I. WZORY STRUKTURALNE I SUMARYCZNE

1. Wzory strukturalne tlenków

Aby narysować wzór strukturalny tlenku jakiegoś pierwiastka musimy:

a) znaleźć wartościowość tego pierwiastka

b) jeśli wartościowość jest liczbą parzystą, to od symbolu danego

pierwiastka należy narysować tyle kresek, ile wynosi jego wartościowość,

grupując je parami

Rys 1 Chrom Cr – wartościowość VI

Teraz wystarczy na końcu każdej pary kresek umieścić symbol tlenu – O.

Rys.2 Tlenek chromu (VI)

Widać, że tlenek chromu składa się z jednego atomu Cr i trzech atomów

O, co zapisujemy jako CrO3.

c) jeżeli wartościowość pierwiastka jest nieparzysta, to rysujemy dwa

symbole tego pierwiastka jeden pod drugim oraz odpowiednią liczbę kresek

oznaczających wartościowości, dbając aby od każdego symbolu wychodziła

liczba kresek równa jego wartościowości.

Rys. 3 Dwa atomy pięciowartościowego arsenu As(V)

Kreski dla których nie dało się skompletować pary, należy skierować w

jedno miejsce, tak jak na rysunku.

Teraz dorysowujemy tleny. Widać, że tlenek arsenu (V) składa się z dwóch atomów As i pięciu atomów O, co zapisujemy As2O5 Poniżej przedstawiono po jednym wzorze tlenku dla każdej z ośmiu możliwych wartościowości. Aby narysować tlenek innego pierwiastka należy znaleźć jego wartościowość i zastąpić nim symbol pierwiastka na odpowiednim rysunku.

2. Wzory sumaryczne tlenków

Tlenek pierwiastka o parzystej wartościowości ma wzór złożony z

symbolu tego pierwiastka i tlenu – O, po którym znajduje się indeks dolny –

liczba równa połowie wartościowości tego pierwiastka. Np. dla CrVI będzie to

CrO3.

Tlenek pierwiastka o nieparzystej wartościowości ma wzór złożony z

symbolu tego pierwiastka, po nim indeks dolny „2”, następnie symbol tlenu – O

z indeksem dolnym równym tej nieparzystej wartościowości.

3. Inne niż tlenki dwuatomowe związki

Wzór sumaryczny związku dwóch pierwiastków A i B o

wartościowościach odpowiednio x i y zapisujemy wstępnie jako AyBx. To

znaczy wartościowość A stoi za pierwiastkiem B i na odwrót. Jeżeli

wartościowości x i y mają jakiś wspólny podzielnik to należy powyższy wzór

skorygować, dzieląc x i y przez ten podzielnik. Np. dla AVI oraz BIV wzór

wstępny będzie A4B6 a ostateczny A2B3.

Od powyższych reguł bywają wyjątki, jak np. H2O2 , lub związki chemii

organicznej.

Mając dany wzór sumaryczny, wzór strukturalny zaczynamy rysować od

umieszczenia w kolumnie jeden pod drugim symboli pierwszego pierwiastka a

obok w drugiej kolumnie rozmieszczamy symbole drugiego pierwiastka.

Połączenie obu typów symboli wymaga trochę wyobraźni. Należy przy

tym pamiętać, by nie łączyć ze sobą symboli tego samego pierwiastka.

4. Wodorotlenki Wodorotlenki składają się z atomu metalu oraz pewnej liczy grup wodorotlenowych –OH. Grupy te są jednowartościowe, więc ich liczba jest równa wartościowości metalu. I tak n-wartościowy metal A tworzy wodorotlenek o wzorze A(OH)n. Od symbolu metalu rysujemy tyle kresek, ile wynosi jego wartościowość. Na końcu każdej kreski rysujemy symbol tlenu –O. Od każdego z tych tlenów rysujemy jeszcze jedną kreskę (bo jest on dwuwartościowy). Na końcu każdej z tych kresek umieszczamy symbol wodoru – H i mamy wzór gotowy.

5. Kwasy

Ustalanie wzoru sumarycznego kwasu na podstawie jego nazwy. Mając nazwę [np. kwas siarkowy(VI)], znamy wartościowość niemetalu (tu siarki). Od symbolu niemetalu rysujemy na brudno tyle grup OH, ile wynosi jego wartościowość.

Rys. 13 Pierwszy etap rysowania kwasu siarkowego (VI)

Następnie „zabieramy” tyle cząsteczek wody, ile się da, aż do momentu gdy liczba wodorów wyniesie 1 lub 2. (Jeżeli w nazwie kwasu znajduje się przedrostek orto, to wówczas zabieramy o jedną wodę mniej niż by można.) Teraz każdy z osamotnionych tlenów łączymy podwójną kreską z niemetalem i wzór strukturalny kwasu jest gotów.

Wzór sumaryczny ustalamy na podstawie rysunku tak: symbol H, potem

indeks dolny równy liczbie wodorów, dalej symbol niemetalu, potem tlenu i na

końcu liczba tlenów w indeksie dolnym.

Rysowanie wzorów strukturalnych kwasów, mając dany wzór

sumaryczny zaczynamy od umieszczenia jeden pod drugim wszystkich

wodorów [np. trzech w przypadku kwasu ortofosforowego(V)].

Następnie od każdego z wodorów rysujemy poziomą kreskę, a na jej

końcu symbol tlenu.

Od każdego z powyższych tlenów rysujemy kreskę, tak aby wszystkie one

zbiegały się w jednym miejscu. W tym miejscu rysujemy symbol niemetalu [np.

P w przypadku kwasu ortofosforowego(V)].

Teraz liczymy narysowane tleny. Jeżeli jest ich za mało w stosunku do

wzoru sumarycznego, to brakujące tleny rysujemy na wolnym miejscu obok

symbolu niemetalu i łączymy je z tym symbolem podwójnymi kreskami.

