25 (jeśli to ten)
1. Rozpuszczalne w wodzie wodorotlenki
NaOH, KOH, Ru OH, CsOH, Tl OH(wg. Lee)
2Szybkość r-cji a energia aktywacji(ogólnie)
Szybkość r-cji- wielkość określająca ubytek stężenia substratów lub przyrost stężenia produktów w czasie. Szybkośc nie jest wielkością stałą mimo zachowania stałej temp.. Jest wielkościa malejącą w czasie, co spowodowane jest malejącą liczbą cząsteczek substratów, a wiec coraz rzadszymi zderzeniami praktycznymi. V= (-/+)ds./dt
Energia aktywacji jest to najmniejsza wartość energii potrzebna do tego aby r-cja zaszła.
Szybkość r-cji jest wprost proporcjonalna do ilości cząsteczek o energii większej lub równej energii aktywacji.
Z teorii zderzeń aktywnych: Zderzenie aktywne możliwe jest, gdy cząsteczki osiągną Ea. W zwykłych warunkach liczba cząsteczek, które osiągnęły Ea jest mała, dlatego r-cja zachodzi powoli. Można ją jednak przyspieszyć poprzez dodanie katalizatora, który obniży Ea lub przez podwyższenie temp.,dzięki czemu zwiększy się Ek cząsteczek i wzrośnie prawdopodonieństwo zderzeń efektywnych.
(To pytanie jest z zakresu propedeutyki chemii, więc rozwlekanie się nad tym co jest w zeszycie a co podyktowal nam Hawrył jest lekko bez sensu. W końcu i tak się to po trosze pamięta albo można zobaczyć co ma się w zeszycie głównie chodzi o wzory, gdyby ktoś chciał, podobnie kataliza.)
3.Amoniak- w warunkach normalnych gaz,jest słaba zasadą, może być ligandem w związkach kompleksowych. Azot na -3 st. utlenienia. Posiada on charakterystyczny zapach, drażniący błony śluzowe. W stanie ciekłym tworzy wiązanie wodorowe. Ma kształt tetraedryczny, hybrydyzacja sp3. Łatwo oddaje parę elektronową tworząc w ten sposób kompleksy elektrodonorowe.
Jest palny: 4NH3+ 4O2-> 2N2+ 6H2O lub w obecności Pt 4NH3 +5 O2->4 NO+ 6H2O. W warunkach laboratoryjnych otrzymuje się go przez ogrzewanie soli amonowej z NaOH: NH4Cl+ NaOH-> NH3 +NaCl+H2OAmoniak bardzo łatwo tworzy sole amonowe zawierające jon NH4+ i oddaje wolną pare elektronową tworząc wiązania koordynacyjne
4. tlenki i kwasy tlenowe chloru
Tlenki:
1)ClO2- żółty gaz skraplający się na czerwoną ciecz w temp. 11 st C. jest silnym utleniaczem i środkiem chlorującym, stosowanym w dużych ilościach do oczyszczania wody. Cząsteczka jest kątowa, kąt wynosi 118 st.
ClO2Stanowi dobry środek bielący, używany do bielenia celulozy. 30-krotnie skuteczniej niż chlor bieli mąkę( bardzo ważna inf. jakby ktoś kiedyś chciał wybielić mąkę:)). Stosowany do otrzymywania NaClO2 używanego również do bielenia włókien i papieru.
2ClO2 + 2 NaOH+ H2O2-> 2NaClO2 + O2+ 2H2O
ClO2reaguje z wodą i alkaliami z utworzeniem chlorynów i chloranów jest zatem bezwodnikiem mieszanym.
2ClO2 + 2NaOH-> NaClO2 + NaClO3 + H2O
Gazowy łatwo wybucha(tendencja wszystkich tlenków fluorowców) pod ciśnieniem cząstkowym 50 mmHg i w obecności reduktorów. Ze względu na to otrzymuje się ClO2 in situ, rozc. Powietrzem lub CO2..
