Zależność właściwości substancji od rodzaju wiązania chemicznego

Substancje posiadające wiązania kowalencyjne:

W stałym stanie skupienia tworzą kryształy cząsteczkowe, jak np. S₈, lub kowalencyjne, np. diament, Si, Ge.

Kryształy cząsteczkowe zawierają w węzłach sieci krystalicznej cząsteczki związków, natomiast kryształy kowalencyjne, tworzą wielki twór elementów połączonych wiązaniami kowalencyjnymi.

Taka budowa powoduje, że substancje te na ogół:

• nie przewodzą prądu elektrycznego (wyjątkiem jest grafit),

• nie dysocjują na jony,

• słabo rozpuszczają się w rozpuszczalnikach polarnych, jak woda czy alkohole, natomiast dobrze - w rozpuszczalnikach niepolarnych, jak benzen czy benzyna.

Substancje o wiązaniach kowalencyjnych reagują powoli, gdyż te silne wiązania nie ulegają łatwo rozerwaniu.

Kryształy cząsteczkowe charakteryzuje niska temperatura topnienia. Przeciwnie do nich - kryształy kowalencyjne topią się w bardzo wysokich temperaturach.

Wiązanie kowalencyjne w tlenkach wpływa na ich kwasowy lub obojętny charakter;

im większy jest udział wiązania kowalencyjnego - tym bardziej kwasowy charakter ma dany tlenek.

Substancje posiadające wiązania jonowe:

Do nich należą sole, np. NaCl, K₂SO₄. W stanie stałym tworzą sieci jonowe, w których nie ma cząsteczek ani atomów, tylko ułożone naprzemiennie jony dodatnie i ujemne. Np. w sieci krystalicznej chlorku sodu każdy jon Na⁺ jest otoczony sześcioma jonami Cl^-, z których każdy sąsiaduje z sześcioma kationami sodu, przy czym zachowany jest stosunek ilości jonów dodatnich do ujemnych, taki jak we wzorze cząsteczkowym soli.

Związki jonowe są substancjami krystalicznymi, twardymi, o wysokich temperaturach topnienia, co jest związane z koniecznością dostarczenia znacznych ilości energii do zniszczenia ich sieci krystalicznej. Dobrze rozpuszczają się w wodzie. Kryształy jonowe nie przewodzą prądu elektrycznego, ale stopione i rozpuszczone w wodzie sole są dobrymi przewodnikami elektryczności.

Dzieje się tak, gdyż w roztworze i w postaci stopionej związki te łatwo dysocjują na jony, które są nośnikami elektronów.

Reakcje między jonami w wodnych roztworach substancji jonowych zachodzą bardzo szybko.

Im większy jest udział charakteru jonowego w wiązaniu w tlenku czy wodorotlenku, tym bardziej zasadowy jest ten związek.

Substancje posiadające wiązanie metaliczne:

Właściwości metali oraz ich stopów wynikają z istnienia chmury zdelokalizowanych elektronów poruszających się pomiędzy dodatnio naładowanymi węzłami sieci krystalicznej metalu.

Metale charakteryzują się połyskiem i bardzo dobrym przewodnictwem elektrycznym i termicznym;

- są kowalne, ciągliwe, można je obrabiać mechanicznie;

- przeważnie nie rozpuszczają się w wodzie, chociaż niektóre, jak np. sód reagują z nią gwałtownie.

W reakcje chemicznie wchodzą z różną aktywnością.

Z wyjątkiem rtęci, galu, indu i litowców, mają wysokie temperatury topnienia.

