Typy połączeń nieorganicznych

Wśród połączeń nieorganicznych wyróżnia się cztery grupy związków chemicznych, są to tlenki, wodorotlenki, kwasy i sole. Omawianie zaczyna się zwykle od tlenków, bowiem z nich można otrzymać zarówno kwasy, wodorotlenki jak i sole. Poniżej podano określenia poszczególnych grup, należy jednak pamiętać, że związki te można definiować na podstawie różnych kryteriów, np. zgodnie z teorią dysocjacji elektrolitycznej.

Tlenki

To związki chemiczne, których cząsteczki złożone są z atomów dowolnych pierwiastków oraz tlenu. Jak to bywa w przypadku połączeń, których cząsteczki złożone są z atomów dwóch pierwiastków, nazwy ich mają końcówkę -ek. Ogólnie tlenek i do tego ogólnego określenia dodaje się nazwę pierwiastka z podaniem, za pomocą cyfry rzymskiej w nawiasie, wartościowości wówczas, gdy pierwiastek może posiadać kilka wartościowości. Oto przykłady - tlenek żelaza(II), tlenek glinu. Bywają jednak przypadki bardziej złożone. Ma to miejsce wówczas, gdy w cząsteczce występuje kilka atomów danego pierwiastka, różniących się wartościowością. Oto przykłady Fe₃O₄. proste obliczenie wskazuje, że atomy żelaza miałyby wartościowości ułamkowe, wiedząc jednak, że żelazo może być trój i dwuwartościowe łatwo obliczyć, że dla zrównoważenia ośmiu ładunków ujemnych tlenu potrzeba dwóch atomów trójwartościowego żelaza i jeden atom dwuwartościowego. Wzór strukturalny podano na płycie pierwszej „Podręcznika chemii dla gimnazjów”. Można to ująć w nazwie, która miałaby brzmienie tlenek dwużelaza(III) żelaza(II) lub prościej czterotlenek trójżelaza. Podobnie będzie w minii będącej czterotlenkiem trójołowiu. Ołów w tym związku posiada wartościowość +IV oraz +II. Stosując omówione zasady można utworzyć nazwę dowolnego tlenku.

Tlenki można otrzymać kilkoma sposobami:

1. Przez połączenie pierwiastka z tlenem, mamy wówczas do czynienia z reakcją utlenienia pierwiastka, a gdy reakcja ta biegnie gwałtownie, mówimy o reakcji spalania, przykładem może być reakcja spalania węgla, siarki czy magnezu pokazane na płycie I podręcznika. Oto przykłady równań reakcji: 2Mg + O₂→ 2MgO ; 2S + 3O₂ → 2SO₃

2. Przez rozkład termiczny związków zawierających tlen np. soli kwasu tlenowego lub wodorotlenku np.: CaCO₃ → CaO + CO_2; 2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

Tlenki dzieli się według kilku kryteriów, oto kilka przykładów:

1. Ze względu na rodzaj pierwiastka - podział na tlenki metali i tlenki niemetali

2. Ze względu na charakter roztworu wodnego (dotyczy jedynie tlenków rozpuszczalnych w wodzie)

1. Tlenki kwasowe - takie, które w reakcji z wodą tworzą kwasy, nazywa się je bezwodnikami kwasowymi, są to tlenki niemetali: CO₂+H₂O → H₂CO₃,

2. Tlenki zasadowe - to tlenki, które w reakcji z wodą tworzą zasady, tworzą je litowce i berylowce. Oto przykłady: Na₂O + H₂O → 2NaOH; Ca(OH)₂+H₂O→Ca(OH)₂

3. Tlenki obojętne, takie które rozpuszczają się wodzie, jednak nie reagują z nią. Do tej grupy zalicza się tlenek węgla(II) oraz tlenek azotu(II)

3. Ze względu na zachowanie się wobec roztworów kwasów i zasad:

1. Tlenki reagujące z zasadami to tlenki kwasowe - należy do tej grupy przykładowo tlenek krzemu(IV), który wprawdzie nie rozpuszcza się w wodzie, jednak pod wpływem zasady tworzy sól np. SiO₂ + 2NaOH → Na₂SiO₃ + H₂O

2. Tlenki reagujące z kwasami to tlenki zasadowe - do tej grupy można zaliczyć tlenki wielu metali, które nie rozpuszczały się w wodzie np. tlenki żelaza, miedzi, cynku itd. jednak reagują z kwasami. Przykłady: CuO+H₂SO₄→CuSO₄+H₂O

3. Tlenki amfoteryczne, które reagują zarówno z kwasami jak i zasadami - tworzą je pierwiastki grupy trzeciej i dalszych układu okresowego oraz w przypadku metali o wielu wartościowościach (z bloku energetycznego d) charakter amfoteryczny wykazują tlenki na pośrednich stopniach utlenienia. Klasycznym przykładem jest tlenek glinu.

