PRZEGLĄD PODSTAWOWYCH KLAS

ZWIĄZKÓW PIERWIASTKÓW BLOKÓW s i p

Wstęp. Elektroujemność pierwiastków

Elektroujemność, χ , jest to wielkość określająca

zdolność

atomu

pierwiastka

znajdującego

się

w cząsteczce do przyciągania ku sobie elektronów.
Znane są trzy skale elektronegatywności zdefiniowane
przez

Paulinga,

Mullikana

i

Alfreda-Rochowa.

W powszechnym użyciu pozostaje skala Paulinga.
Pierwiastki

o

największym

powinowactwie

elektronowym,

fluor

i

tlen,

mają najwyższe

elektroujemności: χ

F

= 4 i χ

O

= 3,5. Pierwiastki

o

najmniejszym

powinowactwie

elektronowym,

mianowicie litowce, mają elektroujemności χ < 1.
Elektroujemność zmienia się w zależności od położenia
pierwiastka w Układzie Okresowym.

Rys. 1. Zmiany elektroujemności w Układzie Okresowym pierwiastków

Okresowy

charakter

zmian

elektroujemności

w skali Paulinga w zależności od liczby atomowej Z
pierwiastka przedstawia wykres 2.

Rys. 2. Okresowość zmian elektroujemności w skali Paulinga

Pierwiastki o dużej elektroujemności określamy

mianem elektroujemnych, a pierwiastki o małej
elektroujemności

nazywamy

elektrododatnimi.

Bezwzględna wartość różnicy elektroujemności
│χ

A

–χ

B

│pierwiastków A i B pozwala ocenić stopień

spolaryzowania

wiązań

kowalencyjnych

A-B

w związkach A

m

B

n

na podstawie procentowego udziału

wiązania jonowego:

% = 16│χ

A

–χ

B

│+ 3,5│ χ

A

–χ

B

│

2

(1)

Procentowe udziały wiązania jonowego w zależności
od różnicy elektroujemności podano w tabeli 1.

Tabela 1. Udział wiązania jonowego w zależności od różnicy χ

A

–χ

B

χ

A

–χ

B

%

χ

A

–χ

B

%

0,2
0,4
0,6
0,8
1,2
1,4
1,6

3,3
7,0

10,9
15,0
24,2
29,3
34,6

1,8
2,0
2,2
2,4
2,6
2,8
3,2

40,1
46,0
52,1
58,6
65,3
72,2
87,0

Ogólnie można to ująć regułą jakościową, że duża

różnica elektroujemności pierwiastków A i B jest
typowa dla związków z wiązaniami jonowymi,
natomiast mała różnica jest charakterystyczna dla
związków z wiązaniami kowalencyjnymi. Regułę tę
ilustruje tabela 2.

Tabela 2. Jakościowy wpływ różnicy elektroujemności na

charakter wiązań chemicznych w wieloatomowych cząsteczkach

pierwiastków (np. H

2

, N

2

, O

2

, P

4

, S

8

, Cl

2

) i związków chemicznych

Wodorki pierwiastków bloku s i

p

Wodorki są związkami wodoru z innymi

pierwiastkami (X) o wzorze ogólnym H

m

X

n

.

Przykłady:
LiH, NaH – wodorek litu, wodorek sodu
CaH

2

– wodorek wapnia

B

2

H

6

– wodorek boru, diborowodór, diboran

AlH

3

– wodorek glinu

CH

4

– wodorek węgla, metan, najprostszy węglowodór

Inne wodorki węgla – węglowodory: nasycone (akany,
cykloalkany), nienasycone (alkeny i alkiny), aromatyczne.

NH

3

– wodorek azotu, azan, amoniak

PH

3

– wodorek fosforu, fosfan, fosforowodór

H

2

O – wodorek tlenu, woda

H

2

S – wodorek siarki, siarkowodór

HX, gdzie X = F, Cl, Br, I – wodorki fluorowców,
tzw. halogenowodory, np. HCl - chlorowodór

Wodorki pierwiastków bloku s i p dzielimy na:

● o charakterze jonowym z atomem wodoru na -1
stopniu utlenienia, H

-

. Wodorki takie tworzą litowce,

berylowce oraz glin.
● kowalencyjne, tworzone przez węglowce, azotowce,
tlenowce i fluorowce, gdzie atomy wodoru są +1
stopniu utlenienia, H

+

. Szczególnym przypadkiem

jest diborowodór, B

2

H

6

, w którym występuje

specyficzne

wiązanie

kowalencyjne

poprzez

trójcentrowy orbital cząsteczkowy H – B – H.

