1.ANOMALNE WŁAŚCIWOŚCI LITU:
temp. top. i wrzeń. Li jest względnie wysoka w porównaniu z temp. wrzen. i top. Pozostałych litowców.
Lit jest dużo twardszy niż pozostałe litowce.
Lit reaguje z tlenem najmniej chętnie i tworzy się tlenek a nie nadtlenek jak w przypadku pozostałych litowców.
Lit jest pierwiastkiem najmniej elektrododatnim, dlatego wiele jego związków jest stosunkowo mało trwałych.
Li z N tworzy Li3N (azotek litu), co jest cechą charakterystyczną dla pierwiastków grupy II, niż pozostałych litowców.
Następujące sole litu: Li2CO3, LiF, Li3PO4 są w H2O stosunkowo trudno rozpuszczalne- analogicznie jak tego samego typu sole Mg, w odróżnieniu od reszty litowców
LiOH jest w wodzie ok. 4 do 5 razy trudniej rozpuszczalny od wodorotlenków pozostałych litowców.
Jony Li są najsilniej hydratowane spośród pozostałych litowców (jony Mg są najsilniej hydratowane spośród berylowców).
LiHCO3 jest w H2O łatwiej rozpuszczalny od Li2CO3 co jest charakterystyczne dla berylowców w odróżnieniu od pozostałych litowców.
LiHS jest najmniej trwały od wodorosiarczków pozostałych litowców.
LiH jest bardziej trwały od wodorków pozostałych litowców i o wiele lepiej się rozpuszcza się w bezwodnych rozpuszczalnikach organicznych.
Lit tworzy imidek gdy pozostałe litowce nie tworzą imidków.
Lit w odróżnieniu od siarczków pozostałych litowców nie tworzy ałunów.
Związki litoorganiczne są kowalencyjne co jest raczej rzadkością u pozostałych związków organicznych litowców (duża lotność \, rozpuszczalność w węglowodorach, lub w spolimeryzowanych ciałach stałych , czasem niektóre z nich zapalają się w kontakcie z powietrzem).
Lit rozpuszcza się w polarnych rozpuszczalnikach organicznych, pozostałe chlorki litowców w mniejszym stopniu.
lit nie tworzy związków na –1 st. utl.
2.anomalne właściwości berylu
małe rozmiary duży ładunek, tworzy związki o zdecydowanym udziale wiązania kowalencyjnego.
związki berylu rozpuszczają się w rozpuszczalnikach organicznych, natomiast w H2O ulegają hydrolizie. sole berylu charakteryzują się wysoką temp. Top. w odróżnieniu od innych berylowców.
przejawia tendencje do tworzenia licznych związków kompleksowych w odróżnieniu od innych berylowców
beryl analogicznie jak glin roztwarza się w wodorotlenkach litowców lub w stopionych wodorotlenkach litowców w odróżnieniu od innych berylowców: Be+2NaOH+H2O→Na2[Be(OH)4]+H2 Be+2NaOH→T→Na2BeO2+H2
wodorotlenek berylu jest amfoteryczny w odróżnieniu od innych berylowców
beryl pod wpływem stężonego HNO3 ulega pasywacji pokrywa się warstewką pasywną BeO w odróżnieniu od innych berylowców
wodorek berylu jest wodorkiem kowalencyjnym w odróżnieniu od wodorków Ca, Sr, Ba
tlenek berylu ma sieć przestrzenną typu wurcytu sieć typowa dla związków o wiązaniach kowalencyjnych.
pozostałe tlenki mają wiązanie jonowe i typ sieci NaCl
beryl nie tworzy nadtlenków w odróżnieniu od innych berylowców
sproszkowany beryl i jego sole są silnie toksyczne.
5. otrzymywanie sody
met Leblanca: 2NaCl+H2SO4→Na2SO4+2HCl
Na2SO4+2C→Na2S+2CO2
Na2S+CaCO3→Na2CO3+CaS Na2CO3⋅10H2O (69%H2O)
met. Solwaya – polega na nasyceniu NaCl amoniakiem i CO2:
NH3+H2O+CO2→NH4HCO3
NH4HCO3+NaCl→NaHCO3+NH4Cl
2NaHCO3→(T)→Na2CO3+H2O+CO2
13.Dlaczego nie można gasić magnezu wodą?
ponieważ magnez pali się nadal po umieszczeniu go w atmosferze pary wodnej. Magnez rozkłada wodę z wydzieleniem H2. Mg+2H2O→Mg(OH)2+H2 podczas tej reakcji wydziela się duża ilość ciepła dlatego tworzy się MgO i pewne ilości Mg3N2.
3. Termit Goldschmita (aluminotermia)
Reagująca mieszanina drobnych ziaren aluminiowych z tlenkiem żelaza: 3Fe3O4+8Al→4Al2O3+9Fe do zapoczątkowania reakcji potrzebne jest lokalne podgrzanie mieszaniny. Reakcja przebiega z wydzieleniem dużych ilości ciepła takich że wydzielone wolne żelazo ulega stopieniu. ΔH=-3396kJ/mol. Termit G. Jest stosowny również do otrzymywania niektórych metali z ich tlenków.
14. metody oczyszczania boksytów.
znane są dwie metody: 1. alkaliczna a) metoda mokra polega na tym że zmielone boksyty poddaje się działaniu NaOH (trawienie) przy trawieniu za pomocą NaOH glin przechodzi do roztworu w postaci glinianów NaAlO2 a żelazo pozostaje w fazie stałej {FeO(OH)}. wydzielenie Al(OH)3 z roztworu glinianu następuje pod działaniem CO2 2 NaAlO2+CO2+3H2O→2Al(OH)3+Na2CO3 Al(OH)3→T→Al2O3 b)metoda sucha polega na tym że zmielone boksyty stapia się sodą i wapniem. Wodorotlenek glinu przechodzi w glinian 2AlO(OH)+Na2CO3→2NaAlO2+CO2+H2O z otrzymanego spieku ługuje się glinian sodu wodą. 2.metoda kwaśna – polega na ługowaniu boksytów za pomocą H2SO4 i powstaje Al2(SO4)3
17. H3BO3 w roztworach wodnych
H3BO3-cząsteczki płaskie. W stanie stałym łączą się ze sobą za pośrednictwem wiązań wodorowych tworząc warstwy powiązane między sobą tylko w skutek działania sił międzycząsteczkowych. W temp. powyżej 400K kw. ortoborowy traci część wody i przechodzi w kw. metaborowy:
H3BO3→HBO2+H2O-dehydratacja
Kw. ortoborowy jest bardzo słabym jednoprotonowym kwasem który w roztworach działa nie jako donor protonów lecz jako akceptor jonów wodorotlenowych. Wykazuje więc właściwości kw. Lewisa. H3BO3+2H2O→H3O++[B(OH)4]
22. Co to jest zielone złoto?
Zielone złoto to stop 75%Au, 20%Ag, 5%In -stosowany w jubilerstwie.
29. Diboran-B2H6
Synteza: 4BCl3+3Li[AlH4]→2B2H6+3LiAlCl4
B2O3+Al.+AlCl3+H2→480K,75MPa→B2H6+Al2O3+AlCl3
6LiH+8(C2H5)2O∙BF3→6LiBF4+8(C2H5)2O+B2H6
diboran-(dwuborowodór)-należy do najprostszych boranów, przypisuje mu się strukturę, w której dwa atomy wodoru tworzą mostek pomiędzy obu atomami borurysunek)
Reakcje:B2H6+6H2O→2H3BO3+6H2
B2H6+2NaH→2NaBH4
39.Otrzymywanie Al
AlCl3+3K→T→Al.+3KCl
Elektroliza stopionego Na[AlCl4]
Elektroliza stopionej mieszaniny boksytu, knolitu Na3AlF3 i fluorytu CaF2 w temp 1220K
45.Struktura hydroboranu berylu - wł.
Be(BH4)2 . Hyd.ber., glinu i niektórych pierwiastków przejściowych są lotne, przy czym lotność wzrasta w szeregu Na, Be, Al. Hydroboran berylu wykazuje budowę kowalencyjną (wiązania pomiędzy metalem a gr.BH4). W związku tym występują mostki wodorowe utworzone przez wiązania analogiczne do wiązań trójcentrowych B-H-B. Bor wykazuje hybryd. sp3
BeH2+B2H6 = Be(BH4)
48.Boraks- wzór ,struktura.
Na2B4O7*10 H2O-dobry środek antyseptyczny jest to str. skomplikowana [B4O5(OH)4]2-, dwa atomy B są o liczbie koordynacyjnej LK=4, a dwa o o LK=3. Wzór boraksu [Na(H2O)4]2 [B4O5(OH)4] Zastosowanie: zmiękczanie wody, klarowanie szkła, oczyszczanie powietrza, substrat dla innych zw.
63.Biały grafit BN
– otrzym. m.in. na drodze bezpośredniej syntezy z pierw. W wysokich temp. Jest jedną (najważniejszą) odmianą polimorficzną azotku boru
posiada budowę warstwową - tak jak grafit, strukturę heksagonalną, różni się od grafitu tym że nie przewodzi prądu elekt., duża odporność chem., stosowany jako wysoko temperaturowy smar. W temp czerwonego żaru
reaguje z parą wodną dając kw. ortoborowy: BN+3H2O=H3BO3+NH3
66.Diboran B2H6-otrzym.:4BCl3+Li[AlH4]=2B2H6+3LiAlCl4, B2O3+Al.+AlCl3+H2-75MPa450K=B2H6+Al2O3+AlCl3.
4. Roztwarzanie minii
Pb3O4 otrzymujemy przez utlenianie PbO tlenem atmosferycznym w temp. 770K. Minie można uważać za ortoołowian ołowiu (II) Pb2PbO4 gdyż zawiera ona 2 at. Ołowiu na drugim st. utl. i. jeden atom na IV st. utl. Podziałaniem HNO3 rozpuszcza się tylko częściowo a częściowo przechodzi w PbO2. Pb3O4+4HNO3→2Pb(NO3)2+PbO2+2H2O. minia ma barwę czerwoną i służy do ochrony żelaza przed korozją. Pb3O4+8CH3COOH→2Pb(CH3COO)2+ Pb(CH3COO)4+4H2O. Rozpuszczalność Pb(CH3COO)4 jest 4 razy mniejsza niż rozpuszczalność Pb(CH3COO)2.. Pb(CH3COO)4jest utleniaczem.
11. Masło Cynowe
Niektóre czterohalogenki wydzielają się z roztworów tworząc krystalohydraty np. hydrat czterochlorku cyny wydziela się jako SNCl4⋅5H2O w postaci miękkiej masy zwanej masłem cynowym.
25. Złoto mozaikowe
Otrzymuje się na drodze suchej SnS2
Sn+S2→T→SnS2 (złote płatki)
SnCl4+2H2S→SnS2+4HCl
Złoto mozaikowe w postaci złotych łusek znajduje zastosowanie jako złota farba malarska-używana do dekoracji
27. Silany, silikony, siloksany.
Krzem tworzy z wodorem połączenia zwane salinami (dawniej krzemowodory) Ich struktura jest analogiczna do węglowodorów nasyconych i wyrażają się wzorem: SinH2n+2. salinami o największej masie cząsteczkowej jest dekasilan Si10H22 oraz pentadekasilan Si15H32. Najprostszy spośród krzemowodorów, to monosilan SiH4.
SiCl4 + LiAIH4 = SiH4 + LICI + AlCl3
W analogiczny sposób z sześciochlorku dwukrzemu, Si2Cl6, wytwarza się disilan, Si2H6:
2Si2Cl6 + 3LiAlH4 = 2Si2H6 + 3LiCl + 3AICl3
Metoda otrzymywania SiH4 polega na bezpośrednim uwodornianiu SiO2 pod p=49MPa w temp 450K lub krzemianów w eutektycznej mieszaninie stopionych soli NaCl+AlCl3 zawierających rozdrobniony Al. Przypuszcza się, że jako produkt pośredni tworzy się b. nietrwały związek AlHxCl3-x , a proces uwodornienia przebiega zgodnie ze schematem:
Al.+AlCl3→H2→AlHxCl3-x→SiO2→SiH4
Silany wykazują mniejszą odporność od alkanów:
Si5H12→T→Si2H6+SiH4+2/x∙(SiH)x
Ca2S4+bezwodny CH3COOH→(SiH2)n – produkt stały zwany posilanem.
