Chemia - materiał klasy I o profilu ogólnym

Lekcja Organizacyjna.

Ułóż wzory sumaryczne związków z atomów o podanej wartościowości:

Siarczek ołowiu (II) – PbS2
Węglik glinu – Al4C3
Chlorek wapnia – CaCl2
Tlenek sodu – Na2O
Fluorek siarki – SF6
Tlenek Osmu (VIII) – OsO4
Chlorek Miedzi (I) – CuCl
Tlenek Azotu (V) – N2O5
Siarczek Krzemu – SiS2
Tlenek Azotu (III) – N2O3

Substancje chemiczne; podział i właściwości.

Substancja chemiczna jest to związek, pierwiastek lub mieszanina mająca specyficzne właściwości fizyczne i chemiczne.

Niemetale:
O2, Br2, I2, S, C – różne struktury, barwy; są bez połysku, nie są kowalne i nie przewodzą prądu

Półmetale :Antymon

Metale:
Fe, Zn, Cu, Al. – ciała stałe, głównie srebrno-szare, maja połysk, przewodzą prąd, są kowalne.

Lekcja 3
Temat – nazwy i symbole pierwiastków chemicznych (symbole i wzory – powtórzenie ze szkoły podstawowej).

Pierwiastek chemiczny – Substancja prosta. Zbiór atomów jednego rodzaju o identycznej liczbie atomowej. Nie można rozłożyć na prostsze za pomocą reakcji chemicznych i fizycznych.

Brom (łac. Bromus) – wstrętny fetor – właściwość
Wodór (łac. Hydrogenium) – tworzący wodę – właściwość
Hel – (Łac. Helium) – pochodzący ze Słońca
Rad – radioaktywny
Polon – Polska

Geneza nazw pierwiastków od ich właściwości:
Chrom – barwa
Chlor – zielono-żółty
Aktyn – jest aktywny
Siarka – Żółty
Neon – nowy
Xenon – obcy
Krypton – ukryty
Hel – Słońce

Na cześć odkrywców (od ich nazwisk) i nazwisk słynnych naukowców :
Lorens
Mendelew
Berkel
Frans
Nobel

Od nazw geograficznych:
Polon
Europ
German
Ameryk
Samar
Kaliforn
Skand
Ren
Magnez

Od Nazw Mitologicznych:
Vanad
Selen
Promet
Neptun
Uran
Tytan
Pallad
Niob
Thor
Pluton

Pierwiastki o Z 104-109 mają utworzone nazwy od łacińskich liczebników.

Od minerałów, z których zostały otrzymane:
Glin
Beryl
Krzem
Wapń

W starożytności znane było dziewięć pierwiastków chemicznych : Au, Ag, Pb, Fe, Cu, Hg, Sn, S, C.
W średniowieczu: Au, Ag, Pb, Fe, Cu, Hg, Sn, S, C, As, Sb, Bi, Zn.
Obecnie znane jest ok. 109 pierwiastków, a 88 występuje w przyrodzie, resztę otrzymano na drodze reakcji jądrowych.

Symbole pierwiastków.
Pierwsze symbole wymyślili średniowieczni alchemicy.

Typy reakcji chemicznych.

Spalaniu towarzyszyło:
- błysk światła
- wydalanie dymu

Wniosek: powstał jasny (biały), kruchy proszek – MgO.

2Mg + O2 → 2MgO
metal gaz biały proszek

NaOH

CuSO4

Cu(OH)2↓

2NaOH + CuSO4 → Na2SO4 + Cu(OH)2↓

Obserwacje: Powstał niebieski, galaretowaty osad Cu(OH)2↓.

