WŁAŚCIWOŚCI ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH, CHEMIA NIEORGANICZNA
[ Pobierz całość w formacie PDF ]
WŁAŚCIWOŚCI ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH Opracowanie: dr hab. Barbara Stypuła, dr inż. Krystyna Moskwa CZĘŚĆ TEORETYCZNA. Związki nieorganiczne dzieli się najczęściej na: - tlenki - wodorki - wodorotlenki - kwasy - sole - związki niemetali innych niż tlen, np. PCl 5 , CS 2 . 1. Tlenki. Tlenki są to związki pierwiastków z tlenem, o wzorze ogólnym E n O m , gdzie E oznacza dowolny pierwiastek. Otrzymywanie: Do najważniejszych sposobów otrzymywania należą: - bezpośrednia reakcja pierwiastka z tlenem, np. S + O 2 = SO 2 2Mg + O 2 = 2MgO - utlenianie tlenków, np. 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 - redukcja tlenków, np. CO 2 + C = 2CO 2NO + O 2 = 2NO 2 2Fe 2 O 3 + 3C = 4Fe + 3CO 2 - spalanie związków organicznych, np. CH 4 + O 2 = CO 2 + H 2 O 2CH 3 OH + O 2 = 2CO 2 + 4H 2 O - rozkład termiczny soli lub wodorotlenków, np. CaCO 3 CaO + CO 2 Cu(OH) 2 CuO + H 2 O Własności fizyczne: Tlenki metali są zwykle ciałami stałymi, o dość dużej gęstości i o wysokich temperaturach topnienia (500 - 300 o C). W wodzie większość tlenków metali nie rozpuszcza się. Jedynie tlenki litowców i berylowców reagują chemicznie z wodą. Tlenki niemetali to najczęściej gazy: CO, CO 2 , SO 2 , SO 3 , NO, NO 2 , rzadko ciała stałe P 2 O 5 (występujący w postaci bimerycznej P 4 O 10 ). W większości tlenki niemetali są dobrze rozpuszczalne w wodzie, z którą reagują dając kwasy tlenowe. Własności chemiczne. Analogicznie do zmian własności pierwiastków w układzie okresowym, zmieniają się również własności chemiczne tlenków. Na rys.1. przedstawiono zmianę elektroujemności pierwiastków grup głównych układu okresowego w skali Paulinga. Skala ta jest względną miarą zdolności przyciagania elektronów, a ściśle mówiąc pary elektronowej w wiązaniu atomowym przez atom pierwiastka. Ze wzrostem elektroujemności wzrasta charakter niemetaliczny pierwiastka. Strzałki wskazują kierunek wzrostu elektroujemnego (-) i elektrododatniego (+) charakteru pierwiastka. Linia pogrubiona jest linią podziału między metalami i niemetalami. Pierwiastki zakreślone mają charakter pólmetaliczny. Należy pamiętać, że elektroujemność nie jest wielkościa stałą, zależy bowiem od stopnia utlenienia i charakteru drugiego atomu tworzącego wiązanie. Ze wzrostem stopnia utlenienia wzrasta elektroujemność pierwiastka, tzn. wzrasta jego charakter niemetaliczny. Tlenki pierwiastków (w tym metali) na wyższym stopniu utlenienia są bardziej kwasowe. Na rys.2. przedstawiono wzrost kwasowego charakteru tlenków pierwiastków grup głównych układu okresowego w poszczególnych okresach od lewej do prawej strony. Rys.1. Elektroujemność pierwiastków grup głównych układu okresowego w skali Paulinga. Rys.2. Kwasowo zasadowe własności tlenków pierwiastków grup głównych układu okresowego. 1.1. Tlenki zasadowe Tlenki zasadowe są to tlenki metali, które łącząc się bezpośrednio lub pośrednio z wodą tworzą wodorotlenki. Tlenki metali grupy IA i IIA układu okresowego zwane są również bezwodnikami zasadowymi. Reagują one z wodą tworząc wodorotlenki o charakterze zasadowym, np: Na 2 O + H 2 O = 2NaOH CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 Tlenki zasadowe reagują z kwasami i tlenkami kwasowymi dając sole, np. MgO + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O MgO + CO 2 = MgCO 3 1.2. Tlenki kwasowe Tlenki kwasowe są to tlenki niemetali lub wyższe tlenki niektórych metali (np. CrO 3 ), zwane bezwodnikami kwasowymi. Reagują one z wodą tworząc kwasy tlenowe, np. SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3 Tlenki kwasowe reagują z wodorotlenkami i tlenkami zasadowymi dając sole, np. CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O SO 3 + MgO = MgSO 4 1.3. Tlenki amfoteryczne Tlenki amfoteryczne są to tlenki reagujące zarówno z kwasami jak i z zasadami. Należą do nich tlenki pierwiastków grup głównych wykazanych na rys.II.2. oraz tlenki niektórych pierwiastków grup pobocznych