Wiązania chemiczne

Oddziaływania międzycząsteczkowe

kowalencyjne

jonowe

metaliczne

Wiązanie wodorowe

Siły van der Waalsa

nie -spolaryzowane

spolaryzowane

koordyna-cyjne

Atomy pierwiastków tworzących wiązanie

niemetal + niemetal np.O2, Cl2 N2

niemetal + niemetal np. HCl, NH3 H2O

niemetal + niemetal np. SO2, NH4^+ HNO3,

metal + niemetal np. NaCl MgO K2SO4

metale i stopy metali wiązanie utworzone przez kationy metali i zdelokalizo-wane elektrony, tzw. gaz elektronowy

oddziaływanie między atomami wodoru a cząsteczkami, w których występuje atom o dużej elektroujemności z wolną parą elektronową

Słabe oddziaływania między cząsteczkami niepolarnymi

Elektro- ujemność

duża

duża

duża

duża mała

Różnica elektro- ujemności

zero

mała

mała

duża

zręby atomowe swobodne elektrony

Wiązanie metaliczne

6. Reakcje chemiczne

Mieszanina powstaje w procesie fizycznym - przez zmieszanie składników, które zachowują swoje właściwości fizyczne. Mieszaninę można rozdzielić na substancje składowe poprzez zastosowanie metod fizycznych

(jak np.: sączenie, odparowanie rozpuszczalnika, wytrącenie osadu, wykorzystanie właściwości magnetycznych itp.).

Mieszanina jednorodna - homogeniczna - nie można rozróżnić gołym okiem

poszczególnych składników

Mieszanina niejednorodna - heterogeniczna - składniki są widocznie rozróżnialne

Reakcja chemiczna - proces, w wyniku którego powstają nowe substancje - związki chemiczne - o odmiennych właściwościach w stosunku do substancji wyjściowych.

W każdej reakcji następuje zmiana rozmieszczenia elektronów cząsteczkach reagujących substancji.

Równanie reakcji chemicznej jest to zapis przebiegu procesu chemicznego za pomocą symboli pierwiastków i wzorów związków chemicznych. Równanie to podaje: jakie reagenty i w jakich ilościach uczestniczą w reakcji oraz jakie, i w jakich ilościach, powstają wówczas produkty.

Rodzaje reakcji chemicznych:

REAKCJA SYNTEZY == kilka substratów → jeden produkt

Np. H₂ + O₂ → H₂O

SO₂ + H₂O → H₂SO₃

REAKCJA ANALIZY - ROZKŁADU == jeden substrat → kilka produktów

Np. CaCO₃
CaO + CO₂

NH₄HCO₃
NH₃ + H₂O + CO₂

REAKCJA WYMIANY == kilka substratów → kilka produktów

Np. NaCl + AgNO₃ → AgCl + NaNO₃

Na + H₂O → NaOH + ˝ H₂

REAKCJE UTLENIANIE I REDUKCJI - REDOKS

przebiegające ze zmianą stopnia utlenienia pierwiastków.

Stopnie utlenienia dodatnie (I, II, III itp..) lub ujemne (-I, -II, -III itp.), oznaczone cyframi rzymskimi zapisuje się nad symbolem pierwiastka.

Stopnie utlenienia przypisuje się pierwiastkom według następujących reguł:

• Pierwiastki w stanie wolnym mają stopień utlenienia równy zero, np. Al⁰, Cl₂⁰.

• Stopień utlenienia litowców wynosi zawsze I, a berylowców - zawsze II.

• Stopień utlenienia wodoru wynosi I z wyjątkiem wodorków metali, w których jest - I,

np.: NaH^-I , CaH₂^-I.

• Tlen ma stopień utlenienia - II, z wyjątkiem nadtlenków np.:, H₂O₂ , w których wynosi on - I, a we fluorku tlenu, OF₂ - wynosi II.

• Fluor we wszystkich związkach ma stopień utlenienia - I.

• Suma stopni utlenienia wszystkich atomów tworzących obojętną cząsteczkę wynosi zawsze zero, a w jonie

złożonym jest równa jego ładunkowi.

Np. Al₂^IIIS₃^-II 2(III) +3(-II) = 0 (S^xO₄^_II)^2- X + 4(-II) = -2.

• Stopień utlenienia pierwiastka w jonie prostym jest równy ładunkowi tego jonu, odpowiada bowiem liczbie elektronów jakie ten pierwiastek zyskał lub stracił w momencie powstawania jonu, np. Ca - 3 e^-→ Ca²⁺.