W przypadku kwasu ortofosforowego(V) powinniśmy otrzymać taki

rysunek:

Rys. 15 Kwas fosforowy (V)

6. Sole

Jeżeli masz jakiś konkretny problem, ustal najpierw wartościowość

metalu oraz liczbę wodorów kwasu tworzącego daną sól, a następnie poszukaj

tego przypadku poniżej (zdania tłustym drukiem).

Z punktu widzenia budowy cząsteczkowej, sole możemy rozpatrywać

jako pochodne kwasów, w których wodory zostały zastąpione metalami.

Wynika stąd, że sole metali jednowartościowych narysujemy po prostu

zastępując metalami wodory w kwasie.

Rys. 16 Sól jednowartościowego sodu i kwasu siarkowego(VI)

Podobnie we wzorach sumarycznych musimy wodory zastąpić symbolami

jednowartościowego metalu.

Gorzej w przypadku metali dwuwartościowych, bo każdy z nich może

zastąpić dwa wodory.

Sole metali dwuwartościowych i kwasów mających jeden wodór we

wzorze sumarycznym zaczynamy rysować od umieszczenia dwóch wzorów

samych kwasów jeden pod drugim, a następnie pozbawiamy je wodorów. (Taki

kwas pozbawiony wodorów nazywamy resztą kwasową). Potem obie kreski

biegnące uprzednio do wodorów kierujemy w jedno miejsce na którym

rysujemy symbol metalu i wzór jest gotów.

Rys. 17 Azotan (V) wapnia (II)

Wzór sumaryczny takich soli będzie się składał z symbolu metalu,

potem nawias (, potem wzór kwasu pozbawiony wodorów, a na końcu nawias i

indeks )2.Np. Ca(NO3)2

Sole metali trój (lub więcej) wartościowych i kwasów mających jeden

wodór rysujemy w podobny sposób, z tym że zaczynamy od umieszczenia

trzech (a nie dwóch) cząsteczek kwasu jeden pod drugim, a we wzorze

sumarycznym będzie wszystko tak samo jak wyżej z tym, że ostatni indeks

dolny będzie 3 a nie 2 np. Al(NO3)3.

Rys.18 Azotan (V) glinu(III)

Jeżeli wartościowość metalu jest równa liczbie wodorów w kwasie,

rysujemy symbol metalu a obok wzór kwasu pozbawionego wodorów. Kreski

biegnące uprzednio w kierunku wodorów kierujemy teraz w stronę metalu, co

kończy rysunek.

Wzór sumaryczny składa się po prostu z symbolu metalu i reszty

kwasowej (czyli kwasu pozbawionego wodorów), np. CaSO4

Przypadek, gdy wartościowość metalu nie jest równa liczbie wodorów

kwasu i obie są większe od 1, jest trudniejszy.

Rozpatrzmy go na przykładzie siarczanu(VI) glinu(III). Mamy więc sól

Al oraz kwasu mającego 2 wodory: H2SO4.

Jeżeli narysujemy glin, a od niego trzy kreski, oznaczające jego

wartościowości (zachęcam do rysowania w trakcie czytania), to dwie z tych

kresek mogą zastąpić dwa wodory w H2SO4. (Jak narysować H2SO4 zobacz w

rozdziale pod tytułem „5. Kwasy”).

Trzecia wartościowość glinu pozostanie wolna. Niech więc zastąpi jeden

wodór w drugiej grupie SO4. Ta grupa ma jednak dwie wartościowości, druga

więc z nich pozostanie niewysycona. Musimy więc wprowadzić drugi symbol

metalu i w jego stronę skierować drugą wartościowość od drugiej grupy SO4. Po

tej operacji będziemy mieli dwie grupy SO4, oraz dwa gliny z których drugi ma

dwie niewysycone wartościowości. Na końcu kresek oznaczających te

wartościowości musimy wiec narysować trzecią grupę SO4, co kończy rysunek.

Policzmy! Mamy 2 Al oraz 3 SO4. Zapiszemy to jako Al2(SO4)3.

W podobny sposób narysujemy inne przypadki, nie omówione powyżej.

II. REAKCJE TLENKÓW, ZASAD, KWASÓW

I SOLI

1. Ogólne zalecenia

Pisanie reakcji chemicznych składa się z dwóch etapów:

1. Najpierw należy napisać poprawnie wzory sumaryczne

związków po lewej (reagenty) i po prawej (produkty) stronie równania.

2. Mając gotowe wzory reagentów i produktów przystępujemy

do ustalenia współczynników przed wzorami. Na tym etapie nie wolno

już nic zmieniać we wnętrzach wzorów.

A oto kilka dodatkowych uwag dla początkujących:

1. Dolny indeks po symbolu pierwiastka oznacza liczbę danych

atomów połączonych w jednej cząsteczce danego związku. Liczba przed

symbolem pierwiastka lub związku mówi, ile oddzielnych cząsteczek

bierze udział w danej reakcji lub w niej powstaje. I tak: H2 oznacza dwa

połączone ze sobą w cząsteczkę atomy H, natomiast 2H oznacza dwa

oddzielne atomy.

2. Jeżeli w związku występuje kilka takich samych grup

pierwiastków, to symbole tej grupy bierzemy w nawias i ich liczbę

podajemy po nawiasie w postaci dolnego indeksu. Np. Ca(OH)2 oznacza,

że w cząsteczce znajduje się oprócz atomu Ca dwie grupy OH.

3. Małe litery we wzorach chemicznych odnoszą się zawsze do

wielkiej litery je poprzedzającej i ważne jest by pozostały małe. Np. jeżeli

zamiast Co (atom kobaltu) napiszemy CO to ten drugi przypadek

oznaczać będzie cząsteczkę złożoną z atomów C i O.

4. Cyfry w związkach chemicznych występują praktycznie

tylko w postaci indeksów. I tak: Cu2SO4 oznacza cząsteczkę złożoną z

grupy SO4 i dwóch atomów Cu, 2CuSO4 to dwie cząsteczki CuSO4,

natomiast Cu2SO4 oznacza niewiadomo co.

12

2. Reakcje pierwiastków z tlenem

Tlen występuje w przyrodzie w postaci dwuatomowych cząsteczek,

dlatego w reakcjach występuje on jako O2.

