ZESTAW I
1)Na układzie okresowym zaznaczyć silne reduktory i silne utleniacze.
silne reduktory:H ,Li , Na, K,Mg,Ca,Sr, Ba
silne utleniacze:O,F,Cl,Br
2)Omówic własnosci związków III okresu z wodorem ,tlenem, chlorem (ch. wiązań) (pierwiastki III okresu: Na, Mg, Al, Si,P, S, Cl,Ar
Wodorki:
*Na -z wodorem tworzy wodorek solopodobny (inaczej jonowy), Na jest malo elektroujemny dlatego moze oddawac elektrony atomowi wodoru i tworzyc wodorki solopodobne, wodorki litowcow sa substancjami stalymi tworzacymi sieci jonowe, maja wysokie temp. topnienia, w stanie stopionym przewodza prad, w wyniku ich elektrolizy na anodzie wydziela sie H2. Reaguja z woda wydzielajac wodor.Wodorki sa silnymi reduktorami zwlaszcza w wysokich temp.
Tworzy wodorek o wzorze NaH.
NaH+ H2O -> NaOH + H2 (hydroliza nieodwracalna)
2CO +NaH -> HCOONa + C (przyklad silnego ch. reduktora)
SiCl4+ 4NaH-> SiH4+4NaCl
Wodorki jonowe maja wieksza gestosc niz odpowiednie metale. Sa to zwiazki stechiometryczne o duzym cieple tworzenia.
*Mg - wszystkie berylowce ( z wyjatkiem berylu) tworzą wodorki MH2 w wyniku bezposredniej reakcji z wodorem. Sa to rowniez silne reduktory, reaguja z woda z wydzieleniem H2, wodorek MgH2 jest kowalencyjny i polimeryczny (MgH2)n.
PbSO4 + MgH2->PbS +Mg(OH)2
*Al zaden z borowcow nie reaguje bezposrednio z wodorem. Al tworzy wodorki z niedoborem elektronow, AlH3 - bialy polimer,o nieznanej strukturze , zawiera prawdopodobnie jony Al polaczone wiazaniami wodorowymi, podobnie jak diboran,wodorek glinu powstaje z LiH i AlCl3 w roztworze eterowym,
LiH + AlCl3->AlH3
z nadmiarem Lih powstaje Li(AlH4) ktory jest reduktorem niezwykle uzytecznym, redukuje grupy funkcyjne a nie redukuje na ogol podwojnych wiazan. Wlasciwosciami przypomina hydroborany, nie mozna stosowac go w roztworach wodnych.
*Si - wszystkie weglowce tworza kowalencyjne wodorki . Krzem tworzy ograniczona liczbe nasyconych wodorkow SinH2n+2 zwaNYCH SILANAMI ktorych czasteczki stanowia lancuchy proste lub rozgalezione.Mieszaznine silanow otrzymano po raz pierwszy poprzez hydrolize krzemkunmagnezu Mg2Si zachodzacego pod dzialaniem kwasu siarkowego lub fosforowego
Mg2Si +H2So4-> siH4 (dokladnie jakie powstaja lee str 184)
Ostatnio do otrzymywania silanow stosowano reakcje
Sicl4+ Li[AlH4]->SiH4 +AlCl3+LiCl
w odroznienieu od alkanow silany sa silnymi reduktorami,zapalaja sie w poweitrzu
reaguja wybuchowo z chlorem,ulegaja latwo hydrolizie w roztworach alkalicznych
*P wszystkie azotowce tworza lotne wodorki,latwosc ich tworzenia,trwalosc, zdolnosc tworzenia wiazania koordynacyjnego przez wolna Pare elektronowa maleje w kierunku od azotu do bizmutu.Fosfor tworzy nietrwaly wodorek p2H4 nie wykazujacy wiekszeho podobienstwa do N2H4
*S
s- wsyztskie tlenowce tworza wodorki na stopniu utlenienia -II. H2S otrzymujemy w reakcji:
FeS+H2SO4->H2S+feSO4
zwiazek jest trujacy i ma zapach nieprzyjemny.trwalosc wodorkow maleje od wodorku tlenu w dol.Siarka wraz z tlenem rozni sie od pozostalych tlenowwcow mozliwoscia katenacji i tworzenia politlenkow i polisiarczkow .
Na2S2 +HCl->H2S2
H2S2 jest niezbyt trwaly a obecnosc jonow wodorotlenowych przyspiesza jego rozklad
H2S20-> H2S +S
*Cl - wszystkie fluorowce reaguja z wodorem tworzac zwiazki Hx. tendecja do reagowania z wodorem maleje w kierunku od fluoru do jodu. Po dzialaniu na sole chlorkowe stezonym kwasem siarkowym otrzymuje sie wodorek chloru. Zwykle jest uzywaba siol NH4cl gdyz powstajacy drugi produkt jest dobrze rozpuszczalny i reakcja przebiega latwo, w przemysle stosuje sie NaCl poniewaz jest duzo tanszy.
Nh4Cl+H2SO4->NH4HSO4 +HCl
NaCl + H2So4 -> NaHSO4 +HCl
w stanie gazowymfluorowodory sa zwiazkami kowalencyjnymi a w roztworach wodnych tworza jednak jony. HCl zachowuje sie jak mkocny kwas. Dysocjacja HCl w wodzie jest calkowita, w innych rozpouszczalnikach slabiej jonizujacych nie jest calkowita
ZWIAZKI Z Cl
*Na LK=6, struktyra krystaliczna, Halogenki litowcow reaguja z fluorowcami tworzac jonowe zwiazki wielohhalogenkowe.
