www.ise.polsl.pl/strony/czasowe/powtorka_z_chemii/wlasnosci%20chemiczne%20pierwiastkow%20calosc.doc

I. Charakterystyka chemiczna pierwiastków

Przedstawione informacje i zagadnienia z zakresu chemii nieorganicznej nie mają na celu zastąpienia podręczników. Naiwnością byłoby bowiem założyć, że to co opisuje się na wielu stronach podręcznika można nagle skrócić do przysłowiowej ściągi. Zamysł jest inny. Podając podstawowe informacje o pierwiastkach w oparciu o ich położenie w układzie okresowym może, w zamyśle autora, ułatwić czytanie podręczników. Wiele konkretnych informacji podają również same zadania testowe. Dlatego w załączeniu proponuje się właśnie rozwiązania konkretnych zadań maturalnych z tego zakresu. Właściwości chemiczne pierwiastków wchodzą w zakres tzw. chemii nieorganicznej i dla ucznia wydają się bardzo trudne do opanowania ze względu na różnorodność informacji. Istotnie wiele faktów wymaga po prostu wyuczenia pamięciowego (symbole, wzory podstawowych kwasów) wiele informacji można jednak uzyskać korzystają w sposób świadomy z podstawowej i dozwolonej, a wręcz zalecanej, ściągawki jaką jest układ okresowy pierwiastków.

Proponuję zacząć od przypomnienia sobie istoty genezy układu okresowego za pomocą animacji pokazanej na płycie I w części: Atom i cząsteczka. W części poświęconej budowie atomu szczegółowiej będzie potraktowana część układu związana ze strukturą atomu. Obecnie skoncentrujemy się na wykazaniu pewnych ogólnych prawidłowości dotyczących właściwości chemicznych pierwiastków. Zmienność cech chemicznych jest rozpatrywana w zależności od położenia pierwiastka w grupie (linie pionowe) oraz w okresie linie poziome. Numer grupy w której znajduje się pierwiastek pozwala przewidzieć ilość elektronów walencyjnych oraz ich mobilność, czyli łatwość oddawania lub też skłonność do przyjmowania. Proste reguły w tym zakresie dotyczą wyłącznie pierwiastków grup tzw. głównych, tworzących bloki energetyczne s oraz p, czyli tych, które są zapełniane jako zewnętrzne. Pierwiastki tych grup posiadając różną ilość elektronów zewnętrznych są więc najbardziej zróżnicowane chemicznie. W tym miejscu należy sobie przypomnieć ogólną zasadę zwaną regułą oktetu i dubletu. Rozważając zachowanie pierwiastków staramy się przewidzieć w jaki sposób mogą osiągnąć taką optymalną ilość elektronów. Tu dochodzimy do sedna sprawy. Pierwiastki bloku energetycznego s posiadając jeden lub dwa elektrony walencyjne oktet mogą osiągnąć tylko w jeden sposób - oddając elektrony walencyjne. Przyjmują więc, w zależności od grupy, wartościowość 1 lub 2. Pierwiastki te najłatwiej z wszystkich oddają elektrony są więc najaktywniejszymi metalami i tym samym również najaktywniejszymi reduktorami. Tak więc aby je otrzymać z połączeń trzeba się uciec do specjalnego sposobu ich redukcji z połączeń - jest to elektroliza w środowisku stopionych soli (patrz część dotycząca elektrolizy). Metale pierwszej grupy są więc najaktywniejszymi pierwiastkami lecz ich aktywność ulega zmianie w obrębie grupy. Skoro ich aktywność polega na oddawaniu elektronów to im większy promień atomowy (czyli im wyższy okres) tym łatwiej jest oddawany elektron przyciągany normalnie przez jądro atomowe i tym aktywniejszy jest metal. Metale tych grup są więc najaktywniejszymi metalami i wykazują najbardziej zasadowy charakter. Podobnie zachowuję się pierwiastki grupy 13 (trzeciej). Mając trzy elektrony walencyjne wykazują tylko jedną wartościowość +3. Jako, że pierwiastki tej grupy mogą wyłącznie oddawać elektrony są również metalami. Ich cechy metaliczne są nieco słabsze i dlatego wykazują pośrednie właściwości chemiczne -są typowymi amfoterami.

Amfotery to pierwiastki, których tlenki i wodorotlenki wykazują, w zależności od środowiska, charakter kwasowy lub zasadowy. Oznacza to, że reagują zarówno z mocnymi kwasami jak i zasadami. Właściwości amfoteryczne, w większym lub mniejszym stopniu, wykazują wszystkie pierwiastki bloku energetycznego d.

Większe zróżnicowanie chemiczne zaczyna się od grupy czwartej (14). Pierwiastki tej grupy posiadając cztery elektrony mogą osiągnąć oktet w zależności od pierwiastka z którym reagują a konkretnie od jego elektroujemności. Reagując z pierwiastkiem bardziej elektroujemnym oddają cztery lub dwa elektrony (elektrowartościowość +II; +IV). W reakcji z pierwiastkami mniej elektroujemnymi (bardziej metalicznymi) przyjmują cztery elektrony wykazując elektrowartościowość +IV. W obrębie grup, w miarę wzrostu liczby atomowe, obserwuje się również pewną zmienność, która posiada jednak pewną prawidłowość. Im większa wartość liczby atomowej, a tym samym większy promień atomowy, przeważa tendencja do oddawania elektronów czyli uwydatniają się właściwości metaliczne i dlatego w grupie czwartej od typowego niemetalu jakim jest węgiel przechodzi się do pierwiastków które będą chętniej elektrony oddawały czyli będą miały dominujące cechy metaliczne, w tej grupie są to cyna i ołów. Pośrednie pierwiastki będą więc wykazywały właściwości amfoteryczne. Pierwiastki grupy piątej czyli 15 będą łatwiej osiągały oktet przyjmując trzy elektrony dlatego wykazują elektrowartościowość -III. Oddając elektrony pierwiastkom bardziej elektroujemnym np. tlenowi wykazują typowe elektrowartościowości +III oraz +V. Pewną odmienność wykazuje azot, jego elektroujemność jest na tyle znacząca, że w reakcji z tlenem może oddawać po jednym elektronie i dlatego wykazuje wszystkie elektrowartościowości od +I do +V. Taka specyfika dotyczy wszystkich pierwiastków okresu drugiego, czyli rozpoczynających grupy główne. Ich elektrony walencyjne znajdując się w drugiej powłoce są tak blisko jądra atomowego, że ich przyciąganie jest nietypowo duże i objawia się trudnością w oddawaniu elektronów. Z tego również względu np. beryl tak znacznie (co podkreślają wszystkie podręczniki) różni się od pozostałych berylowców. Znacznie silniejsze przyciąganie elektronów z drugiej powłoki powoduje również, że w drugim okresie w miarę wzrostu liczby atomowej maleje promień atomowy pierwiastków. (W dalszych okresach taka prawidłowość już nie występuje i obserwuje się co prawda nieznaczny ale jednak wzrost promienia atomowego). Omówiona przed chwilą prawidłowość w sposób szczególny objawia się w grupie 16 (szóstej głównej). Typowa elektrowartościowość pierwiastków tej grupy to zgodnie z przewidywaniami -II (dopełnieni do oktetu) w przypadku znajdującego się w drugim okresie tlenu to jedyna elektrowartościowość(!). Pozostałe pierwiastki wykazują tą elektrowartościowość w połączeniach z metalami (powstają sole kwasów beztlenowych) oraz wodorem, wykazujące cechy słabych kwasów. Oddzielnego potraktowania wymaga połączenie wodorowe tlenu, czyli woda. Ten związek będzie oddzielnie omówiony przy okazji roztworów. Pierwiastki tej grupy reagując z pierwiastkami bardziej elektroujemnymi np. z tlenem przyjmują typowe elektrowartościowości +IV i +VI. Tlenki te wykazują właściwości bezwodników kwasowych, szczególnie ważne są tlenki siarki(IV) oraz siarki(VI). W kolejnej grupie 17 czyli głównej siódmej, zgodnie z przewidywaniami rośnie zdolność do przyjęcia jednego elektronu dopełniającego elektrony walencyjne do oktetu. Tak więc zasadniczą elektrowartościowość tych pierwiastków (fluorowców) to -I. Wykazują ją w połączeniach z metalami (sole kwasów beztlenowych) oraz wodorem tworząc szereg kwasów beztlenowych. Ciekawostką jest fakt, że moc tych kwasów wzrasta z liczbą atomową fluorowca. Jest to o tyle ciekawe, że aktywność samych fluorowców zmienia się w odwrotnej kolejności (maleje od fluoru do jodu). Dzieje się tak dlatego, że rosnący promień fluorowca powoduje, że atom wodoru jest coraz słabiej przyciągany przez jego jądro, a co za tym idzie w środowisku wodnym ulega łatwiej odszczepieniu jako jon wodorowy. Zgodnie z teorią Arheniusa jest więc mocniejszym kwasem. Są to kwasy mocne, jednak jako że nie wykazujące właściwości utleniających, nie reagują z metalami o dodatnich potencjałach elektrochemicznych. W połączeniach z tlenem fluorowce wykazują kilka elektrowartościowości preferujących parzystą ilość elektronów pozostałych na ostatniej powłoce. Tak więc z siedmiu elektronów oddaje kolejno 1, 3. 5 oraz 7. Przyjmując odpowiednie elektrowartościowości dodatnie. Tlenki fluorowców, a w szczególności chloru, na tych stopniach utlenienia mają charakter bezwodników kwasowych tworząc kwas chlorowy(I), chlorowy(III), chlorowy(V) i wreszcie chlorowy(VII). Wzory tych kwasów łatwo utworzyć pamiętając o zasadzie zerowania elektrowartościowości pierwiastków wchodzących w skład cząsteczki (Szczegóły w programie nauki uzgadniania reakcji redoks). Moc tych kwasów jest zróżnicowana i określana jest na podstawie ogólnych prawidłowości zmian mocy kwasów tlenowych. W szeregu kwasów tlenowych danego pierwiastka moc kwasów rośnie wraz i ilością atomów tlenu w reszcie kwasowej. Większa ilość atomów tlenu w reszcie oznacza bowiem jej większą elektroujemność a co za tym idzie wzrost polarności wiązania wodór - tlen reszty kwasowej. Tak więc najmocniejszym z kwasów tlenowych chloru jest kwas chlorowy(VII), który ponadto wykazuje jeszcze silne właściwości utleniające. Moc tego kwasu jest porównywalna z kwasem siarkowym(VI). W praktyce szkolnej ten kwas jest jednak znacznie rzadziej przytaczany od siarkowego. Kolejną według numeracji jest grupa 18 czyli ósma główna. Osiem elektronów walencyjnych pierwiastków tej grupy powoduje, że są one bierne chemicznie dlatego nazywa się je najczęściej gazami szlachetnymi. Jedyną istotną informacją o nich jest to, że w odróżnieniu od większości pierwiastków gazowych nie występują w postaci cząsteczek dwuatomowych.

