CHEMIA NIEORGANICZNA- zajmuje się wszystkimi pierwiastkami, ich powstawaniem, zastosowaniem, reakcjami, parametrami, które decydują o przebiegu tych reakcji.

Skorupa ziemska w 92% zbudowana jest z 8 pierwiastków:

- O- 47%

- Si- 27%

- Al.- 8%

- Fe- 5%

- Ca- 3,5%

- Na- 2,7%

- K- 2,5%

- Mg- 2%

Pierwiastki, które mogą występować w stanie wolnym to O₂, N₂, S, Au

C- węgiel- tworzy nieliczne związki nieorganiczne, takie jak: tlenki węgla, kwas węglowy H₂CO₃, związek węgla z N (azot) i S (siarka). Związki organiczne to związki C z wodorem oraz ich pochodne.

¹₁H- WODÓR

Jest to pierwiastek najbardziej rozpowszechniony we wszechświecie. H na ogół występuje w związkach chemicznych. Tworzy więcej związków chemicznych niż każdy inny pierwiastek. W stanie wolnym występuje jako H₂

Izotopy:

¹₁H- zwykły (prot)

²₁H- deuter

³₁H- tryt

Wodór jest najlżejszym z gazów i jest najlepszym przewodnikiem ciepła ze znanych gazów.

Jest niezbyt aktywny chemicznie. Może istnieć jako gaz palny o silnych właściwościach redukujących:

2H+O (dwie objętości wodoru i jedna obj.tlenu)

Jest to tzw. mieszanina piorunująca- niebezpieczna, gdy mieszaninę H i O zainicjujemy tą reakcją i ogrzejemy ją do 450°C. jest to reakcja wybuchowa. Można ja też zainicjować poprzez iskrę elektryczną lub przez zetkniecie z płomieniem.

H₂- WODÓR CZĄSTECZKOWY- w pewnych warunkach ulega dysocjacji termicznej, (czyli rozpadowi chemicznemu pod wpływem temperatury na inne substancje proste lub złożone, zawsze są to cząsteczki, nigdy jony)

Wodór ogrzany od 3000°C do 4000°C ulega dysocjacji termicznej na wodór atomowy.

H₂↔(3000÷4000°C) 2H

Jest to reakcja odwracalna. 2H jest nietrwały. Procesem odwrotnym jest tu proces egzotermiczny, (czyli proces związany z wydzieleniem ciepła).

Wodór służy do topienia bądź cięcia metali. WODÓR ATOMOWY jest bardziej aktywny niż wodór cząsteczkowy.

WODORKI- są to połączenia wodoru z innymi pierwiastkami. W zależności od elektroujemności wyróżniamy trzy grupy wodorków:

- wodorki jonowe (solopodobne)- są to połączenia H z litowcami i cięższymi berylowcami (Ca, Sr, Ba). Są to ciała stałe, krystaliczne, barwy białej, siec jonowa. W stanie stopionym przewodzą prąd elektryczny. Zawierają jon wodorkowy H^-. w reakcji z H₂O wydzielają wolny wodór H₂.

- wodorki kowalencyjne (cząsteczkowe)- są to połączenia wodoru z pierwiastkami grupy 14÷17 układu okresowego oraz z B (bor). Są to często gazy lub łatwo lotne ciecze. Nie przewodzą prądu elektrycznego (wiązania kowalencyjne), mają zróżnicowane właściwości (np. NH₃ jest zasadą, a HCl kwasem). Najtrwalsze są połączenia z pierwiastkami z II okresu. Najważniejsze: H₂O, H₂S, HF, NH₃.

- metaliczne (międzywęzłowe)- są to połączenia wodoru z pierwiastkami bloku d oraz Be i Mg. Mają zazwyczaj zmienny skład- wodorki niestechiometryczne PtH_2,7

- pośrednie- wodór z pierwiastkami bloku f. Mają właściwości pośrednie między wodorkami jonowymi a metalicznymi LaH_2,76

METODY OTRZYMYWANIA WODORU

- na skalę laboratoryjną

• Aktywne metale z H₂O

np. 2Na + 2H₂O = H₂ + 2 NaOH

• Metale nieszlachetne z mocnym kwasem

np. Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂

• Elektroliza wody (może być również stosowana na skalę przemysłową)

2H₂O↔ 2H₂↑ + O₂↑

• Np. Al., Zn- metale wykazujące właściwości niemetali (tzn. mogące reagować z mocnymi kwasami bądź mocnymi zasadami) z mocnymi wodorotlenkami

- na skalę przemysłową

• Z gazu wodnego

C + H₂O = CO + H₂

H₂ + CO + H₂O = CO₂ + 2H₂

• Z gazu ziemnego

CH₄ + H₂O = CO + 3H₂

CH₄ + 2H₂O = CO₂ + 4H₂

CO + H₂O = CO₂ + H₂

Prosta poprowadzona od B (bor) do At (astat) oddziela- poniżej metale, powyżej- niemetale; ma prostej - półmetale

.

CECHY METALI:

- w kryształach występuje wiązanie metaliczne (występują jony dodatnie- tzw. rdzenie atomowe [jonowe]). Zajmują węzły w sieci przestrzennej kryształu, a pozostałą przestrzeń wypełnia chmura bardzo ruchliwych elektronów- gaz elektronowy. Wiązanie metaliczne tworzy trwałą strukturę, ale nie jest ono tak sztywne jak w diamencie. Wiązania charakteryzują się ścisłym upakowaniem atomów.

WIĄZANIE METALICZNE, występuje w dwóch układach:

• Układ regularny, który dzieli się na:

- sieć (A₁)- w której atomy sytuują się w rogach, na podstawie górnej i dolnej oraz na ścianach..

- sieć (A₂)- przestrzennie (wewnętrznie) centrowana, atomy występują w rogach oraz jeden atom znajduje się w środku.

• Układ heksagonalny- w układzie tym podstawą jest sześcian, wewnątrz są trzy atomy, które są ułożone w trójkąt.

- w temperaturze pokojowej metale są ciałami stałymi z wyjątkiem Hg (rtęć)

- metale maja połysk metaliczny i gładką powierzchnię. Mają także duży współczynnik odbijania światła. Pary metali są zazwyczaj jednoatomowe.

- metale są ciągliwe (można je wyciągnąć w postaci drutu) i kowalne (można im nadawać różne kształty).

- są dobrymi przewodnikami ciepła i prądu. Temperatura ich topnienia jest wysoka. Wysoko topliwym metalem jest Mo (molibden) i W (wolfram).

- twardość metali:

• Litowce są miękkie (można je kroić nożem )

• Chrom jest bardzo twardy (jak diament)

- każdy metal ma określona gęstość:

• ρ<5g/cm³ to są metale lekkie

• ρ>5g/cm³ to są metale ciężkie

najlżejszy jest Li (lit), najcięższy Os (osm)

- metale na ogół tworzą tlenki. Metale mogą tworzyć tlenki o charakterze zasadowym (Na₂O); amfoterycznym (Zn); kwasowym.

- metale tworzą stopy (stopy mają lepszą odporność mechaniczną i chemiczne niż metale); np. wyroby jubilerskie.

WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE METALI:

- zdolność do oddawania elektronów i przechodzenia w jony dodatnie, czyli wykazują charakter elektrododatni. Metale różnią się między sobą charakterem elektrododatnim i tutaj istotne znaczenie ma wartość energii jonizacji (jest to energia potrzebna do oderwania elektronu z obojętnego atomu metalu). Im mniejsza wartość tej energii, tym łatwiej następuje oderwanie elektronu od atomu, tym silniejszy charakter elektrododatni ma metal i mówimy, że jest tym bardziej aktywny.

Najprostszą metodą mierzenia aktywności metali jest zdolność wypierania jednego metalu z roztworu jego soli przez inny metal. Gdybyśmy np. wzięli roztwór siarczanu miedzi (CuSO₄) i wrzucili do niego kawałki cynku (Zn), to po pewnym czasie te kawałki pokryłyby się nalotem metalicznej miedzi. Zaszedł proces:

Cu⁺²SO₄ + Zn⁰ = Cu⁰ + Zn⁺²SO₄

Cu⁺² + 2e^- = Cu⁰

Zn⁰ - 2e^- = Zn⁺²

Z tego procesu widać, że Zn, chętniej od miedzi, chce być jonem niż obojętnym atomem. Stąd wynika, że Zn jest bardziej aktywny niż Cu, czyli ma silniejszy charakter elektrododatni. Badając w ten sposób różne pary metali stworzono SZEREG AKTYWNOŚCI METALI:

Li K Ca Mg Al Mn Zn Fe Cd Co Ni Sn Pb H₂ Cu Hg Ag Au Pt

H₂ - standardowy potencjał = 0

Szereg aktywności metali jest uproszczoną formą szeregu napięciowego metali. W szeregu napięciowym pierwiastki są uszeregowane w kolejności rosnących standardowych potencjałów elektrodowych. Część metali wykazuje ujemne, a część dodatnie potencjały standardowe.

- potencjał elektrodowy:

Jeżeli włożymy metal do roztworu jego soli, to na granicy faz metal- roztwór tworzą się skoki potencjałów (jest to tzw. potencjał elektrochemiczny). Wynika to z dążności metali do przechodzenia do roztworu w postaci jonów.

Część atomów cynku z tej płytki przejdzie do roztworu w postaci dwudodatnich jonów, zachodzi proces

Zn - 2e^- → Zn²⁺

W wyniku tego procesu płytka cynkowa ładuje się ujemnie (pozostaje na niej nadmiar elektronów), a wokół niej gromadzi się warstwa ładunków dodatnich.

Nie udało się doświadczalnie zmierzyć potencjału elektrochemicznego pojedynczej elektrody. Można tylko zmierzyć różnice między dwoma elektrodami. Żeby zmierzyć potencjał takiej pojedynczej elektrody trzeba było przyjąć jakąś elektrodę wzorcową (standardową). Jako tę elektrodę przyjęto normalną elektrodę wodorową, której potencjał założono równy 0.

1. WŁAŚCIOWŚCI SZEREGU AKTYWNOŚCI METALI

NA LEWO OD WODORU	NA PRAWO OD WODORU
Mają ujemne potencjały elektrochemiczne	Mają dodatnie potencjały elektrochemiczne
Są to metale nieszlachetne	Są to metale szlachetne i półszlachetne
Wypierają wodór z kwasów, a te najbardziej aktywne, czyli na początku szeregu, wypierają nawet wodór z H2O Zn + 2HCl→ ZnCl2 + H2↑ Na + H2O → NaOH + H2↑	Reagują tylko z mocnymi kwasami i utleniającymi, nie wypierają wodoru z kwasów, tylko tworzą odpowiednie połączenia tlenowe. Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O

2. W miarę malejącej aktywności obserwujemy zmniejszanie się następujących właściwości:

• zdolności do oddawania elektronów (charakteru elektrododatniego)

• trwałości jonów

• zdolności przyłączania tlenu

• charakteru zasadowego tlenków

• mocy wodorotlenków

Al., Zn, Sn, Pb wykazują pewne cechy niemetali, wykazują charakter amfoteryczny, wykazują pewne cechy wspólne:

• mogą występować w postaci prostych kationów, ale mogą też wchodzić w skład złożonych anionów, np. Zn²⁺- prosty kation; ZnO₂^2—złożony anion.

• Wodorotlenki tych metali wykazują charakter amfoteryczny

Zn(OH)₂ + 2HCl → ZnCl₂ + 2H₂O

Zn(OH)₂ + NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂O

W obu przypadkach zachodzi reakcja zobojętnienia.

• Sole metali o charakterze amfoterycznym ulegają hydrolizie.

OGÓLNE METODY OTRZYMYWANIA METALI

Metale występują w przyrodzie w postaci minerałów (rud lub kruszców). W przyrodzie nigdy nie mamy do czynienia z czystą rudą, czyli zawierającą 100% czystego składnika. Zawsze rudom towarzyszą pewne zanieczyszczenia i noszą one nazwę ZŁOŻE. Im więcej tego złoża tym mniej opłacalna jest przeróbka rudy w kierunku uzyskania czystego metalu. Stąd oczywiście są próby tzw. wzbogacania rudy. Proces polega na usuwaniu zanieczyszczeń. Jedną z popularnych metod wzbogacania rud jest FLOTACJA. W tym procesie wykorzystuje się różnicę w zwilżalności wodą składników rudy. Kruszy się ją i mieli na drobne kawałki; następnie miesza z wodą zawierającą środek pianotwórczy (np. olej sosnowy). Przez powstałą gęstą masę płynną przepuszcza się pod ciśnieniem powietrze (do dołu). W wyniku tego procesu pierwiastek zbiera się na powierzchni w postaci piany, a złoże (zanieczyszczenie) gromadzi się na dole. Pianę się zbiera, osusza, otrzymując w ten sposób rudę wzbogaconą we właściwy składnik. Wzbogaconą rudę poddaje się PROCESOWI METALURGICZNEMU.

Metale w przyrodzie występują albo w stanie rodzimym jako wolny metal (metale szlachetne), albo w postaci związków chemicznych (metale nieszlachetne)' jako związki; np. rudy: siarczanowe, siarczkowe, tlenkowe, węglanowe, chlorkowe.

Istnieje bardzo wiele metod otrzymywania metali. Większość otrzymuje się za pomocą flotacji na drodze:

1. REDUKCJI

Jest to proces, który stosujemy do otrzymywania metali chemicznie mało aktywnych (cyna, ołów, nikiel, cynk, miedź). Składa się on z dwóch etapów:

I. Sprowadza się do przeprowadzenia rudy metalu w tlenek metalu.

• Proces przebiega w sposób najbardziej uproszczony, gdy głównym składnikiem rudy jest węglan. Wystarczy ogrzać rudę węglanową do odpowiedniej temperatury i węglan ulega rozkładowi do tlenku metalu i dwutlenku węgla, np. węglan cynku

ZnCO₃ →temp.→ ZnO + CO₂

• Jeżeli głównym składnikiem rudy jest siarczek jakiegoś metalu, aby przeprowadzić siarczek w tlenek prażymy tę rudę siarkową tlenem:

2ZnS + 3O₂→ 2ZnO + 2SO₂

II. Redukcja tlenku metalu do wolnego metalu. Najczęściej stosowanymi reduktorami w tym procesie są: węgiel, tlenek wapnia, magnez, glin, a rzadziej żelazo lub wodór:

ZnO + C → Zn⁰ + CO

Szczególnym przypadkiem procesu redukcji jest ALUMINOTERMIA. W procesie tym jako reduktor stosuje się sproszkowany glin. Wykorzystuje się tu duże powinowactwo glinu do tlenu (glin nie tylko łatwo łączy się z tlenem, ale i wykazuje zdolność odbierania tlenu od innych metali). Metodą aluminotermiczną otrzymuje się przede wszystkim takie metale jak mangan i chrom:

Cr₂O₃ + 2Al → 2Cr⁰ + Al₂O₃

Żeby taki proces zaszedł, trzeba go zainicjować, czyli ogrzać do odpowiedniej temperatury. W celu zainicjowania procesu aluminotermicznego stosuje się mieszanki, tzw. TERMITY, np. mieszanina tlenku żelaza (III) (Fe₂O₃) ze sproszkowanym glinem. Termit ogrzewa się do odpowiedniej temperatury inicjując właściwy proces aluminotermiczny.

2. ELEKTROLIZY

Na tej drodze otrzymujemy metale wysoko aktywne, a wiec litowce i berylowe. Stosuje się ja również do otrzymywania metali wysokiej czystości, np. miedzi, mówimy wówczas o miedzi elektrolitycznie czystej, cynku, glinu. Elektrolizie poddajemy albo wodne roztwory związków danego metalu, albo też związki w postaci stopionej, np. glin otrzymujemy w wyniku elektrolizy stopionego Al₂O₃.