*Mg Mg+2HCL -> MgCl2 magnez wypiera wodor z chlorowodoru
*Al -wszytskie borowce tworza trojhalogenki,,AlCl3 wystepuje w postaci dimeru, w ktorym atom Al przyjmuje konfiguracje gazu szlachetnego. ta imeryczna struktura zostaje zachowana w roztworach halogenkow w rozpuszczalnikach niepolarnych np w benzenie, w rozwtorach wonych duze cieplo hydratacji powoduje rozpad kowalencyjnego dimmeru na jony. Borowce tworza tez jednohalogenki w fazie gazowej i w podwyzszonych tempereaturach
AlCl3 +2Al-> 3 AlCl. zwiazki te niesa bardzo trwale i majaa ch kowalencyjny
*Si - weglowce tworza czterohalogenki,wszystkie sa tetraedryczne, niemal wsyztskie lotne, kowalencyjne.Hlaogenki krzeu szybko hydrolizuja pod wplklywem wody tworzac kwas krzemowy
SiCl4 +4H2O ->SiOH4 + 4Hcl
w obesnosci nnadmiaru kwasu liczby koordynacyjne wzrastaja od czterech do szesciu i powstaja jony kompleksowe.
*P tworzy trojhalogenki,ktore ulegaja latwo hydrolizie pod wplywem wody
PCl3 + 3H2O -> H3Po3 +3 HCl
PCl3 ulega utlenieniu przez tlen lub pieciotlenek fosforu tworzac tlenochlorek fosforu POCl3
2PCl3 +O2 -. POCl3
PCL3 + P4O10 +Cl2 -->POCl3
fosof ma tez zdolnosc tworzenia pieciohalogenku
PCl5. Pieciohalogenki azotowcow majace niezbyt trwala strukture w tsanie gazowym moga przylaczac dodatkowy jon ktory tworzy wiazanie koordynacyjne przez oddanie wolnej pary elektronowej do pustego rbitalu d. ws tanie stalym PCl5 rozszczepia sie na jony PCl6- i Pcl4+ majace struktury odpowiednio oktaedryczny i tetraedryczna.w wyniku calkowitej hydrolizy powstaje odpowiedni kwas - H3PO4
*S tworzy tlenohalogenki SOCl2 - otrzymujemy zwiazek ten tak:
PCl5+SO2->SOCl2 + POCl3
stosowany jest on w chemii organicznej do przeksztalcania kwasow karboksylowych w chlorki kwasowe
Siarka twozy czterochlorki w wyniku bezposredniej reakcji z chlorem, jest to dosc nietrwala ciecz . Najlepiej znanym dwuhalogenkiem jest SCl2 ktory mozna otrzymac rzez nasycenie S2Cl2 chlorem, dwuhalogenki tworza czasteczki katowe w wyniku hybrydyzacji SP3 kat miedzy wizaniami wynosi 103 stopnie.
Zwiazki z tlenem:
*Na
Na2O - charakter silnie zasadowy, dobrze rozpuszczalny w wodzie, istnieje tez nadtlenek Na2O2
*Mg
Wszystkie berylowce ulegaja spalaniu w tlenie z utworzeniem tlenkow np. MgO, LK =6,Tlenek magnezu reagujac z woda tworzy slabo zasadowy wodrotlenek magnezu.
Zanieczyszczony nadtlenek magnezu powstaje w wyniku dzialania nadtlenku wodoru .
*Al
tlenek glinu można otrzymac z pierwiastkow przez odwodnienie Al.(OH)3. Glin ma bardzo duze powinowactwo do tlenu, co wykorzystuje się w aluminotermii. W anazlizie jakosciowej wytraca się wodorotlenek glinu w postaci bialego galaretowatego osadu. Jest to zwiazek amfoteryczny, na ogol jednak reaguje zasadowo. Wykazuje tez właściwości kwasowe reaguje z NaOH.
*Si
Istnieja dwa tlenki krzemu SiO , SiO2. Tlenek krzemu powstaje prawdopodobnie w wyniku redukcji SiO2 krzemem w syokiej temperaturze.
SiO2 +Si ->2SiO
Dwutlenek krzemu pospolicie nazywany jest krzemionka, krzem nie ma zdolnosci jak wegiel do tworzenia podwojnych wiazan w czasteczce SiO2 dlatego SiO2 jest trudnotopliwa substancja stalamajaca 3 odmiany : kwarc , trydymit, krystobalit.W tch wszystkich odmianach każdy atom krzemu jest powiazay tetraedrycznie z czterema atomami tlenu, natomiast każdy atom tlenu jest wspolny dla dwoch tetraedrow.
Dwutlenek krzemu jest w kazdej postaci niereaktywny, reaguje ejdnak z fluorem, HF i alkaliami.
*P
Trojtlenek fosforu jest dimerem i odpowiada mu wzor P4O6 , trojtlenek ten ma strukture tetraedryczna.Tlenki fosforu otrzymuje się w wyniku spalania fosforu w powietrzu. Trojtlenek fosforu jest kwasowy. Pieciotlenek fosforu jest dimerem odpowiada mu wzor P4O10, atom P tworzy dodatkowe wiazania koordynacyjne przez dodanie wolnej pary atomowi tlenu (wiecej na str 226 Lee)
*S
SO2 otrzymuje się przez spalanie siarki w powietrzu, SO2 jest gazem i nawet w stanie stalym twrzy oddzielne czasteczki. Podwojne wiazania S=O sa wynikiem bocznego nakladania się orbitali p tlenu z orbitalami d siarki. Kat miedzy wiazniam odpowiada w przyblizeniu hybrydyzacji sp2, SO2 rozpouszcza się w wodzie, silny reduktor w srodowiski alaklicznym a lagodny utleniacz w kwasowym.
