1. chemia nieorganiczna - pdfki.cba.plpdfki.cba.pl/lo_chemia - vademecum.pdf · wodorki metali i i...
TRANSCRIPT
1. C
HEMI
A NI
EORG
ANIC
ZNA
42
1 . C h e m i a n i e o r g a n i c z n a
Podzia∏ zwiàzków nieorganicznych Charakterystyka tlenków
Tlenki to zwiàzki dwusk∏adnikowe powsta∏e z po-
∏àczenia pierwiastka z tlenem.
Wyró˝niamy tlenki zbudowane z pierwiastka
o jednej wartoÊciowoÊci, np. tlenek wapnia CaO,
tlenek ˝elaza(II) FeO, tlenek ˝elaza(III) Fe2O3.
Istniejà te˝ tlenki zawierajàce pierwiastek
na dwóch stopniach utlenienia, np. tlenek ˝ela-
za(II, III) o wzorze Fe3O4, tlenek o∏owiu(II, IV)
o wzorze Pb3O4.
Wyró˝niamy tak˝e nadtlenki, np. nadtlenek wo-
doru o wzorze H2O2, nadtlenek sodu o wzorze
Na2O2. W nadtlenkach tlen jest na –I stopniu utle-
nienia. Zwiàzki te charakteryzujà si´ obecnoÊcià
mostka tlenowego, czyli po∏àczenia —O—O—.
Podzia∏ tlenków pod wzgl´demcharakteru chemicznego
Charakter chemiczny tlenku to jego zdolnoÊç
do reagowania z wodà, kwasami i zasadami. Tlenki
dzieli si´ wtedy na kwasowe, zasadowe, amfote-
ryczne i oboj´tne.
W uk∏adzie okresowym zasadowoÊç tlenków ro-
Ênie w dó∏ grupy. W okresie zasadowoÊç tlenków
maleje wraz ze wzrostem numeru grupy (w prawà
stron´), w t´ samà stron´ narasta zaÊ kwasowy cha-
rakter tlenków.
JeÊli pierwiastek tworzy tlenki o wielu wartoÊcio-
woÊciach, to tlenki tego pierwiastka na najni˝szych
stopniach utlenienia zazwyczaj sà zasadowe, na naj-
wy˝szych kwasowe, a tlenki pierwiastka na poÊred-
nich stopniach utlenienia sà amfoteryczne.
Tlenki kwasowe to tlenki, które w reakcji z wodà
tworzà kwasy, w reakcji z zasadami tworzà sole
i nie reagujà z kwasami. Nie wszystkie tlenki kwa-
sowe reagujà z wodà, poniewa˝ cz´Êç z nich si´
w niej nie rozpuszcza.
Tlenki zasadowe to tlenki, które w reakcji z wodà
tworzà zasady, w reakcji z kwasami tworzà sole, na-
tomiast nie reagujà z zasadami. Niektóre tlenki za-
sadowe nie reagujà z wodà, jeÊli sà w niej nieroz-
puszczalne.
Tlenki amfoteryczne nie reagujà z wodà, reagujà
zaÊ z mocnymi kwasami i mocnymi zasadami. W re-
akcji z mocnymi zasadami reagujà jak tlenki kwaso-
we, a w reakcji z mocnymi kwasami jak tlenki zasa-
dowe.
Tlenki oboj´tne nie reagujà z wodà, kwasami
oraz z zasadami.
Wodorki
Wodorki to zwiàzki pierwiastka z wodorem.
W uk∏adzie okresowym charakter chemiczny wo-
dorków zmienia si´ od zasadowego przez oboj´tny
do kwasowego w miar´ przesuwania si´ w prawà
stron´ uk∏adu.
Wodorki o charakterze zasadowym tworzà z wo-
dà zasady. Wodorki oboj´tne nie reagujà z wodà,
a wodorki o charakterze kwasowym tworzà z wodà
kwasy.
Wodorki metali I i II grupy g∏ównej majà atom
wodoru na –I stopniu utlenienia. Wodorki te sà za-
sadowe, podczas ich reakcji z wodà powstajà zasa-
dy i wydziela si´ wodór:
2 NaH + 2 H2O $ 2 NaOH + H2-
Zasadowy charakter amoniaku polega na zdolno-
Êci pobierania jonu wodorowego. Amoniak jest za-
sadà Brönsteda:
NH3 + H2O $ NH4+ + OH–
Kwasowy charakter wodorków polega na ich
zdolnoÊci do dysocjacji w wodzie. Sà one kwasami
Brönsteda:
HCl + H2O $ H3O+ + Cl–
Do wodorków oboj´tnych zaliczamy takie wodor-
ki, jak np. CH4.
Wi´kszoÊç wodorków otrzymuje si´ na drodze
bezpoÊredniej syntezy z pierwiastków:
H2 + S $ H2S
1.18. Systematyka zwiàzków nieorganicznych
Zwiàzki
nieorganiczne
tlenki
wodorki
wodorotlenki
kwasy
sole
1 . 1 8 . S y s t e m a t y k a z w i à z k ó w n i e o r g a n i c z n y c h
1. C
HEMI
A NI
EORG
ANIC
ZNA
43
Kwasy
W chemii nieorganicznej kwasy sà definiowane
ró˝nie.
W teorii Arrheniusa kwasy to oboj´tne czàstecz-
ki, które w wodzie dysocjujà na jony wodorowe i jo-
ny reszty kwasowej. Dzieli si´ je na kwasy tlenowe,
np. kwas siarkowy(VI) H2SO4, i kwasy beztlenowe,
np. HCl.
W teorii Brönsteda kwasy to czàsteczki lub jony
mogàce oddawaç jon wodorowy.
Kwasy dzieli si´ na jednoprotonowe, czyli majàce
jeden atom wodoru w czàsteczce (np. HNO3), i wie-loprotonowe – majàce przynajmniej dwa atomy wo-
doru w czàsteczce, np. kwas siarkowy(VI) H2SO4.
Wodorotlenki i zasady
Wodorotlenki to zwiàzki zawierajàce atom metalu
i jednà lub kilka grup wodorotlenkowych. Wzór ogól-
ny tych zwiàzków mo˝na zapisaç w postaci M(OH)x,
gdzie M to symbol metalu lub pó∏metalu.
Wyró˝niamy wodorotlenki o charakterze zasado-
wym i amfoterycznym.
Wodorotlenki zasadowe to takie, które w wodzie
tworzà zasady, a w reakcji z kwasami tworzà sole.
Wodorotlenki zasadowe nie reagujà z zasadami.
Cz´Êç wodorotlenków zasadowych nie rozpuszcza
si´ w wodzie.
Wodorotlenki amfoteryczne reagujà z mocnymi
zasadami i mocnymi kwasami, tworzàc sole.
W teorii Arrheniusa zasady to zwiàzki oddysocjo-
wujàce w wodzie jon wodorotlenkowy. TeoriaBrönsteda zaÊ zasadami nazywa czàsteczki lub jony
b´dàce biorcami jonu wodorowego.
Sole
Sole to zwiàzki, których czàsteczki zawierajà je-
den lub kilka kationów oraz jeden lub kilka jonów
reszty kwasowej.
Najprostszy podzia∏ soli uwzgl´dnia sole oboj´t-ne, wodorosole i hydroksosole. Du˝à grup´ zwiàz-
ków stanowià te˝ sole kompleksowe.
Sole oboj´tne sà zbudowane z kationu i jonu
reszty kwasowej, np. chlorek amonu NH4Cl, siar-
czan(VI) ˝elaza(III) Fe2(SO4)3.
