Elementy systematyki związków

nieorganicznych

TLENKI

Tlenki - związki tlenu z metalami i niemetalami, w których atomy tlenu lub jony tlenkowe tworzą wiązania tylko z danym pierwiastkiem, a nie łączą się między sobą. Związki, w których występuje wiązanie między atomami tlenu to nadtlenki (np. H₂SO₂, Na₂O₂) oraz ponadtlenki (np. KO₂).

Podział tlenków

Zasadowe (np. Na₂O, CaO, Cu₂O, CrO)

Reakcja z kwasami i zasadami:

• reagują z kwasami, tworząc sole, np.:

Na₂O + 2 HCl → 2NaCl + H₂O

• nie reagują z zasadami

Reakcja z wodą:

• tlenki litowców i berylowców ( z wyjątkiem berylu) reagują z wodą, tworząc zasady, np.:

Na₂O + H₂O → 2 NaOH

• tlenki pierwiastków bloku d na najniższych stopniach utlenienia, np. Cu₂O, CrO (tlenki o charakterze zasadowym), nie reagują z wodą

Kwasowe (np. CO₂, SO₂, N₂O₅, NO₂, SiO₂, CrO₃)

Reakcja z kwasami i zasadami:

• reagują z zasadami, tworząc sole, np.:

SO₃ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + H₂O

• nie reagują z kwasami

Reakcja z wodą:

Z wodą reagują:

• tlenki, które w reakcji z wodą tworzą kwasy, np.:

_{V V}

N₂O₅ + H₂O → 2 HNO₃

• tlenki o charakterze kwasowym: jest to reakcja utleniania - redukcji (dysproporcjonowanie), np.:

_{IV III V}

2 NO₂ + H₂O → HNO₂ + HNO₃

• pozostałe tlenki kwasowe nie reagują z wodą

Amfoteryczne (np. Al₂O₃, Cr₂O₃, ZnO)

Reakcja z kwasami i zasadami:

• reagują z mocnymi kwasami, np.:

Al₂O₃ + 6 HCl → 2 AlCl₃ + 3 H₂O

• reagują z mocnymi kwasami, np.:

Al₂O₃ + 2 NaOH + 3H₂O → 2 Na[Al(OH) ₄]

Reakcja z wodą:

zazwyczaj nie zachodzi

Obojętne (np. NO, CO, N₂O)

Reakcja z kwasami i zasadami:

nie reagują ani z kwasami, ani z zasadami

Reakcja z wodą:

nie zachodzi

Metody otrzymywania tlenków

Reakcje spalania pierwiastków, np.:

C + O₂ → CO₂

Reakcje utleniania - redukcji, np.:

• utlenianie tlenków, np.:

2 CO + O₂ → 2 CO₂

• redukcja tlenków, np.:

Fe₂O₃ + C → 2 FeO + CO

Reakcje rozkładu niektórych związków, np.:

• rozkład tlenków

N₂O₃ → NO + NO₂

• rozkład termiczny wodorotlenków

2 Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3 H₂O

• rozkład termiczny soli kwasów tlenowych

CaCO₃ → CaO + CO₂

Reakcje spalania związków organicznych, np.:

• spalanie całkowite

CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O

• półspalanie

2 CH₄ + 3 O₂ → 2 CO + 4 H₂O

WODORKI

Wodorki - związki wodoru z innymi pierwiastkami typu EH_n lub H_nE (np. LiH, H₂S, HCl);

n - wartościowość pierwiastka E.

Podział wodorków

Wodorki typu soli (np. NaH, CaH₂)

Właściwości:

• charakter zasadowy

2 NaH + H₂O → 2 NaOH + H₂

• właściwości redukujące

Budowa:

Połączenia jonowe metali 1. i 2. grupy ( z wyjątkiem berylu), w których wodór występuje na stopniu utlenienia równym -I.

Wodorki kowalencyjne (np. HF, SnH₄, H₂Te)

Właściwości:

charakter:

• zasadowy (NH₃)

NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH^-

• kwasowy (HCl)

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl^-

• obojętny (CH₄)

• amfoteryczny(H₂O)

H₂O(c) + H₂O(c) → H₃O⁺(c) + OH (c)

Budowa:

Związki pierwiastków grup 14. i 17. oraz boru, połączonych za pomocą wiązania kowalencyjnego z wodorem występującym na stopniu utlenienia +I.