I i II grupa układu okresowego

1 GRUPA - litowce

Występowanie

Są to metale bardzo aktywne chemiczne, dlatego tez występują w przyrodzie tylko w postaci związków chemicznych, najczęściej w postaci halogenów, (czyli związków z pierwiastkami z grupy 17- fluorowcami). W przyrodzie najbardziej rozpowszechnione są: sód, potas, znacznie rzadziej występuje Li, Rb, Cs, Fr jest pierwiastkiem promieniotwórczym i w przyrodzie występuje w ilościach śladowych.

Właściwości fizyczne:

Litowce to metale lekkie, barwy srebrzystej, są ciałami stałymi w warunkach normalnych, tak miękkie, że można je kroić nożem. Na powietrzu matowieją, gdyż są nieodporne na działanie czynników atmosferycznych, tzn. tlenu i wilgoci. W związku z tym, w celu ochrony litowców przed działaniem czynników atmosferycznych, przechowuje się je w nafcie. Charakteryzują się niskimi temperaturami topnienia (poniżej 100°C, wyjątek stanowi lit, który topi się w około 180°C).

W obrębie grupy, w miarę wzrostu liczby atomowej (im cięższy litowiec) obniża się temperatura topnienia.

Właściwości chemiczne:

- struktura powłoki walencyjnej ns¹ - na powłoce walencyjnej mają jeden elektron, który chętnie oddają, wchodząc w reakcje chemiczne, więc występują na +1 stopniu utlenienia.

- mają silny charakter elektrododatni, który w obrębie grupy rośnie wraz ze wzrostem liczby atomowej.

- są najsilniejszymi reduktorami

- bardzo łatwo łączą się z tlenem, szczególnie w podwyższonej temperaturze, przy czym lit w tych samych warunkach daje tlenek litu Li₂O, a pozostałe litowce dają nadtlenki, np. nadtlenek sodu- Na₂O₂. Tlenki cięższych litowców otrzymujemy w reakcji ich nadtlenków z odpowiednimi litowcami:

Na₂O₂ + 2Na → 2Na₂O

- litowce, jak i ich tlenki i nadtlenki energicznie reagują z wodą, dając wodorotlenki:

2Na + 2H₂O→ 2NaOH + H₂↑

Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂↑ (to nie jest litowiec, reakcja przykładowa :)

Na₂O + H₂O → 2NaOH

BaO₂ + 2H₂O → Ba(OH)₂ + H₂O₂ (to nie jest litowiec, reakcja przykładowa :)

Na₂O₂ + 2H₂O → 2NaOH + H₂O₂

- dość łatwo łączą się z fluorem i chlorem. Reagują również z siarką, dając dwa rodzaje soli: siarczki (Na₂S) oraz wielosiarczki (Na₂S_x; gdzie x = 2÷6)

- w podwyższonej temperaturze litowce reagują z wodorem, dając wodorki (NaH). Wodorki litowców są typu jonowego. Z uwagi na bardzo silny charakter elektrododatni litowców, wodór w tych związkach występuje na „ ^-1” stopniu utlenienia. Wodorki te również energicznie reagują z wodą, dając wodorotlenki i wydziela się wolny wodór:

NaH + H₂O → NaOH + H₂↑

Otrzymywanie litowców

Litowce są bardzo aktywne i wykazują silne właściwości redukujące, toteż można je otrzymać tylko na drodze elektrolizy stopionych soli.

OTRZYMYWANIE SODU

Metaliczny sód otrzymuje się na drodze elektrolizy stopionego chlorku sodu NaCl. Jako że chlorek sodu topi się w temperaturze 801°C, dodaje się do niego pewna ilość chlorku wapnia CaCl₂, wówczas taka mieszanka topi się w temperaturze ok.500°C.

NaCl → Na⁺ + Cl^-

W procesie katodowym (na katodzie) następuje redukcja metalicznego sodu wolnego, a więc do katody dążą dodatnie jony sodu, a na dodatniej anodzie, do której dążą jony chlorkowe, następuje ich utlenienie do wolnego chloru:

K(-): Na⁺ + e^- → Na⁰

A(+): 2Cl^- → Cl₂↑ + 2e^-

TYPOWE ZWIĄZKI

Generalnie związki litowców są barwy białej, z wyjątkiem tych związków, w których występują barwne aniony, jak chromiany (CrO₄^2- - żółte), dichromiany (Cr₂O₇^2- - pomarańczowe), manganiany (VII) (MnO₂^- - fioletowe). Większość soli litowców jest dobrze rozpuszczalne w wodzie.

1. NaCl- chlorek sodu (sól kuchenna)- najbardziej popularny, otrzymujemy go przez eksploatację pokładu albo odparowywanie solanek.

KCl- chlorek potasu

Powyższe chlorki są podstawowymi związkami sodu i potasu, stosowanymi do otrzymywania innych związków tych metali.

2.NaNO₃- azotan sodu (saletra czylijska)

KNO₃- azotan potasu (saletra indyjska)

Azotany jako minerały noszą nazwę saletry. Związki te są stosowane m.in. jako nawozy, dostarczają bowiem roślinom bardzo ważnego składnika, jakim jest azot, a saletra indyjska dodatkowo potasu.

3.Na₂CO₃- węglan sodu (soda kalcynowana)

K₂CO₃- węglan potasu

Otrzymywanie Na₂CO₃ na skalę przemysłową metodą SOLVAYA:

• CaCO₃ → CaO + CO₂

NH₃ + CO₂ + H₂O → NH₄HCO₃

• Reakcja podwójnej wymiany:

NH₄HCO₃ + NaCl → NaHCO₃ + NH₄Cl

• Kalcynacja sody: ogrzewanie NaHCO₃ bez dostępu powietrza w temperaturze ok. 180°C.

2NaHCO₃→180°C→ Na₂CO₃ +CO₂ + H₂O

W procesach prowadzonych na skalę przemysłową bardzo ważną sprawą są również produkty „odpadowe”. W procesie Solvaya takim produktem jest NH₄Cl, który jest istotnym źródłem amoniaku, w związku z czym nie traktuje się go jako odpadu lecz przerabia dalej do uzyskania amoniaku. CO₂ wykorzystywany w pierwszym etapie otrzymujemy z wapienia:

CaCO₃→ CaO + CO₂ - wynik termicznego rozpadu. [CaO- wapno palone]

Dalej przerabiamy CaO:

CaO + H₂O → Ca(OH)₂ - wapno gaszone

Przy użyciu Ca(OH)₂ odzyskujemy amoniak z chlorku amonu:

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ → CaCl₂ + 2NH₃ (gazowy) + 2H₂O

W ten sposób ostatecznym produktem odpadowym w amoniakalnej metodzie Solvaya otrzymywania sody kalcynowanej jest CaCl₂

NaOH- wodorotlenek sodu, ważny surowiec przemysłu chemicznego stosowany do wyrobu mydła i barwników organicznych.

Otrzymywanie NaOH:

Na drodze elektrolizy solanki w elektrolizie Castra- Kelnera. Elektrolizer ten składa się z dwóch komór. Pierwsza z nich wypełniona jest solanką (wodny roztwór NaCl), katodę stanowi metaliczna rtęć, natomiast anoda jest grafitowa. W wyniku elektrolizy na katodzie rtęciowej wydziela się metaliczny sód (w procesie redukcji) i tworzy on z rtęciową katodą tzw. AMALGAMAT (stop rtęci z innym metalem, w tym przypadku z sodem, w zależności od stosunku ilościowego rtęci do innego metalu, amalgamat może być w fazie stałej lub ciekłej), natomiast na grafitowej anodzie wydziela się gazowy chlor:

K_Hg(-): Na⁺ + e^- → Na⁰

A_graf.(+): 2Cl^- → Cl₂(↑) + 2e^-

Ten amalgamat sodowy przenosimy do drugiej komory, wypełnionej czystą wodą. Amalgamat pełni tutaj rolę anody, natomiast katoda jest żelazna. Sód zawarty w amalgamacie reaguje z wodą i otrzymujemy wodorotlenek i wolny wodór, (który wydziela się na katodzie grafitowej).

Na + H₂O → NaOH + H₂ (↑)

Ostatecznymi produktami procesu elektrolizy solanki są: NaOH, Cl₂ (↑), H₂ (↑).

2 GRUPA - berylowce

Są to typowe metale, przy czym beryl wykazuje cechy amfoteryczności.

Ra (rad)- jest pierwiastkiem promieniotwórczym, powstaje w wyniku rozpadu uranu, (dlatego rad towarzyszy zawsze rudom uranu).

Berylowce występują w postaci związków chemicznych (jako chlorki, węglany, siarczany, krzemiany).

Minerały Ca i Mg

- CaCO₃ (kalcyt)- minerały te mogą nazywać się:

• wapień- powstaje z muszli organizmów morskich

• kreda- powstaje ze szczątkowych małych organizmów

• marmur- powstaje z wapienia (gdy na wapień działa wysoka temperatura i wysokie ciśnienie).

- MgCO₃ - magnezyt

- CaSO₄ - anhydryt

- CaSO₄2H₂O - gips

- [(Ca,Mg)(CO₃)₂] - dolomity

- Ca₃(PO₄)₂ - fosforyt (głównym składnikiem jest fosforan (V) wapnia i apatyt

- 3Ca₃(PO₄)₂ * Ca(OH)₂ - hydroksyapatyt (główny składnik ludzkich zębów)

WŁAŚCIOWŚCI BERYLOWCÓW

- są to metale miękkie, lekkie, o barwie szaro- białej

- najmniej aktywny jest beryl. W obrębie grupy wraz ze wzrostem liczby atomowej wzrasta aktywność, charakter zasadowy tlenków, moc wodorotlenków, rozpuszczalność soli (najsilniejszy to Ba i Ra)

- reagują z kwasami:

Ca + 2HCl → CaCl₂ + H₂ (↑)

- beryl reaguje z mocnymi wodorotlenkami, a pozostałe pierwiastki są odporne na działanie mocnych wodorotlenków:

Be + NaOH + H₂O → NaHBeO₂ + H₂ (↑) {wodoroberylan sodu}

- cięższe berylowce to: Ca, Sr, Ba (chroni się je przed zetknięciem z powietrzem)

- struktura powłoki walencyjnej - ns² (dwa elektrony walencyjne, które oddają wchodząc w reakcje, w związku z tym występują na +2 stopniu utlenienia)

- beryl najchętniej tworzy związki, w których występuje wiązanie kowalencyjne (atomowe), a cięższe berylowe tworzą raczej związki o wiązaniu jonowym.

OTRZYMYWANIE

Ca- na drodze elektrolizy stopionej soli (CaCl₂)

Mg- na drodze elektrolizy stopionej mieszaniny MgCl₂ z dodatkiem NaCl lub na drodze redukcji tlenku magnezu węglem:

MgO + C → Mg⁰ + CO

ZWIĄZKI Ca i Mg

• Tlenki

MgO, CaO- ciała stałe o barwie białej (lub bezbarwne), topią się w wysokiej temperaturze. Otrzymujemy je w wyniku dysocjacji termicznej węglanów:

CaCO₃→temp→ CaO + CO₂

lub w wyniku dysocjacji termicznej wodorotlenku:

Ca(OH)₂ →temp→CaO + H₂O

Zastosowanie MgO- do materiałów ogniotrwałych.

Zastosowanie CaO- w budownictwie, rolnictwie (nawóz), przemyśle szklarskim czy chemicznym.

• Wodorotlenki

Mg(OH)₂ Ca(OH)₂

Otrzymujemy je:

- w wyniku reakcji tlenku z H₂O

CaO +H₂O → Ca(OH)₂ - proces gaszenia wapna

- w reakcji rozpuszczalnych soli z mocnymi wodorotlenkami:

Mg²⁺ + 2OH^- → Mg(OH)₂ (↓)

Ca²⁺ + 2OH^- → Ca(OH)₂ (↓)

Właściwości:

Mg(OH)₂ - rozpuszcza się w wodzie opornie, a wodny roztwór tego wodorotlenku wykazuje słaby odczyn zasadowy.

Ca(OH)₂ - rozpuszcza się w wodzie nieco lepiej, wodny roztwór tego wodorotlenku ma wygląd zawiesiny, dlatego często jest nazywany mlekiem wapiennym lub wodą wapienną. Wodny roztwór ma silny odczyn zasadowy: Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O - jest to reakcja twardnienia zaprawy murarskiej.

ZASTOSOWANIE BERYLOWCÓW

Ra- w lecznictwie

Ba- jako związek BaSO₄ ma zastosowanie jako biała farba mineralna; w medycynie (pochłania promienie rentgena), stosowany jako kontrast w prześwietleniach (np. żołądka)

Mg- ma zastosowanie jako stopy (najbardziej rozpowszechniony to elektron- zawiera do 98% Mg, a reszta to Al., Zn, Si).

Ca- jako CaCO₃

Wietrzenie skał - CaCO₃ + H₂O + CO₂ → Ca(HCO₃)₂

Ca(HCO₃)₂ - wodorowęglan wapnia- dobrze rozpuszcza się w wodzie, występuje w postaci wodnych roztworów, (gdy CO₂ się ulatnia to reakcja zachodzi odwrotnie)

Mg i Ca jako makroelementy są niezbędne do prawidłowego funkcjonowania organizmów. Niedobór magnezu wynika z nadmiernego wysiłku fizycznego czy schorzeń serca. Mg ułatwia przyswajalność wapnia, jest bardzo dobrym lekiem na stresy, zaburzenia psychiczne, poprawia pamięć, poprawia pracę mięśni, wspomaga pracę serca, zapobiega miażdżycy, utrzymuje w organizmie prawidłową równowagę Ca, Na, K i P.

- jest to środkowa część układu okresowego, od 3 do 12 grupy.

- są to metale, które dobrze przewodzą ciepło i prąd elektryczny

- są stosunkowo mało aktywne chemicznie

- chętnie tworzą stopy

- wykazują wysoką temperaturę wrzenia i topnienia (wyjątek stanowi grupa 12- cynkowe. Ich temperatury topnienia niższe: Zn= ok. 420°C, Cd= ok. 320°C, Hg= ok. -40°C.)

- pierwiastki bloku d na ostatniej powłoce maja 2 elektrony walencyjne ns² (wyjątki ns¹). Ich elektrony mieszczą się również na powłoce (n-1)d^1÷10

- mogą występować na stopniu utlenienia od +1 do +8

- trwałe jony (w większości przypadków) tworzą się, gdy metal przechodząc w stan jonowy traci elektrony z powłoki s i pozostają mu elektrony na powłoce d (np. Zn 3d¹⁰4s² → Zn²⁺), albo gdy tracą elektrony z powłoki s i z powłoki d (np. Sc 3d¹4s² → Sc³⁺)

Właściwości metali na niskich stopniach utlenienia (+1, +2): są to silne reduktory, mają właściwości zasadowe i chętnie tworzą wodorotlenki.

Właściwości metali na średnich stopniach utlenienia (+3, +4, +5): ich związki mają charakter amfoteryczny.

Właściwości metali na wysokich stopniach utlenienia (+6, +7, +8): są silnymi utleniaczami, mają właściwości kwasowe.

- w odniesieniu do danego pierwiastka proste kationy tworzą chętnie pierwiastki na niskim stopniu utlenienia. Pierwiastki na wyższym stopniu utlenienia wchodzą w skład złożonych anionów. Mn²⁺- prosty kation; Mn⁺⁷O₄^- - złożony anion.