W reakcji pierwiastków z tlenem powstają tlenki, co zapiszemy w postaci

przypominającej równanie:

Pierwiastek + tlen › tlenek (1)

Teraz zamiast wyrazów wstawmy symbole chemiczne. (Ustalanie

poprawnych wzorów zobacz w części: „Wzory strukturalne i sumaryczne”).

Powiedzmy, że chcemy otrzymać tlenek potasu. zamiast pierwiastek

wstawiamy K, zamiast tlenu O2, a zamiast tlenku potasu K2O:

{ K + O2 › K2O }

(2)

(w nawiasach {} pisać będę reakcje nie gotowe, a więc niepoprawne)

Równanie nie jest gotowe, bo po lewej stronie jest 1 atom K, a po prawej

2. Natomiast tlenu po lewej mamy 2 atomy a po prawej 1.

Na tym etapie nie możemy już zmieniać samych wzorów, bo są przecież

dobre. Jedyne co możemy zmieniać to dopisywać współczynniki przed

wzorami.

Jeżeli po lewej stronie zamiast K napiszemy 2K, to liczba atomów K po

lewej i prawej stronie będzie wynosiła 2, a więc OK.

{ 2K + O2 › K2O }

Tleny nie zgadzają się jednak nadal. Musimy dopisać 2 przed K2O:

{ 2K + O2 › 2K2O }

Tleny się zgadzają (po 2 po każdej stronie równania), ale znowu przestał się zgadzać K. Zmieńmy wiec 2 przed K, na 4: 4K + O2 › 2K2O Teraz zgadza się już wszystko i możemy opuścić nawias, bo równanie jest dobre.

Skąd wiadomo, że należy zacząć od uzgadniania liczby atomów K, tak jak

to zrobiliśmy przed równaniem (3)?

Odpowiedź brzmi, że robimy to na wyczucie, ale nawet jak zaczniemy źle

to i tak osiągniemy sukces, tyle że może na nieco dłuższej drodze. Tu powyżej

właśnie zaczęliśmy źle, bo gdybyśmy zaczęli od uzgadniania tlenów, to

doszlibyśmy do postaci końcowej (takiej samej w obu przypadkach) o jeden

etap szybciej.

Spróbujmy inny przypadek. Niech to będzie otrzymywanie MoO3.

Po zastąpieniu symboli w równaniu (1) otrzymamy:

{ Mo + O2 › MoO3 }

Aby uzgodnić liczbę atomów tlenu najlepiej byłoby napisać 3/2 przed O2.

Ponieważ jednak ułamków unikamy (choć nie jest to całkiem zabronione),

musimy napisać 2 przed MoO3 oraz 3 przed O2:

{ Mo + 3O2 › 2MoO3 }

Teraz wystarczy dopisać 2 przed Mo:

2Mo + 3O2 › 2MoO3

W praktyce, jeżeli zastosujemy podobny jak wyżej sposób postępowania

w stosunku do innych pierwiastków, zawsze otrzymamy poprawne równanie.

3. Reakcje tlenków metali z wodą (Wodorotlenki)

Wodorotlenki są jedynym produktem reakcji tlenku metalu z wodą:

tlenek metalu + woda › wodorotlenek Otrzymajmy wodorotlenek jednowartościowego sodu. Jak zwykle najpierw wpiszmy poprawne symbole związków (por. „Wzory strukturalne i sumaryczne”). { Na2O + H2O › NaOH }

Uzgodnijmy najpierw Na:

Na2O + H2O › 2NaOH

teraz powinniśmy uzgodnić H, ale ich liczba po obu stronach wynosi 2,

podobnie jak i O. Wobec tego równanie jest już poprawne.

Jeszcze łatwiej otrzymamy wodorotlenki metali dwuwartościowych.

Wpisanie symboli CaO, H2O i Ca(OH)2:

CaO + H2O › Ca(OH)2

daje od razu sukces.

Wodorotlenki metali trójwartościowych otrzymajmy na przykładzie

skandu Sc:

{ Sc2O3 + H2O › Sc(OH)3 }

A po uzgodnieniu Sc:

{ Sc2O3 + H2O › 2Sc(OH)3 }

Teraz uzgodnijmy H:

Sc2O3 + 3H2O › 2Sc(OH)3

Tlenu już uzgadniać nie trzeba, ale warto sprawdzić, że liczba jego

atomów się zgadza. W praktyce ZAWSZE, jeśli poprawnie napiszemy wzory i

uzgodnimy liczby wszystkich atomów prócz jednego, to on i tak zostanie

uzgodniony. Jeżeli nie, jeżeli liczba atomów ostatniego z pierwiastków

uzgadnianych jest różna po obu stronach równania, to znaczy, że gdzieś

popełniliśmy błąd przy uzgadnianiu lub któryś ze wzorów ma jakąś usterkę.

4. Reakcje tlenków niemetali z wodą (Kwasy tlenowe)

Tlenki niemetali reagują z wodą tworząc kwasy. Takie tlenki noszą nazwę

bezwodników kwasowych. Wartościowość niemetalu w bezwodniku i kwasie

który on tworzy są identyczne. Jeżeli jakiś niemetal tworzy kilka kwasów

tlenowych o różnej wartościowości niemetalu, to każdy z nich będzie miał inny

bezwodnik. Na przykład:

kwas chlorowy(I) – bezwodnik Cl2O

kwas chlorowy(V) – bezwodnik Cl2O5

kwas chlorowy (VII) – bezwodnik Cl2O7

Kwasy są jedynymi produktami ich bezwodników z wodą.

Napiszmy reakcję powstawania kwasu siarkowego(VI). Bezwodnikiem

będzie tu tlenek sześciowartościowej siarki SO3.

SO3 + H2O › H2SO4

Po obu stronach równania mamy po jednej siarce, po dwa wodory i po

cztery tleny. Wobec tego reakcja jest już zapisana poprawnie.