Wodorki metaliczne (np. PdH_0,6, TiH_1,73)

Właściwości:

Właściwości fizyczne zbliżone do metali ( połysk, przewodnictwo elektryczne).

Budowa:

Połączenia pierwiastków bloku d z wodorem, który zajmuje pozycje międzywęzłowe w sieci przestrzennej metali.

Otrzymywanie wodorków

Wodorki otrzymuje się najczęściej w wyniku bezpośredniej reakcji pierwiastków z wodorem, np.:

N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃

WODOROTLENKI

Wodorotlenki - związki jonowe o wzorze ogólnym M(OH)_m, M - metal o wartościowości m. Wodorotlenki rozpuszczalne w wodzie nazywa się zasadami.

Podział wodorotlenków

Zasadowe (np. NaOH, Ba(OH)₂)

Reakcja z kwasami i zasadami:

• reagują z kwasami, np.:

Ca(OH)₂ + 2 HCl → CaCl₂ + 2 H₂O

• nie reagują z zasadami

Reakcja z wodą:

Wodorotlenki pierwiastków 1. grupy oraz wodorotlenki strontu i baru są dobrze rozpuszczalne w wodzie, pozostałe są trudno rozpuszczalne.

Amfoteryczne (np. Al(OH)₃, Zn(OH)₂)

Reakcja z kwasami i zasadami:

• reagują z mocnymi kwasami, np.:

Zn(OH)₂↓ + 2 HCl → ZnCl₂ + 2 H₂O

• reagują z mocnymi zasadami, tworząc rozpuszczalne, hydrolizujące sole, np.:

Zn(OH)₂↓ + 2 NaOH → Na₂[Zn(OH)_4]

Reakcja z wodą:

trudno rozpuszczalne w wodzie

Metody otrzymywania wodorotlenków

Reakcja tlenku metalu z wodą (tlenek metalu + woda → wodorotlenek):

Reakcji ulegają:

• tlenki litowców, np.:

Na₂O + H₂O → 2 NaOH

• tlenki berylowców ( z wyjątkiem berylu), np.:

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

Reakcja metalu z wodą (metal + woda → wodorotlenek + wodór↑)

Reakcji ulegają:

• litowce, np.:

2 Na + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂↑

• berylowce ( z wyjątkiem berylu)

Ca + 2 H₂O → Ca(OH)₂ + H₂↑

Reakcja wymiany podwójnej ( wodorotlenek₁ + sól₁ → wodorotlenek₂↓ + sól₂)

Wodorotlenki trudno rozpuszczalne w wodzie otrzymuje się w wyniku reakcji zasad z solami, np.:

2 NaOH + CuSO₄ → Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Właściwości chemiczne wodorotlenków

Dysocjacja (M(OH)_m → M^m+ + m OH^-):

Reakcji ulegają mocne lub dobrze rozpuszczalne wodorotlenki, np.:

NaOH → Na⁺ + OH^-

Zobojętnianie (wodorotlenek + kwas → sól + woda):

Reakcji ulegają:

• wodorotlenki zasadowe, np.:

Ca(OH)₂ + 2 HCl → CaCl₂ + 2 H₂O

• wodorotlenki amfoteryczne, np.:

Al(OH)₃ + 3 HCl → AlCl₃ + 3 H₂O

Reakcja z zasadami ( wodorotlenek + zasada → sól):

Reakcji ulegają wyłącznie wodorotlenki amfoteryczne, np.:

Al(OH)₃ + NaOH → Na[Al(OH)₄]

Reakcja z tlenkami kwasowymi (wodorotlenek + tlenek kwasowy → sól + woda):

Reakcji ulegają:

• wodorotlenki zasadowe, np.:

2 NaOH + SO₃ → Na₂SO₄ + H₂O

• wodorotlenki amfoteryczne ( reagują z tlenkami mocnym kwasów), np.:

Al(OH)₃ + 3 SO₃ → Al₂(OH₄)₃ + 3 H₂O

Reakcja z niektórymi metalami (metal + wodorotlenek + woda → sól + wodór):

Reakcji ulegają wyłącznie mocne wodorotlenki, np.:

Zn + 2 NaOH + 2 H₂O → Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

Rozkład termiczny (wodorotlenek r tlenek zasadowy + woda):

Reakcji ulegają głownie wodorotlenki pierwiastków z bloku d, np.:

Cu(OH)₂ r CuO + H₂O

KWASY

Kwasy - związki o wzorze ogólnym H_nR; R - reszta kwasowa; n - wartościowość reszty kwasowej.