SO3 - otrzymywany w reakcji SO2 z O2 stozuje się katalizator np. Pt. Gzowy SO3 ma strukture plaska (wiecej strona 248 Lee)
*Cl
Cl2O - gaz, wybuchowy, otrzymujemy w wyniku swiezo straconego tlenku rteci II z Cl2
, charakter zasadowy.
ClO2 - zolty gaz,silny utleniacz,czasteczka Clo2 jest katowa kat wynosi 118 stopni
Cl2O6 - czerwona ciecz, silny utleniacz wybychowy, nie zawiera niesparowanych elektronow i jest diamagnetyczny
Cl2o7 - stsunkowo trwala ciecz, tworzy kwas nadchlorowy.
Zadanie III
Rownowagi w roztworach :iloczyn jonowy , skala pH , pomiar pH.
W kocjanie jest to dobrze zrobione na stronie 71
nawet w ultraczystej wodzie stwierdzono minimalne przewodnictwo elektryczne co oznacza minimalna dyspcjacje alektrolityczna wody:
H2O<-> H+ +OH-
Lub zgodnie z teoria rozpuszczalnikowa
2H2O<->H3O+ +OH-
Rownowage tego procesu wyraza zaleznosc wyprowadzona da stalej dysocjacji w temp 22 stopni:
K=[H3O+][OH-]/[H2O]^2 = 1,8 * 10^-16
Alfa(stopien dysocjacji) = 2*10^-9 wartosc ta jest tak mala dlatego możemy przyjac ze stezenie niezdysocjowanych czasteczek wody jest stale i rowne praktycznie:
[H2O]=const= 1000g/ 18 g/mol=55,55 mol/litr
K[H20] = const = [H+][OH-]= Kw -iloczyn jonowy wody
Kw =1,8*10^-16 * 55,55 mol/ litrr=10^-14
W czystej wodzie [H+]=1*10^-7mol/l stezenie [OH-] tak samo.
Iloczyn jonowy wody okresla zaleznosc stezenia jonow wodortlenowych i wodorowych pochodzacych zdysocjacji wody lub wodnych roztworow kwasow i zasad soli hydrolizujacych. Wielkosc ta jest stala, zalezy tylko od temperatury. Wzrost temperatury powoduje wzrost wartosci Kw, zwieksza się stopien dysocjacji.
Zwiekszenie stezenia ktoregos jonu powoduje obnizenie stezenia drugiego i odwrotnie.
W roztworze kwasowym [h+] >10^-7
obojetnym [H+]=10^-7
zasadowym [H+]<10^-7
Dlatego kwasowosc lub zasadowosc roztworow wodnych okreslamy wartoscia stezenia jonow wodorowych.
Stezenia jonow wodorowych i wodorotlenowych sa bardzo wazna wlasciwoscia roztworu ponieważ wplywaja na szybkosc i przebieg reakcji, także biochemicznych. Zamiast wykladniczej liczby okreslajacej stezenie tych jonow podaje się sam wykladnik , jest to ujemny logarytm ze stezenia jonow wodorowych - pH lub wodorotlenowych pOH. Gdy chcemy dokladniejszych obliczen to uwzgledniamy w rownaniu na uejmny logarytm a -czyli aktywnosc jonu wodorwego a prz jeszcze dokladniejszych obliczeniach f czyli wspolczynnika aktywnosci.
Kwasowowść lub zasadowosc roztworow często wyrazamy za pomoca skali pH. W praktyce ogranicza się ona w zakresie od 0 do 14. I tak gdy pH =0 to stezenie [H+] = 0 a [OH-] = 10^14 gdy pH = 7 ro stezenia [OH-]=[h+]=10^-7 itd. Srodowisko kwasowe ph do 7 , pH=7 - obojetne, pH>7 zasadowe.
W celu okreslenia wartosci pH badanego roztwru stoduje się dwie grupy metod. Pierwsza sa metody wizualne polegaja one na okresleniu pH roztworu na podstawie zmiany barwy wskaznika, którego zabarwienie zalezy od srodowiska w roztworze. Do drugiej grupy metod naleza pomiary pH metodami instrumentalnymi np. kolorymetria, spektrofotometria, potencjometria-phmetria.
Zad IV
Zwiazki azotu i wodoru
NH3
Amoniak otrzymuje się w laboratorium przez ogrzewanie soli amonowej wodorotlenkiem sodu.