Spróbujmy teraz otrzymać kwas z nieparzystą liczbą wodorów, bo wtedy

możemy oczekiwać komplikacji. Powiedzmy niech to będzie kwas azotowy(V)

– HNO3. Tlenek pięciowartościowego azotu ma wzór N2O5.

{ N2O5 + H2O› HNO3}

Zacznijmy uzgadnianie od azotu. Z przyczyn praktycznych najlepiej jest

zostawiać uzgadnianie wodorów i tlenów na koniec. Aby mieć dwa azoty po

prawej (bo tyle jest ich po lewej), musimy pomnożyć HNO3 przez 2.

N2O5 + H2O› 2HNO3 ponieważ już wszystko się zgadza, poszukajmy trudniejszego przykładu. Niech to będzie H3PO4 Jeżeli znamy nazwę {kwas ortofosforowy(V)], to ustalenie wartościowości fosforu będzie oczywiste. Jeżeli nie znamy nazwy, to wartościowość niemetalu w kwasie obliczamy zawsze mnożąc liczbę tlenów przez 2 i odejmując od tego liczbę wodorów. Tu 4 * 2 – 3 = 5. Wzór bezwodnika pięciowartościowego fosforu to P2O5.

{ P2O5 + H2O › H3PO4}

Po uzgodnieniu fosforu:

{ P2O5 + H2O › 2H3PO4} i wodoru

P2O5 + 3H2O › 2H3PO4

otrzymujemy poprawne równanie.

5. Wzory kwasów

Wzór kwasu zależy od wartościowości niemetalu. Jeżeli oznaczymy

niemetal jako X, to dla niemetalu o wartościowości:

(I) wzór kwasu to HXO

(II) H2XO2

(III) HXO2

(IV) H2XO3

(V) HXO3

(VI) H2XO4

(VII) HXO4

Wyjątkiem jest kwas ortofosforowy(V) - H3PO4.

Czasem spotyka się kwasy o dwu atomach niemetalu w cząsteczce.

Wymienię tu dwa najczęściej spotykane:

kwas dwufosforowy (V) H4P2O7

kwas dwuchromowy(VI) H2Cr2O7

Pierwiastki szóstej i siódmej grupy układu okresowego tworzą z wodorem

związki, które po rozpuszczeniu w wodzie dają kwasy. Są to kwasy beztlenowe.

A oto kilka najczęściej spotykanych:

kwas chlorowodorowy HCl

kwas siarkowodorowy H2S

kwas fluorowodorowy HF

kwas bromowodorowy HBr

kwas jodowodorowy HI

kwas selenowodorowy H2Se

6. Reakcje tworzenia soli

Istnieje dziewięć sposobów otrzymywania soli. Prześledźmy je kolejno

otrzymując chlorek wapnia CaCl2, siarczan (VI) potasu K2SO4, oraz

dwufosforan(V) glinu H4P2O7.

6.1 Metal + kwas › sól + wodór

Aby otrzymać CaCl2 metalem musi być Ca, a kwasem HCl

Ca + 2HCl › CaCl2 + H2

Podobnie

2K + H2SO4 › K2SO4 + H2

ustalenie współczynników przed wzorami było proste. Gorzej będzie w

przypadku Al4(P2O7)3 . Napiszmy na razie bez współczynników:

{ Al. + H4P2O7 › Al4(P2O7)3 + H2

Po stronie lewej musimy mieć 4Al oraz 3P2O7 czyli

{ 4Al + 3H4P2O7 › Al4(P2O7)3 + H2

teraz wystarczy uzgodnić liczbę wodorów:

4Al + 3H4P2O7 › Al4(P2O7)3 + 6H2

6.2 Tlenek metalu + kwas › sól + woda

CaO + 2HCl › CaCl2 + H2O

K2O + H2SO4 › K2SO4 + H2O

2Al2O3 + 3H4P2O7 › Al4(P2O7)3 + 6H2O

Sześć cząsteczek wody wzięło się stąd, że w kwasie było 12 wodorów, a

w tlenku glinu 6 tlenów (oprócz 21 tlenów w resztach kwasowych P2O7 , które

jednak występują w identycznej liczbie po obu stronach równania).

6.3 Wodorotlenek metalu + kwas › sól + woda

Ca(OH)2 + 2HCl › CaCl2 + 2H2O

2KOH + H2SO4 › K2SO4 + 2H2O

4Al(OH)3 + 3H4P2O7 › Al4(P2O7)3 + 12H2O

6.4 Tlenek metalu + bezwodnik kwasowy › sól

Ten typ reakcji odnosi się jedynie do kwasów tlenowych, bo beztlenowe

nie mają bezwodników (czyli CaCl2 tą metodą nie da się otrzymać),

Jedynym produktem reakcji jest sól.

Bezwodnikiem kwasu siarkowego(VI) jest tlenek sześciowartościowej

siarki czyli SO3, a kwasu dwufosforowego(V) P2O5 (taki sam jak dla kwasu

ortofosforowego H2PO4)

K2O + SO3 › K2SO4

2Al2O3 + 3P2O5 › Al4(P2O7)3

6.5 Tlenek metalu + bezwodnik kwasowy › sól

Ten typ też odnosi się jedynie do kwasów tlenowych. Dodatkowo jednym

z produktów jest woda.

2KOH + SO3 › K2SO4 + H2O

4Al(OH)3 + 3P2O5 › Al4(P2O7)3 + 6H2O

6.6 Metal + niemetal › sól

Odwrotnie niż w poprzednich dwóch typach reakcji, ten odnosi się

jedynie do kwasów beztlenowych, a więc tą metodą możemy otrzymać tylko

CaCl2.

2K + Cl2 › 2KCl

Pamiętać należy, że niektóre niemetale, tworzące kwasy beztlenowe

występują w przyrodzie w postaci dwuatomowych cząsteczek: F2, Cl2, Br2, I2.

6.7 Sól + kwas › inna sól + inny kwas

Reakcja polega tu na wymianie reszty kwasowej pierwszej soli na resztę

kwasową pierwszego kwasu.