Program nauczania chemii przewiduje również informacje o pierwiastkach znajdujących się w bloku energetycznym d. Mówi się zasadniczo o trzech pierwiastkach - chromie, manganie i żelazie. Elektrony walencyjne pierwiastków tej grupy są rozłożone na dwóch podpowłokach - s oraz zapełnianej sukcesywnie podpowłoki d. Ze względu na ostatnią powłokę dwuelektronową (s) wszystkie pierwiastki tego bloku są typowymi metalami, zapełniana podpowłoka d nadaje im szczególne właściwości - najczęściej wiele elektrowartościowości (których wartości są na ogół trudniejsze do przewidzenia).

Odnośnie tych pierwiastków należy zapamiętać szczególnie poniższe informacje:

1. Tlenki tych pierwiastków w miarę wzrostu ich stopnia utlenienia zmieniają charakter chemiczny od zasadowego, przez amfoteryczny do kwasowego, np. tlenki manganu(II), żelaza(II) i chromu(II) mają charakter zasadowy - reagują więc wyłącznie z kwasami tworząc jony proste: Mn²⁺; Fe²⁺czy Cr²⁺. W połączeniach w których wykazują najwyższy stopień utlenienia mają charakter kwasowy, tak jest przykładowo w manganianach(VII), manganianach(VI), chromianach(VI), dichromianach(VI) - są to jony złożone.

2. W miarę wzrostu stopnia utlenienia pierwiastków rośnie ich charakter utleniający, który najczęściej zależy od wartości pH roztworu.

3. Pierwiastki tego bloku tworzą również połączenia barwne (połączenia pierwiastków bloku energetycznego s oraz p były bezbarwne !) wizja zapamiętania „kolorków” wydaje się bardzo trudna a tymczasem jest ich niewiele. Oto one:

• Miedź - sole jonów miedzi(II) niebieskie. Połączenia te tworzą sole uwodnione, które również wykazują barwę niebieską przykładem może być pięciowodny siarczan(VI) miedzi(II) : CuSO₄ּ5H₂O. Barwy tlenków: miedzi(II) - czarny; miedzi(I) - ceglasty

• Żelazo - sole żelaza(III)- brunatne; żelaza(II) - zielonkawe

• Chrom - sole i tlenek chromu(III) barwa zielona; chromiany(VI) - żółty; dichromiany(VI) - oranżowy

Właściwości chemiczne pierwiastków -

Zadania z testów maturalnych z rozwiązaniami

Zad. 1 Napisz konfigurację elektronową atomu żelaza i jonów żelaza

Zad.2 Napisz równania reakcji za pomocą których można dokonać następujących przemian chemicznych: żelazo → chlorek żelaza(III) → wodorotlenek żelaza(III) → tlenek żelaza(III) → żelazo

Zad. 3 Zaproponuj reakcję w wyniku której nastąpi utlenienie jonów żelaza(II) do jonów żelaza(III). Napisz równanie reakcji w formie jonowej

Zad. 4 Przeprowadzono cykl reakcji według poniższego schematu:

Mg → MgO →MgCl₂ Napisz równania tych reakcji. Oblicz ile gramów MgCl₂ można otrzymać z 48 g magnezu, zakładając 75% wydajność obu procesów.

Zad. 5 Rozwiąż chemograf. Zapisz równania reakcji i podaj nazwy związków A - E. Reakcje 3 i 4 zapisz również w postaci jonowej

1. Glin + Cl₂ → A

2. A + NaOH → B

3. B + H₂SO₄ → C

4. B + NaOH → D

5. Al + O₂ → E

6. E + ? → C

Zad. 6 Cynk tzw. metodą mokrą otrzymuje się z blendy cynkowej (siarczku cynku). Najpierw ruda cynku prażona jest w obecności tlenu (a). Stały produkt prażenia poddawany jest reakcji z kwasem siarkowym(VI) (b). Otrzymaną sól poddaje się elektrolizie w wodnym roztworze. Napisz równania reakcji (a) i (b) oraz wyjaśnij proces elektrolizy soli cynku.

Zad.7 Wodorowęglan amonu (NH₄)HCO₃ zwany potocznie „amoniakiem do pieczenia ciasta” rozkłada się już w temperaturze 333 K, tworząc dwa gazowe produkty i wodę.

A/ Napisz równanie rozkładu tego związku i oblicz objętość obu gazów w warunkach normalnych, gdy rozkładowi ulega 31,6 g wodorowęglanu amonu

B/ Jeden z gazowych produktów rozkładu ma charakter kwasowy. Podaj jego nazwę i wykaż charakter kwasowy, zapisując równanie odpowiedniej reakcji chemicznej w formie jonowej.

Zad. 8 Wody lecznicze tzw. siarczane zawierają między innymi wodorowęglan wapnia i siarkowodór. Powstanie wód siarczanowych tłumaczy się procesami zachodzącymi według schematu: siarczan(VI) wapnia → siarczek wapnia → (reakcja hydrolizy) → wodorotlenek wapnia + CO₂ → wodorowęglan wapnia. Napisz w formie cząsteczkowej równania reakcji przebiegających w poszczególnych etapach procesu oraz równanie sumaryczne dwóch ostatnich etapów

Zad.9 Napisz równania reakcji przemian z poniższego schematu oraz zaznacz, które z nich są reakcjami redoks: NH₄Cl →(1) → NH₃→(5) → NO →(6) → N0₂→(7)→HNO₃

N₂ →(3) → Mg₃N₂ ; N₂ →2 → NH₃ →4→ (NH₄)₂SO₄

Zad. 10

Napisz poniższe równania reakcji i zaznacz, które z nich są reakcjami redoks

1. Cr →CrSO₄

2. CrSO₄ → Cr₂(SO₄)₃

3. Cr₂(SO₄)₃ →Cr(OH)₃

4. Cr(OH)₃ → Cr₂(SO₄)₃

5. Cr(OH)₃ → Cr₂O₃

6. Cr(OH)₃ → Na[Cr(OH)₄]

7. Na[Cr(OH)₄] → Na₂CrO₄

8. Cr₂O₃ → K₂CrO₄

9. K₂Cr₂O₇ → Cr₂(SO₄)₃

10. Cr₂O₃ → Cr

Zad. 11 Przeprowadzono reakcję zgodnie ze schematem [tu rysunek probówki z roztworem wodnym siarczanu(VI) chromu(III)] do której wprowadzono papierek) Jaka będzie barwa papierka uniwersalnego w tym roztworze ? Wyjaśnij przyczynę i napisz równanie jonowe odpowiedniej reakcji chemicznej.

