^3 Roztwór w którym stężenie jonów wodorowych jest równoważne stężeniu jonów hydroksylowych nazywamy roztworem obojętnym. W postaci logarytmicznej: log [H^+] + log [OH^- ] = - 14 Z definicji: Wartość pH jest powszechnie przyjętą miarą kwasowości roztworów. W rozcieńczonych roztworach wodnych (roztworach doskonałych) może ona przyjmować wartości od 0 do 14.            Dla roztworów rzeczywistych definicję pH należy wyrazić poprzez aktywność jonów wodorowych : gdzie: f - współczynnik aktywności H^+ w roztworze Skala kwasowości pH jest ściśle związana z wielkością stałej równowagi auto-dysocjacji danego rozpuszczalnika. Nie ma uniwersalnej skali pH mającej zastosowanie we wszystkich rozpuszczalnikach. Każdemu rozpuszczalnikowi można przypisać inną skalę pH . Kwasowość roztworów wyznacza się przy użyciu wskaźników kwasowo-zasadowych lub metodą potencjometryczną. Potencjometryczna metoda polega na mierzeniu różnicy potencjałów pomiędzy dwiema elektrodami, z których potencjał jednej - elektrody wskaźnikowej zależy od stężenia jonów wodorowych w roztworze, a potencjał drugiej - elektrody porównawczej ma wartość stałą w warunkach pomiaru. Elektronowa teoria kwasów i zasad. Teoria Lewisa. Definicja podana przez Lewisa określa kwasy i zasady niezależnie od zdolności ich protonodawczych czy protonobiorczych. Zasadą jest substancja dostarczającą parę elektronową na wytworzenie wiązania- donor elektronów; Kwasem jest substancja będąca w danym połączeniu akceptorem pary elektronowej, wykorzystanej na wytworzenie wiązania; Definicja Lewisa poszerza znacznie zakres pojęć kwasu i zasady, obejmuje nie tylko reakcje protolityczne przebiegające z udziałem jonu wodorowego, ale również reakcje zachodzące w rozpuszczalnikach aprotycznych. Przykłady: H3N: + BF3 → H3N → BF3

zasada kwas H^+ + H2O: → H3O^+ kwas zasada H^+ + : NH3 → NH4^+ kwas zasada Zgodnie z teorią Lewisa kwasami lub zasadami mogą być też inne związki lub jony, na przykład: AlCl3 + Cl^- → AlCl4^- Ag^+ + 2 NH3 → [Ag(NH3)2]^+ kwas zasada kwas zasada R - C - R  miejsce kwaśne IO + R - C - R miejsce zasadowe  IO -- W ujęciu tej teorii moc kwasu lub zasady zależy od reakcji w której substancja uczestniczy.

Związki amfoteryczne

Istnieje pewna grupa pierwiastków, których wodorotlenki i tlenki mają zdolność reagowania z mocnymi kwasami i mocnymi zasadami. Wodorotlenki tych metali w roztworach mocnych kwasów przejawiają właściwości słabych zasad, a w roztworach mocnych zasad są słabymi kwasami.

Zjawisko to nosi nazwę amfoteryczności.

Właściwości amfoteryczne posiadają niektóre metale grup głównych i przejściowych takie, jak np.: glin, cyna, ołów, arsen, antymon, cynk, chrom, mangan.

Przykłady amfoteryczności:

• z mocnymi kwasami tworzą się sole, w których metal jest kationem:
  
  

siarczan(VI) cyny(IV)

chlorek cynku

Al₂O₃ + 6 HCl →2 AlCl₃ + 3 H₂O

chlorek glinu

- z mocnymi zasadami tworzą się sole, w których metal występuje jako składnik anionu, jak np. w:

metacynian (IV) sodu

Przedrostek meta - sygnalizuje odszczepienie się cząsteczki wody od kwasu ortocynowego(IV) H₄SnO₄.

tetrahydroksocynkan sodu

Al₂O₃ + 2 NaOH + 3 H₂O→ 2Na[Al(OH)₄]

tetrahydroksoglinian sodu

Sole

Sole są połączeniami chemicznymi zawierającymi atomy metalu i resztę kwasową. Wzór ogólny soli:

a w nim:

M - kation prosty metalu, np. Na⁺, Ca²⁺ lub kation złożony, jak NH₄⁺;

R - reszta kwasowa.