NH4Cl + NaOh-> NaCl+NH3 +H2O
Czasteczka omoniaku ma ksztalt piramidy -struktura tetraedryczna, przy czym jedno polozenie ejst zajete przez wolna pare elektronowa. Amoniak tworzy bardzo latwo sole aomonowe zawieraja kation NH4+ i oddaje wolna pare elektronowa tworzac zwiazki koordynacyjne. Wmoniak tworzy kompleksy koordynacyjne z jonami metali Co, Ni, Cu, Zn -wiaze się to z jego wlasciwosciami donorowymi. Amoniak jest slaba zasada , wstanie cieklym jego czasteczki polaczone sa wiazaniami wodorowymi. Ciekly jest najlepiej zbadanym rozpuszczalnikiem niewodnym zblizonym wlasciwosciami do ukladow wodnych. Amoniak tak jak woda ulega autojonizacji. (wiecej Lee 216)
N2H4 - hydrazyna jest to kowalencyjna ciecz , ostatnio przedmio zainteresowan odnosnie paliwa rakietowego , ze względu na swoje silne właściwości redukujace, jest zasada i tworzy 2 szeregi soli. N2H5+ i N2H6+2
Hydrazyne otrzymuje się metoda Raschiga polegajaca na utlenieniu amoniaku podchlorynem sodu w rozc roztworze wodnym
NH3 + NaOCl <-> NH2Cl +NaOH - reakcja szybka
2NH3 + NH2Cl <-> NH2NH2 + NH4Cl -reakcja powolna
Reakcje uboczne zmniejszajace wydajnosc hamuje się przez dodoanie kleju lub zelatyny jako inhibitorow. Nadmiar amoniaku ulatwia reakcje. Obecne w roztworze jony metali ciezkich katalizuja reakcje, kle tworzy kompleksy z tymi jonami.
N2H4 + 2NH2Cl -> N2 +2NH4Cl
Rozcienczenie roztworu ejst konieczne ze wzgledu na inna reakcje uboczna
3NH2Cl + 2 NH3 -> N2 +3 NH4Cl
Hydrazyna ma budowe podobna do nadtlenku wodoru , podobne sa wiec tez jej wlasciwosci chemiczne.
Zwor na stronie 214 Lee.
Polaczenie dwoch atomow azotu wskazuje na trwalosc wiazan N-N. Hydrazyna jest silnym reduktorem w roztworze alkalicznym , dziala jednak lagodnie w roztworze kwasnym lub obojetnym.
N2H4 +2I2 -> 4HI +N2
N2H4 +2O2 -> 2H2O2 +N2
Gdy roztwor zawiera silne reduktory , hydrazyna może dzialac jak utleniacz
N2H4 +Zn +2HCl -> NH3 +ZnCl2
Atomy azotu hydrazyny maja wolne pary elektronowe, mogą tworzyc wiazania koordynacyjne z jonami metali np. Ni2+ lub Co2+.
Hydroksyloamina NH2OH
Jest podobnie jak hydrazyna slabsza zasada niż amoniak, otrzymujemy ja przez redukcje azotanow III lub z nitrometanu.
NH4NO2 +NH4HSO3 +SO2 +H2O->[NH3OH]+ +HSO4- +(NH4)2SO4
CH3NO2 +H2SO4 ->[NH3OH]+ +HSO4- +CO
Hydroksyloamina zachowuje sie jak lagodny red moze jednak dzialac takze utleniajaco, tworzy wiazania koordynacyjne i kompleksy z metalami, produkuje się ja w duzych ilosciach i stosuje się do otrzymywania oksym cykloheksanonu który przeksztalca się w kaprolaktam, tworzacy w wyniku polimeryzacji nylon 6.
Zad V Kwasy tlenowe chloru i ich sole.
Chlor tworzy 4 szeregi kwasow HOCl, HclO2, HclO3, HclO4 w których Cl wystepuje odpowiednio na stopniach utlenienia I,III, V, VII. Atomy chloru we wszytskich przypadkach ulegaja hybrydyzacji sp3
HOCl
Slaby kwas, istnieje jedynie w roztworach wodnych, otrzymujemy go przez wytrzasanie swierzo straconego HgO z woda nasycona Cl2
2HgO +H2O + 2Cl2-> HgO*HgCl2 +2HOCl
Najtrwalszy jest kwas podchlorawy a podchloryn sodu stosuje się do bielenia tkanin bawelnianych. NaOCl wytwarza się w przemysle przez elektrolize solanki. W procesie tym na katodzie wydziela się wodor, powodujac wzrst stezenia jonow OH- w roztworze. Mieszanie elektrolitu powoduje ze utworzony na anodzie chlor reaguje z jonami wodorotlenkowymi, zanim zdazy wydzielic się jako gaz.
HClO2
Kwas chlorawy istnieje tylko w roztworze , jest jednak mocniejszy niż poprzedni kwas. Otrzymuje si go jako produkt reakcji ClO2 i nadtlenku sodu, w wyniku ogrzewania chloryny dysproporcjonuja tworzac chlorany i chlorki
2ClO2 +Na2O2 -> 2NaClO2 +O2
3 NaClO2 ->2NaClO3 + NaCl
HClO3
Istnieje w roztworze, mocny kwas, silny utleniacz. Sole Stosowane sa do wyrobu sztucznych ogni i zapalek, chloran sodu jest skutecznym herbicydem. Chlorany można otrzymac przez dzialanie chloru a wodorotlenki lub elektrolize goracych roztworow chlorkow.
6NaOH +3Cl2 -> NaClO3 +5NaCl +3H2O
2HOCl +Ocl- -> ClO3- +2H+ +2Cl-
termiczny rozklad chloranow jest reakcja zlozona, nie wyjasniona calkowicie.
Kclo3 może ulegac rozkladowi w dwojaki sposób, zaleznie od temperatury
2KclO3-> 2KCl +O2
4KclO3 -> KclO4+ KCl
chlorany mogą wybuchac w wyniku ogrzania lub w zetknieciu z substancjami latwo ulegajacymi utlenieniu.
HClO4
Kwas nachlorowy to jeden z najmocniejszych kwasow, silny utleniacz, wybuchajacy samorzutnie luyb w zetknieciu z materia organiczna.