Zad. 12 Chrom tworzy tlenki między innymi na II, III, VI stopniu utlenienia. Napisz wzory tych tlenków. Określ ich charakter chemiczny i potwierdź go odpowiednimi równaniami reakcji. Sformułuj wniosek dotyczący zmiany charakteru chemicznego chromu w zależności od stopnia utlenienia.

zad. 13 Schemat przedstawia reakcje jakim poddano azotan(V) ołowiu(II) w roztworach wodnych:

1. Pb(NO₃)₂ + H₂CO₃ →

2. Pb(NO₃)₂+ → PbS

3. Pb(NO₃)₂ + NaOH →

4. Pb(NO₃)₂ + → PbSO₄

Napisz równania powyższych reakcji chemicznych w formie cząsteczkowej i jonowej skróconej

Zad. 14 W przyrodzie żelazo występuje w formie rudy zwanej magnetyt (Fe₃O₄) Napisz równanie reakcji magnetytu z tlenkiem węgla(II) oraz nazwij typ tej reakcji

Zad. 15 Dany jest schemat pięciu przemian związków żelaza.

1. FeCl₂ → Fe(OH)₂

2. Fe(OH)₂ → Fe(OH)₃

3. Fe(OH)₃ → Fe₂O₃

4. Fe(OH)₃ → Fe₂(SO₄)₃

5. Fe₂O₃ → Fe₂(SO₄)₃

Napisz równania powyższych reakcji w formie cząsteczkowej, zaś reakcji 1 i 4 w formie jonowej i jonowej skróconej

Zad. 16 Zaprojektuj doświadczenie potwierdzające amfoteryczny charakter wodorotlenku chromu(III). Przedstaw:

1. Doświadczenie za pomocą schematycznego rysunku

2. Obserwowane objawy reakcji

3. Równania zachodzących reakcji w formie cząsteczkowej i skróconej jonowej (z uwzględnieniem hydroksokompleksów)

Napisz w formie cząsteczkowej i skróconej jonowej równania reakcji otrzymywania wodorotlenku chromu(III). Za pomocą cząsteczkowych równań reakcji przedstaw następujące przemiany: K₂Cr₂O₇ → Cr₂(SO₄)₃ → K₂CrO_4. Współczynniki w równaniach dobierz metodą bilansu elektronowego. Jaką rolę w tych reakcjach pełnią związki chromu ( wskaż reduktor i utleniacz)

Zad.17 Jedną z metod otrzymywania ołowiu jest prażenie galeny [siarczku ołowiu(II)] przy dużym dostępie tlenu. Jako produkty powstają tlenek siarki(IV) i tlenek ołowiu(II). W kolejnej reakcji tlenek ołowiu(II) poddaje się reakcji z tlenkiem węgla(II), otrzymując metaliczny ołów. Napisz równania reakcji oraz oblicz ile kg ołowiu można otrzymać ze 100 kg galeny, zakładając, że obie reakcje biegną z wydajnością 90%.

Zad. 18 Ułóż równania reakcji chemicznych dla podanych substratów, a jeśli reakcja nie zachodzi, uzasadnij, dlaczego:

1. Bar + woda →

2. Wodorotlenek żelaza(II) + nadtlenek wodoru →

3. Anion bromkowy + anion siarczanowy(VI) + kation wodorowy →

4. Piryt + tlen (ogrzewanie) →

5. Gips krystaliczny + prażenie →

6. Miedź + kwas ortofosforowy →

Dokończ równania następujących reakcji, dla równań 1,3,5 zastosuj bilans elektronowy

1. Zn + HNO_{3 stęż.} →

2. Cr(OH)₃ + NaOH →

3. Fe + H⁺ →

4. MnO₄^- + SO₃^2-+ OH^- →

Zad. 19 Poniższy schemat przedstawia ciąg reakcji jakim ulegają związki cynku:

1. Zn + HCl → A

2. Zn + H₂SO₄ → B

3. B + NaOH → D

4. D + NaOH → Na₂[Zn(OH)₄]

5. Zn + AgNO₃ →

Podaj nazwy związków: A, B, D, E oraz związku powstającego w reakcji nr 4. Przedstaw konfigurację elektronową atomu cynku i na tej podstawie zalicz ten pierwiastek do odpowiedniego bloku energetycznego w układzie okresowym.

Zad. 20 Całość dotyczy krzemu

• Przedstaw konfigurację elektronową atomu krzemu i na tej podstawie określ typowe stopnie utlenienia tego pierwiastka w związkach chemicznych. Podaj treść reguł, które zastosowałeś przy zapisie konfiguracji elektronowej.

• Biorąc pod uwagę typowe stopnie utlenienia atomu krzemu, napisz wzory tlenków tego pierwiastka, podaj ich nazwy. Porównaj właściwości tlenków węgla i krzemu, w których pierwiastki te występują na maksymalnych stopniach utlenienia

• Tlenek krzemu(IV) stapiany z wodorotlenkiem sodu tworzy ortokrzemian sodu. Sól ta pod wpływem wody ulega powolnej hydrolizie, tworząc kwas ortokrzemowy o wzorze H₄SiO₄ Powstający kwas wykazuje tendencje do kondensacji. W wyniku tej reakcji powstaje kwas ortodikrzemowy o wzorze H₆Si₂O₇ Napisz równania tych reakcji.

Zad 21

W oparciu o położenie baru w układzie okresowym podaj cechy charakterystyczne związków baru (tlenku, wodorotlenku i jednej soli) i porównaj je z odpowiednimi związkami wapnia.

Zad. 22

Jednym z pierwiastków bloku d jest chrom.

1. Podaj konfigurację elektronową chromu w notacji 1s 2s 2p ....... i z uwzględnieniem wzorów klatkowych. Podaj liczbę jego elektronów niesparowanych

2. Chrom tworzy tlenki na II, III i VI stopniu utlenienia. Podaj wzory i nazwy tlenków chromu oraz określ ich charakter chemiczny. Napisz równania reakcji tych tlenków z wodorotlenkiem sodu i kwasem solnym

3. Omów właściwości chemiczne związków chromu(VI):

• Trwałość chromianów(VI) i dichromianów(VI) w różnych środowiskach - wypowiedź poprzyj odpowiednimi równaniami reakcji

• Właściwości dichromianów(VI) w reakcjach redoks - podaj w formie jonowej i cząsteczkowej zbilansowane równania reakcji dichromianu(VI) potasu z siarczanem(IV) sodu w środowisku kwaśnym.

4. Dichromiany(VI) utleniają alkohole II - rzędowe do ketonów. Napisz równanie reakcji utlenienia propan - 2 - olu

Zad. 23 W oparciu o budowę atomu podaj podobieństwo i różnice występujące pomiędzy pierwiastkami grupy berylowców. Przy pomocy równań reakcji przedstaw cykl przemian: Ca → Ca(OH)₂ → CaCO₃ → Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃ → CaO → CaCl₂. Omów zjawisko twardości wody.

Zad. 24

Na przykładzie fluorowców i litowców przedstaw podobieństwa pomiędzy pierwiastkami tej samej grupy oraz różnice pomiędzy pierwiastkami grupy 1 i 17. Określ typ i dokonaj charakterystyki wiązań w RbCl i HBr

Zad. 25

W jaki sposób doświadczalnie można wykazać różnice w aktywności fluorowców. Napisz równania reakcji ilustrujące to doświadczenie.

Zad. 26

Napisz równania poniższych reakcji:

1. Na + O₂ → A

2. A + Na → B

3. B + H₂O → NaOH

4. NaOH + SO₂→ D

5. Cl₂ + H₂ → E_aq

6. E_aq + NaOH → F podaj nazwy związków A, B, D, E i F

Zad. 27

Opisz właściwości chromu i jego najważniejsze związki na III i VI stopniu utlenienia

Zad. 28

Na skalę techniczna chrom otrzymuje się z chromitu FeCr₂O₄ przez prażenie z węglanem sodu w obecności tlenu. W tych warunkach tworzy się chromian(VI) sodu, tlenek żelaza(III) i tlenek węgla(IV). Z takiej mieszaniny wymywa się rozpuszczalny chromian sodu. Następnie roztwór zakwasza się przez dodanie kwasu siarkowego(VI) i wykrystalizowuje dichromian (VI) sodu. Otrzymany dichromian poddaje się redukcji węglem. Powstaje wówczas tlenek chromu(III), tlenek węgla(II) i węglan sodu. Czysty chrom otrzymuje się w ostatnim etapie, poddając redukcji tlenek chromu(III) pyłem glinowym. Napisz równania kolejnych czterech równań reakcji.