W innych przypadkach ujemne stopnie utlenienia przypisuje się pierwiastkom o wyższej elektroujemności. Stopień utlenienia nie może być wyższy od maksymalnej liczby elektronów, jaką dany atom może pobrać lub oddać.

Np.: w FeS, siarka ma ujemny stopień utlenienia, ponieważ jest bardziej elektroujemna niż żelazo; z położenia w układzie okresowym wynika jednak, że jej atom może przyjąć tylko 2 elektrony,

czyli jej stopień utlenienia nie może być niższy niż -II.

Przykłady obliczania stopnia utlenienia:

H^I₂S ^xO₄^-II : 2(I) + x + 4(-II) =0 → x = VI

H^I₃P^xO₄^-II : 3(I) + x + 4(-II) = 0 → x = V

(N^xO₃^-II)^- : x + 3(-II) = -1 → x = V

Utlenianie jest związane z podwyższeniem, a redukcja z obniżeniem stopnia utlenienia reagentów.

Obie te reakcje zachodzą równocześnie.

Pierwiastek podwyższający swój stopień utlenienia nazywa się reduktorem, podczas utlenienia atomy reduktora oddają elektrony.

Pierwiastek obniżający swój stopień utlenienia nazywa się utleniaczem, a jego atomy podczas redukcji pobierają elektrony.

Utleniacz , obniżając swój stopień utlenienia redukuje się, a reduktor- podwyższając swój stopień utlenienia utlenia się.

Aby stwierdzić, że dana reakcja jest reakcją redoks należy sprawdzić, czy w tej reakcji nastąpiła zmiana stopni utlenienia reagentów.

Przykład reakcji utleniania-redukcji

Mg⁰ + Cl₂⁰ → Mg^IICl₂^-I

Mg⁰ - 2e^- → Mg^II -- proces utleniania, Mg - reduktor- oddaje elektrony

Cl₂⁰ + 2e^- → 2 Cl^- -- proces redukcji , Cl₂ - utleniacz- przyjmuje elektrony

Reakcje wymiany elektronów zapisane dla każdego reagenta osobno, nazywają się równaniami połówkowymi i służą do elektronowego zbilansowania procesu i doboru współczynników stechiometrycznych tych reakcji, gdyż utleniacz może przyjąć tylko tyle elektronów, ile zostało w reakcji oddane przez reduktor.

Reduktorem może być pierwiastek, który w stanie wolnym lub w danym związku chemicznym nie występuje na swym najwyższym stopniu utlenienia, czyli gdy może swój stopień utlenienia podwyższyć.

Reduktorami mogą być: atom siarki S⁰ lub w związkach S0₂, H₂S0₃, H₂S (najwyższy stopień utlenienia siarki

= VI jak w H₂SO₄) lub atom C⁰ lub C^IVO- ponieważ najwyższy stopień utlenienia węgla wynosi IV (jak w CO₂).

Silnymi reduktorami są wolne pierwiastki elektrododatnie, jak wodór i metale, a także niektóre jony np. Cl^-, Br ^-.

Utleniaczem może być pierwiastek, który w stanie wolnym czy w danym związku chemicznym nie występuje na swoim najniższym stopniu utlenienia, czyli gdy może swój stopień utlenienia obniżyć.

Na przykład siarka w H₂S nie może być utleniaczem, gdyż stopień utlenienia -II jest najniższym z jej możliwych; natomiast siarka w stanie wolnym S⁰, w H₂SO₄ (stopień utlenienia VI) czy w H₂SO₃ (IV) może obniżyć stopień utlenienia i dlatego te substancje mogą spełniać rolę utleniaczy.

Silnymi utleniaczami są wolne niemetale, np. fluorowce, a także : O₃, PbO₂, HNO₃, stęż. H₂SO₄, H₂O₂, HClO₃, HClO₄, KMnO₄, H₂Cr₂O₇.

