1. Wodór i jego izotopy

Wodór jest niemetalem, który wykazuje równocześnie podobieństwo do litowców jak i do fluorowców, ale nie zalicza się go do żadnej z tych grup. Najbardziej rozpowszechnionym związkiem wodoru na kuli ziemskiej jest woda. Wodór w przyrodzie występuje normalnie w stanie związanym. Ślady wolnego wodoru znajdują się w atmosferze. Wodór jest składnikiem połączeń organicznych tworzących świat roślinny i zwierzęcy, składnikiem ropy naftowej i gazu ziemnego.

Izotopy wodoru: znane są trzy izotopy wodoru: Prot ¹₁H (wodór lekki), deuter ²₁D (ciężki) i tryt ³₁T (promieniotwórczy). Przejście od zwykłego wodoru H do deuteru D oznacza wzrost masy jądra o 100%. Deuter występuje w wodorze naturalnym w ilości 0,016 %. D₂O - woda ciężka, ma zastosowanie jako środek chłodzący w stosach atomowych. Deuter zawarty w ciężkiej wodzie reaguje w niektórych reakcjach 6-7 razy wolniej niż lekki izotop wodoru.

2. Wodór atomowy i cząsteczkowy

Wodór atomowy złożony z pojedynczych atomów H, charakteryzujący się znacznie zwiększoną aktywnością chemiczną w stosunku do wodoru cząsteczkowego. Powstaje on w temperaturze pokojowej pod wpływem wyładowań elektrycznych w rozrzedzonym wodorze cząsteczkowym. Może on istnieć w temperaturze pokojowej tylko przez krótki czas. Szybkość rekombinacji atomów wodoru określa się podając okres ich połowicznego zaniku. Zanim ulegnie rekombinacji wstępuje niezmiernie łatwo w liczne reakcje chemiczne. Łączy się już w temperaturze pokojowej z Cl, Br, J, O, S i As tworząc odpowiednie wodorki. Stanowi silny środek redukujący.

Wodór cząsteczkowy H₂ to najprostsza dwuatomowa cząsteczka chemiczna. Składa się z dwóch atomów wodoru. Występuje w dwóch odmianach o nieco innych właściwościach fizycznych jako ortowodór i parawodór różniące się wzajemną orientacją spinów protonów. W ortowodorze spiny skierowane są zgodnie, zaś w parawodorze przeciwnie. Naturalny wodór w temperaturze pokojowej stanowi mieszaninę obu odmian.

4.Wodorki i ich budowa

Wodorki to związki wodoru z innym pierwiastkiem.

1)wodorki soli to związki tworzące sieci jonowe, powstają w wyniku reakcji wodoru z litowcami i berylowcami (prócz berylu i magnezu), w reakcji z wodą wydziela się wodór

2 Li + H₂ → 2LiH (H na -1 stopniu)

2)wodorki kowalencyjne to produkty syntezy wodoru z niemetalami. Mogą mieć różny charakter np. CH₄, SiH₄, NH₃, H₂S, HF, HCl. Posiadają typowe wiązania kowalencyjne, gdzie wodór oddaje elektron i przechodzi na +1 stopień utlenienia.

3)wodorki metaliczne to produkty syntezy wodoru z metalami z bloków d i f. wodór wpycha się w metaliczne połączenia i zachodzi niestechiometria (PdH_0,6, TiH_1,72).

5. Wodór paliwo przyszłości

Jest to paliwo o wysokiej wartości opałowej, używany do różnego rodzaju ogrzewania instalacji przemysłowych. Gaz wodny przerabiany jest na wodór tzw. w procesie konwersji

6.Otrzymywanie wodoru

1) wodór otrzymujemy na skalę przemysłową poprzez elektrolizę wody

2H₂O + 2e → 2H (reakcja katodowa)

2H₂O → O₂ +4H⁺ + 4e (reakcja anodowa)

2H₂O → 2H₂ + O₂ (reakcja sumaryczna)

Na katodzie wydziela się wodór, a na anodzie tlen

2)za pomocą reakcji między kwasem a aktywnym chemicznie metalem ( stosuje się zwykle H₂SO₄ i Zn lub roz HCl i Zn

Zn + H₂SO₄ → H₂ + ZnSO₄

Zn + 2HCl → H₂ + ZnCl₂

Na skalę przemysłową wodór otrzymuje się dwiema metodami:

-poprzez konwersję metanu z parą wodną

CH₄ + 2H₂O → 4H₂ + CO₂

-poprzez konwersje węglowodorów z parą wodną

C_xH_2y + 2xH₂O → (2x+y)H₂ + xCO₂

W laboratorium można go otrzymać na kilka sposobów

-w reakcji HCl z Mg

2HCl + Mg → MgCl₂ + H₂↑

-kwasu solnego z cynkiem

2HCl + Zn → ZnCl₂ + H₂↑

-w reakcji kwasu z metalem nieszlachetnym

Kwas + metal → sól + wodór

8.Hydraty i klatraty helowców

Klatraty- stanowią specyficzne połączenie kompleksowe w których substancję macierzyste np. hydrachinion, anilina okludują we wrzękach sieci przestrzennej cząsteczki helowca

[C₆H₄(OH)₂]0,8Ar

Cząsteczki obce zostają w nich uwięzione w sposób czysto mechaniczny bez wytwarzania jakichkolwiek wiązań chemicznych.

Hydraty - są to związki typu klatratów. Cząstki wody, krzepnącej w obecności helowca, układającą się w taką strukturę krystaliczną, że komórka elementarna zawiera 46 cząsteczek H₂O, pomiędzy którymi znajduję się 8 luk zdolnych pomieścić atomy helowca

V5,75H₂O V-atomy helowca

9.Wykorzystanie helowców

-do napełniania balonów (hel)

-mieszanina helu z tlenem używana jest jako gaz, którym oddychają nurkowie

-używane są do napełniania żarówek (gazy szlachetne)

-stosowanie w pracach laboratoryjnych do otrzymywania niższych temperatur (hel)

-w technice oświetleniowej stosowane są gazy szlachetne, które podczas przepuszczania przez nie wyładowań elektrycznych emitują charakterystyczne barwne światło

10.Fizyczne własności fluorowców

Fluor i chlor są w warunkach normalnych gazami, brom cieczą, a jod ciałem stałym. Ze wzrostem ciężaru atomowego zmienia się barwa pierwiastków. Fluor wykazuje słabe zabarwienie żółtozielone, chlor zielonożółte, pary bromu są czerwonobrunatne, a jodu fioletowe. W stanie gazowym mają ostry zapach i silnie drażnią drogi oddechowe. Chlor i brom rozpuszczają się w wodzie dość dobrze dając bezbarwna wodę chlorową i brunatną wodę bromową. Rozpuszczalność jodu jest mała. Fluorowce wchodzą w reakcje z wodą. Fluor rozkłada wodę z wytworzeniem HF i wydzielaniem wolnego tlenu.

X₂ + H₂O = HX + HXO

Znacznie lepiej niż w wodzie brom i jod rozpuszczają się w niektórych rozpuszczalnikach organicznych. Fluorowce wykazują bardzo znaczną aktywność chemiczną, malejąca w szergu od fluoru do jodu.

11.woda królewska

Mieszanina stężonego kwasu azotowego i stężonego kwasu solnego w stosunku 1:3. swoje bardzo silne utleniające własności zawdzięcza wydzielającemu się chlorowi i chlorkowi nitrozylu. Jest jedynym rozpuszczalnikiem metali szlachetnych.

3HCl + HNO₃ → 2H₂O + Cl₂ + NOCl

12.Wolne halogeny i jony halogenkowe

-fluor - wydzielanie wolnego fluoru jest możliwe tylko metodą elektrolityczną

Na anodzie fluor: A:2F^- → F₂ + 2e

Na katodzie wodór K: 2H⁺ +2e → H₂

-chlor - z elektrolizy wodnych roztworów chlorku sodowego lub stopionej soli. Na anodzie chlor, a na katodzie wodór

2NaCl +2H₂O → Cl₂ + 2NaOH + H₂

-brom - wydzielamy z bromków

2Br^- + Cl₂ = Br₂ + 2Cl^-

HBrO₃ + 5HBr → 3H₂O + 3Br₂

-jod - redukcja wodorosiarczanem

2JO₃^- + 5HSO₃^- = 3HSO₄^- +2SO₄^2- + H₂O + J₂

13.Włąsności kwasów beztlenowych fluorowców

-fluorowce łączą się z wodorem dając fluorowodory HX, które po rozpuszczeniu w wodzie stają się beztlenowymi kwasami fluorowców

HX + H₂O = H₃O⁺ + X^-

-HF jest lepszym rozpuszczalnikiem i dysocjatorem niż woda

-o mocy decyduje promień atomowy

F(71)<Cl(99)<Br(114)<J(133)

-stałe dysocjacji - HF, słaby, moc rośnie HF<HCl<HBr<HJ, HJ ma największy stopień dysocjacji

-wiązania chemiczne mają w przeważającym stopniu charakter kowalencyjny

-właściwości redukujące - najłatwiej utlenia się HJ, najtrudniej HF(prawie wcale)