Zad. 29

Przedstaw konfigurację elektronową atomów manganu oraz jego dwudodatniego jonu. Ile niesparowanych elektronów posiada atom manganu? Przy pomocy równań reakcji przedstaw poniższe przemiany:

1. Mn → MnSO₄

2. MnSO₄ → Mn(OH)₂

3. Mn(OH)₂ → MnO₂

4. MnSO₄ → MnS

5. MnO₂ → MnCl₂

6. Mn → MnS

7. MnS → MnCl₂

8. MnCl₂ → Mn₃(PO₄)₂

Zad.30

Odszukaj w układzie pierwiastek, którego atomy mają następującą konfigurację elektronową: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁵ podaj nazwę i symbol tego pierwiastka. Podaj ogólne wzory elektronowe pierwiastków należących do poszczególnych grup układu okresowego.

Zad.31 Przy pomocy równań reakcji przedstaw równania poniższych przemian:

• Mn⁰ → Mn²⁺

• Mn²⁺ ↔ MnO₂

• MnO₂ → Mn⁴⁺

• MnO₂ → MnO₃^2-

• MnO₂ → MnO₄^2-

• MnO₄^2- ↔ MnO₄^-

Zad. 32

Odszukaj w układzie okresowym i zapisz symbole pierwiastków o liczbach atomowych 8, 11 i 16. Napisz wzory oraz nazwy sześciu związków chemicznych: tlenku metalu, tlenku niemetalu, nadtlenku metalu, soli kwasu beztlenowego, soli kwasu tlenowego słabego oraz mocnego, w których pierwiastki te występują jako jedyne. Zapisz równania reakcji zaproponowanych związków z wodą. Jeśli uznasz, że reakcja nie zachodzi to zaznacz dlaczego

Zad. 33

a/ Przedstaw graficznie (schemat klatkowy) konfigurację elektronową atomu chromu i podaj jakie możliwe stopnie utlenienia może przyjmować chrom w związkach oraz określ jak ze zmianą stopnia utlenienia zmienia się charakter chemiczny tlenków chromu.

b/ Siarczan(VI) chromu(III) reaguje w środowisku alkalicznym (KOH) z nadtlenkiem wodoru. Produktem reakcji jest między innymi chromian(VI) potasu, i woda. Napisz równanie zachodzącej reakcji, dobierając współczynniki metodą bilansu elektronowego. Wskaż utleniacz i reduktor.

Zad. 34

Poniżej przedstawiono szereg problemów związanych z połączeniami fosforu.

• Fosfor otrzymuje się ogrzewając ortofosforan(V) wapnia z tlenkiem krzemu(IV) i węglem w piecach elektrycznych bez dostępu tlenu. Otrzymuje się wtedy fosfor w postaci pary (P₄) , tlenek węgla(II) i metakrzemian wapnia (CaSiO₃). Napisz równanie powyższej reakcji oraz oblicz, ile kilogramów fosforu można otrzymać z 1 tony minerału zawierającego 60% fosforanu(V) wapnia. Należy przyjąć, że wydajność reakcji wynosi 100%.

• Fosfor biały (P₄) jest bardzo aktywny. Reaguje on przykładowo z roztworem siarczanu(VI) miedzi(II). W reakcji tej powstaje wolna miedź, a także kwas siarkowy(VI) i kwas ortofosforowy(V). Napisz równanie tej reakcji. Wśród substratów należy uwzględnić wodą.

• Fosfor spalany na powietrzu tworzy P₄O₁₀ który w reakcji z wodą tworzy kwas ortofosforowy(V). Kwas ten można również otrzymać działając na ortofosforan(V) wapnia kwasem siarkowym(VI). Napisz równania trzech opisanych procesów oraz wyjaśnij dlaczego kwas ortofosforowy(V) można otrzymać działając kwasem siarkowym(VI) na ortofosforan(V) wapnia.

• Sole kwasu ortofosforowego(V) są stosowane jako nawozy sztuczne jednym z nich jest tzw. Superfosfat podwójny o wzorze Ca(H₂PO₄)₂. Oblicz zawartość procentową fosforu w tym związku.

• Fosfor posiada różne odmiany alotropowe - wyjaśnij na czym polega zjawisko alotropii i wymień dwa inne pierwiastki posiadające również odmiany alotropowe.

• Ortofosforan(V) srebra to sól praktycznie nierozpuszczalna w wodzie. Opisz doświadczenie w wyniku którego powstaje osad tej soli. W formie cząsteczkowej i jonowej skróconej zapisz równania odpowiednich reakcji.

• Fosfor reaguje z wodorem tworząc fosforiak PH₃ Związek ten można również otrzymać działając gorącym roztworem KOH na fosfor (P₄) Powstaje wtedy PH₃ i diwodorofosforan(I)potasu (KH₂PO₂). Napisz powyższe równanie reakcji. Wśród substratów należy uwzględnić wodę. Określ co jest utleniaczem i co reduktorem w tej reakcji.

Zad. 35

Poniżej przedstawiono szereg problemów związanych z właściwościami chloru

a/ Określ budową atomu chloru (³⁵Cl) podając: skład jądra atomowego, konfigurację elektronową

b/ Do celów laboratoryjnych chlor można otrzymać między innymi działając w podwyższonej temperaturze kwasem solnym na tlenek manganu(IV). Produktami tej reakcji oprócz chloru są chlorek manganu(II) i woda. Napisz równanie opisanej reakcji uzgadniając je metodą bilansu elektronowego.

c/ Chlor reaguje z wieloma pierwiastkami. Między innymi z sodem, który spalany w chlorze tworzy chlorek sodu. Napisz równanie reakcji syntezy chlorku sodu. Pisząc konfigurację atomów i jonów obydwu pierwiastków uwzględnij ich elektroujemność, wyjaśnij jak dochodzi do utworzenia wiązania i określ rodzaj powstałego wiązania.

d/ Chlor w pewnych warunkach tworzy tlenki, w których występuje na I, III, IV, V i VII stopniu utlenienia

• Napisz wzory tlenków chloru na I, III i VII stopniu utlenienia.

• Tlenki chloru mają charakter kwasowy. Reagują w określonych warunkach z zasadami. Napisz równania reakcji tlenku chloru(III) i tlenku chloru(VII) z zasadą sodową i podaj nazwy powstałych soli. Uwaga - tlenowe kwasy chloru są jednoprotonowe.

e/ na skalę techniczną chlor otrzymuje się w wyniku elektrolizy wodnego roztworu chlorku sodu - omów na przykładzie równań reakcji przebieg elektrolizy wodnego roztworu chlorku sodu.

f/ przeprowadzono następujące doświadczenie - do trzech probówek zawierających odpowiednio fluorek, bromek i jodek potasu dodano wodę chlorową. Za pomocą równań reakcji zapisz przemiany zachodzące w probówkach lub zaznacz, że reakcja nie zachodzi.

Zad. 36

Pomimo występowania olbrzymich ilości azotu w powietrzu do początku XX wieku nie znano metody przemysłowej jego związania w połączenia chemiczne. Dopiero z początkiem tego wieku F. Haber i C. Bosch opracowali stosowaną do dziś metodę syntezy amoniaku, który jest z kolei surowcem do otrzymywania kwasu azotowego i nawozów sztucznych. Proces otrzymywania kwasu azotowego(V) przebiega w kilku etapach

• Etap I - synteza amoniaku z wodoru i azotu przebiegająca pod ciśnieniem i w podwyższonej temperaturze w obecności żelaza jako katalizatora

• Etap II - utlenianie katalityczne amoniaku do tlenku azotu(II) i dalsze jego samorzutne utlenienie do tlenku azotu(IV)

• Etap III - absorpcja powstałego tlenku azotu(IV) w wodzie. Innym kwasem tlenowym tworzonym przez azot jest kwas azotowy(III)

A/ Napisz równania reakcji obrazujące cały opisany proces otrzymania kwasu azotowego(V)

B/ przedstaw wzór elektronowy kwasu azotowego(V) i omów charakter wiązań występujących w cząsteczce tego kwasu

C/ Napisz równania reakcji jakie będą zachodzić jeżeli cynk i miedź będą reagowały z rozcieńczonym i stężonym kwasem azotowym(V)

Zad. 37

1. Dane są tlenki pierwiastków znajdujących się w trzecim okresie układu okresowego: Na₂O; Al₂O₃; Cl₂O₇;

• Podaj jaki typ wiązania występuje w tych tlenkach

• Określ charakter chemiczny tych tlenków

• Napisz odpowiednie równania reakcji stwierdzające ich charakter chemiczny

Liczba atomowa pierwiastka E wynosi Z= 30

• Określ położenie pierwiastka w układzie okresowym

• Rozpisz pełna konfigurację elektronową pierwiastka E oraz podaj nazwę bloku energetycznego do którego należy

• Zaprojektuj doświadczenie, które jednoznacznie powoli określić charakter chemiczny tego pierwiastka