Wodorosole sà pochodnymi kwasów wieloproto-
nowych, w których nie wszystkie atomy wodoru
zosta∏y zastàpione kationem metalu, np. wodoro-
siarczan(VI) potasu KHSO4, diwodoroortofosfo-
ran(V) sodu NaH2PO4.
Hydroksosole w przyrodzie wyst´pujà stosunkowo
rzadko. Sà to sole, w których cz´Êç grup wodorotlen-
kowych nie zosta∏a zastàpiona resztami kwasowymi,
np. wodorotlenek chlorek wapnia CaOHCl, diwo-
dorotlenek bromek glinu Al(OH)2Br.
W wypadku soli kompleksowych, nazywanych te˝
zwiàzkami koordynacyjnymi, anion lub kation jest
jonem kompleksowym. Typowym zwiàzkiem kom-
pleksowym jest heksacyjano˝elazian(II) potasu
o wzorze K4[Fe(CN)6].
Jon kompleksowy jest zbudowany z jonu central-nego i ligandów. Liczb´ ligandów nazywa si´ liczbàkoordynacyjnà. W czàsteczce K4[Fe(CN)6] jonem
kompleksowym jest jon [Fe(CN)6]4–, jon ˝elaza
Fe2+ jest tu jonem centralnym, jony CN– liganda-
mi. Liczba ligandów wynosi 6, czyli taka jest liczba
koordynacyjna jonu kompleksowego.
Ligandy sà cz´sto czàsteczkami oboj´tnymi.
W jonie kompleksowym [Ag(NH3)2]+ ligandami sà
czàsteczki NH3, a jonem centralnym jon Ag+.
Przyk∏ady kwasów i zasad Brönsteda (w roztworach wodnych)
Czàsteczki oboj´tne
Kwasy
HF, HCl, H2SO4, HNO3,
H3PO4, H2O, CH3COOH
Zasady
NH3, CH3NH2, H2O
jonyNH4
+, H3O+, HSO3
– , HS–,
H2PO4– , HPO4
2–
OH–, HSO3– , SO3
2–, HS–,
H2PO4– , HPO4
2–
OH COOH NH2
1. C
HEMI
A NI
EORG
ANIC
ZNA
44
1 . C h e m i a n i e o r g a n i c z n a
Otrzymywanie tlenków
Do najbardziej typowych metod otrzymywania
tlenków nale˝à:
1. bezpoÊrednia synteza z pierwiastków:
C + O2 $ CO2 P4 + 5 O2 $ P4O10
S + O2 $ SO2 2 Ca + O2 $ 2 CaO
2. utlenianie tlenków pierwiastka o ni˝szej warto-
ÊciowoÊci:
2 CO + O2 $ 2 CO2 4 FeO + O2 $ 2 Fe2O3
kat.
2 SO2 + O2 $ 2 SO3 2 NO + O2 $ 2 NO2
3. redukcja tlenków pierwiastka o wy˝szej warto-
ÊciowoÊci:
temp.
CO2 + C $ 2 CO
temp.
3 Fe2O3 + CO $ 2 Fe3O4 + CO2
temp.
Fe2O3 + CO $ 2 FeO + CO2
4. termiczny rozk∏ad nietrwa∏ych zwiàzków:
temp.
2 Al(OH)3 $ Al2O3 + 3 H2O
temp.
Cu(OH)2 $ CuO + H2O
temp.
CaCO3 $ CaO + CO2
5. reakcje przetwarzania zwiàzków:
Na2CO3 + 2 HCl $ 2 NaCl + CO2 + H2O
CO32– + 2 H+
$ CO2 + H2O
4 NH3 + 5 O2 $ 4 NO + 6 H2O
2 ZnS + 3 O2 $ 2 ZnO + 2 SO2
2 C2H6 + 7 O2 $ 4 CO2 + 6 H2O
Otrzymywanie wodorków
BezpoÊrednia synteza z pierwiastków:
2 Na + H2 $ 2 NaH
S + H2 $ H2S
kat.
N2 + 3 H2 $ 2 NH3
Takà metodà mo˝na otrzymaç tylko niektóre wo-
dorki. Inne wodorki otrzymuje si´ przy wykorzysta-
niu bardziej skomplikowanych metod.
Reakcje tlenków
1. Niektóre tlenki mo˝na utleniaç do wy˝szych
tlenków:
2 CO + O2 $ 2 CO2
2. Niektóre tlenki sà utleniaczami:
2 CrO3 + 3 C2H5OH $ Cr2O3 +CH3CHO + 3 H2O
MnO2 + 4 HCl $ MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
MnO2 + 4 H+ + 2 Cl– $ Mn2+ + Cl2 + 2 H2O
3. Niektóre tlenki rozk∏adajà si´ pod wp∏ywem
ogrzewania:temp.
2 HgO $ 2 Hg + O2-
temp.
6 Fe2O3 $ 4 Fe3O4 + 3 O2-
temp.
2 Ag2O $ 4 Ag + O2-
4. Tlenki kwasowe reagujà:
– z wodà, jeÊli sà w niej rozpuszczalne:
SO3 + H2O $ H2SO4
SO3 + H2O $ 2 H+ + SO42–
– z zasadami:
CO2 + 2 NaOH $ Na2CO3 + H2O
CO2 + 2 OH–$ CO3
2– + H2O
N2O4 + 2 NaOH $ NaNO2 + NaNO3 + H2O
N2O4 + 2 OH–$ NO2
– + NO3– + H2O
5. Tlenki zasadowe reagujà:
– z wodà, jeÊli sà w niej rozpuszczalne:
Na2O + H2O $ 2 NaOH
Na2O + H2O $ 2 Na+ + 2 OH–
BaO + H2O $ Ba(OH)2
BaO + H2O $ Ba2+ + 2 OH–
– z kwasami:
K2O + 2 HNO3 $ 2 KNO3 + H2O
K2O + 2 H+$ 2 K+ + H2O
CaO + 2 HCl $ CaCl2 + H2O
CaO + 2 H+$ Ca2+ + H2O
6. Tlenki zasadowe reagujà z tlenkami kwasowymi.
Ta reakcja najlepiej zachodzi wtedy, gdy tlenek
kwasowy jest gazem. Kontakt obu zwiàzków jest
wówczas u∏atwiony:
CaO + CO2 $ CaCO3
Na2O + SO2 $ Na2SO3
1.19. Otrzymywanie oraz w∏aÊciwoÊci tlenków i wodorków
1 . 1 9 . O t r z y m y w a n i e o r a z w ∏ a Ê c i w o Ê c i t l e n k ó w i w o d o r k ó w
1. C
HEMI
A NI
EORG
ANIC
ZNA
45
7. Tlenki amfoteryczne reagujà:
– z mocnymi kwasami:
Al2O3 + 6 HCl $ 2 AlCl3 + 3 H2O
Al2O3 + 6 H+$ 2 Al3+ + 3 H2O
ZnO + H2SO4 $ ZnSO4 + H2O
ZnO + 2 H+$ Zn2+ + H2O
– z mocnymi zasadami:
Al2O3 + 2 NaOH $ 2 NaAlO2 + H2O
Al2O3 + 2 OH–$ 2 AlO2
– + H2O
lub:
Al2O3 + 2 NaOH + 3 H2O $ 2 Na[Al(OH)4]
Al2O3 + 2 OH– + 3 H2O $ 2 [Al(OH)4]–
ZnO + 2 NaOH $ Na2ZnO2 + H2O
ZnO + 2 OH–$ ZnO2
2– + H2O
lub:
ZnO + 2 NaOH + H2O $ Na2[Zn(OH)4]
ZnO + 2 OH– + H2O $ [Zn(OH)4]2–
Zapis reakcji zale˝y od warunków prowadzenia
procesu. Sole NaAlO2 czy Na2ZnO2 otrzymuje si´
po odwodnieniu zwiàzku.