Rodzaje soli:

a. sole obojętne:

sole proste - zawierają jeden rodzaj kationów i jeden rodzaj anionów,

np. Na₂SO₄ zawierające Na⁺ i SO₄^2- w stosunku 2:1,

Ca(NO₃)₂ czyli Ca²⁺ i NO₃^- w stosunku 1:2;

sole podwójne - zawierają dwa rodzaje kationów i jeden rodzaj

anionu, np. MgAl₂(SO₄)₄ czyli Mg²⁺, Al³⁺ i SO₄^2- w

stosunku 1: 2 : 4;

lub jeden rodzaj kationów i dwa rodzaje anionów:

np. Pb₂Cl₂CO₃ czyli Pb⁴⁺, Cl^- i CO₃^2- w stosunku 2:2:1.

Popularnymi solami podwójnymi są ałuny, np. ałun żelazowo-amonowy (NH₄)₂SO₄ თ Fe₂(SO₄)₃ თ 24 H₂O

b. wodorosole: zawierają aniony powstające podczas stopniowej

dysocjacji kwasów, np. anion wodorowęglanowy HCO₃^-

wodorofosforanowy HPO₄^2- lub dwuwodorofosforanowy H₂PO₄^-

np. NaH₂PO₄ - dwuwodorofosforan(V) sodu,

Na₂HPO₄ - wodorofosforan (V) sodu.

c. hydroksosole: zawierają aniony OH^-, aniony reszt kwasowych i

kationy metalu (lub NH₄⁺).

Hydroksosole pochodzą od wodorotlenków wielowodorotlenowych,

w których nie wszystkie jony OH^- zostały zobojętnione kwasem,

np. CaOHCl - hydroksochlorek wapnia.

d. hydraty - sole uwodnione (wodziany): zawierają wbudowane w

sieć krystaliczną cząsteczki wody,

np. CuSO₄⋅5H₂O- pięciowodny siarczan(VI) miedzi(II),

CaSO₄⋅2H₂O - dwuwodny siarczan(VI) wapnia.

Hydraty niektórych pierwiastków mają różne zabarwienie w zależności od stopnia ich uwodnienia. Do takich należy np. CoCl₂, którego wodziany stosuje się jako wskaźniki wilgotności. Nasączone roztworem wodnym CoCl₂ i następnie wysuszone paski bibuły przyjmują zabarwienie: niebieskie - w powietrzu suchym, fioletowe - przy bardzo małej wilgotności, różowe - przy małej wilgotności, a bezbarwne - w powietrzu bardzo wilgotnym.

Nazwy soli prostych zawierają dwa wyrazy, z których pierwszy dotyczy reszty kwasowej, a drugi - metalu i jego wartościowości.

Sole kwasów tlenowych mają końcówkę - an, zaś - kwasów beztlenowych - końcówkę - ek.

Przykłady:

K₂SO₄ - siarczan(VI) potasu Fe(NO₃)₃ - azotan(V) żelaza (III)

NH₄NO₂- azotan (III) amonu Fe₃(PO₄)₂ - fosforan(V) żelaza(III)

PbS - siarczek ołowiu (II) BaCl₂ - chlorek baru

AlJ₃ - jodek glinu Hg₂S siarczek rtęci(I)

W nazwach wodorosoli pojawia się przedrostek - wodoro,

np.: Ca(HCO₃)₂ - wodorowęglan wapnia.

W nazwach hydroksosoli uwzględnia się obecność grupy hydroksylowej przez dodanie członu wodorotlenek (lub hydrokso-),

np. MgOHCl - chlorek wodorotlenek magnezu

( lub hydroksochlorek magnezu).

Nazwy hydratów zawierają ilość cząsteczek wody w hydracie,

np. CoCl₂ ⋅ 4H₂O - czterowodny chlorek kobaltu (II).