Aby otrzymać CaCl2, musimy do reakcji wziąć dowolną sól wapnia (inną

niż chlorek) oraz kwas chlorowodorowy. Niech tą solą będzie węglan wapnia

CaCO3

CaCO3 + 2HCl › CaCl2 + H2CO3

H2CO3 rozpada się na CO2 i wodę, więc w powyższym równaniu możemy

dokonać korekty:

CaCO3 + 2HCl › CaCl2 + H2O + CO2

Podobnie K2SO4 otrzymamy z jakiejś soli potasu i H2SO4 np. z KCl

2KCl + H2SO4 › K2SO4 + 2HCl

(ta reakcja w przyrodzie nie zachodzi – por. część „Dysocjacja

elektrolityczna”, choć jak widać równanie jej możemy napisać bez trudu)

Sól glinu np. AlCl3 da z kwasem H4P2O7:

4AlCl3 + 3H4P2O7 › Al4(P2O7)3 + 12HCl

6.8 Sól + wodorotlenek › inna sól + inny wodorotlenek

W wyniku tej reakcji sól oddaje swoją resztę kwasową metalowi

wodorotlenku, otrzymując w zamian grupy wodorotlenowe. Np. CaCl2 powstaje

w czasie reakcji Ca(OH)2 – źródło Ca oraz dowolnego chlorku – jako źródło Cl

Ca(OH)2 + CuCl2 › CaCl2 + Cu(OH)2

K2SO4 otrzymamy z KOH oraz np. Na2SO4

Na2SO4 + 2KOH › K2SO4 + 2NaOH

(podobnie jak równanie 40 ta reakcja nie zachodzi, choć jej równanie jest

OK)

4Al(OH)3 + 3Na4P2O7 › Al4(P2O7)3 + 12NaOH

6.9 Sól + sól › inna sól + inna sól

Obie sole wymieniają swoje reszty kwasowe. Aby otrzymać CaCl2 jedna

sól musi mieć Ca a druga Cl: Ca(NO3)2 + 2NaCl › CaCl2 + 2NaNO3

analogicznie:

K2CO3 + Ag2SO4 › K2SO4 + Ag2CO3 oraz 2Al2(SO4)3 + 3Na4P2O7 › Al4(P2O7)3 + 6Na2SO4

III. DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA

REKACJE JONOWE

1. Uwagi ogólne

Wodorotlenki, kwasy i sole, które rozpuszczają się w wodzie, ulegają

reakcji dysocjacji. Omówmy ją na przykładzie soli NaCl. Wiązanie chemiczne

tej cząsteczki polega na tym, że atom sodu oddaje swój elektron atomowi

chloru. W wyniku tego sód uzyskuje ładunek dodatni (brak mu jednego ujemnie

naładowanego elektronu), co zapisujemy jako Na+, a chlor staje się naładowany

ujemnie Cl-. Ponieważładunki różnoimienne przyciągają się, cząsteczka NaCl

stanowi całość.

Cząsteczki wody w uproszczeniu zbudowane są tak, że jeden ich koniec

jest naładowany ujemnie a drugi dodatnio. Jeżeli NaCl rozpuścimy w wodzie, to

atomy sodu, zwane kationami, zostaną otoczone cząsteczkami wody,

zwróconymi w ich stronę końcami naładowanymi ujemnie. Podobnie, ujemnie

naładowane chlory, zwane anionami, otoczone zostaną cząsteczkami wody,

zwróconymi w ich stronęładunkiem dodatnim.

W efekcie sody otoczone zostaną mrowiem ładunków dodatnich, wśród

których będzie co prawda i chlor, ale kationy Na+ „stracą orientację” i

cząsteczka NaCl ulegnie rozpadowi zwanemu dysocjacją.

Wynika z tego, że zarówno sód jak i chlor dysocjują zachowując swoje

ładunki, co zapisujemy w postaci równania:

NaCl › Na+ + Cl

2. Wodorotlenki

Wodorotlenki ulegają dysocjacji na ujemnie naładowane grupy OH-, oraz dodatnio naładowane kationy metali. Ponieważ grupy OH-nie będą po dysocjacji ze sobą powiązane (wręcz się odpychają), więc w równaniu po prawej stronie ich liczbę umieszczamy przed symbolem OH-. Każda grupa OHzabierze po jednym elektronie atomowi metalu, wiec jego jon będzie miał ładunek dodatni równy liczbie traconych grup OH-, co zapisujemy stawiając odpowiednią liczbę przy plusie. A oto przykłady dysocjacji wodorotlenków metali jedno, dwu i trójwartościowych:

NaOH › Na+ + OH

Ca(OH)2 › Ca2+ + 2OH

Al(OH)3 › Al3+ + 3OH

Zauważmy, że aniony OH- mieć będą zawsze pojedynczy, ujemny ładunek, natomiast kationy metali obarczone będąładunkiem dodatnim o wartości równej wartościowości danego metalu w wodorotlenku. Warto zapamiętać, że suma ładunków elektrycznych po obu stronach równania musi być identyczna. Przykładowo w równaniu (4) po lewej stronie ładunek wynosi zero. Po prawej mamy ładunek +3 od glinu oraz 3 pojedyncze, ujemne ładunki od grup OH-: +3 + 3 (-1) = 0.

3. Kwasy

Kwasy dysocjują, odszczepiając dodatnie kationy H+ oraz ujemnie naładowane aniony reszt kwasowych. Ładunek reszt kwasowych jest równy liczbie odszczepionych wodorów.

HNO3 › H+ + NO3

H2SO4 › 2H+ + SO42

H3PO4 › 3H+ + PO43

Możliwe jest też, że nie wszystkie wodory ulegną odszczepieniu:

H3PO4 › 2H+ + HPO42

H3PO4 › H+ + H2PO4

Podobne zjawisko występuje też w przypadku wodorotlenków o więcej niż jednej grupie OH.

4. Sole

Rozpuszczalne w wodzie sole dysocjują na kationy metalu obarczone dodatnim ładunkiem o wartości równej wartościowości metalu oraz na aniony reszt kwasowych o ujemnym ładunku równym liczbie wodorów w kwasie od którego pochodzi dana reszta kwasowa.