Innymi przyk∏adami tlenków amfoterycznych sà:
tlenek arsenu(III) (As2O3), tlenek antymonu(III)
(Sb2O3), tlenek manganu(IV) (MnO2).
W∏aÊciwoÊci wodorków
Wodorki metali I i II grupy g∏ównej majà charak-
ter silnie zasadowy:
CaH2 + 2 H2O $ Ca(OH)2 + 2 H2-
CaH2 + 2 H2O $ Ca2+ + 2 OH– + 2 H2-
Zasadowy charakter ma te˝ amoniak:
NH3 + H2O $ NH4+ + OH–
Cz´Êç wodorków ma charakter oboj´tny, to zna-
czy nie reaguje np. z wodà. Do takich wodorków
nale˝à CH4 i PH3.
Wodorki o charakterze kwasowym, takie jak H2S,
HCl, HBr, HI, po rozpuszczeniu w wodzie dysocju-
jà na jony, czyli wyst´pujà w charakterze kwasów
beztlenowych.
Stan skupienia wodorków
Wodorki metali sà najcz´Êciej cia∏ami sta∏ymi.
Wodorki niemetali sà cz´sto gazami, np. CH4, H2S,
HCl, HI, HBr. Czasami sà cieczami, np. PH3.
W∏aÊciwoÊci fizyczne tlenków
Ze wzgl´du na stan skupienia w warunkach nor-
malnych tlenki dzieli si´ na:
– gazowe (CO2, NO, NO2, CO, SO2, N2O);
– ciek∏e (H2O, Cl2O, ClO2, Cl2O7, N2O3, Mn2O7);
– sta∏e (P4O10, SiO2, SO3, N2O5, As2O3, wi´k-
szoÊç tlenków metali).
Ze wzgl´du na rozpuszczalnoÊç w wodzie tlenki
dzielimy na rozpuszczalne i nierozpuszczalne lub
bardzo s∏abo rozpuszczalne. Rozpuszczenie tlenku
w wodzie wià˝e si´ najcz´Êciej z jego reakcjà z wodà.
Do tlenków rozpuszczalnych w wodzie nale˝à
tlenki metali I grupy g∏ównej oraz: CaO, BaO, SO3,
B2O3, P4O10, N2O3, NO2, N2O5.
Do tlenków nierozpuszczalnych lub bardzo s∏abo
rozpuszczalnych w wodzie nale˝à tlenki wi´kszoÊci
metali oraz: N2O, CO, CO2, SiO2, SO2.
Tlenki mo˝na te˝ otrzymywaç w reakcjach wymia-
ny pojedynczej. Przyk∏adem jest tak zwana reakcja
termitowa, opisana równaniem:
Fe2O3 + 2 Al $ Al2O3 + 2 Fe – energia cieplna
Reakcja ta rozpoczyna si´ w temperaturze powy˝ej
1000°C. Termit to wyjÊciowa mieszanina substratów,
która podczas reakcji osiàga temperatur´ rz´du
3000°C. W tak wysokiej temperaturze nast´puje sto-
pienie ˝elaza, dzi´ki czemu proces ten wykorzystuje
si´ do wype∏niania ubytków ˝elaza w konstrukcjach
stalowych.
Do zapalania termitu s∏u˝y mieszanina tlenku
manganu(IV) i magnezu, poniewa˝ reakcja w tej
mieszaninie rozpoczyna si´ w du˝o ni˝szej tempera-
turze. Przebiega ona zgodnie z równaniem:
MnO2 + 2 Mg $ Mn + 2 MgO + energia
Tlenki ró˝nià si´ w∏aÊci-
woÊciami fizycznymi.
Na zdj´ciach:
a) CaO, b) Fe2O3
a)
b)
CIEKAWOSTKA
1 . C h e m i a n i e o r g a n i c z n a
46
Otrzymywanie wodorotlenków
1. Reakcja aktywnych metali z wodà.
Metale I grupy g∏ównej i cz´Êç metali gru-
py II (wapƒ, stront, bar) reaguje z wodà z wy-
dzieleniem wodoru:
2 Na + 2 H2O $ 2 NaOH + H2-
2 Na + 2 H2O $ 2 Na+ + 2 OH– + H2-
Ba + 2 H2O $ Ba(OH)2 + H2-
Ba + 2 H2O $ Ba2+ + 2 OH– + H2-
Magnez reaguje dopiero z parà wodnà, tworzàc
tlenek magnezu i wodór.
2. Reakcja tlenków zasadowych z wodà:
CaO + H2O $ Ca(OH)2
CaO + H2O $ Ca2+ + 2 OH–
K2O + H2O $ 2 KOH
K2O + H2O $ 2 K+ + 2 OH–
Z wodà reagujà tylko tlenki rozpuszczalne w wo-
dzie. Tlenek magnezu jako s∏abo rozpuszczalny
w wodzie reaguje tylko w niewielkim stopniu.
3. Reakcje stràcania nierozpuszczalnych wodoro-
tlenków:
FeCl3 + 3 NaOH $ Fe(OH)3 + 3 NaCl
Fe3+ + 3 OH–$ Fe(OH)3
1.20. Otrzymywanie oraz w∏aÊciwoÊci wodorotlenków i zasad
Do probówki z roztworem FeCl3 dodajemy roztwór
NaOH. W wyniku reakcji stràca si´ osad Fe(OH)3.
1. C
HEMI
A NI
EORG
ANIC
ZNA
Otrzymywanie wodorotlenku ˝elaza(III)
Do probówki zawierajàcej wodny roz-
twór fenoloftaleiny wsypujemy odrobin´
CaO. Roztwór zabarwia si´ na malinowo,
co wskazuje na zasadowy charakter roz-
tworu.
Odczyn roztworu podczas badania za-
sadotwórczego charakteru CaO mo˝na
te˝ okreÊlaç za pomocà papierka uniwer-
salnego. Zabarwi si´ on na kolor niebie-
ski.
Badanie zasadotwórczego charakterutlenku wapnia
DOÂWIADCZENIE 1
DOÂWIADCZENIE 2
1 . 2 0 . O t r z y m y w a n i e o r a z w ∏ a Ê c i w o Ê c i w o d o r o t l e n k ó w i z a s a d
1. C
HEMI
A NI
EORG
ANIC
ZNA
47
Rodzaje i w∏aÊciwoÊci zasad
Dawniej zasadami nazywano wodne roztwory rozpuszczalnych wodorotlenków. Poniewa˝ wodorotlenki
dysocjujà w wodzie w ró˝nym stopniu, mówi si´ o zasadach mocnych i s∏abych, czyli dobrze lub s∏abo zdy-
socjowanych. Do mocnych zasad zalicza si´ zasady litowców i berylowców (poza berylem). Wodorotlenki li-
towców sà w roztworze wodnym praktycznie ca∏kowicie zdysocjowane:
NaOH $ Na+ + OH–
Wodorotlenki berylowców dysocjujà stopniowo:
Ca(OH)2 $ CaOH+ + OH–
CaOH+$ Ca2+ + OH–
Obecnie najcz´Êciej pos∏ugujemy si´ definicjà zasad wed∏ug teorii Brönsteda–Lowry’ego. Mówi ona, ˝e za-
sadà jest czàsteczka lub jon mogàcy przy∏àczyç jon wodorowy. Zgodnie z tà teorià zasadà jest amoniak:
NH3 + H2O $ NH4+ + OH–
1. Rozk∏ad wodorotlenków:
Niektóre wodorotlenki sà nietrwa∏e i podczas
ogrzewania si´ rozk∏adajà:temp.