Im więcej elektronów oddaje pierwiastek w procesie redoks, tym mocniejszym jest utleniaczem.

Na przykład: jony MnO₄^- , w których mangan występuje na VII stopniu utlenienia i w zależności od kwasowości roztworu mogą redukować się do:

• jonów Mn²⁺ - oddają 5 elektronów, w roztworze kwaśnym (najsilniejszy utleniacz)

• Mn^IVO₂ - oddają 3 elektrony, w roztworze obojętnym

• Mn^VIO₄^- - oddają 1 elektron, w roztworze zasadowym (najsłabszy utleniacz).

W reakcjach redoks z udziałem tlenu uzgodnienie ilości atomów tego pierwiastka przed i po reakcji jest równoznaczne z poprawnym doborem współczynników stechiometrycznych pozostałych reagentów.

Szczególnymi przykładami reakcji redoks są tzw. reakcje dysproporcjonowania (dysmutacji).

W takich reakcjach część atomów tego samego pierwiastka ulega utlenieniu - jest więc reduktorem, a część ulega redukcji - jest więc utleniaczem.

Przykładem może być rozkład chloranu(V) potasu prowadzący do powstania dwu produktów zawierających chlor na różnym stopniu utlenienia.

_{I V -II I VII -II I -I}

KClO₃ → KClO₄ + KCl

Równania połówkowe i bilans elektronowy:

_{V VII}

Cl - 2 e^- → Cl  ⋅ 3

_{V -I}

Cl + 6 e^- → Cl  ⋅ 1

____________________

_{V VII}

reduktor 3 Cl - 6 e^- → 3Cl utlenienie

_{V -I}

utleniacz Cl + 6 e^- → Cl redukcja

Po dobraniu współczynników:

_{I V -II I VII -II I -I}

4KClO₃ → 3 KClO₄ + KCl

Po sprawdzeniu:

Strona L P

K 4 4

Cl 4 4

O 12 12

Reakcje utlenienia i redukcji są bardzo rozpowszechnionymi procesami w przyrodzie, wykorzystywane są również w analizie chemicznej i w przemysłowym otrzymywaniu metali z ich rud.

Metale w swoich związkach posiadają wyłącznie dodatnie stopnie utlenienia, dlatego otrzymywanie ich z rud jest procesem redukcji. Do tego celu stosuje się głównie węgiel, tlenek węgla(II) oraz niektóre metale (Al, Mg), rzadziej wodór.

REAKCJE EGZOENERGETYCZNE I ENDOENERGETYCZNE

przebiegające z wydzieleniem ciepła przebiegające z pochłonięciem ciepła

7. Systematyka związków nieorganicznych

Tlenki

Są to dwuskładnikowe związki tlenu z innymi pierwiastkami. Można je przedstawic ogólnym wzorem:

gdzie: E -symbol pierwiastka, a- wartościowość pierwiastka.

Tlenki należą do najpopularniejszych związków chemicznych, tworzonych przez prawie wszystkie pierwiastki.

Nazwy tlenków tworzy się zgodnie z systemem przedrostków lub systemem Stocka.

W systemie przedrostków, nazwę pierwiastka tworzącego tlenek podaje się w formie rzeczownika w dopełniaczu i dodaje się do niej przedrostek odpowiadający ilości atomów pierwiastka w tlenku,

np.: Na₂O - tlenek dwusodu lub tlenek disodu,

Fe₂O₃ - trójtlenek dwużelaza lub tritlenek diżelaza,

SO₂ - dwutlenek siarki lub ditlenek siarki, CuO - tlenek miedzi.

Stosując system Stocka, w nazwie tlenku uwzględnia się wartościowość pierwiastka, jeśli ten wykazuje różne wartościowości, i pisze się ją w nawiasie po nazwie pierwiastka,

np. Na₂O - tlenek sodu, Fe₂O₃ - tlenek żelaza(III), SO₂ - tlenek siarki (IV), CuO - tlenek miedzi (II).