-temperatura topnienia rośnie, wrzenia maleje

14.Tlenowe połączenia fluorowców

-dwufluorek tlenu - OF₂, bezbarwny gaz, reaguje gwałtownie z metali

2F₂ + 2NaOH = 2NaF + H₂O + OF₂

-Cl₂O - żółtobrązowy gaz

2AgClO₃ + Cl₂ = 2AgCl +ClO₂ + O₂

-Br₂O - ciemnobrunatna ciecz

2Br₂ + 2HgO = HgBr₂ + HgO + Br₂O

-ClO₂ - czerwonożółty gaz, silny utleniacz, kąt między wiązaniami 117^o

-Cl₂O₆ - ciemnoczerwone ciecze, silny utleniacz

-Cl₂O₇ - bezbarwna ciecz

2HClO₄ = Cl₂O₇ + H₂O

-I₂O₅ - białe ciało stałe, rozkładające się po ogrzaniu do 300 ^oC

15.Jodometria

Jest działem redoksymetri w którym oznacza się mocne reduktory za pomocą miareczkowania mianowanym roztworem jodu lub odmiareczkowania wydzielonego jodu podczas reakcji z utleniaczami roztworem tiosiarczanu. Roztworem jodu można oznaczać bezpośrednio: S^2-, SO^3-,S₂O₃^2-,Sn²⁺ i inne. Zachodzi wówczas reakcja redukcji jodu przez oznaczane substancje

J +2e = 2J^-

17.Właściwości fizyczne tlenowców

Tlenowce - wspólna nazwa pierwiastków należących do 16 grupy w układzie okresowym. Są to tlen, siarka, selen, tellur i polon. Charakterystyka pierwiastków 16 grupy układu okresowego Charakter pierwiastków zmienia się w dół grupy od niemetalicznego [tlen, siarka] do metalicznego [polon]. W dół grupy rośnie promień atomu a maleje elektroujemność. Tlen jest gazem, pozostałe pierwiastki SA ciałami stałymi. Tlen z powodu bardzo małego promienia atomu ma inne właściwości niż reszta pierwiastków tej grupy. Tlenowce są pierwiastkami bardziej aktywnymi od azotowców, przy czym aktywność chemiczna maleje od tlenu do polonu. Tlenowce reagują z metalami alkalicznymi [1 grupy] a także z takimi jak miedź, srebro i rtęć. Siarka selen tellur i polon łączą się bezpośrednio z tlenem.

18.Tlen atomowy i cząsteczkowy

Tlen atomowy - O, nietrwała, jednoatomowa odmiana alotropowa tlenu o charakterystycznych właściwościach wolnych atomów i rodników. Powstaje z tlenu cząsteczkowego lub w związkach tlenowych w warunkach bogatych energetycznie. Jako tlen in statu nascendi powstaje przejściowo podczas otrzymywania tlenu ze związków bądź podczas rozpadu ozonu O₃ lub nadtlenku wodoru H₂O₂, a także w reakcjach radiacyjnych. Może występować w górnych warstwach atmosfery. Otrzymywany przez poddawanie tlenu cząsteczkowego wyładowaniom elektrycznym.

Tlen cząsteczkowy - Jest najbardziej rozpowszechnionym pierwiastkiem na Ziemi - zawartość tlenu w jej skorupie wynosi 45%. Stanowi też 20,95% objętości atmosfery ziemskiej. Tlen w postaci gazowej jest niezbędny organizmom tlenowym do przeprowadzenia fosforylacji oksydacyjnej będącej najważniejszym etapem oddychania.

19.Odmiany alotropowe tlenu

Ozon, tritlen (O₃) - jedna z odmian alotropowych tlenu. Ozon jest niebieskim gazem, cięższym od powietrza. W stanie wolnym występuje w atmosferze, powstaje w wyniku rozpadu cząsteczek O₂ pod wpływem światła i dalszego łączenia się ich, wg równań:

O₂=hv=2O

O₂+O=O₃

Jest gazem niepalnym (ma jednak zdolność, podobnie, jak ditlen - O2, podtrzymywać proces spalania), dobrze rozpuszczalnym w wodzie, dość nietrwałym:

2O₃=3O₂

Jest silnym utleniaczem:

3H₂S^2- +4O₃=3H₂S⁶⁺ + O₄^2-

Tetratlen, czerwony tlen - alotropowa odmiana tlenu występująca przy ciśnieniu rzędu 20 GPa. Nazwa czerwony tlen pochodzi od czerwonego koloru jaki przybiera tlen tworząc czteroatomowe cząsteczki O₄. Czerwony tlen ma właściwości niemetaliczne, jednakże podejrzewa się, że przy ciśnieniu 96 GPa przejdzie w postać metaliczną. Planuje się go wykorzystać jako utleniacz paliwa rakietowego ze względu na wysoką wydajność.

20.Otrzymywanie tlenu

-poprzez podgrzewanie nadmanganianu potasu

2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑

-poprzez termiczny rozkład azotanu(V) potasu

2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂↑

-poprzez ogrzewanie tlenku rtęci(II):

2HgO → 2Hg + O₂↑

-w wyniku elektrolizy wody

2H₂O → 2H₂ + O₂

-termoliza chromianu (V) potasu

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

W przemyśle otrzymuje się tlen przez frakcjonowaną destylację skroplonego powietrza

21.Nadtlenki - charakterystyka

Związki chemiczne w których tlen występuje na -1 stopniu utlenienia. Terminu nadtlenek używa się zwyczajowo również wobec często stosowanych tlenków, które w istocie nadtlenkami nie są, jak np. dla nadtlenku baru BaO₂, będącego ściśle dwutlenkiem baru. Charakterystyczną cechą nadtlenków jest wiązanie: —O—O—, które łatwo ulega rozerwaniu, przez co nadtlenki mają bardzo silne właściwości utleniające i generują wolne rodniki. Ogrzewanie nadtlenku prowadzi do wydzielania tlenu atomowego (O*) lub rodników nadtlenkowych. Wszystkie nadtlenki jonowe pod działaniem kwasu wydzielają nadtlenek wodoru. Istnieją również ponadtlenki, w których tlen przyjmuje formalny stopień utlenienia -½ np. KO₂ - ponadtlenek potasu. Nadtlenek wodoru - H₂O₂ - jest cieczą nietrwałą w stężeniach powyżej 30 %. Miesza się z wodą, posiada właściwości słabego kwasu. Cząsteczka wykazuje duży moment dipolowy. Stosuje się: środek bielący, dezynfekcyjny, utleniacz w napędach rakietowych

22.Połączenia tlenowców z wodorem

H₂O - ciecz, H₂S, H₂Se, H₂Te - gazy o nieprzyjemny zapachu. Budowa - różne kąty między wiązaniami, przy wodzie kąt jest największy. Otrzymuje się je przez bezpośrednią syntezę pierwiastków. H₂S, H₂Se, H₂Te otrzymuje się działając kwasami na siarczki, selenki lub tellurki metali.H₂S powstaje w aparacie Kippa

FeS + 2HCl=FeCl₂+H₂S

H₂O, H₂Se, H₂Te powstaje

H₂+0,5O₂=H₂O + 68,3 kcal - r. egzotermiczna

H₂+0,5Se₂=H₂Se-20,5kcal

H₂+0,5Te₂=H₂Te-36,9kcal

H₂S, H₂Se, H₂Te spalają się w powietrzu słabym płomieniem w przypadku dostatecznego dopływu tlenu

H₂X+1,5O₂=H₂O+XO₂

W przypadku niedostatecznego dopływu tlenu

H₂X+0,5O₂=H₂O+X

Gazy te rozpuszczają się w wodzie

H₂X+H₂O=H₃O^-+HS^-

HS^- + H₂O=H₃O^-+S^2-

Nadtlenek wodoru

H₂O₂ otrzymywane jest głównie przez hydrolizę nadsiarczanu amonowego.

2(NH₄)HSO₄=(NH₄)₂S₂O₈+H₂-nadsiarczan amonowy

(NH₄)₂S₂O₈+H₂O=2(NH₄)HSO₄+H₂O₂

Działając kwasami na nadtlenki:

BaO₂+H₂SO₄=BaSO₄+H₂O₂

H₂O₂ wykazuje słabe własności kwasowe. W roztworach wodnych ulega dysocjacji.

H₂O₂+H₂O=H₃O⁺+HO₂^-

H₂O₂ wykazuje właściwości redukujące:

2MnO₄^-+6H⁺+5H₂O₂=2Mn²⁺+8H₂O+5O₂

23.Tlenki siarki, selenu i telluru

S₂O,SO,SO₂,SO₃ Tlenki siarki

S₂O,SO-Związki nietrwałe otrzymujemy przez bezpośrednią syntezę, gazy o nieprzyjemnym zapachu.