(rysunek)
wszystkie silany – reagują gwałtownie z tlenem, a ich pary zapalają się w zetknięci z powietrzem (samorzutnie i wybuchowo rozkładają się na powietrzu na SiO2 i H2O) z wodą czystą lub zakwaszoną nie reagują. W obecności śladów alkalidów ulegają szybkiej hydrolizie, dając uwodornioną krzemionkę i wodór: SiH4+(n+2)H2O=SiO2 ∙nH2O+4H2
Silany są silnymi reduktorami: MnO4¯→MnO2
Hg(II)→Hg(0)
Silany w temp. pokojowej reagują wybuchowo z fluorowcami (pochodne silanów-halogenosilany).
SiH4+HCl→Al2Cl6→SiH3Cl+H2 (SiH2Cl2,SiHCl3)
Jodek sililu SiH3I daje z sodem reakcję typu Wurtza
2SiH3I+2Na→Si2H6+2NaI,
2SiH3X→SiH2X2+SiH4 - r. dysproporcjonowania
Halogenosilany w obecności wody ulegają kondensacji z odszczepieniem odpowiedniego fluorowcowodoru HX.
H3-Si-Cl+H-O-H+Cl-Si-H3+H3Si-O-SiH3+2HCl
Produkty kondensacji zwane siloksanami-zawierające łańcuch złożony z atomów tlenu i krzemu, są bardziej odporne chemicznie niż silany. Odporność chemiczną siloksanów można znacznie zwiększyć zastępując atomu wodoru organicznymi rodnikami alkilowymi-CH3 lub arylowymi C6H5 W ten sposób uzyskuje się silikony-odznaczające się małą aktywnością chemiczną dużym zastosowaniem. Materiałem wyjściowym z którego otrzymuje się silikony są alkilochlorosilany. Substancje te otrzymuje się zw. Grignarda na SiCl4 :
RMgCl+SiCl4→RSiCl3+MgCl2
Silikony zależnie od warunków ich otrzymywania produkuje się w postaci oleju i żywic.Duza odporność chemiczna i termiczna powoduje że stosuje się je jako np. smary do sprzętu laboratoryjnego pracującego pod zwiększonym ciśnieniem. Trimetylochlorosilan (CH3)3-żywice silikonowe-są skomplikowanymi produktami kondensacji i dobrym materiałem do wyrobu izolacji elektrycznej.
62.Purpura Kasjusza:
SnO2 – absorbuje na swojej pow. cząsteczki złota dając żel o czerwonej barwie – Purpur Kasjusza. Stosuje się ją jako farbę do barwienia szkła i porcelany. 2Au3++3Sn2++6H2O=12H++3SnO2+2Au.
między wstęgi wbuduwuje się jony OH lub F np. tremolit, CoMgSi2O6
Krzemiany o anionach warstwowych – krzemiany w których występują warstwy utworzone przez czworościany krzemotlenowe [SiO4] w taki sposób, że każdy z nich ma trzy naroża wspólne z trzema innymi czworościanami a wolne wierzchołki znajdują się po jednej stronie płaszczyzny.
krzemiany o trójwymiarowej strukturze anionu – czasami czworościany krzemotlenowe [SiO4] łączą się ze sobą w ten sposób, że każdy z nich ma cztery naroża wspólne z innymi czworościanami. W rezultacie powstaje ciągła struktura trójwymiarowa tzw. szkieletowa (kwarc, krystobalit). Na każdy atom krzemu przypadają w niej . struktury tego typu wykazują wszystkie odmiany polimorficzne SiO2.
40.Fulereny-to nowa odmiana cząsteczkowego węgla, posiadająca strukturę cząsteczkową. Są one pierwszą i jedyną trwałą odmianą czystego węgla, bo fulereny nie potrzebują nie potrzebują żadnych dodatkowych atomów wysycających wiązania ni ich powierzchni w doróżnieniu od diamentu i grafitu, które po przełupaniu natychmiast pokrywają się wodorkiem wysycającym ich zerwane wysycenia. Fuleren łatwo krystalizuje dając pólprzezroczyste brązowe sześciokątne płytki gwiazdki o metalicznym połysku. Nie rozpuszczają się w wodzie ani w eterze rozpuszczając się natomiast w węglowodorach i CCl4. Cząsteczki C60 (klastery o budowie piłki futbolowej) o unikalnym stabilnym kształcie można uzyskać dzięki odparowaniu grafitu w silnym strumieniu helu. Cząsteczki te mają wyjątkowa trwałość co zawdzięczają doskonale symetrycznemu kształtowi piłki futbolowej. Cząsteczka C60 zawiera 20 sześciokątów natomiast C70 ma 25 i przypomina piłkę do rugby każda z nich ponadto musi zawierać 12 pierścieni pięcioczłonowych. W środku cząsteczki fulerenu (wewnątrz pustej) można umieścić atom metalu np. K, Cs, Za, V, itd. Fuleren C60 zdołano uwodnić w dwóch etapach: C60+9H2→C60H18 , C60H18+9H2→C60H36.
Najbardziej interesujące możliwości zastosowania fulerenów pojawiają się w elektrotechnice. Wielka różnorodność tych materiałów umożliwia ułożenie ich w postaci izolatorów, przewodników, półprzewodników i nadprzewodników (odpowiednie domieszkowanie). Łączac C60 z potasem można otrzymać nową fazę metaliczną. C60F60 są to tzw. Piłki teflonowe, mogą być najlepszymi na świecie smarami. Fulereny łatwo wchodzą w reakcje z fluorem dając związki charakteryzujące cię parzystą liczbą atomów fluoru w cząsteczce np. C60F36, C60F60. Fulereny tworzą związki addytywne. Działając na zredukowane fulereny jodkiem metlu otrzymujemy jasnobrunatne ciało stałe składające się z mieszaniny polietylowych fulerenów zawierających od 1 do 24 grup metylowych. Etylowanie C60 i C70 stwarza możliwość wprowadzenia do cząsteczki fulerenów także innych grup funkcyjnych co umożliwia wykorzystanie pochodnych fulerenów jako odczynników w syntezach chemicznych.
47.Reakcja kwasu ortokrzemowego z H2O :
nie ma takiej reakcji(nie hydrolizuje)
Hydrolizie ulegają sole kw. ortokrzemowego Na4SiO4+4H2O=H4SiO4+4NaOH
Kwas ten wykazuje tędęcję do odszczepiania H2O i kondensowania się w układy wielokrzemowe (powstaje kwas ortodikrzemowy)
50.Otrzymywanie Si
SiO2+2Mg=MgO+Si wydzielony krzem zawiera domieszki B i P pozbywamy się ich dodając HCl przeprowadzając Si w trichlorosilan Si+3HCl=SiHCl3+H2 następnie oczyszczamy poprzez destylację frakcjonowaną .Trichlorosilan rozkłada się w T = 1500K drobnokrystaliczny Si poddajemy dalej stopnieniu strefowemu w wysokiej próżni
72.PODTLENEK WĘGLA: C3O2
Jest to bezbarwna substancja gazowa (temp. Wrzenia 280K) tworząca się w czasie odwadniania kwasu malonowego za pomocą P4O10 w próżni: H2C(COOH)2→P4O10→O=C=C=C=O
dlatego uważany jest za bezwodnik kw malonowego H4C3O4. pod normalnym ciśnieniem ulega on polimeryzacji na bezwonny produkt. W czasie hydrolizy tworzy ponownie kw malonowy. Cząsteczka C3O2 ma krztałt liniowy, hybrydyzacja sp. C3O2 bezbarwny gaz o nieprzyjemnym zapachu, spala się niebieskim płomieniem dając CO2.
18. Otrzymywanie potażu-K2CO3
K2CO3-biały proszek, b. dobrze rozp. w wodzie, z roztworów krystalizuje w postaci hydratów (K2CO3⋅2H2O). Z kwasami rozkłada się dając CO2. Jest to sól silnie higroskopijni, służy do wyrobu miękkich mydeł i szkła potasowego, ma również zastosowanie do osuszania rozpuszczalników nieorganicznych (bezwodny potaż) oraz do otrzymywania innych soli potasu.
Dawniej potaż otrzymywany był na dużą skalę z popiołu drzewnego. Obecnie najczęściej w reakcjach:
1.2KCl+3(MgCO3⋅3H2O)+CO2→2(KHCO3⋅MgCO3⋅4H2O)+MgCl2
2(KHCO3⋅MgCO3⋅4H2O)→333K→K2CO3+2(MgCO3⋅3H2O)+3H2O+CO2 Strącającą się sól podwójną rozkłada się za pomocą CO2 na MgCO3-nierozpuszczalne. K2CO3rozpuszczalne.
2.2KOH+CO2→K2CO3+H2O
3.K2SO4+Ca(OH)2+2CO→p=30atm→CaSO4+2HCOOK
2HCOOK+O2→K2CO3+CO2+H2O
4.Metoda Lablanca
2KCl+H2SO4→K2SO4+2HCl
K2SO4+2C→K2S+2CO2
K2S+CaCO3→K2CO3+CaS
K2CO3 nie jest otrzymywane met. Solvaya ponieważ jest zbyt mała różnica rozpuszczalności pomiędzy K2CO3 a KHCO3
23. Jak pozbyć się nadmiaru chloru przy produkcji wapna palonego?
CaCO3→T→CaO+CO2 dodajemy H2S Cl¯+H2S→Cl2+
Wapno palone otrzymujemy przez spalanie CaCO3:
CaCO3→T→CaO+CO2
Na tlenek działa się NH4Cl i wodą otrzymując CaCl2, po czym poddaje się skroplony chlorek elektrolizie.
28. Biel litoponowa
BaS+ZnSO4→BaSO4+ZnS
Zastosowanie:
Jako biała farba malarska (Do bielenia ścian), materiał kontrastowy do wypełniania żołądka i jelit w badaniach rentgenologicznych i jako materiał do wypełniania masy papierowej.
33. Wapno chlorowane-otrzymywanie, wzór rzeczywisty.
Wapno chlorowane jest to produkt działania chloru no wodorotlenek wapnia, tani środek dezynfekcyjny, był uważany za sól mieszaninę kwasu solnego i podchlorawego.
Cl2+Ca(OH)2→CaCl(ClO)+H2O W rzeczywistości stanowi on mieszaninę podchlorynu wapnia Ca(ClO)2∙4H2O z zasadowym chlorkiem wapnia o składzie zbliżonym do CaCl2∙Ca(OH)2H2O
43.Związki litowców na –1 stopniu utl.
Związki te tworzą Rb,Cs,K i Na; Li nie tworzy. Do tego rodzaju związków należą kryptaty. Kryptaty tworzą trwałe kompleksy z kationami litowców. Jeżeli doda się 2 mole litowca więcej w stosunku do kryptatu, to połowa tego litowca przechodzi w formę kationową, a druga na skutek solwatacji przechodzi w jednoujemny anion. Np.:
Sodek kryptatu(I) -[Na(kryptat)]+[Na-]
49.Otrzymywanie Mg
1.MgO+Cl2+C=MgCl2+CO elektroliza MgCl2 w T ok.1000K, anoda-Fe a katoda –grafit. Reakcję przeprowadza się w atmosferze gazu inertnego w tej T stopiony Mg wypływa na pow. elektrolitu I możemy go zbierać czerpakiem (czystość 99,8%) 2.MgO+ C= Mg+CO (T=2300K) karboredukcja kosztowna
3.2(MgO*CaO) + Si=2CaO*SiO2+2Mg
4.MgO+ CaC2=Mg+CaO+2C
87.Wodorek magnezu. MgH2- ma wł. wodorków jonowych i kowalencyjnych .Można go otrzymać na drodze bezpośredniej syntezy z pierwiastków przy zwiększonym ciś. wodoru.
Oraz : 1)Mg(C2H5)2 -temp-= MgH2+2C2H4. 2)C2H5MgI=MgH2+C2H3I. 3)2Mg(CH3)2+Li[AlH4]-eter-= 2MgH2+Li[Al(CH3)4]. W czasie ogrzewania ulega łatwo rozpadowi na pierwiastki, dzięki temu znalazł zastosowanie w prototypach samochodów napędzanych wodorem.