Tradycyjne nazwy tlenków, często stosowane w polskim słownictwie chemicznym, ale nie zalecane obecnie, bazowały na systemie przyrostkowym -owy, -awy. Ten pierwszy stosowano do tlenku gdy tworzony go pierwiastek miał wyższą wartościowość, a przyrostek -awy nadawano tlenkowi, gdy dany pierwiastek miał niższą wartościowość.

W starszych podręcznikach do chemii można więc spotkać nazwy tlenków, np.: Cu₂O - tlenek miadziawy, CuO - tlenek miedziowy; FeO - tlenek żelazawy, Fe₂O₃- tlenek żelazowy, Fe₃O₄ - tlenek żelazawo-żelazowy.

Najważniejsze metody otrzymywania tlenków:

• Reakcja syntezy pierwiastka z tlenem (np. spalanie):

C + O₂ → CO₂

S + O₂ → SO₂

• Reakcja rozkładu niektórych wodorotlenków, np.:

Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

• Reakcja rozkładu niektórych soli, np.:

CaCO₃ → CaO + CO₂

♦ Większość tlenków metali posiada wiązanie jonowe, a ich sieć krystaliczna zawiera kationy metali i jony O^2-.

♦ Są ciałami stałymi, w stanie stopionym przewodzą prąd elektryczny.

• Nie rozpuszczają się w wodzie, choć tlenki litowców i berylowców reagują z nią bardzo gwałtownie.

• Tlenki metali ciężkich są barwne, np. Fe₂O₃ - brunatny, HgO -czerwony, Cr₂O₃ - zielony, CuO - czarny,

a TiO₂, ZnO, MgO - białe. Dlatego są używane jako pigmenty dodawane do farb.

♣ Niemetale tworzą tlenki o wiązaniach kowalencyjnych lub kowalencyjnych spolaryzowanych.

• Są to najczęściej gazy (np. CO₂, N₂O₅, SO₃), ciecze (H₂O) lub ciała stałe (np. SiO₂, P₂O₅).

• Poniżej temperatury topnienia tlenki niemetali tworzą łatwo topliwe kryształy cząsteczkowe (molekularne) o niewielkiej twardości.

Podział tlenków ze względu na zachowanie wobec wody:

T l e n k i

tlenki metali tlenki niemetali

reagujące z wodą reagujące z wodą

Na₂O, MgO, CaO CO₂, SO₂, P₄O₁₀

+ tlenki metali lub niemetali +

H₂O nie reagujące z wodą H₂O

↓ Al₂O₃ , CuO, SiO₂, CO ↓

wodorotlenki kwasy

Podział tlenków ze względu na charakter chemiczny:

Tlenki

zasadowe amfoteryczne obojętne kwasowe

tlenki metali tlenki metali lub niemetali tlenki niemetali tlenki niemetali

reagują z kwasami reagują z kwasami i zasadami nie reagują ani lub metali bloku d

dając sole dając sole z kwasami ani reagują z zasadami

z zasadami dając sole

CuO, MgO,BaO Al₂O₃, ZnO, MnO₂, As₂O₃ CO, NO, SiO₂ CO₂, SO₃, CrO₃

Bi₂O₃ N₂O

Przykłady reakcji tlenku amfoterycznego:

tlenek glinu

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

chlorek glinu glinian sodu

jonowo: Al₂O₃ + 6 H⁺ → 2 Al³⁺ + 3 H₂O Al₂O₃ + 6 OH^- → 2 AlO₃^3- + 3 H₂O

Inne tlenki amfoteryczne: cyny (II) - SnO, cyny(IV) - SnO₂ , chromu(III) Cr₂O₃.

Nadtlenki: połączenia tlenu wodorem i niektórymi metalami.

Przykładami nadtlenków są:

H₂O₂ - nadtlenek wodoru, Na₂O₂ - nadtlenek sodu, BaO₂ - nadtlenek baru.

Nadtlenki litowców i berylowców są substancjami jonowymi, ich sieć krystaliczna zawiera jony O₂^2- oraz kationy metali.