Cu(OH)2↓ → CuO↓ + H2O

Typy reakcji Ogólny zapis równania
1. Synteza
1. Analiza
1. Wymiana:
- pojedyncza
- podwójna A + B → AB
AB → A + B

AB + C → AC + B
AB + CD → AD + BC
1. Reakcja egzotermiczna

1. Reakcja endotermiczna Reakcja, która powoduje wydzielanie ciepła z układu do otoczenia:
AB + C → AC + B + Q
Reakcja, która powoduje pobranie ciepła z otoczenia do układu:
AB + C + Q → AC + B
Reakcje w roztworach wodnych:

1. Strąceniowe
1. Dysocjacja

1. Zobojętniania
1. Rugowania (Wypierania)

AB + C → AC↓ + B
Rozkład elektrolitu na kationy i aniony pod wpływem wody lub temperatury:
NaCl → Na+ + Cl-

Objawy towarzyszące reakcjom chemicznym:
- Wytrąca się osad
- Zmienia się kolor
- Zmieniają się właściwości produktu
- Wydziela się ciepło
- Pobierane jest ciepło
- Bulgotanie
- Odgłos
- Zmiana objętości
- Zmiana odczynu
- Zmiana stanu skupienia
- Świecenie
- Zmiana zapachu

*Entalpia reakcji – efekt cieplny po przemianie izotermiczno-izobarycznej. Energia wymieniona nie ma bezwzględnej wartości.

Podstawowe prawa chemiczne

1798 M. Łomonosow i A. Lavoisier – prawo zachowania masy.
1799 J. Proust – Prawo stosunków stałych

Układ:
- zamknięty – układ który nie wymienia masy z otoczeniem, lecz może wymieniać energię.
- Otwarty - układ który wymienia masę i energię z otoczeniem.
- Izolowany - układ który nie wymienia masy i energii z otoczeniem

PRAWO ZACHOWANIA MASY:
W układzie zamkniętym suma mas substratów reakcji chemicznej równa jest sumie mas produktów powstałych w tej reakcji.

PRAWO STOSUNKÓW STAŁYCH:
W związku chemicznym atomy łączą się ze sobą w cząsteczki, w których stosunek mas atomów jest wielkością stałą.

1) Kwaśny węglan amonu ulega rozkładowi podczas ogrzewania na: amoniak, parę wodną i dwutlenek węgla. Z rozkładu 79g substratu otrzymujemy 17g amoniaku i 44g dwutlenku węgla. Ile otrzymamy wody?

Dane:
M NH4HCO3 = 79g
M NH3 = 17g
M CO2 = 44g
Szukane: mH2O =?

NH4HCO3 → CO2↑ + NH3↑ + H2O↑
79g 44g 17g ?

mH2O = 79g – (44g + 17g) = 18g

2. Z rozkładu pewnej próbki wody otrzymano 1g wodoru i 8g tlenu. Oblicz masę wodoru i tlenu, którą można otrzymać z rozkładu 36g wody.

Dane:
MH2 = 1g
MO2 = 8g
Mw = 36g
Szukane:
M wodoru = ?
M Tlenu = ?

MH2O = MH2 + MO2 = 9g

Mw : MH2O = 36g : 9g = 4g

M wodoru = 4MH2 = 4g
M Tlenu = 4MO2 = 32g

O: z 36 g wody otrzymać można 4g wodoru i 32g tlenu.

Budowa atomu.

Rozwój teorii atomistycznej:
- Demokryt (V w. p.n.e.) stwierdził, że materia nie jest ciągła.
- Arystoteles wyróżnił cztery żywioły.
- Lavoisier i Łomonosow – prawo zachowania masy
- Atomistyczna teoria Dalton’a. Atomy składają się z niewielkich cząstek. Atomy to najmniejsze, niepodzielne cząstki materii. Atomy tych samych pierwiastków są jednakowe i mają te same masy.
- Thomson – odkrył elektrony w 1879 roku i ich właściwości.
- Rutheford – zaobserwował rozproszenie cząstek α przy przenikaniu przez cienką folię. Później przedstawił hipotezę struktury atomu jako systemu planetarnego.
- Budowa atomu według Rutheford ‘a. Atom zbudowany jest z jądra o ładunku dodatnim i krążących wokół niego elektronów poruszających się po orbitach.
- Współcześnie atom jest układem złożonym. Składa się z jądra (+) i elektronów (-) poruszających się w przestrzeniach wokół jądra.
Średnica atomu: 10-10m
Średnica jądra 10-15m

Jądro składa się z protonów i neutronów, noszących wspólna nazwę nukleonów.