Dwutlenki siarki: S+O₂=SO₂

2FeS₂+5,5O₂=Fe₂O₃+4SO₂

2CaSO₄+C=2CaO+2SO₂CO₂

Trójtlenek siarki(SO₃) jest bezwodnikiem kwasu siarkowego(VI) i rozpuszczając go otrzymujemy kwas stężony 96%, jeśli nasączymy go trójtlenkiem siarki 20%to otrzymamy tzw.oleum- dodatkowy stężony kwas siarki, ma właściwości utleniające. Jest bardzo reaktywnym związkiem, powszechnie stosowane zwłaszcza sole kwasu siarkowego, dobrze rozpuszczalne w wodzie. Nie rozpuszczalne w wodzie to:BaSO₄,CaSO₄,SrSO₄. Najtrwalsze tlenki selenu i telluru są białymi ciałami stałymi, w czasie ogrzewania ulegają sublimacji. Trójtlenek selenu to bezbarwne ciało stałe, powstaje podczas wyładowań elektrycznych w mieszaninie par selenu z tlenem. Trójtlenek telluru uzyskuje się podczas silnego ogrzewania kwasu tellurowego H₆TeO₆

24.Kwasy tlenowe siarki

H₂SO₂ - kwas sulfoksylowy. Nie jest znany w stanie wolnym, można otrzymać tylko sól kobaltową

Na₂S₂O₄+Co(CH₃COO)₂=CoS₂O₄

CoS₂O₄+NH₃+H₂O=CoSO₂+(NH₄)₂SO₃

H₂S₂O₄ - kwas podsiakawy. Nie znany w stanie wolnym, znamy sole

Zn+2NaHSO₃+SO₂=ZnO₃+Na₂S₂O₄+H₂O

H₂SO₃ - kwas siarkawy. Wykazuje odczyn kwaśny, przewodzi prąd elektryczny

SO₂+H₂O=H₂SO₃

H₂SO₄ - kwas siarkowy. Surowcem do przemysłowego otrzymywania jest piryt FeS₂ lub siarka. I etap to otrzymywanie SO₂

4FeS₂+11O₂=2Fe₂O₃+8SO₂

Później SO₂ utlenia się katalitycznie do trójtlenku SO₃, a ten rozpuszczony w wodzie daje H₂SO₄

Kiedyś otrzymywano metodą komorową, ale wyparła ją metoda kontaktowa.

Kwas tiosiarczanowy - pytanie 27

26.Siarczany i siarczyny

Siarczyny obojętne Me₂SO₃ oraz wodorosiarczyny MHSO₃ tworzą się od kwasu siarkowego H₂SO₃. Dobrze rozpuszczalne są siarczyny litowców. Wodorosiarczyny nie dają się otrzymać w stanie czystym. W czasie zagęszczenia roztworów odczepiają się SO₂ oraz H₂O i wydzielają się w postaci obojętnej:2NaHSO₃=Na₂SO₃+H₂O+SO₂.

Siarczany obojętne oraz wodorosiarczany tworzą się od kwasu siarkowego. Z roztworów udaje się wydzielić tylko wodorosiarczany litowców . W czasie ogrzewania oddaje wode przechodząc w dwusiarczany: 2KHSO₄=K₂S₂O₇+H₂O. Większośc dobrze rozpuszcza się w wodzie, wyjątek to siarczan ołowiu, baru i strontu.CaSO₄ jest słabo rozpuszczalny.

27.Tiosiarczany

Tiosiarczany znane są tylko w postaci soli, które otrzymuje się ogrzewając roztwory siarczków alkalicznych z siarką:

Na₂SO₃+S=Na₂S₂O₃

Lub powstają przez działanie tlenu z powietrza na dwusiarczki:

Na₂S₂+1,5O₂=Na₂S₂O₃

Pod wpływem kwasu tiosiarkowego, ulegają rozkładowi z wydzielaniem siarki i SO₂

Na₂S₂O₃+2HCl=2NaCl+S+SO₂+H₂O

Spośród soli kwasu tiosiarkowego największe znaczenie ma tiosiarczan sodu Na₂S₂O₃*5H₂O, bezbarwna substancja krystaliczna używana w fotografii jako utrwalacz

28.Fizyczne właściwości azotowców

Azotowce to pierwiastki chemiczne tworzące 15 grupę układu okresowego: N, P, As, Sb i Bi. Pierwiastki te bardzo wyraźnie różnią się właściwościami fizycznymi. W szeregu tym, stwierdza się stopniowe zmniejszanie elektroujemności, zmniejszanie się energii jonizacji oraz wzrost promienia atomowego. W stanie podstawowym azotowce mają konfigurację elektronową s²p³. tylko najbardziej elektroujemny spośród nich azot tworzy w nielicznych zresztą przypadkach związki, w których występuje w postaci trójujemnego jonu o konfiguracji s²p⁶

29.Tlenki azotu

N₂O,NO,N₂O₃,NO₂,N₂O₄,N₂O₃

NH₄NO₃=N₂O+2H₂O podgrzewać trzeba NH₄NO₃.zeby otrzymać N₂O(gaz bezbarwny o charakterystycznym słodkim zapachu, ma właściwości znieczulające

N₂+O₂=2NO reakcja dysproporcjonowania(redox) NO(gaz bezbarwny, nietrwały ulega utlenieniu), NO₂(Gaz brunatny, trujący)

3Cu+8HNO_3(Roz)=3Cu(NO₃)₂+2NO+4H₂O w stężonym powstaje NO₂

N₂O₃=260K=NO+NO₂

2AgNO₃=2Ag+2NO₂+O₂

Azot może występować jako utleniacz i reduktor

2NaOH+NO+NO₂=2NaNO₂+H₂O

NaNO₃+Pb=NaNO₂+PbO

2MnO₄^-+S^-+NO₂+6H⁺=5NO₃^-+2Mn²⁺+3H₂O

2Cu+NO₂=Cu₂O+NO

30.Otrzymywanie kwasu azotowego

Dawniejsza metoda to działanie kwasu siarkowego na saletrę chilijską

H₂SO₄+NaNO₃=NaHSO₄+HNO₃

Na skalę przemysłową trzymuje się w kilku etapach

a)otrzymywanie amoniaku metoda Habera i bosha

N₂+3H₂=2NH₃

b)katalityczne spalanie amoniaku do NO metoda Ostwalda. W obecności nadmiaru powietrza NO utlenia się do NO₂

2NH₃+O₂=2NO+3H₂ ; NO= nad. pow.=NO₂=N₂O₄

c)pochłanianie mieszaniny NO₂ i N₂O₄ w wodzie w obecności powietrza

N₂O₄+H₂O=HNO₃+HNO₂

2NO₂+H₂O= HNO₃+HNO₂

d)rozkład kwasu azotowego

3HNO₂=HNO₃+2NO+H₂O

e)NO ulega ponownemu utlenieniu i absorpcji w wodzie

Uzyskuje się w ten sposób HNO₃ o stężeniu >60%

31.Kwasy tlenowe azotu

- H₂N₂O₂ - kwas podazotowy. Stała substancja krystaliczna, w stanie bezwodnym łatwo wybucha.

H₂N₂O₂=N₂+H₂O - rozkład pod wpływem H₂O

- HNO₂ - kwas azotawy. Nietrwały występuje tylko w postaci rozcieńczonych roztworów. W miarę wzrostu koncentracji ulega rozkładowi na:

3HNO₂=HNO₃+2NO+H₂O

Sole tego kwasu są bardziej trwałe.

- HNO₃ - ma silne własności utleniające, mocny kwas. Bezwodny kwas azotowy jest bezbarwna cieczą. Kwas i jego stężone roztwory ulegają rozkładowi, który jest przyspieszany przez światło, zmienia zabarwienie na żółto lub ciemnożółte

4HNO₃=4NO₂+2H₂O+O₂

Ma silne właściwości utleniające-rozpuszcza takie metale szlachetne jak miedz , srebro, rtęć 3Cu+8HNO₃=3Cu(NO₃)₂+2NO+4H₂O

Złoto i platynowce ulegają działaniu wody królewskiej (HNO₃ i HCl) w stęż.1:3.

3HCl+HNO₃=2H₂O+Cl₂+NOCl

Azotany kwasu azotowego są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Mają działanie utleniające . Azotan potasu podobnie jak azotan sodowy wykazuje silne własności utleniające. Ogrzewany oddaje tlen i przechodzi w azotyn, znajduje zastosowanie do wyrobu czarnego prochu

2 KNO₃=2 KNO₂+O₂

Zastosowanie w rolnictwie(nawozy sztuczne: Ca(NO₃)₂,NH₄NO₃), materiałów wybuchowych do produkcji azotanu srebra dla przemysłu fotograficznego.

32.Amoniak

NH₃ - amoniak (wodorek azotu), gaz o niezwykle ostrej, duszącej woni, drażni błony śluzowe, w dużym stężeniu trujący, bardzo dobrze rozpuszcza się w wodzie. W laboratorium można otrzymać amoniak w wyniku działania wodnym roztworem wodorotlenku na dowolną sól amonową , na przykład:
(NH₄)₂SO₄ + 2 NaOH -> Na₂SO₄ + 2 NH₃ + 2 H₂O
N₂+3H₂=2NH₃ - metoda Habera i Boscha-bezpośrednia synteza pierwiastków, ale przy zastosowaniu odpowiedniego katalizatora, skomplikowane łączenie 2.pierwiastków, gdzie wodór jest aktywny a azot nie.