Podział kwasów nieorganicznych

Ze względu na budowę reszty kwasowej:

• tlenowe (np. HClO₄)

• beztlenowe (np. HCl)

Ze względu na stopień dysocjacji:

• mocne (np. HCl, HClO₄₎

• średnie (np. H₃PO₄)

• słabe (np. HNO₃, HClO)

Ze względu na właściwości utleniające:

• utleniające (np. H₂SO₄, HNO₃)

• nieutleniające (np. H₂S)

Ze względu na liczbę atomów wodoru:

• jednoprotonowe (np. HCl)

• wieloprotonowe (np. H₃PO₄)

Metody otrzymywania kwasów

Reakcja tlenku niemetalu z wodą (tlenek niemetalu + woda → kwas):

Otrzymywanie kwasów tlenowych, np.:

SO₂ + H₂O → H₂SO₃

Rozpuszczanie wodorku niemetalu w wodzie:

Otrzymywanie kwasów beztlenowych, np.:

HCl(g) + H₂O → H₃O (c) + Cl (c)

Reakcja wymiany podwójnej (kwas₁ + sól₁ → kwas₂ + sól₂):

Powstały kwas musi być:

• słabo rozpuszczalny w wodzie, np.:

2 HCl + Na₂SiO₃ → H₂SiO₃↓ + 2 NaCl

• lotny, np.:

H₂SO₄ + 2 NaCl → 2 HCl↑ + Na₂SO₄

• słabo zdysocjonowany, np.:

HCl + CH₃COONa → CH₃COOH + NaCl

Właściwości chemiczne kwasów

Dysocjacja (H_nR → n H⁺ + R^n-):

Reakcji ulegają mocne lub dobrze rozpuszczalne kwasy

HCl → H⁺ + Cl

Moc kwasu (kwas₁ + sól₁ → kwas₂ + sól₂):

• kwas mocniejszy wypiera słabszy z jego soli, np.:

2 HCl + Na₂S → H₂S + 2 NaCl

• jeżeli moc kwasów jest porównywalna, to kwas mniej lotny wypiera łatwiej lotny z jego soli, np.:

H₂SO₄ + 2 NaCl → H₂S + 2 NaCl

Moc kwasu tlenowego zwiększa się:

• ze wzrostem elektroujemności atomu centralnego reszty kwasowej

• w okresie, np.:

H₃PO₄ H₂SO₄ HClO₄

• w grupie, np.:

HIO HBrO HClO

• w wypadku kwasów tego samego pierwiastka zwiększa się ze wzrostem liczby atomów tlenu, np.:

HCl HClO₂ HClO₃ HClO₄

Moc kwasu beztlenowego

• zwiększa się ze wzrostem elektroujemności w okresie, np.:

H₂S HCl

• zmniejsza się ze wzrostem elektroujemności w obrębie grupy, np.:

Hl HBr HCl

Zobojętnianie:

Powstawanie soli tlenowych i beztlenowych, np.:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Reakcja z tlenkami lub amfoterycznymi:

Z tlenkami amfoterycznymi reagują mocne kwasy, np.:

( kwas + tlenek amfoteryczny → sól + woda)

3 H₂SO₄ + Al₂O₃ → Al(SO₄)₃ + 3 H₂O

(kwas + tlenek zasadowy → sól + woda)

2 HCl + CaO → CaCl₂ + H₂O

Reakcja z metalami:

• aktywnymi

(kwas + metal → sól + wodór)

2 HCl + Zn → ZnCl₂ + H₂↑

• szlachetnymi

(kwas + metal → sól + tlenek niemetalu + woda)

4 HNO_3(stęż.) + Cu → Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂ + 2 H₂O

• stężone kwasy (H₂SO₄, HNO₃) mogą powodować pasywację metali

(kwas + metal → pasywacja)

H₂SO_4(stęż.) + Al → pasywacja

Reakcja z solami (kwas₁ + sól₁ → kwas₂ + sól₂):

Jeden z produktów musi być:

• słabo rozpuszczalny w wodzie lub, np.:

H₂SO₄ + BaCl₂ → 2 HCl + BaSO₄↓

• lotny lub, np.:

2 HCl + Na₂S → H₂S↑ + 2 NaCl

• słabo zdysocjonowany, np.:

H₂SO₄ + Na₂CO₃ → H₂CO₃ + Na₂SO₄

SOLE

Sole - związki o wzorze ogólnym X_nR_m; X - kation o wartościowości m, R - reszta kwasowa, n - wartościowość reszty kwasowej (ładunek anionu).