Proton – trwała cząstka elementarna, mająca dodatni elementarny ładunek elektryczny ( 1,62 ۰ 10-19 C)
Neutron – cząstka elementarna, elektrycznie obojętna. Masa neutronu jest zbliżona do masy protonu. Neutrony wchodzą w skład wszystkich jąder z wyjątkiem protu. Swobodne neutrony są nietrwałe.
Elektron (negaton) – ma ujemny ładunek elektryczny, a jego masa jest 1840 razy mniejsza od masy protonu.

Bardzo ważną cechą określającą każdy pierwiastek jest jego liczba masowa i liczba atomowa.
Liczba atomowa (”Z”) – jest to liczba protonów i elektronów w atomie, oraz jest liczba porządkową w układzie okresowym.
Liczba masowa („A”) – Średnia sumaryczna mas izotopów danego pierwiastka.
Pierwiastek chemiczny jest to zbiór atomów jednego rodzaju o wspólnej liczbie atomowej.

Masa atomowa i cząsteczkowa. Atomowa jednostka masy.

Masa atomowa – masa atomu wyrażona w jednostkach masy atomowej.
Atomowa jednostka masy – jednostka względna – 1/12 masy nuklidu 12C.

1u = 0.166 ۰ 10-23g

M wodoru – 1,00079u
M tlenu – 15,9994u

Masa cząsteczkowa jest to masa cząsteczki wyrażona w atomowych jednostkach masy. Masa cząsteczkowa jest to liczba mówiąca ile razy masa cząsteczki jest większa od atomowej jednostki masy. Masa cząsteczkowa jest sumą mas atomów tworzących cząsteczkę.

Masa cząsteczkowa tlenku E2O wynosi 144u. Masa innego tlenku tego samego pierwiastka wynosi 80u. Jakie to tlenki?

E=(144u – 16u):2 = 128u/2 = 64u. → miedź.
Pierwiastkiem „E” jest miedź, a tlenkami są tlenek miedzi (I) i tlenek miedzi (II).
PAZDRO: 6.38 / 134
6.39
6.40
6.22
6.23
6.24
6.28
6.29

Konfiguracja elektronowa atomu.

Współczesna teoria budowy atomu przyjmuje, że elektron ma dwoistą naturę. W pewnych zjawiskach zachowuje się jak cząstka materialna, lub energetyczna.
Powłoka elektronowa – określony zbiór elektronów w atomie, mających zbliżone wartości energii.

Ilość powłok w atomie jest równa numerowi okresu, w którym leży dany pierwiastek.
Elektrony walencyjne to elektrony znajdujące się na ostatniej powłoce. Ich ilość jest równa numerowi jedności grupy układu okresowego.
Maksymalna ilość elektronów na powłoce wyraża się wzorem: e=2n2. n = numer grupy

K – 2e, L=8e, M=18e, N=32e, O=50e, P=72e, Q=98e.
Wzór sprawdza się tylko do powłoki „N”. Żaden atom nie ma na powłoce „O”, „P”, czy „Q” więcej niż 32 elektrony.
PAZDRO 6.74

Układ okresowy pierwiastków.

Mendelejew w 1869R sformułował prawo okresowości. Zaobserwował, że pierwiastki ułożone według mas atomów zmieniają właściwości chemiczne w określony sposób, przy czym, przy odliczeniu w szeregu ściśle określonej liczby pierwiastków powtarzają się periodycznie (okresowo).

Mayer też sformułował prawo okresowości. W krótkiej formie układu okresowego, pierwiastki grup A i B znajdują się w tych samych kolumnach. Werner opracował długą formę układu okresowego. Nowoczesna forma układu została podana przez Werner ‘a :7 szeregów (okresów) i kolumny pionowe (grupy). W grupach pierwiastki są od siebie oddalone pod względem konfiguracji elektronowej, właściwości fizycznych i chemicznych, zwłaszcza pod względem tworzonych wiązań.