6LiH+8(C2H5)2O*BF3=6LiBF4+8(C2H5)2+B2H6
Diboran należy do najprostszych boranów przypisuje mu się strukturę w której dwa atomy wodoru tworzą mostki pomiędzy oboma atomami boru (hybryd.sp3) rys.
Schemat nakładania się zhybrydyzowanych orbitali sp3boru na orbital s atomu H, kształt zdelokalizowanego orbitalu trójcentrowego w cząsteczce diboranu (orbital bananowy) B-H-B. B2H6+6H2O= 2H3BO3+6H2(kw. ortoborowy), B2H6+2NaH=2NaBH4.
68. BH3
BH3 nie występuje osobno tylko w postabi adduktów w których odgrywa rolę kwasu Lewisa, Jako przykład mogą posłużyć addukty BH4¯ i (CH3)3N∙BH3 z jonem wodorowym oraz trimetyloaminą stanowiącymi zasady Lewisa. Badania termochemiczne wykazują że entalpia dimeryzacji BH3 na B2H6 wynosi ΔH=-150 kJ/mol, co wyjaśnia termodynamiczne przyczyny znacznie większej trwałości B2H6 niż BH3.
73. OKSOBORANY
Oksoborany – czyli sole kwasów borowych. Większość Oksoboranów wywodzi się od skondensowanych kwasów borowych nieznanych w stanie wolnym . struktura oksoboranów wykazuje pewne anologie do struktury krzemianów i fosforanów. Aniony oksoboranów składają się z prostych trójkątnych grup [BO3] połączonych ze sobą za pośrednictwem atomów tlenu, podobnie jak łączą się tetraedryczne grupy [SiO4] w krzemianach i [PO4] w skondensowanych fosforanach. Struktura anionów oksoboranowych jest jednak o tyle bardziej skomplikowana, że obok grup [BO3] pojawiają się w nie także tetraedryczne grupy [BO4].
a)w ortooksoboranach – tworzone tylko przez metale trójwartościowe (ScBO30, InBO3, występują płaskie aniony BO33.
b) w pirooksoboranach (pentaoksodiboranach) np. w Ca2B2O5, anion tworzony jest przez dwie grupy [BO3] łączy się za pośrednictwem jednego wspólnego atomu tlenu.
c)w metaoksoboranach – anion o składzie (BO2)n3 występuje w postaci sześcioczłonowych pierścieni (np. w metaoksoboranie sodu) lub w postaci długich łańcuchów (np. w metaoksoboranie wapnia).
77. Borazyna –wzór strukturalny, reakcje z CH3OH.
Borazyna B3N3H6 – tzw. nieorganiczny benzen . 3B2H6+NH3→-3H2,T→3[H2B(NH3)2]++[BH4]-→-9H2→2B3N3H6 związek ten jest izostrukturalny i izoelektronowy z benzenem w wykazuje podobne właściwości fizykochemiczne. Jest bardziej aktywny od benzenu ze względu na większą elektroujemność.
78. KLASYFIKACJA Boranów.
Znanych jest 5 klas boranów typu: BNHM i BnHmx.
1)Claso-borany (klatka) – kturych struktury maja postać zamkniętych klasterów poliedrycznych zawierających n at boru np. BnHn2.
2)Nido-borany (gniazda) – o częściowo otwartych strukturach w których klaster Bn zajmuje n naroży wielościanu mającego n+1 naroży np. BnHn+4, BmHn+3
3)Arachno-borany (sieć pajęcza) – o bardziej niż nido-borany otwartych klasterach, w których at. B zajmują n naroży wielościanu mającego n+2 naroży.
4)Hypho-borany (sieć) – o najbardziej otwartych klasterach w których at zajmują n naroży np. B8H16.
5)Concjuncto – borany (łącze) o strukturach utworzonych poprzez połączeni dwóch lub więcej klastrów przestrzennych poprzenich klas. np. BnHn
80. PERBORAKS- BUD. OTRZYM. ZAST. WŁAŚC. FIZ. I CHEM.
Perboraks – Na2B4O7⋅H2O2⋅9H2O – należy do peroksoboranów, które są uwodnionymi boranami, w których część cząsteczek wody została zastąpiona cząsteczkami H2O2. powstaje w reakcji: 4H3BO3+Na2O2+4H2O→Na2B4O7⋅ H2O2⋅9H2O. Występuje w postaci trimerów. Ma właściwości utleniające i stosuje się go jako środek bielący, dodawany do proszków do prania, środek rozjaśniający włosy w kosmetyce, a także jako środek dezynfekcyjny.
85. Perboraks.:
Na2B4O7*H2O2*9H2O- należy do perboraksów które są uwodnionymi boranami, w których część cząsteczek wody zastąpiona została cząsteczkami H2O2. Otrzym:
4H3PO3+Na2O2+4H2O=Na2B4O7*H2O2*9H2O. Perboraks ma właś. utleniające i stosuje się go jako środek bielący, dodawany do proszków do prania, środek rozjaśniający włosy w kosmetyce, a także jako środek dezynfekcyjny. Wytstępuje w postaci trimerów : (Na-O-O-B-O)3.
34. Jakim związkiem wykrywamy CO w chemii analitycznej?
I2O5+5CO→5CO2+I2 , I2O5-służy do wykrywania i oznaczania CO ponieważ utlenia CO do CO2, przy czym powstaje jod elementarny.
PdCl2+H2O+CO→Pd+2HCl+CO2 , PdCl2∙2H2O-również znajduje zastosowanie w chemii analitycznej do wykrywania CO.
35. Karbonylki
Karbonylki-zw.met. gr. przejści. z tlenkiem węgla. Zw. Kompleksowe, w których met. jest na 0 st.utl. Mogą być 1. jednordzeniowe M(CO)y, 2.dwurdzeniowe M2(CO)y,
3. wielordzeniowe Mx(CO)y.
Karbon. proste są tworzone przez metale o parzystej liczbie elekt. walencyj., wyj. karb. wanadu V(CO)6. karbonylki jako typowe zw. kowalencyjne rozpuszczają się dobrze w rop. Organicznych.
SYNTEZA:
1. bezpośrednia synt. Met. i CO: najłatwiej otrzymać czterokarbonylek niklu
Ni + 4CO = Ni(CO)4: reakcja zachodzi w temp pokoj. i pod ciś. atmosf. jeżeli użyjemy metalu rozdrobnionego świeżo otrzymanego przez redukcje. 2. synteza Co2(CO)8: 2CoCO3 + 2H2 + 8CO = Co2(CO)8 + 2CO2 + 2H2O
3. działanie CO pod ciś 20-30 MPa na zawiesinę halogenków odpowiednich metali w rozpuszczalnikach organicznych w obecności reduktorów np.: synteza heksakarbonylku chromu Cr(CO)6 przeprowadzona z CrO3 i CO w obecności Al2O3 i sproszkowanego Al w zawiesinie benzenu. 4. Redukcja tlenków metali przejściowych przeprowadzona za pomocą CO pod wysokim ciśnieniem. Re2O7 + 17CO = Re2(CO)10 + 7CO2 5. Karbonylki wielordzen. otrzym. przez ogrzewanie lub naświetlanie np. światłem nadfioletowym karbonylków prostych.
STRUKTURA: w karbonylkach jednordzeń. wiązanie H-C-O jest liniowe, heksakarbonylki wykazują strukture oktaedryczną. Przyjmuje się że orbital ‘sigma’ powstaje na skutek pokrywania się orbitalu hybrydyzowanego atomu węgla zajętego przez parę elektronową w cząsteczce CO z pustym orbitalem dx2y2 atomu centralnego. Równoczesne pokrywanie się obsadzonych elektronami orbitali np. dxy z pustymi antywiążącymi, orbitalami ‘pi*’ cząsteczki CO prowadzi do powstania orbitali ‘sigma’.
W karbonylkach wielordzeniowych obok liniowo związanych cząsteczek CO występują również cząsteczki CO tworzące mostek pomiędzy dwoma atomami metalu.
W tym przypadku przyjmuje się zmianę hybrydyzacji atomu węgla z sp3 na sp2. Jeden z orbitali zhybrydyzowanych tworzy teraz wiązanie w kombinacji liniowej z odpowiednim orbitalem atomu tlenu. Dwa pozostałe zostają wykorzystane do utworzenia wiązań z atomami metalu. W ligandzie CO mogą utworzyć się zamiast dwóch tylko jedno wiązanie ‘pi’ , a mianowicie przy użyciu niezhybrydyzowanego orbitalu atomu węgla. Wiązanie węgiel-tlen staje się teraz wyraźnie słabsze niż w wolnej cząsteczce CO.
50.Otrzymywanie Si
SiO2+2Mg=MgO+Si wydzielony krzem zawiera domieszki B i P pozbywamy się ich dodając HCl przeprowadzając Si w trichlorosilan Si+3HCl=SiHCl3+H2 następnie oczyszczamy poprzez destylację frakcjonowaną .Trichlorosilan rozkłada się w T = 1500K drobnokrystaliczny Si poddajemy dalej stopnieniu strefowemu w wysokiej próżni
-ortokrzemiany tj.krzeminy zawierające oddzielny jon [SiO4]4
-krzemiany wyspowe zaweierające oddzielny zespół gróp krzemotlenowych {Si2O7]6, [SiO3]9, [Si6O18]12
-krzemiany o anionach łańcuchowych i wstęgowych
-krzemiany o anionach warstwowych
-krzemiany o trójwymiarowej (szkieketowej) strukturze anionu
ortokrzemiany - wywodzą się od kw ortokrzemowego H4SiO4 i zawierają jony SiO44 w postaci czterościanów, które nie mają żadnych naroży wspólnych z innymi czterościanami w sieci przestrzennej. Typowymi przykładami są fenakity Be2SiO4, willemity Zn2SiO4 oraz olwin Mg(Fe)2SiO4 .
krzemiany wyspowe zawierają bardziej skomplikowane aniony stanowiące oddzielne zespoły tetraedów krzemotlenowych: [Si2O7]6, [Si3O9]6, [Si6O18]12
krzemiany o anionach łańcuchowych i wstęgowych
struktury łańcuchowe – pirokseny (polimetakrzemiany). Równoległe łańcuchy są ze sobą połączone przez takie aniony jak Ca2+, Mg2+, Fe2+, a czasem Na+ lub Al3+. Przykłady: enstatyt (Mg,Fe)2Si2O6, diopsyd (Ca,Mg)Si2O6
struktury wstęgowe – amfibole (politetrakrzemiany). Każda wstęga związana jest jonami dodatnimi z sąsiednimi. Ponadto
75. WĘGLIKI – PODZIAŁ I WŁAŚCIWOŚCI
węgliki dzielimy na :
-jonowe typu soli
zawierające aniony C4, C22, lub C34, otrzymuje się je przez ogrzanie odpowiedniego metalu lub jego tlenku z węglem lub węglowodorem. Węgliki jonowe tworzą węgiel z pierwiastkami grup IA, IIA, IIIB. Węgliki jonowe dzieli się na 3 typy:
acetylenki CaC2+2H2O→C2H4+Ca(OH)2
metanki Al4C3+12H2O→3CH4+4Al(OH)3
allilki Mg2C3+4H2O→CH3C≡CH+2Mg(OH)2 CaC2 – karbid ma zastosowanie do produkcji acetylenu oraz cyjanoamidu wapnia CaCN2: CaC2+N2→T→CaCN2+C CaCN2+3H2O→CaCO3+2NH3
-międzywęzłowe (metaliczne) powstają w wyniku bezpośredniego działania węgla na metale IVB, VB, VIB. Są to substancje trudnotopliwe, twarde a jednocześnie kruche i bierne chemicznie – ulegają tylko działaniu silnych środków utleniających. Wykazują one pewne cechy metaliczne: połysk metaliczny i dobre przewodnictwo elektryczne. Atomy metali tworzące ten typ węglików mają z reguły znacznie większe promienie atomowe r>130pm niż węgiel r=77pm. Sieci przestrzenne tych węglików zbudowane są z atomów metali oraz atomów węgla znajdujących się w przestrzeniach międzywęzłowych: MoC, WC, TiC. Ze względu na dużą twardość i ogniotrwałość węglików tytanu, i wolframu znajdują one zastosowanie do wyrobu materiałów, którymi pokrywa się ostrza do szybkościowego ścierania metali do wyrobu matryc.