Sposoby otrzymywania soli

• Reakcja zobojetnienia - wodorotlenku z kwasem:

cząsteczkowo: KOH + HCl → KCl + H₂O

jonowo: K⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^- → K⁺ + Cl^- + H₂O

zapis skrócony: OH^- + H⁺ → H₂O

• Reakcja tlenku zasadowego z kwasem:

CaO + 2 HNO₃ → Ca(NO₃)₂ + H₂O

• Reakcja metalu z kwasem:

Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂↑

Mg + HCl → MgCl₂ + H₂↑

• Reakcja tlenku kwasowego z tlenkiem zasadowym:

BaO + CO₂ → BaCO₃

• Reakcja tlenku kwasowego i wodorotlenku:

2 KOH + SO₂ → K₂SO₃ + H₂O

• Reakcja metalu z niemetalem (lub tlenkiem niemetalu):

Cu + Cl₂ → CuCl₂

2Na + N₂O₅ → 2 NaNO₃

• Reakcja dwóch wodnych roztworów substancji jonowych, z których jedna zawiera kation, a druga anion soli trudno rozpuszczalnej:

AgNO₃ + HCl → AgCl↓ + HNO₃

Ag⁺ + Cl^- → AgCl↓

BaCl₂ + K₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2 KCl

Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓

Sole są substancjami krystalicznymi, białymi lub różnobarwnymi, o wysokiej temperaturze topnienia i różnej rozpuszczalnosci w wodzie, która jest podana w tabeli rozpuszczalności.

Wszystkie sole rozpuszczalne są mocnymi elektrolitami, to znaczy wystepują w roztworze w postaci jonów.

W roztworach soli trudno rozpuszczalnych ustala się stan równowagi jonowej między osadem i jonami w roztworze,

im gorzej rozpuszcza się sól tym mniejsze jest stężenie jej jonów w roztworze nad osadem.

Wodorosole dysocjują stopniowo:

NaHCO₃
Na⁺ + HCO₃^-

HCO₃^-
H⁺ + CO₃^2-

H⁺ + H₂O
H₃O⁺

Niektóre jony soli mogą reagować z wodą. Proces ten jest zwany hydrolizą.

Główne reakcje soli:

• Reakcje rozkładu:

1. termicznego, np. : 2 KHCO₃
   K₂CO₃ + CO₂ + H₂O

2. fotochemicznego, np. : 2 AgCl
   2 Ag↓ + Cl₂↑

• Reakcja wymiany pojedynczej, polegająca na wypieraniu z roztworu soli metalu mniej aktywnego przez metal bardziej aktywny,

np.: Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu↓

• Reakcje wymiany podwójnej, w której dobrze rozpuszczalna sól reaguje z inną też dobrze rozpuszczalną solą przy czym powstaje trudno rozpuszczalny osad produktu, np.:

2 AgNO₃ + CuBr₂ → 2 AgBr↓ + Cu(NO₃)₂

Ag⁺ + Br^- → AgBr↓

lub

AlCl₃ + Na₃PO₄ → AlPO₄↓ + 3 NaCl

Al³⁺ + PO₄^3- → AlPO₄↓

• Reakcja jonów soli z wodą - hydroliza.

Sole są bardzo rozpowszechnione w przyrodzie, gdyż skorupa ziemska składa się głównie z soli i tlenków.

Wiele z nich to kopalne surowce dla przemysłu hutniczego, metalurgicznego, górnictwa czy budownictwa.

Do takich należą: m.in. sól kamienna -chlorek sodu; wapień, kalcyt, kreda - węglan wapnia; azotany sodu, potasu lub wpnia,- tzw. saletry; fosforyty, apatyty - fosforan wapnia; anhydryt - bezwodny siarczan (VI) wapnia; gips- dwuwodny siarczan (VI) wapnia.

Sole stosuje się jako nawozy sztuczne, materiały budowlane, reagenty w przemyśle spożywczym, kosmetycznym, farmaceutycznym.

Sole podwójne- ałuny krystalizują w układzie regularnych ośmiościanów.

Ałun glinowo-potasowy KAl(SO₄)₂. 12H₂O, zw. ałunem, znany już w starożytnym Egipcie, używany jest do garbowania skór, do tamowania krwawień, jako zaprawa w barwieniu tkanin, jako odtrutka w zatruciach związkami ołowiu i garbnik emulsji fotograficznych.

Inne związki nieorganiczne

Wodorki

Są to połączenia chemiczne wodoru z innymi pierwiastkami.

Można przyporządkować im wzór ogólny:

lub

dla wodorkow pierwiastków grup 16 lub 17, np. H₂O, H₂S, HCl

dla wodorkow pierwiastków grup 1-15, np. LiH, CH₄, NH₃.