2 Al(OH)3 $ Al2O3 + 3 H2O
temp.
Cu(OH)2 $ CuO + H2O
Najmniej trwa∏e wodorotlenki rozk∏adajà si´
od razu po ich otrzymaniu:
2 AgNO3 + 2 NaOH $ Ag2O + H2O + 2 NaNO3
2 Ag+ + 2 OH–$ Ag2O + H2O
Wodorotlenki dzielimy na wodorotlenki zasado-
we i amfoteryczne. Wodorotlenki zasadowe re-
agujà z kwasami, nie reagujà z zasadami.
Wodorotlenki amfoteryczne reagujà z mocnymi
kwasami i mocnymi zasadami, tworzàc odpo-
wiednie sole.
Najwa˝niejszymi wodorotlenkami zasadowymi sà
NaOH, KOH, Mg(OH)2, Ca(OH)2, Ba(OH)2.
Najbardziej typowymi wodorotlenkami amfote-
rycznymi sà Al(OH)3, Zn(OH)2 i Cr(OH)3.
2. Reakcje wodorotlenków zasadowych z kwasami:
NaOH + HCl $ NaCl + H2O
Ba(OH)2 + H2SO4 $ BaSO4. + 2 H2O
W tych reakcjach mo˝na otrzymywaç wodorosole
lub hydroksosole.
– jeÊli otrzymujemy wodorosól:
KOH + H2S $ KHS + H2O
OH– + H2S $ HS– + H2O
– jeÊli otrzymujemy hydroksosól:
Al(OH)3 + HCl $ Al(OH)2Cl + H2O
Al(OH)3 + H+$ Al(OH)2
+ + H2O
3. Reakcje wodorotlenków zasadowych z tlenkami
kwasowymi:
2 NaOH + CO2 $ Na2CO3 + H2O
2 OH– + CO2 $ CO32– + H2O
12 KOH + P4O10 $ 4 K3PO4 + 6 H2O
12 OH– + P4O10 $ 4 PO43– + 6 H2O
4. Reakcje wodorotlenków amfoterycznych z moc-
nymi kwasami:
Al(OH)3 + 3 HNO3 $ Al(NO3)3 + 3 H2O
Al(OH)3 + 3 H+$ Al3+ + 3 H2O
5. Reakcje wodorotlenków amfoterycznych z moc-
nymi zasadami:
Al(OH)3 + KOH $ KAlO2 + 2 H2O
Al(OH)3 + OH–$ AlO2
– + 2 H2O
lub:Al(OH)3 + KOH $ K[Al(OH)4]
Al(OH)3 + OH–$ [Al(OH)4]
–
Zn(OH)2 + 2 KOH $ K2ZnO2 + 2 H2O
Zn(OH)2 + 2 OH–$ ZnO2
2– + 2 H2O
lub:Zn(OH)2 + 2 KOH $ K2[Zn(OH)4]
Zn(OH)2 + 2 OH–$ [Zn(OH)4]
2–
W∏aÊciwoÊci wodorotlenków
1. C
HEMI
A NI
EORG
ANIC
ZNA
48
1 . C h e m i a n i e o r g a n i c z n a
Otrzymywanie kwasów beztlenowych
Kwasy beztlenowe otrzymuje si´ przez rozpusz-
czenie w wodzie odpowiedniego gazu.
Najwa˝niejsze kwasy beztlenowe to wodne roz-
twory odpowiednich wodorków: HF, HCl, HBr, HI,
H2S. Rzadziej sà spotykane wodne roztwory H2Se,
H2Te i HCN, czyli cyjanowodoru.
Odpowiedni wodorek mo˝na otrzymaç w proce-
sie bezpoÊredniej syntezy z pierwiastków:
H2 + Cl2 $ 2 HCl
H2 + S $ H2S
Cz´Êciej jednak wydziela si´ go z soli, na którà
dzia∏a si´ mocnym kwasem:
NaCl + H2SO4(st´˝.) $ HCl- + NaHSO4
Na2S + 2 HCl $ H2S- + 2 NaCl
Nast´pnie gaz rozpuszcza si´ w wodzie.
RozpuszczalnoÊç w wodzie HF, HCl, HBr i HI jest
bardzo du˝a, wi´c otrzymuje si´ kwasy doÊç st´˝o-
ne. Kwas siarkowodorowy otrzymuje si´ w bardzo
niskich st´˝eniach i nie przechowuje si´ go ze
wzgl´du na du˝à ∏atwoÊç utraty siarkowodoru.
Rozpuszczanie gazu to proces fizyczny. Czasami
dla jego oznaczenia stosuje si´ zapis:
H2O
HCl(g) $ HCl(aq)
Otrzymywanie kwasów tlenowych
Wi´kszoÊç kwasów tlenowych otrzymuje si´ w re-
akcji odpowiednich tlenków z wodà:
SO3 + H2O $ H2SO4
SO3 + H2O $ 2 H+ + SO42–
N2O5 + H2O $ 2 HNO3
N2O5 + H2O $ 2 H+ + 2 NO3–
SO2 + H2O $ H2SO3
SO2 + H2O $ H+ + HSO3–
W wypadku tlenków nierozpuszczalnych w wo-
dzie (np. SiO2) stosuje si´ cykl przemian. Najpierw
przeprowadza si´ proces przetworzenia tlenku
w sól, a potem przetworzenie soli w kwas. W wy-
padku kwasu krzemowego to jest proste, poniewa˝
ten kwas nie rozpuszcza si´ w wodzie:
SiO2 + 2 NaOH $ Na2SiO3 + H2O
SiO2 + 2 OH–$ SiO3
2– + H2O
Na2SiO3 + 2 HCl $ H2SiO3. + 2 NaCl
SiO32– + 2 H+
$ H2SiO3.
HNO3 uzyskuje si´ z tlenku azotu(IV), poniewa˝
N2O5 jest nietrwa∏y i trudny do otrzymania. Reak-
cja tlenku azotu(IV) z wodà prowadzi do powsta-
nia mieszaniny kwasów. HNO2 jako kwas bardzo
nietrwa∏y w reakcji rozk∏adu daje dodatkowe por-
cje kwasu azotowego(V):
N2O4 + H2O $ HNO3 + HNO2
3 HNO2 $ HNO3 + 2 NO- + H2O
Oba procesy cz´sto zapisuje si´ sumarycznie:
3 N2O4 + 2 H2O $ 4 HNO3 + 2 NO-
Niektóre kwasy tlenowe nie dajà si´ wydzieliç
z roztworu. Do kwasów, których nie uzyskuje si´
w postaci czystej, nale˝à m.in. kwas mangano-
wy(VII) – HMnO4, kwas chromowy(VI) – H2CrO4
i dichromowy(VI) – H2Cr2O7 oraz kwasy tlenowe
wi´kszoÊci chlorowców. Znane i trwa∏e sà sole
tych kwasów, a kwasy mo˝na otrzymaç tylko przez
zakwaszenie soli, w postaci rozcieƒczonych i nie-
trwa∏ych roztworów wodnych.
