Zestaw IV
Pierw toksyczne i tworzące związki toksyczne:
Be, Rb, Cs, Mn, Co, Rh, Os, Ni, Ag, Cd, Hg, Tl, Pb, C, N, P, As, S, Se, F, Cl, Cer, Uran,
Teorie kwasów i zasad.
Robert Boyle (1637-1691) Kwasy, to związki, które roztwarzają wiele subst, wytrącają siarkę z r-rów w zasadach, zmieniają barwę niektórych barwników roślinnych z niebieskiej na czerwoną.
Terorie Arrheniusa (dot tylko r-rów wodnych, umożliwiała bliższe określenie mocy kwasów i zasad. Mocne elektrolity charakteryzują się wysokim stopniem dysocjacji, bliskim 1,0)
Kwas to subst, która w r-rze wodnym dysocjuje zwiększając stęż jonów wodorowych, a zasada- jonów wodorotlenowych
Teoria protonowa Bronsteda-Lowry'ego (uwzględnia fakt, iż woda nie jest biernym środowiskiem reakcji, lecz bierze aktywny udział w dysocjacji: HA + H2O H3O+ + A-)
Kwas jest cz lub jonem zdolnym do oddania protonu (protonodawca),
Zasada jest cz lub jonem zdolnym do przyjęcia protonu (protonobiorca).
Wprowadzono pojęcie sprzężonej pary kwas-zasada (czynnik sprzęgający to H+)
HA(kwas) H+ + A-(zasada)
HA(kwas 1) + B(zasada2) A- (zasada 1) + BH+ (kwas2)
-> H+ <-H+
(jest to więc syt analogiczna, jak w sprzężonych reakcjach red-utl, z tą różnicą, że tutaj przekazywane są elektrony od reduktora z wytworzeniem sprzężonych form zredukowanej i utlenionej)
Ox (1) + Red (2) Red (1) + Ox (2)
<- e -> e
Teoria Bronsteda-Lowry'ego lepsza od teorii Arrheniusa pod wzgl:
-bardziej ogólna (obejmuje także r-ry niewodne),
-reakcje uważane wcześniej za odrębne są objęte jednym schematem podanym wyżej:
dysocjacja CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+
hydroliza CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
zobojętnianie H3O+ + OH- H2O + H2O
- tłumaczy zasadowość amoniaku
H20 + NH3 OH- + NH4+
-uwzględnia istotną rolę rozpuszczalnika dla mocy kwasów i zasad (woda łatwo przyjmuje proton i w jej środowisku wiele zw ma char mocnych kwasów, zaś w środowisku lodowatego kw octowego o mniejszym powinowactwie do protonu jedynie kw chlorowy VII zachowuje właść mocnego kwasu)
Teoria Lewisa
Kwas to subst lub jon z wolnym orbitalem, zdolne do przyjęcia pary elektronów (biorca-akceptor) z wytworzeniem wiązania koordynacyjnego, a zasadą jest dawca (donor) pary elektronów).
Np. H+(kwas) + CN-(zasada) HCN
Kwasami są również jony metali tworzące kompleksy, a zasadami ligandy z wolnymi parami elektronowymi. Teoria ta dobrze tłumaczy zjawiska adsorpcji (np. na tlenku glinu) i katalizy
Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznych.
-rodzaj reagentów (typ reakcji)
-stęż reagentów
-ciśnienie (dla gazów)
-temperatura
-obecność katalizatorów
-promieniowanie elektromagnetyczne,
-rodzaj rozpuszczalnika
-stopień rozdrobnienia substratów, mieszanie,
Krzem i jego związki.
-2.miejsce pod wzgl rozpowszechnienia wśród pierwiastków, a jego zaw w skorupie ziemskiej wynosi 27,7% masowych
-kruche, twarde, ciemnoszare, krystaliczne ciało stałe z metalicznym połyskiem
-półprzewodnik,
-podczas topnienia, podobnie jak woda, zmniejsza swoją obj i w stanie stałym pierw ma mniejszą gęstość (2,32-2,34t/cm3) niż w ciekłym (w temp topnienia 2,55g/cm3)
-w przyrodzie występuje tylko w postaci minerałów. Najw z nich to krzemiany (np. azbesty) i glinokrzemiany, dzielące się na dwie grupy: skalenie, np. ortoklaz albit, anortyt, i miki (łuszczyki), np. muskowit, biotyt.