- kowalencyjne węglikami tego typu są związki węgla z pierwiastkami o zbliżonej elektroujemności np. SiC, B4C, SiC SiO2+3C→2200K→SiC+2CO Twardość jego jest zbliżona do twardości diamentu. Znajduje zastosowanie jako materiał szlifierski, do wyrobu tygli i ogniotrwałych elementów grzewczych do pieców elektrycznych. SiC stosuje się do wyrobu pojemników paliwowych wysoko temperaturowychchłodzonych gazem reaktorów jądrowych.
węgliki typu węgliki żelazowe – metale o promieniach atomowych mniejszych od 130pm, Fe, Cr, Co, Ni, tworzą węgliki o właściwościach pomiędzy węglikami jonowymi i międzywęzłowymi. Od węglików międzywęzłowych różnią się strukturą sieci przestrzennej oraz większą reaktywnością chemiczną. Węgliki te reagują z H2O, rozcieńczonymi kwasami np. Fe3N, Ni3C są zbudowane w ten sposób, że at węgla znajdują się wewnątrz słupów trygonalnych utworzonych przez at metali, natomiast w Cr3C2 atomy C tworzą łańcuchy. Fe3C – cement, występujący w postaci oddzielnej fazy krystalicznej w żelazie surowym.
46.Pochodne karbonylków - otrzym.
Przeniesienie elektronów dostarczanych przez litowce umożliwia uzyskanie w bezwodnym środowisku anionów karbonylowych , którym odpowiadają sole kompleksowe np.
Fe(CO)5+2Na=[Fe(CO)4]-2+2Na++CO-
Tetrakarbonylożelazian(II) sodowy Na2[Fe(CO)4]
Można je tez otrzymać w reakcjach redoks działając stężoną zasad Fe(CO)5+4OH-=[Fe(CO)4]2-+CO32-+2H2O
Aniony karbonylkowe:[V(CO)6]-,[Cr(CO)5]2-,[Mn(CO)5],[Ni3(CO)9]2-
Sole kompleksowe karbonylków traktowane mocnym kwasem bez dostępu powietrza przechodzą w hydroksykarbonylki metali
Na2[Fe(CO)4]+2HCl=H2[Fe(CO)4]+2NaCl są to lotne nietrwałe silnie redukujące ciecze stosowane jako przenośniki wodoru i tlenku węgla
Halogenokarbonylki otrzymuje się najczęściej przez działanie X2 na odpowiedni karbonylek Fe(CO)5+X2 gdzie: X-fluorowiec
6. azydek wodoru
HN3 jest to kwas o mocy podobnej do CH3COOH jest to ciecz bezbarwna silnie trująca o niemiłym zapachu. HN3 ma budowę liniową H-N-N-N co świadczy o hybrydyzacji sp środkowego at. (orbitalu) jon N3 podobnie jak CN ,SCN zaliczamy do pseudohalogenków jest on izoelektryczny z CO2. azydki litowców i berylowców mają budowę jonową, w czasie ogrzewania ulegają rozkładowi na metal i azot (dys. termiczna) bez wybuchu. otrzymywanie HN3 : NH2+N2→T→NaN3+H2O 2NaN3+H2SO4(rozc)→Na2SO4+2HN3 reakcje charakterystyczne 2HN3+I2→3N2+HI 3HN3→Pt→4N2+NH3 7HN3+6Me→N2H4+NH3+6MeN3.
12. Co jest katalizatorem w reakcji otrzymywania NH3?
synteza amoniaku prowadzi się na katalizatorze żelaznym. Otrzymywanie katalizatora żelaznego polega na przetopieniu syntetycznego magnetytu Fe3O4 z dodatkami Al2O3 oraz CaO i K2O jako promotorów. w reaktorze tlenek żelaza ulega redukcji do żelaza metalicznego i w tej dopiero postaci jest katalitycznie czynny 2NH4Cl+Ca(OH)2→Fe(metaliczne)→CaCl2+2NH3+2H2O
16. HNO3 jako akceptor i donor
Cząsteczki HNO3 w zależności od warunków mogą spełniać role akceptora i donora protonów. Właściwości akceptorowe przejawia tylko bezwodny kwas HNO3 oraz jego stężone roztwory. Bezwodne HNO3 ul erga autodysocjacji a następnie dehedratacji: 2HNO3→H2NO3++NO3
H2NO3+→NO2++H2O
2HNO3→NO2++NO3+H2O (w temperaturze 230K dysocjacji takiej ulega 3/5 kwasu). HNO3 działa jako akceptor protonów również w tedy gdy wprowadza się go do bezwodnych lub stężonych silniejszych od niego kwasów np. HclO4 lub H2SO4
HNO3+2HclO4→NO2++2ClO4+H3O+
HNO3+2H2SO4→NO2++2HSO4+H3O+
w rozcięczonych roztworach wodnych oraz w obecności słabszych od siebie kwasów HNO3 jest donorem protonów. i wykazuje silne właściwości kwasowe: HNO3+H2O→H3O++NO3
HNO3 jest silnym utleniaczem:
3Cu+8HNO3→3Cu(NO3)2+2NO+4H2O
woda królewska HNO3+3HCl→Cl2+2H2O+NOCl
19. Woda królewska
Woda królewska- mieszanina stężonego kw. solnego i azotowego w stosunku 3:1, która swe bardzo silne właściwości utleniające zawdzięcza wydzielającemu się chlorowi i chlorkowi nitrozylu. 3HCl+HNO3→CL2+2H2O+NOCl Woda królewska działa na metale w następujący sposób: Hg+4Cl+NO3+4H+→HgCl42⋅+NO+2H2O. Wodę królewską możemy zastąpić mieszaniną H2SeO4 i HCl. H2SeO4 jest kwasem mocniejszym od H2SO4 różni się od niego silnymi właściwościami utleniającymi. H2SO4 ma zdolności do wydzielania chloru z HCl, co powoduje, że ma podobne właściwości do wody królewskiej.
30. Budowa N2O5-otrzymywanie i właściwości
Pięciotlenek dwuazotu otrzymuje się za pomocą odwodnienia kw. azotowego pięciotlenkiem fosforu:, 2HNO3+P2O5→N2O5+2HPO3 jest to ciało stałe, bezbarwne o temp topnienia 314K, łatwo ulega rozkładowi na N2O4 i tlen. N2O5→N2O4+1/2O2. Z wodą łączy się energicznie dając kw. azotowy, jest, więc bezwodnikiem tego kwasu.
N2O5-rozpuszcza się w stężonym kw. siarkowym, w którym ulega dysocjacji: N2O5+3H2SO4→2NO2++3HSO4¯+H3O+. Cząsteczce w stanie gazowym przypisuje się budowę O2N-O-NO2, w stanie stałym pięciotlenek dwuazotu ma strukturę jonową [NO2]+[NO3]¯ i można go nazwać azotanem nitroilu.
31. Wykazać właściwości utleniające i redukujące kw. arsenowego(III)
H3AsO3-zależnie od warunków może zachowywać się jak utleniacz lub reduktor. Właściwości utleniające - w roztworze kwaśnym utlenianiu kw. arsenowym ulegać będą wszystkie układy redoks o potencjale standardowym niższym niż potencjał standardowy układu: H3AsO3+3H++3e→As+3H2O E¯=+0,2476V
Tak, więc kw arsenowy będzie ulatniać cynk metaliczny do Zn2+ , wodór do H+, oraz jony Sn2+ do Sn4+ . równocześnie nastąpi redukcja H3AsO3do wolnego arsenu: Zn2++2e→Zn, 2H++2e→H2, Sn4++2e→Sn2+
Właściwości redukujące kw arsenowego ukazuje reakcja: H3AsO3+H2O→H3AsO4+2H++2e
Kwas arsenawy ulega utlenianiu pod wpływem HNO3, O2, H2O2, w roztworze obojętnym lub zasadowym kw arsenawy ulega także utlenianiu pod działaniem roztworu jodu w jodku potasu.
57.Cyjanamid wapnia
–zast., mech.działania CaCN2 : CaC2+N2=CaCN2+C (T=1500K). Pod wpływem wody wydziela amoniak :CaCN2+3H2O=CaCO3+2NH3.(Dawniej metoda otrzymywania amoniaku). Zast.: jako nawóz sztuczny (azotniak)wprowadzający do gleby N i Ca (obecnie zużycie maleje ze względu na koszty.
58.Który kwas z grupy 15-ej ma LK=6 ?
H[Sb(OH)6] –kw. sześciohydroksoantymonowy w odróżnieniu od kwasów fosforowych i arsenowych w których P i As mają LK=4
59.Chlorek tionylu i sulfurylu- otrzymywanie i hybrydyzacja:
SOCl2 stosowany w chemii organicznej do wprowadzania grup tionylowych.PCl5+SO2=POCl3+SOCl2. Struktura –kształt bipiramidalny, hybrydyzacja sp3. Jest bezbarwna cieczy o przenikliwej woni. Chlorek sulfurylu SO2+Cl2 =SO2Cl2 kształt tetraedryczny hybryd sp3, bezbarwna ciecz o ostrej woni.
61.Hydrazyna. N2H4
- pozostaje w takim samym stosunku do NH3 jak H2O2 do H2O.
Grupy aminowe w hydrazynie nie mają swobody obrotu. Oba at. N mają hybryd. sp2 hydrazyna charakteryzuje się znacznym momentem dipolowym,jest silnie toksyczna. W roztworach wodnych w obecności kwasów zachowuje jak słaba zasasda. Z wodą tworzy hydrat N2H4*2H2O, z kwasami –sole. Hydrazyna jak i jej sole są silnymi reduktorami ,redukują sole Fe3+do Fe2+,wydzielają metale szlachetne z roztworów ich soli. W roztworach kwaśnych hydrazyna wykazuje właśc. utl: N2H5++3H++2e=2NH4+
N2H4+H2O=[N2H5]+OH- - jon hydrazoniowy. N2H4*H2SO4- siarczan hydrazyny N2H4*HCl- chlorek hydrazyny. Hydr. Stosowana jest jako paliwo rakietowe N2H4+O2=N2+H2O.
OTRZYM: 1). Metoda Rashinga (temp.=450K,p=5Mpa) NH3+NaClO=NaOH+NH2Cl
NH2Cl+NH3=N2H4+HCl, chloramina może reagować z hydrazyną pogarszając w ten sposób wydajność procesu : 2NH2Cl+N2H4=2NH4Cl+N2
2).CO(NH2)2+NaClO+2NaOH=N2H4+Na2CO3+H2O+NaCl (mocznik + chloran sodu)
3).metoda radiacyjna: NH3=H2+NH2 , 2NH2=N2H4
64.Antymon wybuchowy – otrzym.:
jest to czarny osad wydzielający się na katodzie w czasie elektrolizy zakwaszonego roztworu SbCl3 prądem o dużej gęstości. Wystarczy lekkie zadrapanie lub podgrzanie by spowodować przemianę bezpostaciowej masy w metaliczny antymon. Przemianie tej towarzysz wydzielenie dużych ilości ciepła. Sb wybuchowy zapala się po ogrzaniu do temp. 470K.