Otrzymywanie NaClO4:
NaClO3 +h2O -> (elektroliza) NaClO4 +H2
Nadchlorany oprocz soli potasu, rubidu, cezu i amonu sa dobrze rozpuszczalne, KclO4 wykorzystywany jest do wykrywania potasu w analizie jakosciowej. Nadchloran magnezu to ilnie higroskopijna substancja stosowana jako srodek osuszajacy - anhydron. Jon nadchloranowy ma budowe tetraedryczna. ClO4 - wykazuje slaba tendencje do tworzenia komleksow z jonami metali.
Zadanie VI
Wiazanie metaliczne w właściwości metali (struktura krystaliczna)
Metale zbudowane sa z jonow dodatnich , których ulozenie geometryczne może być trojakie:
regularnie plasko centrowane - regularnie zwarta
heksagonalne zwarte
regularne przestrzennie centrowane
Ujemnie naladowane lektrony wiaza ze soba jony, ladunki dodatnie i ujemne rownowaza się. Najbardziej charakterystyczna wlasciwoscia metali jest ich bardzo duze przewodnictwo elektryczne, uwarunkowane ruchliwoscia elektronow w sieci przestrzennej. Struktury omowione sa na stronie 45 w Lee.
Struktury krystaliczne metali
Pierwiastki metaliczne maja zwykle strukture regularna zwarta gdzie LK=12, istnieja 2 typy ulozenia zwartego :
Regularne zwarte ABC ABC
Heksagonalne zwarte ABAB
Niektóre metale maja jenak strukture przestrzennie centrowana , wypelnienie przestrzeni tu jest maxymalne, każdy atom sasiaduje najblizej z osmioma atomami prz czym 6 innych atomow znajduje się w odleglosci o 15% wiekszej. LK dla tej struktury w przyblizeniu wynosi 14
Właściwości mechaniczne: kowalnosc i ciagliwosc zaleza od latwosci przesuwania się sasiednich plaszczyzn sieciowych względem siebie. Mozliwosc przesuwania się plaszczyzn jest najwieksza w strukturach regularnych zwartych, odzznaczaja się wiec one z reguly mniejsza twardoscia i latwiej ulegaja odksztalceniu niż struktury hekagonalne lub regularnie przestrzennie centrowane
VII przedstaw wzorami strukturalnymi reakcje: to już nie sobie każdy sam rozrysuje .
ZESTAW II
Zadanie I Na ukladzie okresowym zaznaczyc pierwiastki tworzace oniony Eon ^x- lub E(OH)n ^x-, pierwiastki których chlorki hydrolizuja
Chlorki:B, Al., Si, Ge,N,P,as,Sb,S,I,Cu
Eon x- :B,c,S,N,P, I, As,Si,Cl,Al, Cr, Mn
E(OH)n x- : Al, Pb,Sb, Sn,Cr, Zn
ZadanieII
Omowic i porownac charakter wiazan i zwiazkow z wodorem i chlorem grupy IV
Wodorki - wszystkie weglowce tworza kowalencyjne wodorki, liczba utworzonych wodorkow i latwosc ich powstawania sa jednak rozne dla roznych pierwiastkow. Wegiel tworzy olbrzymia liczbe zwiazkow lancuchowych i pierscieniowych obejmujac alkany , alkeny, alkiny i zwiazki aromatyczne.
Krzem tworzy ograniczona liczbe nasyconych wodorkow SinH2n+2 zwaNYCH SILANAMI ktorych czasteczki stanowia lancuchy proste lub rozgalezione.Mieszaznine silanow otrzymano po raz pierwszy poprzez hydrolize krzemkunmagnezu Mg2Si zachodzacego pod dzialaniem kwasu siarkowego lub fosforowego
Mg2Si +H2So4-> siH4 (dokladnie jakie powstaja lee str 184)
Ostatnio do otrzymywania silanow stosowano reakcje
Sicl4+ Li[AlH4]->SiH4 +AlCl3+LiCl
w odroznienieu od alkanow silany sa silnymi reduktorami,zapalaja sie w poweitrzu
reaguja wybuchowo z chlorem,ulegaja latwo hydrolizie w roztworach alkalicznych
Wodorki germanu czyli germanowodory sa podobne do silanow , wykazuja jednak mniejsza tendencje do zapalania się wpowietrzu i ulegaja trudniej hydrolizie.Cynowodor jest mniej trwaly i tudniej go otrzymac, powstaje w wyniku redukcji halogenku przez Li[AlH]4 znany jest Sn6H6. Olowoiwodor PbH4 jest jeszcze mniej trwaly i jeszcze trudniej go otrzymac.
Chlorki
Znane sa prawie wszystkie możliwe czterohalogenki weglowcow , wszytskie sa tetraedryczne. Chlorek krzemu szybko hydrolizuje pod wplywem wody tworzac kwas krzemowy
SiCl4+4H2O ->Si(OH)4 +4HCl
GeCl4 - hydrolizuje trudniej natomiast SnCl4 i PbCl4 ulegaja hydrolizie w roztworach rozcienczonych, lecz hydroliza często nie przebiega do konca i można aj cfnac przez dodanie HCl
CCl4 nie ulega w normalnych warunkach hydrolizie nie zawiera bowiem orbitalu d. Gdy dostarczy się dostateczna energie stodujac np. pare przegrzana nastapi hydroliza Ccl4.
CCl4 +para przegrzana->COCl2 - chlorek karbonylu
Czterochlorej wegla otrzymyje się glownie z dwusiarczku wegla
CS2 +3Cl2 -> (katalizator feCl3 , temp 30 stopni) cCl2 +s2Cl2
CCl4 stosuje się jako rozpuszczalnik w gasnicach i do wyrobu freonow.