Pierwiastki grup pobocznych zapełniają elektronami walencyjnymi drugą od końca podpowłokę.

Mendelejew układając swój układ pozostawił wolne miejsca przewidując istnienie nowych pierwiastków i ich niektórych właściwości.
Eka-bor – skand
Eka-glin – gal
Eka-krzem – german

W trzech przypadkach Mendelejew odstąpił od zasady szeregowania pierwiastków według zasad matematycznych:
Argon umieścił przed potasem, tellur przed jodem, a kobalt przed niklem.

Teoria elektronowa.

Większość pierwiastków występuje w przyrodzie jako związki chemiczne. Powstanie trwałej cząsteczki jest wynikiem działań pomiędzy elektronami, a jądrami łączących się atomów. Łączące się atomy łączą się za pomocą określonego typu wiązań: jonowego, atomowego spolaryzowanego i atomowego.

Energia potrzebna do oderwania elektronu z danego atomu nazywa się energią jonizacji. Możliwość odrywania kolejnych elektronów od atomu zależy od wartości pochłoniętej energii, której wielkość odpowiada wartości 2/3 potencjałów jonizacyjnych. Wyrażane są one w elektronowoltach [eV], a ich wartość zależy od położenia pierwiastka w układzie okresowym. Rośnie do okresu, a maleje do grupy. Pierwiastki z I, II i XIII grupy najłatwiej oddają elektrony walencyjne. Pierwiastki z grup XIV-XVII osiągają trwałą konfigurację elektronową gazu szlachetnego, przyjmując elektrony z zewnątrz. Zdolność atomów do przyłączania dodatkowych elektronów nazywamy powinowactwem elektronowym. Definiuje się jako energię wydzieloną w wyniku przyłączenia elektronu do atomu i energia ta jest miarą wiązania atomu z przyłączonym elektronem. Największym powinowactwem charakteryzują się tlenowce i fluorowce. Przyłączanie elektronów jest cechą niemetali. Na podstawie energii jonizacji i powinowactwa elektronowego wprowadzono pojęcie elektroujemności. Elektroujemność określa tendencje atomów do przyłączania elektronów. Maleje w grupach, a rośnie w okresach.

Wiązanie jonowe
Atomy które w znacznym stopniu różnią się dużą elektroujemnością. Różnica pomiędzy elektroujemnością atomów musi wynosić co najmniej 1,7. Związek chemiczny zawierający wiązanie jonowe tworzy w stanie stałym sieć przestrzenną (np. NaCl). W przypadku NaCl jon Na+ jest otoczony przez sześć jonów Cl-. Związki o budowie jonowej odznaczają się stosunkowo wysoką temperaturą wrzenia i topnienia, przewodnictwem prądu i rozpuszczalnością w rozpuszczalnikach polarnych (np. woda).

Wiązanie atomowe.

Atomy niektórych pierwiastków mogą osiągać konfiguracje gazów szlachetnych poprzez uwspólnienie niesparowanych elektronów. Powstała w ten sposób cząsteczka ma wspólną parę elektronów, której atomy połączone są wiązaniem atomowym. Atomy wodoru w stanie podstawowym dysponują jednym elektronem. Jeżeli dwa takie atomy zbliżą się do siebie na niewielką odległość, to elektron każdego z nich przyciągany jest przez jądro drugiego atomu. Następuje uwspólnienie elektronów. Niekiedy do utworzenia oktetu nie wystarcza powstanie jednej pary elektronowej. Wymagane są dwa, lub trzy niesparowane elektrony walencyjne atomów, tworzących wiązanie atomowe. Wiązania podwójne lub potrójne powstają w ten sposób. Wiązanie atomowe spolaryzowane jest wiązaniem pośrednim między jonowym, a kowalencyjnym. Powstaje wówczas, gdy łączą się za sobą atomy pierwiastków różniących się elektroujemnością, lecz nie tak znacznie jak w przypadku wiązań jonowych. Cechą charakterystyczną tego wiązania jest przesunięcie pary elektronów wiążącej atomy w kierunku atomu bardziej elektroujemnego. Cząsteczki z wiązaniami atomowymi spolaryzowanymi z powody nierównomiernego rozłożenia w stosunku do środka cząsteczki ładunków, wykazują elektryczna biegunowość. W cząsteczce wyróżnia się biegun + i -. Cząsteczki ,w których możemy rozróżnić biegun ujemny i dodatni noszą nazwę dipoli. Biegunowość cząsteczki określa się elektrycznym momentem dipolowym, który stanowi iloczyn bezwzględnego ładunku przez odległość pomiędzy środkami ciężkości odmiennych ładunków.