67.Bizmutany
BiH3 (bizmutan) do nielicznych zw. bizmutu (V) należą bizmutany litowców: bizmutany sodu(NaBiO3-żółty,Na3BiO4-brunatny). Powstają w czasie utleniania zawiesiny Bi(OH)3 w roztworze NaOH za pomocą Cl2 lub KMnO4 , a także przez stapianie Bi2O3+2Na2O2=NaBiO3+Na3BiO4. Kwas azotowy wydziela z nich czerwono- brunatny Bi2O5. Bizmutany i Bi2O5 działają silnie utl. wydzielają Cl2 z HCl , utleniaja sole Mn2+ do MnO6
70. Superfosfat podwójny – metody otrzymywania.
W wyniku działania kw. siarkowego na fosforyt uzyskuje się produkt zwany superfosfatem, zawierający siarczan wapnia stanowiący niepotrzebny balast. Ca(PO4)2+2H2SO4→Ca(H2P)4)2+2CaSO4 korzystniejszy z tego względu jest superfosfat podwójny – nie zawierający gipsu otrzymany w reakcji kw. fosforowego z fosforytem Ca3(PO4)2+4H3PO4→3Ca(H2PO4)2
H2N2O2 – kw diazotowy (podazotowy)
H-O-N=N-O-H. Jest to ciało krystaliczne, w stanie bezwodnym łatwo wybucha, w roztworze wodnym ulega rozkładowi na N2O. H2N2O2→N2O+H2O
reakcja ta jest nieodwracalna. Otrzymywanie: H2N2O2 otrzymuje się przez redukcję azotanów (III) amalgatem sodu: 2NaNO2+4Na+2H2O→Na2N2O2+4NaOH Na2N2O2+2Ag+→Ag2N2O2+2Na+ Ag2N2O2+2HCl→ H2N2O2+2AgCl
7. Czy H2O2 jest utleniaczem?
nadtlenek wodoru w którym tlenowi przypisuje się stopień utl. –1 jest silnym środkiem utl. o czym świadczą potencjały standardowe elektrod na których zachodzą procesy: H2O2+2H++2e→2H2O2 E=+1,77V HO2+H20+2e→3OH E=+0,87V. Pod jego działaniem wydziela się jod z zakwaszonych roztworów KI. Utlenia także liczne barwniki organiczne I+H2O2+H+→I2+H2O+1/2O2 (TiO)SO4-Siarczan tytanylu bezbarwny pod wpływem H2O2 zmienia barwę na żółtą. W niektórych przypadkach nadtlenek wodoru wykazuje własciwości redukujące obawiają się one w obecności niektórych substancji silnie utleniających np. nadmanganian potasu w rozt. kwaśnym, dwutlenek ołowiu lub tlenek rtęci w środ. zas. 2MnO4+6H++5H2O2→2Mn2++8H2O+5O2 HgO+H2O2→Hg+H2O+O2 PbO2+2H++H2O2→Pb2++2H2O+O2
8. Czy H2SO4 jest utleniaczem?
Stężony kwas siarkowy w podwyższonej temp. wykazuje wyraźne zdolności utlen. Roztwarza wówczas niektóre metale szlachetne np. Cu lub Hgredukując się równocześnie do SO2 Hg+2H2SO4→HgSO4+SO2+2H2O Gorący kw. siarkowy utlenia również niemetale np. C i S. 2H2SO4+C→CO2+2SO2+2H2O 2H2SO4+S→3SO2+2H2O W rozcieńczonych roztw. wodnych kw. siarkowy nie działa utlen.
9. Otrzymywanie H2SO4 met. komorową.
Produkcja kw. siarkowego w skali technicznej polega na otrzymaniu dwutlenku siarki, utlenianiu go do SO3 i związaniu z wodą w H2SO4. SO2+1/2O2→SO3 Reakcja ta jest procesem egzoterm. w związku z czym równowaga w miarę podwyższania temp. przesuwa się w kierunku rozkładu trójtlenku siarki. Im wyższa temp. tym mniej SO2 może się połączyć z tlenem. Utlenianie SO2 do SO3 może się więc odbywać z dobrą wydajnością tylko w temp. niezbyt wysokich. W zakresie temp. 650-850K szybkość tego procesu jest jednak mała i staje się konieczne użycie katalizatorów. W stosowanej dawnej metodzie komorowej rolę katalizatora odgrywały tlenki azotu wprowadzone do mieszaniny gazów. Zasada działania: (komory ołowiane obecnie zastępowane wieżami), 1. Piece pirytowe-otrzymywanie SO2 ze spalania siarczków metali, 2. odpylacze-oczyszczanie SO2 z pyłów, 3. w wieży Glovera wypełnionym materiałem kwasoodpornym zraszanej nitrozy czyli mieszaniny stężonego HNO3 i stężonego H2SO4 kwas nitrozylosiarkowy tlenki azotu oczyszczone i gorące produkty z pieców pirytowych łączą się z tlenkami azotów i powstaje część H2SO4 4. w komorach ołowianych powstaje główny H2SO4 (najmniej 3) 5. wieże Guy-Zussacca zawracanie tlenków azotu do obiegu.
10. Co to jest oleum?Oleum czyli kwas dymiący jest to roztwór ok. 20% SO3 (w postaci H2S2O7) w H2SO4(98%) H2SO4+SO3→H2S2O7 w wyniku jego hydrolizy otrzymujemy H2S2O7+H2O powstaje 2H2SO4.
26. Odmiany metaliczne selenu, metody otrzymywania i właściwości.
Selen tworzy dwie odmiany bezpostaciowe i cztery krystaliczne, podobnie jak siarka może tworzyć ośmioatomowe cząstki pierścieniowe,Se8, oraz cząsteczki łańcuchowe o bardzo znacznej długości.
Cząsteczki pierścieniowe Se8wystepują w trzech nietrwałych krystalicznych odmianach: selen α, β i γ.Odmiany te mają barwę czerwoną, Są one produktami przemian czerwonego selenu bezpostaciowego otrzymywanego przez kondensację par selenu.
Cząsteczki łańcuchowe – o znacznej długości, stanowiące odpowiednik siarki, występują w stopionym selenie wykazującym na skutek tego znaczną lepkość. Przez nagłe ostudzenie takiego stopu uzyskuje się szary selen bezpostaciowy.
Selen szklisty – zawierający „zamrożone” cząsteczki łańcuchowe i stanowiący odpowiednik siarki plastycznej.
Selen szary (niekiedy zwany metalicznym ze względu na swój wygląd)– występują tu także cząsteczki łańcuchowe, najtrwalsza odmiana selenu, Odmianę tą otrzymuje się jako ostateczny produkt ogrzewania innych odmian w temp. 470K. Selen szary wykazuje w ciemności bardzo słabe przewodnictwo elektryczne. Wzrasta ono jednak o kilka rzędów pod wpływem naświetlania (fotoprzewodnictwo). Zjawisko to stanowi podstawę działania fotokomórek selenowych. Selen w stanie gazowym występuje w postaci cząsteczek dwuatomowych.
44.Otrzymywanie siarki cząsteczkowej.
Siarke taką otrzymujemy w reakcji wodorków polisiarki H2Sn z chlorkami polisiarki Cl2Sn. Np.: H2S8 +S4Cl2 = 2HCl+S12
76. odmiany alotropowe siarki z parzystą liczbą atomów siarki . otrzymywanie.
Siarka elementarna zależnie od warunków może tworzyć cząsteczki o pierścieniowym lub łańcuchowym układzie at powoduje to, że siarka wykazuje wyjątkowe bogactwo odmian w stanie stałym i ciekłym.
1)siarka rombowa – to odmiana trwała w temp pokojowej, o barwie jasnożółtej. Siarka rombowa złożona jest z cząsteczek ośmioatomowych S8 (cyklo siarka), w których atomy ułożone są w formie zygzatowanego pierścienia. Siarka rombowa jest trudno rozpuszczalna w alkoholu i benzynie, dobrze natomiast w dwusiarczanie węgla CS2. po ogrzaniu do temp 368,8K siarka rombowa ulega przemianie w siarkę jednoskośną.
2)Siarka jednoskośna – zwana siarką β topiąca się w temp 392K. Ciekła siarka już powyżej temp topnienia jest ruchliwą cieczą barwy jasnożółtej złożoną z cząsteczek cyklo-oktasiarki, która pozostaje w równowadze z siarką łańcuchową również ośmioatomową. Obydwie odmiany odmiany rombowa i jednoskośna zawierają powyginane pierścienie S8 i różnią się tylko ułożeniem pierścienia w krysztale.
3)trzecia odmiana znana jest jako siarka Engela jest nietrwała i zawiera pierścień S6 o konformacji krzesłowej. Otrzymuje je się poprzez wlanie roztworu Na2S2O3 do stężonego HCl, a następnie ekstrakcję siarki toluenem.
4)Siarka plastyczna, czyli bezpostaciowa, powstaje w wyniku wlania ciekłej siarki do wody i zawiera łańcuchy atomów siarki . Otrzymano siarkę o dużych pierścieniach (S10 i S12) : H2S8+S4Cl2→2HCl+S12 Wszystkie odmiany siarki mają charakter niemetaliczny.
81. SPINELE –BUDOWA, OTRZYMYWANIE, ZASTOSOWANIE.
Spinele AB2O4 – są to podwójne tlenki. A i B oznaczają atomy metali o wartościowościach najczęściej AII, i BIII oraz AIV i BII lub AVI i BI. Otrzymywanie: MgO+Al2O3→MgAl2O4. w spinelach jony tlenkowe tworzą sieć regularną płasko centrowaną pomiędzy anionami O2 w sieci występują dwa rodzaje luk:
a)luki tetraedryczne otoczone 4 jonami O2.
b)luki oktaedryczne otoczone 6 jonami O2.
Komórka elementarna spinolu obejmuje32 at O, w normalnym spinelu spośród zawartych w komórce 32 luk oktaedrycznych, 16 zajmują jony metali trójwatrościowego np. Al3+ a spośród 64 luktetraedrycznych 8 zajętych jest przez jony metalu dwu wartościowego. Spinele tworzą się w wysokich temp.
82. DLACZEGO SELEN I TELLUR SĄ TRWALSZE W WYSOKICH TEMP.
Tellenowodór i selenowodór są związkami powstającymi w reakcjach endotermicznych z równoczesnym pochłonięciem ciepła. H2(g)+1/2Se2(s)→H2Se(g) ΔH=+85kJ/mol H2(g)+1/2Te2(s)→H2Te(g) ΔH=+154,4kJ/mol W związku z tym w miarę podwyższania temp równowaga reakcji jest przesunięta w kierunku tworzenia produktów – dlatego są trwalsze w wysokich temp.
83. STRUKTURA SO3 W STANIE GAZOWYM I STAŁYM.
W stanie gazowym SO3 występuje w postaci pojedynczych cząsteczek. Mają one kształty płaskie, a kąt pomiędzy wiązaniami O-S-O wynosi 120° świadczy to o hybrydyzacji sp2. Po skropleniu gazowego SO3 ciekły So3krzepnie z utworzeniem ciała stałego przypominającego lód. Jest to odmiana stała złożona z pierścieniowych cząsteczek (SO3)3
Hybrydyzacja sp3. po dłuższym przechowywaniu γ-SO3 przechodzi w α-SO3 i β-SO3. cząsteczki tych odmian polimorficznych łączą się w długie łańcuchy.
15. Otrzymywanie Siarki
Siarkę elementarną otrzymuje się za pomocą siarki rodzimej.
metoda Frasha polega na wytapianiu siarki pod ziemią przy użyciu przegrzanej pary wodnej i wypychaniu cieczy na powierzchnię za pomocą sprężonego powietrza. Zarówno przegrzaną parę wodną jak i powietrze wprowadza się przez specjalny układ rur umieszczonych w otworach wiertniczych. Siarka wydobyta w ten sposób zawiera tylko drobne ilości zanieczyszczeń i nie jest poddawana dalszej rafinacji.
znaczne ilości siarki elementarnej uzyskuje się przy okazji oczyszczania gazu ziemnego od siarkowodoru. wydzielenie siarki z siarkowodoru polega na jego katalitycznym utlenieniu – metoda Clausa. H2S+1/2O2→H2O+S.
zastosowanie siarki elementarnej: do wytwarzania SO2 jako produktu wyjściowego do otrzymywania kwasu siarkowego, jako środek dezynfekujący (przemysł fermentacyjny) i bielący, znaczna ilość siarki stosuje się do wulkanizowania kauczuku, do otrzymywania dwusiarczku węgla, ultramaryny i niektórych barwników organicznych.
Reakcja ta znajduje zastosowanie w chemii analitycznej.
32. Hydroksylamina NH2OH -otrzymywanie i zastosowanie
Otrzymuje się zazwyczaj w postaci soli, które są bardziej trwałe od wolnej hydroksylaminy ulegającej łatwo rozkładowi. Siarczan hydroksylaminy (NH3OH)2SO4, powstaje w czasie katodowej redukcji mieszaniny 50%-owego kw azotowego z 50%-owym kw siarkowym. Produktem redukcji zachodzącej na katodzie ołowianej jest hydroksylamina: HNO3+6H2→NH2OH+2H2O która następnie z kw siarkowym tworzy siarczan hydroksylaminowy: 2 NH2OH+H2 SO4→(NH3OH)++SO42-→(NH3OH)2SO4
NH2OH-wydzielina z soli substancja krystaliczna o temp top 306K , jest ona nietrwała-trwalsze są jej sole. Hydroksylamina w roztworach wodnych a zwłaszcza w obecności kwasów wykazuje właściwości zasadowe jest jednak słabsza zasadą od NH3:
NH2OH+H2O→NH3++OH¯
Hydroksylamina zawiera azot na -1 st utl zależnie od warunków może przyjmować właściwości redukujące a niekiedy także utleniające. Redukuje się sole rtęci(II) do rtęci(I), a następnie rtęci(I) do rtęci(0). Wydziela Cu2O z płynu Fehlinga, w roztworach kwaśnych utlenia ona jodowodór do jodu, jony cyny(II) do cyny(IV).