W obrębie grupy skłonność do tworzenia prostych kationów maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej (tzn. im cięższy pierwiastek, tym mniej chętnie tworzy prosty kation)

- większość metali daje związki barwne (Fe- żółte lub zielone etc.) (← chemia laboratoryjna)

- chętnie tworzą związki kompleksowe, przy czym w związkach tych pełnia role atomu centralnego w jednostce koordynacyjnej, np. [HgI₄]^2- ; [Ag(NH₃)₂]⁷

₂₄Cr (chrom)

• Może występować na stopniach utleniania od +1 do +6 (niektóre związki chromu na danym stopniu utlenienia nie są trwałe)

• Najtrwalsze związki - chrom na +3

• Mniej trwałe, gdy jest na +2 lub +6

• Chrom w przyrodzie występuje jako minerał (chromit) FeO*Cr₂O₃= FeCr₂O₄

Właściwości:

• Barwa srebrzysto- biała

• Twardy (twardość zbliżona do diamentu)

• Wysokotopliwy (1800°C)

• Dobrze przewodzi prąd elektryczny i ciepło

• Odporny na działanie czynników atmosferycznych

• Leży na lewo od wodoru, dlatego roztwarza się w HCl i H₂SO₄ , ale nie roztwarza się HNO₃ , ponieważ ulega pasywacji (pasywacja- pokrywanie się metalu ochronną warstewką)

Zastosowanie:

• Do pokrywania innych metali w celu ochrony ich przed korozja- chromowanie

• Jako dodatek do stali wysokogatunkowych, (ponieważ chrom poprawia twardość i odporność mechaniczna stali)

Otrzymywanie:

- na drodze redukcji- metoda aluminotermicza

1 etap

Chromit prażymy z sodem w atmosferze powietrza. Produktem jest chromian sodu, który jest rozpuszczalny w H₂O. Wyłągowujemy go i otrzymujemy go w postaci wodnego roztworu, następnie zakwaszamy, więc chromian sodu przechodzi w dwuchromian.

2 etap

Redukcja dichromianu węglem.

Związki chromu:

- związki z Cr na +2 stopniu utlenienia- są to połączenia mniej trwałe, mają właściwości redukujące, charakter zasadowy. Tworzy CrO i wodorotlenek Cr(OH)₂ , który bardzo szybko utlenia się do Cr(OH)₃ . Ich sole mają barwę niebieską.

- związki z Cr na +3 stopniu utlenienia - mają charakter amfoteryczny, tworzą Cr₂O₃ , Cr(OH)₃ .

Cr₂O₃ - ciało stałe o barwie szaro- zielonej. Stosowany jest jako zielona farba mineralna. W przyrodzie towarzyszy minerałom (KORUND) (głównym składnikiem jest tlenek glinu). Korund ma barwę białą. Po zmieszaniu Cr₂O₃ z korundem powstanie barwa czerwona, a gdy w większych ilościach dodamy Cr₂O₃ to barwa będzie zielona. Cr₂O₃ jest wysokotopliwy- (2000°C)

Otrzymywanie:

-- Cr₂O₃

• Przez termiczny rozkład Cr(OH)₂ ulega dysocjacji (produktem jest CrO i H₂O)

• Redukcja lub termiczny rozkład dichromianów

Może tworzyć proste kationy 3+ lub aniony CrO₂^- lub Cr(OH)₄^- lub Cr(OH)₆^-3 zależnie od stężenia reagentów i pH roztworu.

-- Cr(OH)₃- wykazuje właściwości amfoteryczne, może również dysocjować. W obecności mocnych kwasów dysocjuje na kation Cr

H₃O⁺ + CrO₂^- ↔ Cr(OH)₃ ↔ Cr³⁺ + 3OH^-

Może również dysocjować w obecności mocnych wodorotlenków jako słaby kwas.

Cr(OH)₃ + 3NaOH → Na₃[Cr(OH)₆] lub NaCrO₂

słaby kwas ↑

- związki z Cr na +6 stopniu utlenienia

Tworzy tlenek CrO₃^- - ciało stałe, krystalizuje, tworzy igły barwy czerwonej, jest BEZWODNIKEM KWASOWYM. W reakcji z woda daje oksokwasy chromu (VI).

H₂CrO₇

H₂CrO₄

CrO₃ + H₂O → H₂CrO₄ - (gdy dużo wody)

CrO₃ + H₂O → H₂CrO₇ - (gdy mało wody); jest na czele grupy polikwasów chromu

CHROMIANY (VI) I DICHROMIANY (VI)

• Rozpuszczają się dobrze w wodzie

• Maja właściwości utleniające

• Ich wodne roztwory mają barwę żółtą, a dichromiany pomarańczową

• Mogą nawzajem w siebie przechodzić, co zależy od pH roztworu

2CrO₄^2- + 2H₃O⁺ ↔ CrO₇^2- + 3H₂O

Cr₂O₇^2- + OH^- ↔ 2CrO₄^2- + H₂O

Cr₂O₇^2- + I^- + H₃O⁺ → Cr³⁺ + I₂ + H₂O

Cr⁶⁺ + +3e→ Cr³⁺ /∙2

2I^- - 2e → I₂ /∙3

Cr to także ważny składnik w organizmie człowieka. W miarę starzenie się lub w wyniku nadmiernego wysiłku fizycznego następuje ubytek chromu. Brak Cr może powodować cukrzycę, choroby serca i wzrost cholesterolu.

₂₅Mn (mangan)

• Należy do grupy 7

• Powłoka walencyjna 3d⁵4s²

• Może występować na stopniach utlenienia od +1 do +7 (gdy jest na +2 to związek jest najtrwalszy)

• Występuje w postaci rud tlenkowych:

MnO₂- PIROLUZYT

Mn₃O₄- HAUSMANIT

Właściwości:

• Ma barwę srebrzysto- szarą

• Należy do grupy metali ciężkich

• Stosunkowo nisko topliwy metal

• W szeregu aktywności metali leży na lewo od wodoru, co oznacza, że roztwarza się w kwasach z wydzieleniem H (roztwarza się łatwo, a łatwość ta zależy od postaci Mn, tym lepiej, im jest mocniej rozdrobniony)

Zastosowanie:

• W postaci stopów, jako żelazomangan, stosowany jest w produkcji stali do jej odtlenienia

• Manganin- stop na bazie Cu (3% Mn, 4% Ni)- jego opór elektryczny w niewielkim stopniu zależy od temperatury- przewody elektryczne, z których konstruuje się precyzyjne opornice

Otrzymywanie:

- z hausmanitu na drodze redukcji (reduktor- sproszkowany Al) metodą aluminotermiczną.

3Mn₃O₄ + 8Al⁰ → 9Mn⁰ + 4Al₂O₃

Mn₃O₄

2Mn³⁺ + 6e → 2Mn⁰

+8e^- /∙3

1Mn²⁺ + 2e → Mn⁰

Al⁰ - 3e → Al³⁺
-3e^- /∙8

Związki manganu:

• Na +2 stopniu utlenienia związki mają charakter redukujący i zasadowy.

MnSO₄

MnO

Mn(OH)₂ - łatwo ulega utlenieniu do Mn(OH)₄

• Na +3 stopniu utlenienia związki są nietrwałe, łatwo ulegają rozkładowi w procesie dysproporcji (do +2 i +4 stopnia utlenienia)

• Na +4 stopniu utlenienia związki manganu mają charakter amfoteryczny, przy czym sole (gdzie Mn jest na +4 st. utl.) są nietrwałe w postaci roztworów. Trwałym związkiem jest MnO₂. MnO₂ jest brunatny i stosowany jest jako katalizator, jako pochłaniacz w maskach gazowych.

MnO₂ + 4HCl → MnCl₂ + Cl⁰ + 2H₂O

Mn⁺⁴ + 2e^- → Mn⁺²

2Cl^- - 2e^- → Cl₂⁰

2MnO₂+ 2H₂SO₄ → 2MnSO₄ + O₂⁰ + 2H₂O

Mn⁺⁴ + 2e^- → Mn⁺² /∙2

2O^-2 - 4e^- → O₂⁰

W reakcji z kwasem stopień utlenienia zmienia się z +4 na +2.

Z mocnymi wodorotlenkami:

2MnO₂ + 4KOH + O₂ → 2K₂MnO₄ + 2H₂O

Mn⁺⁴ + 2e^- → Mn⁺⁶ /∙ 2

O₂⁰ - 4e^- → 2O^-2

• Na +6 stopniu utlenienia- związki te wywodzą się od kwasu H₂MnO₄ (kwas ten znany jest tylko w postaci jego soli)

MnO₄^- - nietrwałe, mają właściwości utleniające. Są nietrwałe w środowisku kwaśnym i obojętnym. Trwałe są w środowisku silnie zasadowym (w środowisku zasadowym, w postaci wodnych roztworów są zielone). Nietrwałość polega na tym, że ulegają rozkładowi w procesie dysproporcji (dysproporcja do +7 i +4 st.utl.).

W środowisku kwaśnym:

3MnO₄^-2 + x H₃O⁺ → MnO₂ + 2MnO₄^- + 6H₂O

Mn⁺⁶ + 2e^- → Mn⁺⁴

Mn⁺⁶ - e^- → Mn⁺⁷ /∙ 2

-6 + x = -2

x = 4

W środowisku obojętnym:

3MnO₄^-2 + 2H₂O → MnO₂ + 2MnO₄^- + x OH^-

Mn⁺⁶ + 2e^- → Mn⁺⁴

Mn⁺⁶ - e^- → Mn⁺⁷ /∙ 2

-6 = -2 - x

x = 4

• Na +7 stopniu utlenienia związki manganu mają charakter silnie utleniający.

Mn₂O₇ - oleista ciecz barwy ciemnej. Bezwodnik kwasowy HMnO₄ - kwas mocny o silnych właściwościach utleniających (istnieje tylko w postaci roztworów rozcieńczonych o barwie fioletowej). Związki Mn w zależności od środowiska ulegaja redukcji:

- w środowisku kwaśnym - do +2 st.utl.

- w środowisku słabo alkaicznym - do +4 st.utl.

- w środowisku zasadowym - do +6 st.utl.

Mn₂O₇ + H₂O → HMnO₄ kwas manganowy (VII)

₂₆Fe (żelazo) 3d⁶4s²

Właściwości, występowanie:

Żelazo jest metalem ciężkim, trudnotopliwym, niezbyt twardym, ciągliwym, o barwie biało- szarej. Występuje w odmianach alotropowych: α- odmiana trwała w warunkach normalnych- ferromagnetyk, β - paramagnetyk i γ. Żelazo rozpuszcza się w kwasach nieutleniajacych i rozcieńczonych utleniających; w stężonych kwasach azotowym i siarkowym ulegają pasywacji, ogrzany reaguje z tlenem, chlorem, siarką, fosforem i krzemem, w powietrzu wilgotnym już w temperaturze pokojowej pokrywa się warstwą uwodnionych tlenków (rdza), występuje na następujących stopniach utlenienia +2, +3 (związki te są najtrwalsze), rzadko +5, +6; tworzy sole podwójne i związki kompleksowe {4Fe + [3 Fe(CN)₆]^-4 →Fe₄[Fe(CN)₆]₃}

Występowanie w postaci minerałów:

Fe₂O₃- hematyt

Fe₃O₄- magnetyt

Fe₂S- piryt

Występuje też w organizmach żywych- wchodzi w skład hemoglobiny.

Otrzymywanie:

Metaliczne żelazo otrzymuje się przez redukcję Fe₂O₃ wodorem oraz przez termiczny rozkład karbonylku żelaza Fe(CO)_5.

Otrzymywanie żelaza w procesie wielkopiecowym: (http://www.bbc.co.uk/history/games/blast/blast.shtml)

Surowcem do otrzymywania żelaza są jego rudy. Proces redukcji prowadzi się w wielkim piecu. Napełnia się go na przemian warstwami rudy i koksu, po czym wdmuchuje od dołu powietrze nagrzane do 1200-1300°C. Węgiel zawarty w koksie spala się do CO₂ rozgrzewając zawartość. W wyższych częściach pieca CO₂ redukuje się węglem do CO, który z kolei redukuje tlenki żelaza. Finalnym produktem otrzymywanym w wielkim piecu jest surówka zbierająca się w stanie płynnym na dnie pieca:

• 100- 200°C- odwadnianie i osuszanie wsadu

• 400°C- I etap redukcji rudy żelaza (III)

3Fe₂O₃ + CO → 2Fe₃O₄ + CO₂

Fe₃O₄ + CO → 3FeO + CO₂

• 500°C

Fe₃O₄ + 4CO → 3Fe + 4CO₂

FeO + CO → Fe + CO₂

Fe w postaci gąbczastej masy działa katalitycznie na proces rozkładu tlenku węgla:

2CO → C + CO₂

Powstaje roztwór stały węgla w żelazie - surówka zawierająca 2÷5 % węgla oraz Si, Mn, fosfor i siarkę.

Surówka szara- węgiel jako grafit, 2÷3 % Si, ~ 1% Mn, przeznaczona najczęściej na odlewy.

Surówka biała- węgiel jako cementyt (Fe₃C), mało Si, ~ 2% Mn, przerabia się ją na stal (odwęglanie surówki).

₂₉Cu (miedź)

Występowanie i właściwości:

Cu występuje na +1 i +2 stopniu utlenienia (związki trwałe). W przyrodzie występuje zarówno w stanie rodzimym, jako wolny metal, jak i w postaci związków, głównie siarczków, węglanów i tlenków:

Cu₂S- chalkozym

CuFeS₂- chalkopiryt

Cu(OH)₂CO₃ {= Cu(OH)₂∙CuCO₃}- malachit [węglan wodorotlenek miedzi (II)]

Miedź jest ciałem stałym, różowym, kowalnym i miękkim. Na powietrzu pokrywa się tlenkiem Cu₂O (czerwony), a jeżeli w powietrzu jest wilgoć to pojawia się zielony nalot (Cu(OH)₂∙CuCO₃). Nie roztwarza się w kwasach nieutleniających, roztwarza się w HNO₃ i stężonym H₂SO₄ w podwyższonej temperaturze. Nie wypiera wodoru z kwasu:

Cu + 2H₂SO₄ → CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Otrzymywanie:

Są dwa sposoby otrzymywania Cu:

• REDUKCJA (otrzymujemy miedź surową, zawierającą wiele zanieczyszczeń)- 3 etapy

1. Prażenie rudy miedzi w celu utlenienia zanieczyszczeń.

2. Topienie wyprażonego koncentratu, powstają dwie fazy ciekłe: 1- kamień miedziowy zbierający się na dole i 2- żużel krzemianowy zawierający zanieczyszczenia i gromadzący się na górze.

3. Przeróbka kamienia miedziowego (w piecach konwektorowych)- przedmuchiwanie powietrza przez kamień:

Cu₂S + O₂ → Cu₂O + SO₂ (+ Cu₂S) autoredukcja:

Cu₂S + 2Cu₂O → 6Cu + SO₂

• ELEKTROLIZA miedzi surowej:

Elektrolit: CuSO₄ + H₂SO₄

Anoda: grube płyty z miedzi surowej

Katoda: cienkie blachy z miedzi elektrolitycznie czystej

A(+): Cu→ Cu²⁺ + 2e^-

K(-): Cu²⁺ + 2e^- → Cu

Związki miedzi:

Cu₂O- kupryt, ciało stałe, czerwone, używane do barwienia szkła i porcelany; otrzymujemy przy powolnym utlenianiu miedzi przy niepełnym dostępie powietrza. Wyjątkowo związek ten, (w którym Cu występuje na +1 stopniu utlenienia) jest trwalszy od CuO (+2 stopień utlenienia).

CuO- ciało stałe, barwy czarnej, otrzymuje się je przy intensywnym utlenianiu miedzi.

Cu(OH)₂- (Cu na +1 stopniu utlenienia nie tworzy wodorotlenków). Otrzymujemy: Cu²⁺+2OH^- → Cu(OH)₂(↓) w postaci błękitnego osadu, ma słaby charakter amfoteryczny (w NaOH rozpuszcza się na gorąco), bardzo dobrze rozpuszcza się w amoniaku:

Cu(OH)₂ + 4NH₄OH → Cu(NH₃)₄(OH)₂ + 4H₂O (wodorotlenek tetraamina miedzi (II))

Cu(OH)₂ + 2OH^- → [Cu(OH)₄]^2-

Zastosowanie:

Miedź znajduje zastosowanie w elektrotechnice, do wyrobu przewodów elektrycznych.

Stopy miedzi: brązy (Cu+Sn) do wyrobu dzwonów, pomników, mosiądze (Cu+Zn).