W∏aÊciwoÊci kwasów
Kwasy dzieli si´ na mocne i s∏abe. Do kwasówmocnych zaliczamy: HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3,
HClO4 i inne kwasy o du˝ych wartoÊciach sta∏ej dy-
socjacji. Do kwasów s∏abych zaliczamy: HF, H2S,
HNO2, HClO, H2CO3, H2SiO3, H2SO3, H3PO4.
Kwasy mo˝emy tak˝e podzieliç na trwa∏e i nie-trwa∏e. Do najtrwalszych kwasów zaliczamy: HCl,
H2SO4, HNO3, H3PO4. Kwasy trwa∏e mo˝na d∏ugo
przechowywaç. Kwasy nietrwa∏e rozk∏adajà si´ sa-
morzutnie do tlenków (np. H2CO3, H2SiO3) lub
zmniejszajà swoje st´˝enie na skutek uwalniania
si´ g∏ównego sk∏adnika z roztworu (np. H2S).
Kwasy mo˝emy podzieliç na utleniajàce i nieutle-niajàce. Poj´cie kwasu utleniajàcego odnosi si´
do utleniajàcych zdolnoÊci reszty kwasowej. Przy-
k∏adami takich kwasów sà HNO3 i H2SO4.
1.21. Otrzymywanie i w∏aÊciwoÊci kwasów
1 . 2 1 . O t r z y m y w a n i e i w ∏ a Ê c i w o Ê c i k w a s ó w
1. C
HEMI
A NI
EORG
ANIC
ZNA
49
Wzory strukturalnewybranych kwasów
Kwas siarkowy(VI)
Kwas azotowy(V)
Kwas w´glowy
Kwas ortofosforowy(V)
Kwas chlorowy(I)
Kwas siarkowy(IV)
Kwas azotowy(III)
Kwas siarkowodorowy
Kwas chlorowodorowy
H—Cl
H H
S
H—O—N O
S OH—O—
—H—O
H—O—Cl
H—O
H—O—P$O
H—O
C OH—O—
—H—O
O
OH—O—N$
H—O—
—
O
OH—OS $$
Reakcje kwasów
1. Kwasy reagujà z zasadami:
H2SO4 + 2 NaOH $ Na2SO4 + 2 H2O
H+ + OH–$ H2O
Ca(OH)2 + H2SO4 $ CaSO4. + 2 H2O
Ca2+ + 2 OH– + 2 H+ + SO42–
$ CaSO4. + 2 H2O
2. Kwasy reagujà z tlenkami metali:
MgO + 2 HNO3 $ Mg(NO3)2 + H2O
MgO + 2 H+$ Mg2+ + H2O
3. Kwasy reagujà z solami, jeÊli powstaje osad, wydziela si´ gaz lub po-
wstaje niezdysocjowany produkt:
Pb(NO3)2 + H2SO4 $ PbSO4. + 2 HNO3
Pb2+ + SO42–
$ PbSO4.
K2CO3 + 2 HCl $ 2 KCl + CO2- + H2O
CO32– + 2 H+
$ CO2- + H2O
NaNO2 + HCl $ NaCl + HNO2
NO2– + H+
$ HNO2
4. Reakcje kwasów z metalami.
Z metalami aktywnymi, czyli metalami o ujemnym potencjale elek-
trochemicznym, reagujà wszystkie kwasy nieutleniajàce:
Fe + 2 HCl $ FeCl2 + H2-
Fe + 2 H+$ Fe2+ + H2-
Kwasy nieutleniajàce nie reagujà z metalami o dodatnich potencja-
∏ach elektrochemicznych:
Cu + HCl $ nie reaguje
Kwasy utleniajàce reagujà z metalami aktywnymi i pó∏szlachetnymi,
takimi jak Cu, Ag, Hg. Przebieg takich reakcji zale˝y od st´˝enia
kwasu.
Reakcje kwasów utleniajàcych z metalami omówiono w rozdziale
o otrzymywaniu soli.
q Mocniejszy kwas wypiera s∏abszy kwas z jego soli.
q Mniej lotny kwas wypiera kwas bardziej lotny z jego soli.
CIEKAWOSTKA
1. C
HEMI
A NI
EORG
ANIC
ZNA
50
1 . C h e m i a n i e o r g a n i c z n a
1.22. Otrzymywanie i w∏aÊciwoÊci soli
Poni˝ej podajemy typowe metody otrzymywania
soli.
1. Reakcje kwasów z zasadami:
KOH + HBr $ KBr + H2O
OH– + H+$ H2O
2. Reakcje kwasów z tlenkami metali:
FeO + 2 HCl $ FeCl2 + H2O
FeO + 2 H+$ Fe2+ + H2O
3. Reakcje kwasów z metalami.
Kwasy nieutleniajàce reagujà z aktywnymi meta-
lami:
Zn + 2 HCl $ ZnCl2 + H2-
Zn + 2 H+$ Zn2+ + H2-
Produkty reakcji kwasu siarkowego(VI) zale˝à
od st´˝enia kwasu oraz aktywnoÊci metalu:
H2SO4(rozc.) + Zn $ ZnSO4 + H2-
2 H+ + Zn $ Zn2+ + H2-
2 H2SO4(st´˝.) + Zn $ ZnSO4 + SO2- + 2 H2O
4 H+ + SO42– + Zn $ Zn2+ + SO2- + 2 H2O
Hg + 2 H2SO4(st´˝.) $ HgSO4 + SO2- + 2 H2O
Hg + 4 H+ + SO42–
$ Hg2+ + SO2- + 2 H2O
Produkty reakcji kwasu azotowego(V) zale˝à
od st´˝enia kwasu i aktywnoÊci metalu.
Reakcja z wydzieleniem wodoru zachodzi
przy skrajnie rozcieƒczonym kwasie. Wtedy szyb-
koÊç reakcji tak maleje, ˝e proces przestaje mieç
jakiekolwiek znaczenie.
Aktywne metale w reakcji z kwasem azotowym(V)
redukujà reszt´ kwasowà do jonu amonowego:
4 Zn + 10 HNO3 $ 4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O
4 Zn + 10 H+ + NO3–$ 4 Zn2+ + NH4
+ + 3 H2O
Mniej aktywne metale, takie jak Cu, Ag i Hg, re-
agujà z wydzieleniem tlenków azotu:
3 Cu + 8 HNO3(rozc.) $ 3 Cu(NO3)2 + 2 NO-+ 4 H2O
3 Cu + 8 H+ + 2 NO3–$ 3 Cu2+ + 2 NO- + 4 H2O
Hg + 4 HNO3(st´˝.) $ Hg(NO3)2 + 2 NO2 -+ 2 H2O
Hg + 4 H+ + 2 NO3–$ Hg2+ + 2 NO2- + 2 H2O
4. Reakcje tlenku kwasowego z tlenkiem zasado-
wym:
SO2 + CaO $ CaSO3
SO3 + K2O $ K2SO4
5. Reakcje tlenku kwasowego z zasadà:
CO2 + Ca(OH)2 $ CaCO3 + H2O
CO2 + Ca2+ + 2 OH–$ CaCO3 + H2O
SiO2 + 2 NaOH $ Na2SiO3 + H2O
SiO2 + 2 OH–$ SiO3
2– + H2O
6. Reakcje metalu i niemetalu:
2 Na + Cl2 $ 2 NaCl
Fe + S $ FeS
7. Reakcje soli z kwasem zachodzà tylko wtedy, gdy
dzia∏ajàcy kwas jest mocniejszy ni˝ kwas, z które-
go powsta∏a sól, lub gdy w wyniku reakcji powsta-
je osad:
SrCl2 + H2SO4 $ SrSO4. + 2 HCl
Sr2+ + SO42–
$ SrSO4.