36. ZW. NITRYLOWE
zw. zawierające grupę NO2 związaną kowalencyjnie, np z chlorkiem i fluorkiem tworzy się chlorek nitrylu: Cl2 + 2NO2 = 2NO2Cl. Jon nitrylowy pojawia się w stanie stałym w solach nitrylowych np.: nadchloran nitrylu [NO2]+[ClO4]-, fluorofosforan nitrylu [NO2]+[PF6]-. N2O5 w stanie stałym występuje jako azotan nitrylu[NO2]+[NO3]-. Podczas autodysocjacji HNO3 powstaje jon nitrylowy 2HNO3 = NO2+ + NO3- + H2O
37. ZW. NITROZYLOWE
zw. zawierające grupę NO. Może być ona związana kowalencyjnie np. halogenek nitrozylu NOCl, NOF, powstają w wyniku bezpośredniej syntezy. Może występować w postaci jonu jednoujemnego np. nitrozyl sodu NaNO -powstaje w wyniku działania NO na roztwór sodu metalicznego w ciekłym azocie. Może też w postaci kationu nitrozylowego NO+ np. w nadchloranie nitrozylu (NO)ClO4 kw nitrozylosiarkowy NOHSO4. w stanie ciekłym i stałym NO ulega polimeryzacji. Cząsteczki pojedyncze (monomery) łączą się w cząsteczki podwójne (dimery).
51.Otrzymywanie P.
1. Ogrzewanie Ca3(PO4)2 z piaskiem i koksem w piecach elektr. (T=ok.1600K) Ca3(PO4)2 +3SiO2+5C=CaSiO3+5CO+0,5P4 proces odbywa się bez dostępu powietrza fosfor wydziela się w postaci pary, ulega kondensacji podczas przepuszczania gazów płynących z pieca przez warstwę wody. Zestalony fosfor oczyszczamy przez destylację. Otrzymany produkt stanowi odmianę fosforu-fosfor biały-
przez ogrzewanie go bez dostępu powietrza przemienia się w fosfor czerwony (używany do wyrobu zapałek). 2. 6NaPO3+3SiO2+10Al=3NaSiO3+Al2O3+1,5P4
3. 6P2H4=8PH3+P4
52.Termiczny rozkład azotanów
1)2AgNO3=2Ag+2NO2+O2 2)Ba(NO3)2=BaO+NO+NO2+O2 3)Ca(NO3)2=CaO+NO+NO2+O2 4)2KNO3=2KNO2+O2
5)2Pb(NO3)2=2PbO+4NO2+02. W reakcji 4) azotany litowców rozkładają się na azotyny tracąc tlen.
53.Rozkład difosforanu P2H4
:difosforan powstaje jako produkt uboczny podczas otrzymywania fosfanu (PH3). Jest cieczą o silnych właściwościach redukujących , zapala się w zetknięciu z powietrzem. W odróżnieniu od hydrazyny nie wykazuje właściwości zasadowych. Rozpada się pod wpływem światła: 6P2H4=8PH3+P4
54.(CN)2-metody otrzym
., struktura, reakcja z KOH Dwucyjan ma budowę liniową
:N ≡ C-C ≡ N: otrztm.:1) Hg(CN)2=Hg+(CN)2 2) Cu2++2CN-=Cu(CN)2=CuCN+0,5(CN)2. 3) Hg(CN)2+HgCl2=Hg2Cl2+(CN)2. Dwucyjan jest bezbarwnym gazem o zapachu gorzkich migdałów, silnie toksyczny. (CN)2+2KOH=KCN+KCNO+H2O.
55.Tetraazotek terrasiarki N4S4
Wydziela się w postaci żółto –pomarańczowych kryształów wtedy gdy do r-ru S2Cl2 w bezwodnym eterze wprowadzimy suchy amoniak. 6S2Cl2+16NH3=S4N4+12NH4Cl+8S. 10S + 16NH3=S4N4+6(NH4)2S. Związek silnie endotermiczny S4N4=2N2+4S+128 kcal, w cząsteczce S4N4 atomy siarki tworzą 8-oczłonowy wygięty pierścień tworzy złoto żółte kryształy o Ttop.=178 oC
79. LICZBA KOORDYNACYJNA 6 W xv GRUPIE.
Azotowce tworzą na ogół związki o wiązaniach kowalencyjnych. Trzy niesparowany elektrony tworzą wiązanie z innymi atomami, a powstająca cząsteczka jest tetraedryczna, przy czym jedno połozenie zajmuje wolna para elektronowa. Liczba koordynacyjna 4 zostaje osiągnięta poprzez oddanie tej wolnej pary elektronowej innemu atomowi lub jonowi np. w jonie amonowym. Azot niemający orbitali d nie wytwarza nigdy więcej niż 4 wiązania kowalencyjne. Inne azotowce mogą mieć liczby koordynacyjne 5 np. PCl5 lub 6 np. [PCl6]; można to wytłumaczyć udziałem jednego lub dwóch orbitali d w tworzeniu wiązania i hybrydyzacji sp3d lub sp3d2.
84. ODMIANY ALOTROPOWE ARSENU – MET. OTRZYM. WŁAŚC. FIZYKOCHEM.
Istnieją dwie odmiany alotropowe - szara i żółta. Arsen szary uzyskuje się przez termiczny rozkład arsenopirytu. Jest to odmiana trwała, przewodzi prąd elektryczny, krystalizuje w układzie heksagonalnym, ma strukturę warstwową, kruchy. Znane są odmiany arsenu szarego, które różnią się tylko stopniem rozdrobnienia. As - czarny i As – brązowy. As – czarny można otrzymać poprzez termiczny rozkład AsH3. As – brunatny powstaje w wyniku reakcji jego związków za pomocą SnCl4. W wyniku szybkiego oziębiania powstałego arsenu otrzymuje się As żółty. Jest to odmiana nietrwała. Jest to przezroczyste ciało stałe krystalizujące w układzie regularnym. As rozpuszcza się w CS2, nie przewodzi prądu, reaguje z O2 dając As2O3. nie rozpuszcza się w H2SO4, HCl, tworzy arsenki: FeAsS→T→FeS+1/4As4 As4O6+6C→As4+6CO
86. Kwas Pruski.
Cyjanowodór. HCN. Otrzymuje się przez destylację mieszaniny cyjanku potasu lub heksacyjanożelazian(II) potasu z kwasem siarkowym średniostężonym:
2KCN+H2SO4= K2SO4 + 2HCN. Inny sposób polega na przepuszczeniu H2S z cyjankiem rtęci (II): H2S+Hg(CN)2 = 2HCN + HgS. Cyjanowodór jest cieczą bezbarwną o zapachu gorzkich migdałów, należy do szybkodziałających trucizn, dawka śmiertelna wynosi ok. 50mg. Cząsteczka cyjanowodoru wykazuje duży moment dipolowy i w związku z tym ciekły HCN odznacza się dużą przenikalnością elektr. Z wodą, alkoholem, eterem, cyjanowodór miesza się w każdym stosunku. Ulega dysocjacji: HCN + H2O = H3O+ + CN-. Występuje w postaci 2 izomerów będących z sobą w równowadze: H-C≡N:=:C≡N-H. Znane są jego liczne sole – cyjanki. Cyjanki litowców, berylowców są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Cyjanki metali ciężkich trudno rozpuszczalne (wyjątek stanowi Hg(CN)2. Roztwory cyjanków litowców ulęgają silnej hydrolizie, wykazują przy tym zasadowy odczyn, a wydzielające się z nich pary HCN mają zapach gorzkich migdałów. Jony cyjankowe mają zdolność do tworzenia kompleksów z metalami ([Fe(CN)6]4-, [Fe(CN)6]3-). Spośród cyjanków na skalę techniczną produkowany jest cyjanek sodu: NH3 + Na = NaNH2 + 0,5 H2.
38.H2O2
Metoda antrachinonowa- 2-etyloantrachinon rozpuszczony w mieszaninie odpowiednich rozpuszczalników organicznych redukuje wodę w obecności katalizatora Ni do 2-etylo-9,10-antracenodiolu. Przez roztwór przepuszczamy powietrze co powoduje regenerację 2-etyloantrachinonu i wydzielenie H2O2 (rysunek)
Elektroliza 2(NH4)HSO4→(NH4)2S2O8+H2
(NH4)2S2O8+H2O→T→2(NH4)HSO4+H2O2
kwas + nadtlenek BaO2+H2SO4→BaSO4+H2O2
Na2O2+H2SO4→Na2SO4+H2O2
H2O2-perhydrol-30% roztwór wody utl. Otrzymywany przez destylację frakcyjną pod zmniejszonym ciśnieniem.
H2O2 ma słabe właściwości kwasowe: H2O2+H2O→H3O++OH¯, szybko się rozkłada 2H2O2→2H2O+O2
Silny środek utleniający świadczy o tym duży potencjał standardowy elektrod na których zachodzą procesy: H2O2+2H++2e→2H2O E¯=+1,77V
H2O¯+ H2O+2e→3OH¯ E¯=+0,87
Pod jego działaniem wydziela się jod z zakwaszonych roztworów KI. Utlenia także liczne barwniki organiczne I+H2O2+H+→I2+H2O+1/2O2 (TiO)SO4-Siarczan tytanylu bezbarwny pod wpływem H2O2 zmienia barwę na żółtą.
W niektórych przypadkach nadtlenek wodoru wykazuje własciwości redukujące obawiają się one w obecności niektórych substancji silnie utleniających np. nadmanganian potasu w rozt. kwaśnym, dwutlenek ołowiu lub tlenek rtęci w środ. zas. 2MnO4+6H++5H2O2→2Mn2++8H2O+5O2 HgO+H2O2→Hg+H2O+O2 PbO2+2H++H2O2→Pb2++2H2O+O2
41.Kwas tiosiarkowy
Kwas tiosiarkowy w stanie bezwodnym został otrzymany działaniem chlorowodoru na tiosiarczan sodu w roztworze eteru dietylowego w temp. 195 K (-78°C)
Na2S203 + 2HCl = H2S203 + 2NaCl
Jest to substancja bardzo nietrwała, która w czasie ogrzewania już poniżej 273,15 K ulega rozkładowi:H2S203→H2S+S03
Trwałe są natomiast sole tego kwasu - tiosiarczany. Otrzymuje się je najdogodniej przez ogrzewanie roztworu odpowiedniego siarczynu z siarką, np.: Na2S03 + 1/8S8 = Na2S203
lub też przez utlenianie wielosiarczków tlenem z powietrza: Na2S2+ 302 = Na2S203
Pod wplywem kwasów tiosiarczany ulegają rozkładowi, który zwykle jest przedstawiany za pomocą reakcji: Na2S203 + 2HCI = 2NaCl + 1/xSx + SO2+ H20
W rzeczywistości proces ten jest bardziej skomplikowany, gdyż zależnie od warunków tworzy się także siarkowodór, polisiarczki wodoru, kwas siarkowy, politioniany. Na uwagę zasługuje fakt, że siarka wydziela się częściowo w formie cyklo-oktasiarki, S8a częściowo w formie cyklo-heksasiarki, S6. Spośród soli kwasu tiosiarkowego największe znaczenie ma tiosiarczan sodu, Na2S203 ∙5H2O, bezbarwna substancja krystaliczna używana w fotografii jako utrwalacz. Znajduje on także zastosowanie w przemyśle włókienniczym jako substancja służąca do usuwania resztek chloru użytego do bielenia tkanin:
S2O32-+ 4CI2 + 5H20 = 2S042- + 8CI¯ + 1OH+
Słabiej od chloru utleniający jod utlenia tiosiarczan do czterotionianu:
I2 + 2Na2S203 = 2NaI + Na2S206
Reakcja ta stanowi podstawę działu analizy miareczkowej zwanego jodometrią. Jon tiosiarczanowy ma strukturę analogiczną do struktury jonu siarczanowego z tą tylko różnicą, że zamiast jednego atomu tlenu zawiera atom siarki (rys)
W związku z tym centralnemu atomowi siarki przypisujemy stopień utlenienia VI, a skrajnemu atomowi -II.
