Zestaw XXVIII
Ad 1
C, N, P, S, Cl, Se, I
Ad 2
Bronsted założył, że woda nie jest jedynie biernym środowiskiem reakcji, ale bierze w niej czynny udział. Ulega ona autodysocjacji zgodnie z równaniem 2H2O = H3O+ + OH-.
Według tej teorii kwasem jest cząsteczka lub jon zdolne do oddania protonu (protonodawca) a zasadą jest cząsteczka lub jon zdolne do przyjęcia protonu (protonobiorca). Reakcje w teori Bronsteda to wymiana protonów pomiędzy parami sprzężonych kwasów-zasad.
Teoria Bronsteda ma szereg zalet w porównaniu do wcześniejszej teorii Arrheniusa:
Jest bardziej ogólna - obejmuje także roztwory niewodne np. w lodowatym kwasie octowym czy ciekłym amoniaku. Wg niej właściwości kwasowe nie ograniczają się tylko do jonów H+ a zasadowe do jonów OH-
Reakcje uważane wcześniej za odrębne zostały opisane wspólnym schematem:
Dysocjacja: CH3COOH + H2O = CH3COO- + H3O+
Hydroliza: H2O + CH3COO- = OH- + CH3COOH
Zobojętnianie: H3O+ + OH- = H2O + H2O
Ogólnie: Kwas1 + Zasada2 = Zasada1 + Kwas2
Tłumaczy zasadowe właściwości amoniaku. Wg Arrheniusa amoniak jest zasadą gdyż tworzy związek NH4OH
NH3 + H2O = NH4OH
Ten związek jest jednak bardzo nietrwały (rozkłada się powyżej -30oC). Teoria Bronsteda tłumaczy zasadowe własności amoniaku:
NH3 + H2O = NH4+ + OH-
4. Teoria Bronsteda uwzględnia rolę rozpuszczalnika. W wodzie, która jest dobrym protonobiorcą kwasy ulegają zróżnicowaniu na mocne i słabe. W środowisku lodowatego kwasu octowego, który bardzo słabo przyjmuje protony tylko kwas chlorowy(VII) zachowuje charakter mocnego kwasu podczas gdy inne stają się słabymi
HClO4 + CH3COOH = CH3COOH2+ + ClO4-
Z kolei w środowisku ciekłego amoniaku który jest doskonałym protonobiorcą wszystkie kwasy stają się kwasami mocnymi.
Ad 3
Fosfor - niemetal z V grupy i III okresu. Konfiguracja elektronowa [Ne] 3s2 3p3. Występuje w 4 odmianach alotropowych:
Biały: o tetraedrycznych cząsteczkach P4, trujący, skrajnie łatwopalny (musi być przechowywany pod wodą), ma tendencję do powolnego przekształcania się do fosforu czerwonego, na powietrzu powoli utlenia się, emitując światło (chemiluminescencja).
naczej zwany fosforem bezpostaciowym. Otrzymuje się go przez prażenie fosforu białego w atmosferze azotu i temperaturze 250 °C z użyciem jodu jako katalizatora.
Czerwony: Jest nietoksyczny, mniej reaktywny od fosforu białego. Powstaje podczas powolnego ogrzewania. Zawiera łańcuchy o ogniwach P4. Zapala się powyżej 400 °C, jego ugaszenie jest bardzo trudne, ponieważ pali się nawet przy ograniczonym dostępie tlenu. Jest używany jako jeden ze składników draski na pudełkach od zapałek.
Brunatny: Powstaje w wyniku ogrzewania fosforu czerwonego w próżni w temperaturze ok. 550 °C. Złożony z cząsteczek P2 Nierozpuszczalny w żadnej substancji. Odmiana mało aktywna chemicznie.
Czarny: Najtrwalsza odmiana fosforu. Otrzymywany przez ogrzewanie fosforu białego bez dostępu tlenu w temp. 220 °C i pod ciśnieniem 12 000 atm. Ma on barwę szarą, połysk metaliczny, przewodzi prąd elektryczny.
Wodorek fosforu można otrzymać:
Mg3P2 + 6H2O = Mg(OH)2 + 2PH3
Lub wodorem In statu nascendi
6H + 2P = 2PH3
Fosforiak to gaz bezbarwny o zapachu karbidu Ma słaby charakter zasadowy, słabszy niż NH3
Fosfina P2H4
Nietrwały, łatwopalny gaz, o zapachu zgniłych ryb, powstaje w procesie gnicia tkanki. W powietrzu ulega samozapłonowi.
Kwasy tlenowe fosforu:
H3PO2 +I H3PO3 +III H3PO4 +V HPO3 +V (H2OP3)2 +IV H4P2O7 +IV
Polikwasy
Tlenki fosforu:
P4O6 (P2O3) P4O10 (P2O5)
Pięciotlenek fosforu otrzymuje się przez spalanie fosforu białego w powietrzu. Jest to biała, silnie higroskopijna substancja trująca. Energicznie reaguje z wodą dając kwas ortofosforowy(V).