Zad. 38

Żelazo tworzy związki na różnych stopniach utlenienia. Poniżej podano kilka informacji opisujących zachowanie jego połączeń w różnych warunkach. Napisz równania odpowiednich reakcji:

1. sproszkowane żelazo w podwyższonej temperaturze reaguje z parą wodną dając magnetyt (Fe₃O₄) i wodór

2. żelazo w typowy sposób reaguje z kwasem siarkowym(VI) tworząc sól żelaza(II)

3. chlorek żelaza(III) otrzymuje się przepuszczając chlor nad rozgrzanymi opiłkami żelaza

4. działając na roztwór chlorku żelaza(III) otrzymuje się tetrachlorożelazian(III) sodu

5. szczawian żelaza(II) otrzymuje się działając na chlorek żelaza(II) kwasem szczawiowym

6. żelazian(V) potasu o wzorze KFeO₃ otrzymuje się ogrzewając tlenek żelaza(III) w obecności tlenu i tlenku potasu

7. Żelazian(VI) sodu o wzorze Na₂FeO₄ otrzymuje się stapiając wodorotlenek żelaza(III) z wodorotlenkiem sodu w obecności chloru. Produktami tej reakcji sa również chlorek sodu i woda

ROZWIĄZANIA PRZYKŁADOWYCH ZADAŃ

Zad. 1

Konfiguracje elektronowe:

a/ Atom żelaza: ₂₆Fe atom żelaza posiada więc 26 elektronów

• Zapis pełny: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁶

• Zapis skrócony (od poprzedzającego gazu szlachetnego): [Ar]4s²3d⁶

b/ Zapisy skrócone dla jonów żelaza:

• Fe²⁺ [Ar] 3d⁶

• Fe³⁺ [Ar] 3d⁵

Zad. 2

1/ żelazo → chlorek żelaza(III)

2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃ gdyby na żelazo podziałano kwasem solny, który nie posiada właściwości utleniających produktem byłby chlorek żelaza(II), jednak ze względu na silne właściwości utleniające gazowego chloru powstaje chlorek żelaza(III)

2/ chlorek żelaza(III) → wodorotlenek żelaza(III)

FeCl₃ + 3NaOH → Fe(OH)₃ + 3NaCl

Fe³⁺+ 3OH^- → Fe(OH)₃(↓)

3/ wodorotlenek żelaza(III) → tlenek żelaza(III)

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O

4/ tlenek żelaza(III) → żelazo

Na tlenek żelaza należy podziałać reduktorem np. wodorem, węglem lub tlenkiem węgla(II)

Fe₂O₃ + 3H₂ → 2Fe + 3H₂O

Fe₂O₃ + 3C → 2Fe + 3CO

Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂

Zad. 3

2Fe(OH)₂ + H₂O₂ → 2Fe(OH)₃

5 Fe²⁺ + MnO₄^- + 8H⁺ → 5Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4H₂O

Zad. 4

Mg → MgO

2Mg + O₂ → 2MgO (Równanie reakcji spalania magnezu)

MgO → MgCl₂

MgO + 2HCl → MgCl₂ + H₂O

Zakładając 100% wydajność

Z 1 mola czyli 24 g Mg powstaje 1 mol czyli 95 g MgCl₂

Z 48 g Mg powstaje x g MgCl₂ x = 190 g MgCl₂

Wydajność całkowita (W) procesu równa się iloczynowi wydajności etapów składowych:

W = 75% ∙ 75% = 56%

Przy 100% wydajności powstaje 190 g MgCl₂

Przy 56% wydajności powstaje x g MgCl₂

x = 106,4 g MgCl₂

Zad. 5

1. Glin + Cl₂ → A 2 Al + 3Cl₂ → 2 AlCl₃ (A)

2. A + NaOH → B AlCl₃ + 3NaOH → Al(OH)₃ (B) + 3NaCl

3. B + H₂SO₄ → C 2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ (C) + 6H₂O

Zapis jonowy H⁺ + OH^- → H₂O

4. B + NaOH → D Al(OH)₃ + 3NaOH → Na₃AlO₃ + 3H₂O

Zapis jonowy: Al(OH)₃ + 3OH^- → AlO₃^3- + 3H₂O

5. Al + O₂ → E 4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃

7. Al₂O₃ + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Zad. 6

1. ZnS + 1,5 O₂ → ZnO + SO₂

2. ZnO + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂O

3. Elektroliza: równanie dysocjacji siarczanu(VI) cynku: ZnSO₄ ↔ Zn²⁺+SO₄^2-

Katoda: (redukcja kationu) Zn²⁺+ 2ē → Zn⁰

Anoda: (utlenienie wody) H₂O - 2 ē → 2H⁺ + 1/2O₂ ponieważ woda ulega łatwiej elektroutlenianiu niż reszta kwasowa kwasu tlenowego [siarkowego(VI)]

Zad. 7

A/ NH₄HCO₃ → NH₃ + H₂O + CO₂ przy 333 K gazami będą jedynie CO₂ i NH₃

woda w tej temperaturze jest cieczą (60⁰C)

Z 1 mola czyli 79 g NH₄HCO₃ powstają 2 mole gazów czyli 44,8 dm³

z 31,6 g NH₄HCO₃ powstaje x dm³

x = 17,92 dm³ gazów

B/ NH₃ + H₂O → NH₄OH jonowo NH₃+ H₂O →NH₄⁺ + OH^-

Zad. 8

I/ CaSO₄ + 4 C → CaS + 4 CO

II/ CaS + 2H₂O → H₂S + Ca²⁺ + 2OH^-

III/ Ca(OH)₂+ 2 CO₂ → Ca(HCO₃)₂

Zapis sumaryczny procesu: CaS + 2H₂O + 2CO₂ → Ca(HCO₃)₂ + H₂S

Zad. 9

1. NH₄Cl + NaOH → NH₃(↑) + NaCl + H₂O

2. N₂+ 3H₂ → 2NH₃ - reakcja redoks

3. 3Mg + N₂ → Mg₃N₂ - reakcja redols

4. 2NH₃+ H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄

5. 2NH₃ + 2,5 O₂ → 2NO + 3H₂O - reakcja redoks

6. 2 NO + O₂ → 2NO₂ - reakcja redoks

7. 2 NO₂ + H₂O → HNO₃+ HNO₂ - reakcja redoks

Zad. 10

1. Cr + H₂SO₄ → CrSO₄ + H₂ -reakcja redoks

2. 2CrSO₄ + 0,5 O₂+ H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + H₂O - reakcja redoks

• Cr₂(SO₄)₃ + 6NaOH → 3Na₂SO₄ + 2Cr(OH)₃(↓)

4. 2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O

5. 2Cr(OH)₃ → Cr₂O₃ + 3H₂O

6. Cr(OH)₃ + NaOH → Na[Cr(OH)₄]

7. 2Na[Cr(OH)₄] + 3H₂O₂ → Na₂Cr₂O₇ + 7H₂O - reakcja redoks

8. Cr₂O₃ + 2KOH + 3H₂O₂ → K₂Cr₂O₇+ 4 H₂O - reakcja redoks

9. K₂Cr₂O₇ + 3 K₂SO₃ + 4H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 4K₂SO₄+ 4H₂O - reakcja redoks

10. Cr₂O₃ + 3C → 2Cr + 3CO - reakcja redoks

Zad. 11

Zachodzi reakcja hydrolizy, gdyż jest to sól mocnego kwasu (H₂SO₄) i słabego wodorotlenku Cr(OH)₃

- zapis półjonowy: Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O ↔ 2Cr(OH)₃(↓) + 3SO₄^2- + 6H⁺

• zapis jonowy: Cr³⁺ + 3H₂O → Cr(OH)₃ + 3H⁺

Jest to przykład hydrolizy kationowej, odczyn roztworu kwaśny ( pH < 7)

Zad. 12

1/ CrO + 2HCl → CrCl₂ + H₂O - ten tlenek chromu ma charakter zasadowy

2/ Cr₂O₃ + 3H₂SO₄→ Cr₂(SO₄)₃ + 3 H₂O - charakter zasadowy

Cr₂O₃ + 2NaOH → 2NaCrO₂ + H₂O - charakter kwasowy. Tlenek ten posiada więc charakter amfoteryczny, gdyż reaguje zarówno z mocnymi kwasami jak i mocnymi zasadami

3/ CrO₃ + 2NaOH → Na₂CrO₄ + H₂O ten tlenek ma charakter kwasowy.

Wniosek - gdy metal posiada kilka możliwych stopni utlenienia to odpowiednie tlenki w miarę wzrostu wartości stopnia utlenienia zmieniają charakter od zasadowego przez amfoteryczny to kwasowego.

