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!