₃₀Zn (cynk)

- przedstawiciel grupy 12

- powłoka walencyjna 3d¹⁰4s²

- +2 stopień utlenienia w związkach

Właściwości:

• Metal barwy srebrzysto- białej

• Należy do grupy metali ciężkich

• Na powietrzu powoli się utlenia

• Leży na lewo od wodoru w szeregu aktywności metali

• Roztwarza się w mocnych kwasach i mocnych zasadach

• W temperaturze pokojowej jest metalem mało plastycznym, ale po wyżarzeniu (100-150°C) staje się plastyczny

• Chętnie tworzy związki kompleksowe jako atom centralny

Zastosowanie:

• Ważny metal użytkowy- stopy (mosiądz Cu+Zn)

• Pokrywanie innych metali w celu ochrony przed korozją

• Ważny dla organizmu- utrzymuje barierę odpornościową organizmu i stymuluje rozwój mięśni

Występowanie:

• ZnS- blenda cynkowa minerały

• ZnCO₃-smitsonit

Otrzymywanie:

1.Na drodze redukcji:

- przeprowadzenie rudy w tlenek cynku

Zn- niskotopliwy (420°C), wrze w 900°C

ZnS + O₂ →800-950°C→ ZnO + SO₂

ZnCO₃ →800-950°C→ ZnO + CO₂

- redukcja węglem

ZnO + C → ~1300°C→ Zn (postać gazowa) + CO

Stosuje się tzw. odbieralniki w celu zestalenia pary cynku. Otrzymany cynk jest nieczysty.

2.Elektroliza (cynk o dużej czystości)

- przeprowadzamy rudę w tlenek cynku (jak wyżej)

- tlenek cynku roztwarza się w kwasie siarkowym, siarczan cynku poddaje się elektrolizie.

ZnO + H₂SO₄ → ZnSO₄

ZnSO₄ → Zn²⁺ + SO₄^2-

Sumaryczne równanie elektrolizy:

ZnSO₄ + H₂O → Zn⁰ + ½ O₂ + H₂SO₄

Zn powstaje na katodzie. Jony siarczanowe bardzo trudno poddają się redukcji.

- Sole cynku są białe (bezbarwne, chyba, że anion jest barwny)

- tlenek i wodorotlenek cynku maja charakter amfoteryczny:

Zn + ½ O₂ → ZnO

Zn(OH)₂ →T→ ZnO + H₂O

Zn²⁺ + 2OH^- → Zn(OH)₂ (↓)

Zn(OH)₂ ↔H⁺↔ Zn²⁺ + 2OH^-

Zn(OH)₂ ↔OH^-↔ ZnO₂^2- + 2H⁺

Zn(OH)₂ + 2OH^- → ZnO₂^2- + 2H₂O

[Zn(OH)₄]^2-

Zn(OH)₂ + 4NH₃∙H₂O → [Zn(NH₃)₄](OH)₂ + 4H₂O

- grupy 13-18, występują metale, niemetale, półmetale i gazy szlachetne.

- struktura powłoki walencyjnej ns²np^1÷6

- stopień utlenienia od +3 do +8

₉F (fluor)

- pierwszy pierwiastek grupy 17

- stopień utlenienia [-1]

- najsilniej elektroujemny pierwiastek

₁₃Al (glin)

- grupa 13

- struktura powłoki walencyjnej 3s²p¹

- +3 stopień utlenienia w związkach

- bardzo rozpowszechniony w przyrodzie

- silnie toksyczny

Minerały:

- glinokrzemiany

- korund Al₂O₃

- boksyty (skały o zmiennym składzie- różnie uwodniony tlenek glinu) Al₂O₃∙2H₂O ; AlO(OH)

- kriolit Na₃AlF₆

Właściwości:

• barwa srebrzysto- szara, miękki, łatwo ulega odkształceniu, bardzo duże powinowactwo do tlenków innych metali

• ulega pasywacji na powietrzu, w podwyższonej temperaturze odbiera tlen od tlenków innych metali

• amfoteryczny (leży na lewo od wodoru)

AlO₂^- + H₃O⁺ ↔ Al(OH)₃ ↔ Al³⁺ + 3OH^-

Zastosowanie:

• stopy z miedzią

• elektrotechnika, części maszyn, przewody, oprawy kabli

Otrzymywanie:

Na drodze elektrolizy:

1. Przeróbka boksytu do tlenku glinu

- metoda mokra- reakcja z wodnym NaOH (120-1200°C)

- metoda sucha- spiekanie z Na₂CO₃ i CaCO₃ (1200°C)

2. Elektroliza tlenku glinu

boksyt → NaAlO₂→ Al(OH)₃→ Al.₂O₃

- tlenek glinu nie rozpuszcza się w wodzie, topi się w wysokiej temperaturze ~2050°C, dlatego robi się mieszaninę tlenku glinu z kriolitem o temperaturze topnienia ~900°C

- elektrolitem w elektrolizie jest stopiona mieszanina tlenku glinu i kriolitu.

Al₂O₃→ 2Al³⁺ + 3O^2-

Związki:

• tlenek i wodorotlenek (charakter amfoteryczny) barwy białej

• wodorotlenek występuje jako minerał w przyrodzie

• tlenek- korund- Al₂O₃ - związek bardzo twardy i wysokotopliwy, dlatego służy do wyrobu materiałów ognioodpornych, materiałów szlifierskich

• otrzymuje się w wyniku dysocjacji termicznej Al(OH)₃

Ałuny- podwójne siarczany metali jedno- i trójwartościowych

M^I₂SO₄∙M^III₂(SO₄)₃∙24H₂O

M^IM^III(SO₄)₂∙12H₂O

- metale jednowartościowe to litowce lub NH₄⁺

- metale trójwartościowe to: Al, Cr, Fe, Co, np.:

NH₄Al(SO₄)₂∙12H₂O

- stosowane w garbarstwie, przemyśle papierniczym, tekstylnym, do dezynfekcji błon śluzowych.

14 GRUPA - węglowce

• węgiel ₆C - niemetal

• krzem ₁₄Si i german ₃₂Ge - półmetale

• cyna ₅₀Sn i ołów ₈₂Pb - metale

Grupa 14 jest grupą pośrednią w układzie okresowym, usytuowana jest między pierwiastkami grup początkowych (silnie elektrododatnimi), a grup końcowych (silnie elektroujemnymi)

- struktura powłoki walencyjnej: ns²np², 4 elektrony walencyjne

- skłonność do tworzenia czterech zhybrydyzowanych wiązań kowalencyjnych typu s-p³

- od 4 stopnia utlenienia (typowego dla C) trwałość pierwiastków do połączeń maleje, a od 2 rośnie.

₆C (węgiel)

Występowanie i odmiany:

• Występuje w przyrodzie głównie w postaci związków organicznych albo pochodnych organicznych (występuje w ropie, gazie ziemnym- metan). Jeżeli chodzi o związki nieorganiczne to w postaci węglanów

• W stanie wolnym węgiel występuje w postaci trzech odmian alotropowych:

(alotropia- zjawisko polegające na występowaniu pierwiastków w dwóch lub więcej odmianach różniących się budową krystaliczną i strukturą sieci przestrzennej. Zjawisko to odnosi się tylko o pierwiastków, nie dotyczy związków)

• DIAMENT- występuje w przyrodzie w sposób naturalny, niezbyt rozpowszechniony. Jest to ciało stałe, bezbarwne, przezroczyste, o bardzo dużej twardości. Jest izolatorem, charakteryzuje się dużym współczynnikiem załamania światła, jest odporny chemicznie. Ze względu na te właściwości jest stosowany jako metal materiał szlifierski, do cięcia stali i metali, jako końcówki wierteł. Oszlifowany diament to brylant. Diament krystalizuje w układzie regularnym. Komórka elementarna ma kształt sześcianu.

W połowie lat 80-tych odkryto węgiel cząsteczkowy (fulereny). Najbardziej znany fuleren to ₆₀C (cząsteczki fulerenu składają się z 12 pierścieni pięciokątnych oraz różnej liczby pierścieni sześciokątnych i są wewnątrz puste). Im większa liczba atomów tym przyjmuje różne formy.

Węgiel aktywny- „sadza”, składa się z węgla bezpostaciowego (węgiel bezpostaciowy to zbiorowisko mikrokryształów grafitu), ma strukturę porowatą, dobrze rozwiniętą powierzchnię, silne właściwości absorpcyjne, stosowany w maskach gazowych i w filtrach wodnych.

Węgiel tworzy związki organiczne, ale również nieorganiczne. Węgliki, halogenki węgla itp.

CO- czad, jest to związek trujący, łączy się z hemoglobiną krwi i blokuje przyswajanie tlenu przez hemoglobiną. Jest to gaz bezwonny, bezbarwny, słabo rozpuszcza się w wodzie. To gaz trwały, ma właściwości redukujące, mało aktywny chemicznie.

Otrzymywanie CO:

1. W reakcji niepełnego spalania węgla w tlenie: C + ½ O₂→ CO

2. Reakcja redukcji ditlenku węgla węglem: CO₂ + C → 2CO

3. Z gazu wodnego lub generatorowego (gaz generatorowy otrzymuje się przepuszczając przez warstwę rozżarzonego koksu od dołu powietrze). W dolnej warstwie koksu zachodzi reakcja pełnego utleniania:

C+ O₂ → CO₂

W wyższych warstwach w temperaturze 900-1000°C:

CO₂ + C → 2CO

Równowaga reakcji przesuwa się w prawo.

CO₂- ditlenek węgla to gaz bezwonny, nieaktywny chemicznie, dobrze rozpuszcza się w wodzie. Łatwo ulega skropleniu pod zwiększonym ciśnieniem. Skroplony CO₂ to ciecz o niskiej gęstości. Ciekły dwutlenek krzepnie w temperaturze -57°C pod zwiększonym ciśnieniem ok.5 at. Zestalony CO₂ ma wygląd lodu. Stosowany jest jako środek chłodzący, gdy się go zmiesza z acetonem lub metanolem. Zestalony CO₂ często jest nazywany „suchym lodem”, ma zdolności do sublimacji (przejście z fazy stałej w gazową z pominięciem ciekłej)

CO₂ + H₂O → H₂CO₃

Kwas węglowy to kwas słaby w postaci rozcieńczonych roztworów. Rozkłada się z wydzieleniem CO₂, to kwas dwuprotonowy. Sole kwasu węglowego są trwalsze niż sam kwas.

₁₄Si (krzem)

- drugi po tlenie pierwiastek najbardziej rozpowszechniony w przyrodzie

- w stanie wolnym nie występuje

- występuje w postaci minerałów: glinokrzemiany, krzemionki- SiO₂, krzemiany, kryształ górski- kwarc.

Otrzymujemy Si na drodze redukcji SiO₂ (reduktorem jest węgiel lub magnez)

Zastosowanie: elektronika, do wyrobu elementów półprzewodnikowych, stali kwasoodpornych

Właściwości fizyczne i chemiczne:

• ma właściwości półprzewodzące

• właściwości są zbliżone do węgla

• ciało stałe, ciemnoszare o połysku metalicznym

• twardy (w skali twardości- 7)

• bierny chemicznie

• odporny na działanie kwasów

• ulega tylko działaniu mieszaniny kwasu fluorowęglowodorowego i azotowego

• nie jest odporny na działanie mocnych wodorotlenków:

Si + 2NaOH + H₂O → Na₂SiO₃ + 2H₂

• stopień utlenienia +4

Związki z O₂:

• SiO₂- krzemionka, główny składnik piasku, wykazuje zjawisko polimorfizmu (zjawisko analogiczne do alotropii pierwiastków, ale dotyczy związków chemicznych)

-Występuje w3 odmianach polimorficznych:

- kwarc (niskotemperaturowa)

- trydymitr (wyżejtemperaturowa)

- krystobalit (wysokotemperaturowa)

- Jeżeli kwarc jest chemicznie czysty, tworzy bezbarwne kryształy- kryształ górski, gdy jest zabarwiony metalami- opal, topaz, ametyst

- topi się w temperaturze wysokiej, ok.1700°C, gdy gwałtownie go ochłodzimy, zastyga w postaci bezbarwnej masy, dając tzw.szkło kwarcowe.

Szkło kwarcowe:

- jest odporne na szybkie zmiany temperatury

- ma mały współczynnik rozszerzalności cieplnej

- jest odporne chemicznie

- używa się go do wyrobu aparatów laboratoryjnych i naczyń laboratoryjnych

- bezwodnik grupy kwasów krzemowych.

Krzemiany- otrzymuje się w wyniku stopienia SiO₂ z węglanami

SiO₂ + 2NaOH → Na₂SiO₃ + H₂O

SiO₂ + 4NaOH → Na₄SiO₄ + 2H₂O

SiO₂ + Na₂CO₃ → Na₂SiO₃ + CO₂

SiO₂ + 2 Na₂CO₃ → Na₄SiO₄ + 2CO₂

- krzemiany są nierozpuszczalne w wodzie, wyjątkiem jest krzemian sodu i potasu

- wodne roztwory krzemianu Na i K → szkło wodne

Zastosowanie: jako materiał impregnujący, bo ma właściwości bakteriobójcze, ognioodporne, chroni przed wilgocią, jest odporny na wysokie temperatury.

15 GRUPA - azotowce

- struktura powłoki walencyjnej ns²np³, gr.V

- najchętniej występują na -3 stopniu utlenienia

- występują w połączeniach z H₂

Właściwości fizyczne:

• N, P- niemetale

• As, Sb- półmetale

• Bi- metal

• Podstawowy stopień utlenienia -3, +3, +5

AZOT odbiega właściwościami:

• W zwykłej temperaturze jest gazem, pozostałe azotowce ciałami stałymi

• W stanie wolnym- główny składnik powietrza, występuje w postaci cząsteczek dwuatomowych N₂ (a fosfor P₄)

• W przyrodzie występuje w stanie wolnym, w postaci związków chemicznych- azotanów (tzw. saletry)

FOSFOR występuje w przyrodzie w postaci fosforanów:

- Ca₃(PO₄)₂- ortofosforan wapnia

- apatyty 3Ca₃(PO₄)₂CaF₂

CaCl₂- chloroapatyt

CaO- oksyapatyt

Ca(OH)₂- hydroksyapatyt

ALOTROPIA:

N- nie posiada odmian alotropowych, reszta wykazuje zjawisko alotropii

P- występuje w postaci 4 odmian alotropowych:

- fosfor biały

- fosfor czerwony

- fosfor fioletowy

- fosfor czarny

- najbardziej popularny jest fosfor biały, pozostałe otrzymuje się z niego w odpowiednich warunkach (temperatura, ciśnienie)

Właściwości fosforu białego:

• Ciało stałe, białe, miękkie

• W postaci rozdrobnionej topi się w temp.40°C (większe kawałki w 60°C)

• Odmiana toksyczna

• Łatwo się utlenia dając: 2P₂O₃ ↔ P₄O₁₀ , utlenianiu towarzyszy proces wydzielania światła- proces chemicznej luminescencji

• Jest nietrwały, po pewnym czasie przechodzi w inne odmiany alotropowe, przybierając barwę żółtą.