Zad. 13

1. Pb(NO₃)₂ + H₂CO₃ → PbCO₃(↓) + 2HNO₃

Pb²⁺ + CO₃^2- → PbCO₃

2. Pb(NO₃)₂ + Na₂S → PbS (↓) + 2NaNO₃

Pb²⁺ + S^2- → PbS

3. Pb(NO₃)₂ + 2NaOH → Pb(OH)₂(↓) + 2NaNO₃

Pb²⁺ + 2OH^- → Pb(OH)₂

4. Pb(NO₃)₂ + Na₂SO₄→ PbSO₄(↓) + 2NaNO₃

Pb²⁺ + SO₄^2-→ PbSO₄

Zad. 14

Fe₃O₄ + 4 CO → 3Fe + 4CO₂

Reakcja powyższa posiada co najmniej dwa możliwe określenia:

• Reakcja redukcji magnetytu

• Reakcja redoks

Zad. 15

1/ Fe²⁺+ 2Cl^- + 2Na⁺ + 2 OH^- → Fe(OH)₂(↓) + 2Na⁺+ 2Cl^-

Fe²⁺ + 2 OH^- → Fe(OH)₂

2/ 2Fe(OH)₂ + H₂O₂ → 2Fe(OH)₃

3/ 2 Fe(OH)₃ (ogrzewanie) → Fe₂O₃ + 3H₂O

4/ 2Fe(OH)₃ + 3 H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 6 H₂O

Fe(OH)₃+ 3 H⁺ → Fe³⁺ + 3H₂O

5/ Fe₂O₃ + 3SO₃ → Fe₂(SO₄)₃ lub Fe₂O₃+ 3H₂SO₄→ Fe₂(SO₄)₃+ 3H₂O

Zad. 16

1. Schematyczny rysunek przedstawia trzy kolejne sytuacje

• rysunek probówki w której znajduje się zielona ciecz - roztwór siarczanu(VI) chromu(III), z góry strzałka określająca wprowadzenie do probówki roztworu wodorotlenku sodu ( na strzałce wzór wodorotlenku sodu)

• etap II w probówce zielony, galaretowaty osad wodorotlenku chromu(III)

• zawartość tej probówki rozdzielenie do dwóch, z których do jednaj strzałką sygnalizujemy dodanie roztworu kwasu siarkowego(VI) - w probówce zielona klarowna (przeźroczysta) ciecz z zaznaczeniem - roztwór siarczanu(VI) chromu(III), do drugiej zaś strzałką oznaczamy dodanie roztworu wodorotlenku sodu. Zawartość probówki przyjmuje klarowny zielony kolor z zaznaczeniem wzoru powstałego roztworu tetrahydroksochromianu(III) sodu Na[Cr(OH)₄

2. Objawy reakcji

• wodorotlenek chromu(III) tworzy galaretowaty zielony osad

• pod wpływem kwasu siarkowego(VI) osad roztwarza się i powstaje zielony roztwór siarczanu(VI) chromu(III)

• pod wpływem wodorotlenku sodu osad również ulega roztworzeniu z utworzeniem rozpuszczalnego tetrahydroksokompleksu

WNIOSEK - Wodorotlenek chromu(III) ma charakter amfoteryczny

Zad. 17

PbS + 1,5 O₂ → PbO + SO₂

PbO + CO → Pb + CO₂

Obliczenia przy założeniu 100% wydajności

Z 1 kmola (kilomola) czyli 239 kg PbS powstaje 207 kg ołowiu

Z 100 kg PbS powstaje x kg ołowiu

x = 86,6 kg ołowiu

UWAGA - Stosujemy kilomol jako jednostkę, gdyż w zadaniu ilości substancji zostały podane w kilogramach.

Całkowita wydajność procesu W = W₁∙ W₂=0,9 ∙ 0,9 = 0,81 ≡ 81%

Uwzględniając wydajność obliczymy rzeczywistą ilość powstałego ołowiu

86,6 kg Pb - 100%

x kg Pb - 81%

x = 70,15 kg Pb

Zad.18

1. Ba + 2H₂O → Ba(OH)₂ + H₂

2. 2Fe(OH)₂ + H₂O₂ → 2Fe(OH)₃

3. reakcja nie zachodzi

4. 2FeS₂ + 5,5 O₂ → Fe₂O₃ + 4SO₂

5. CaSO₄∙2H₂O (prażenie) → CaSO₄+ 2H₂O

6. Reakcja nie zachodzi gdyż E_Cu> 0 a kwas fosforowy nie jest utleniający

Dokończyć zapis równań reakcji

1. 4 Zn + 9HNO_{3 stęż.} → 4Zn(NO₃)₂ + NH₃ + 3H₂O

2. Cr(OH)₃ + NaOH → Na[Cr(OH)₄] - tetrahydroksochromian(III) sodu

3. Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂

4. 2MnO₄^- + SO₃^2- + 2OH^-→ 2 MnO₄^2- + SO₄^2-+ H₂O

Zad. 19

1. Zn + HCl → ZnCl₂ + H₂ chlorek cynku

2. Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂ siarczan(VI) cynku

3. ZnSO₄ + 2NaOH → Zn(OH)₂ + Na₂SO₄ wodorotlenek cynku

4. Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄] tetrahydroksocynkan sodu

5. Zn + 2 AgNO₃ → Zn(NO₃)₂ + 2 Ag azotan(V) cynku

Zad. 20

1. Konfiguracja elektronowa atomu krzemu ₁₄Si (14 elektronów)

| 1s² | 2s² | 2p⁶ | 3s² | 3p² |

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑

↑

2. Cztery elektrony walencyjne, więc możliwe wartościowości w połączeniu z bardziej elektroujemnym tlenem to +II (pozostaje dublet) oraz + IV (pozostaje oktet elektronów z powłoki przedostatniej), tworzy więc tlenki: SiO - tlenek krzemu(II) oraz SiO₂ - tlenek krzemu(IV) zwany również krzemionka (nazwa zwyczajowa)

CO₂ - gaz, cięższy od powietrza o charakterze kwasowym (bezwodnik kwasu węglowego)

SiO₂ - ciało stałe (krzemionka) o charakterze słabo kwasowym. Reaguje z zasadaami w podwyższonej temperaturze.

3. 4NaOH + SiO₂ →Na₄SiO₄ + 2H₂O

Na₄SiO₄ + 4H₂O → H₄SiO₄ + 4Na⁺ + 4OH^-

H₄SiO₄ + SiO₂ + H₂O → H₆Si₂O₇

Zad. 21

Konfiguracja elektronowa baru (skrócona) - [Rn] 6s²

Metal aktywny z racji położenia w drugiej grupie a ponadto z powodu znacznych rozmiarów atomu (położenie w siódmym okresie) i z tego powodu jest aktywniejszy od wapnia. Tworzy zasadę ( dobrze rozpuszczalny wodorotlenek) podczas gdy wodorotlenek wapnia posiada ograniczoną rozpuszczalność. Odwrotnie jest z rozpuszczalnością soli, np. odpowiednich siarczanów. Siarczan(VI) baru jest praktycznie nierozpuszczalny w wodzie.

Zad. 22

₂₄Cr - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d⁵ - posiada sześć elektronów niesparowanych

Uwaga - proszę zwrócić uwagę na nietypowy zapis końcówki 4s¹3d⁵ zamiast tradycyjnego 4s²3d⁴ Wynika to z faktu, że energetycznie preferowana jest ilość 5 lub 10 elektronów na podpowłoce d, (po jednym lub po dwa elektrony na orbitalu typu d). Dla osiągnięcia takiego stanu, dochodzi do przeniesienie elektronu z podpowłoki s na d. Podobnie jak z chromem dzieje się z miedzią, której atom miałby konfigurację powłoki walencyjnej 4s²3d⁹ a w związku z powyższym będzie miał konfigurację 4s¹3d¹⁰.

Zapis klatkowy konfiguracji walencyjnej - 4s¹3d⁵

↑

↑

↑

↑

↑

↑

4s¹ 3d⁵

II stopień utlenienia w CrO tlenek chromu(II) wykazuje charakter zasadowy

CrO + 2HCl → CrCl₂ + H₂O

CrO + NaOH - reakcja nie zachodzi

III stopień utlenienia w Cr₂O₃ -wykazuje charakter amfoteryczny

Cr₂O₃ + 6HCl → 2CrCl₃+ 3H₂O

Cr₂O₃ + 2NaOH → 2NaCrO₂ + H₂O

VI stopień utlenienia w CrO₃ - wykazuje charakter kwasowy

CrO₃ + 2NaOH → Na₂CrO₄ + H₂O

CrO₂ + HCl → reakcja nie zachodzi

Uzgodnienie równania reakcji redoks:

K₂Cr₂O₇ + 3 CH₃-CH(OH)-CH₃ + 4H₂SO₄→ Cr₂(SO₄)₃ +K₂SO₄+3CH₃-CO-CH₃+7H₂O

Bilans elektronowy:

2 Cr^+VI → 2Cr³⁺+ 6ē

3x | C₃^-VI- 2 ē→ C₃^-IV

Uwaga - przyjęto łączną elektrowartościowość dla trzech atomów węgla gdyż w fazie końcowej (w propanolu) atomy węgla miałyby elektrowartościowość ułamkową(!)