-w przyrodzie występuje też SiO2, z których najczęściej spotykaną jest kwarc(najb rozpowszechniony zw chem w litosferze), jego niektóre odmiany: kryształ górski(bezbarwny), ametyst (fioletowy), opale i agaty, to cenne kamienie półszlachetne. Piasek to praktycznie czysty kwarc,
-Proces wietrzenia skał zawierających glinokrzemiany zachodzi pod działaniem wody i obecnego w powietrzu CO2. Można go opisać przykładowym równaniem reakcji chem. Wietrzenia ortoklazu prowadzącego do powstania kaolinitu(gł minerału glinu):
K2O*Al2O3*6SiO2(ortoklaz) + 2H2O + CO2 -> Al2O3*SiO2*2H2O(kaolinit) + K2CO3 + 4SiO2
-w zw chem występuje na II i IV stopniu utlenienia,
-jako mikroelement niezbędny do zycia organizmów żywych,
-Si otrzymuje się w wyniku redukcji piasku węglem, magnezem lub glinem
SiO2 + 2C -> Si + 2CO
SiO2 + 2Mg -> Si + 2MgO
-Si o b.wysokiej czystości (10^-9%zanieczyszczeń) otrzymuje się w wynikiu term rozkładu SiHCl3.
-azbesty są trujące i wykazują silne dział rakotwórcze
-Si jest mało aktywny chem-w temp pokojowej reag tylko z F dając SiF4:
Si + 2F2-> SiF4(g)
-rozdrobniony i stopiony (temp topn 1410st C) reag z tlenem i z pozostałymi fluorowcami, siarką, azotem, węglem oraz stopionymi metalami:
Si + O2 -> SiO2
-Si nie reag z wodą i nie roztwarza się w kwasach, z wyjątkiem mieszaniny stęż kw azotowego (V) i HF. Łatwo natomiast roztwarza się w r-rach wodorotlenków litowców z wydzieleniem wodoru:
Si + KOH + H2O -> K2SiO3 + 2H2
Si + 2OH- + H2O -> SiO3 2- + 2H2
-Si podobnie jak węgiel, tworzy binarne związki z wodorem-krzemowodory (silany). Najprostszym przedstawicielem jest odpowiednik metanu-SiH4. Jednak różnią się one znacznie właściwościami fizycznymi i chemicznymi. Wiąz C-H i Si-H są wiąz atomowymi spolaryzowanymi, jednak cechuje je, różny stopień spolaryzowania, a także kierunek przesunięcia uwspólnionej pary elektronowej:
δ-C-<- Hδ+ δ+Si ->- Hδ-
cz krzemowodoru jest mniej trwała i bardziej reaktywna, niż CH4
metan nie reaguje z wodą, SiH4 ulega hydrolizie:
SiH4 + 3H2O -> H2SiO3 + 4H2
-SiO2 o rzeczywistym wzorze (SiO2)n jest układem polimerycznym , dlatego też jest twardym ciałem stałym (rysuje szkło); nie reaguje z wodą, jednak ma wlaść kwasowe, gdyż roztwarza się w r-rach (nawet rozcieńczonych) wodorotlenków litowców:
SiO2 + 2NaOH(aq) -> Na2SiO3 + H2O
SiO2 + 4NaOH(aq) -> Na4SiO4 + 2H2O
Stapiany z węglanami litowców tworzy krzemiany:
SiO2 + Na2CO3(s) -T-> Na2SiO3(s) + CO2
-SiO2 nie roztwarza się w kwasach, z wyjątkiem HF (aq) i (g). Reakcja przebiega z utworzeniem gazowego SiF4 i nazywana jest trawieniem szkła:
SiO2 + 2H2F2 -> SiF4(g) + 2H2O
-stęż r-ry wodne metakrzemianu sodu lub potasu zaw nadmiar SiO2 są nazywane popularnie szkłem wodnym (odpowiednio sodowym lub potasowym)
- Krzemiany są solami bardzo słabych kwasów (znacznie słabszych od kwasu węglowego; K1=1,2*10^-10, K2=1,6*10^-12) i dlatego krzemiany litowców (jedyne rozp w wodzie) ulegają hydrolizie anionowej z utworzeniem mieszaniny nierozp w wodzie kwasów krzemowych nSiO2*mH20 (początkowo powstają kwasy meta krzemowy i ortokrzemowy odszczepiające następnie cząsteczki wody i tworzące w wyniku kondensacji kwasy polikrzemowe), np.:
SiO3 2- + 2H2O -> H2SiO3 + 2OH-
SiO3 2- + 3H2O -> H4SiO4 + 2OH-
2H2SiO3 -> H2Si2O5 + H2O
2H4SiO4 -> H6Si2O7 + H2O
3H4SiO4 -> H8Si3O10 + 2H2O itp.