Al₂O₃ + 6NaOH → 2Na₃AlO₃ + 3H₂O - glinian sodu

Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O - chlorek glinu

4. Tlenki obojętne - nie reagujące z kwasami i zasadami, należą do nich tlenek węgla(II) oraz tlenek azotu(II)

Wodorotlenki

To związki chemiczne, których cząsteczki składają się z metalu i grup wodorotlenowych. Ogólny wzór wodorotlenków można zapisać Meⁿ(OH)_n. Wyjątkiem jest wodorotlenek amonu, którego cząsteczka nie zwiera kationu metalu. Często zamiennie stosuje się pojęcia wodorotlenek i zasada. Tymczasem, każde z nich ma swoje znaczenie i tak wodorotlenki obejmują całą grupę połączeń, zaś zasady to wodorotlenki rozpuszczalne w wodzie są to wodorotlenki litowców, które są jednocześnie mocnymi (dobrze zdysocjowanymi) zasadami, ale również wodorotlenek amonu, który jednak jest słabym wodorotlenkiem, bowiem słabo dysocjuje. Nazwy wodorotlenków tworzy się w ten sposób, że do ogólnego pojęcia wodorotlenek, dodaje się nazwę metalu z określeniem jego wartościowości, wówczas gdy metal posiada kilka wartościowości, np. Fe(OH)₂ - wodorotlenek żelaza(II) ale jednocześnie Ca(OH)₂ to wodorotlenek wapnia, bez podania wartościowości bowiem wapń jest tylko dwuwartościowy. Otrzymywanie wodorotlenków jest zróżnicowane dla zasad i wodorotlenków nie będących zasadami. Zasady, a więc wodorotlenki litowców i berylowców, otrzymuje się dwoma metodami:

1. działając metalem na wodę : 2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

2. działając tlenkiem metalu na wodę: Na₂O + H₂O → 2NaOH

Wodorotlenki nie będące zasadami cechują się tym, że nie rozpuszczają się w wodzie dlatego otrzymuje się je działając na rozpuszczalną sól danego metalu roztworem zasady np. sodowej: CuSO₄ + 2NaOH → Cu(OH)₂(↓) + Na₂SO₄ co w zapisie jonowym skróconym przedstawia się następująco: Cu²⁺+ 2OH^- → Cu(OH)₂

Kwasy

Kwasy to związki chemiczne, których cząsteczki są zbudowane z wodoru i reszty kwasowej. Ogólny wzór kwasów - H_nR gdzie R oznacza resztę kwasową, której wartościowość jest równa ilości n przyłączonych atomów wodoru. Ze względu na skład reszty kwasowej kwasy dzieli się na tlenowe i beztlenowe. Każdą z tych grup omówimy oddzielnie.

Kwasy beztlenowe to takie, których resztę kwasową stanowi tylko niemetal np. HCl czy H₂S. Nazwę ich tworzy się dodając do nazwy niemetalu końcówkę -wodorowy. Przykłady: H₂S siarkowodór lub kwas siarkowodorowy, HBr - bromowodór lub kwas bromowodorowy, HCl - chlorowodór, który znany jest również pod bardzo popularną nazwa zwyczajową - kwas solny. Otrzymuje się je:

1. przez syntezą odpowiedniego niemetalu z wodorem np. H₂+ S → H₂S

2. przez jego wyparcie z soli mocniejszym kwasem np. siarkowym(VI)

Na₂S + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂S(↑)