Wobecnosci nadmiaru kwasu Lk Si,Ge, Sn i Pb wzrastaja z 4 do 6 i tworza się jony kompleksowe np. [SnCl6]2-
Zadanie III
Równowagi komleksowania :stala trwalosci, typy ligandow
Stale rownowagi kompleksowania :
Jony kompleksowe wykazuja zazwyczaj pewna nieznaczna dysocjacje na jony skladowe np.
Ag(CN)2 ^- <-> Ag+ 2CN-
Dlatego mozemy wyprowadzic wzor na stala rownowagi rozkladu kompleksu ktora nazywa sie inaczej stala nietrwalosci.
Knt= [Ag+][cN-]^2/[Ag(CN)2]^-
Ogolnie rzecz biorac reakcje tworzenia komleksow w roztworach wodnych mozemy przedstwaic tak
Me +nL <-> MLn
Stala rownowagi tworzenia komleksu czyli stala trwalosci jest odwrotnoscia stalej nietrwalosci.
Obie wielkosci stala trwalosci i stala nietrwalosci sa tak charakterystyczne dla zwiazkow kompleksowych jak stala dys dla kwasow i zasaad a iloczyn rozp dla zwiazkow trudnorozpuszczalnych.
Stala nietrwalosci okresla w jakim stopniu jon komleksowy ulega rozpadowi - im wartsoc tej stalej jest mniejsza tym jon komleksowy jest trwalszy i odwrotnie.
Istotny jest fakt ze reakcja przylaczania ligandow przez jon metalu przebiega sukcesywnie tzn czasteczkiw ody ze sfery koordynacyjnej metalu sa stopnioweo zastepowane przez odpowoednie ligandy, tworzy się wiele kompleksow posrednich , az powstanie kompleks wysycony. Kazdje koljnej reakzji tworzenia się kolejnego kompleksu odpowiada koljna stala trwalosci :
Me +L <-> MeL K1
MeL +L <-> MeL2 K2
Beta = K1 *K2
Typy ligandow
-ligandami mogą być czasteczki obojetne np. woda czy amoniak
-kationy np. NO2^+
-aniony Cl-, CN-
-najczesciej skladnikami ligandow sa atomy azotu,tlenu, siarki, fluorowcow
Ligandy dzielimy na
JEDNOFUNKCYJNE
Zajmuja one jedno miejsce w sferze koordynacyjnej atomu centralnego, sa donorem jednej pary elektronowej dzielimy je na:
-fluorowcowe np. f-
-siarkowe np. S2-, SCN-
-tlenowe np. H20, OH-
-azotowe np. NH3
-weglowe np. CN-, CO
Ligandy tlenowe charakteryzuje mala selektywnosc ponieważ reakcja tworzenia kompleksu polega wtym przypadku na zastepowaniu tlenu z czasteczki wody w akwakompleksie tlenem z innego ligandu. Pozostale ligandy sa bardziej selektywne. Kompleksy utworzone przez ligandy proste nazywaja się kompleksami prostymi.
WIELOFUNKCYJNE
Jeżeli ligand zawiera wiecej niż jeden atom elektrodonorowy czyli jest ligandem wielofunkcyjnym to laczac się z metalem tworzy pierscien. Kompleks w którym metal wchodzi w sklad pierscienia nazywamy kompleksami chelatowymi, sa one znacznie trwalsze niż kompleksy proste.
Przykladem może być etyloamina tworzy ona kompleksy proste z kobaltem które sa znacznie mniej trwale niż kompleksy utworzone z dietyloamina inny przykład to fenol - nie tworzy trwalych zwiazkow kompleksowych ale aldehyd saliwylowy tworzy już trwalsze kompleksy poniewa zawiera 2 atomy ligandowe.
Ligansy moha być 2,3 lub wwiecej kleszczowe.
Dwukleszczowe tworza sa zw majace 2 grupy polarne, 3-kleszczowe, 4- kleszczowe -poliaminy
4. Związki fosforu z wodorem:
PH3- fosforiak, bezbarwny gaz o woni karbidu, słaby charakter zasadowy
P2H4-fosfina, ciecz, powstaje w procesie gnicia drewna.
Związki z tlenem:
P4O6-trójtlenek fosforu jest dimerem, powstaje przez spalenie fosforu w powietrzu, jest kwasowy. P4O6 + 6H2O-> 4H3PO4
P4O10 - pięciotlenek fosforu jest dimerem, powstaje w wyniku spalania fosforu w nadmiarze powietrza lub tlenu, rozpuszcza się w wodzie tworząc kwas. P4O10+6H2O->4H3PO4
P4O8 i P4O9 zawierają dwa lub trzy wierzchołkowe atomy tlenu związane z at fosforu, P4O7 ma jeden wierzchołkowy atom tlenu. Tlenki te zawierają fosfor na obydwu stopniach utlenienia +III i +V, w wyniku ich hydrolizy powstają wiec kwasy fosforowy i fosforawy.
Kwasy tlenowe:
Fosfor tworzy kwasy w których wyst na +III i +V st utlenienia.
H3PO2 - kwas fosfonowy, kwas 1-protnowy, słaby o właściwościach redukcyjnych, ciało stałe dobrze rozp w H2O.
H3PO3 - kwas fosfonowy, 2-protonowy,silne wł redukcyjne, dysocjacja dwustopniowa.
H4P2O6- kwas podfosforawy, czteroprotonowy, wykazuje odporność na działanie reduktorów i utleniaczy. Dysocjacja czterostopniowa.