Ad 4
Pierwiastek |
FLUOR F |
JOD I |
Konfiguracja walencyjna |
s2 p6 |
|
Stan skupienia |
Gaz |
Gaz / ciało stałe |
Barwa |
Żółta |
fioletowa |
Charakter redox |
Bardzo silny utleniacz Gazowy F utlenia wodę do O2 |
Reduktor jony I- utleniaja się w wodzie do I2 |
Reaktywność |
Reaguje prawie ze wszystkimi pierwiastkami, dając wyższe stopnie utlenienia |
Nie reaguje z niektórymi pierwiastkami, daje niższe stopnie utlenienia |
HX |
Gwałtowna reakcja tworzenia, silnie korodujący, słabo zdysocjowany w rozcieńczonym r-rze wodnym |
Powolna reakcja, silny kwas beztlenowy |
Związki z tlenem |
Fluorek OF2 silny utleniacz O2F2 |
I2O5 słaby utleniacz
|
Kwasy tlenowe |
Nie tworzy |
HIO, nietrwały łątwo dysproporcjonuje, HIO3, w r-rze a także jako subst. stała, mocny kwas, silny utleniacz HIO4
|
Ad 5
Chlorek fosforu(III) (trichlorek fosforu) - nieorganiczny związek chemiczny o wzorze PCl3.
W syntezie chemicznej używany do otrzymywania pochodnych fosforu (np. estrów, amidów) na +3 stopniu utlenienia.
Hydrolizuje: PCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl
Chlorek fosforu(V) - nieorganiczny związek chemiczny o wzorze PCl5.
PCl5 otrzymywany jest w reakcji chlorowania PCl3.
PCl3 + Cl2 ⇌ PCl5
PCl5 istnieje w równowadze z PCl3 i chlorem. W temperaturze 180 °C stopień dysocjacji wynosi ok. 40%. Ze względu na istnienie takiej równowagi, próbki PCl5 często zawierają chlor, który powoduje żółtozielone zabarwienie substancji. W fazie gazowej i ciekłej PCl5 jest obojętną cząsteczką o symetrii bipiramidy trygonalnej. Podobną budowę mają cząsteczki PCl5 w roztworach w rozpuszczalnikach niepolarnych, np. CS2 i CCl4. 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 + 4H2O = 5 HCl + H3PO4
Tlenochlorek fosforu(V), POCl3 - nieorganiczny związek chemiczny z grupy chlorków kwasowych. Związek można wytworzyć w reakcji trichlorku fosforu z tlenem w temperaturze od 20 do 25 °C (użycie powietrza nie jest skuteczne):
2 PCl3 + 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 + 3 H2O → O=P(OH)3 + 3 HCl
Najważniejszym zastosowaniem tego związku jest wytwarzanie triarylowych fosforanów takich, jak fosforan trifenylowy OP(OC6H5)3 i trikrezolowy OP(OC6H4CH3)3. Używane są one jako plastyfikatory PCW oraz substancje nadające ogniotrwałość. Fosforany trialkilowe, jak fosforan tributylowy, są stosowane jako rozpuszczalniki w ekstrakcji ciecz-ciecz w przerobie zużytego paliwa jądrowego.(???)
Ad 6
Związki chromu występują na +II +III i +VI stopniu utlenienia. Na +III jako jony Cr3+ a na +VI jako aniony CrO42- lub Cr2O72-. W roztworach jon Cr3+ ma tendencję do tworzenia akwakompleksów. Do rozpuszczalnych soli Cr3+ należą m. in. halogenki, azotan V, siarczan VI, octan. Nie rozpuszczają się natomiast fosforan V i wodorotlenek. Sole te mają kolor zielony. Chromiany VI są zazwyczaj trudno rozpuszczalne za wyjątkiem chromianów litowców i amonu. W środowisku obojętnym lub zasadowym chromiany są żółte, natomiast w środowisku kwasowym stają się pomarańczowe, gdyż tworzy się dichromian. Niektóre nierozpuszczalne sole dichromianowe są czerwone. Tlenek chromu Cr2O3 jest zielonym związkiem amfoterycznym, tak samo jak Cr(OH)3. Tlenek chromu CrO3 jest czerwonym, reagującym z wodą bezwodnikiem kwasu chromianowego VI, który ma tendencję do tworzenia polikwasów. Chromiany i dichromiany są utleniaczami.
Wodorki chromu to związki niestechiometryczne, w których wodór zajmuje miejsce pomiędzy węzłami sieci krystalicznej metalu. Węgliki chromu to związki metaliczne, bardzo twarde.
Ad 7
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).