Podstawowe pojęcia chemiczne PDF

„Notatki ucznia” Podstawowe pojęcia chemiczne TERMIN – DEFINICJA LUB OBJAŚNIENIE KOMENTARZ *molekuła (indywidua chemiczne, drobina) – przykład...

„Notatki ucznia” Podstawowe pojęcia chemiczne TERMIN – DEFINICJA LUB OBJAŚNIENIE KOMENTARZ *molekuła (indywidua chemiczne, drobina) – przykłady molekuł: atomy, jony, cząsteczki elementy strukturalne substancji, których przekształcenia powodują reakcje chemiczne *jądro atomowe – centralna część atomu, obdarzona elementarny ładunek dodatni posiada proton, liczba ładunkiem dodatnim protonów w jądrze atomowym to liczba z 1 ładunek elementarny = 1,66 * 10 –19 C *elektron – jeden ze składników atomu; cząstka liczba elektronów w atomie jest równa ilości protonów obdarzona elementarnym ładunkiem ujemnym *atom – elektroobojętna drobina zawierająca jądro atomy różnych pierwiastków różnią się ilością atomowe protonów w jądrze atomowym *atom - najmniejsza część pierwiastka chemicznego zachowująca jego właściwości fizyko – chemiczne. *jon – drobina obdarzona ładunkiem elektrycznym kation – jon o ładunku dodatnim *jon prosty – jon zawierający jedno jądro atomowe anion – jon o ładunku ujemnym *jon złożony – jon zwierający wiele jąder atomowych *cząsteczka – elektroobojętna drobina, zawierająca istnieją cząsteczki pierwiastków chemicznych np.: P 4, dwa lub więcej jąder atomowych S8 i cząsteczki związków chemicznych: CH4, CO cząsteczka - układ co najmniej dwóch atomów homo atomowa (homo jądrowa) – zbudowana z identycznych atomów np. S8, O2 połączonych wiązaniami chemicznymi. hetero atomowa (hetero jądrowa) – zbudowana z atomów różnych pierwiastków np. HCl, H2O jednostka formalna – elektroobojętny zespół jonów, jednostką formalną odpowiadającą wzorowi: Fe2(SO4)3 odpowiadający wzorowi sumarycznemu substancji jest zbiór pięciu jonów: (Al3+)2(SO2-4)3 jonowej ziarnistość materii – polegająca na braku ciągłości, właściwość materii wynikająca z drobinowej struktury materii opis makroskopowy – charakterystyka odwołująca się do zjawisk widocznych gołym okiem lub postrzeganych innymi zmysłami opis mikroskopowy – charakterystyka struktury materii, bądź przemian chemicznych na poziomie drobinowym, nie dostępnym bezpośredniej obserwacji za pomocą zmysłów *substancja chemiczna w ujęciu makroskopowym – substancjami chemicznymi są pierwiastki i związki rodzaj materii, którego nie można rozdzielić metodami chemiczne fizycznymi na prostsze składniki substancja chemiczna w ujęciu mikroskopowym – zbiór jednakowych drobin lub jednakowych elektroobojętnych zespołów jonów (jednostek formalnych) *związek chemiczny – w ujęciu mikroskopowym to zbiór cząsteczek hetero atomowych (hetero jądrowych) *związek chemiczny – w ujęciu makroskopowym to substancja złożona, która ulega rozkładowi podczas reakcji chemicznej na substancje prostsze 1.  „Notatki ucznia” *atomowa jednostka masy (u) – stosowana do określania mas molekuł, równa 1,66 * 10-27kg *masa atomowa – masa atomu wyrażona w atomowych jednostkach masy *wzór związku chemicznego - umowny rodzaje wzorów: międzynarodowy zapis cząsteczki związku - sumaryczne - podają tylko skład chemiczny chemicznego podający skład jakościowo – ilościowy - strukturalne – podają skład i zaznaczone są w nim jednej cząsteczki. wszystkie wiązania chemiczne - grupowe - podają skład i zaznaczone są w nim niektóre wiązania chemiczne *wzór empiryczny (elementarny) – wzór, w którym dla glukozy: C6H12O6 wzór elementarny ma postać indeksy stechiometryczne pozostają w stosunku CH2O możliwie najmniejszych liczb całkowitych *wiązanie chemiczne – siła oddziaływania między atomami, powodująca przekształcanie się atomów w inne drobiny pierwiastków lub związków chemicznych *wartościowość – liczba wiązań chemicznych wartościowością