H3PO4 - kwas fosforowy, kwas trzyprotonowy, dysocjacja trzystopniowa. Powstaje przez rozpuszczenie P4O10 w H2O, kwas średniej mocy, stosowany do produkcji nawozów sztucznych, detergentów.
H4P2O7- kwas pirofosforowy, powstaje w wyniku kondensacji 2 cząsteczek H3PO4, 4-protonowy, polikwasy, dysocjacja 4-stopniowa. Inne polikwasy H5P3O10 i H6P4O13
(HPO3)n - kwas metafosforowy, tworzy struktury pierścieniowe, jest polikwasem. Powstaje w wyniku kondensacji monomerów HPO3.
5.Nadlenek wodoru H2O2:
-powstaje w wyniku działania kwasu na nadtlenki: BaO2 + HCl ->H2O2, hydrolizy H2SO% lub wykorzystując proces cykliczny przebiegający w układzie hydrochinon/chinon
-jest silnym utleniaczem
-samorzutnie rozkłada się powoli, szybko w obecności jonów metali ciężkich. H2O2-> H2O+1/2O2
-kwas fosforowy i mocznik spowalniają rozkład H2O2
- stężone roztwory H2O2 są stosowane jak środek napędowy rakiet.
-w obecności silniejszych utleniaczy jak KMno4 zachowuje się jak reduktor.
-ma słabe właściwości kwasowe,
-jest bardziej trwały w r-rach kwasowych niż zasadowych.
-30% roztw - perhydrol
-3% roztw - woda utleniona
6.
LITOWCE |
MIEDZIOWCE |
1 elektron na zewnętrznym orbitalu |
1 elektron na zewnętrznym orbitalu, 10 elektronów na przedost. powłoce d |
największe rozmiary atomów i jonów |
mniejsze rozmiary atomów i jonów |
mała energia jonizacji, malejąca od Li->Cs |
większa en jonizacji |
miękkie, tworzą bezbarwne zw. jonowe |
twarde, tworzą barwne zw jonowe |
I wartościowe |
zmienność wartościowości Ag- I, Cu- I, II, Au- III |
bardzo reaktywne |
słabo reaktywne |
wszystkie reagują z siarką |
Au nie reaguje z siarką |
tworzą tlenki i wodorotlenki dobrze rozp w H2O i silnie zasadowe |
tworzą tlenki i wodorotlenki trudnorozp w H2O, słabo zasadowe |
brak tendencji tworzenia kompleksów |
tendencja do tworzenia zw kompleksowych |
w szeregu elektrochem metali znajdują się za wodorem, wypierają go z kwasów |
leżą za wodorem, reagują tylki z kwasami utleniającymi. Au tylko z wodą królewską |
lotne sole barwią płomień |
brak takiej reakcji |
małe elektroujemności |
znacznie większe elektroujemności |
Zestaw III
1. wodorotl zasadowe rozp w wodzie: Li, Na, K, Rb, Cs
Wodorotl. nierozp w H2O: Be, Mg, Ca Sr, Ba
2. Izotopy są to atomy tego samego pierwiastka różniące się liczbą neutronów w jądrze.
Reguła Mattaucha - jeśli dwa pierwiastki o kolejnych liczbach atomowych mają izotopy o tych samych liczbach masowych to jeden z tych izotopów jest nietrwały.
Reguła Horkinsa - pierwiastki o nieparzystych liczbach atomowych są trwałe w mniejszym stosunku procentowym niż pierwiastki o parzystych liczbach atomowych. W przyrodzie uprzywilejowane są pierwiastki o parzystych liczbach atomowych. Jeśli liczba protonów i neutronów jest parzysta to liczba trwałych izotopów jest największa, gdy liczba protonow jest parzysta a neutronów nieparzysta jest mniejsza, gdy liczba protonów nieparzysta a neutronów parzysta to liczba trwałych izotopow się zmniejsza, gdy liczba protonów i neutronów nieparzyste to najmniejsza. Liczby protonów w jądrze wynoszące 2,8,20, 28, 50, 82, 126 są nazywane magicznymi i cechują pierwiastki o dużej ilości izotopów trwałych. Dla jąder trwałych pierwiastków o niewielkich liczbach atomowych stosunek n/p=ok.1. przy wyższych liczbach atomowych siły odpychania rosną stąd przewaga neutronów nad protonami jest korzystna dla stabilizacji jądra stosunek n/p=1,362. gdy stosunek n/p>1,6 jądra ulegają samorzutnym rozpadom.
3. Prawo Raoulta określa skład pary nasyconej nad cieczą o znanym składzie. Jest słuszne dla r-rów idealnych (brak oddziaływań międzycząsteczkowych) a dla r-rów rzeczywistych stosuje się w zasadzie tylko w przypadku r-rów rozcieńczonych. Obniżenie prężności pary nad roztworem : Δp=p0-p. p0 - prężnośc pary nasyconej nad czystym rozpuszczalnikiem, p -prężność pary nasyconej nad roztworem.
p=p0*x0
Prężność pary nasyconej nad r-rem równa się prężności pary nasyconej nad czystym rozpuszczalnikiem pomnożonej przez ułamek molowy rozpuszczalnika.
Zastosowanie:
Różnica składu fazy ciekłej i gazowej umożliwia stosowanie procesu destylacji do rozdzielania mieszanin ciekłych. W tym procesie faza gazowa (para) jest wzbogacana w składnik lotniejszy a faza ciekła w składnik mniej lotny. Mieszaniny ciekłe posiadające punkt azeotropowy nie mogą być całkowicie rozdzielone na składniki w procesie destylacji.