U = d ۰ l
PAZDRO: 7.27, 7.28, 7.37, 7.38

Lekcja 11
Temat: wiązania koordynacyjne, metaliczne, wodorowe.

BrF3 – trifluorek bromu (III)
Wiązanie amonowe koordynacyjne występuje w jonie amonu.
PAZDRO 7.30, 7.31

W wiązaniu koordynacyjnym, para elektronowa tworząca wiązanie atomu oddawana jest przez jeden z dwóch łączących się atomów. Atom azotu w cząsteczce amoniaku, mający wolna parę elektronową, przyłącza do niej wolny kation wodoru, tworząc wiązanie koordynacyjne. Sposób tworzenia czwartego wiązania jest inny niż trzech pozostałych. Po utworzeniu wiązania koordynacyjnego wszystkie cztery atomy wodoru staja się równocenne i przestają być rozróżnialne.

Wiązanie wodorowe. Budowa atomów i cząsteczek – powtórzenie.

Wiązanie wodorowe powstaje w związkach z pierwiastkami wysokoelektroujemnymi, takimi jak azot, tlen, czy fluor. W związkach tych oddaje swój jedyne elektron, który jest przesunięty w stronę pierwiastka bardziej elektroujemnego, pozostawiając jądro „odsłonięte” i przyciąga biegun ujemny drugiej cząsteczki. Wiązania wodorowe powstają między pierwiastkami mocno elektroujemnymi.

Ustalanie stopnia utlenienia.

Stopniem utlenienia nazywamy liczbę dodatnich lub ujemnych ładunków elementarnych, jakie zyskałby atom, gdyby wszystki jego wiązania w związku chemicznym były jonowe.

Reguły ustalania stopnia utlenienia:
1. Suma stopni utlenienia wszystkich atomów wchodzących w skład obojętnej cząsteczki wynosi zero, a wchodzących w skład jonów, ma być równa ładunkowi jonu.
1. Pierwiastkom w stanie wolnym przypisuje się stopień utlenienia równy zero.
1. Tlen w większości związków chemicznych ma stopień utlenienia równy –II, wyjątek stanowią nadtlenki, ponadtlenki i difluorek tlenu (OF2).
1. Litowce w związkach występują zawsze na I stopniu utlenienia, natomiast berylowce na II.
1. Fluor we wszystkich związkach chemicznych jest na –I stopniu utlenienia.
1. Wodór w większości związków przyjmuje I stopień utlenienia, wyjątek stanowią wodorki litowców i berylowców.

PAZDRO :
10.1, 10.2, 10.7, 10.6, 10.9

Proces redukcji i oksygenacji (redox).

2Na + Cl2 → 2NaCl
R: Na → NaI + e
U: Cl2 + 2e → 2Cl-I

Proces, w którym dany pierwiastek podwyższy swój stopień utlenienia (traci elektron(y)) nazywamy procesem utlenienia. Dany pierwiastek jest reduktorem.
Proces, w którym dany pierwiastek pobiera elektron(y)) nazywamy procesem redukcji. Dany pierwiastek jest utleniaczem

PAZDRO 10.11.

Mol, masa molowa.

Mol to tyle samo cząsteczek, jonów lub innych cząstek materii ile jest zawartych w 12/1000 kg izotopu węgla 12C.

Obliczanie mas molowych związków chemicznych.