Różnice elektroujemności dla tlenu i wodoru oraz

azotu i wodoru są równe odpowiednio 1,4 i 0,9. Na
podstawie wzoru (1) można przyjąć, że udziały
charakteru jonowego wiązań O–H w cząsteczce wody
i N–H w cząsteczce amoniaku wynoszą odpowiednio 29
i

18%.

Różnica elektroujemności węgla (2,5)

i wodoru (2,1) przesądza o tym, że cząsteczki
nasyconych węglowodorów alifatycznych mają znikomy
udział charakteru jonowego w wiązaniach C–H, a ich
moment dipolowy jest równy 0. Udział wiązania
jonowego w halogenowodorach HX (X = F, Cl, Br, I)
maleje wraz z elektroujemnością fluorowca (tabela 3).

Tabela 3. Udział wiązania jonowego w halogenowodorach HX

Związek χ

X

–χ

H

Udział wiązania jonowego [%]

HF

HCl

HBr

HI

1,9
0,9
0,7
0.4

45
18
12

5

Wodorki litowców, berylowców, glinu i galu są tu
wyjątkiem, ponieważ całkowicie jonowego charakteru
wiązań w tych związkach nie można uzasadnić w
oparciu o małe różnice elektroujemności, które
zmieniają się w przedziale od 0,5 do 1,4. O wiązaniach
jonowych decyduje tu elektrododatni charakter tych
metali.

W poszczególnych okresach właściwości wodorków

pierwiastków bloku s i p zmieniają w charakterystyczny
sposób, a reprezentatywnym przykładem są wodorki
pierwiastków drugiego okresu w UO.

Tabela 4. Wodorki pierwiastków drugiego okresu

Numer

grupy

głównej

I

II

III

IV

V

VI

VII

Wodorki

LiH

BeH

2

B

2

H

6

CH

4

NH

3

H

2

O

HF

Stopnie

utlenienia

pierwiastków

+1

+2

+3

4-8 = −4

5-8 = −3

6-8 = −2

7-8 = −1

wzrost kwasowości――――→

←――――wzrost zasadowości

UWAGA:

stopnie utlenienia wodoru w wodorkach

to:

−1

(LiH, BeH

2

, B

2

H

6

);

+1

(CH

4

, NH

3

, H

2

O, HF)

Wodorki litowców i berylowców są ciałami

stałymi. Po stopieniu przewodzą prąd elektryczny,
a podczas ich elektrolizy wodór wydziela się na
anodzie.

Jon

wodorkowy,

H

-

,

jest

silnym

reduktorem, ponieważ standardowy potencjał
układu H

2

/H

-

jest ujemny, E

o

= -2,3V. Z tego względu

wodorki

tych

metali

reagują z wodą lub

z kwasami z wydzieleniem wodoru:

NaH + H

2

O = NaOH + H

2

CaH

2

+ 2HCl = CaCl

2

+ 2H

2

Borowodory, z których najprostszym jest B

2

H

6

,

mają bardzo duże ciepła spalania, w przeliczeniu na
jednostkę masy niemal dwukrotnie większe od ciepeł
spalania węglowodorów. Z tego powodu borowodory
stosuje się jako paliwa rakietowe.

Wodorki fluorowców są gazami bardzo dobrze

rozpuszczalnymi w wodzie. Uzyskane roztwory
mają

odczyn

silnie

kwaśny,

ponieważ

halogenowodory są mocnymi kwasami.

Wodorki fosforu, siarki, selenu, telluru i arsenu

i antymonu (PH

3

, H

2

S, H

2

Se, H

2

Te, AsH

3,

SbH

3

) są

silnie toksycznymi gazami. W wodnych roztworach
H

2

S, H

2

Se i H

2

Te są słabymi kwasami, od których

wywodzą sole: siarczki, selenki i tellurki.

Gazowy

amoniak

dobrze

rozpuszcza się

w wodzie i jest słabą zasadą. Jego analog,
fosforowodór jest gazem i wykazuje właściwości
bardzo słabej zasady i dlatego halogenki fosfoniowe
PH

4

X, gdzie X = F, Cl, Br, I, są znacznie mniej

trwałe od halogenków amonowych. Kolejne
analogi, AsH

3

, SbH

3

i BiH

3

są nietrwałe.