W nadtlenkach występuje, tzw. „mostek tlenowy” czyli wiązanie -O-O-, w którym atomy tlenu są połączone ze sobą.

Ten bardzo nietrwały układ, łatwo rozkłada się z wydzieleniem tlenu atomowego. Dlatego nadtlenki sodu lub baru, a także wodoru są głównie stosowane jako silne utleniacze.

Bardzo popularnym nadtlenkiem jest H₂O₂, który na powietrzu łatwo rozkłada się do wody, tracąc przy tym atom tlenu. Szczególnie znane są: 30% wodny roztwór nadtlenku wodoru, zwany perhydrolem - silny wybielacz, używany też do wywabiania plam oraz 3% roztwór H₂O₂, znany jako woda utleniona .

Woda utleniona jest stosowana jako łagodny środek dezynfekcyjny. Własności bakteriobójcze ma tlen atomowy powstający podczas jej rozkładu. Rozkład ten jest katalizowany przez krew wydostającą się z rany, dlatego podczas odkażania obserwuje się pienienie. Przechowywana przez dłuższy okres czasu woda utleniona traci swoje właściwości i staje się po prostu wodą.

Wodorotlenki -

związki zbudowane z metalu i jednej lub kilku grup wodorotlenowych (hydroksylowych) - OH.

Wzór ogólny wodorotlenku ma postać:

gdzie: M oznacza kation metalu.

Mają budowę jonową, ich sieć krystaliczna zawiera naprzemiennie rozłożone kationy metalu i aniony OH^- ,

w stosunku ilościowym odpowiadającym wzorowi sumarycznym wodorotlenku.

Nazwy wodorotlenków tworzy się stosując system Stocka,

np.:

Fe(OH)₂ - wodorotlenek żelaza(II) Fe(OH)₃ - wodorotlenek żelaza (III)

KOH - wodorotlenek potasu.

Wodorotlenki powstają w wyniku:

1. reakcji metalu lekkiego (z grupy litowców lub berylowców) z wodą:

2 Na + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂ ↑

lub jonowo: 2 Na⁺ + 2 H₂O → 2 Na⁺ + 2 OH^- + H₂↑

2. reakcji tlenku litowca lub berylowca z wodą:

MgO + H₂O → Mg(OH)₂

lub jonowo: MgO + H₂O → Mg²⁺ + 2 OH^-

3. trudno rozpuszczalne wodorotlenki wytrącają się w reakcji soli metalu z innym

wodorotlenkiem, np. :

NiCl₂ + 2 NaOH → Ni(OH)₂↓ + 2 NaCl

lub jonowo: Ni²⁺ + 2 OH^- → Ni(OH)₂↓

Wodorotlenki

zasadowe amofoteryczne

reagują z kwasami dając reagują z kwasami i zasadami

sole dajac sole

NaOH, Ca(OH)₂ Al(OH)₃ , Zn(OH)₂

Reakcja wodorotlenków zasadowych z kwasami jest reakcją zobojętnienia, pomiędzy jonami OH^- wodorotlenku i kationami H⁺ (lub H₃O⁺ w roztworze wodnym) kwasu, przy czym powstaje woda i odpowiednia sól:

NaOH_(s) + HCl → NaCl + H₂O

lub jonowo: NaOH_(s) + H⁺ → Na⁺ + H₂O

Wodne roztwory wodorotlenków rozpuszczalnych, np. KOH, NaOH, Mg(OH)₂ nazywają się zasadami.

Obecne w nich jony OH^- powodują zabarwienie roztworu fenoloftaleiny na kolor malinowy, a oranżu metylowego na żółto.

Wodorotlenki są krystalicznymi ciałami stałymi, o działaniu żrącym.

Wodorotlenki litowców są bardzo higroskopijne, zarówno w stanie stałym, jak też w roztworze.