Kwasy tlenowe to takie, których reszty kwasowe, oprócz niemetalu zawierają tlen. Nazwy ich tworzy się dodając do określenia kwas nazwę niemetalu w formie przymiotnikowej z podaniem wartościowości, gdy niemetal tworzy kwasy na kilku stopniach utlenienia. Oto przykłady H₂SO₃ - kwas siarkowy(IV) ale H₂CO₃ to kwas węglowy bez podania wartościowości ponieważ stopień utlenienia węgla +IV jest jedynym, przy którym węgiel tworzy kwasy. Stosuje się również czasami nazwę kwas siarkowy bez podania wartościowości, wówczas oznacza to kwas siarkowy(VI), czyli na wyższym stopniu utlenienia. Kwasy tlenowe otrzymuje się:

1. w wyniku reakcji tlenków niemetali (bezwodników kwasowych) z wodą np.: SO₂+H₂O → H₂SO₃ lub 3H₂O + P₂O₅ → 2H₃PO₄

2. przez wyparcie z jego soli za pomocą mocniejszego kwasu np.: Na₂SiO₃+2HCl→2NaCl + H₂SiO₃

Sole

Sole to związki chemiczne, których cząsteczki składają się z metali i reszt kwasowych

- gdzie przez M oznaczono metal n - wartościowy, zaś przez R resztę kwasową m-wartościową. W zapisie stosuje się ogólną regułę - najpierw symbol (wzór) czynnika mniej elektroujemnego czyli w tym wypadku (sól) metalu i następnie reszta kwasowa. Przy nazwach odwrotnie, zaczyna się od części określającej kwas, z którego solą mamy do czynienia. Jako, że sole kwasów beztlenowych tworzą cząsteczki złożone z atomów dwóch pierwiastków stosuje się ogólną zasadę, to znaczy końcówkę nazwy -ek W ten sposób NaCl to chlorek sodu, K₂S - siarczek potasu; CaF₂ to fluorek wapnia. W nazwach soli kwasów tlenowych stosuje się końcówkę - an z podaniem liczby określającej elektrowartościowość niemetalu tworzącego kwas. Przykład: CuSO₄ to siarczan(VI) miedzi(II), Mg₃(PO₄)₂ - fosforan(V) magnezu. W celu nabrania niezbędnej wprawy w pisaniu wzorów związków chemicznych jak i podawaniu nazw na podstawie wzorów niezbędny jest trening, do którego nadają się przykłady z części metodycznej płyty jak również podręczniki szkolne. Sposoby otrzymywania soli są również zróżnicowane ze względu na rodzaj kwasu. Trzeba również zwrócić uwagę na inne cechy substancji takie jak np. czy dany metal może reagować z kwasem, czy kwas może wyprzeć ten zawarty w soli itd. Z tego względu ograniczymy się do kilku podstawowych sposobów otrzymywania soli:

1. działanie kwasu na metal (pod warunkiem, że dany metal reaguje z żądanym kwasem) dotyczy to zarówno soli kwasów tlenowych jak i beztlenowych. Przykład Zn+H₂SO₄→ZnSO₄+ H₂

2. działanie kwasu na tlenek metalu np.: CaO + H₂SO₄→CaSO₄+H₂O

3. działanie kwasu na wodorotlenek - reakcja znana jako reakcja neutralizacji lub inaczej zobojętniania: NaOH + HCl → NaCl + H₂O

Te trzy metody mają charakter uniwersalny i dotyczą tak soli kwasów tlenowych jak i beztlenowych. Dalsze sposoby to :

4. działanie niemetalu na metal : Cu + S → CuS metoda dotyczy wyłącznie soli kwasów beztlenowych.

Znane są również sposoby właściwe jedynie dla soli kwasów tlenowych.

5. działanie tlenkiem niemetalu (bezwodnik kwasowy) na tlenek metalu: CaO + CO₂ → CaCO₃

6. działanie tlenku niemetalu na wodorotlenek - 2NaOH + SO₂ → Na₂SO₃ + H₂O

Znane są również dalsze sposoby, które mogą być stosowane w wybranych, szczegolnych wypadkach. Można tutaj wymienić:

1. działanie metalu na roztwór soli - metal aktywny wypiera metal mniej aktywny (szereg elektrochemiczny metali): Zn + CuSO₄ → ZnSO₄+ Cu

2. działanie roztworem jednej soli na roztwór innej - jeżeli produktem będzie jedna sól nierozpuszczalna: AgNO₃ + NaCl → NaNO₃ + AgCl(↓)