KNO2 + HBr $ KBr + HNO2
NO2– + H+
$ HNO2
8. W reakcjach soli z zasadami sà istotne tylko te
procesy, w których powstaje osad:
FeCl3 + 3 KOH $ Fe(OH)3. + 3 KCl
Fe3+ + 3 OH–$ Fe(OH)3.
9. W wypadku reakcji soli z solà warunkiem zajÊcia
procesu jest powstanie osadu:
2 AgNO3 + Na2S $ Ag2S. + 2 NaNO3
2 Ag+ + S2–$ Ag2S.
Procesy 7, 8 i 9 sà cz´sto nazywane stràceniowymi
metodami otrzymywania soli.
Otrzymywanie soli
1 . 2 2 . O t r z y m y w a n i e i w ∏ a Ê c i w o Ê c i s o l i
1. C
HEMI
A NI
EORG
ANIC
ZNA
51
W∏aÊciwoÊci soli
Wiele soli hydrolizuje.
Hydrolizujà sole pochodzàce od:
– mocnych kwasów i s∏abych zasad,
– s∏abych kwasów i mocnych zasad,
– s∏abych kwasów i s∏abych zasad.
Sole pochodzàce od mocnych kwasów i mocnych
zasad nie ulegajà hydrolizie.
Podczas hydrolizy soli bardzo cz´sto nast´puje
zmiana odczynu roztworu:
– sole mocnych kwasów i s∏abych zasad powodujà
zakwaszenie roztworu,
– sole s∏abych kwasów i mocnych zasad powodujà
alkalizacj´ roztworu,
– sole s∏abych kwasów i s∏abych zasad cz´sto nie
zmieniajà odczynu roztworu.
Przyk∏ady równaƒ hydrolizy
Sól mocnego kwasu i s∏abej zasady:
FeSO4 + 2 H2O$# Fe(OH)2 + H2SO4
Fe2+ + 2 H2O$# Fe(OH)2 + 2 H+
Taki proces zachodzi stopniowo i powinno si´ go
zapisywaç etapami:
Fe2+ + H2O$# FeOH+ + H+
FeOH+ + H2O$# Fe(OH)2 + H+
Powy˝szy proces jest przyk∏adem hydrolizy ka-tionowej.
Sól s∏abego kwasu i mocnej zasady:
KNO2 + H2O$# KOH + HNO2
NO2– + H2O
$# OH– + HNO2
Powy˝szy proces jest przyk∏adem hydrolizy anio-nowej.
Sól s∏abego kwasu i s∏abej zasady:
NH4F + H2O$# NH3 · H2O + HF
NH4+ + F– + H2O
$# NH3 · H2O + HF
Pozosta∏e w∏aÊciwoÊci soli sà bardzo ró˝norodne.
Do soli nieodpornych na ogrzewanie nale˝à np.
w´glany.
Najlepiej rozpuszczajà si´ w wodzie azotany(V)
i octany. JeÊli bierzemy pod uwag´ kation, to najle-
piej rozpuszczalne sà sole sodu, potasu i sole amo-
nowe. Do najgorzej rozpuszczalnych soli zaliczamy
siarczki.
bar –2,91
stront –2,90
wapƒ –2,86
sód –2,71
magnez –2,38
glin –1,66
mangan –1,18
chrom (Cr/Cr2+) –0,90
cynk –0,76
chrom (Cr/Cr3+)
˝elazo (Fe/Fe2+)
kadm
–0,74
–0,44
–0,40
kobalt –0,28
nikiel –0,26
cyna –0,14
o∏ów –0,13
˝elazo (Fe/Fe3+) –0,04
wodór 0,00
antymon +0,20
arsen +0,30
bizmut +0,32
miedê
rt´ç (Hg/Hg2+)
srebro
rt´ç (Hg/Hg22+)
platyna
z∏oto
+0,34
+0,79
+0,80
+0,87
+1,20
+1,42
Szereg napi´ciowy metali
lit –3,01
rubid –2,94
potas –2,92
ME
TA
LE
AK
TY
WN
EM
ET
AL
E M
NI
EJ
AK
TY
WN
E
Pierwiastek E° [V]
1. C
HEMI
A NI
EORG
ANIC
ZNA
52
1 . C h e m i a n i e o r g a n i c z n a
Zmiany w∏aÊciwoÊci fizykochemicznych pierwiastków
Promieƒ atomu wzrasta w dó∏ grupy, w okresie maleje. Wyjàtek
stanowià gazy szlachetne, które majà wi´kszy promieƒ ni˝ poprze-
dzajàcy je atom.
I energia jonizacji maleje w dó∏ grupy, w okresie zmienia si´ za-
le˝nie od struktury pow∏oki walencyjnej. Najni˝szà energi´ joniza-
cji majà litowce, najwy˝szà zaÊ gazy szlachetne.
W kwestii liczby izotopów nie ma sztywnych regu∏, ale dla wi´k-
szoÊci atomów liczba ta wzrasta wraz ze wzrostem liczby atomowej
pierwiastka.
ElektroujemnoÊç pierwiastków maleje w dó∏ grupy, w okresie zaÊ
roÊnie. Pierwiastki o najwi´kszych elektroujemnoÊciach majà cha-
rakter niemetaliczny. Pierwiastki o najmniejszych elektroujemno-
Êciach majà charakter metaliczny.
AktywnoÊç chemiczna metali roÊnie w dó∏ grupy uk∏adu okresowe-
go, natomiast aktywnoÊç chemiczna niemetali roÊnie w gór´ uk∏adu.
Potas jest wi´c bardziej aktywny od sodu, a fluor jest bardziej aktyw-
ny od chloru.