Wodorki metali są zwiazkami typu soli, mają budowę jonową. Ich sieci krystaliczne zawierają kationy metalu i aniony H^-. Do tej grupy należą przede wszystkim wodorki litowców i berylowców oraz metali bloku d i f.

Wodorki pierwiastków grup 14,15,16 i 17 są związkami kowalencyjnymi.

Ich charakter chemiczny znmienia się dość wyraźnie od obojetnego (CH₄, SiH₄), poprzez zasadowy (NH₃, PH₃) do kwasowego (H₂S, HCl). Wśród nich woda, ma charakter amfoteryczny.

Tworzenie nazw wodorków jest dośc skomplikowane,

zasadniczo stosuje tu się trzy sposoby:

• system dwuwyrazowy dla wodorkow typu EⁿH_n , analogiczny jak dla tlenków: NaH - wodorek sodu, NH₃ - wodorek azotu- amoniak;

• system przyrostkowy, dodaje do nazwy pierwiastka przyrostek -an:

NH₃ - azan, PH₃- fosfan;

• system łączenia nazwy pierwiastka z wyrazem „wodór” dla wodorkow typu H_n Eⁿ : HF - fluorowodór, H₂S -siarkowodór, HCl - chlorowodór.

Najwazniejszymi wodorkami wystepującymi w przyrodzie są :

woda -wodorek tlenu lub tlenek wodoru, siarkowodór, amoniak.

Wegliki

Węglikami nazywa się związki węgla z metalami i niemetalami o mniejszej od niego elektroujemności.

Należą tu:

węgliki metali, jak: CaC₂ - węglik wapnia czy Al₄C₃ - węglik glinu o

budowie jonowej;

wegliki niemetali, np. SiC - krzemu, Be₄C₃ weglik berylu - związki bardzo twarde, mimo ich kowalencyjnej budowy.

Bardzo odporne chemicznie, termicznie i mechanicznie są węgliki takich metali, jak tytanu- TiC, wanadu - V₂C czy wolframu - WC, które są używane jako materiały ścierne i elementy skrawające.

Azotki

Azotki są połączeniami metali i niemetali, pochodnymi amoniaku.

Azotki litowców i berylowców, np. Li₃N, Ba₃N₂ - mają budowę jonową, podczas gdy ich niemetaliczne odpowiedniki (BN, Si₃N₄, C₃N₄) są substancjami kowalencyjnymi.

Mimo to, są to jedne z najtrwardszych substancji, o twardości większej niż ma diament. Azotki tytanu TiN i żelaza FeN są dodatkowo bardzo trudno topliwe.

Związki kompleksowe

W wyniku łączenia się ze sobą (addycji) cząsteczek związków chemicznych powstają związki addycyjne. Są nimi zarówno sole podwójne takie, jak

np. ałun żelazowo-amonowy (NH₄)₂SO₄ თ Fe₂(SO₄)₃ თ 24 H₂O oraz

związki kompleksowe (koordynacyjne), np. [Cd(NH₃)₄]²⁺, [Fe(CN)₆]^4-

Cząsteczki związków kompleksowych składają się z kilku atomów, jonów lub cząsteczek, zwanych ligandami, otaczających jeden atom lub jon, zwany jonem lub atomem centralnym.

Liczba koordynacyjna - to liczba ligandów bezpośrednio związanych z atomem centralnym, najczęściej 2,4, 6,8. Z konkretnymi liczbami koordynacyjnymi związane są kształty cząsteczek zwiazków kompleksowych, i tak: przy liczbie koordynacyjnej 4 - jest to regularny tetraedr lub kwadrat, przy liczbie koordynacyjnej sześć - oktaedr.

Atomem centralnym jest zwykle atom lub jon o strukturze elektronowej umożliwiającej przyjęcie par elektronowych i wytworzenie wiązania koordynacyjnego, w którym jest akceptorem elektronów,

najczęściej są to kationy metali, np. Ag⁺, Cu²⁺, Al³⁺, Zn²⁺ , Fe³⁺ itp.

Ligandy odgrywają rolę donorów par elektronowych i mogą to być: ♦ jony proste, np. OH^-, F^-, Cl^-, CN^-

♦ cząsteczki zawierające wolne pary elektronowe,

np. NH₃, H₂O, aminy, kwasy organiczne, aminokwasy itp.