Właściwości fosforu czerwonego:

• Odmiana trwała

• Ciało stałe, czerwone

• Znacznie mniej aktywny niż fosfor biały

• Zapala się w wyniku podgrzania do temperatury powyżej 400°C

• Jest nietoksyczny

Właściwości fosforu czarnego:

• Ciało stałe

• Szaroczarne

• Ma metaliczny połysk

• Tylko on przewodzi prąd elektryczny

₇N (azot)

Związki azotu z H₂

- wodorki

• Azotowce występują na -3 stopniu utlenienia, ogólny wzór XH₃ trójwodorki: NH₃, PH₃, szeroko stosowane w przemyśle

NH₃

Właściwości:

- gaz bezbarwny, o ostrym nieprzyjemnym zapachu

- bardzo dobrze rozpuszcza się w wodzie, wodny roztwór gazowego amoniaku jest słabą zasadą

- NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH^- (teoria Lowrego- Bronsteda, w roztworze nadmiar OH)

- w cząsteczce NH₃ jest wolna para elektronowa, więc tworzy on związki on związki kompleksowe z pierwiastkami podgrup, np.: [Ag(NH₃)₂]⁺ ; [Cu(NH₃)₄]²⁺

Pochodzenie amoniaku

Związki, w których wzór można utworzyć zastępując 1,2 lub 3 atomy H w cząsteczce NH₃, atomami innych pierwiastków lub jednowartościowymi grupami atomu:

- podstawniki - atomy metalu, niemetalu, rodnik nieorganiczny OH^-, rodnik organiczny CH₃^-

-jeśli podstawimy metal:

za 1 atom H- AMIDKI np. NaNH₂

za 2 atomy H- IMIDKI np. CaNH

za 3 atomy H- AZOTKI np. AlN

- jeśli podstawimy pozostałe podstawniki

związki AMINY np. NH₂OH- hydroksyamina

NH₂OH₃- metyloamina

Azot i wodór tworzą też HN₃ - kwas azotowodorowy

- słaby

- o właściwościach wybuchowych

Związki azotu z O₂, tlenki, kwasy tlenowe

N₂O- podtlenek azotu, tlenek diazotu

NO- tlenek azotu

N₂O₃- trójtlenek azotu

NO₂- dwutlenek azotu

N₂O₅- pięciotlenek azotu

NO- tlenek azotu

• Gaz bezbarwny o nieprzyjemnym zapachu

• Słabo rozpuszcza się w wodzie

• Można otrzymać przez:

Bezpośrednią syntezę azotu z tlenem

N₂ + 2O → 2NO

Zachodzi jednak trudno, potrzebna temperatura ok.3000°C

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O

NO₂- dwutlenek azotu

• Powyżej temperatury ok.22°C jest gazem barwy czerwonobrunatnej

• W temperaturze ok.22°C skrapla się- powstaje ciecz barwy żółtej

• Dalsze oziębienia powoduje, że w temperaturze 10°C ciecz krzepnie dając bezbarwne kryształy

• Wykazuje skłonność do polimeryzacji i występuje w postaci podwójnej: NO₂ ↔ N₂O₄

N₂O₄

• Im niższa jest temperatura tym więcej jest dinerów

• Bezwodnik kwasowy mieszaniny- w reakcji z woda daje mieszaninę dwóch kwasów tlenowych

N₂O₄ + H₂O → HNO₂ + HNO₃ reakcja dysproporcji

Dimer (N₂O₄) reaguje z ługami

N₂O₄ + KOH → KNO₂ + KNO₃ + H₂O

Otrzymywanie NO₂

• Utlenianie NO tlenem zawartym w powietrzu (najprostsza)

NO + ½ O₂ → NO₂

• Termiczny rozkład niektórych azotanów

Pb(NO₃)₂ → PbO + NO₂ + O₂

Kwasy tlenowe:

HNO₂ - AZOTANY

• Słaby

• Istnieje tylko w postaci roztworów rozcieńczonych

• W wyniku zagęszczenie (zatężenia) ulega rozkładowi

3HNO₂ → HNO₃ + 2NO + H₂O

N⁺³ → N⁺⁵ + 2e^-

N⁺⁵ + 3e^- → N⁺² /2

• Jego sole, azotyny, to związki nietrwałe, w obecności silnych utleniaczy zachowują się jak reduktory i odwrotnie

HNO₃

• Stosowany popularnie w przemyśle chemicznym

• Półprodukt w procesie otrzymywanie nawozów azotowych

• Mocny, o silnych właściwościach utleniających

• Roztwarza metale, nawet szlachetne (oprócz złota, które roztwarza się w wodzie królewskiej)

• Niektóre metale dobrze roztwarzają się w rozcieńczonym HNO₃, a nie w stężonym, w stężonym ulegają pasywacji- pokrywają się warstwą ochronną

• Jego sole dobrze rozpuszczają się w wodzie, stosowane m.in. jako nawozy (azotan: amonowy, potasu, wapnia)

Otrzymywanie HNO₃ (na skalę przemysłową- metoda Habera i Bosch)

ETAPY:

1. Synteza amoniaku:

N₂ + 3H₂ → 2NH₃

-temp. 450-500°C

-ciśnienie 200-300 at

-katalizator mieszany (kat. żelazny)- mieszanina Fe₃O₄, Al₂O₃

2. Spalanie NH₃ w tlenie metodą Oswalda

3. Utlenianie NO do NO₂ w nadmiarze powietrza

NO + ½ O₂ → NO₂ → N₂O₄

4. Absorpcja mieszaniny monomeru i dimeru w H₂O

N₂O₄ + H₂O → HNO₂ + HNO₃

- Mieszaninę tych dwóch kwasów zagęszcza się i kwas azotawy rozkłada się do azotowego

3HNO₂ → HNO₃ + 2NO + H₂O otrzymujemy ok. 60% HNO₃

₁₅P (fosfor)

- Najistotniejsze tlenki: P₂O₃, P₂O₅ - mają skłonność do występowanie w postaci dimerów (podwójnych cząsteczek np.P₄O₆ , P₄O₁₀), ciała stałe, bezbarwne

- P₂O₃ - bezwodnik tlenowych kwasów fosforu, w których P występuje na +1, +3 lub +4 stopniu utlenienia- kwasy fosforowe, są nietrwałe

- P₂O₅ - bezwodnik kwasów tlenowych gdzie P występuje na +5 stopniu utlenienia

- Kwasy fosforowe:

HPO₃ - metafosforowy

H₄P₂O₇ - pirofosforowy

H₃PO₄ - ortofosforowy

-Fosfor tworzy też IZOPOLIKWASY- tlenowe kwasy, w których jest więcej niż jeden atom P, np.H₅P₃O₁₀, kwas ortotrójfosforowy.

- Najbardziej popularny jest kwas H₃PO₄, kwas średniej mocy. 100% czysty kwas ortofosforowy to ciało stałe, krystaliczne, topi się w 40°C i w efekcie otrzymujemy gęstą, bezbarwna ciecz.

- Większe znaczenie mają sole- FOSFORANY

Znaczenie soli:

• Zastosowanie jako nawozy

• Dobrze rozpuszczalne w wodzie

• Główny składnik fosforytów Ca₃(PO₄)₂, nie rozpuszcza się w wodzie, bardzo dobrze w wodzie rozpuszczają się związki z K, Na, NH₄⁺, zatem: Ca rozpuszcza się w kwasach, a K, Na, NH₄⁺ w wodzie.

• Z fosforytów otrzymuje się SUPERFOSFORATY, które dzielą się na pojedyncze i podwójne.

Pojedyncze:

Ca₃(PO₄)₂ + H₂SO₄ → Ca(H₂PO₄)₂ + CaSO₄ - balast, nie rozpuszcza się w glebie

Podwójne:

Ca(PO₄)₂ + H₃PO₄ → Ca(H₂PO₄)₂

16 GRUPA- tlenowce

• Niemetale- O, S

• Półprzewodniki- Se, Te

• Metal- Po

• Struktura powłoki walencyjnej ns²np⁴

• Podstawowy stopień utlenienia -2 (O₂ w połączeniu z fluorem występuje na +1 stopniu utlenienia, pozostałe bez O₂ na +4, +6)

• Trwałość +6 stopnia utlenienia rośnie od Po do S

₈O (tlen)

• Występuje w powietrzu, wodzie, skorupie ziemskiej

• Jeden z najbardziej rozpowszechnionych pierwiastków w przyrodzie

• Może występować w postaci wolnej jak i w postaci związków chemicznych

• Wykazuje zjawisko alotropii- może występować jako tlen cząsteczkowy O₂ lub jako ozon O₃

• Występuje w przyrodzie w postaci mieszaniny trzech izotopów : ¹⁶₈O , ¹⁷₈O , ¹⁸₈O

• Gaz bezbarwny, który dość dobrze rozpuszcza się w wodzie

• Mało aktywny chemicznie

• W temperaturze pokojowej bezpośrednio łączy się z litowcami i fosforem białym

OZON O₃

1. Powstaje z tlenu cząsteczkowego w wyniku wyładowań atmosferycznych (elektrycznych)

2. Obecność tlenu atomowego jest niezbędna do powstania ozonu

3. Odmiana alotropowa nietrwała, ulega łatwo rozpadowi do tlenu cząsteczkowego i atomowego: O₃ → O₂ + O

4. Ma znacznie silniejsze właściwości utleniające niż tlen cząsteczkowy, jest od niego bardziej aktywny

5. Jego obecność w atmosferze ma bardzo istotne znaczenie:

• Na wysokości 20- 40km jest warstwa zagęszczonego ozonu, pochłania nadmiar promieni ultrafioletowych, które są szkodliwe, powodują schorzenia wzroku i skóry

• Dziura ozonowa- nastąpiło zmniejszenie ilości ozonu, zubożenie jego warstwy. Przypuszcza się, że to freony niszczą ozon.

Połączenia tlenu i wodoru:

H₂O₂ (nadtlenek wodoru):

- ciecz bezbarwna o konsystencji syropu

- w sprzedaży jest około 30% roztwór wodny- perhydrol, 2%-10%- woda utleniona

- związek nietrwały, łatwo ulega rozkładowi do wody i tlenu. Proces ten katalizują: srebro, platyna, dlatego przechowuje się go w butelkach plastikowych

- ma właściwości utleniające i redukujące

- w obecności silnych utleniaczy zachowuje się jak reduktor i odwrotnie

- właściwości redukujące- reakcja otrzymywania tlenu na skalę laboratoryjną (z nadmanganianem potasu)

Zastosowanie:

- w medycynie- jako środek antyseptyczny (odkażający, bielący)

- we fryzjerstwie

- w technice rakietowej- jako źródło właściwego paliwa rakietowego

Otrzymywanie:

Na skalę laboratoryjną:

- reakcja nadtlenków litowców lub berylowców z woda lub kwasami

Na₂O₂ + 2H₂O → 2NaOH + H₂O₂

BaO₂ + H₂SO₄ → BaSO₄ + H₂O₂

Na skalę przemysłową H₂O₂ otrzymuje się przez anodowe utlenianie kwasu siarkowego do kwasu nadtlenodwusiarkowego.

Reakcja katodowa

2H⁺ + 2e → H₂

Reakcja anodowa

2H₂SO₄ → H₂S₂O₈ + 2H⁺ + 2e

Tworzący się w mieszaninie reagującej H₂S₂O₈ w czasie ogrzewania przekształca się w kwas nadtlenojednosiarkowy, tzw. kwas caro

H₂S₂O₈ + H₂O → H₂SO₅ + H₂SO₄

Przy dalszym podwyższaniu temperatury H₂SO₅ reaguje z wodą wydzielając nadtlenek wodoru.

H₂SO₅ + H₂ → H₂O₂ + H₂SO₄

H₂O - woda

Twardość wody i jej usuwanie:

Skały wapienne, których główny składnik to CaCO₃ i MgCO₃ pod wpływem tlenu z powietrza ulegają wietrzeniu. Powyższe związki Ca i Mg przechodzą w wodorowęglany, które są dobrze rozpuszczalne w wodzie i ich obecność powoduje TWARDOŚĆ WODY PRZEMIJAJĄCĄ (WĘGLANOWĄ). Usuwa się ją przez gotowanie:

Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃ + CO₂ + H₂O

Mg(HCO₃)₂ → MgCO₃ + H₂O + CO₂

CaCO₃ i MgCO₃ tworzą kamień kotłowy.

Lub chemicznie, przez dodanie mleka wapiennego (wodorotlenek wapnia)

Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ → 2CaCO₃ + 2H₂O

Chlorki i siarczany Ca i Mg powodują twardość trwałą. Usuwa się ją tylko chemicznie przez dodawanie detergentów (substancji powierzchniowo czynnych).

Kamień kotłowy:

• Jego tworzenie się jest zjawiskiem niekorzystnym

• Osadza się na ściankach różnego rodzaju rur (przez które płynie woda, powodując zmniejszenie się prześwitu rury, a w końcu jej zasklepienie)

• Wydzielając się w dużych zbiornikach wodnych, gdzie woda jest grzana, powoduje niebezpieczeństwo wybuchu, gdyż bardzo łatwo się odpryskuje

• Jest słabym przewodnikiem ciepła

Twardość wody można usunąć za pomocą tzw. JONITÓW, które ją też odmineralizowują

JONITY:

- to zazwyczaj sztuczne żywice organiczne o charakterze kwasów lub zasad- działają tak, że wychwytują z wody kationy lub aniony, dzielone są na dwie grupy:

• Kationity wychwytują kationy:

2KtH + Ca⁺ → (Kt)₂Ca + 2H⁺

• Anionity wychwytują aniony

AnOH + Cl^- → AnCl + OH^-

Woda zawiera duże ilości żelaza, a zwłaszcza Fe(HCO₃)₂, który usuwany jest z niej przez silne dotlenienie wody.

Fe(HCO₃)₂ + O₂ → Fe(OH)₃

₁₆S (siarka)

- w przyrodzie występuje w postaci

- rodzimej (złoża siarki)

- w postaci związków chemicznych- minerały

siarczki różnych metali:

PbS- galena

FeS₂- piryt

ZnS- blenda cynkowa

- ciało stałe, żółte, kruche

- nie rozpuszcza się w wodzie, ale dobrze rozpuszcza się niektórych rozpuszczalnikach organicznych

Otrzymywanie:

• Jeśli zalega niezbyt głęboko pod powierzchnią ziemi- metoda odkrywkowa

• Jeśli zalega głęboko- metoda Frascha- (150-200m):

1. W głąb ziemi wprowadza się 3 koncentryczne rury

2. Rurą zewnętrzną wprowadzamy przegrzaną do temperatury ok.160°C parę wodną

3. Rurą środkową wprowadzamy sprężone powietrze, które wchodząc od dołu porywa stopioną siarkę i tłoczone jest na powierzchnię ziemi przez rurę pośrednią

Związki siarki z wodorem:

- siarkowodór:

• Gaz bezbarwny o nieprzyjemnej woni

• Dość dobrze rozpuszcza się w wodzie

• Jego wodny roztwór ma odczyn słabo kwaśny i nosi nazwę kwasu siarkowodorowego

• Dysocjuje dwustopniowo:

H₂S → H⁺ + HS^-

HS^- → H⁺ + S^2-

• Wodorosiarczki: z HS^-

• Spalanie:

H₂S + ½ O₂ → S + H₂O (niepełny dostęp tlenu)

H₂S + 5/2 O₂ → SO₂ + H₂O (nadmiar tlenu)

• Posiada właściwości redukujące

Otrzymywanie:

1. Bezpośrednia synteza wodoru i siarki: H₂ + S → H₂S

2. Reakcje siarczków z kwasami: ZnS + 2HCl → H₂S + ZnCl

- wielosiarczki wodoru H₂S_x x: 2÷6

• najbardziej popularne są sole → wielosiarczki sodu, potasu (litowców) i amonowe (NH₄)₂S_x

• związki z metalami są nietrwałe, łatwo ulegają rozkładowi H₂S_x → H₂S + (x-1)S

• otrzymywanie → rozpuszczanie wolnej siarki w wielosiarczkach S^-2 + (x-1)S → S_x^-2

• wartościowość siarki w tych związkach wynika ze wzoru strukturalnego

Związki siarki z tlenem:

- tlenki siarki

Dwutlenek siarki SO₂

Właściwości:

- gaz bezbarwny o nieprzyjemnym zapachu

- dobrze rozpuszcza się w wodzie

- bezwodnik kwasu siarkawego

Otrzymywanie:

- na skalę laboratoryjną: Cu + 2H₂SO₄ → CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

- na skalę techniczną:

1. Utlenianie siarki S + O₂ → SO₂

2. Prażenie siarczków (otrzymujemy tlenek metalu i dwutlenek siarki)

4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂

Trójtlenek siarki SO₃

Właściwości:

- wykazuje zjawisko polimorfizmu (polega na występowaniu związku chemicznego w co najmniej 2 odmianach nazywanych odmianami polimorficznymi, różniącymi się budową sieci krystalicznej)

- występuje w trzech odmianach: α-SO₃, β-SO₃ i γ-SO₃- w zwykłej temperaturze niskotopliwe (30-60°C temp. topnienia)

- zwykle mamy do czynienia z mieszanina odmian α i β

- γ otrzymujemy, gdy pary siarki ochłodzimy i skroplimy otrzymaną ciecz, która krzepnie w temp.18°C, dając odmianę γ-SO₃, jest nietrwała, przechodzi w mieszaninę α i β

- bardzo łatwo ulega parowaniu- pary SO₃ silnie chłoną parę wodną z powietrza, dając mgłę kwasu siarkowego

Otrzymywanie:

- utlenianie:

2SO₂ + O₂ → 2SO₃

- odwodnienie kwasu siarkowego:

H₂SO₄ + P₂O₅ → 2HPO₃ + SO₃

- kwasy tlenowe:

• jest ich bardzo wiele

• część udało się wyodrębnić w postaci czystej, część rozcieńczonych roztworów, część soli

H₂SO₃ - kwas siarkawy

H₂SO₄ - kwas siarkowy

H₂S₂O₃ - kwas tiosiarkowy

Kwas siarkowy H₂SO₄

Właściwości:

• Jeden z najmocniejszych kwasów- wszystkie układy kwaśniejsze od kwasu siarkowego 100% (o większej mocy kwasowej) nazywamy superkwasami

• Bezbarwna, klarowna, gęsta oleista ciecz

• Czernieje zostawiony na powietrzu

• Bez zapachu

• Higroskopijny

• Silnie żrący

• Topnieje 15°C

• Wrze 310°C

• Rozpuszczalny bez ograniczeń w wodzie

Kwas siarkowy jest silnym środkiem pochłaniającym wodę. Ma szerokie zastosowanie w syntezie laboratoryjnej, produkcji papieru, jako elektrolit do akumulatorów samochodowych, zakwaszacz.