takich jak tlenki cynku, manganu, chromu i innych o średniej wartości elektroujemności. Na przykład: ZnO +H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O lub ZnO + 2H + = Zn 2+ + H 2 O ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O ZnO + 2OH - = ZnO 2 2- + H 2 O cynkan sodu W środowisku wodnym reakcję tlenku cynku z zasadą sodową można rownież zapisać następująco: ZnO + NaOH + H 2 O = Na[Zn(OH) 3 ] trójhydroksocynkan sodu lub ZnO +OH - + H 2 O = [Zn(OH) 3 ] - Wodorotlenek amfoteryczny, powstający w środowisku wodnym z amfoterycznego tlenku, może w niewielkim stopniu odszczepiać jony H + lub jony OH - , co można przedstawić schematycznie na przykładzie ZnO: ZnO + H 2 O = Zn(OH) 2 Zn 2+ + 2OH - 2H + + ZnO 2 2- 2. Wodorki. Związki pierwiastków z wodorem o wzorze ogólnym H n E nazywamy wodorkami, gdzie n - wartościowość pierwiastka. Otrzymywanie. Większość wodorków można otrzymać przez bezpośrednią reakcję pierwiastków z wodorem, np. H 2 + Cl 2 = 2HCl 3H 2 + N 2 = 2NH 3 H 2 + Ca = CaH 2 Własności fizyczne i chemiczne. Wodorki metali są ciałami stałymi, a wodorki niemetali występują przeważnie w postaci gazowej. Wodorki metali charakteryzuje wielka różnorodność własności chemicznych. Wodorki niektórych metali reagują gwałtownie z wodą, tworząc zasady i wydzielając wodór: CaH 2 + H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 AlH 3 + 3H 2 O = Al(OH) 3 + 3H 2 Wśród wodorków niemetali można wyróżnić trzy grupy w zależności od zachowania się względem wody: 1. Wodorki tlenowców i fluorowców rozpuszczają się w wodzie, tworząc kwasy beztlenowe, na przykład: HCl - kwas solny (kwas chlorowodorowy) HF - kwas fluorowodorowy H 2 S - kwas siarkowodorowy 2. amoniak - jest on jedynym wodorkiem niemetalu, który reagując z wodą tworzy związek o charakterze zasadowym - wodorotlenek amonowy. NH 3 + H 2 O = HN 4 OH NH 4 + + OH - 3. pozostałe wodorki niemetali nie reagują z wodą. Ich niewielka rozpuszczalność w wodzie polega na rozpuszczeniu fizycznym (mieszaniu). NH 4 OH 3. Wodorotlenki. Wodorotlenki są to związki o ogólnym wzorze M(OH) n , gdzie: M - metal OH - grupa wodorotlenowa n - liczba grup wodorotlenowych równa wartościowości metalu Wg. teorii Arrheniusa, wodorotlenki są to związki, które w roztworze wodnym ulegają dysocjacji elektr olitycznej z utworzeniem jonó w wodorotlenkowych OH - M n+ + nOH - M(OH) n Na + + OH - np. NaOH Ca(OH) 2 Ca 2+ + 2OH - Zn(OH) 2 H 2 ZnO 2 Fe(OH) 3 Fe 3+ + 3OH - Otrzymywanie. Wodorotlenki metali I i II grupy głównej układu okresowego otrzymuje się dwoma metodami: w reakcji tlenku metalu z wodą, np. Na 2 O + H 2 O = 2NaOH oraz w reakcji metalu z wodą, np. 2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 Inne metale i ich tlenki w większości przypadków nie reagują z wodą, a ich wodorotlenki można otrzymać w reakcji roztworu wodnego soli danego metalu i wodorotlenku o silnych właściwościach zasadowych (NaOH, KOH), np. CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4 FeCl 3 + 3KOH = Fe(OH) 3 + 3KCl Własności fizyczne i chemiczne. Wodorotlenki są na ogół ciałami stałymi. Niektóre wodorotlenki rozpuszczają się w wodzie, np.wodorotlenki metali I i II grupy głównej układu okresowego z wyjątkiem Be(OH) 2 i Mg(OH) 2 , które są trudno rozpuszczalne. Wodorotlenki o silnych własnościach zasadowych głównie NaOH i KOH nazywa się alkaliami, a ich wodne roztwory ługami (żrące !). Wodorotlenki można podzielić na dwie grupy: - wodorotlenki zasadowe - wodorotlenki amfoteryczne 3.1. Wodorotlenki zasadowe Wodorotlenki zasadowe są to głównie wodorotlenki metali I i II grupy układu okresowego (zwyjątkiem Be(OH) 2 , który ma własności amfoteryczne) oraz większość wodorotlenków metali pozostałych grup na niższych stopniach utlenienia np. Cr(OH) 2 , Mn(OH) 2 , Ni(OH) 2 , Fe(OH) 2 . Wodorotlenki zasadowe reagują z kwasami dając sole np. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O Mg(OH) 2 + H 2 CO 3 = MgCO 3 + 2H 2 O Fe(OH) 2 + H 2 SO 4 = FeSO 4 + 2H 2 O Szczególnym przypadkiem są wodorotlenki amonowy NH 4 OH i fosfonowy PH 4 OH, w których zamiast kationów metali występują kationy, amonowy NH 4 + i fosfonowy PH 4 + . 