MH2SO4 = 2g + 32g +64g = 98g
MHNO3 = 1g + 14g + 48g = 63g

PAZDRO: 2.4, 2.5, 2.6, .211*

Objętość molowa.

V = n ۰ V0
V0 = 22,4 dm3/mol p=1013 hPa; T=0OC
V = n ۰ 22,4 dm3/mol

PAZDRO 2.66, 3.86, 3.87*, 3.88, 3.90, 3.91,

Prawo Avogadro ‘a.

Równe objętości różnych gazów obliczone w tych samych warunkach, zawierają jednakowe ilości molekuł.

PAZDRO 2.91*, 2.81, 2.82, 2.85, 2.89, 2.95, 2.96, 3.4

Prawo stosunków stałych – powtórzenie. Zadania.

Stosunek wagowy pierwiastków w związku chemicznym jest stały, charakterystyczny i nie zależy od sposobu otrzymania.

PAZDRO 3.3, 3.6, 3.7, 2.81, 2.82, 2.85, 2.89, 2.95, 2.96, 3.4, 2.91*, 2.92*, 2.93*, 2.94**, ***4.98, 4.21, 4.22, 4.27, 4.28, 4.31

Tlenki – budowa i podział.

Tlenki zasadowe: reagują z kwasami. Nie reagują z zasadami. Niektóre z nich reagują z wodą (litowce i berylowce).

NaOH + H2O → 2NaOH
CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O
CaO + SO3 → CaSO4

Tlenki kwasowe: reagują z zasadami. Nie reagują z kwasami. Większość reaguje z wodą, oraz z zasadami.

SO3 + H2O → H2SO4
SO3 + Ca(OH)2 → CaSO4 + H2O
SO2 + 2KOH → K2SO3 + H2O
SO2 + MgO → MgSO3

Tlenki amfoteryczne:
Reagują z kwasami i zasadami, natomiast nie reagują z wodą.

Al2O3 + 6HNO3 → Al.(NO3)3 + 3H2O
Al2O3 + 6KOH → 2K3AlO3 + 3H2O
Glinian potasu
ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O
ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O
Cynian sodu
Tlenki obojętne nie reagują z wodą, kwasami i zasadami.

PAZDRO 12.3, 12.5, 12.6, 12.8

Wykazać amfoteryczność tlenku glinu i tlenku cynku.

Al2O3 + 3Na2O → 2Na3AlO3
Al2O3 + SO3 → Al2(SO4)3

ZnO + Li2O → Li2ZnO2
ZnO + CO2 → ZnCO3

Reakcje otrzymywania tlenków.

Utlenianie wolnych pierwiastków: S + O2 → SO2
Utlenianie innych tlenków: 2SO2 + O2 → 2SO3
Utlenianie innych związków: 2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2
Redukcja innych tlenków: 3Fe2O3 + C → 2Fe3O4 + CO
Rozkład termiczny: CaCO3 → CaO + CO2

Zasady.

m
Me(OH)m

1. Metal aktywny + woda →zasada + wodór
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑
2. Tlenek metalu + woda → zasada
MgO + H2O → Mg(OH)2
2. zasada + sól → nowa sól + nowa zasada
warunek! – jeden z produktów musi się wytrącić.
2KOH + CuSO4 → Cu(OH)2↓ + K2SO4

Kwasy – budowa i nazewnictwo. Sole – wprowadzenie.

KWASY:
Tlenowe
Beztlenowe

H3PO4 –kwas ortofosforowy (V)
HPO3 – Kwas metafosforowy
H4P2O7 – kwas pirofosforowy
HNO3– kwas azotowy (V)
HNO2– kwas azotowy (III)
H2CO3– kwas węglowy
HClO – kwas chlorowy (I)
HClO2– kwas chlorowy (III)
HClO3– kwas chlorowy (V)
HClO4– kwas chlorowy (VII)

Otrzymywanie:
SO2 + H2O → H2SO3

N2O4 + 2H2O + O2 → 2HNO3
N2O5 + H2O → 2HNO3
N2O4 + H2O → HNO3 + HNO2

Wodór + niemetal →Wodorek + woda → kwas beztlenowy
H2 + S → H2S
H2S + H2O → H2S aq

Kwas + sól → nowy kwas + nowa sól
!!!warunek!!!
kwasy mocniejsze wypierają słabsze. Kwasy trudnolotne wypierają łatwolotne.