1.23. W∏aÊciwoÊci pierwiastków a ich po∏o˝enie w uk∏adzie okresowym
Liczba atomowa
Zmiany I energii jonizacji w 1, 2, 3 i 4 okresie
37
211 162 933+
192 113
2+
148 153 126 148 972+
144 81
3+
141 71
4+
138 135 221
2–
133 216 210
Nb Mo Tc Ru Rh PdRb ZrYSr Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
138 96 131742+
12662
3+
12253
4+
119 116 198
2–
114 195 190196 133 14481
3+
174
Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
180
Ar
150
Ne
140
He
K Ti V Cr Mn Fe Co NiScCa
972+
154
Na
95 130
Mg
652+
61134
Li
H
2+
90
Be
77
C
74
N
73
O
140
2–
72
F
13682
B
225 169 169 115
3+
198 135
2+
150 137 149 110
2+
148 95
3+
147 844+
146 167 140 220
Cs Hf Ta W Re Os Ir PtLaBa Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
1
2
3 4 5 6 7 8 9 10 11 118
Al
503+
102
S
198
2–
–
99
Cl
181111
Si
106
P
12
13 14 15 16 17
18
270
Fr
225
Ra
188
Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu Uub Uuq
183
Ce
LANTANOWCE
AKTYNOWCE
182
Pr
181
Nd
183
Pm
180
Sm
204
Eu
179
Gd
176
Tb
175
Dy
174
Ho
173
Er
172
Tm
194
Yb
172
Lu
180
Th
156
Pa
138
U
155
Np
159
Pu
173
Am
174
Cm
172
Bk
199
Cf
203
Es Fm Md No Lr
160
159 143 137 137 135 136 138
146 137 136 134 134 137
146 133 125 137 124 125 124
31 174
Ca
97
symbol pierwiastka
ilustracja promienia jonowego
– kation – anion
ilustracja promieniaatomowego 2++
+
+ +
+
+
+
+
–
–
–
Promienie atomowe
i jonowe szeregu
pierwiastków
w uk∏adzie okresowym
[pm]
W∏aÊciwoÊci chemiczne tlenków
JeÊli pierwiastek tworzy wiele tlenków, to tlenek pierwiastka na najwy˝szym stopniu utlenienia ma charak-
ter najsilniej kwasowy. W miar´ zmniejszania si´ stopnia utlenienia malejà w∏aÊciwoÊci kwasowe tlenku,
a narastajà w∏aÊciwoÊci zasadowe. Wtedy cz´sto poÊredni stopieƒ utlenienia jest zwiàzany z tlenkiem amfo-
terycznym, a najni˝szy stopieƒ utlenienia tego pierwiastka z tlenkiem zasadowym. Analizujàc w∏aÊciwoÊci
tlenków w uk∏adzie okresowym, porównuje si´ w∏aÊciwoÊci najwy˝szego tlenku. WartoÊciowoÊç najwy˝szego
tlenku wzrasta z numerem grupy.
Charakter chemiczny tlenku pierwiastka na najwy˝szym stopniu utlenienia zmienia si´ w okresie od zasa-
dowego do kwasowego. Cz´sto pierwiastki po∏o˝one w Êrodku okresu majà charakter amfoteryczny. W dó∏
grupy maleje kwasowy charakter tlenków, a nasila si´ ich charakter zasadowy.
W∏aÊciwoÊci chemiczne wodorków
WartoÊciowoÊç pierwiastka w wodorkach w okresie najpierw roÊnie, a potem maleje. Niektóre wodorki
majà tendencj´ do tworzenia dimerów, a nawet polimerów.
W okresie maleje jonowy charakter wiàzaƒ – wiàzania wodorków litowców majà charakter jonowy, wiàza-
nia wodorków fluorowców majà charakter kowalencyjny.
W okresie 2 uk∏adu okresowego w LiH i BeH2 wodór jest na –I stopniu utlenienia, w BH3 na zerowym
stopniu utlenienia, a w dalszych wodorkach na +I stopniu utlenienia.
Zmienia si´ tak˝e charakter chemiczny wodorków z zasadowego przez oboj´tny do kwasowego. Podobnie
zmienia si´ charakter wodorków w pozosta∏ych okresach.
Konfiguracja elektronowa pow∏oki walencyjnej
Poza pierwiastkami 1 okresu, czyli wodorem i helem, wszystkie pierwiastki grup g∏ównych majà ten sam
typ wype∏nienia pow∏oki walencyjnej: w grupie I i II–ns, a w pozosta∏ych grupach nsnp, gdzie n to numer
okresu, a s i p to symbole orbitali.
Dla pierwiastków grup pobocznych (poza aktynowcami i lantanowcami) pow∏okà walencyjnà jest pow∏o-
ka o konfiguracji ns(n – 1)d, np. konfiguracja pow∏oki walencyjnej ˝elaza to 4s2 3d6.
1 . 2 3 . W ∏ a Ê c i w o Ê c i p i e r w i a s t k ó w a i c h p o ∏ o ˝ e n i e w u k ∏ a d z i e o k r e s o w y m
1. C
HEMI
A NI
EORG
ANIC
ZNA
53
Konfiguracja elektronowa pow∏oki walencyjnej pierwiastków grup g∏ównych, poczàwszy od 2 okresu
Konfiguracjaelektronowa
I(1)Numer grupy II(2) III(13) IV(14) V(15)
ns1, np.
Na: 3s1
ns2, np.
Ba: 6s2
ns2np1,
np.
Al: 3s23p1
ns2np2,
np.
C: 2s22p2
ns2np3,
np.
P: 3s23p3
VI(16)
ns2np4,
np.
S: 3s23p4
VII(17)
ns2np5,
np.
Cl: 3s23p5
VIII(18)
ns2np6,
np.
Ar: 3s23p6
Wzory wybranych wodorków pierwiastków grup g∏ównych
Wzórwodorku
I(1)Numer grupy II(2) III(13) IV(14) V(15)
LiH
NaH
KH
CaH2
MgH2
BaH2
B2H6
(AlH3)x
CH4
SiH4
NH3
PH3
VI(16)
H2O
H2S
H2Se
VII(17)
HF
HCl
HBr
HI
Wzór tlenku
I(1)Numer grupy II(2) III(13) IV(14) V(15)
Na2O
K2O
CaO
MgO
BaO
Al2O3 CO2
SiO2
N2O5
P4O10
VI(16)
SO3
VII(17)
Cl2O7
Wzory wybranych tlenków pierwiastków grup g∏ównych
1 . C h e m i a n i e o r g a n i c z n a
54
Otrzymywanie kwasu siarkowego(VI)
W pierwszym etapie otrzymuje si´ tlenek siar-
ki(IV). Mo˝na go uzyskaç w procesie spalania siar-
ki lub przez utlenianie siarczków:
S + O2 $ SO2-
2 ZnS + 3 O2 $ 2 ZnO + 2 SO2-
Nast´pnie utlenia si´ katalitycznie SO2 do SO3.
Najcz´Êciej stosuje si´ metod´ kontaktowà, w któ-
rej katalizatorem jest sta∏y tlenek wanadu(V)
V2O5. Otrzymany gazowy SO3 wt∏acza si´ do st´˝o-
nego roztworu H2SO4. Podczas tego procesu po-
wstaje kwas dwusiarkowy(VI):
H2SO4 + SO3 $ H2S2O7
Rozcieƒczanie kwasu dwusiarkowego(VI) pro-
wadzi do powstania st´˝onego kwasu siarkowe-
go(VI):
H2S2O7 + H2O $ 2 H2SO4
W procesie tym otrzymuje si´ 98% H2SO4 lub
tzw. oleum, czyli roztwór SO3 w H2SO4 w postaci
H2S2O7.
Otrzymywanie kwasu azotowego(V)
Na skal´ przemys∏owà kwas azotowy(V) otrzy-
muje si´ z tlenku azotu(IV). Tlenek NO2 otrzymu-
je si´ z amoniaku w opisany poni˝ej sposób.
Amoniak jest utleniany katalitycznie do NO,
a powstajàcy tlenek azotu(II) w powietrzu samo-
rzutnie i szybko utlenia si´ do NO2:
kat.
4 NH3 + 5 O2 $ 4 NO + 6 H2O
2 NO + O2 $ 2 NO2
Nast´pnie mieszanin´ NO2 i N2O4 (NO2 ∏atwo
dimeryzuje) wprowadza si´ do wody:
3 N2O4 + 2 H2O $ 4 HNO3 + 2 NO
Powstajàcy tlenek azotu (II) jest utleniany i za-
wracany do procesu.
W ten sposób otrzymuje si´ kwas o st´˝eniu oko-
∏o 60%. Podczas destylacji kwasu z roztworu otrzy-
muje si´ mieszanin´ azeotropowà o zawarto-
Êci 68% HNO3 i taki kwas jest u˝ywany jako kwas
st´˝ony. Aby otrzymaç wy˝sze st´˝enia kwasu azo-
towego(V), nale˝y przed destylacjà dodawaç sub-
stancje silnie wià˝àce wod´.