Liczba atomów metalu oraz liczba reszt kwasowych musi być identyczna po obu stronach równania, co tak samo jak w przypadku równań cząsteczkowych musimy uwzględnić dopisując odpowiednie współczynniki przed jonami. W przypadku równań jonowych dodatkowym czynnikiem do uwzględnienia jest sumaryczny ładunek, który musi być identyczny po obu stronach reakcji. A oto trzy przykłady:

NaNO3 › Na+ + NO3

CuSO4 › Cu2+ + SO42

Al2(SO4)3 › 2Al3+ + 3SO42

5. Reakcje jonowe

W części „Reakcje tlenków, wodorotlenków, kwasów i soli” przy

równaniu (40) znajduje się uwaga, że w praktyce ta reakcja nie zachodzi.

Przypomnijmy ją sobie:

2KCl + H2SO4 › K2SO4 + 2HCl

Reakcja przebiega w roztworze wodnym, wszystkie reagenty i substraty są rozpuszczalne, więc możemy je zapisać tak, jak będą wyglądać po dysocjacji:

2K+ + 2Cl-+ 2H+ + SO42-› 2K+ + SO42-+ 2H+ + 2Cl

Po obu stronach reakcji jest to samo (tyle, że w innej kolejności). Wynika stąd, że nic się nie dzieje, czyli reakcja nie przebiega. Aby reakcja tworzenia soli przebiegała, powinien być spełniony jeden z

warunków:

1. W wyniku reakcji wydziela się gaz (np. wodór w przypadku reakcji metal + kwas lub CaCO3 + 2HCl › CaCl2 + H2O + CO2

2. W wyniku reakcji tworzy się woda (która praktyczne nie dysocjuje) 3. Jeden z produktów reakcji jest nierozpuszczalny w wodzie, np.

K2SO4 + BaCl2 › BaSO4ˇ + 2KCl

Reagenty są rozpuszczalne, podobnie jak KCl, BaSO4 natomiast się nie rozpuszcza, co w reakcji zaznaczamy dając strzałkę w dół. Zapiszmy w postaci zdysocjowanej to, co się da:

2K+ + SO42-+ Ba2+ + 2Cl-› BaSO4ˇ

+ 2K+ + 2Cl

Podobnie jak w równaniu arytmetycznym, możemy opuścić te wyrazy, które występują bez zmian po obu stronach: SO42-+ Ba2+ › BaSO4ˇ Aby dowiedzieć się, czy dany związek (sól lub wodorotlenek) rozpuszcza się w wodzie, należy skorzystać z tablicy rozpuszczalności soli, którą można znaleźć na końcu większości podręczników do chemii nieorganicznej.

6. Amoniak, jon amonowy

Amoniak jest gazem i ma wzór NH3. Z pozoru podobny jest do kwasu beztlenowego. Jednakże w wodzie rozpuszcza się nie odszczepiając kationów H+ i to wystarcza, by nie zaliczać go do kwasów. Co więcej w jego roztworach wodnych można wykryć jony OH-, a więc NH3 zachowuje się jak wodorotlenek. Te jony OH-biorą się stąd, że amoniak rozkłada wodę, odrywając od niej jon H+: NH3 + H2O › NH4+ + OH. Grupa NH4+ wchodzi w skład soli zachowując się jak jednowartościowy metal, np. NH4Cl, (NH4)2SO4. (Chlorek i siarczan(VI) amonu) Otrzymać je można na przykład w reakcji amoniaku z kwasem: NH3 + H2SO4 › (NH4)2SO4 .Wygląda to podobnie jak reakcja metal + kwas, tyle, ze nie wydziela się wodór. Poza reakcją „tlenek metalu + kwas”, sole amonowe można otrzymać metodami omówionymi w części: „Reakcje tlenków, wodorotlenków, kwasów i soli”. Np. (NH4)2CO3 + H2SO4 › (NH4)2SO4 + CO2 ^ + H2O

IV. REKACJE UTLENIENIA I REDUKCJI

Reakcje utleniania-redukcji (redoks) przebiegają ze zmianą wartościowości zazwyczaj dwóch reagentów. Na tym etapie musimy rozszerzyć pojęcie wartościowości.

W kwasie azotowym (III) atom azotu jest trójwartościowy, gdyż podczas tworzenia HNO2 oddał on 3 elektrony tlenom. W cząsteczce amoniaku N też jest trójwartościowe, bo każdy z trzech wodorów oddał azotowi po jednym elektronie. W HNO2 azot ma ładunek +3, a w amoniaku –3. Pomimo, że w obu przypadkach N jest trójwartościowy, to aby przeprowadzić go od HNO2 do NH3 należy mu dodać 6 elektronów. Proces taki to oczywiście reakcja redoks. Mówimy, że wartościowość N w HNO2 wynosi +3, a w NH3 –3. Takie rozszerzone pojęcie wartościowości nazywamy elektrowartościowością.

Kilka podstawowych reguł:

1. Jeżeli mamy dany wzór związku, a trudno nam określić,

który z pierwiastków ma elektrowartościowość dodatnią a który ujemną,

to zawsze pierwszy z pierwiastków we wzorze ma + a ostatni -.

2. Tlen w związkach jest praktyczne zawsze „2–” (tylko w OF2

jest 2+, a w wodzie utlenionej H2O2 jest on -1).

3. Wodór w związkach nieorganicznych jest prawie zawsze +1

(tylko w wodorkach jest –1. Wszystkie pierwiastki w stanie wolnym są zerowartościowe, nawet jeśli występują w postaci cząsteczek np. H2, O2 czy N2. Podobnie wiązań pomiędzy atomami tego samego pierwiastka w innych związkach nie wlicza się do wartościowości. I tak: C w C2H2 jest jednowartościowy (wzór strukturalny H-C.C-H), w C2H4 dwuwartościowy (H2C=CH2), a w C2H6 trójwartościowy (H3C-CH3). Tlen w H2O2 jest jednowartościowy (wzór strukturalny H-O-O-H). W równaniach chemicznych redoks oprócz uzgodnienia liczb atomów poszczególnych pierwiastków po obu stronach reakcji, musimy także uzgodnić liczbę elektronów pobranych i oddanych. Jeżeli jakiś pierwiastek traci pewną liczbę elektronów, inny musi wzbogacić się dokładnie o taką samą ich liczbę.