W powstawaniu wiązań koordynacyjnych w kompleksach uczestniczą elektrony z niecałkowicie wypełnionych podpowłok d metali grup przejściowych.

Prawidłowość: - do jonów jednododatnich przyłączają się dwa ligandy - do jonów dwudodatnich - cztery - do jonów trójdodatnich - sześć.

Ligandy zawierające dwa lub więcej atomów, z których każdy może jednocześnie utworzyć dwuelektronowe wiązanie donorowe z tym samym atomem centralnym nazywają się ligandami wielokleszczowymi lub chelatowymi, np.:

ligandy dwukoordynacyjne

Ligandy trój, cztero, a nawet sześciokoordynacyjne, przykład - kwas etylenodwuaminoczterooctowy

(EDTA)

Zwiazek kompleksowy chelatowy (chelat)

Nazwę kompleksu tworzy się dodając do nazwy jonu centralnego przedrostki określające ilość i rodzaj ligandu.

Do pospolitych trwałych związków kompleksowych zawierających amoniak należą;

[Cu(NH₃)₂]⁺, [Cu(NH₃)₄]²⁺, [Co(NH₃)₆]³⁺
[Ag(NH₃)₂]⁺, [Zn(NH₃)₄]²⁺, Cr(NH₃)₆]³⁺

Wiele jonów metali tworzy z amoniakiem jony kompleksowe tak trwałe, że wodorotlenki tych metali przechodzą do roztworu. Ma to praktyczne zastosowanie w procesie rozpuszczania trudno rozpuszczalnych osadów soli.

Nazwy i wzory często stosowanych ligandów.

Nazwa ligandu	Wzór ligandu
amina	NH3
akwa	H2O
bromo	Br^-
chloro	Cl^-
cyjaniano	CNO^-
cyjano	CN^-
fluoro	F^-
hydrokso	OH^-
karbonyl	CO
okso	O^2-
tio	S^2-
tiocyjaniano	CNS^-
tiosiarczano	S2O3^2-

Jony Cu²⁺ wytrącają się w postaci trudno rozpuszczalnego osadu Cu(OH)₂ . Jeżeli użyjemy wodorotlenku amonowego zamiast wodorotlenku sodowego, w pierwszym momencie utworzy się taki sam osad Cu(OH)₂, ale przy dodawaniu większej ilości wodorotlenku amonowego, osad rozpuści się, dając klarowny roztwór o głębszej i bardziej intensywnej barwie niebieskiej niż pierwotny roztwór.
Przyczyną rozpuszczania osadu jest reakcja kompleksowania jonów miedzi i utworzenie jonów czteroamminomiedzi(II),
[Cu(NH₃)₄]²⁺. Jony te są o wiele trwalsze od uwodnionych jonów miedziowych [Cu(H₂O)₄]²⁺

Cu²⁺ + 4 NH₃ <=> [Cu(NH₃)₄]²⁺

Podobne zjawisko obserwujemy podczas rozpuszczania trudno rozpuszczalnego chlorku srebra AgCl przez roztwór wodorotlenku amonowego. W czasie rozpuszczania powstaje jon dwuaminasrebra(I) - [Ag(NH₃)₂]⁺.

Dzięki trwałości jonu czterochlorozłocianowego(III) [AuCl₄]^-, złoto rozpuszcza się w wodzie królewskiej, będącej mieszaniną kwasów azotowego(V) i solnego. Złoto nie rozpuszcza się w widoczny sposób w tych kwasach użytych oddzielnie.

Zgodnie z tą teorią kwasem nazywa się substancję, która ma zdolność odszczepienia protonu (jonu wodorowego), natomiast zasadą substancję, która ma zdolność przyłączenia protonu.

kwas ⇔ zasada + H⁺

H₃O⁺ ⇔ H₂O + H⁺ ↑ ↑ kwas zasada

H₂O ⇔ OH^- + H⁺

↑ ↑

kwas zasada

[H₂O] ⋅ K_wody = [H⁺] ⋅ [OH^- ] = iloczyn jonowy wody

-log [H⁺] = pH oraz -log [OH^-] = pOH

pH + pOH = 14

a_H⁺ = [H⁺] ⋅ f

pH = - log a_H⁺

Mⁿ_m R^m_n

Eⁿ H_n

H_n Eⁿ

---