2NH₄Cl+Ca(OH)₃=CaCl₂+2NH₃+2H₂O

Amoniak dobrze rozpuszcza się w wodzie:

NH₃+2H₂O=NH₄⁺+OH^-

(NH₄)₂SO₄+2NaOH=Na₂SO₄+2H₂O+2NH₃

NH₃+3O₂=2N₂+6H₂O metoda Ostwalda

4NH₃+5O₂=4NO+6H₂O

2NH₃+2Na=2NH₂Na(amidek sodu)+H₂

33.Połączenia azotu z wodorem

- Amoniak-pytanie 32

- N₃H kwas azotowodorowy. Sól tego kwasu azydek sodowy powstaje w środowisku bezwodnym

2NH₂Na+N₂O=N₃Na+NaOH+NH₃

Wolny N₃H uzyskuje się zadając azydek roztworem roz. H₂SO₄ i oddestylowując łatwo lotny N₃H. Zabieg jest niebezpieczny, kwas ulega bardzo łatwemu wybuchowemu rozkładowi

34.Połączenia azotowców z wodoru

PH₃ - fosforiak, AsH₃ - arsenowodór, SbH₃ - antymonowodór, BiH₃ - bizmutowodór. To gazy o nieprzyjemnym zapachu, toksyczne, rozkładają się podczas ogrzewania, wykazują własności redukujące. Otrzymywanie polega na działaniu kwasami na fosforki, arsenki metali, stopy antymonu lub bizmutu z metalami.

Mg₃Sb₂+6HCl=3MgCl₂+2SbH₃

AlP+3H₂O=PH₃+Al(OH)₃

Syntezę PH₃ przeprowadza się także działając gorącym roztworem NaOH na biały fosfor

3NaOH+P₄+3H₂O=3NaH₂PO₂+PH₃

35.Tlenki arsenu i fosforu

As₄O₆, (AsO₂)_n, As₄O₁₀

As₄O₆ - arszenik, w technice otrzymuje się prażąc rudy arsenowe w powietrzu

4FeAsS+10O₂=2Fe₂O₃+4SO₂+As₄O₆

Charakterystyczna cechą jego jest jego ciężar właściwy. Ogrzewany z C redukuję się do wolnego As. Silna trucizna, dawka śmiertelna wynosi około 0,1 g. używany do konserwacji skór i futer.

P₄O₆, (PO₂)₄, P₄O₁₀

P₄O₆ - otrzymuje się spalając z ograniczonym dostępem powietrza, jest silnie trującym ciałem stałym reagującym z zimną wodą z utworzeniem kwasu fosforawego

P₄O₆+6H₂O=4H₃PO₃

P₄O₁₀ - białe ciało stałe, sublimujące w temp. 300. Są jego 3 odmiany krystaliczne. Z woda reaguje energicznie.

P₄O₁₀+6H₂O=4H₃PO₄

As₄O₁₀ - nie można otrzymać przez spalanie pierwiastków, ulega rozkładowi w wysokich temp. Otrzymuje się go przez odwadnianie kwasu arsenowego H₃AsO₄

36.Tlenowe kwasy fosforu i arsenu

-fosfor

H₃PO₂ - podfosforawy, H₃PO₃ - ortofosforowy, H₄P₂O₆ - podfosforawy, H₄P₂O₇ - pirofosforowy, H₅P₃O₁₀ - ortotrifosforowy, H₃P₃O₉ - metatrójfosforowy, H₃PO₄ - ortofosforowy

H₃PO₄ - najprostszy z spośród wszystkich znanych. Produkt dostateczny hydrolizy pięciotlenku fosforu

P₄O₁₀+6H₂O=4H₃PO₄

Otrzymuje się go działając stężonym HNO₃ na fosfor. Na skale techniczną otrzymuje się go

Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄=3CaSO₄+2H₃PO₄

Czysty, bezwodny tworzy bezbarwne , przezroczyste kryształy, bardzo dobrze rozpuszczalne w wodzie. Fosforany wapniowe znajdują zastosowanie jako nawozy sztuczne.

H₃PO₃ - otrzymuje się go

P₄O₆+6H₂O=4H₃PO₃

PCl₃+3H₂)=H₃PO₃+3HCl

Podczas ogrzewania ulega dysproporcjonowaniu

4H₃PO₃=3H₃PO₄+PH₃

Sole fosforyny i kwas wykazują silne własności redukujące

H₃PO₃+CuSO₄+H₂O=H₃PO₄+H₂SO₄+Cu

-arsen

H₃AsO₃ - ortoarsenowy. Nie jest znany w stanie wolnym. Kwas ten powstaje obok kwasu metaarsenowego (HAsO₂) w wyniku działania wodą na arszenik

As₄O₆+6H₂O=4H₃AsO₃

H₃AsO₄ - arsenowy. Powstaje podczas utleniania wolnego arsenu lub As₄O₆ stężonym kwasem azotowym. Bezbarwny łatwo rozpuszczalny.

38.Trujące związki arsenu

Trójwodorek arsenu AsH₃ jest gazem o nieprzyjemnym zapachu, jest toksyczny. Trójtlenek arsenu (arszenik) As₂O₃ jest Silną trucizną, dawka śmiertelna wynosi około 0,1 g

2FeAsS+5O₂=FeO₃+2SO₂+As₂O₃

39.Antymon i bizmut

Bizmut Bi³⁺ - metal, Antymon Sb³⁺ - pośredni między metalami a niemetalami, razem z bizmutem może wytwarzać kationy Sb³⁺ i Bi³⁺ - obecne są przede wszystkim w solach mocnych kwasów Sb₂(SO₄)₃ i Bi(ClO₄0₃, sole te ulegają silnej hydrolizie. Obydwa metale trzymuje się w podobny sposób, a mianowicie przez prażenie siarczków w atmosferze powietrz i redukcję otrzymanych tlenków węglem:

Sb₂S₃+5O₂=Sb₂O₄+3SO₂

Sb₂O₄+4C=2Sb+4CO

Bi₂S₃+4,5O₂=Bi₂O₃+3SO₂

Bi₂O₃+3C=2Bi+3CO

Obydwa metale wchodzą w skład wielu stopów użytkowych. Antymonu np. używa się do wyrobu stopu czcionkowego i stopów łożyskowych. Bizmut znajduje zastosowanie do sporządzania łatwo topliwych stopów.

40.Utleniające własności kwasu azotowego i jego sole

Ma silne właściwości utleniające dzięki którym rozpuszcza on takie metale szlachetne jak Cu, Ag, Hg

3Cu+8HNO₃=3Cu(NO₃)₂+2NO+4H₂O

Woda królewska mieszanina stężonych kwasów solnego i azotowego w stosunku 3:1 tylko ona rozpuszcza złoto i platynowce.

Azotany - dobrze rozpuszczalne w wodzie. Wykazują wyraźne działanie utleniające. Azotany litowców podczas ogrzewania tracą tlen i przechodzą w azotyny

2KNO₃=2KNO₂+O₂

Produktem rozkładu większości azotanów są jednak tlenki metali

Ba(NO₃)₂=BaO+NO+NO₂+O₂

2Pb(NO₃)₂=2PbO+4NO₂+O₂

Lub nawet wolny metal, jeżeli tlenek tego metalu jest nietrwały

2AgNO₃=2Ag+2NO₂+O₂

41.Omiany alotropowe węgla

Diament-bezbarwne twarde kryształy nie przewodzące prądu elektrycznego, ale silnie łamiące promienie świetlne. Może być używane jako kamienie jubilerski(otrzymujemy brylanty). Bardzo trudno znaleźć go w postaci czystej. W wysokiej temperaturze przekształca się w grafit.

Grafit-miękki, daje się łatwo ugniatać, przewodzi prąd elektryczny, jest zupełnie inny niż diament. G. bardzo ciężko jest przemienić na d. A gdy to się uda to nie posiada on już takich własności jak prawdziwy d.

Fullereny-C₆₀ mają doskonały symetryczny kształt piłki futbolowej, otrzymywane przez odparowanie grafitu w silnym strumieniu helu. Mają strukturę molekularną. Udaje się zamykać w takiej kopule inne pierwiastki. W momencie zamykania kopuły otrzymujemy nanorurki węglowe.

Nanorurki węglowe-cieniutki rurki, puste w środku, ale do których możemy wstawiać co chcemy. Bardzo wytrzymałe i bardzo giętkie. Wykorzystywane w przemyśle kosmicznym. Ta odmiana ma największe zastosowanie i jest to materiał przyszłości.

42.Tlenki węgla

Monotlenek węgla(CO),czad

powstaje w wyniku spalania przy niedostatecznym dopływie tlenu. Wytwarzany na dużą skalę jako składnik gazu generatorowego i wodnego. W laboratorium otrzymuje się go: HCOOH-H₂O=CO.Bezbarwny, bezwonny, silnie trujący. W H₂O rozpuszcza się słabo. Spala się w powietrzu niebieskim płomieniem wydzielając ciepło:CO+0,5O₂=CO₂+67,6kcal. W podwyższonej temperaturze jest silnym śr. redukującym stosowanym w metalurgii.