3.2. Wodorotlenki amfoteryczne Wodorotlenki amfoteryczne (amfolity) reagują zarówno z kwasami jak i mocnymi zasadami, np: 2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4 ) 3 + 6H 2 O Al(OH) 3 + KOH = K[Al(OH) 4 ] Równowagę kwasowo-zasadową wodorotlenku glinu można więc przedstawić za pomocą nastepującego schematu: [Al(OH) 4 ] - + H + Wodorotlenki amfoteryczne w większości są trudno rozpuszczalne w wodzie. Al 3+ + 3OH - ⇐ Al(OH) 3 + H 2 O ⇐ 4. Kwasy. Kwasy są to związki o wzorze ogólnym H n R , gdzie R - reszta kwasowa: prosta beztlenowa np. Cl - , S 2- , lub tlenowa np. SO 4 2- , NO 3 - . Według teorii Arheniusa, kwasy są to substancje, które w roztworze wodnym dysocjując odszczepiają jon wodorowy. Sumarycznie reakcję dysocjacji elektrolitycznej kwasów można zapisać: H n R ⇔⇔ nH + + R n- np. HBr H + + Br - H 2 S 2H + + S 2- H 2 SO 3 2H + + SO 3 2- Otrzymywanie Większość kwasów tlenowych można otrzymać w reakcji odpowiedniego tlenku niemetalu, zwanego bezwodnikiem kwasowym z wodą, np.: SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2 SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3 P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 Jeżeli bezwodnik nie reaguje z wodą, np. SiO 2 , to odpowiedni kwas można otrzymać w reakcji rozpuszczalnej w wodzie soli tego kwasu i innego kwasu, np.: Na 2 SiO 3 + 2HCl = H 2 SiO 3 + 2NaCl Kwasy beztlenowe otrzymuje się przez rozpuszczenie w wodzie odpowiedniego wodorku. Przykłady podano w pkt. 1.2. Własności fizyczne i chemiczne. Kwasy są przeważnie cieczami (żrące!). Podstawową cechą kwasów jest zdolność do reagowania z zasadami z utworzeniem soli, na przykład: H 2 SO 4 + Cu(OH) 2 = CuSO 4 + 2H 2 O Większość kwasów reaguje z metalami o ujemnej wartości potencjału normalnego na przykład: 2HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2 2HCl + Fe = FeCl 2 + H 2 Reakcji tego typu, prowadzącej do wyparcia wodoru z kwasu, nie ulegają metale szlachetne (Au, Pt), półszlachetne (Ag, Cu) - ogólnie metale o dodatniej wartości potencjału normalnego. Metale te rozpuszczają się w kwasach utleniających (stężony HNO 3 , H 2 SO 4 ) według innego schematu (reakcje redoks), na przykład: Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O 3Ag + 4HNO 3 = 3AgNO 3 + NO + H 2 O Trzecią charakterystyczną reakcją kwasów jest reakcja z tlenkami metali, przebiegająca z utworzeniem soli, na przykład CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O CaO + H 2 CO 3 = CaCO 3 + H 2 O Jednak nie każdy tlenek metalu reaguje z każdym kwasem - niektóre są odporne (termodynamicznie trwałe) na przykład Fe 3 O 4 , Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 - tzw. tlenki pasywne. W zależności od liczby atomów wodoru zdolnych do oddziaływania, rozrożnia się kwasy : - jednoprotonowe np. HNO 3 , HCl - wieloprotonowe np. H 2 SO 4 , H 3 PO 4 Kwasy wieloprotonowe dysocjują wieloetapowo, np. H 3 PO 4 H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - H + + HPO 4 2- HPO 4 2- H + + PO 4 3- 5. Sole Sole są to związki o ogólnym wzorze M n R m , gdzie R - oznacza resztę kwasową, M - metal (kation metalu). Sole mogą zawierać również kationy złożone np. amonowy NH 4 + , fosfonowy PH 4 + , antymonylowy SbO + . Rozróżniamy sole obojętne, kwaśne (wodorosole) i zasadowe (hydroksosole), które będą dokładniej opisane przy omawianiu własności soli. Sole w roztworze wodnym ulegają dysocjacji elektrolitycznej: M n R m nM m+ + mR n- np. FeCl 3 Fe 3+ + 3Cl - 2NH 4 + + SO 4 2- (NH 4 ) 2 SO 4 3Ca 2+ + 2PO 4 3- Ca 3 (PO 4 ) 2 Otrzymywanie: Sole można otrzymać wieloma sposobami wśród których najważniejsze są: a) zasada + kwas = sól + woda NaOH + HCl = NaCl + H 2 O Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + H 2 O b) metal + kwas = sól + wodór Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 Ca + H 2 SO 4 = CaSO 4 + H 2 c) tlenek metalu + kwas = sól + woda Na 2 O + 2HCl = 2NaCl + H 2 O CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O [ Pobierz całość w formacie PDF ] |