jonu w związku jonowym jest tworzonych przez atom w cząsteczce bezwzględna wartość jego ładunku *indeksy stechiometryczne – liczby naturalne, indeksy stechiometryczne wyrażają liczbę atomów zapisywane we wzorze chemicznym drobiny w dolnym określonego pierwiastka wchodzącego w skład indeksie, po prawej stronie symbolu pierwiastka związku chemicznego Np. Na2SO4 – oznacza, że w cząsteczce siarczanu (VI) sodu znajdują się 2 atomy sodu, jeden atom siarki i 4 atomy tlenu *mieszanina – rodzaj materii złożonej z dwu lub większej ilości substancji, zmieszanych w dowolnym stosunku mieszanina jednorodna (roztwór) – mieszanina, mieszanie odbywa się na poziomie drobinowym której składników nie można rozróżnić metodami optycznymi mieszanina niejednorodna – mieszanina, której składniki można rozróżnić metodami optycznymi *pierwiastek chemiczny – w opisie makroskopowym to substancja, która podczas reakcji chemicznych nie ulega rozkładowi na prostsze pierwiastek chemiczny – w opisie mikroskopowym to pierwiastek chemiczny – to zbiór atomów zbiór identycznych połączonych lub niepołączonych o identycznej liczbie protonów w jądrze atomowym w cząsteczki atomów o jednakowych własnościach lub cząsteczek zbudowanych z atomów o tej samej chemicznych liczbie Z symbol chemiczny pierwiastka – umowny, międzynarodowy znak złożony z jednej, dwu lub trzech liter w celu wygodnego zapisania wzorów substancji chemicznych i ich przemian sedymentacja – opadanie na dno fragmentów fazy stałej rozproszonej w cieczy pod wpływem sił grawitacji dekantacja – zlewanie cieczy z nad osadu chromatografia – metoda rozdziału mieszanin wykorzystująca różnice w szybkości poruszania się drobin w ośrodkach porowatych (względem nieruchomej fazy stałej) destylacja – metoda rozdzielania mieszanin wykorzystująca różnicę temperatur wrzenia poszczególnych składników krystalizacja – proces tworzenia się i wzrostu substancji stałej z jej nasyconego roztworu w ciekłym rozpuszczalniku rozpuszczanie – proces czysto fizyczny lub połączony 2.  „Notatki ucznia” z dysocjacją elektrolityczną polegający na rozpadzie sieci krystalicznej substancji chemicznej i otaczaniu powstających drobin (cząsteczek lub jonów) cząsteczkami rozpuszczalnika roztwarzanie – proces rozpuszczania substancji roztwarzanie metali w kwasach: połączony z reakcją chemiczną Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 solwatacja – otaczanie cząsteczek substancji rozpuszczonej cząsteczkami rozpuszczalnika hydratacja – otaczanie cząsteczkami wody *dysocjacja elektrolityczna – rozpad cząsteczek na jony pod wpływem wody lub innego rozpuszczalnika o podobnej budowie *reakcja chemiczna – w ujęciu mikroskopowym – proces, w którym powstają nowe substancje chemiczne reakcja chemiczna – w ujęciu makroskopowym - proces, w którym powstają nowe drobiny *równanie reakcji chemicznej – symboliczny zapis Oznaczenia reakcji: „=” dla uzgodnionych procesów reakcji , na przykład: „ ” dla reakcji biegnących praktycznie w jedną aA + bB cC + dD stronę gdzie a, b, c, d to współczynniki stechiometryczne A, B to wzory substratów „ „ dla reakcji biegnących do stanu równowagi C, D - to wzory produktów chemicznej oznacza kierunek reakcji chemicznej „ „ dla zaznaczenia stanu równowagi chemicznej *współczynniki stechiometryczne – liczby współczynniki określają liczbę drobin reagentów zapisywane przed wzorami reagentów w równaniu w równaniu reakcji reakcji chemicznej reagenty – substancje biorące udział w reakcji *substraty – reagenty ulegające przemianie zapisywane po lewej stronie równania chemicznej *produkty – reagenty powstające w procesie zapisywane po prawej stronie równania chemicznym *synteza – reakcja, w wyniku której z jednej substancji powstaje jednen produkt *analiza (rozkład) – reakcja