C+H₂O=CO+H₂

CO₂ i H₂CO₃

CO₂ występuje w przyrodzie w stanie wolnym(w powietrzu 0,03%,w źr. mineralnych) i związanym(węglany wapnia i magnezu). Tworzy się w procesach oddychania, fermentacji, utleniania i spalania połączeń organicznych w pow. Obojętny w stosunku do organizmu. Stosowany w przemyśle spożywczym(napoje gazowane).W ostatnich latach stężenie w powietrzu wzrosło, co spowodowało gwałtowne ocieplenie klimatu. W technice otrzymuje się go:C+O₂=CO₂+94kcal lub CaCO₃=CaO+CO₂. Bezbarwny, bez zapachu, kwaskowy

smak, nie palny, dobrze rozpuszczalny w wodzie. Mało aktywny chemicznie, działa utleniająco tylko w obecności silnych reduktorów.CO₂ jest bezwodnikiem H₂CO₃:

H₂O+CO₂=H₂CO₃=H₂O=H₃O⁺+CO^-₃.Sole są trwalsze od kwasu. Węglany pod wpływem kwasów wydzielają CO₂.

Podtlenek węgla(C₃O₂)

Powstaje w wyniku ogrzewania kwasu H₄C₃O₄ z P₂O₅.

H₄C₃O₄-H₂O=C₃O₂. Bezbarwny o nieprzyjemnym zapachu. W powietrzu spala się niebieskim płomieniem tworząc CO₂.

43.Połaczenia węgla z wodorem

Metan CH₄ - składnik gazu ziemnego. W laboratorium otrzymuje się go w procesie

CH₃COONa+NaOH=CH₄+Na₂CO₃

Al₄C₃+12H₂O=3CH₄+4Al(OH)₃

Jest gazem bezbarwnym, bez zapachu, łatwo spalającym się

CH₄+2O₂=CO₂+2H₂O

Etan - C₂H₆. tworzy się podczas elektrolizy stężonego roztworu octanu sodowego

2CH₃COO^- - 2e= C₂H₆+2CO₂

Gaz bezbarwny, bezwonny, łatwo ulegający skraplaniu, składnik gazu ziemnego

Acetylen - C₂H₂. sposób otrzymywania

CaC₂+2H₂O=Ca(OH)₂+C₂H₂

Bezbarwny gaz, spala się jasnym świecącym płomieniem, używany niekiedy do celów oświetleniowych

C₂H₂+2,5O₂=2CO₂+H₂O + 306,6 kcal

Płomień acetylenowy wykorzystywany do spawania metali.

44.kwas węglowy i węglany

H₂CO₃ - kwas dwuzasadowy, słaby i nietrwały, bezwodnikiem jest CO₂

H₂O+CO₂=H₂CO₃

Mocniejszy od CH₃COOH

Węglany-sole kwasu węglowego są znacznie trwalsze od samego kwasu. Wszystkie węglany pod działaniem kwasu wydzielają CO₂. Spośród węglanów obojętnych w wodzie rozpuszczają się tylko węglany litowców ulegając przy tym hydrolizie.

45.Węgliki

Związki węgla z pierwiastkami wykazującymi mniejszą od niego elektroujemność. Są to związki z metalami oraz Si i B.Węgliki jonowe metale grup IA,IIA.IIIA.Otrzymuje się przez ogrzewanie odpowiedniego metalu z węglem węglowodorami pod działaniem wody tworzy się metan lubacetylen.Na₂Cl₂,BaCl₂,CaCl₂.Największe znaczenie ma CaCl₂ wytwarzany na dużą skalę przez ogrzewanie w piecach elektrycznych tlenka wapnia z koksem stanowiący materiał wyjściowy dla otrzymania acetylenu.

46.Fullereny i silikony

41- Fullereny, 47 - silikony

47.Silikony i silany

Silany(krzemowodory)-grupa zw. Chemicznych, których cechą jest występowanie centralnego atomu krzemu. Własności silanów zależą bezpośrednio od podstawników. Si_nH_2n+2

SiCl+LiAlH₄=SiH₄(monosilan)+LiAlCl₄

SiH₄=Si+2H₂

SiH₄+2O₂=2SiO₄+2H₂O

Si+2H₂O=2SiO₂+4H₂

Silikony- czyli polimery krzemoorganiczne trwałe i odporne chemicznie.

2R₃SiCl+H₂O=R₆Si₂O+2HCl

Si+2Cl₂=SiCl₄

SiCl₄+2Cl^-=[SiCl₆]^2-

SiCl₄+(2+n)H₂O=SiO₂+nH₂O+4HCl

48.Krzemiany

Sole kwasu krzemowego, występują w nich stałe grupy krzemowo-tlenowe(SiO₄). W sieciach krystalicznych jest możliwość zastępowania jonu krzemu przez jony glinu.SiO₂ jest bezwodnikiem kwasu krzemowego. Krzemiany sodowe ulegają hydrolizie, która daje jako produkt słaby kwas ortokrzemowy(H₄SiO₄).

SiO₂+4NaOH=Na₄SiO₄+2H₂O

Na₂SiO₄=H₄SiO₄+4NaOH.

49.Sole ołowiu cyny

Pb i Sn są na +2 st. Utlenienia, tworzą sole z nieorganicznymi kwasami tlenowymi, a także z kw. organicznymi. Większość soli Pb jest trudno rozpuszczalna w wodzie. Dobrze rozpuszczalne są azotan i octan. Pb otrzymane za pomocą rozpuszczania metalicznego Pb, PbO lub PbCO₃ w odpowiednich kwasach. Rozpuszczalność Pb(NO₃)₂ silnie wzrasta z temperaturą: 2Pb(NO₃)=2PbO+O₂+4NO₂.

Pb₃O₄+4HNO₃=2Pb(NO₃)+PbO₂+2H₂O

Octan ołowiany Pb(CH₃COO)₂ rozpuszcza się w wodzie. Charakterystyczną własnością octanu ołowiu jest słodki smak(cukier ołowiany), ale bardzo toksyczny.

Siarczany ołowiu PbSO₄-minerał anglezyt. Związek ten wytrąca się w postaci białego osadu po dodaniu do roztworu rozpuszczalnej soli ołowiu rozcieńczonego kwasem siarkowym.

Wszystkie sole ołowiu są bardzo silnie trujące.

50.Stopy ołowie i cyny

Mają niską temp. topnienia i stosowane są w przemyśle i elektrotechnice jako lutowe do łączenia innych metali przez lutowanie. Używane były do wyrobu czcionek drukarskich.

51.Toksyczne własności związków ołowiu

Wykazują szczególne powinowactwo do nabłonka dróg oddechowych, porażają działalność wszystkich wewnątrzkomórkowych enzymów i tym samym hamują przebieg syntezy kwasów nukleinowych. Powodują zmiany degeneracyjne układu nerwowego i płciowego np. czteroetylek ołowiu wchłaniany jest przez skórę, drogi oddechowe

52.Własności i struktura borków

Bor, glin, gal, ind, tal

Własności:

-wszystkie pierwiastki są na +3 st.ut., mają wysokie energie jonizacji, małe rozmiary jonów, występują wiązania kowalencyjne, wysoka temp. topnienia, dobre przewodniki oprócz boru

53.Borowodory

Bor tworzy z wodorem szereg związków o specyficznych własnościach chemicznych i strukturalnych. Określa się je nazwą borany. Ogólna formuła to B_nH_n+4 lub B_nH_n+6

Reagują z wodą i parą wodną

B₂H₆+6H₂O=2H₃BO₄+6H₂

Mogą również przyłaczać jony wodorkowe,np.

2NaH+B₂H₆=2NaBH₄

Diboran -otrzymuje się go poprzez reakcje syntezy:

4BCl₃+3LiAlH₄=2B₂H₆+3LiAlCl₄

Zastosowanie:w syntezie chemicznej, oraz jako paliwo rakietowe o cieple spalania 2razy większym niż ciepło spalania takiej samej masy węglowodoru

Poliborany- otrzymuje się ogrzewając B₂H₆ z wodorem w temp. 370-520 K. Ostateczny produkt to brunatny, nielotny i polimeryczny poliboran o składzie (BH)_∞

54.Połączenia glinowców z tlenem

Produktem spalania metalicznego glinu jest Al₂O₃, występujący w przyrodzie jako minerał korund. Jest także bezpośrednim produktem oddawania diasporu AlO*OH. Korund ma wysoką temperature topnienia. W stanie czystym jest bezbarwny. Bardzo odporny nie ulega działaniu nawet stężonych roztworów kwasów i zasad. Jest on produktem, z którego bezpośrednio wytwarza się metaliczny glin, służy do wyrobu materiałów ogniotrwałych i materiałów szlifierskich. Po przetopieniu w płomieniu tlenowo-wodorowym z odpowiednimi dodatkami otrzymuje się z niego sztuczne rubiny i szafiry. Stosowane przy konstruowaniu laserów. Przez ogrzewanie mieszaniny Al₂O₃ z tlenkami metali dwuwartościowych np. MgO otrzymuje się w wysokich temperaturach związki zwane spinelami. Ogólny wzór:AB₂O₄

MgO+ Al₂O₃= MgAl₂O₄

Trójtlenek dwugalu - bezbarwny, trójtlenek dwuinalu - na zimno barwa żółta, po ogrzaniu staje się brunatny, trójtlenek dwutalu - ma barwę brunatną

55.Połączenia glinowców z wodorem

Pod działaniem wodorotlenku litu na bezwodny chlorek glinu rozpuszczone w eterze wydziela się gaz w postaci białej masy silnie spolimeryzowany wodorek glinu (AlH₃)_∞:

AlCl₃+3LiH=3LiCl+AlH₃

Glin tworzy wodorotlenki kompleksowe np.:

AlCl₃+4LiH=Li[AlH₄]+ 3LiCl

Jest to białe ciało stałe, energicznie reagujące z wodą:

Li[AlH₄]+4H₂O=LiOH+Al.(OH)₃+4H₂

Znajduje zastosowanie jako reduktor w chemii organicznej i nieorganicznej.