3. działanie kwasem na roztwór soli - musimy działać kwasem mocnym na sól kwasu słabszego lub lotniejszego: K₂S + 2HCl → 2KCl + H₂S(↑) lecz również Ca₃(PO₄)₂+3SiO₂
   3CaSiO₃ + P₂O₅

Ćwiczenia z zakresu nazewnictwa chemicznego i sposobów otrzymywania podano w części dotyczącej właściwości chemicznych pierwiastków, polecam również ćwiczenia znajdujące się w części metodycznej płyty. Poniżej podano kilka przykładów z testów maturalnych.

Przykładowe zadania z testów maturalnych

1. Poniżej podano wzory dwóch soli nieorganicznych i dwóch soli organicznych: MgSO₄; AlCl₃; (CH₃COO)₂Mg; C₁₅H₃₁COONa podaj nazwy tych soli i napisz po dwa równania reakcji ich otrzymywania, pomiatając, aby każdą z wymienionych soli otrzymać inną metodą.

2. Dane są tlenki pierwiastków znajdujących się w trzecim okresie: Na₂O; Al₂O₃; Cl₂O₇ - określ charakter chemiczny tych tlenków popierając wywód odpowiednimi równaniami reakcji

3. Zapisz równania reakcji otrzymywania trzech różnych soli amonowych kwasu fosforowego(V).

4. Spalanie fosforu przy dużym dopływie tlenu prowadzi do powstania tlenku fosforu(V). Napisz odpowiednie równanie reakcji oraz dwa równania reakcji ilustrujące charakter chemiczny tego tlenku.

5. Ołów w obecności tlenu w nieznacznym stopniu reaguje z wodą. Produktem tej reakcji jest amfoteryczny wodorotlenek ołowiu(II). Napisz równanie opisanej reakcji oraz równania reakcji ilustrujące amfoteryczny charakter wodorotlenku ołowiu(II)

6. Dokończ równania następujących równań reakcji:

• Zn + HNO_{3 stęż.}→

• Cr(OH)₃+ NaOH →

• NaNO₂ + FeSO₄ + H₂SO₄ →

• Fe + H⁺ →

• MnO₄^- + SO₃^- + OH^- →

Współczynniki reakcji 3 i 5 uzgodnij metodą bilansu elektronowego

7. Tlenek krzemu(IV) stapiany z wodorotlenkiem sodu tworzy ortokrzemian sodu. Sól ta pod wpływem wody ulega powolnej hydrolizie tworząc kwas ortokrzemowy o wzorze H₄SiO₄. Napisz odpowiednie równania reakcji.

8. Chrom tworzy tlenki na II, III, i VI stopniu utlenienia. Podaj wzory i nazwy tych tlenków oraz określ charakter chemiczny tych tlenków ilustrując to odpowiednimi równaniami reakcji .

9. Przy pomocy równań reakcji zilustruj następujący ciąg przemian: węglan amonu → węglan sodu → tlenek węgla(IV) → kwas węglowy → wodorowęglan sodu

Rozwiązania zadań

Zad.1

MgSO₄ - siarczan(VI) magnezu

Otrzymywanie (sposoby typowe dla soli kwasu tlenowego):

MgO + SO₃ → MgSO₄

Mg(OH)₂ + SO₃ → MgSO₄ + H₂O

AlCl₃ - chlorek glinu

Otrzymywanie:

2Al + 3Cl₂ → 2AlCl₃

Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O

(CH₃COO)₂Mg - octan magnezu

Otrzymywanie:

2CH₃COOH + Mg → (CH₃COO)₂Mg + H₂

MgCO₃ 2CH₃COOH → (CH₃COO)₂Mg + H₂O + CO₂

C₁₅H₃₁COONa - palmitynian sodu

Otrzymywanie:

(C₁₅H₃₁COO)₃C₃H₅ + 3NaOH → 3C₁₅H₃₁COONa + C₃H₅(OH)₃ - gliceryna

C₁₅H₃₁COOH + NaOH → C₁₅H₃₁COONa + H₂O

Zad. 2

Na₂O - tlenek sodu, aktywnego metalu więc wykazuje właściwości zasadowe. Przykład potwierdzającego to równania reakcji: Na₂O + H₂O → 2NaOH