Zad. 23

Identyczność konfiguracji elektronów walencyjnych ns² świadczy to, że należą do tej samej grupy, są dwuwartościowe a aktywność ich rośnie w grupie w miarę wzrostu wartości promienia atomowego (wyższa wartość głównej liczby kwantowej) gdyż ułatwia to oddawanie elektronów czyli zwiększa aktywność.

Ca → Ca(OH)₂ Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂+ H₂

Ca(OH)₂ → CaCO₃ Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃+ H₂O

CaCO₃→ Ca(HCO₃)₂ CaCO₃+ H₂O +CO₂ →Ca(HCO₃)₂

Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃ Ca(HCO₃)₂[ogrzanie] → CaCO₃+H₂O+CO₂

CaCO₃→ CaO CaCO₃[prażenie] → CaO + CO₂

CaO → CaCl₂ CaO + 2HCl → CaCl₂ + H₂O

Twardość wody jest spowodowana obecnością jonów wapnia i magnezu oraz w pewnej mierze jonów innych metali. Ze względu na współwystępujące aniony rozróżnia się twardość trwałą (gdy są to aniony dające rozpuszczalne sole z tymi jonami np. azotany, siarczany czy chlorki). Twardość przemijającą spowodowana jest obecnością wodorowęglanów, które pod wpływem ogrzewania rozkładają się tworząc nierozpuszczalny węglan (CaCO₃) lub wodorotlenek np. Mg(OH)₂.

Zad. 24

Ogólne wzory struktur walencyjnych:

• litowce ns¹- aktywne metale o stopniu utlenienia +I (jednowartościowe) ich aktywność w grupie rośnie ze wzrostem promienia atomowego (czyli numeru okresu w którym występuje)

• fluorowce ns²np⁵- aktywne niemetale o głównym stopniu utlenienia -I. W grupie ze wzrostem masy atomowej ich aktywność maleje

• Rodzaje wiązań chemicznych: w Rb Cl - wiązanie jonowe (typowe dla soli); w cząsteczce HBr wiązanie atomowe spolaryzowane

Zad. 25

Fluorowiec aktywniejszy wypiera z soli fluorowiec mniej aktywny przykłady:

2NaI + Br_{2 aq} → 2NaBr + I₂ lub 2NaBr + Cl₂→ 2NaCl +Br_2aq

Zad. 26

Na + O₂(spalanie) → Na₂O₂ nadtlenek sodu

Na₂O₂ + 2Na → 2Na₂O tlenek sodu

Na₂O + H₂O → 2NaOH wodorotlenek sodu

NaOH + SO₂→ NaHSO₃ wodorosiarczan(IV) sodu

2NaOH + SO₂→ Na₂SO₃ + H₂O siarczan(IV) sodu

Cl₂ + H₂ → 2HCl chlorowodór

HCl + NaOH → NaCl + H₂O chlorek sodu

Zad. 27

Twardy metal o połysku srebrzystym, łatwo ulega pasywacji.

III - stopień utlenienia zielony tlenek chromu(III) katalizator wielu procesów chemicznych, zielony pigment. Wykazuje właściwości amfoteryczne

VI - stopień utlenienia, tlenek kwasowy tworzy chromiany(VI) i dichromiany(VI). Bardzo silne utleniacze.

Zad. 28

2 FeCr₂O₄ + 4Na₂CO₃ + 3,5 O₂ → 4 Na₂CrO₄ + Fe₂O₃ + 4CO₂

2Na₂CrO₄ + 2H⁺ → Na₂Cr₂O₇ + H₂O + 2Na⁺

Na₂Cr₂O₇ + 2C → Cr₂O₃ + CO + Na₂CO₃

Cr₂O₃ + 2Al → 2Cr + Al₂O₃

Zad. 29

Struktury elektronowe pełne:

Mn⁰ 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁵ pięć elektronów niesparowanych

Mn²⁺ 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵

Równania reakcji:

1. Mn + H₂SO₄ → MnSO₄+ H₂

2. MnSO₄ + 2NaOH → Mn(OH)₂+ Na₂SO₄

3. Mn(OH)₂+ H₂O₂ → MnO₂ + 2H₂O

4. MnSO₄ + 4 C → MnS + 4CO

5. MnO₂ + 4HCl → Cl₂ + MnCl₂ + 2H₂O

6. Mn + S → MnS

7. MnS + 2HCl → MnCl₂+ H₂S (↑)

8. 3MnCl₂ + 2Na₃PO₄ → Mn₃(PO₄)₂(↓) + 6NaCl

Zad. 30

Strukturę elektronową manganu podano w poprzednim zadaniu (Zad.29)

Grupa 1 ns¹ litowce

Grupa II ns² berylowce

Grupa III ns²(n-1)d¹ skandowce

Grupa IV ns²(n-1)d² tytanowce

Grupa V ns²(n-1)d³ wanadowce

Grupa VI ns²(n-1)d⁴ chromowce

Grupa VII ns²(n-1)d⁵ manganowce

Grupa VIII ns²(n-1)d⁶ żelazowce

Grupa IX ns²(n-1)d⁷ kobaltowce

Grupa X ns²(n-1)d⁸ niklowce

Grupa XI ns²(n-1)d⁹ miedziowce

Grupa XII ns² (n-1)d¹⁰ cynkowce

Grupa XIII ns² (n-1)d¹⁰ np¹ borowce

Grupa XIV ns² (n-1)d¹⁰ np² węglowce

Grupa XV ns² (n-1)d¹⁰ np³ azotowce

Grupa XVI ns² (n-1)d¹⁰np⁴ tlenowce

Grupa XVII ns² (n-1)d¹⁰ np⁵ fluorowce

Grupa XVIII ns² (n-1)d¹⁰ np⁶ helowce tzw. gazy szlachetne

Do tego dochodzą pierwiastki bloku energetycznego f (uzupełniające elektronu na powłoce drugiej od końca) są to lantanowce i aktynowce

Zad. 31

Mn + H₂SO₄ → MnSO₄+ H₂

MnO + H₂O₂ → MnO₂+ H₂O

MnO₂ + 2H₂SO₄ → Mn(SO₄)₂ + 2H₂O

MnO₂ + 2NaOH → Na₂MnO₃ + H₂O

MnO₂ + H₂O₂ → MnO₄^2- + 2H⁺

Fe³⁺ + MnO₄^-2 → Fe²⁺ + MnO₄^-

MnO₄^-+Fe²⁺ → Fe³⁺ + MnO₄^2-

Zad. 32

Szukane pierwiastki ₈X = O (tlen); ₁₁Y = Na (sód); ₁₆Z = S (siarka) zostały zidentyfikowane w układzie okresowym na podstawie podanych liczb atomowych (zwanych również inaczej porządkowymi). Oto wzory i nazwy połączeń:

• tlenek metalu - Na₂O tlenek sodu

• tlenek niemetalu - SO₂ tlenek siarki(IV)

• nadtlenek metalu - Na₂O₂ nadtlenek sodu

• sól kwasu beztlenowego - Na₂S siarczek sodu

• sól słabego kwasu beztlenowego - Na₂SO₃ siarczan(IV) sodu

• sól mocnego kwasu tlenowego - Na₂SO₄ siarczan(VI) sodu

Równania reakcji z wodą:

1. Na₂O + H₂O → 2NaOH

2. SO₂ + H₂O → H₂SO₃

3. Na₂O₂ + H₂O → 2NaOH + 0,5O₂

4. Na₂S + 2H₂O → H₂S + 2Na⁺+ 2OH^- hydroliza anionowa; odczyn zasadowy

5. Na₂SO₃ + 2H₂O → H₂SO₃ + 2Na⁺ + 2OH^- hydroliza anionowa; odczyn zasadowy

6. Na₂SO₄ + H₂O → reakcja hydrolizy nie zachodzi gdyż jest to sól mocnego kwasu i mocnej zasady

Zad. 33

• Konfiguracja elektronowa atomu chromu i zapis klatkowy: (pytanie bardzo często pojawiające się w testach prawdopodobnie ze względu na nietypowy zapis - przeniesienie elektronu z orbitalu s na orbital d podobnie jak w atomach miedzi) ₂₆Cr - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d⁵