Otrzymywanie:

Współcześnie kwas siarkowy otrzymuje się w przemyśle głównie metodą kontaktową. Metoda ta składa się z trzech etapów:

1. Otrzymywanie SO₂: S + O₂ → SO₂

2. Utlenianie SO₂ do SO₃ (stosowany jest katalizator- pięciotlenek wanadu V₂O₅, jako kontakt w metodzie kontaktowej)

3. Absorpcja SO₃ w H₂O

SO₃ + H₂O → H₂S₂O₇ → H₂SO₄

- otrzymujemy 98% kwas

- najbardziej stężony kwas siarkowy, tzw. kwas dymiący

Tiosiarczan H₂S₂O₃

• Znany w postaci soli

• Najbardziej popularne- sole litowców, np.Na₂S₂O₃

• Nietrwałe (szczególnie w środowisku kwaśnym)

S₂O₃^-2 + 2H₃O⁺ → S + SO₂ + 3H₂O

• Wykazuje właściwości redukujące

S₂O₃^-2 + I₂ → 2I^- + S₄O₆^-2

Tiosiarczany litowców

Zastosowanie:

- w fotografice jako utrwalacz, rozpuszcza halogenki srebra

2Na₂S₂O₃ + AgBr → Na₃[Ag(S₂O₃)₂] + NaBr

Otrzymywanie:

- gotowanie siarczynów z wolną siarką

Na₂SO₃ + S → Na₂S₂O₃

2Na₂S₂ + 3O₂ → 2Na₂S₂O₃

Kwasy nadtlenosiarkowe:

• Kwasy o silnych właściwościach utleniających

• Nietrwałe

• W zwykłej temperaturze ciała stałe

• Rozkładają się lub topią w temp.40-60°C

• Traktowane jako wywodzące się z SO₃ i H₂O

• Na skalę przemysłową otrzymuje się przez elektrolizę 50% kwasu siarkowego

17 GRUPA - fluorowce

Fluor ₉F; chlor ₁₇Cl; brom ₃₅Br; jod ₅₃I; astat ₈₅At

Właściwości:

• nietrwałe

• najbardziej aktywny- fluor, najmniej jod

• struktura powłoki walencujnej ns²np⁵

• bardzo chętnie przyjmują elektrony

• stopień utlenienia -1 do +7

• w zwykłych warunkach:

• gazy żółtozielone- F, Cl

• ciecz czerwonobrunatna- Br

• ciało stałe, kryształy fioletowoczerwone, połyskliwe, bardzo łatwo ulegają sublimacji-I

Reakcje z wodą:

F₂ + H₂O → 2HF + ½ H₂O

Cl₂ + H₂O → HClO + HCl

(HClO- kwas podchlorawy, nietrwały- HCl + ½ O₂)

Połączenia z wodorem:

• Wszystkie fluorowce tworzą związki o wzorze HX

• W zwykłych warunkach te połączenia to gazy o nieprzyjemnej, ostrej woni

• W większych stężeniach maja działanie toksyczne

Halogenowodory:

• Dobrze rozpuszczalne w wodzie- są mocnymi kwasami

• W roztworze wodnym cząsteczki ulegają asocjacji- łączenie w większe cząsteczki

• Od kwasu HF wywodzą się 2 szeregi soli: wodorofluorki KHF i obojętne fluorki KF

• Od pozostałych kwasów tylko sole obojętne

₁₇Cl (chlor)

Tworzy tlenki i kwasy tlenowe- tlenki są bezwodnikami kwasów

1. Cl₂O- tlenek dichloru, żółtobrązowy gaz, otrzymywany w wyniku przepuszczania chloru nad tlenkiem rtęci(II)

2Cl₂ + 2HgO → HgCl₂·HgO + Cl₂O

W obecności reduktorów ten tlenek może eksplodować. Jego cząsteczka ma budowę trójkąta. Z zasadami tworzy podchloryny.

2. ClO₂- dwutlenek chloru, żółty gaz, otrzymywany w warunkach laboratoryjnych działaniem stężonego kwasu siarkowego na KClO₃ w temperaturze 0°C. Jest substancją o silnych właściwościach utleniających, nietrwałą, ulegająca rozpadowi nawet pod wpływem słabego ogrzania. Z roztworami zasad tworzy mieszaninę chlorynów i chloranów:

2ClO₂ + 2NaOH → NaClO₂ + NaClO₃ + H₂O

3. Cl₂O₆- powstaje w reakcji pomiędzy ozonem i ClO₂ w temperaturze 0°C. Jest ciemnoczerwona cieczą, wykazującą silne właściwości utleniające. Z zasadami dysproporcjonuje dając chlorany i nadchlorany

Cl₂O₆ + 2NaOH → NaClO₃ + NaClO₄ + H₂O

4. Cl₂O₇ - bezbarwna ciecz powstająca przy odwadnianiu kwasu nadchlorowego HClO₄ pięciotlenkiem fosforu. Jest bezwodnikiem kwasu nadchlorowego.

Kwasy tlenowe:

Chlor tworzy 4 kwasy tlenowe, występując na stopniach utlenienia:

1. HClO (+1) - kwas podchlorowy

2. HClO₂ (+3) - kwas chlorawy

3. HClO₃ (+5) - kwas chlorowy

4. HClO₄ (+7) - kwas nadchlorowy

HClO:

• Nietrwały

• Istnieje w postaci rozcieńczonego roztworu

• Rozkłada się do: HClO → HCl + ½ H₂O

• Bardziej trwałe są jego sole- podchloryny

HClO₃:

• Mocny

• O silnych właściwościach utleniających

• Sole dość trwałe o właściwościach utleniających

HClO₄:

• Najsilniejszy, trwały

• Otrzymywany w postaci czystej i roztworów

• W postaci czystej tworzy bezbarwną ciecz oleistą

₉F (fluor)

- zielonożółty gaz o drażniącym zapachu

- silnie trujący

- tworzy tylko tlenki (właściwie fluorki tlenu, bo występuje jako anion)

- w pastach do zębów

- przedawkowanie jest niebezpieczne

- kwas fluorowodorowy trawi nawet szkło

- w przyrodzie występuje wyłącznie w stanie związanym w minerałach:

• CaF₂ - fluoryt

• Na₃AlF₆ - kriolit

• 3Ca₃(PO₄)₂·CaF₂ - apatyt

- stosowany do produkcji teflonu i freonów

HELOWCE

- pierwiastki zerowej grupy układu okresowego

- gazy o bardzo małej aktywności chemicznej- spowodowane jest to zapełnieniem podpowłok s i p

- struktura powłoki walencyjnej:

He → 1s²

Pozostałe → ns²np²

₂He (hel)

• gaz bezbarwny, bez smaku, bez zapachu

• temperatura topnienia -272,2°C (najniższa ze znanych)

• skrapla się najtrudniej ze wszystkich gazów

• w pobliżu temperatury zera bezwzględnego wykazuje zjawisko nadciekłości

• naturalny pierwiastek zawiera trwały izotop ⁴He z domieszką ³He

• występowanie → śladowe ilości w powietrzu, więcej w niektórych gazach ziemnych i minerałach uranu

• w wysokiej temperaturze tworzy nietrwałe związki z metalami

• zastosowanie:

• w technice do uzyskania najniższych temperatur

• mieszaninę He i O₂ podaje się nurkom na dużych głębokościach

₁₀Ne (neon)

• gaz bez smaku i zapachu

• niska temperatura topnienia i wrzenia (poniżej -240°C)

• naturalny pierwiastek jest mieszaniną 3 izotopów trwałych ²⁰Ne; ²¹Ne; ²²Ne

• występuje w powietrzu

• nie tworzy związków

• zastosowanie → do żarówek, lamp jarzeniowych dając czerwone światło

₁₈Ar (argon)

• gaz bezbarwny, bez smaku i zapachu

• niskie temperatury wrzenia i topnienia (poniżej -180°C)

• naturalny pierwiastek jest mieszaniną 3 izotopów

• występuje w powietrzu

• tworzy tylko bardzo nietrwały hydrat Ar·6H₂O

• zastosowanie

• w przemyśle do wytwarzania atmosfery obojętnej

• do napełniania żarówek i lamp jarzeniowych (niebieski)

• w elektronice do napełniania liczników promieniowania jonizującego

₃₆Kr (krypton)

• gaz bezbarwny, bez smaku, zapachu

• tworzy nietrwały hydrat Kr·6H₂O

• znane związki:

• fluorki: KrF₂, KrF₄

• kwas kryptonowy: H₂KrO₄

• zastosowanie:

• izotop ⁸⁵Kr w medycynie do badania płuc

• do napełniania żarówek i lamp jarzeniowych (światło białe)

₅₄Xe (ksenon)

• gaz bezbarwny, bez smaku i zapachu

• zawarty w powietrzu jest mieszaniną 9 izotopów trwałych

• znane związki:

• hydrat: Xe·6H₂O

• fluorki: XeF₂; XeF₄; XeF₆; XeF₈

• tlenki: XeO₂; XeO₃; XeO₄

• tlenofluorek: XeOF₆

• wodorotlenek: XE(OH)₄, XE(OH)₆ i inne

• zastosowanie:

• medycyna: do prześwietlania zębów i kończyn

• żarówki i lampy jarzeniowe(niebieskie)

₈₆Rn (radon)

• pierwiastek promieniotwórczy

• gaz bezbarwny, bez smaku i zapachu

• związki:

• niezbyt trwały fluorek: RnF₄

• zastosowanie: głównie w medycynie

DODATKOWO:

Zestawienie niektórych związków (na egzaminie wzory strukturalne):

MgCO₃ - magnezyt

FeCO₃ - syderyt

PbS - galena

ZnS - sfaleryt (blenda cynkowa)

Ag₂S - argentyt

Cu₂S - chalkozyn

PbSO₄ - anglezyt

CaSO₄ - anhydryt

Cu₂O - kupryt

SiO₂ - kwarc

Al₂O₃ - korund

Na₃AlF₆ - kriolit

Mn₃O₄ - hausmanit

Wodorowęglany:

Od kwasu H₂CO₃ (zabieramy jeden H i wstawiamy pierwiastek/ związek)

NaHCO₃- sodu; Ca(HCO₃)₂- wapnia; Mg(HCO₃)₂- magnezu etc.

Energia jonizacji, energia potrzebna do jednostkowej jonizacji atomu, tzn. oderwania jednego elektronu z atomu. Energia jonizacji maleje ze wzrostem numeru okresu (większa odległość od jądra i słabsze siły przyciągania elektronu z powłoki walencyjnej) a generalnie (z licznymi wyjątkami, biorąc pod uwagę kolejne wartości) rośnie wraz ze wzrostem numeru grupy

Pytania z testów z ostatnich lat:

1. Aby rozróżnić roztwory wodne Al₂(SO₄)₃ i MgSO₄ wystarczy dysponować roztworem:

a) kwasu solnego b) kwasu azotowego (V)

c) wodorotlenku sodu d) chlorku baru

2. Dodając węglanu sodu (Na₂CO₃) do wody twardej można usunąć jony Ca²⁺ i Mg²⁺ stanowiące składniki:

a) wyłącznie wodorowęglanów

b) wodorowęglanów i siarczanów

c) wyłącznie siarczanów i chlorków

d) wszystkich soli

3. Wskaż prawdziwe zdania dotyczące litowców:

I) Łatwość przechodzenia atomów w kationy wynika z egzoenergetyczności tego procesu

II) Ze wzrostem liczby atomowej maleje elektroujemność atomów

III) Ze wzrostem liczby atomowej rośnie ich reaktywność

IV) Ze wzrostem liczby atomowej maleje ich temperatura topnienia

V) Ze wzrostem liczby atomowej rośnie ich gęstość

a) wszystkie b) wyłącznie I i II

c) wyłącznie II i III d) II, III, IV, V

4. Wskaż fałszywe zdanie dotyczące wodoru:

a) może występować na +1 i -1 stopniu utlenienia

b) ma najniższą temperaturę wrzenia

c) jest najbardziej rozpowszechniony we wszechświecie

d) ma trzy izotopy trwałe, w tym dwa naturalne

5. W których reakcjach nadtlenek wodoru jest reduktorem?

I) 3H₂O₂ + 2Cr(OH)₃ + 4OH^- → 2CrO₄^2- + 8H₂O

II) 5H₂O₂ + 2MnO₄^- + 6H⁺ → 5O₂ + 2Mn²⁺ + 8H₂O

III) 3H₂O₂ + Cr₂O₇²⁺ + 8H⁺ → 3O₂ + 2Cr³⁺ + 7H₂O

IV) H₂O₂ + 2I^- + 2H⁺ → 2H₂O + I₂

a) żadnej b) I i III c) II, III d) wszystkich

6. W czterech niezależnych doświadczeniach wrzucono do wody:

a) metaliczną miedź b) tlenek magnezu

c) nadtlenek baru d) metaliczny sód

w którym przypadku otrzymano produkt gazowy?