Kwasy krzemowe można także otrzymać w reakcji krzemianów z CO2 i mocnymi kwasami (np. HCl(aq), H2SO4):
Na2SiO3 + CO2 + H2O -> H2SiO3(s) + Na2CO3
Na2SiO3(aq) + 2HCl-> H2SiO3(s) + 2NaCl
H2SiO3 + H2O -> H4SiO4
SiO3 2- + 2H+ -> H2SiO3
*szkło kwarcowe (podobnie jak czysty kwarc) w przeciwieństwie do innych rodzajów szkła przepuszcza promieniowanie ultrafioletowe, dlatego jest stosowane do wyrobu lamp kwarcowych.
-Silikony to grupa łańcuchowych polimerów krzemoorganicznych o następującej budowie:
R R R R
| | | |
HO-Si-O-Si-O----O-Si-O-Si-OH
| | | |
R R R R
Stosowane do impregnowania tkanin i wytwarzania powłok ochronnych, jako oleje, smary i surowce do produkcji klejów, farb, lakierów i środków wodoodpornych i polerujących oraz jako wypełniacze implantów kosmetycznych.
Kwas azotowy i jego właść. Chem (otrzym, właść., zastosowanie).
Bezbarwna ciecz o gęstości > od wody, dobrze rozp w wodzie(r-r stęż zaw 69% kwasu),
Silne właść. Żrące i utleniające
Silny elektrolit (K=25)
Na skutek rozkładu na tlen, tlenek azotu (IV) i wodę (pod dział światła lub w wyniku ogrzewania) na powietrzu dymi i zabarwia się na żółto:
4HNO3 => O2 + 4NO2 + 2H2O
zabarwia skórę na żółto wskutek reakcji z białkami (tzw reakcja ksantoproteinowa).
Utlenia prawie wszystkie metale, nie reaguje natomiast m.in. z Au i Pt.
Stęż pasywuje niektóre metale np. Al., Fe, Cr warstewką tlenku (metale te jednak roztwarzają się w kw rozc.)
W zależności od stężenia kwasu i zdolności redukujących metali otrzymuje się różne produkty reakcji. Np. Cu, Ag i Hg redukują stęż HNO3 do NO2
4HNO3 + Cu -> Cu(NO3)2 + 2NO2(g) + 2H2O
Te same metale z rozc.kw z utworzeniem NO
8HNO3 + 3Cu -> 3Cu(NO3)2 + 2NO(g) + 4H2O
Silniejsze reduktory, np. Zn i Mg, redukują HNO3 do kationu amonowego, np.:
10HNO3 + 4Zn -> 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 +3H2O
Metale charakteryzujące się bardzo niskimi standardowymi potencjałami elektrodowymi (Na, K) wypierają z kwasu wodór.
Kwas azotowy (V) reaguje również z niektórymi niemetalami, np. C utlenia do CO2, P do kwasu ortofosforowego (V), a siarkę do kwasu siarkowego (VI). HNO3 rozc. Redukuje się do NO, a stęż do NO2.
W mieszaninie ze stęż H2SO4 w stos obj 1:2, tworzy mieszaninę nitrującą (stosowaną w syntezie org do otrzymywania związków nitrowych, na skutek tworzenia się kationu nitroilu NO2+):
HNO3(stęż) + H2SO4(stęż) -> NO2+ + 2HSO4- + H3O+
Zmieszany ze stęż HCl w stos obj 1:3 tworzy tzw. Wodę królewską, roztwarzającą m.in. złoto i platynę(rzeczywistym utleniaczem metali jest powstający gazowy chlorek nitrozy lu NOCl):
3HCl(stęż) + HNO3(stęż) -> NOCl(g) + Cl2(g) + 2H2O
Reakcja roztwarzania złota w wodzie królewskiej:
Au + 4HCl(stęż) + HNO3(stęż) -> H[AuCl4] + NO(g) + 2H2O
Produktem tej reakcji jest kwas tetrachlorozłotowy (III)
Produkuje się go w dużych ilościach metodą Ostwalda.