NaOH, KOH, Ca(OH)₂ dość dobrze rozpuszczają się w wodzie;

stopione i w roztworze wodnym dysocjują na jony:

NaOH_(s) → Na⁺ + OH^-

Ca(OH)_2(s) → Ca²⁺ + 2 OH i przewodzą prąd elektryczny.

Pozostałe wodorotlenki są substancjami słabo rozpuszczalnymi w wodzie,

a ich roztwory - słabymi elektrolitami.

Ze wzrostem liczby atomowej metalu moc wodorotlenków rośnie w grupach, a maleje w okresach układu okresowego.

Decyduje o tym różnica elektroujemności metalu i tlenu, większa - powoduje osłabienie wiązania metal - OH, co sprzyja dysocjacji związku na jony.

Przykłady reakcji wodorotlenków: ♦ Reakcja z kwasem - reakcja zobojętnienia:

Mg(OH)₂ + 2 HCl → MgCl₂ + H₂O

wodorotlenek + kwas → sól + woda

♦ Reakcja z tlenkiem kwasowym:

Ca(OH)₂ + N₂O₅ → Ca(NO₃)₂ + H₂O

wodorotlenek + tlenek kwasowy → sól + woda

♦ Reakcja z solą metalu ciężkiego: ♦ Rozkład termiczny:

2 NaOH + Pb(NO₃)₂ → 2 NaNO₃ + Pb(OH)₂↓ Cu(OH)₂
CuO + H₂O

wodorotlenek + sól I → sól II + wodorotlenek II

Reaktywne wodorotlenki litowców i berylowców w przyrodzie nie występują.

Minerały będące wodorotlenkami to hydrargilit (gibbsyt) - Al(OH)₃, limonit - Fe₃O₄(OH)₆, manganit - MnO₂⋅Mn(OH)₂.

Kwasy to związki nieorganiczne zbudowane z wodoru i reszty kwasowej, o ogólnym wzorze:

Kwasy

tlenowe beztlenowe

reszty kwasowe zawierają reszty kwasowe nie zawierają

atom(y) tlenu atomu tlenu

H₃PO₄, H₂SO₄, HNO₃ HCl, HBr, H₂S

Nazwy kwasów tlenowych składają się z dwu wyrazów - wyrazu kwas i przymiotnika określającego nazwę pierwiastka kwasotwórczego i jego wartościowości.

Np.:

H₂SO₄ - kwas siarkowy(VI) H₂SO₃ - kwas siarkowy(IV)

HNO₃ - kwas azotowy (V) HNO₂ - kwas azotowy (III)

Jeżeli pierwiastek tworzy więcej kwasów w których ma tę samą wartościowość rozróżnia się je poprzez przedrostki: meta - mniejsza ogólna liczba atomów w cząsteczce,

orto - większa ogólna liczba atomów w cząsteczce.

Np.

H₂SiO₃ - kwas metakrzemowy(IV) H₄SiO₄ - kwas ortokrzemowy(IV)

HPO₃ - kwas metafosforowy(V) H₃PO₄ - kwas ortofosforowy(V).

Nazwa kwasów beztlenowych oprócz słowa kwas zawiera nazwę pierwiastka kwasotwórczego i końcówkę wodorowy.

Np.: HBr - kwas bromowodorowy, HCl - kwas chlorowodorowy, HJ - kwas jodowodorowy,

H₂S - kwas siarkowodorowy.

Kwasy tlenowe powstają w reakcji:

• tlenków niemetali - bezwodników kwasowych z wodą;

N₂O₅ + H₂O → 2 HNO₃ SO₃ + H₂O → H₂SO₄

• mocnego kwasu z solą kwasu słabszego:

H₂SO₄ + CaCO₃ → CaSO₄ + H₂O + CO₂

H₂CO₃

• wytrącania osadu kwasu trudno rozpuszczalnego w reakcji jego soli z mocnym kwasem.