1s² |↑↓|

2s² 2p⁶ |↓↑‌‌| |↑↓|↑↓|↑↓|

3s² 3p⁶ 3d⁵ |↓↑| |↓↑|↓↑|↓↑| |↑ |↑ |↑ |↑ |↑ |

4s¹ |↑ |

Stopnie utlenienia chromu to: +II, +III, +VI

W miarę wzrostu wartości stopnia utlenienia związków chromu:

• Wzrastają właściwości utleniające

• Związki chromu zmieniają charakter z zasadowego przez amfoteryczne do kwasowego (przy stopniu utlenienia +VI)

Uwaga - ta prawidłowość dotyczy wszystkich metali o wielu stopniach utlenienia takich jak np. żelazo, mangan czy chrom

• Uzgodnienie równania reakcji metodą bilansu elektronowego

Cr₂(SO₄)₃ + 10 KOH + 3H₂O₂ → 2K₂CrO₄ + 3K₂SO₄ + 8H₂O

Zad. 34

2 Ca₃(PO₄)₂ + 6SiO₂ + 10C → P₄ + 10 CO + 6CaSiO₃

Obliczenia:

• Ilość fosforanu(V) wapnia - 60% z 1000 kg = 600 kg

• Z równania reakcji wynika, że

Z 2 kmoli Ca₃(PO₄)₂ czyli 624 kg powstaje 124 kg P₄

Z 600 kg powstaje x kg P₄

X = 119,2 kg P₄

Dalsze równania reakcji:

16 H₂O + P₄ + 10CuSO₄ → 10Cu + 10 H₂SO₄ + 4H₃PO₄

2P₂ + 5 O₂ → P₄O₁₀

P₄O₁₀ + 6H₂O → 4H₃PO₄

Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ → 3CaSO₄ + 2H₃PO₄

Reakcja powyższa zachodzi ponieważ kwas siarkowy(VI), w przeciwieństwie do ortofosforowego, jest kwasem mocnym

Obliczenie zawartości procentowe fosforu w superfosracie (M = 234 g/mol)

1 mol superfosfatu czyli 234 g stanowi 100 %

2 mole fosforu czyli 62 g stanowi x %

x = 26,5% fosforu

Alotropia to zjawisko polegające na występowaniu pierwiastków w różnych formzch krystalicznych i cząsteczkowych. Przykładowymi pierwiastkami wykazującymi alotropię:

• Fosfor biały i czerwony

• Węgiel - diament, grafit, sadza i fullereny

• Tlen - tworzy tradycyjnie cząsteczki dwuatomowe oraz trójcząsteczkowe O₃ - ozon

Otrzymanie ortofosforanu srebra - do rozpuszczalnego ortofosforanu sodu dodać roztwór azotanu(V) srebra. Wytrąci się żółty osad ortofosforanu srebra

Zapis cząsteczkowy - Na₃PO₄ + 3AgNO₃ → Ag₃PO₄ (↓)+ 3NaNO₃

Zapis jonowy skrócony - PO₄^3- + 3Ag⁺ → Ag₃PO₄

Otrzymanie fosforiaku

12 H₂O + 12 KOH + 4P₄ → 4PH₃ + 12 KH₂PO₂

rolę utleniacza i reduktora pełni fosfor. Tego typu reakcje redoks, w których ta sama substancja pełni rolę utleniacza i reduktora nazywamy reakcjami dysproporcjonowania.

Zad. 35

A/
- to pełny zapis nuklidu Cl - 35, z zapisu wynika że atom ten składa się z 17 elektronów, zaś jądro tworzą nukleony czyli 17 protonów I 18 neutronów

B/ Otrzymanie chloru:

4HCl + MnO₂ → MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

C/ 2 Na + Cl₂ → 2 NaCl

Na^o 1s²2s²2p⁶3s¹ elektroujemność 0,9

Cl^- 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵ elektroujemność 3,0

Różnica elektroujemności (3,0 - 0,9) = 2,1 > 1,7 wskazuje na utworzenie wiązania jonowego, czyli na przeniesienie pary elektronów tworzących wiązanie do sfery elektronowej atomu chloru, wskutek czego atom chloru przekształca się w jon chlorkowy posiadający oktet na ostatniej powłoce. Również atom sodu oddając elektron walencyjny przyjmuje ośmioelektronową powłokę zewnętrzną.

Na⁺ 1s²2s²2p⁶

Cl ^- 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

D/ Wzory tlenków

- na +I stopniu utlenienia Cl₂O

- na + III stopniu utlenienia Cl₂O₃

- na + VII stopniu utlenienia Cl₂O₇

Cl₂O₃ + 2NaOH → 2NaClO₂ + H₂O chloran(III) sodu

Cl₂O₇ + 2NaOH → 2NaClO₄ + H₂O chloran(VII) sodu

E/ Elektroliza wodnego roztworu NaCl

NaCl → Na⁺ + Cl^-

KATODA - woda ulega łatwiej elektroredukcji niż kation sodu

H₂O + ē → ½ H₂ + OH^-

ANODA - elektroutlenianiu ulegają jony chlorkowe

Cl^- →Cl⁰ + ē

Na katodzie wydziela się wodór zaś na anodzie chlor. W roztworze pozostaje więc wodorotlenek sodu. Jest to metoda otrzymania wodorotlenku sodu na skalę techniczną.

F/ KF + Cl_2aq → reakcja nie zachodzi ponieważ chlor jest mniej aktywny od fluoru

2KBr + Cl_2aq → 2KCl + Br₂ ponieważ chlor jest aktywniejszy od bromu

2 KI + Cl _2aq → 2KCl + I₂ ponieważ chlor jest aktywniejszy od jodu

Zad. 36

A/ N₂ + 3H₂ → 2NH₃ 2NH₃+ 21/2 O₂→ 2NO + 3H₂O

2NO + O₂ → 2NO₂ 2NO₂ + H₂O →HNO₃ + HNO₂

B/ Wzór elektronowy kwasu azotowego(V) pokazano na płycie I -wiązania chemiczne. W cząsteczce występują cztery wiązania atomowe spolaryzowane i jedno wiązanie koordynacyjne)

C/ Reakcja cynku i miedzi z rozcieńczonym kwasem azotowym(V)

3Cu + 8HNO₃ → 3Cu (NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Zn + 2HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + H₂

Reakcje miedzi i cynku ze stężonym kwasem azotowym(V)

Cu + 4HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

4Zn + 9HNO₃ →4 Zn(NO₃)₂ + NH₃ +3 H₂O

Zad. 37

1/ Na₂O - różnica elektroujemności (3,5 - 0,9 =2,6) jako, że 2,6> 1,7 w cząsteczce występuje wiązanie jonowe, tlenek metalu I grupy ma właściwości zdecydowanie zasadowe

Na₂O + CO₂→ Na₂CO₃ lub Na₂O + H₂O → 2NaOH

Al₂O₃ - różnica elektroujemności (3,5 - 1,5 =2) jako, że 2> 1,7 w cząsteczce występuje wiązanie jonowe, glin jest metalem grupy III, więc tlenek ma właściwości amfoteryczne:

Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O Al₂O₃ + 6NaOH → 2Na₃AlO₃ + 3H₂O

Cl₂O₇ - różnica elektroujemności (3,5 - 3,0 = 0,5) jako, że 0,5> 0,4 wiązanie o bardzo słabym charakterze polarnym, chlor typowy niemetal, więc tlenek ma charakter kwasowy

Cl₂O₇ + 2NaOH → 2NaClO₄ + H₂O

2/ ₃₀E => Zn pierwiastek grupy XII ; blok energetyczny d

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰ - blok energetyczny d więc pierwiastek ma charakter amfoteryczny. Aby to udowodnić, do probówki z roztworem azotanu(V) cynku dodać kroplę roztworu wodorotlenku sodu do wytrącenia białego, galaretowatego osadu wodorotlenku cynku. Zawartość probówki rozdzielamy do dwóch probówek i kolejno na jedną działamy roztworem wodorotlenku sodu do roztworzenia osadu a na zawartość drugiej działamy roztworem kwasu solnego aż do roztworzenia osadu. Wodorotlenek cynku reaguje zarówno z mocną zasadą jak i mocnym kwasem - wykazuje więc właściwości amfoteryczne

Zad. 38

Poniżej podano równania odpowiednich reakcji z udziałem połączeń żelaza:

1. 3Fe + 4H₂O → Fe₃O₄ + 4H₂

2. Fe + H₂SO₄→ FeSO₄ + H₂

3. 2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃

4. FeCl₃ + NaCl → Na[FeCl₄] - tetrachlorożelazian(III) sodu

5. FeCl₂ + H₂C₂O₄ → FeC₂O₄ + 2HCl

6. Fe₂O₃ + O₂ + K₂O → KfeO₃

7. Fe(OH)₃ + 5NaOH + 1,5Cl₂ → Na₂FeO₄ + 3NaCl + 4H₂O

1

18

---