56.Wodorotlenki glinowców

Wodorotlenek glinu - znane są 4 odmiany krystaliczne, typowy wodorotlenek amfoteryczny, rozpuszcza się w kwasach i zasadach

Al³⁺+3H₂O=3H⁺=Al.(OH)₃=OH^-=[Al.(OH)₄]^-=2OH^-=[Al.(OH₆)]^3-

Wodorotlenek galu i indu - na +3 st.utl., amfoteryczne, mają jednak bardziej zasadowy charakter.

Wodorotlenek talu nie jest znany.

57.Otrzymywanie i zastosowanie glinu

Glin głownie otrzymuje się przez elektrolizę stopionej mieszaniny Al₂O₃ i Na₃AlF₆ (kriolitu), która ma znacznie niższą temperaturę topnienia niż czysty Al₂O₃. Surowcem do otrzymywania tlenku glinu Al₂O₃ są boksyty (Al₂O₃*xH₂O) z których przez redukcje elektrolitycznš stosunkowo łatwo jest otrzymać czysty glin. Jednakże przed elektrolizą konieczne jest usuniecie z rudy boksytu zanieczyszczeń żelaza i krzemu. Proces oczyszczania sprowadza się do wydzielenia z boksytu czystego Al(OH)₃, który prażony przechodzi w Al₂O₃.

-do wyrobu szerokiej grupy produktów - od puszek do napojów do części statków kosmicznych. Czysty, krystaliczny glin jest kruchy i łamliwy. Sproszkowany glin używany jest także w hutnictwie do otrzymywania metal

58.Amfoteryczność glinu

Nie rozpuszcza się w wodzie, reaguje z mocnymi kwasami i zasadami

2Al³⁺+2HCl=2AlCl₂+3H₂

2Al³⁺+2KOH+2H₂O=2KAOl₂^-+3H₂O

59.ogólna charakterystyka berylowców

Grupa berylowców stanowi grupę IIA układu okresowego i obejmuje następujące pierwiastki: beryl, magnez, wapń, stront, bar i rad. W stanie podstawowym mają konfigurację ns². rozmiary jonów i atomów berylowców są mniejsze niż rozmiary litowców należących do tego samego okresu. Wykazują większą gęstość oraz wyższe temperatury topnienia niż odpowiadające im litowce. Berylowce występują na +2 stopniu utlenienia. Barwią w charakterystyczny sposób płomień gazowy. Największą odporność chemiczną wykazuje beryl, nie reaguje z wodą, magnez reaguje z wodą dopiero w temperaturze powyżej 70. dalsze berylowce reagują z tlenem już w temperaturze pokojowej.

60.Związki tlenowe berylowców

Tlenki berylowców MeO otrzymuje się przez rozkład termiczny węglanów, azotanów lub wodorotlenków.

BeO - tworzy sieć, która należy do sieci charakterystycznych dla substancji kowalencyjnych. Nie reaguje z wodą.

Tlenek wapnia CaO trzymujemy na skalę przemysłową przez rozkład wapieni w temperaturze około 900.

CaCO₃=CaO+CO₂

Produkt zwany wapnem palonym znajduję zastosowanie w budownictwie, przemyśle chemicznym, metalurgicznym.

Gaszenie wapna CaO +H₂O=Ca(OH)₂+15,2 kcal, powstający wodorotlenek wapnia używany jest w mieszaninie z piaskiem jako zaprawa murarska.

61.Związki wodorowe berylowców

Tworzą związki z wodorem typu XH₂. są to bezbarwne ciała stałe. BeH₂, MgH₂ mają charakter pośredni między jonowym a kowalencyjnym. CaH₂, SrH_2, BaH₂ mają charakter typu soli tj. wodorki jonowe zawierające wodór na -1 stopniu utlenienia. CaH₂ otrzymywany w drodze bezpośredniej syntezy z pierwiastków w temp 400

Ca+H₂=CaH₂

Reaguje gwałtownie z wodą wydzielając podwójną ilość wodoru w stosunku do ilości związanej w CaH₂

CaH₂+2H₂O=Ca(OH)₂+2H₂

Dzięki temu CaH₂ znajduje zastosowanie do otrzymywania wodoru.

62.Węglany berylowców

Wszystkie węglany metali II grupy poza węglanem berylu występują w przyrodzie w postaci minerałów. Węglany wapnia, strontu i baru otrzymuje się

Ca²⁺+CO₃^2-=CaCO₃

Wszystkie te związki są trudno rozpuszczalne w wodzie. Węglany Mg, Ca, Sr, Ba w obecności CO₂ przechodzą do roztworu jako wodorowęglany

MeCO₃+H₂O+CO₂=Me(HCO₃)₂

Węglan wapnia występuje w postaci krystalicznej jako kalcyt i aragonit, dobrze rozpuszcza się w roztworze chlorku amonu

CaCO₃+2NH₄Cl=CaCl₂+2NH₃+H₂O+CO₂

Wody podziemne zawierające CO₂ rozpuszczają skały wapienne. Wydostając się na powierzchnie tracą go i wydzielają węglan. Dzięki tego rodzaju procesom narastają grube warstwy węglanu wapnia na ściankach jaskiń i tworzą się stalagmity i stalaktyty.

Zaprawa wapienna - cement. Wielkie ilości wapnia palonego zużywa się na przygotowanie zaprawy murarskiej. Ciasto wapienne wymieszane z wodą i piaskiem najlepiej tworzy plastyczną zaprawę wapienna do spajania cegieł w murze

CaCO₃=CaO+CO₂ - gaszenie wapna

CaO+H₂O=Ca(OH)₂ - zaprawa barowa

Ca(OH)₂+CO₂=CaCO₃+H₂O

63.Połaczenia berylowców z halogenkami

Tworzą ze sobą połączenia typu YX₂. bezwodne halogenki berylu maja z wyjątkiem BeF₂ charakter kowalencyjny. BeF₂ jest dobrze rozpuszczalny w wodzie po stopieniu ma tendencję do zastygania w postaci szkliwa. W roztworze wodnym ulega hydrolizie. W stanie stałym zawiera w swej sieci przestrzennej nieskończone łańcuchy w której beryl ma liczbę koordynacyjną 4. halogenki pozostałych berylowców mają charakter jonowy. Fluorki magnezu, wapnia i dalszych berylowców są w wodzie trudno rozpuszczalne. Chlorki, bromki i jodki rozpuszczają się bardzo obficie. CaF₂ występuje jako minerał fluoryt. MgCl₂ jest silnie higroskopijny, w zwykłych warunkach w czasie ogrzewania reaguje

2MgCl₂+H₂O=Mg₂OCl₂+2HCl

CaCl₂ jest ciałem silnie higroskopijnym z tego względu znajduję zastosowanie do osuszania gazów.

65.Twardość wody

Obecność Ca(HCO₃)₂ w wodzie do picia jest korzystna, gdyż sól ta nadaje jej dobry smak. W wodzie przeznaczonej do celów przemysłowych oraz do użytku w gospodarstwie domowym kwaśny węglan wapnia jest składnikiem mniej pożądanym, gdyż podwyższa tzw. twardość wody. Twardość wody jest spowodowana obecnością soli wapnia i magnezu, przede wszystkim kwaśnych węglanów oraz siarczanów i chlorków. Twardość wody przejawia się m.in. i w tym, że wody twarde maja z mydłem obfity biały osad. Podczas gotowania twardej wody przechodzi ona w osad CaCO₃ co powoduje obniżenie twardości. Twardość trwałą można usunąć dodając do wody małą ilość Na₂CO₃

CaSO₄+ Na₂CO₃=CaCO₃+ Na₂SO₄

66.Własności fizyczne litowców

Wszystkie litowce są metalami o barwie srebrzystobiałej. Świeża powierzchnia odznaczająca się silnym połyskiem ulega jednak w powietrzu bardzo szybkiemu zmatowieniu. Litowce są tak miękkie, że można je krajać nożem. Ich twardość maleje w szeregu od litu do cezu. W tym samym kierunku zmienia się temperatura topnienia, obniżając się od 180 w przypadku litu do 28,5 w przypadku cezu. Litowce odznaczają się ponadto niskim ciężarem właściwym. Należą do najlepszych przewodników elektryczności. W stanie gazowym występują w postaci cząsteczek jednoatomowych.