56.TeCl4-struktura, hybrydyzacja
TeO2+2SCl4+2SOCl2. Tetrachlorektelluru wykazuje strukturę zdeformowanego sześcianu, atomy Te hybrydyzują w sp3d, osie orbitali zhybrydyzowanych są skierowane ku narożom bi-piramidy trygonalnej. Tetrachlorek teluru reaguje z HCl tworząc jon kompleksowy [TeCl6]2- . TeCl4+2HCl=H2[TeCl6] . TeCl4+2H2O=TeO2+4HCl.
21. Metoda weldona
MnO2+4HCl→MnCl2+Cl2+2H2O do technicznego otrzymywania chloru
MnCl2+Ca(OH)2→Mn(OH)2+CaCl2
Mn(OH)2+1/2O2→MnO(OH)2
23. Jak pozbyć się nadmiaru chloru przy produkcji wapna palonego?
CaCO3→T→CaO+CO2 dodajemy H2S Cl¯+H2S→Cl2+
Wapno palone otrzymujemy przez spalanie CaCO3:
CaCO3→T→CaO+CO2
Na tlenek działa się NH4Cl i wodą otrzymując CaCl2, po czym poddaje się skroplony chlorek elektrolizie.
24. F3Cl-hybrydyzacja.
W związkach międzyhalogennych AX3, AX5, AX7- fluor nigdy nie obejmuje roli atomu A, a wynika to stąd ze powłoka walencyjna fluoru (powłoka L) nie zawiera orbitali d, które są nieodzowne do tworzenia tych związków.
ClF3- cząsteczka ta ma kształt litery T, atom chloru wykazuje w stanie podstawowym konfigurację elektronową 3s2p5 ulega hybrydyzacji sp3d, w którym bierze udział jeden z pustych orbitali 3d. łaczna liczba elektronów walencyjnych walencyjnych walencyjnych cząsteczce ClF3 wynosi 28. (rysunek)
42.Woda chlorowa i bromowa
Chlor i brom rozpuszczają się w wodzie dosyć dobrze w temp 298K w 1 objętości wody rozpuszcza się 2,26 objętości chloru, a w 100 cz. mas. Wody rozpuszcza się 3,55 cz. mas. bromu dając wodę bezbarwną chlorową i brunatną wodą bromową używaną w laboratorium jako utleniacz. W czasie krzepnięcia tych roztworów wydzielają się kryształy hydratów Cl2∙8H2O, i Br2∙10H2O.
60.Usuwanie chloru w przem. włókienniczym:
Cl2+S2O6-+H2O=2Cl-+4H++2SO42-
69. Rozkład termiczny KClO3 bez i z katalizatorem
2KClO3→MnO2→2KCl+3O2
4KClO3→3KClO4+KCl –r. dysproporcjonowania
20. Struktura hydratów helowców (metoda z hydrohinonem)
Klatraty stanowią specyficzny typ połączeń, w którym substancje macierzyste: hydrohinon, fenol, anilina, itd. krzepnąc okludują we wnękach obecnych w sieci przestrzennej, cząsteczki obce np. SO2,H2S, HCl itd. Wnęki te mają zazwyczaj rozmiar średnicy kilkuset pm. Cząsteczki obce zostają w nich uwięzione czysto mechanicznie be wytworzenia jakichkolwiek wiązań chemicznych. Najbardziej znanymi przykładami klatratów tworzących się z udziałem helowców są Klatraty, których sieć macierzysta tworzy hydrohinon C6H4(OH)2. powstają one podczas krystalizacji hydrochinonu z roztworów benzenowego lub wodnego, nasyconych argonem, kryptonem, lub ksenonem pod zwiększonym ciśnieniem. Zawierają one nieco mniej niż jeden atom helowca na trzy cząsteczki hydrohinon.
Klatraty argonu uzyskany pod ciśnieniem 4MPa ma skład odpowiadający wzorowi: [C6H4(OH2]3∙0,8Ar
Klatraty ksenonu uzyskujemy pod ciśnieniem 1,4 MPa :[(C6H4(OH)2]3∙0,88Xe Gazy te można łatwo odzyskać rozpuszczając Klatraty np. w alkoholu metylowym lub ogrzewając go do temp. 390K Klatraty tworzone są przez wszystkie gazy szlachetne z wyjątkiem helu.
Związkami typu klatratów są również hydraty helowców. W hydratach o wzorze Y∙5,75H2O (Y-at. helowca) cząsteczki wody krzepnącej w obecności helowca układają się w taką strukturę krystaliczną że komórka elementarna zawiera 46 cząsteczek wody na 8 atomów helowca. Pomiędzy uwięzionymi atomami helowca a cząsteczkami wody tworzącymi sieć przestrzenną kryształu, nie tworzą się wiązania a są tylko słabe siły międzycząsteczkowe.
2M+2H2O=2MOH+H2
2M+2NH3=2MNH2+H2
2LiH+2H2O=2LiOH+2H2
Na2O2+2Na=2Na2O
Na2O2+CO2=Na2CO3+1/2O2
Na2O2+2H2O=2NaOH+H2O2
Na+H2O=NaOH+1/2H2
Cl-+H2O=1/2Cl2+1/2H2+OH-
NaCl+H2O=1/2Cl2+1/2H2+NaOH
Na+H2O=Na++OH-+1/2H2
NaOH+H2S=NaHS+H2O
NaHS+NaOH=Na2S+H2O
Na2SO4+4C=Na2S+4CO
S2-+H2O=SH-+OH-
2K2S+2O2+H2O=K2S2O3+2KOH
NaNO3+KCl=KNO3+NaCl
2KNO3=2KNO2+O2
Na2CO3+H2O=NaOH+NaHCO3
NaHCO3+H2O=NaOH+H2CO3
2NH3+2CO2+2H2O=2(NH4)HCO3
2(NH4)HCO3+2NaCl=2NaHCO3+2NH4Cl
2NaHCO3=Na2CO3+H2O+CO2
CaCO3=CaO+CO2
CaO+H2O=Ca(OH)2
2NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2NH3+2H2O
2NaCl+CaCO3=Na2CO3+CaCl2
2KOH+CO2=K2CO3+H2O
2KHSO4=K2S2O7+H2O
K2S2O7=K2SO4+SO3
3K2S2O7+Cr2O3=3K2SO4+Cr2(SO4)3
HCl+NH3=NH4Cl
(NH4)2SO4+CaCO3=CaSO4+(NH4)2CO3
NH4CO2NH2+H2O=(NH4)2CO3
(NH4)2CO3 –NH3=NH4HCO3 –TNH3+CO2+H2O
CaSO4+CO2+2NH3+H2O=CaCO3+(NH4)2SO4
NH4NO3=N2O+2H2O
NH3+H2S=NH4HS
MgO+C=Mg+CO
BeCl2+2LiH=BeH2+2LiCl
2Be(CH3)2+LiAlH4=2BeH2+LiAl(CH3)4
Ca+H2=CaH2
CaH2+2H2O=Ca(OH)2+2H2
2MgCl2+H2O=Mg2OCl2+2HCl
MO+H2O=M(OH)2
Mg2++2OH-=Mg(OH)2
CaCO3=CaO+CO2
Ca(COO)2=CaCO3+CO
CaCO3=CaO+CO2
CaO+H2O=Ca(OH)2
Ca(OH)2+CO2=CaCO3+H2O
BaO2+2H+=Ba2++H2O2
BaSO4+4C=BaS+4CO
2CaS+2H2O=Ca(SH)2+Ca(OH)2
Mg3N2+3H2O=3MgO+2NH3
CaO+3C=CaC2+CO
CaC2+N2=CaCN2+C
CaCN2+3H2O=CaCO3+2NH3
MCO3+H2O+CO2=M(HCO3)2
MCO3=MO+CO2
CaCO3+2NH4Cl=CaCl2+2NH3+H2O+CO2
CaCO3+H2O+CO2=Ca(HCO3)2
CaSO4+NaCO3=CaCO3+Na2SO4
BaS+ZnSO4=BaSO4+ZnS
B2O3+3Mg=2B+3MgO
2BBr3+3H2=2B+6HBr
2BI3=2B+3I2
B2H6+6H2O=2H3BO3+6H2
2NaH+B2H6=2NaBH4
4NaH+2B2O3=3NaBO2+NaBH4
4LiH+BCl3=LiBH4+4LiCl
4LiH+B(OCH3)3=LiBH4+3LiOCH3
B10H14+2(C2H5)2S=B10H12*2S(C2H5)2+H2
B10H12+2S(C2H5)2+C2H2=B10C2H12+S(C2H5)2+H2
CaF2+H2SO4=CaSO4+2HF
B2O3+6HF=2BF3+3H2O
B2O3+3C+3Cl2=2BCl3+3CO
BF3+3H2O=3HF+H3BO3
BF3+HF=HBF4
CoO+B2O3=Co(BO2)2
B2O3+P2O5=2BPO4
H3BO3=HBO2+H2O
B(OH)3+3HOCH3=B(OCH3)3+3H2O
3B2H6+6NH3— -3H23[H2B(NH2)2]+[BH4]- -- -9H22B3N3H6
3H2O+Al.=Al.(OH)3+3/2H2
2Al+6HCl=2AlCl3+3H2
2Al+2NaOH+6H2O=2Na[Al(OH)4]+3H2
2Tl+2HNO3=2TlNO3+H2
2Al+3/2O2=Al2O3
2Ga+3/2O2=Ga2O3
2In+3/2O2=In2O3
3Fe3O4+8Al=4Al2O3+9Fe
AlCl3+3LiH=AlH3+3LiCl
AlCl3+4LiH=Li[AlH4]+3LiCl
Li[AlH4]+4H2O=LiOH+Al(OH)3+4H2
SiCl4+Li[AlH4]=SiH4+LiCl+AlCl3
4BCl3+3Li[AlH4]=2B2H6+3LiCl+3AlCl3
AZOTOWCE P As Sb Bi
ARSEN As
2AsH3 + H3AsO3 = 3As + 3H2O
FeAsS = + As
As4O6 + = 4As + 6CO
H3AsO3 + 6H = 3H2O + AsH3
4FeAsS + 10O2 = 2Fe2O3 + 4SO2 + As4O6
As4O6 + 6H2O = 4H3AsO3
H3AsO3 + 3H+ + 3e- <-> As + 3H2O
H3AsO3 + H2O = H3AsO4 + 2H+ + 2e-
4H3AsO3 + 12HCl <-> 4AsCl3 + 12H2O
4AsCl3 + 6H2S = As4S6 + 12HCl
4H3AsO3 + 6H2S = As4S6 + 12H2O
4H3AsO4 + 4H2S = 4H3AsO3 + 4H2O + 4S
4H3AsO3 + 6H2S = As4S6 + 12H2O
As4S6 + 6(NH4)2S = 4(NH4)3AsS3
As4S10 + 6(NH4)2S = 4(NH4)3AsS4
As4S6 + 12NaOH = 2Na3AsS3 + 2Na3AsO3 + 6H2O