7. Tlenkiem (bezwodnikiem) kwasu azotowego (V) jest:

a) NO b) N₂O₃ c) NO₂ d) N₂O₅

8. W wyniku rozkładu termicznego chlorku amonu powstają:

a) azot, chlor, wodór

b) azot, wodór i chlorowodór

c) chlor, wodór i amoniak

d) chlorowodór i amoniak

NH₄Cl → NH₃ + HCl

9. Które równanie reakcji wyjaśnia silna toksyczność gazowego siarkowodoru?

a) 2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O

b) H₂S + Fe²⁺ → FeS + 2H⁺

c) H₂S + H₂O → HS^- + H₃O⁺

d) 2H₂S + O₂ → 2S + 2H₂O

10. Wskaż fałszywe zdanie dotyczące kwasu azotowego:

a) w roztworze stężonym jest nietrwały i ulega rozkładowi fotochemicznemu

b) jest mocnym kwasem

c) jest silnym utleniaczem

d) dostatecznie stężony rozpuszcza wszystkie metale

11. Odporność metalicznego glinu na działanie stężonego kwasu azotowego (V) wynika z:

a) powstania na powierzchni glinu ochronnej warstewki nierozpuszczalnego Al(NO₃)₃

b) powstania na powierzchni glinu ochronnej warstewki nierozpuszczalnego Al₂O₃

c) dużej wartości nadpotencjału wydzielania wodoru na powierzchni glinu

d) położenia glinu w szeregu napięciowym

12. Twardość trwałą wody powodują:

a) CaCO₃ i MgCO₃ b) Fe(OH)₃

c) Ca(HCO₃)₂ i Mg(HCO₃)₂ d) CaCl₂ i MgCl₂

13. Wskaż ciąg reakcji możliwych do bezpośredniego zrealizowania:

a) Na → Na₂O₂ → NaOH → NaHCO₃ → Na₂CO₃ → NaCl

b) Na → NaOH → Na₂O₂ → NaCl → NaHCO₃ → Na₂SO₄

c) Na → Na₂SO₄ → NaCl → Na₂O₂ → Na₂O → NaOH

d) Na → NaHCO₃ → Na₂CO₃ → Na₂O₂ → NaOH

14. Wskaż zdania fałszywe:

I) Aniony proste są zawsze reduktorami

II) Kationy proste są zawsze utleniaczami

III) Wodór cząsteczkowy jest zawsze reduktorem

IV) Atomy metali mają w związkach wyłącznie dodatnie stopnie utlenienia

V) Helowce występują wyłącznie na zerowym stopniu utlenienia

a) I, II b) wyłącznie II c) II, III, V d) wszystkie zdania są prawdziwe

15. Pierwiastek, którego atomy mają w związkach stopnie utlenienia od -2 do +6 należy do:

a) bloku energetycznego d b) okresu IV

c) grupy 16 d) pierwiastek taki nie istnieje

16. Wskaż prawdziwe dokończenie zdania: Tlenek węgla i dwutlenek węgla różnią się istotnie:

I) palnością II) toksycznością III) zapachem IV) barwą

V) właściwościami utleniająco- redukującymi

VI) właściwościami kwasowo- zasadowymi

a) wszystkie b) wyłącznie I, II, V, VI

c) wyłącznie I, II, III, V d) I, II, III, V, VI

17. Metan jest głównym składnikiem gazu:

a) koksowniczego b) ziemnego

c) syntezowanego d) do napełniania butli turystycznych

18. Wskaż prawdziwe zdania dotyczące ozonu:

I) stanowi główny składnik powietrza w stratosferze

II) tworzy się pod wpływem promieniowania nadfioletowego

III) jest rozkładany przez promieniowanie nadfioletowe

IV) pochłania promieniowanie nadfioletowe

V) jest niszczony głównie przez fluor zawarty we freonach

VI) jest niszczony głównie przez chlor i brom zawarty we freonach

a) I, II, IV, V b) I, II, IV, VI c) II, III, IV, V d) II, III, IV, VI

19. Które równania przedstawiają reakcje dysproporcjonowania?

I) 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂

II) 4NH₃ + 5O₂ → 4NO + H₂O

III) 6KClO → 5KCl + KClO₃

IV) P + 5HNO₃ → H₃PO₄ + 5NO₂ + H₂O

V) 3HNO₂ → HNO₃ + 2NO + H₂O

a) I, II, III b) I, III, V c) II, IV, V d) I, II

20. Wskaż zdanie fałszywe: CaCO₃ jest jedynym lub głównym składnikiem:

a) marmuru b) kredy c) gipsu d) wapieni

21. Glin na skale przemysłową otrzymuje się przez elektrolizę stopionego:

a) glinokrzemianu b) boksytu

c) chlorku glinu d) tlenku glinu

22. Wskaż fałszywe dokończenie zdania: diament i grafit różnią się:

a) przewodnością elektryczną b) produktami spalania w tlenie

c) twardością d) struktura krystaliczną

23. Wskaż fałszywe zdanie dotyczące fluorowców (z pominięciem astatu):

a) są niemetalami

b) w przyrodzie występują wyłącznie w postaci związanej

c) ich najtrwalszym stopniem utlenienia jest -1

d) wszystkie występują również na dodatnich stopniach utlenienia

24. Zielona patyna pokrywająca dachy zabytkowych budowli to:

a) uwodnione tlenki żelaza (III)

b) tlenek miedzi (II)

c) węglan wodorotlenek żelaza (III)

d) węglan wodorotlenek miedzi (II)

25. Wskaż zdanie fałszywe dotyczące cynku:

a) rozpuszcza się zarówno w roztworze NaOH jak i HCl

b) jest silnym reduktorem

c) wypiera energicznie gazowy wodór z wody

d) występuje wyłącznie na stopniu utlenienia +2

26. Rzeczywistymi substratami w procesie produkcji sody metoda Solvay'a są:

a) NaCl, NH₃ i CaCO₃ b) NaCl i CaCO₃

c) NH₄Cl, CO₂ i H₂O d) NH₄HCO₃ i NaCl

27. Chrom na +3 stopniu utlenienia:

a) tworzy wyłącznie kationy proste

b) tworzy wyłącznie aniony złożone

c) tworzy zarówno kationy proste jak i aniony złożone

d) jest wyłącznie reduktorem

28. Wskaż grupę związków wykazujących właściwości amfoteryczne:

a) Zn(OH)₂ , Cr₂O₃ b) Al(OH)₃ , CuO

c) KOH, Cr(OH)₃ d) Cr₂O₃ , NaOH

29. Którą z wymienionych właściwości wykazuje stężony kwas siarkowy (VI):

a) ulega sublimacji b) jest higroskopijny

c) ma właściwości redukcyjne d) ma właściwości amfoteryczne

30. Z położenia azotu w układzie okresowym wynika, że jego atom w związkach nie może mieć stopnia utlenienia równego:

a) -3 b) +3 c) 4 d) +5

31. Wskaż zbiór pierwiastków o wzrastającej elektroujemności:

a) N, O, F b) Cl, S, P c) F, O, N d) Na, K, Rb

32. Podczas rozpuszczania w wodzie NaCl zachodzi proces:

a) dysocjacji elektrolitycznej b) solwatacji

c) hydrolizy d) dysocjacji elektrolitycznej i hydratacji

33. Rozpuszczono w wodzie następujące substancje:

I) BaO II) SO₂ III) Na₂CO₃ IV) NH₄Cl V) P₂O₅

Odczyn kwasowy mają roztwory substancji:

a) I, II, V b) II, IV, V c) III, IV d) wszystkich

34. Tlenki pierwiastków należących do bloku energetycznego d maja charakter:

a) wyłącznie zasadowy

b) zasadowy lub amfoteryczny

c) wyłącznie kwasowy

d) zasadowy, amfoteryczny lub kwasowy

35. Na schemacie produkcji HNO₃ na skalę przemysłową wskaż wzory produktów pośrednich:

N₂ → I → II → III → HNO₃

a) NH_{3 (q)} NH_{3 (aq)} NH₄Cl

b) NH_{3 (q)} NO NO₂

c) NO NO₂ N₂O₃

d) NO NO₂ N₂O₅

36. Które z niżej wymienionych właściwości są wspólne dla miedzi i cynku?

a) w reakcji z kwasami utleniającymi (HNO₃ , stęż. H₂SO₄) oprócz soli i wody wydziela się SO₂, NO lub NO₂

b) w szeregu aktywności metali leżą na lewo od wodoru

c) w reakcji z kwasem solnym oprócz soli wydziela się wodór

d) wszystkie w/w właściwości są charakterystyczne dla miedzi i cynku

37. Gaz wodny jest to:

a) mieszanina CO₂ i H₂

b) mieszanina CH₄ i H₂O

c) mieszanina CO i H₂

d) mieszanina H₂ i O₂

38. Wskaż zbiór reduktorów:

a) Fe, NO₂ b) Fe³⁺ , MnO₄^-

c) Fe²⁺ , MnO₄^- d) O^2- , Na⁺

39. Substancją stosowana w fotografice- w procesie utrwalania jest:

a) Na₂SO₄ b) Na₂SO₃ c) (NH₄)₂SO₃ d) Na₂S₂O₃

40. Kwasu solnego można użyć do otrzymywania:

a) chloru- w reakcji z K₂Cr₂O₇

b) kwasu siarkowego- w reakcji z Na₂SO₄

c) siarkowodoru- w reakcji z FeS

d) chlorku srebra w reakcji z AgNO₃

41. Wskaż, które zdanie dotyczące diamentu i grafitu nie jest prawidłowe:

a) grafit jest dobrym przewodnikiem prądu, a diament jest izolatorem

b) są względem siebie odmianami alotropowymi

c) są względem siebie izotopami

d) grafit jest miękki a diament twardy

42. Cecha charakterystyczna fluorowców to:

a) rosnąca aktywność chemiczna ze wzrostem liczby atomowej fluorowca

b) bardzo silne właściwości redukujące

c) najwyższa elektroujemność w poszczególnych okresach układu okresowego

d) ich jony proste mogą być tylko utleniaczami

43. Konfigurację elektronową 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹4s² ma atom:

a) potasu b) wapnia c) skandu d) tytanu

44. Która z podanych niżej właściwości nie odnosi się do wodoru?

a) z azotem tworzy związek, którego wodny roztwór ma odczyn zasadowy

b) w związkach może występować tylko na +1 stopniu utlenienia

c) z chlorem i siarka tworzy związki, których wodne roztwory mają odczyn kwaśny

d) z tlenem tworzy związek, który może być utleniaczem i reduktorem

45. Kriolit w procesie otrzymywania glinu:

a) reaguje z produktami wydzielającymi się na anodzie

b) reaguje z tlenkiem glinu ułatwiając proces elektrolizy

c) spełnia rolę katody

d) spełnia rolę topnika obniżając temperaturę topnienia tlenku glinu

46. Wskaż zbiór tlenków będących wyłącznie tlenkami zasadowymi:

a) K₂O, CO₂, MgO b) Na₂O, CaO, CO

c) Na₂O, CaO, MgO d) Na₂O, SiO₂, CuO

47. Woda królewska to mieszanina stężonych kwasów:

a) H₂SO₄ i HCl w stosunku molowym 3:1

b) HNO₃ i HCl w stosunku molowym 3:1

c) HNO₃ i HCl w stosunku molowym 1:3

d) H₂SO₄ i HCl w stosunku molowym 1:3

48. Proces destylacji frakcyjnej wykorzystuje się do otrzymywania tlenu z:

a) wody b) nadtlenku wodoru c) powietrza d) nadmanganianu potasu

49. Chrom i mangan tworzą między innymi następujące tlenki: CrO₃ i Mn₂O₇. Tlenki te maja następujące właściwości:

a) oba są tlenkami zasadowymi

b) oba są tlenkami amfoterycznymi

c) oba są tlenkami kwasowymi

d) CrO₃ to tlenek zasadowy, a Mn₂O₇ to tlenek kwasowy

50. Jeżeli do wodnego roztworu azotanu cynku lub azotanu miedzi dodamy wodny roztwór NaOH, to:

a) powstanie bały osad (w przypadku azotanu cynku) i osad bladoniebieski (w przypadku azotanu miedzi)

b) przy dodaniu roztworu NaOH w nadmiarze osady o których mowa w punkcie „a” ulegną całkowitemu rozpuszczeniu

c) nie stwierdzimy żadnych objawów reakcji

d) powstanie biały osad zarówno w przypadku azotanu cynku jak i azotanu miedzi

51. Energia jonizacji:

a) w obrębie okresu na ogół wzrasta ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka

b) w obrębie okresu maleje ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka

c) w obrębie grupy rosnie wraz ze wzrostem liczby atomowej

d) jest to energia, która zostaje wydzielona w wyniku oderwania elektronu od atomu

52. W poniższym szeregu metali:

K, Ca,…Zn, Fe,… Sn, Pb, ...H, ...Cu, Hg, Ag, Au → w kierunku oznaczonym strzałką następuje:

a) wzrost charakteru zasadowego tlenków

b) wzrost reaktywności metali

c) zmniejszenie zdolności przyłączania elektronów

d) zmniejszenie mocy wodorotlenków

53. Wybierz zdanie prawdziwe:

a) po zakwaszeniu jony CrO₄^2- przekształcają się w jony Cr₂O₇^2-

b) związki Cr (II) maja charakter kwaśny

c) chromiany i dwuchromiany wykazują właściwości redukujące

d) wodne roztwory związków Cr (VI) maja barwę zieloną

54. W metodzie kontaktowej produkcji kwasu siarkowego stosuje się jako katalizator:

a) żelazo z dodatkiem tlenku glinu

b) tlenek azotu

c) pięciotlenek wanadu

d) dwutlenek azotu

55. Wskaż równanie reakcji przedstawiające proces usuwania twardości przemijającej na drodze gotowania:

a) Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ → 2CaCO₃ + 2H₂O

b) MgCO₃ + H₂O + CO₂ → Mg(HCO₃)₂

c) CaCO₃ + H₂O + CO₂ → Ca(HCO₃)₂

d) Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃ + H₂O + CO₂

56. Chcąc uzyskać maksymalną wydajność procesu syntezy amoniaku należy proces prowadzić:

a) pod zwiększonym ciśnieniem i w temperaturze 400- 500°C

b) pod ciśnieniem 1013 hPa i w możliwie niskiej temperaturze

c) pod ciśnieniem 1013 hPa i w możliwie wysokiej temperaturze

d) pod zwiększonym ciśnieniem i w temperaturze 2000°C

57. Bezbarwny gaz o nieprzyjemnym, przenikliwym zapachu powstanie w wyniku reakcji:

a) Mg + HCl b) FeS + HCl

c) Ca + H₂O d) Na + H₂O

58. Utleniaczami nie mogą być:

a) atomy niemetali występujące w związkach na dodatnich stopniach utlenienia

b) atomy metali w stanie wolnym

c) atomy niemetali występujące w stanie wolnym

d) jony metali, które przyłączają elektrony przejdą w atomy

59. Liczba powłok elektronowych, (tj. główna liczba kwantowa) decyduje o przynależności pierwiastka do:

a) określonej grupy głównej

b) bloku s, p lub d

c) określonego okresu

d) żadne z powyższych stwierdzeń nie jest słuszne

60. Proces otaczania się jonów cząsteczkami wody nazywamy:

a) dysocjacja b) hydratacją

c) solwatacją d) hydrolizą

61. Spośród pierwiastków drugiego okresu należących do bloku p hybrydyzacji ulegają:

a) wszystkie za wyjątkiem neonu

b) tylko azot, tlen i fluor

c) tylko beryl, bor i węgiel

d) tylko bor i węgiel

62. Produktami spalania amoniaku metodą Ostwalda są:

a) azot i woda

b) tlenek azotu i woda

c) dwutlenek azotu i woda

d) tlenek azotu i wodór

63. Która z podanych poniżej reakcji jest (praktycznie) nieodwracalna?

a) N₂ + 3H₂ → 2NH₃

b) CH₃COOH → CH₃COO^- + H⁺

c) Ag⁺ + Cl^- → AgCl (↓)

d) H₂ → 2H

64. Z nadmanganianu potasu można otrzymać tlen:

a) podczas termicznego rozkładu

b) w reakcji z nadtlenkiem wodoru w środowisku kwaśnym

c) w reakcji z nadtlenkiem wodoru w środowisku zasadowym

d) w reakcji ze stężonym kwasem solnym

65. Ilości jednostek wagowych tlenu przypadające na taką samą liczbę jednostek wagowych manganu w tlenkach manganu: MnO, Mn₂O₃, MnO₂, Mn₂O mają się do siebie jak następujące liczby całkowite:

a) 2: 3: 4: 7 b) 1: 3: 2: 7 c) 2: 3: 4: 7 d) 1: 2: 3: 5

66. Który zbiór atomów i jonów posiada jednakową konfigurację elektronową?

a) Ca^-2 , S^-2 b) K^- , Na c) Br^-- , Kr d) Mg^-2 , Na^-

67. Stwierdzenie: „Roztwór nasycony pozostaje w równowadze z osadem” oznacza, że:

a) stężenia anionów i kationów w roztworze są równe

b) ilości substancji w roztworze i osadzie są sobie równe

c) szybkość wydzielania się osadu i szybkość jego rozpuszczania są sobie równe

d) żadna z powyższych odpowiedzi nie jest prawidłowa

68. Wodorotlenek miedzi otrzymuje się działaniem:

a) wodą na miedź

b) wodą na Cu₂O

c) wodą na CuO

d) dowolnej, rozpuszczalnej w wodzie soli miedzi (II) na wodny roztwór zasady

69. W którym z poniżej podanych przykładów oba wodorotlenki mają charakter amfoteryczny?

a) Ca(OH)₂ i Pb(OH)₂ b)Al(OH)₃ i Bi(OH)₃

c) Ca(OH)₃ i Zn(OH)₂ d) Sn(OH)₂ i Sb(OH)₃

70. Osmoza jest to:

a) dyfuzja cząsteczek rozpuszczalnika poprzez błonę półprzepuszczalną

b) dializa

c) dyfuzja w fazie gazowej

d) dyfuzja cząsteczek substancji rozpuszczonej poprzez błonę półprzepuszczalna

71. Jeżeli związek chemiczny po rozpuszczeniu w wodzie przewodzi prąd elektryczny to znaczy, że posiada:

a) wyłącznie wiązanie jonowe

b) wyłącznie wiązanie atomowe niespolaryzowane

c) wyłącznie wiązanie atomowe spolaryzowane

d) wiązanie jonowe lub atomowe spolaryzowane

72. Chlor można otrzymać:

a) w wyniku elektrolizy chlorków

b) w wyniku utlenienia kwasu solnego np. nadmanganianem potasu

c) w wyniku rozpuszczania NaCl w wodzie

d) wszystkimi sposobami wymienionymi wyżej

73. Dwutlenek manganu wykazuje słabe właściwości amfoteryczne i reagując:

a) z kwasem solnym ulega redukcji do Mn^-2

b) z ługami utlenia się do jonu MnO₄^-

c) z ługami utlenia się do jonu MnO₄^-2

d) z H₂SO₄ nie zmienia wartościowości

74. Dwutlenek siarki tworzy się:

a) podczas spalania siarki

b) w wyniku prażenia w powietrzu pirytu FeS₂

c) w reakcji stężonego H₂SO₄ z metaliczna miedzią

d) wszystkie podane wyżej zdania są prawdziwe

75. Jeżeli roztwór pozostaje w równowadze z osadem AgCl to dodanie do niego NH₃∙H₂O spowoduje:

a) wzrost stężenia jonów Ag⁺ w roztworze

b) że stężenie jonów Cl^- w roztworze nie ulegnie zmianie

c) że stężenie jonów Ag⁺ w roztworze zmniejszy się

d) zmianę wartości iloczynu rozpuszczalności AgCl

76. W której z niżej podanych reakcji tlen spełnia rolę utleniacza i reduktora?:

a) Na₂O₂ + H₂O → NaOH + H₂O₂

b) CrO₂^- + H₂O₂ + OH^- → CrO₄^2- + H₂O

c) H₂O₂ → H₂O + O₂

d) w żadnej reakcji

77. W którym z poniższych przypadków zajdzie reakcja chemiczna?

a) Cl₂ + KBr b) Br₂ + NaCl c) I₂ + KCl d) Br₂ + NaF

78. Tlenek węgla i dwutlenek węgla można odróżnić:

a) po zapachu b) próbując go zapalić

c) po barwie d) wprowadzając go do wody wapiennej (Ca(OH)₂)

79. Które z niżej wymienionych właściwości są wspólne dla miedzi i cynku?

a) ich wodorotlenki roztwarzają się w amoniaku dając związki kompleksowe

b) w szeregu aktywności metali leżą na prawo od wodoru

c) każdy z tych metali wykazuje w związkach chemicznych stałą wartościowość

d) należą do bloku d

80. Które zdanie dotyczące litowców jest nieprawdziwe?:

a) przejście litowców w stan jonowy wymaga nakładu energii

b) elektrony walencyjne znajdują się tylko na podpoziomie s

c) ze wzrostem liczby atomowej wzrasta charakter elektrododatni pierwiastka

d) litowce w związkach chemicznych występują na różnych stopniach utlenienia

81. Dysocjacja elektrolityczna w wodnym roztworze zachodzi pod wpływem:

a) hydrolizy b) cząsteczek wody

c) prądu elektrycznego d) innych elektrolitów

82. Które z wymienionych reakcji są reakcjami homogenicznymi?

a) SO₂ + ½ O₂ → SO₃

b) C + O₂ → CO₂

c) H₂ + Cl₂ → 2HCl

d) Ba⁺² + SO₄^2- → BaSO₄

83. Katalizatory to substancje, które:

a) zmniejszają energię aktywacji

b) zwiększają szybkość reakcji

c) wpływają na stan równowagi reakcji

d) zwiększają energię aktywacji

84. Cynk otrzymuje się:

a) przez elektrolizę stopionego ZnO

b) przez elektrolizę wodnego roztworu ZnSO₄

c) przez redukcję ZnO za pomocą węgla lub CO

d) metodami wymienionymi punktach b i c

85. Który z poniżej wymienionych tlenków chloru jest mieszanym bezwodnikiem kwasowym?

a) Cl₂O b) ClO₂ c) ClO₃ d) Cl₂O₇

86. Roztwory manganianów nie są trwałe w środowisku:

a) kwaśnym i rozkładają się do MnO₄^- oraz MnO₂

b) obojętnym i rozkładają się do MnO₄^- i Mn²⁺

c) zasadowym

d) odpowiedzi a i b nie są prawidłowe

87. W 5 grupie układu okresowego występują pierwiastki:

a) N, P, Sn, Sb, Bi

b) N, P, As, Sb, Bi

c) N, P, As, Pb, Bi

d) N, P, As, Se, Te

88. Reakcja hydrolizy jest:

a) wynikiem dysocjacji mocnego kwasu lub zasady w roztworze wodnym

b) reakcją nieodwracalną

c) reakcją między anionami mocnego kwasu lub kationami mocnej zasady pochodzącymi z dysocjacji soli a cząsteczkami wody

d) przykładem procesu kwasowo-zasadowego zachodzącego pomiędzy cząsteczkami wody a jonami stanowiącymi kwas lub zasadę w świetle teorii Lowry'ego i Bronsteda

89. Który z poniższych pierwiastków wykazuje stałą (tj, taką samą) wartościowość, zarówno w związkach z metalami jak i niemetalami?

a) azot b) siarka c) chlor d) fluor

90. Który z wymienionych pierwiastków nie tworzy prostych jonów dodatnich ani ujemnych, a może wchodzić tylko w skład anionów złożonych?

a) Mg b) Al c) C d) S

91. Które z wymienionych kationów Mg⁺² , Al⁺³ , Ba⁺² , Cr⁺³ , Fe⁺² tworzą się wyłącznie w wyniku utraty elektronów z podpowłoki s oraz p?

a) wszystkie wymienione jony trójdodatnie

b) tylko kation glinu

c) kation magnezu i kation baru

d) wszystkie wymienione wyżej kationy

92. W procesie elektrolitycznego otrzymywanie glinu (ze stopionego Al₂O₃) anodę stanowi:

a) stopiony glin b) płyty grafitowe

c) żelazo (wanna żelazna) d) cynk

93. Które z niżej podanych właściwości są charakterystyczne dla berylowców?

W miarę wzrostu liczby atomowej:

a) maleje aktywność metalu b) wzrasta moc zasady

c) rośnie szybkość reakcji z wodą d) maleje charakter elektrododatni

94. Wskaż parę soli ulegających hydrolizie:

a) KCl, (NH₄)₂SO₄ b) NH₄NO₃ , Na₂SO₄

c) AlCl₃ , CH₃COONH₄ d) Na₂CO₃ , KNO₃

95. Wybierz poprawne zdanie:

a) w roztworach zasadowych jony CrO₄^2- przekształcają się w jony Cr₂O₇^2-

b) po zakwaszeniu jony CrO₄^2- przekształcają się w jony Cr₂O₇^2-

c) chromiany i dwuchromiany wykazują właściwości utleniające

d) związek chromu ulega utlenieniu jeżeli zmienia barwę z żółtej na pomarańczową

96. Które zdanie jest prawdziwe?

a) dysocjacja kwasu siarkowodorowego jest dwustopniowa

b) siarkowodór łatwo rozpuszcza się w wodzie dając słaby kwas

c) utleniając siarkowodór można otrzymać SO₂ lub S

d) wszystkie podane wyżej zdania są prawdziwe

97. Podczas prażenia NaHCO₃ w temperaturze około 180°C związek ten ulega rozkładowi wydzielając między innymi dwutlenek węgla. Proces ten ma miejsce przy produkcji sody metoda Solvay'a i nazywa się:

a) absorpcja b) karbonizacja

c) kalcynacja d) destylacja

98. Która z poniższych właściwości chemicznych nie odnosi się do kwasu azotowego?

a) jest kwasem mocnym b) ma silne właściwości utleniające

c) ma silne właściwości redukujące d) stężony kwas ulega rozkładowi na świetle

99. Superfosforat podwójny otrzymuje się na skalę przemysłową w reakcji:

a) fosforytów ( Ca₃(PO₄)₂ ) z kwasem siarkowym

b) fosforytów w reakcji z kwasem ortofosforowym

c) kwasu ortofosforowego z mlekiem wapiennym

d) pięciotlenku fosforu z wodą

100. Wskaż fałszywe zdanie dotyczące litowców:

a) w związkach występują wyłącznie na +1 stopniu utlenienia

b) wypierają wodór z wody

c) reagują z tlenem zawartym w powietrzu w temperaturze pokojowej

d) wszystkie ich sole są bezbarwne

101. Wskaż prawdziwe dokończenie zdania: w grupie berylowców w miarę wzrostu liczby atomowej:

a) maleje aktywność chemiczna metali

b) wzrasta szybkość wypierania wodoru z wody

c) maleje moc wodorotlenków

d) maleje charakter zasadowy tlenków

102. Wskaż minerał zawierający magnez:

a) dolomit b) gips c) kreda d)anhydryt

103. Głównymi składnikami kamienia kotłowego są:

a) Ca(HCO₃)₂ i Mg(HCO₃)₂ b) Fe(OH)₃ i Fe₂O₃

c) CaCO₃ i MgCO₃ d) CaO i MgO

104. W elektrolizerze do otrzymywania glinu anodę stanowi:

a) stały glin b) stopiony glin

c) masa węglowa d) blacha żelazna

105. Kriolit w procesie otrzymywania glinu:

a) reaguje z tlenkiem glinu tworząc nietrwały związek, z którego wydziela się glin

b) chroni wydzielony glin przed utlenieniem

c) obniża temperaturę topnienia elektrolitu

d) podwyższa temperaturę topnienia elektrolitu

106. Wskaż zdanie fałszywe:

a) węglowce wykazują skłonność do tworzenia hybrydyzowanych wiązań typu sp³

b) węgiel występuje w związkach na stopniach utlenienia od -4 do +4

c) najtrwalszym stopniem utlenienia ołowiu jest +2

d) węgiel występuje w dwóch odmianach alotropowych

107. Surowcami do otrzymywania szkła „okiennego” (zwykłego) jest piasek kwarcowy oraz:

a) soda i wapień b) tlenek sodu i wapno palone

c) tlenek glinu d) soda i tlenek glinu

108. Reakcja ditlenku azotu z wodą, w wyniku której tworzy się kwas azotowy (V), to:

a) hydroliza b) zobojętnienie

c) dysproporcjonowanie d) utlenianie

109. Wskaż fałszywe zdanie dotyczące fosforu czerwonego:

a) nie fosforyzuje w atmosferze powietrza

b) ulega samozapłonowi na powietrzu

c) jest nietoksyczny

d) nie rozpuszcza się w wodzie

110. Superfosforat pojedynczy otrzymuje się działając:

a) kwasem fosforowym (V) na wapień

b) pięciotlenkiem dwufosforu na wapno palone

c) kwasem siarkowym (VI) na fosforyty

d) kwasem fosforowym (VI) na fosforyty

111. Tlen na skalę techniczną otrzymuje się przez:

a) elektrolizę wodnych roztworów wodorotlenków litowców

b) rozkład termiczny nadtlenku baru

c) rozkład termiczny chloranu (V) potasu

d) destylację frakcyjna skroplonego powietrza

112. Wskaż fałszywe zdanie dotyczące siarkowodoru

a) jest gazem średnio rozpuszczalnym w wodzie

b) w roztworze wodnym tworzy słaby kwas dwuzasadowy

c) jest toksyczny

d) anion HS^- jest utleniaczem, natomiast S^2- reduktorem

113. Wskaż fałszywe zakończenie zdania: Kwas siarkowy (VI) otrzymuje się na skalę przemysłową z:

a) rodzimej siarki b) siarczanu (VI) żelaza

c) siarczanu (VI) cynku d) siarczanu (VI) sodu

Analiza jakościowa (wykrywanie kationów i anionów) - przepis :)

KATIONY:

Gr.I. Ag⁺ , Pb²⁺

Gr.II. Ba²⁺

Gr.III. Cu²⁺ , Cd²⁺ , Sb³⁺

Gr.IV. Al³⁺ , Cr³⁺ , Fe³⁺ , Mn²⁺ , Zn²⁺

Gr.V. Mg²⁺ , K⁺

Kolejne czynności:

1. Zobaczyć czy badana próbka ma kolor. Jeśli jest niebieska to jest to Cu²⁺

2. Jeśli nie było koloru: odlewamy z próbówki głównej część a i dodajemy HCl:

- jeśli jest biały osad i:

- rozpuszcza się w ciepłej H₂O to jest to Pb²⁺

- rozpuszcza się w NH₄OH to jest to Ag⁺

- jeśli nie ma osadu lecimy dalej :)

3. Odlewamy b i dodajemy H₂SO₄. Jeśli jest biały osad to jest to Ba²⁺.

Jak nie ma osadu- lecimy dalej.

4. Trzy próbówki - odlewamy c1, c2, c3, dodajemy do każdej NaOH.

- niebieski osad oznacza Cu, szaro-fioletowy oznacza Cr.

- jeśli osad jest biały i:

- po chwili ciemnieje, to jest to Mn

- jak nie ciemnieje dodajemy do c2 NH₄Cl- jeśli osad się rozpuści- jest to Mg.

- jeśli dwie pierwsze opcje zawiodły- dodajemy jeszcze więcej NaOH do próbówki c3. Jeśli osad nie rozpuszcza się w nadmiarze NaOH to jest to Cd. Jeśli się rozpuszcza- Sb, Al albo Zn. Aby sprawdzić który to kation z tych trzech…

5. Pobieramy d i dolewamy NH₄OH. Powstaje biały osad. Jeśli rozpuści się w nadmiarze amoniaku- jest to Zn. Jeśli nie- jest to Al lub Sb. Sb hydrolizuje, więc pobierz jeszcze trochę z próbówki głównej i sprawdź czy zachodzi hydroliza. Jeśli nie- jest to glin :)

ANIONY:

CO₃^2- , NO₃^- , S₂O₃^2- , Cl^- , CO₃^2- , SO₄^2- , C₂O₄^2-

Pobieramy do każdej próby po trochę badanego r-ru.

1.Dodajemy H₂SO₄:

- jeżeli są pęcherzyki jak w wodzie gazowanej- jest jon CO₃^2-

- jeżeli ulatnia się czerwonobrunatny gaz- NO₃^- (słabo go widać, ten gaz!)

- jeżeli r-r zmętnieje - S₂O₃^2-

2. Dodajemy H₂SO₄ (zakwaszamy) + KMnO₄ ( w ten sposób badamy na obecność anionów redukujących).

- odbarwia się od razu- S₂O₃². Jeśli odbarwia się dopiero na ciepło- dość szybko, to jest to Cl^-, jeżeli na ciepło, ale powoli- C₂O₄^2-

3. Dodajemy dwufenyloaminę (z stęż. H₂SO₄)- jeśli powstaje niebieska obrączka na granicy faz- NO₃^- (jon utleniający).

4. Negatywny wynik w pkt.2 i 3 wskazuje na obecność anionów obojętnych: CO₃^2- , SO₄^2-

7

NaHCO₃- wodorowęglan sodu

NH₄Cl- chlorek amonu

CrO^- = [Cr(OH)₆]^3-

NaCrO₂ - chromian (III) sodu

---