Najbezpieczniejszy sposób otrzymania -> r-cja:
2NaClO3 + 2 (Cook)2 ->2ClO2+2CO2+(COONa)2+2H2O( warunki: 90 st.C i H2O)
Przemysłowy sposób
2NaClO3+ SO2+H2SO4->2ClO2+2 NaHSO4(nad strzałką ślady NaCl jest napisane)
Gazowy ClO2 jest paramagnetyczny i zawiera nieparzysta liczbę El. Cząsteczki tego typu są z reguły b. reaktywne.
2)Cl2O6- czerwona ciecz, którą można otrzymać z ClO2 i ozonu. Jest silnym utleniaczem, wybuchającym w zetknięciu z tłuszczami. Reagując z alkaliami tworzy chloran i nadchloran:
Cl2O6+ 2NaOH-> NaClO3+ NaCLO4+ H2O
Nie zawiera niesmarowanych El. i jest diamagnetyczny. Znajduje się on prawdopodobnie w równowadze z CLO3, który zawiera niesmarowane El. i jest paramagnetyczny.
Cl2O62ClO3 ( w wyniku ogrzewania)
3)Cl2O7- ciecz, bezbarwna, otrzymywana przez odwodornienie HCl4
Kwasy:
Wg siły: HClO< HClO2<HClO3<HClO4
1 HClO- słaby kwas istniejący tylko w r-rach wodnych. Nazywany kwasem podchlorawym.Mozna go otrzymać przez wstrząsanie swieżo strąconego HgO z woda nasyconą chlorem.
2HgO + H2O + 2Cl2-> HgO*HgCl2 + HOCl.
Jony ClO- maja tendencję do dysproporcjonowania: 3 Ocl 2Cl- + ClO3-
2) HClO2-kwas chlorawy, istnieje tylko w r-rze. Jest kwasem mocniejszym niż HClO, otrzymuje się go jako produkt r-cji CLO2 z Na2O2 lub H2O2. W wyniku ogrzewania chloryny dysproporcjonują tworząc chlorany i chlorki:
2ClO2+ Na2O2->2NaClO2+ O2
3NaClO2-> 2NaClO3 +NaCl
3)HClO3- istnieje tylko w r-rze. Stosowany jest do wyrobu sztucznych ogni i zapałek a chloran sodu jest skutecznym herbicydem..
Można go otrzymać przez działanie chloru na wodorotlenki lub elektrolizę gorących r-rów chlorków. 5NaOH+ 3Cl2->NaClO3+ 5NaCl+ 3H2O
2HClO+ OCl- ->ClO3-+ 2H+ + 2Cl-
4) HClO4- najmocniejszy kwas zwany nadchlorowym. Ich sole są dobrze znane. Jest silnym utleniaczem, wybuchającym w zetknięciu z materią organiczną, a czasami nawet samorzutnie. HClO4 można otrzymac w wyniku r-cji NH4ClO4 + rozc. HNO3 lub NaClO4 z HCl(st).
Nadchlorany ( bez nadchloranow potasu rubidu i cezu i amonu) są na ogół dobrze rozpuszczalne. Jon CLO4- ma budowę tetraedryczną.
Źródło. „Zwięzła chemia nieorganiczne” Lee str.269-272
5. borowodory- związki boru z wodorem. Ogólny wzór BnHn+4 i BnHn+6(mniej trwałe).
Nazwa jest czasami analogiczna do alkanów np. BnHn+4 - B2H6 diboran B5H9 pentaboran
Najlepiej ze wszystkich borowodorów poznany jest diboran
Borowodory otrzymuje się w trojaki sposób:
1)Mg3B2 + 2H3PO4 + temp ->B2H6 + Mg3(PO4)2
2)2BCl3+ 6H2->B2H6+ 6HCl( a tu mamy ciche wyładowanie elektryczne)
3)4BCl + 3 Li[AlH4]->B2H6+3AlCl3+ 3LiCl
Borany są związkami z deficytem elektronów np. diboran posiada 12 el. wal. Po 3 pochodzą od atomów boru oraz po 6 od 6 atomów wodoru
Wiązania wodorowe są nieco odmienne, gdyż dwa mostki posiadają tylko po 1 el. od każdego atomu boru i po jednym od każdego atomu wodoru. Tworzą się wiązania trójcentrowe. Wyższe borany mają strukture otwartej klatki, zawierającej wiązania wielocentowe. Borowodory są lotne, w temp. Czerwonego żaru rozkładają się na bor i wodór.