2NaNO3 + H2SO4 → Na2SO4 + 2HNO3
FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S

SOLE:
- obojętne
- hydroksysole
- wodorosole

PAZDRO :
12.29, 12.30, 12.31

Sposoby otrzymywania soli.

Sposób I
Metal aktywny + kwas → sól + wodór*

*miedź i srebro nie wypierają wodoru z kwasu.
Ag + HCl → reakcja nie zachodzi
Cu + HCl → reakcja nie zachodzi

2K + H2SO4 → K2SO4 + H2↑
Mg + H2SO3 → MgSO3 + H2↑

Sposób II
Tlenek metalu + kwas →sól + woda

MgO + HNO3 → Mg(NO3)2 + H2O
Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

Sposób III
Zasada + kwas → sól + woda

H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 +3H2O
H2SO4 + Mg(OH)2 →MgSO4 +2H2O

Sposób IV
Zasada + bezwodnik kwasowy → sól tlenowa + woda

6Ca(OH)2 + P4O10 → 2Ca3(PO4)2 + 6H2O
4Ca(OH)2 + P4O10 → 2Ca2P2O7 + 4H2O

Sposób V
Metal + niemetal → sól beztlenowa

2K + S → K2S
Mg + Cl2 → MgCl2

Sposób VI
Kwas + sól → nowy kwas + nowa sól (mocniejszy kwas wypiera słabszy)

Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 → 3CaSO4 + 2H3PO4
Na2SO4 + 2HCl → 2NaCl + H2SO4

Sposób VII
Zasada + sól → nowa zasada + nowa sól (jeden z produktów musi się wytrącić!)

K2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4↓ + 2KOH
K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2KOH

Sposób VIII
Roztwór soli (I) + roztwór soli (II) → nowa sól (I) + nowa sól(II) (jeden z produktów musi się wytrącić!)

Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4↓ + 2NaCl

Sposób IX
Tlenek zasadowy + bezwodnik kwasowy → sól tlenowa

Na2O + SO2 → Na2SO3
K2O + SO2 → K2SO3

PAZDRO: 12.46, 12.47, 12.50, 12.51, 12.57-12.62, 12.66

Wodorosole i hydroksysole – budowa i nazewnictwo

Wodorosole zbudowane są z atomu(ów) metalu, atomu(ów) wodoru i reszt(y) kwasowej. Mogą powstawać jedynie z kwasów wielowodorowych.

Mg(HSO4)2 – wodorosiarczan (VI) magnezu
Al2.(HPO4)3 – wodoroortofosforan (V) glinu
Al(H2PO3)3 – diwodoroortofosforan (V) glinu
Mg(HCO3)2 – wodorowęglan magnezu

Reakcje:
Mg(OH)2 + H2SO4 → MgSO4 + 2H2O
1mol - 1 mol

Mg(OH)2 + 2H2SO4 → Mg(HSO4)2 + 2H2O.
1 mol - 2mole

hydroksysole:
składają się z atomów metalu, grup OH i reszt kwasowych. Nazwy tworzymy analogicznie do nazw soli obojętnych, lecz dodajemy przedrostek „hydrokso-”. Powstają tylko z wodorotlenków wielohydroksylowych.

MgOHCl – chlorek hydroksymagnezu
Al.(OH)2(SO3)2 – siarczan (IV) dihydroksoglinu.

Wodorotlenki amfoteryczne.

2Al(OH)3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6H2O
H3AlO3 + NaOH → Na3AlO3 + 3H2O
Ortoglinian sodu
Al.(OH)3 → HAlO2 + H2O
HAlO2 (s) + NaOH (s) → NaAlO2 + H2O.
Metaglinian sodu
(s) – reakcja zachodzi między substancjami stałymi.