Po rozpuszczeniu w cieczy substancji trudno lotnej, prężność pary nasyconej nad daną cieczą obniża się. Z tego względu prężność pary nasyconej nad roztworem substancji trudno lotnej jest zawsze niższa niż nad czystym rozpuszczalnikiem przy czym tym nizsza im roztwór jest bardziej stężony.
4.Fluor jest najbardziej reaktywnym pierwiastkiem układu okresowego. Reaguje ze wszystkimi pierwiastkami z wyjątkiem gazów szlachetnych. Wielka reaktywność fluoru jest uwarunkowana małą energią wiązania F-F(elektrony niewiążące odpychają się), niezwykle dużą zdolnością utleniania, małymi rozmiarami atomu i jonu oraz znaczną elektroujemnością fluoru. Małym rozmiarom jonu odpowiada duża liczba koordynacyjna i duża energia sieciowa fluorków. Fluor tworzy silne wiązania z większością pozostałych pierwiastków.
Fluor nie ma orbitali d więc nie może tworzyć kwasów tlenowych. Fluor pochłania światło o barwie fioletowej(duża energia), ma barwę fioletową.
F2 - utleniacz H2O do O2.
F2 +H2O->2H++2F- +1/2O2
HF jest cieczą o temp wrzenia 19˚C, co jest spowodowane dużą różnicą elektroujemności między H a F. otrzymywany przez działanie stęż H2SO4 na CaF2.
CaF2+H2SO4-> CaSO4 + 2HF
-trawienie szkła
-właściwości silnie koordynujące
-rozpuszczalnik szczególnie dobry do tworzenia zw kompleksowych
-otrzymywanie freonów
OF2 fluorek tlenu, bladożółty gaz, powstaje w wyniku przepuszczenia F2 przez 2% roztw NaOH, jest silnym utleniaczem, energicznie reaguje z metalami, S, P i fluorowcami tworząc fluorki i tlenki, stosowany jako paliwo do rakiet
2NaOH+2F2-> 2NaF+OF2+H2O
O2F2 dwufluorek dwutlenu otrzymywany w wyniku wyładowań elektrycznych w mieszaninie O2 i F2 pod niskim ciśnieniem i w temp ciekłego powietrza. Strukturą przypomina H2O2.
CaF2 - fluoryt, minerał który jest głównym źródłem fluoru.
UF6- rozdzielanie izotopów uranu przez termodyfuzję
UF4 - otrzymywanie uranu metalicznego
C2F4 - teflon, duża odporność chemiczna, wł elektroizolacyjne
CFCl3, CF2Cl2, CF3Cl - freony, stosowane w technologii chłodniczej, wycofane z powodu niszczenia warstwy ozonowej
NF3 - nietrwały i wybuchowy, ma niewielką zdolność działania jako cząsteczka donorowa i tworzenia wiązań koordynacyjnych
5. Kwas siarkowy - jego bezwodnikiem jest SO3, gęsta oleista ciecz, jest kwasem o największym znaczeniu przemysłowym, otrzymuje się go w wyniku utlenienia SO2 do SO3 a następnie reakcji SO3 z wodą. Czysty kwas siarkowy stosuje się jako rozpuszczalnik niewodny i środek sulfonujący. Wykazuje on działanie utleniające, wiąże wodę powodując zwęglenie związków organicznych. W r-rze wodnym zachowuje się jak mocny kwas dwuprotonowy, tworząc jony siarczanowe i wodorosiarczanowe. Jon SO
jest tetraedryczny co wynika z hybrydyzacji sp3.
Ma właściwości higroskopijne, powoduje zwęglenie subst organicznych, powoduje denaturację białek. katalizuje procesy nitrowania.
6. Wapń jest metalem barwy srebrzystej, miękkim, łatwo utleniającym się w wilgotnym powietrzu. Leży na początku szeregu napięciowego. Reaguje z wodą w temp pokojowej Ca + 2H2O-> Ca(OH)2 + H2
Wodorotlenek wapnia częściowo rozpuszcza się w wodzie tworząc tzw wodę wapienna. Łatwo rozpuszcza się w kwasach wypierając wodór. Silny reduktorz tlenków metali wydziela metale - stosowany w metalurgii. Tworzy tlenek CaO o charakterze zasadowym. W związkach występuje na +2 stopniu utlenienia.
Występowanie: CaCO3 - wapień, CaSO4 anhydryt, gips, alabaster.
Zastosowanie: w metalurgii, używany do rafinacji ropy naftowej, oczyszczania gazów szlachetnych. CaCl2 - środek odwadniający.
7. Struktura elektronowa lantanowców. Dla lantanowców charakterystyczne jest stopniowe wypełnianie się trzeciej od zewnątrz powłoki elektronowej 4f . Lantan ma strukturę elektronową kseonu 5d16s2, więc można przyjąć, że od ceru do lutetu następuje przyłączenie 14 elektronów f. wszystkie lantanowce tworzą związki na +III stopniu utlenienia, więc można założyć, że w wyniku utraty dwóch elektronów s i jednego elektronu d powstają trójwartościowe jony lantanowców. Elektrony powłoki 4f są bardzo efektywnie ekranowane przez elektrony 5s i 5p i z tego względu nie uczestniczą w tworzeniu wiązań. Zapełnienie lub niezapełnienie orbitali f ma niewielkie znaczenie chemiczne, wpływa jednak na widma i właściwości magnetyczne lantanowców.
Wyszukiwarka