B2H6+ 6H2O-> 2H3BO3 + 6H2
Wszystkie borany reagują z amoniakiem, przy czym powstają różne produkty
1)B2H6 + NH3-> B2H6*2NH3 (gdy nadmiar NH3 i niska temp.)
2) B2H6+ NH3-> (BN)x Azotek boru( gdy nadmiar NH3 i wysoka temp.)
3) B2H6+ NH3->B3N3H6borazol-pierścień na przemian Bor z azotem, do każdego przyłączony wodór( gdy 2NH3:1B2H6 i wysoka temp.)
B2H6*2NH3 jest to związek jonowy [3HN->BH2<-NH3]+[BH4]-, który w wyniku ogrzewania tworzy borazol(nazywany nieorganicznym benzenem ze wzgl. Na podobieństwo struktur obu związków).
Oprócz borowodorów istnieja znacznie trwalsze od nich hydroborany zawierające grupę BH4-.
Źródło. „Zwięzła chemia nieorganiczne” Lee str. 169-173
6.glin-metal należący do grupy 13, okres 3, konfiguracja elektronowa [Ne] 3s2 3p1. Metal lekki, błyszczący o barwie srebrzysto-białej. Na wilgotnym powietrzu traci połysk i pokrywa się warstwą tlenku Al2O3. Dobrze przewodzi prąd elektryczny, sproszkowany glin, ogrzany w powietrzu spala się według równania 4Al. + 3O2->2Al2O3 +Q.
W związkach chemicznych podobnie jak inne borowce występuje na +3 stopniu utlenienia.
Roztwarza się w HCl:
2Al. + 6HCl-> 2AlCl3+ 3H2
Nie reaguje z HNO3, gdyz następuje pasywacja.
Glin, jego tlenki oraz wodorotlenki wykazują właściwości amfoteryczne
Otrzymywanie: glin otrzymujemy drogą elektrolizy stopionego Al2O3 z kriolitem w temp. 90 st C
A (+)2O2- ->O2+ 4e
K(-) Al3+ - 3 e-> Al.
Glin spływa na dno naczynia, anoda się zużywa
Występowanie: glin występuje w przyrodzie pod postacia glinokrzemianów, boksytu i kriolitu.
Al2O3 z dodatkiem metali daje kamienie szlachetne. Ma on również zastosowanie w chromatografii jako absorbent, jest reduktorem
Związki
Al2O3-minerał korund(kryształy korundu zabarwione dodatkiem Cr lub Co to cenne kamienie- rubiny szafiry, szmaragdy, ametysty )
Al2O3*H2O-boksyt
Al. Łatwo łączy się z siarką (Al2S3) oraz chlorem AlCl3
( w środowisku wodnym siarczek hydrolizuje do Al.(OH)3)
Wodorek glinu otrzymujemy przez r-cję 3LiH + AlCl3-> AlH3 + 3LiCl
Al2O3 i Al.(OH)3 są amfoterami (tj. mają zdolność reagowania jako kwas i jako zasada)
7Kształty przestrzenne kompleksów ML2, ML3, ML4, ML6, ML8
(Jeśli ml ma coś wspólnego z liczba koordynacyjną )
ML2 Zatem Lk= 2 struktura: liniowa np. 3HN-Ag-NH3, Cl-Au-Cl
ML3 zatem Lk= 3 struktura trójkątna płaska (HgI3-) lub piramida trygonalna (SnCl3)
ML4 Lk=4 struktura tetraedryczna np. AlCl4- lub płaska kwadratowa [Ni(Cn)4]2-
ML6 Lk=6 struktura: oktaedr, spotykana w kompleksach metali przejściowych np. [Fe(Cn)6]4- lub ośmiościan odkształcony, w którym może występowac odkształcenie tetragonalna, trygonalna lub rombowe gdy ligandy są różne.
ML8 Lk=8 struktura regularny sześcian, antypryzmat