Al₂O₃ - tlenek glinu, który jest umiarkowanie aktywnym metalem, więc wykazuje właściwości amfoteryczne. Reaguje więc tak z mocnym kwasem jak i mocną zasadą

Reakcja z mocnym kwasem: Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O

Reakcja z mocną zasadą: Al₂O₃ + 2NaOH → 2NaAlO₂ + H₂O

Cl₂O₇ - tlenek chloru(VII), jest tlenkiem kwasowym ponieważ chlor jest typowym niemetalem. Tak więc: H₂O + Cl₂O₇ → 2HClO₄ kwas chlorowy(VII)

Zad. 3

Kwas fosforowy(V) jest kwasem trójprotonowym (H₃PO₄) więc oprócz soli obojętnej tworzy dwie sole kwaśne. Oto przykłady równań reakcji:

H₃PO₄ + NH₃ → NH₄H₂PO₄ - diwodorofosforan(V) amonu

H₃PO₄ + 2NH₃ → (NH₄)₂HPO₄ - wodorofosforan(V) amonu

H₃PO₄ + 3NH₃ → (NH₄)₃PO₄ _ fosforan(V) amonu

Zad. 4

Równanie reakcji spalania fosforu: 4P + 5O₂ → 2P₂O₅

Równania reakcji ilustrujące chemiczny - kwasowy- charakter tego tlenku:

P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄ P₂O₅ + 3CaO → Ca₃(PO₄)₂

Zad. 5

Równanie reakcji ołowiu z wodą: Pb + H₂O + ½O₂ → Pb(OH)₂

Równania reakcji wykazujących charakter amfoteryczny tego wodorotlenku:

Równanie reakcja z mocnym kwasem: Pb(OH)₂ + 2HNO₃→Pb(NO₃)₂ + 2H₂O

Równanie reakcji z mocną zasadą : Pb(OH)₂ + 2NaOH → Na₂PbO₂ + H₂O

ołowian(II) sodu

Zad. 6

Zn + 4HNO_{3 stęż.} → Zn(NO₃)₂+ 2NO₂+2H₂O - jest to przykład reakcji redoks

Zn⁰→Zn²⁺+2e^-

2| N^+V→N^+IV - e^-

Cr(OH)₃ + NaOH → NaCrO₂ + 2H₂O - chromian(III) sodu

NaNO₂ + FeSO₄ + H₂SO₄ → NaNO₃ + Fe₂(SO₄)₃ - jest to reakcja redoks jednak zarówno azot jak i żelazo, według zapisanego równania, ulegają utlenieniu co jest niemożliwe, tak więc zapisana równaniem reakcja nie może zajść

Fe + 2H⁺ → Fe²⁺ + H₂

Zad.7

SiO₂ + 4NaOH → Na₄SiO₄ + 2H₂O pod wpływem wody zachodzi hydroliza soli:

SiO₄^4- + 2H₂O → H₄SiO₄ + 4OH^-

Zad.8

Jeżeli metal posiada kilka wartościowości, to w miarę wzrostu wartościowości charakter jego połączeń zmienia się od metalicznych przez amfoteryczne do kwasowych. Tak więc w podanym przykładzie tlenków chromu:

CrO - zasadowy, więc reaguje z kwasami: CrO+H₂SO₄→CrSO₄+H₂O

Cr₂O₃ - amfoteryczny, reaguje więc zarówno z kwasami jak i zasadami

Cr₂O₃ + 6HCl → 2CrCl₃ + 3H₂O

Cr₂O₃ + 2NaOH → 2 NaCrO₂

CrO₃ -charakter kwasowy, więc reaguje z zasadami: 2NaOH + CrO₃→ Na₂CrO₄+H₂O

Zad. 9

Węglan amonu → węglan sodu. (NH₄)₂CO₃ + 2NaOH → Na₂CO₃ + 2NH₃ + H₂O

Węglan sodu → tlenek węgla(IV): Na₂CO₃ +2HCl → 2NaCl + H₂O + CO₂

Tlenek węgla(IV) → kwas węglowy: CO₂ + H₂O → H₂CO₃

Kwas węglowy → wodorowęglan sodu: H₂CO₃ + NaOH → NaHCO₃ + H₂O

7

---