Podział soli

Wodorosole - Sole kwasów wieloprotonowych, zawierające wodoroanion reszty kwasowej (np. NaHSO₄, KH₂PO₄).

Hydroksosole - Sole wodorotlenków wielowodorowych, zawierające anion wodorotlenkowy (np. MgOHCl).

Podwójne - Sole zawierające dwa rodzaje kationów (np. Ag₃AsS₃) lub dwa rodzaje anionów (np. PbCl₂CO₃).

Uwodnione (hydraty) - Sole zawierające w swoim składzie tzw. Wodę krystalizacyjną (np. CuSO₄ ∴5 H₂O, BaCl₂ ∴2 H₂O)

Metody otrzymywania soli

Reakcja metalu z niemetalem (metal + niemetal → sól):

Powstawanie soli kwasów beztlenowych, np.:

Fe + S → FeS

Reakcja metali z kwasami:

• metale aktywne, np.:

(metal + kwas → sól + wodór)

Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂↑

• metale szlachetne, np.:

(metal + kwas → sól + tlenek niemetalu + woda)

Cu + 4 HNO_3(stęż.) → Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂↑ + 2 H₂O

Reakcja tlenków zasadowych z kwasami (tlenek zasadowy + kwas → sól + woda):

Powstała sól powinna być rozpuszczalna w wodzie, np.:

CaO + 2 HCl → CaCl₂ + H₂O

Reakcja tlenków kwasowych z zasadami(wodorotlenek + tlenek kwasowy → sól + woda):

Powstawanie soli kwasów tlenowych, np.:

2 NaOH + SO₃ → Na₂SO₄ + H₂O

Reakcja tlenków zasadowych z kwasowymi (tlenek zasadowy + tlenek kwasowy → sól):

Powstawanie kwasów tlenowych, np.:

Na₂O + SO₃ → Na₂SO₄

Reakcja zobojętniania (wodorotlenek + kwas → sól + woda):

• powstawanie soli, np.:

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

• powstawanie wodorosoli, np.:

NaOH + H₃PO₄ → NaH₂PO₄ + H₂O

• powstawanie hydroksosoli, np.:

Al.(OH)₃ + HCl → Al(OH) ₂Cl + H₂O

Wymiana pojedyncza - reakcja metali z solami (metal₁ + sól₁ → sól₂ + kwas₂):

Stosowana w elektrochemii, np. w ogniwie Daniella; np.:

Zn + Cu SO₄ → Cu + ZnSO₄

Wymiana podwójna - reakcja soli z kwasami (sól₁ + kwas₁ → sól₂ + kwas₂):

Jeden z produktów musi być:

• słabo rozpuszczalny w wodzie, np.:

BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2 HCl

• lotny, np.:

Na₂S + 2 HCl → 2 NaCl + H₂S↑

• słabo zdysocjowany, np.:

Na₂SO₃ + 2 HCl → 2 NaCl + H₂SO₃

Wymiana podwójna - reakcja soli z zasadami (zasada₁ + sól₁ → wodorotlenek₂ + sól₂):

Jeden z produktów musi być:

• słabo rozpuszczalny w wodzie, np.:

2 NaOH + CuSO₄ → Cu(OH) ₂↓ + Na₂SO₄

• słabo zdysocjowany, np.:

NaOH + NH₄Cl → NH₃ ∴H₂O + NaCl

Wymiana podwójna - reakcja soli z solami (sól₁ + sól₂ → sól₃↓ + sól₄):

Jeden z produktów musi być słabo rozpuszczalny w wodzie, np.:

AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃

Reakcja soli z tlenkami kwasowymi (sól₁ + tlenek kwasowy + woda → sól₂):

Powstawanie wodorosoli, np.:

CaCO₃ + CO₂ + H₂O → Ca(HCO₃) ₂

Reakcja metali z mocnymi zasadami (metal + wodorotlenek + woda → sól + wodór):

Reakcji ulegają metale elektroujemne, które mogą tworzyć wodorotlenki amfoteryczne, np.:

Zn + 2 NaOH + 2 H₂O Na₂[Zn(OH) ₄] + H₂↑

ZWIĄZKI NIEORGANICZNE

TLENKI

WODORKI

WODOROTLENKI

KWASY

SOLE