Zn(OH)2(s) + 2HCl → ZnCl2 + 2H2O
H2ZnO2(s) + 2KOH → K2ZnO2 + 2H2O
Cynkan potasu

Cu(OH)2 + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(s) + 2NaOH → Na2CuO2 + 2H2O
Miedzian (II) sodu

Związki kompleksowe (koordynacyjne, zespolone).

Jon (atom centralny) – centrum koordynacji
Jon centralny otoczony jest zespołem cząsteczek lub jonów zwanych ligandami, połączonych z centrum koordynacji. Liczba ligandów połączonych z centrum koordynacji nazywana jest liczbą koordynacyjną. Utworzony kompleks może być kationem, anionem, lub cząsteczką obojętną. Zależy to od sumy ładunków centrum koordynacji i ligandów. Ligandami mogą być cząsteczki lub jony posiadające wolne pary elektronowe.

Ligandy:
NH3 – amina
H2O – akwa
OH- - hydrokso
Cl- - chloro
CN- - cyjano

CuSO4 + 2KOH → K2SO4 + Cu(OH)2↓
Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4]2+ + 2OH-

2NaOH + Cu(OH)2 → [Cu(OH)4]2- + 2Na+
Na2[Cu(OH)4] – tetrahydroksomiedzian(II) sodu

Liczby koordynacyjne:
Fe2+ LK=6
Fe3+ LK=8
Cu2+ LK=4
Zn2+ LK=4
Al3+ LK=6
Ag+ LK=2
Cr3+ LK=6

Wykazać za pomocą reakcji charakter amfoteryczny wodorotlenku cynku.

Zn(OH)2(s) + H2SO4 → ZnSO4 + 2H2O
Zn(OH)2(s) + 2NaOH(s) → Na2ZnO2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2NaOH → [Zn(OH)4]2- +2Na+

Dysocjacja elektrolityczna

Dysocjacja elektrolityczna jest to rozpad substancji na dodatnie kationy i ujemne aniony.

Substancje:
- elektrolity np. zasady, kwasy, sole ...
- nieelektrolity np. cukier

Zasady to substancje które w roztworach wodnych dysocjują na dodatnie kationy metali i ujemne aniony grup wodorotlenowych.

n H2O
Me(OH)n → Men+ + nOH-

NaOH → Na+ + OH-
Mg(OH)2 → MgOH+ + OH-
MgOH+ → Mg2+ + OH-

Kwasy to substancje, które w roztworach wodnych dysocjują na kationy wodoru i aniony reszt kwasowych.

m H2O
HmR → mH+ + Rm-

HCl → H+ +Cl-

α1 H3PO4 → H2PO4- + H+
α2 H2PO4- → HPO42- + H+
α3 HPO42- → PO43- + H+

Sole to substancje, które dysocjują na kationy metali i aniony reszt kwasowych.
m n H2O
MnRm → nMm+ + mRn+

Stopień dysocjacji jest to stosunek ilości cząstek zdysocjowanych do ilości cząstek pierwotnie zawartych w roztworze.

α = ilość zdysocjowanych ۰ 100% / ilość pierwotnych

Reakcje strąceniowe.

BaCl2 + 2AgNO3 → Ba(NO3)2 + 2AgCl↓
Ba2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- → Ba2++ 2NO3- + 2AgCl↓
2Cl- + 2Ag+→2AgCl↓ /:2
Cl- + Ag+→ AgCl↓

FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓ + 3NaCl
Fe3+ + 3Cl- + 3Na+ +3OH- → Fe(OH)3↓ + 3Cl- + 3Na+
Fe3++3OH- → Fe(OH)3↓

Elektrolity:
- mocne np. H2SO4, HNO3, HCl, HBr, NaOH ...
- średniej mocy np. H2SO3, H3PO4 ...
- słabe np. H2CO3, H2S, CH3COOH, NH3۰H2O ...

Roztwory:
- elektrolity
- nieelektrolity