Rozpatrzmy konkretny przykład. Miedź nie wypiera wodoru z kwasów (podobnie jak złoto czy srebro). Jednakże umieszczenie blaszki miedzianej w roztworze kwasu azotowego(V) powoduje powstanie niebieskiego zabarwienia od azotanu(V) miedzi(II). Wydziela się przy tym mieszanina gazowych tlenków azotu NO i NO2. Są to dwa różne, biegnące równolegle procesy. Zajmijmy się najpierw tym w którym wydziela się NO2. Miedź przechodzi z zerowartościowej w Cu2+, a N od N5+ w HNO3 do N4+ w NO2:

Cu – 2e › Cu2+N5+ + e › N4+

Aby liczba elektronów oddanych przez miedź była równa liczbie pobranych przez azot musimy drugie z równań pomnożyć przez 2. Teraz dodajmy te równania stronami, pamiętając w jakich związkach występuje Cu i N:

{ Cu + 2HNO3 › Cu(NO3)2 + 2NO2 }

Liczby elektronów są zgodne, ale po lewej stronie mamy 2 azoty, a po prawej cztery (2 w Cu(NO3)2 i 2 w NO2). dokonajmy niezbędnej korekty:

{ Cu + 4HNO3 › Cu(NO3)2 + 2NO2 }

To nie koniec, bo po lewej stronie mamy nadmiarowe 4 wodory i 2 tleny. Dopisanie 2H2O po prawej stronie rozwiąże ten problem:

Cu + 4HNO3 › Cu(NO3)2 + 2NO2 ^ + 2H2O

Ten wybieg z dopisywaniem wody, czasem po lewej, a czasem po prawej stronie równania jest często stosowany w reakcjach redoks.

W reakcji Cu z HNO3 wydziela się również NO. Wynika to z drugiego

procesu przebiegającego równocześnie: Cu – 2e › Cu2+ / * 3

N5+ + 3e › N2+ / *2

{ 3Cu + 2HNO3 › 3Cu(NO3)2 + 2NO }

a po uzgodnieniu azotów:

{ 3Cu + 8HNO3 › 3Cu(NO3)2 + 2NO }

i dopisaniu wody:

{ 3Cu + 8HNO3 › 3Cu(NO3)2 + 2NO^ + 4H2O }

Nie jest to proste, ale jak widać trzymanie się ustalonego toku postępowania, identycznego w obu przypadkach gwarantuje sukces. W reakcjach redoks dostarczycielem elektronów (reduktorem) może być substancja, której jeden z pierwiastków może tworzyć związki o wyższej elektrowartościowości. Elektrony mogą być pobierane przez substancję (utleniacz), zawierającą jakiś atom, tworzący również związki, w których ma on niższą elektrowartościowość. Na przykład FeCl3 jest utleniaczem, bo można go zredukować do FeCl2. Podobnie FeCl2 jest reduktorem, bo można je utlenić do FeCl3.

Przebieg reakcji redoks zależy od środowiska reakcji (kwaśne, obojętne czy zasadowe). KMnO4 (Mn7+) redukuje się w środowisku kwaśnym do Mn2+, ponieważ dwuwartościowy mangan tworzy z kwasami sole, w których występuje w postaci kationu. Ta sama reakcja w środowisku zasadowym da K2MnO4 (Mn6+), gdzie Mn istnieje w postaci anionu. Rozumowanie analogiczne do powyższego pomaga przewidzieć, do jakiej

wartościowości zredukuje się dany utleniacz. Nie jest to reguła bez wyjatków, bo kierunek reakcji redoks zależy tez od zdolności utleniających oraz redukujących reagentów, a także od środowiska a nawet stężeń. Napiszmy reakcję utleniania FeCl2 w środowisku zasadowym (od KOH):

Fe2+ (FeCl2) - e › Fe3+ (?)

Mn7+ (KMnO4) + e › Mn6+ (K2MnO4)

{ FeCl2 + KMnO4 › Fe3+ + K2MnO4 }

Anion dla kationu Fe3+ ustalimy, gdy weźmiemy pod uwagę, że reakcja przebiega w środowisku zasadowym od KOH

{ FeCl2 + KMnO4 + 3KOH › Fe(OH)3 + K2MnO4 }

Po lewej stronie mamy nadmiarowe 2K oraz 2Cl. Łatwo odgadniemy, ze tworzą one 2KCl, które musimy dopisać po prawej stronie:

FeCl2 + KMnO4 + 3KOH › Fe(OH)3 + K2MnO4 + 2KCl

Natomiast w środowisku kwaśnym od HCl:

Fe2+ (FeCl2) - e › Fe3+ (FeCl3)

Mn7+ (KMnO4) + 5e › Mn2+ (MnCl2 )

{ 5FeCl2 + KMnO4 › 5FeCl3+ MnCl2 }

Po dość oczywistym znalezieniu anionu dla K:

{ 5FeCl2 + KMnO4 › 5FeCl3+ MnCl2 + KCl}

Po lewej stronie mamy 10 Cl, a po prawej aż 18 Cl. Wobec tego musimy dopisać 8HCl po prawej stronie:

{5FeCl2 + KMnO4 + 8HCl › 5FeCl3+ MnCl2 + KCl}

Musimy jeszcze coś zrobić z wodorami i tlenami, które dotad nie pojawiły się po prawej stronie. Dopisanie 4H2O załatwi sprawę:

5FeCl2 + KMnO4 + 8HCl › 5FeCl3+ MnCl2 + KCl + 4H2O

W środowisku obojętnym mangan redukuje się jeszcze inaczej. Powstaje MnO2. Rozpatrzmy reakcję utleniania siarczku sodu Na2S do siarczanu sodu Na2SO4 za pomocą KMnO4.