Haber-Bosh N2+ 3H2 ->(20MPa, 500stC, kat Fe) 2NH3
Ostwald 2NH3 + O2->(Pt/rod kat, 0,5-1 MPa) NO->(łuk elektryczny)NO2->HNO3
Właściwości pierwiastków IIIB i VIIIB- struktura elektronowa, omówienie grupowe, zdolność kompleksowania.
IIIB
Skand Sc=[Ar]3d1 4s2
Itr Y=[Kr]4d1 5s2
Lantan La=[Xe]5d1 6s2
Aktyn Ac=[Rn]6d1 7s2
Skandowce występuję zawsze na +III st utlenienia jako jony M3+
W wyniku oderwania e- walencyjnych powstają jony trójwartościowe o konfiguracji d0; w związku z tym jony i ich związki są bezbarwne i diamagnetyczne
Właściwości:
-dość reaktywne (rośnie w grupie)
-ulegają spaleniu w tlenie z utworzeniem M2O3 i matowieją na powietrzu,
-pod wpływem powietrza itr tworzy ochronną warstewkę tlenkową, w wyniku czego staje się niereaktywny.
-skandowce reagują powoli z wodą na zimno, szybciej po ogrzaniu, z wydzieleniem wodoru i utworzeniem wodorotlenków oraz zasadowych tlenków
La + H2O -> La(OH)3 -> LaO*OH
-właściwości zasadowe rosną w grupie, a Y(OH)3 i La(OH)3 są zasadami, skand jako pierw amfoteryczny rozpuszcza się w NaOH
Sc + NaOH -> [Sc(OH)6]3- + H2
-tlenki i wodorotlenki skandowców tworzą z kwasami sole, a Y(OH)3 i La(OH)3 reagują z CO2:
Y(OH)3 + CO2 -> Y2(CO3)3
La(OH)3 jest mocną zasadą powodującą uwolnienie NH3 z soli amonowych.
-ze wzgl na amfoteryczny lub słabo zas charakter tlenków (i wodorotlenków) skandowców, ich sole ulegają w wyniku ogrzewania rozkładowi do tlenków, podobnie, choć nie tak łatwo, jak odpowiednie związki berylowców
Y(OH)3 ->(T) Y2O3
Y2(CO3)3 ->(T) Y2O3
Y2(SO4)3 ->(T) Y2O3
Y(NO3)3 ->(T) Y2O3
-Skandowce reagują z fluorowcami tworząc trój halogenki MX3. Fluorki są nierozpuszczalne, pozostałe halogenki są dobrze rozp i rozpływają się na powietrzu, podobnie jak CaCl2. Chlorki bezwodne można otrzymywać z tlenków
Sc2O3 + 6NH4Cl ->(300st C) 2ScCl3 + 6NH3 + 3H2O
Otrzymane w r-rze chlorki krystalizują w postaci uwodnionych soli. Hydraty te ulegają rozkładowi w wyniku ogrzewania; w przypadku halogenków Sc produktem tej reakcji nie jest bezwodny halogenek, lecz tlenek, natomiast z halogenków pozostałych skandowców powstają tlenohalogenki:
ScCl3*H2O -(ogrzewanie)-> Sc2O3 + HCl
YCl3*H2O -(ogrzewanie)-> YOCl + HCl
LaCl3*H2O -(ogrzewanie)-> LaOCl + HCl
-Sole skandowców przypominają na ogół sole wapnia, natomiast fluorki, węglany, fosforany i szczawiany skandowców są nierozpuszczalne.
-w wyniku ogrzewania do temp 300st C wszystkie skandowce reagują z wodorem, tworząc związki o wzorze MH<3; zw te nie są ściśle stechiometryczne, a ich skł zależy od temp i ciśń wodoru. Są to wodorki jonowe, zawierające jon wodorkowy H-; reagują one z wodą wydzielając z niej wodór.