4P + 6H2O = PH3 + 2H3PO2
3H3PO2 = 2H3PO2 + PH3
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + = 3CaSiO3 + 5CO + 1/2P4
P4 + 5O2 = P4O10
P4 + 3KOH + 3H2O = PH3 + 3KH2PO2
P4 + 10CuSO4 + 16H2O = 10Cu + 4H3PO4 + 10H2SO4
AlP + 3H2O = PH3 + Al(OH)3
3NaOH + P4 + 3H2O = 3NaH2PO2 + PH3
PCl3 + 3H2O <-> H3PO3 + 2HCl
PCl3 + 1/2O2 = POCl3
PCl3 + S= PSCl3
PCl3 + Cl2 = PCl5
2PCl5 = PCl4+ + PCl6-
PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl
P4O6 + 6H2O = 4H3PO3
P2O4 + 3H2O = H3PO4 + H3PO3
2P4 + 3Ba(OH)2 + 6H2O = 2PH3 + 3Ba(H2PO2)2
Ba(H2PO2)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2H3PO2
P4O6 + 6H2O = 4H3PO3
PCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl
4H3PO3 = 3H3PO4 + PH3
H3PO3 + CuSO4 + H2O = H3PO4 + H2SO4 + Cu
P4O10 + 6H2O = 4H3PO4
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2H3PO4
Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 = Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4
Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 = 3Ca(H2PO4)2
PO43- + Mg2+ + NH4+ = Mg(NH4)PO4
2H3PO4 = H4P2O6 + H2O
2Na2HPO4 + NaH2PO4 = Na5P3O10 + 2H2O
Na3P4O12 + 2NaOH = Na6P4O13 + H2O
3Na2H2P2O7 = 2Na3P3O9 + 3H2O
2H3PO3 + SO2 = H3PO4 + S
Sb2S3 + 5O2 = Sb2O4 + 3SO2
Sb2O4 + = 2Sb + 4CO
Mg3Sb2 + 6HCl = 3MgCl2 + 2SbH3
SbCl3 + H2O <-> SbOCl + 2HCl
2(NH4)3SbS3 + 6HCl = Sb2S3 + 6NH4Cl + 3H2S
Bi2S3 + 4.5O2 = Bi2O3 + 3SO2
Bi2O3 + = 2Bi + 3CO
Bi2S3 + 3Fe = 2Bi+ 3FeS
CaF2+H2SO4=CASO4+2HF
2F-=F2+2e
2H++2e=H2=
2NaCl+2H2O=Cl2+2NaOH+H2
2NaCl=2Na+Cl2
2KMnO4+16HCl=2MNO2+2KCl+5Cl2+8H2O
4HCl+MnO2=MnCl2+Cl2+2H2O
2Br-+Cl2=Br2+2Cl-
2Na2CO3+3Br2=5NaBr++3CO2
HBrO3+5HBr=3H2O+3Br2
2IO3-+5HSO3-=3HSO4-+2S O42-+H2O+I2
Bi20983+He42=2n10+At21185
I2+I-=I3-
X2+H2O=HX+HXO
2HXO=2HX+O2
CH4+2CL2=C+4HCl
CCl2F2=Cl+CClF3
Cl+O3=ClO+O2
ClO = Cl + O
ClO+O=Cl+O2
CaF2+H2SO4=CaSO4+2HF
NaCl+H2SO4=NaHSO4+HCl
NaCl+NaHSO4=Na2SO4+HCl
3P+3Br2=2PBr3
PBr3+3H2O=H3PO4+3HBr
2HF=H2F++F-
3HF=H2F++HF2-
HX+H2O=H3O++X-
F-+HF=HF2-
SiO2+4HF=SiF4+2H2O
2F2+2NaOH=2NaF+H2O+OF2
2Cl2+2HgO=HgCl2*HgO+Cl2O
Cl2O+2NaOH=2NaClO+H2O
3KClO3+3H2SO4=3HClO3+3KHSO4
3HClO3=2ClO2+[H3O+][ClO4-]
Cl2O6+2NaOH=NaClO3+NaClO4+H2O
2HClO4=Cl2O7+H2O
I2O5+5CO=5CO2+I2
2X2+2HgO+H2O=HgO*HgX2+2HXO
X2+2NaOH=H2O
Cl2+Ca(OH)2=CaCl(ClO)+H2O
3NaClO=NaClO3+2NaCl
2KCl03=2KCl+3O2
4KCl3=3KCl4+KCl
Cl2+F2=2ClF
SI+3HCl=SiHCl3+H2
SiCl4+LiAlH4=SiH4+LiCl+AlCl3
2Si2Cl6+3LiAlH4=2Si2H6+3LiCl+3AlCl3
RMgCl+SiCl4=RSiCl3+MgCl2
RMgCl+RSiCl3=R2SiCl2+MgCl2
RMgCl+R2SiCl2=R3SiCl+MgCl2
Si+2RClR2SiCl2
3 SiO2 + 4Al= 3Si + 2Al2O3
2SiO2 + CaC2= 2Si + 2Ca + 4CO
SiO2 + +2Cl2 = SiCl4 + 2CO
SiI4= Si + 2I2
3CaSi2 + 2 SbCl3 = 6Si + 2Sb + 3CaCl2
S5H12= Si2H6 + SiH4 + 2/x(SiH)x
Ca2Si + bezw CH3COOH= (SiH)n
Si3H8 + (n+6)H2O= 3SiO2nH2O + 10H2
SiX4 + HCl =SiH3Cl +H2
2SiH3I + Na= Si2H2 + 2 NaI
Si + 2Cl2= SiCl4
3SiCl4 + Si = 2Si2Cl2
CaF2 + H2SO4= CaSO4 + 2HF
4HF + SiO2 = SiF4 + 2H2O
CaSiO3 + 6HF = CaF2 + SiF4 + 3H2O
SiO2 + C2F4= SiF4 + 2CO
SiF4 + (n+2)H2O= SiO2nH2O + 4HF
Na4SiO4 + 4H2O= H4SiO4 + 4NaOH
SiO2 + 2NaOH= Na2SiO3 +H2O
SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2
SiO2 + 4NaOH= Na4SiO4 + 2H2O
SiO2 + 2Na2CO3= Na4SiO4 +2CO2
CaSiO3 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CaCO3
GeO2 + H2= GeO + H2O
GeO + H2= Ge + H2O
GeCl4 + LiAlH4= GeH4 + LiCl + AlCl3
GeO2 + Ge= 2GeO
GeO2 + CO= GeO + CO2
Ge + CO2= GeO + CO
GeCl4 + 2H2O= GeO2 + 4HCl
GeCl4 + 3H2O= H2GeO3 + 4HCl
H2GeO3= GeO2 + H2O
Ge + H2= GeO2
Na2GeO3 + 2HCl= GeO2 + H2O + 2NaCl
Ge + 2KOH + 2H2O2= K2[Ge(OH)6]
GeCl2 + H2S= GeS + 2HCl
GeS + (NH4)2S2= (NH4)2GeS3
GeS2 + (NH4)2S2= (NH4)2GeS3
BaGeF6= BaF2 + GeF4
3GeO2 + 4BrF3= 3GeF4 + 3O2 + 2Br2
GeO2 + HF = GeF4*3H2O
3GeF4 + H2O = GeO2 + 2H2GeF6
GeO2 + 4HCl= GeCl4 + 2H2O
Ge + 2Cl2= GeCl4
GeCl4 + 6e= 2GeCl2
GeCl4 + H2 = GeCl2 + 2HCl
GeHCl3=GeCl3 + HCl
2GeCl2= Ge + GeCl4
GeCl2 + 2H2O= Ge(OH)2 + 2 HCl
2GeCl2 + O2= GeO2 + GeCl4
Ge + 2Br2=GeBr4
GeO2 + 4HBr= GeBr4 + 2H2O
2GeBr2=Ge + GeBr4
GeO2 + 4HI = GeI4 +2H2O
Ge + 2J2= GeI4
GeCl4 + 4HI= GeI4 + 4HCl
GeI4 + H2O + H3PO4= GeI2 + 2HI + H3PO5
GeCl2 + 2CH3I= GeI2 + 2CH3Cl
GeI4 + 6NH3= Ge(NH)2 + 4NH4I
Ge(NH2)2=Ge2N3H=Ge3N4= 3Ge + 2N2
3Ge + 4NH3 = Ge3N4 + 6H2
GeI2 + 3NH3= GeNH + 2NH4I
GeNH + 2H2O = Ge(OH)3 + NH3
3GeNH= Ge3N2 + NH3
Ge3N2= 3Ge + N2
Ge + P=GeP
4GeP=4Ge + P4
SnO2 + C = Sn + 2CO
SnSiO3 + CaO + C = Sn + CaSiO3 + CO
Sn + 2HCl = SnCl2 + H2
SnCl4 + LiAlH4 = SnH4 + LiCl + AlCl3
Mg2Sn + 4HCl = 2MgCl2 + SnH4
[SnCl6]2- + 4Zn + 4H+=SnH4 + 4Zn2+ + 6Cl- Meisnerra
Sn(OH)2=SnO + H2O
SnC2O4= SnO + CO + CO2
Sn(OH)2+ 2H+=Sn2+ + 2H2O
Sn(OH)2 + OH- = [Sn(OH)3]-
Sn(OH)2 + 2OH- = [Sn(OH)4]2-
3Sn + 16HNO3= 3Sn(NO3)4 + 4NO + 8H2O
3Sn(NO3)4 + 9H2O= 3H2SnO3 + 12HNO3
H2SnO3= SnO2 + H2O
SNO2 + 2NaOH= Na2SnO3 + H2O
Na2SnO3 + 3H2O = Na2[Sn(OH)6]
SnCl4 + 4HF= SnF4 + 4HCl
Sn + 2HF= SnF2 + 2H2O
SnCl4 + 2H2O= SnO2 + 4HCl
SnCl4 + 2HCl= H2SnCl6
SnCl2 + H2O= Sn(OH)Cl + HCl
2Hg2+ + Sn2+ + 2Cl-=Hg2Cl2 + Sn4+
Hg2Cl2 + Sn2+ + 2Cl-=2Hg + Sn4+ + 4Cl-
2MnO4- + 5Sn2+ + 16H+=2Mn2+ + 5Sn4+ + 8H2O
Sn + 2I2= SnI4= SnI2 + I2
SnNH +NH4Br= SnNH + KBr + NH3
3SnNH= Sn3N2 + NH3
2PbS+3O2=2PbO+2SO2
2PbO+PbS=3Pb+SO2
Pb+1/2O2+H2O=Pb(OH)2
Pb+1/2O2+2CO2+H2O=Pb(HCO3)2
PbO2+4HCl=PbCl2+Cl2+2H2O
PbO2+2NaOH+2H2O=Na2[Pb(OH)6]
Pb3O4+4HNO3=2Pb(NO3)2+PbO2+2H2O
2Pb(NO3)2=2PbO+O2+4NO2
H++H2O=H3O
H-+H2O=H2+OH-
2H2O=H3O++OH-
Na+H3O+=Na++1/2H2+H2O
Na+H2O=1/2H2+Na++OH-
Na+H2O=1/2H2+NaOH
ZnO+2HCl=ZnCL2+H2O
Zn+2H3O+=Zn2++2H2O+H2
HCl+H2O=H30++Cl-
Zn+2HCl=ZnCl2+H2
2H3O++2e=H2+2H2O
2OH-=H2O+1/2O2+2e
4H2O=2H3O++2OH-=H2+1/2O2+3H2O
CH=+H2O=CO+3H2
CH4+2H2O=CO2+4H2
CO+H2O=CO2+H2
C+H2O=CO+H2
H2+CO+H2O=CO2+2H2
2Fe2O3+H2=2Fe3O4+H2O
Fe2O3+H2=2FeO+H2O
Fe2O3+3H2=2Fe+3H2O
2Cs+H2O=Cs2O+H2
Cs2O=2Cs+1/2O2
H2SO4=H2O+SO2=H2O+SO2+1/2O2
SO2+H2O=H2SO4
H2SO3+H2O=H2SO4+H2
H2+D2=2HD
H2O+D2O=2HDO
CaH2+H2O=CaO+2H2
O2+PtF6=O2PtF6
Xe+PtF6=XePtF6
2XePtF6+6H2O=2Xe+O2+12HF+2PtO2
Xe+F2=XeF2
XeF2+F2=XeF4
XeF4+F2=XeF6
XeF6+HF=XeF5++HF2-
XeF2+C2H4=Xe+C2H4F2
XeF4+2H2=Xe+4HFXeF2+2OH-=Xe+H2O+1/2O2+2F-
XeF6+H2O=XeOF4+2HF
XeF6+2H2O=XeO2F2+4HF
XeF6+3H2O=XeO3+6HF
XeF6+MF=M+[XeF7]- M=Na,KRb,Cs
2M+[XeF7]-=M2+[XeF8]2-+XeF6
XeF6+PtF5=[XeF5]+[PtF6]-
XeF4+2SbF5=[XeF3]+[Sb2F11]-
2XeF2+AsF5=[Xe2F3]+[AsF6]-
2XeO3+4OH-+2Ba2+=Ba2XeO6(I)+Xe+O2+2H2O