+ 8e › S6+ / *3

Mn7+ + 3e › Mn4+ / *8

{ 3Na2S + 8KMnO4 › 3 Na2SO4 + 8MnO2 }

Mn, S oraz Na są już uzgodnione. Pozostaje K i O. Po lewej stronie mamy za dużo o 8K i 4 O. Najprościej byłoby dopisać 4K2O, ale w wodzie ten tlenek rozpuszcza się dając KOH. Wobec tego dopiszmy po lewej stronie 4H2O:

3Na2S + 8KMnO4 + 4H2O › 3Na2SO4 + 8MnO2 + 8KOH

Reakcja wygląda na poprawną. Komentarza wymaga jednak to, że skoro powstaje w niej KOH, to środowisko przestaje być obojętne i staje się zasadowe. Aby temu zapobiec należałoby dodać do reagentów nieco kwasu, np. HCl. Tego jednak równanie nie musi uwzględniać. W praktyce jest to dość powszechny kłopot z reakcjami redoks, przebiegającymi w środowisku obojętnym.

I jeszcze jedna uwaga. Równanie zbilansowałoby się również, gdyby sody pozamieniać z potasami. Zamiast: „3Na2SO4 + 8MnO2 + 8KOH” można by na przykład napisać: „3K2SO4 + 8MnO2 + 2KOH + 6NaOH”, lub wymyślić jeszcze jakąś inną kombinację. Por. dyskusja na końcu tego rozdziału.

Wspomnijmy jeszcze o jednym utleniaczu, jakim jest nadtlenek wodoru H2O2. Jego wzór strukturalny (H-O-O-H) wskazuje, że mamy tu do czynienia z jednowartościowym tlenem. Proces redukcji H2O2 możemy przedstawić następująco:

2O-(H2O2) + 2e › 2 OH

Wybierzmy jakiś niebanalny proces utleniania. Niech to będzie utlenianie

amoniaku NH3 do kwasu azotowego(V):

N3-(NH3) - 8e › N5+ (HNO3)

Liczba oddanych i pobranych elektronów będzie równa, gdy równanie Pomnożymy przez 4:

{ 4 H2O2 + NH3 › 8 OH-+ HNO3 }

Najpierw musimy znaleźć kation dla grup OH. Amoniak tworzy

wodorotlenek o wzorze NH4OH. Dla 8 grup OH trzeba 8 NH3, jeden już jest,

więc

{ 4 H2O2 + 9NH3 › 8NH4OH + HNO3 }

Po lewej stronie mamy 35H oraz 8 O, a po prawej 41H i 11 O (czyli 6H i

3 O za dużo). Dopiszmy po lewej stronie 3 H2O:

{ 4 H2O2 + 9NH3 + 3H2O › 8NH4OH + HNO3 }

teraz niby wszystko się zgadza, ale zauważmy, że po lewej stronie jest H2O i NH3. Jeżeli po lewej stronie zamiast 3NH3 + 3H2O damy 3NH4OH, to od obu stron równania będziemy mogli odjąć te 3NH4OH, bo tak samo jak w arytmetyce, te same składniki występujące po obu stronach upraszczamy:

{ 4 H2O2 + 6NH3 › 5NH4OH + HNO3 }

Na koniec zauważmy, że po prawej stronie występuje kwas i wodorotlenek, które reagują ze sobą tworząc sól: 4 H2O2 + 6NH3 › 4NH4OH + 4NH4Cl + HNO3

Ten ostatni przykład mógł wystraszyć najodważniejszych, ale nikt nie obiecywał, że będzie łatwo. Zazwyczaj jest jednak prościej. Na koniec jeszcze parę zdań na temat dysocjacji elektrolitycznej reakcji redoks. Część reagentów i produktów jest rozpuszczalna w wodzie. Wobec tego ulegają one dysocjacji. Przypomnijmy sobie równanie:

3Na2S + 8KMnO4 + 4H2O › 3Na2SO4 + 8MnO2 + 8KOH

i zapiszmy je w formie zdysocjowanej (H2O i MnO2 nie dysocjują):

6Na+ + 3S2-+ 8K+ + 8MnO4 + 4H2O ›

6Na+ + 3SO42-+8MnO2 + 8K+

+8OH

Wyróżnione jony występują po obu stronach w takiej samej liczbie. Wobec tego nie biorą faktycznie udziału w reakcji. Wobec tego możemy

napisać:

3S2-+ 8MnO4 + 4H2O › 3SO42-+8MnO2 +8OH

Jest to równanie poprawne i na dodatek jak widać, dyskusja o tym czy powstaje w niej KOH czy NaOH oraz Na2SO4 czy K2SO4 jest bezprzedmiotowa.

Formę jonową równania można osiągnąć bez przechodzenia przez etap cząsteczkowy i późniejsze skreślanie jonów. Przypomnijmy jeszcze raz równania połówkowe redoks powyższej reakcji:

+ 8e › S6+ / *3

Mn7+ + 3e › Mn4+ / *8

{3S2-+ 8MnO4 › 3SO42-+8MnO2}

Zapisaliśmy tu od razu jony biorące udział w reakcji. Tym razem mamy za dużo o 4 tleny po lewej stronie. Poradzimy sobie dopisując po prawej stronie wodę:

3S2-+ 8MnO4 + 4H2O › 3SO42-+8MnO2 +8OH

otrzymując to samo równanie co poprzednio. W celu uzgodnienia liczby poszczególnych atomów, a także w celu osiągnięcia takiego samego ładunku sumarycznego po obu stronach reakcji redoks pisanych jonowo, możemy dopisywać po lewej stronie dowolne liczby jonów H+ (w środowisku kwaśnym) lub OH-(w środowisku zasadowym) oraz dowolne liczby cząsteczek wody po prawej stronie reakcji. W środowisku obojętnym dopisujemy wodę po lewej stronie a po prawej

H+ lub OH-.

36