-Mimo ładunku +3 jony skandowców nie wykazują silnej tendencji do tworzenia kompleksów ze względu na swe dość znaczne rozmiary. Najmniejsze są jony skandu, tworzy on więc kompleksy łatwiej niż pozostałe skandowce. Można tu wymienić kompleksowe jony [Sc(OH)6]3- i [ScF6]3- (powstające w wyniku rozpuszczenia ScF3 w HF) o kształcie oktaedrycznym
ScF3 + 3NH4F-> [ScF6]3-
Ponadto powstają kompleksy z silnymi czynnikami kompleksującymi, np. z kwasem szczawiowym, kwasem cytrynowym, acetyloacetonem i EDTA. Duże atomy metali często mają w kompleksach liczbę koordynacyjną większą niż 6; np. w kompleksie La(acetyloaceton)3*(H2O)2 liczba ta wynosi 8, a w kompleksie [La*Edta*(H2O4)]*3H2O-10. w tym ostatnim związku atomy tlenu EDTA tworzą cztery wiązania, a atomy azotu EDTA- dwa wiązania, natomiast pozostałe cztery wiązania z lantanem są utworzone przez atomy tlenu czterech cząsteczek wody.
VIII B
Żelazo Fe [Ar] 3d6 4s2
Ruten Ru [Kr] 4d7 5s1
Osm Os [Xe] 4f14 5d6 6s2
Stopnie utlenienia
Żelazo
Najw st utl: +VI (rzadko spotykany, niewielkie znaczenie)
Główne st utl to +II i +III
Zw Fe(II) są najtrwalsze i istnieją w r-rze wodnym.
Fe(III) ma słabe działanie utleniające
Ruten i Osm tworzą zw na +VIII st utlenienia.
Najtrwalsze są Ru(III) i Os(IV), trwałe są również Ru(IV), Ru(VI) i Os(VI).
Występuje tu więc, podobnie jak w innych grupach, wzrost trwałości wyższych stopni utlenienia ze wzrostem liczby atomowej.
Fe dość reaktywny metal
Ru i Os to metale szlachetne
(generalnie bez sensu, żeby przepisywać podręcznik więc poczytajcie sobie wiadomości ogólne i o kompleksach w Lee od str 350)
Uzgodnij reakcje redox ;)
Zestaw V
Na układzie okresowym zaznaczyć niemetale:
|
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
8 |
9 |
10 |
11 |
12 |
13 |
14 |
15 |
16 |
17 |
18 |
I |
H |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
He |
II |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
C |
N |
O |
F |
Ne |
III |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
P |
S |
Cl |
Ar |
IV |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Se |
Br |
Kr |
V |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
I |
Xe |
VI |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Rn |
VII |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Związki chloru na tle układu okresowego.
Reakcje redoks, a elektrochemia.
Oj no generalnie wszystkie procesy elektrodowe zachodzą w oparciu o reakcje utleniania redukcji, no co tu dużo pisać przecież sami dobrze wiecie
Kwas jest cz lub jonem zdolnym do oddania protonu (protonodawca),
Zasada jest cz lub jonem zdolnym do przyjęcia protonu (protonobiorca).
Wprowadzono pojęcie sprzężonej pary kwas-zasada (czynnik sprzęgający to H+)
HA(kwas) H+ + A-(zasada)
HA(kwas 1) + B(zasada2) A- (zasada 1) + BH+ (kwas2)
-> H+ <-H+
(jest to więc syt analogiczna, jak w sprzężonych reakcjach red-utl, z tą różnicą, że tutaj przekazywane są elektrony od reduktora z wytworzeniem sprzężonych form zredukowanej i utlenionej)
Ox (1) + Red (2) Red (1) + Ox (2)
<- e -> e
Kwas fosforowy i polikwasy fosforu.
Wiązanie pi i sigma.
Wiązanie sigma powstaje na skutek czołowego przenikania orbitali s-s s-p lub p-p. Wskutek tego powstają: orbital sigma wiążący o energii niższej i sigma antywiążący o energii wyższej od E orbitali molekularnych. Jest to wiązanie trwałe, pojedyncze i powstaje w pierwszej kolejności podczas tworzenia wiązania. Zajmuje ,,obrotową” przestrzeń elektronową.
Wiązanie pi jest wiązaniem wielokrotnym, powstaje na skutek bocznego przenikania orbitali p i zajmuje przestrzeń powyżej i poniżej wiązania sigma. Jego obecność powoduje, że związek jest bardziej reaktywny i usztywnia wiązanie (struktura płaska) (etan, a eten i etyn).
Struktura elektronowa i właściwości pierwiastków grupy IIB (cynkowce)
Rozpuszczono do obj. 0,5l 2,45g 100% H2SO4. Oblicz pH