Mieszanina azeotropowa to mieszanina o okre-
Êlonym sk∏adzie, niepozwalajàca si´ rozdzieliç me-
todà destylacji, poniewa˝ wszystkie jej sk∏adniki
oddestylowujà jednoczeÊnie w tej samej tempera-
turze.
1.24. Otrzymywanie niektórych zwiàzków nieorganicznychna skal´ przemys∏owà
Otrzymywanie kwasu siarkowego(IV)
Do kolby sto˝kowej o pojemnoÊci 250 cm3 nalej oko∏o 30 cm3 wody i dodaj par´ kro-
pli oran˝u metylowego. Na ∏y˝ce do spalaƒ umieÊç nieco sproszkowanej siarki. Trzonek
∏y˝ki zamocuj w korku, aby mo˝na by∏o nim zakorkowaç kolb´ po wprowadzeniu ∏y˝ki
do wn´trza kolby. Zapal siark´ na ∏y˝ce w p∏omieniu palnika i p∏onàcà wprowadê do
kolby. Nast´pnie bardzo szybko szczelnie zakorkuj kolb´. Poczekaj, a˝ p∏omieƒ zga-
Ênie.
Siarka spala si´ w powietrzu z wytworzeniem SO2,
który w kontakcie z wodà tworzy H2SO3.
Mo˝emy to zaobserwowaç, dodajàc do wody
odrobin´ oran˝u metylowego.
1. C
HEMI
A NI
EORG
ANIC
ZNA
DOÂWIADCZENIE
1 . 2 4 . O t r z y m y w a n i e n i e k t ó r y c h z w i à z k ó w n i e o r g a n i c z n y c h n a s k a l ´ p r z e m y s ∏ o w à
55
Otrzymywanie amoniaku
Na skal´ przemys∏owà amoniak uzyskuje si´
przy wykorzystaniu metody Habera i Boscha.
Mieszanin´ gazów (wodoru i azotu) ogrzanà
do temperatury oko∏o 800°C i spr´˝onà do ciÊnie-
nia 35 MPa przepuszcza si´ nad katalizatorem ˝e-
laznym. Powstajàcy tych warunkach amoniak ulega
skropleniu, a nieprzereagowane pozosta∏oÊci azotu
i wodoru zawraca si´ do procesu.
kat.
N2 + 3 H2 $ 2 NH3
Otrzymywanie wodorotlenku sodu
Wodorotlenek sodu otrzymuje si´ podczas elek-
trolizy wodnego roztworu NaCl. W metodzie prze-ponowej elektrolizer ma oddzielone od siebie
za pomocà przepony cz´Êci anodowà i katodowà.
Na grafitowej anodzie wydziela si´ chlor:
2 Cl– $ Cl2 + 2 e–
Na grafitowej katodzie nast´puje elektroliza wody:
2 H2O + 2 e–$ H2 + 2 OH–
Przepona zapobiega rozpuszczaniu si´ chloru
w alkalicznym roztworze katodowym. Po zakoƒ-
czonej elektrolizie roztwór zag´szcza si´ i wydziela
NaOH.
W metodzie rt´ciowej przeprowadza si´ elektroli-
z´ wodnego roztworu NaCl na ró˝nych elektro-
dach. Anoda jest z grafitu, a katod´ stanowi rt´ç.
W tej metodzie wykorzystuje si´ du˝e nadnapi´cie
wodoru na rt´ci, pozwalajàce na redukcj´ sodu
w obecnoÊci wody. Powstajàcy sód rozpuszcza si´
w rt´ci, tracàc w ten sposób kontakt z wodà.
Katoda rt´ciowa: Na+ + e–$ Na(Hg)amalgamat
Anoda grafitowa: 2 Cl– $ Cl2 + 2 e–
Po zakoƒczeniu tej cz´Êci procesu przepompowu-
je si´ rt´ç do drugiej komory elektrolizera, zawie-
rajàcej czystà wod´. Przeprowadza si´ w niej po-
nownà elektroliz´, z tym ˝e teraz elektrody
grafitowe sà katodà, a rt´ç stanowi anod´. Na ka-
todzie z powodu elektolizy wody wydziela si´ wo-
dór, a na anodzie nast´puje utlenienie sodu i przej-
Êcie jonów sodowych do roztworu.
Anoda rt´ciowa: Na(Hg)(amalgamat) $ Na+ + e–
Katoda grafitowa: 2 H2O + 2 e–$ H2 + 2 OH–
W roztworze pojawiajà si´ wi´c jony sodowe i wo-
dorotlenkowe. Roztwór wodorotlenku sodu za-
g´szcza si´ i wykrystalizowuje sta∏y NaOH.
Otrzymywanie superfosfatu
Superfosfaty to jedne z najwa˝niejszych nawozów
sztucznych. Aby je otrzymaç przetwarza si´ fos-
foryty, czyli minera∏y, których g∏ównym sk∏ad-
nikiem jest Ca3(PO4)2.
Na zmielony fosforyt dzia∏a si´ kwasami H2SO4
lub H3PO4, otrzymujàc mieszanin´ lepiej roz-
puszczalnych w wodzie soli i wodorosoli.
Superfosfat powstaje w reakcji:
Ca3(PO4)2 + 2 H2SO4 $ 2 CaSO4 + Ca(H2PO4)2
Superfosfat potrójny powstaje w reakcji:
Ca3(PO4)2 + 4 H3PO4 $ 3 Ca(H2PO4)2
Otrzymywanie szk∏a
Szk∏o to substancja o bezpostaciowej strukturze.
W hucie szk∏a ogrzewa si´ piasek bogaty w krze-
mionk´, czyli SiO2, do temperatury 1600°C. W tej
temperaturze piasek si´ topi i mo˝e byç formowa-
ny w odpowiednie kszta∏ty.
Do krzemionki dodaje si´ tlenki metali. Podczas
produkcji szk∏a okiennego dodaje si´ najcz´Êciej
Na2O i CaO. Aby otrzymaç szk∏o barwne, do szkli-
wa dodaje si´ najcz´Êciej barwnych siarczków lub
tlenków metali. Np. popularne szk∏o bràzowe
otrzymuje si´ poprzez dodanie do masy szklanej
siarczków ˝elaza.
Szklane przedmioty uzyskuje si´ z piasku ogrzanego do bardzo
wysokiej temperatury. Obecnie coraz cz´Êciej ludzi wydmuchu-
jàcych szk∏o zast´pujà maszyny.
1. C
HEMI
A NI
EORG
ANIC
ZNA
POZNAJ CAŁĄ NASZĄ OFERTĘPUBLIKACJI PRZYGOTOWUJĄCYCH DO EGZAMINU MATURALNEGO
Vademecum z 8 przedmiotów: języka polskiego, matematyki, biologii, historii,geografii, fizyki i astronomii, wiedzy o społeczeństwie i chemii.
Testy maturalne z 8 przedmiotów:języka polskiego, matematyki, biologii,historii, geografii, fizyki i astronomii,wiedzy o społeczeństwie i chemii.
Kalendarze przygotowań do egzaminu maturalnego: do bezpłatnego pobraniana stronie www.
www.matura.operon.plwww.sklep.operon.pl
TERAZ PRZYGOTOWANIE DO EGZAMINU BĘDZIE NAPRAWDĘ PROSTE I SKUTECZNE!