68.Sole sodu i potasu

Azotan sodu jest substancją bezbarwną, dobrze rozpuszczalną w wodzie. Topi się w 308C. mieszanina stopionego NaNO₃ i KNO₃ z dodatkami LiNO₃ lub NaNO₂ używana jest do wypełniania łaźni wysokotemperaturowych stasowanych w laboratoriach.

Azotan potasu KNO₃ czyli saletrze indyjską otrzymuje się w tzw. procesie konwersacji saletry chilijskiej polegającym na reakcji podwójnej wymiany

NaNO₃+KCl= KNO₃+NaCl

Azotan potasu podobnie jak azotan sodowy wykazuje silne własności utleniające. Ogrzewany oddaje tlen i przechodzi w azotyn, znajduje zastosowanie do wyrobu czarnego prochu

2 KNO₃=2 KNO₂+O₂

Węglan sodu Na₂CO₃ jest otrzymywany na skalę techniczną metodą Solvaya. Obejmuje ona kilka po sobie następujących operacji.

2NaCl+CaCO₃=Na₂CO₃+CaCl₂

Węglan potasu K₂CO₃ otrzymuje się najczęściej w reakcji pomiędzy KOH a CO₂

2KOH+CO₂=K₂CO₃+H₂O

Jest to sól silnie higroskopijna, bardzo dobrze rozpuszczalna w wodzie. Służy do wyrobu miękkich mydeł.

69.Analiza płomieniowa litowców i berylowców

Związki cięższych berylowców lotne w wysokich temperaturach barwią w charakterystyczny sposób płomień gazowy. Związki wapnia - ceglastoczerwony, strontu - karminowy, baru - zielony, rodu - karminowy. Związki litu - karminowy, sodu - żółty, potasu, rubidu i cezu - fiołkowo - różowy.

70.Struktura d i f elementowe pierwiastków grup przejściowych

Pierwiastki grup przejściowych (bloku d) i wewnątrz-przejściowych (bloku f) zapełniają orbitale d i f utrzymując jeden lub dwa elektrony na ostatniej powłoce na orbitalu s. część elektronów orbitalu (n-1)d może brać udział w tworzeniu wiązań chemicznych. Stąd w przypadku pierwiastków grup przejściowych elektronami walencyjnymi mogą być elektrony ns, (n-1)d oraz (n-2)f. konfiguracja elektronów walencyjnych pierwiastków wewnątrz-przejściowych rozbudowujących orbital f jest bardzo zbliżona, co powoduje, że pierwiastki te mają prawie identyczne właściwości chemiczne.

71.Wspólne cechy pierwiastków d-elektronowych

Pierwiastki przejściowe różnią się pomiędzy sobą liczbą elektronów na orbitalach d i wówczas mówimy o pierwiastkach zewnątrzprzejściowych. Metale przejściowe wykazują właściwości metaliczne: metaliczny połysk, dobre przewodnictwo cieplne i elektryczne, wytrzymałość mechaniczną i kowalność. Większość z nich tworzy prostą sieć przestrzenną. Wykazują one wysokie temperatury topnienia i wrzenia. W większości metale nieszlachetne., wykazują własności redukujące. W 1wszym szeregu jedynie miedź jest metalem szlachetnym i niezbyt aktywnym. Metale nieszlachetne rozpuszczają się we wszystkich kwasach mineralnych, a miedź dopiero w HNO₃ na gorąco. Mimo to większość jest odporna na korozję. Są to metale ciężkie(oprócz tytanu) o gęstości większej niż 5 g/cm³.

72.Własności związków d-elektronowych

-Międzywęzłowe związki metali przejściowych

Tworzą sieć o gęstym ułożeniu atomów. Najczęściej sieć regularna, płasko centrowana. Atomy nie metalu zajmują pozycje w lukach pomiędzy atomami metalu czyli w pozycjach międzywęzłowych

-związki zawierające wiązanie metal-metal, klastery

Związki zawierające po kilka atomów metalu z sobą związanych, zwanych klesterami. Tendencję do tworzenia takich zespołów wykazują metale o bardzo dużej energii atomizacji, charakteryzujące się dzięki temu wysokimi temp. topnienia i wrzenia. Należą do nich: Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Hf, W, Re, Os, Ir i Pt.

-Karbonylki

Koordynacyjne związki z tlenkiem węgla jako ligandy. W tych związkach metalowi przypisuje się st.ut. równy 0. rozróżniamy karbonylki jednordzeniowe M(CO)_n oraz wielo rdzeniowe M_n(CO)_m.

73.Kompleksy pierwiastków d-elektronowych

-Kompleksy cyjankowe są tworzone przez większość metali zewnątrzprzejściowych. Spotykamy w nich liczby koordynacyjne od 2 do 8. Do najczęstszych należą kompleksy oktaedryczne, tetraedryczne oraz płaskie kwadratowe.

-kompleksy nitrozylowe zawierające ligandy NO⁺. Tworzą się zazwyczaj pod działaniem NO na jony metali przejściowych, występuje już w formie kompleksów. Normalnie mamy do czynienia z kompleksami w których oprócz NO są jeszcze inne ligandy np. karbonylowe

-w kompleksach metali przejściowych z alkenami, acetylenem a także z węglowodorami aromatycznymi wiązania tworzą się na skutek nakładania się zhybrydyzowanych orbitali atomowych atomu centralnego z orbitalami cząsteczkowymi piligandów

75.Związki chromu

Stopnie utlenienia od +I do +VI. Najtrwalszy to +3, +1, +4, +5 twardość w stanie stałym. 4 i 5 ulega dysproporcjonowaniu.

+2 - CrCl₂, CrSO₄, Cr(OH)₂, CrO

+3 - Cr₂O₃, Cr(OH)₃, CrCl₃, Cr₂S₃

+6 - CrO₃, Na₂CrO₄, H₂CrO₄, H₂Cr₂O₇

- Cr₂O₃ - amfoteryczny, szarozielony, zielona farba mineralna

- Cr(OH)₃ - amfoteryczny, szarozielony osad

Cr(OH)₃ + 3OH^- = [Cr(OH)₆]^3-

Cr(OH)₃ + 3H⁺=Cr³⁺+3H₂O

- CrO₃ - czerwone galaretowate iglaste kryształki, charakter kwasowy

CrO₃+H₂O=H₂CrO₄ silnie toksyczny

Na₂CrO₄ i H₂CrO₄ zawierają jony CrO₄^2-, bardzo ważne do analizy

CrO₄^2- - środowisko zasadowe żółty

CrO₇^2—środowisko kwasowe pomarańczowy

Związki chromu na +6 to bardzo mocne utleniacze

Reakcje redox

(NH₄)₂Cr₂O₇=Cr₂O₃+N₂+4H₂O

Cr₂O₃+3C+3Cl₂=2CrCl₃+3CO

Cr+1,5Cl₂=CrCl₃

K₂CrO₄+2KCl+2H₂SO₄=K₂SO₄+CrO₂CL₂+2H₂O

76.Związki manganu

Stopnie utlenienia od +1 do +7. im większy stopień utlenienia tym związek trwalszy. Na +3 występuje rzadko i ulega dysproporcjonowaniu na +2 i +4. tworzy wiele związków kompleksowych na różnych stopniach utlenienia

+2 - MnO, Mn(OH)₂, MnCl₂, MnSO₄

+3 - Mn₂O₃

+4 - MnO₂

+6 - K₂MnO₄

+7 - KMnO₄, HMnO₄, Mn₂O₇

- KMnO₄ - nadmanganian potasu, zabarwienie intensywnie fioletowe, nie rozpuszczalny za dobrze w wodzie. Ciemnopurpurowe kryształki.

MnO₄^- - w środowisku zasadowym MnO₄^2- zielone, w obojętnym MnO₂ brunatne i w kwaśnym Mn²⁺ bladoróżowy

MnO₄^- +2H₂O+3e=MnO₂+4OH^-

MnO₄^-+3H⁺+5e=MN²⁺+4H₂O

- K₂MnO₄ - najważniejszy związek manganianu na +6 st.utl.

- MnO₂ - najtrwalsze połączenie na +4, jako minerał bursztynu ogrzewany rozkłada się 2MnO₂= temp =Mn₂O₃+0,5O₂

Reakcje redox

2KMnO₄=K₂MnO₄+MnO₂+O₂

2KMn0₄+5H₂O+HCl=2MnCl₂+5O₂+8H₂O+2KCl

MnO₄^-+H⁺=Mn²⁺+O₂+H₂O

77.Otrzymywanie żelaza

Otrzymywanie żelaza.