AsH

3

jest

silnym reduktorem, np. z roztworu AgNO

3

wydziela

srebro:

6Ag

+

+ AsH

3

+ 2H

2

O = 6Ag + HAsO

2

+ 6H

+

Wodorki krzemu tworzą szereg homologiczny

silanów o wzorze ogólnym Si

n

H

2n+2

. Silany są mniej

trwałe i bardziej reaktywne od węglowodorów
nasyconych. Podobne właściwości wykazują wodorki
germanu: GeH

4

, Ge

2

H

6

i Ge

3

H

8

. Reaktywność

silanów i germanowodorów wykorzystuje się
w syntezie innych połączeń krzemu i germanu.
Wodorki cyny i ołowiu, SnH

4

i PbH

4

, są bardzo

nietrwałe i nie mają znaczenia praktycznego.

Tlenki pierwiastków bloku s i

p

Tlenki o wzorze ogólnym X

n

O

m

są związkami tlenu

z innymi pierwiastkami. Tlenki elektrododatnich
litowców i berylowców, np. Na

2

O, K

2

O, MgO, CaO,

BaO,

mają

charakter

zadecydowanie

jonowy.

W tlenkach pierwiastków elektroujemnych, np. NO

2

,

P

2

O

3

, SO

2

, SO

3

, Cl

2

O

7

, występują spolaryzowane

wiązania kowalencyjne. Zwrócić trzeba uwagę na fakt,
że związek tlenu z fluorem(I) jest w rzeczywistości
difluorkiem tlenu OF

2

, bowiem fluor ma większą

elektroujemność niż tlen.

Wśród tlenków pierwiastków bloku s i p można

wyróżnić cztery grupy.

● Tlenki kwasowe, np. B

2

O

3

, CO

2

, SO

2

, SO

3

, Cl

2

O

7

,

P

4

O

10

, As

2

O

3

, SeO

3

, I

2

O

5

, od których wywodzą

się odpowiednie kwasy tlenowe. Wymienione tlenki
reagują z tlenkami zasadowymi lub z zasadami, np.:

K

2

O + B

2

O

3

= 2KBO

2

2NaOH + SO

2

= Na

2

SO

3

+ H

2

O

● Tlenki zasadowe, np. Na

2

O, K

2

O, Cs

2

O, MgO, CaO,

BaO, Bi

2

O

3

, od których pochodzą odpowiednie

zasady lub wodorotlenki. Wymienione tlenki reagują
z tlenkami kwasowymi lub z kwasami, np.:

CaO + SO

3

= CaSO

4

Bi

2

O

3

+ 6HCl = 2BiCl

3

+ 3H

2

O

● Tlenki amfoteryczne, np. BeO, Al

2

O

3

, Ga

2

O

3

, SnO,

SnO

2

, PbO, wykazujące właściwości kwasowe

w reakcjach z mocnymi zasadami lub zasadowe
w reakcjach z mocnymi kwasami, np.:

Al

2

O

3

+ 2NaOH + 3H

2

O = 2Na[Al(OH)

4

]

Al

2

O

3

+ 6HCl = 2AlCl

3

+ 3H

2

O

NaOH + SnO + H

2

O = Na[Sn(OH)

3

]

SnO + 2HCl = SnCl

2

+ H

2

O

● Tlenki obojętne, np. CO, N

2

O, które nie wykazują

cech kwasowych lub zasadowych i nie reagują
z zasadami i kwasami.

Zasadowy charakter tlenków w rodzinach litowców,
berylowców i borowców wzrasta wraz z liczbą atomową
pierwiastka. Natomiast charakter kwasowy tlenków
w rodzinach azotowców, siarkowców i chlorowców
maleje ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka. Aby
prześledzić w jaki sposób w poszczególnych okresach
zmieniają się właściwości zasadowe i kwasowe tlenków
pierwiastków bloku s i p na ich maksymalnych
stopniach utlenienia wystarczy rozpatrzyć trzeci okres
UO.

Numer

grupy

głównej

I

II

III

IV

V

VI

VII

Tlenki

Na

2

O

MgO

Al

2

O

3

SiO

2

P

4

O

10

SO

3

Cl

2

O

7

Stopnie

utlenienia

pierwiastków

+1

+2

+3

+4

+5

+6

+7

wzrost kwasowości――――→

←――――wzrost zasadowości

Uwaga: w tlenkach tlen występuje na

-2

stopniu utlenienia.

Proste tlenki niektórych pierwiastków spotyka się

w naturze jako minerały, np. SiO

2

– krzemionka,

kwarc, kryształ górski; Al

2

O

3

– korund; SnO

2

–

kasyteryt.