Na₂SiO₃ + H₂SO₄ → H₂SiO₃↓ + Na₂SO₄

• Beztlenowe kwasy powstają poprzez rozpuszczenie w wodzie gazowych wodorków niemetali z grupy tlenowców i fluorowców:

H₂S_(g)
H₂S_(kwas) HCl_(g)
HCl_(kwas)

Kwasy reagują z wodorotlenkami, tlenkami zasadowymi i z metalami.

Przykłady reakcji:

• Reakcja z wodorotlenkami - reakcja zobojętnienia analogiczna do reakcji

wodorotlenków z kwasami:

HNO₃ + KOH → KNO₃ + H₂O

• Reakcja z tlenkiem zasadowym:

2 HBr + CaO → CaBr₂ + H₂O

• Metale aktywne wypierają wodór z kwasów:

2 H₃PO₄ + 3 Mg → Mg₃(PO₄)₂ + 3 H₂↑

Metale mniej aktywne, tzw. szlachetne (Au ,Pt) lub półszlachetne , jak Cu, Ag, Hg -

reagują tylko z kwasami utleniającymi, w tych reakcjach nie wydziela się wodór gazowy!!

Kwasy w roztworze wodnym ulegają dysocjacji elektrolitycznej czyli rozpadowi na jony:

jon wodorowy H⁺ i anion reszty kwasowej.

Jon wodorowy natychmiast przyłącza cząsteczkę wody i tworzy się jon hydroniowy H₃O⁺:

H⁺ + H₂O → H₃O⁺

i w takiej postaci znajduje się w roztworze.

Obecność jonu hydroniowego H₃O⁺ w roztworze powoduje zabarwienie wskaźników kwasowo-zasadowych:

błękitu bromotymolowego - na żółto, a oranżu metylowego - na różowo

Dysocjacja różnych kwasów zachodzi w różnym stopniu → kwasy są elektrolitami o różnej mocy.

Kwasy wielowodorowe dysocjują stopniowo, np.:

H₂SO₄
H⁺ + HSO₄^- a następnie HSO₄^-
H⁺ + SO₄^2-

jon wodorosiarczanowy i H⁺ + H₂O → H₃O⁺

CO₂ + H₂O
HCO₃^- + H⁺ a następnie HCO₃^-
H⁺ + CO₃^2-

jon wodoro-

węglanowy

Z reguły kolejne stopnie dysocjacji są znacznie mniejsze niż stopień pierwszy.

Do mocnych kwasów należą kwasy tlenowe: HNO₃ azotowy(V) , H₂SO₄ siarkowy (VI) i HClO₄ chlorowy (VII), a wśród kwasów beztlenowych: HCl chlorowodorowy, HBr bromowodorowy i HJ jodowodorowy.

Moc kwasów rośnie ze wzrostem elektroujemności pierwiastka kwasotwórczego, a dla kwasów tlenowych - ze wzrostem liczby atomów tlenu w cząsteczce.

Słabe kwasy jak H₂CO₃ lub H₂SO₃ są bardzo nietrwałe i występują głównie w postaci swoich soli.

Dlatego wzór kwasu węglowego zapisuje się jako CO₂ + H₂O.

Rodzaj wiązania chemicznego występującego w cząsteczkach związków chemicznych ma decydujący wpływ na ich właściwości fizyczne i reaktywność chemiczną.

!

Mieszaniny nie mają stałej charakterystycznej temperatury wrzenia czy topnienia - wielkości te, jak też inne właściwości fizyczne mieszanin zależą od ilości ich składników.

Związku chemicznego nie można metodami fizycznymi rozdzielić na składniki wyjściowe !!

Związki chemiczne, o stałym i zdefiniowanym składzie, charakteryzują się stałą i określoną w danych warunkach ciśnienia temperaturą wrzenia i topnienia, które mogą być użyte do ich identyfikacji.

Przez stopień utlenienia rozumie się liczbę ładunków elementarnych, jakie byłyby związane z danym atomem, gdyby cząsteczka, w której skład wchodzi ten atom, była zbudowana z samych jonów.

E^a₂O^II_a

Mⁿ (OH)_n

M_mR^m

---