-Reakcje w wielkim piecu

1)Spalanie koksu nadtlenek węgla 2C+O₂=2CO

2)Redukcja tlenku żelazowego 3CO+Fe₂O₃=2FeO+3CO₂

3)Rozkład węglanu CaCO₃=CaO+CO₂

4)Łączenie tlenków zasadowych i kwaśnych CaO+SiO₂=CaSiO₃-żużel

-Z laboratorium:

78.Tlenki żelaza

Monotlenek węgla(CO),czad

powstaje w wyniku spalania przy niedostatecznym dopływie tlenu. Wytwarzany na dużą skalę jako składnik gazu generatorowego i wodnego. W laboratorium otrzymuje się go: HCOOH-H₂O=CO.Bezbarwny, bezwonny, silnie trujący. W H₂O rozpuszcza się słabo. Spala się w powietrzu niebieskim płomieniem wydzielając ciepło:CO+0,5O₂=CO₂+67,6kcal. W podwyższonej temperaturze jest silnym śr. redukującym stosowanym w metalurgii.

C+H₂O=CO+H₂

CO₂ i H₂CO₃

CO₂ występuje w przyrodzie w stanie wolnym(w powietrzu 0,03%,w źr. mineralnych) i związanym(węglany wapnia i magnezu). Tworzy się w procesach oddychania, fermentacji, utleniania i spalania połączeń organicznych w pow. Obojętny w stosunku do organizmu. Stosowany w przemyśle spożywczym(napoje gazowane).W ostatnich latach stężenie w powietrzu wzrosło, co spowodowało gwałtowne ocieplenie klimatu. W technice otrzymuje się go:C+O₂=CO₂+94kcal lub CaCO₃=CaO+CO₂. Bezbarwny, bez zapachu, kwaskowy smak, nie palny, dobrze rozpuszczalny w wodzie. Mało aktywny chemicznie, działa utleniająco tylko w obecności silnych reduktorów.CO₂ jest bezwodnikiem H₂CO₃:

H₂O+CO₂=H₂CO₃=H₂O=H₃O⁺+CO^-₃.Sole są trwalsze od kwasu. Węglany pod wpływem kwasów wydzielają CO₂.

Podtlenek węgla(C₃O₂)

Powstaje w wyniku ogrzewania kwasu H₄C₃O₄ z P₂O₅.

H₄C₃O₄-H₂O=C₃O₂. Bezbarwny o nieprzyjemnym zapachu. W powietrzu spala się niebieskim płomieniem tworząc CO₂.

79.Własności soli żelaza (II) i (III)

FeSO₄ - jasnozielony, słabo kwaśny, ma właściwości redukujące, atrament, konserwacja drewna

Fe(SO₄)₃

Fe(SO₄)₃* K₂SO₄ * 24H₂O ałuny żelazowo-potasowy

Fe₂(SO₄)₃ * (NH₄)₂SO₄ * 24H₂O ałuny amonowe

Fe(NO₃)₂ nietrwała, łatwo ulega rozkładowi

Fe(NO₃)₃ - fioletowo niebieski

FeCO₃ - minerał syderyt

FeC₂O₄*2H₂O - szczawian żelazawy

Fe(SCN)₃ - krwisto czerwony

Fe³⁺+3SCN^-=Fe(SCN)₃

[Fe(CN)₆] żelazocyjanek

Fe²⁺+6CN^-=[Fe(CN)₆]^4-

Fe³⁺+6CN^-=[Fe(CN)₆]^3-

Fe₄[Fe(CN)₆]₃ błękit pruski

[Fe(CN)₆]^3- błękit Turmbulla

FeCl₃, Fe(SO₄)₃,Fe(NO₃)₃ sole żółtobrunatne

[Fe(H₂O)]³⁺=[Fe(H₂O)₅]²⁺=[Fe(H₂O)₄*OH₂]⁺=Fe₂O₃(H₂O)₁₂

[Fe(SCN)₆]^3- [FeF₆] do maskowania żelaza

80.Metale grup kobaltu

Co, Rh - rod, Ir - iryd

Najważniejszy Co

-minerały: CoAs₂ - smaltyn, CoAsS - kobaltyn

-barwa biała, ciągliwy, kowalny, topi się w wysokiej temperaturze, ferromagnetyk, najwięcej jest związków kobaltu na +2 st.utl., wyższe st.utl rzadko

-tworzy tlenki o niestechiometrycznych składach

Co(OH)₂ - niebieski osad po rozpuszczeniu różowy

-tworzy siarczki CoS z H₂S - czarny osad

-sole kobaltu zawierają uwodniony kation [Co(H₂O)₆]²⁺ o intensywnie różowej barwie np. Co(NO₃)₂*6H₂O

-tworzy liczne kompleksy

Co²⁺+[Hg(SCN)₄]^2-=↓Co[Hg(SCN)₄] - niebieski

81.Metale grup niklu

Ni, Pd - pallad, Pt - platyna

Ni

-minerały (FeNi)S, NiAs₂, NiAsS

-barwa biała ze słabym odcieniem żółtawym, ciągliwe, kowalne, ferromagnetyk w temperaturze pokojowej, nie ulega korozji w powietrzu wilgotnym, zachowuje metaliczny połysk. Pod działaniem kwasów mineralnych tworzą sole

-katalizatory niklowe, używany jest często do produkcji oprawek okularów

- wodorotlenek niklu (II) jest jasnozielony, nie ulega zmianom w powietrzu

-siarczki NiS - czarny, NiS₂ - tworzy sieć przestrzenna pirytu, Ni₃S₄ - sieć typu spineli

-sole niklu: Ni(NO₃)₂ - zielone

Ni²⁺+2C₄H₆N₂O₂H₂=Ni(C₄H₆N₂O₂H)₂+ 2H⁺ różowoczerwony

82.Miedziowce

Miedź otrzymuje się głównie z rud siarczkowych zawierających Cu₂S, CuFeS₂, FeS₂, oraz siarczki Zn, Pb, Ni. Przeróbka kamienia miedziowego na miedz surową:

Cu₂S+1,5O₂=Cu₂O+SO₂ ; 2Cu₂O+Cu₂S=6Cu+SO₂

Cu ulega działaniu HNO₃

3Cu+8HNO₃=2NO+3Cu(NO₃)₂ +4H₂O

Cu+4HNO₃=2NO₂+Cu(NO₃)₂ +2H₂O

Oraz stężonego gorącego H₂SO₄

Cu+2H₂SO₄=CuSO₄+SO₂+2H₂O

Tlenek miedziawy Cu₂O, powstaje podczas ogrzewania miedzi.

2Cu⁺+2OH^-=Cu₂O+H₂O

Rozpuszcza się w amoniaku

Cu₂O+4NH₃+H₂O=2[Cu(NH₃)₂}OH

Tlenek miedziowy CuO. Tworzy się w procesie ogrzewania metalicznej miedzi w powietrzu w temperaturze czerwonego żaru.

Cu+0,5O₂=CuO

Jodek miedzi powstaje po zadaniu soli miedziowej jodkiem potasu.

Cu²⁺+2J^-=CuJ +0,5J₂

Srebro i złoto . Rozdrobniony urobek górniczy Ag lub Au podaje się działaniu roztworu NaCN w obecności powietrza.

4Ag+8NaCN+2H₂O+O₂=4Na[Ag(CN)₂]+4NaOH

4Au+8NaCN+2H₂O+O₂=4Na[Au(CN)₂]+4NaOH

Obydwa metale wytrąca się następnie pod działaniem cynku

2Na[Ag(CN)₂]+Zn=2Ag+Na₂[Zn(CN)₄]

Tlenek srebra Ag₂O wydziela się w postaci czarnego osadu z AgNO₃ pod wpływem KOH lub NaOH.

2Ag⁺+2OH^-=2Ag₂O+H₂O

83.Cynkowce

Zn, Hg, Cd.

Cynk otrzymywany jest z rud na drodze pirometalurgicznej i hydrometalurgicznej

2ZnS+3O₂=2ZnO+2SO₂ ; ZnO +C= Zn +CO

ZnSO₄+H₂=Zn+0,5O₂+H₂SO₄

Dobrze rozpuszcza się w kwasach mineralnych. Stanowi ważny metal użytkowy, ma duże znaczenie jako składnik różnych stopów głownie stopów z miedzą, czyli mosiądzów.

Kadm otrzymuje się jako produkt uboczny metalurgii cynku. Daje on dobre powłoki antykorozyjne na innych metalach. Wchodzi w skład licznych łatwo topliwych stopów.

Rtęć otrzymuje się z cynobru.

HgS+O₂=Hg+SO₂

HgS +Fe= Hg+ FeS

Zastosowanie w laboratorium, wypełnia termometry i barometry.

Jodek rtęci HgJ₂ wytrąca się w postaci żółtego osadu po dodaniu KJ do roztworu soli rtęciowej.

Hg²⁺+2J^-=HgJ₂

W nadmiarze odczynnika HgJ₂ rozpuszcza się dając bezbarwną sól kompleksową

HgJ₂+2KJ= K₂[HgJ₄]

Chlorek rtęciowy otrzymuje się przez sublimacje produktu reakcji między HgSO₄ a NaCl

HgSO₄+2 NaCl=Na₂SO₄+HgJ₂

---