Kwasy

Kwasom poświęciliśmy sporo uwagi na pierwszym

wykładzie. Kwasy pochodzące od elektroujemnych
pierwiastków bloku s i p można podzielić na kwasy
beztlenowe i kwasy tlenowe czyli oksokwasy.
Przykłady:
Kwasy beztlenowe

HCN – kwas cyjanowodorowy
HN

3

– kwas azotowodorowy

H

2

S – kwas siarkowodorowy

HF – kwas fluorowodorowy
HCl – kwas solny (chlorowodorowy)
HBr – kwas bromowodorowy
HI – kwas jodowodorowy
H[BF

4

] – kwas tetrafluoroborowy(III)

H[PF

6

] – kwas heksafluorofosforowy(V)

Kwasy tlenowe

HBO

2

– kwas borowy(III)

H

2

CO

3

– kwas węglowy

HNO

2

– kwas azotowy(III)

HNO

3

– kwas azotowy(V)

H

3

PO

3

– kwas fosforowy(III)

H

3

PO

4

– kwas fosforowy(V)

H

3

AsO

4

– kwas arsenowy(V)

H

2

SO

3

– kwas siarkowy(IV)

H

2

SO

4

– kwas siarkowy(VI)

H

2

SeO

4

– kwas selenowy(VI)

HClO

4

– kwas chlorowy(VII)

Kwasy rozpuszczone w roztworach wodnych mają

różną moc jako elektrolity. Można je podzielić na
kwasy mocne, kwasy średniej mocy i kwasy słabe. Moc
kwasów oceniamy w oparciu o ich stałe dysocjacji K

a

.

W praktyce stosuje się ujemny logarytm stałej
dysocjacji:

pK

a

= - log K

a

(2)

Im mniejsza jest wartość pK

a

, tym większa jest wartość

K

a

i moc danego kwasu. Kwasy jednoprotonowe

(jednozasadowe), np. HF, HBO

2

, HNO

2

, HClO

4

dysocjują w jednym tylko etapie. Natomiast dysocjację
kwasów wieloprotonowych (wielozasadowych), np.
H

2

SO

4

, H

3

PO

4

, traktujemy jako proces etapowy,

dlatego każdy i-ty etap dysocjacji danego kwasu
charakteryzujemy i-tą wartością stałej dysocjacji K

ai

.

Przykłady:
Kwas pK

a

Określenie mocy

HClO 7,54 bardzo słaby
HN

3

4,64 słaby

HNO

2

3,15 średniej mocy

HNO

3

-1,43 mocny

HClO

4

-1,58 mocny

H

3

PO

4

2,15 (pK

a1

) średniej mocy na I etapie

7,18 (pK

a2

) bardzo słaby na II i III

12,38 (pK

a3

) etapie

H

2

SO

4

-3 (pK

a1

) mocny na I etapie

1,99 średniej mocy na II etapie

Wodorotlenki

Wodorotlenki M(OH)

n

zawierają kation metalu

bloku s i p lub kation amonowy, NH

4

+

.

Przykłady
LiOH - wodorotlenek litu
NaOH – wodorotlenek sodu
KOH – wodorotlenek potasu
CsOH – wodorotlenek cezu
TlOH – wodorotlenek talu(I)
Be(OH)

2

– wodorotlenek berylu

Mg(OH)

2

– wodorotlenek magnezu

Ba(OH)

2

– wodorotlenek baru

Al(OH)

3

– wodorotlenek glinu

Ga(OH) – wodorotlenek galu
Sn(OH)

2

– wodorotlenek cyny(II)

Pb(OH)

2

– wodorotlenek ołowiu(II)

NH

4

OH – wodorotlenek amonu

Wodorotlenki dzielimy na zasadowe, które reagują
z kwasami dając sole, natomiast nie reagują
z zasadami, np. NaOH, Ca(OH)

2

, Bi(OH)

3

, NH

4

OH:

NaOH + HBr = NaBr + H

2

O

Ca(OH)

2

+ H

2

SO

4

= CaSO

4

+ 2H

2

O

NH

4

OH + HNO

3

= NH

4

NO

3

+ H

2

O

Bi(OH)

3

+ 3HCl = BiCl

3

+ 3H

2

O

oraz

wodorotlenki

amfoteryczne,

np.

Be(OH)

2

,

Al(OH)

3

, Ga(OH)

3

, Sn(OH)

2

, Pb(OH)

2

, które reagują

z kwasami i mocnymi zasadami i obydwu przypadkach
powstają odpowiednie sole, np.:

Al(OH)

3

+ 3HCl = AlCl

3

+ 3 H

2

O

trichlorek glinu

Al(OH)

3

+ NaOH = Na[Al(OH)

4

]

tetrahydroksoglinian(III) sodu

Niektóre wodorotlenki są słabo, np. Ca(OH)

2

, lub

trudno rozpuszczalne, np. Be(OH)

2

, Mg(OH)

2

, Al(OH)

3

,

Ga(OH)

3

, Sn(OH)

2

, Pb(OH)

2

, w wodzie.

Wodorotlenki NaOH, KOH, CsOH, Ba(OH)

2

, TlOH są

dobrze rozpuszczalne w wodzie i są mocnymi zasadami.
Wodorotlenek amonu, NH

4

OH dobrze rozpuszcza się

w wodzie, ale jest słabą zasadą.

Sole pierwiastków bloku s i p

Sole omawianych pierwiastków w stanie stałym

mają strukturę krystaliczną i z bardzo nielicznymi
wyjątkami (np. SnCl

2

) o charakterze kryształów

jonowych. W węzłach sieci krystalicznej występują
kationy, np. Na

+

, Ba

2+

, NH

4

+

, oraz aniony (reszty

kwasowe), np. Cl

-

, NO

3

-

, CO

3

2-

.

Wiele soli spotykamy w przyrodzie jako

minerały, np. NaCl - sól kamienna, halit. Znaczne
ilości soli zawiera woda morska.

Znamy

szereg

metod

otrzymywania

soli.

Najczęściej stosuje się zobojętnienie kwasów
zasadami, np.:

HI + KOH = NaI + H

2

O

H

+

+ OH

-

= H

2

O

Kolejnym sposobem jest roztwarzanie tlenków
metali w kwasach, np.:
MgO + 2HCl = MgCl

2

+ H

2

O

Sole dzielimy na:
● proste, np. KCl, BaSO

4

● kompleksowe, np. Na[BF

4

]

● podwójne, np. MgCO

3

∙CaCO

3

● mieszane, np. (Na,K)Cl
● sole hydratowane (krystalohydraty),
np. Na

2

SO

4

∙10H

2

O

Zwykle mamy do czynienia z solami o charakterze
obojętnym. Znane są również sole powstałe
w wyniku częściowego zobojętniania kwasów
wieloprotonowych lub zasad wielowodorotlenowych.
Wodorosole (sole kwaśne), np.:
KHSO

4

– wodorosiarczan(VI) potasu,

NaH

2

PO

4

– diwodorofosforan(V) sodu,

MgHPO

4

– wodorofosforan(V) magnezu,

można

otrzymać

w

reakcjach

częściowego

zobojętniania kwasu siarkowego(VI) i kwasu
fosforowego(V) zasadami.

H

2

SO

4

+ KOH = KHSO

4

+ H

2

O

H

3

PO

4

+ NaOH = NaH

2

PO

4

+ H

2

O

H

3

PO

4

+ Mg(OH)

2

= MgHPO

4

+ 2H

2

O

Hydroksosole (sole zasadowe), np.
Mg(OH)Cl – chlorek hydroksomagnezu
Ca(OH)Cl - chlorek hydroksowapnia
są produktami częściowego zobojętnienia kwasem
solnym wodorotlenków magnezu i wapnia.
Mg(OH)

2

+ HCl = Mg(OH)Cl + H

2

O

Hydroksosolą jest występujący w przyrodzie
hydroksoapatyt – Ca

5

(OH)(PO

4

)

3

.

Związki kompleksowe

Znana jest spora liczba związków kompleksowych
boru, glinu, galu, indu, talu, cyny, ołowiu i bizmutu.
Niektóre z nich mają znaczenie praktyczne, np.:
Li[AlH

4

] – tetrahydrydoglinian(III) litu stosowany

do syntezy wodorków wodorków berylu i krzemu;
Na[BH

4

] – tetrahydrydoboran(III) sodu w reakcjach

redukcji i uwodorniania;
Na

3

[AlF

6

] – heksafluoroglinian(III) sodu (kriolit)

stosowany

w

hutach

aluminium

(elektroliza

stopionej soli z dodatkiem Al

2

O

3

);

H[BF

4

] – kwas tetrafluorobowy(III) jest składnikiem

elektrolitu używanego do produkcji ołowiu na
drodze elektrolizy;
H

2

[SiF

6

] – kwas hehsafluorokrzemowy stosowany do

produkcji elektrolitycznego ołowiu;
Na

2

[Sn(OH)

4

] – tetrahydroksocynian(II) sodu jest

silnym reduktorem.

Węgliki i azotki

Na uwagę zasługują dwa połączenia, mianowicie
azotek boru – BN i węglik krzemu – SiC. Są to
związki bierne chemicznie, odporne na działanie
wysokich temperatur, bardzo twarde lecz dające się
obrabiać mechaniczne.
Zastosowania: BN - materiał ścierny i specjalny
materiał ceramiczny; SiC - pręty grzejne, końcówki
wierteł, detale odporne na ścieranie.