w wyniku której z jednego substratu powstaje kilka produktów *reakcja wymiany pojedyńczej – reakcja biegnąca według schematu: A + BC = AC + B *reakcja wymiany pojdwójnej– reakcja biegnąca według schematu: AB + CD = AC + BD hydrat – substancja zawierająca w swoim składzie hydraty występują w stanie stałym i mają budowę cząsteczki wody, przy czym ich ilość jest ściśle krystaliczną określona np.: CuSO4 * 5H2O – to siarczan (VI) miedzi (II) – woda – (1/5) *alotropia - zjawisko występowania tego samego odmiany alotropowe różnią się właściwościami pierwiastka chemicznego w odmianach różniących fizycznymi i reaktywności chemiczną się pomiędzy sobą budową cząsteczki (O2, O3) lub sieci krystalicznej (siarka rombowa, jednoskośna) polimorfizm - zjawisko występowania tego samego związku chemicznego w różnych odmianach krystalograficznych ( CaCO3 –kreda i marmur). *izomorfizm - zjawisko tworzenia przez różne związki chemiczne identycznych sieci krystalograficznych o zbliżonych rozmiarach, przez co nie da się ich rozdzielić przez krystalizację (zawsze powstaje kryształ mieszany, drobiny wzajemnie się zamieniają 3.  „Notatki ucznia” w swoich sieciach ) *właściwości chemiczne – zdolność do reagowania z innymi substancjami *właściwości fizyczne – najważniejsze to: barwa, temperatury przemian fazowych, stan skupienia, przewodnictwo cieplne i elektryczne, gęstość, kowalność, kruchość, twardość proces fizyczny – proces, w wyniku którego zmieniają się własności fizyczne ale nie zmieniają się substancje budujące układ układ – część przestrzeni poddawana obserwacji warunki normalne – warunki fizyczne odpowiadające temperaturze 00C (273K), i ciśnieniu 1013 hPa (1 atm) skala Celsjusza - skala temperatur opracowana na podstawie temperatury topnienia lodu i wrzenia wody pod ciśnieniem atmosferycznym skala Kelvina – skala temperatur opracowana na 0K = -273,16 0C podstawie teoretycznych obliczeń, rozpoczyna się od T(K) = t(0C) + 273,16 0K czyli najniższej temperatury, która może istnieć na Ziemi *tablica Mendelejewa – układ okresowy pierwiastków – tablica w której umieszczono symbole wszystkich pierwiastków chemicznych, uporządkowanych tak by w grupie i okresie wzrastał ładunek jądra atomowego *grupa – pionowa kolumna zawierająca pierwiastki nazwa wywodzi się od nazwy 1 pierwiastka w grupie o zbliżonych właściwościach fizyko - chemicznych (wyjątek grupa 1) *okres – poziomy wiersz zawierający symbole pierwiastków, których własności zmieniają się w sposób stopniowy i systematyczny przemiana fazowa – przemiana stanu skupienia – topnienie – przejście ciała stałego w ciecz proces fizyczny polegający na zmianie stanu skupienia krzepnięcie – przejście cieczy w ciało stałe materii danej substancji chemicznej parowanie – przejście cieczy w gaz skraplanie – przejście gazu w ciecz sublimacja - przejście ciała stałego w stan gazowy z pominięciem fazy ciekłej resublimacja – przejście gazu w stan stały z pominięciem fazy ciekłej * - szczególnym przypadkiem parowania jest wrzenie, czyli parowanie całą objętością cieczy ( zachodzi, gdy ciśnienie pary nasyconej jest równe ciśnieniu zewnętrznemu) para nasycona – to para pozostająca w równowadze termodynamicznej ze swoją cieczą (w tej samej jednostce czasu taka sama ilość drobin substancji przechodzi ze stanu ciekłego w gazowy jak i odwrotnie) stan skupienia materii – określenie form ciała stałe – w chemii i fizyce rozumiemy jako uporządkowania drobin tej samej substancji względem substancję anizotropową siebie sieć krystaliczna - pojęcie abstrakcyjne, matematyczne ciało stałe oznaczające periodycznie powtarzające się a) anizotropowe w przestrzeni uporządkowanie drobin (ściśle określone ściśle określona temperatura topnienia zależna są kąty i odległości ). wyłącznie od ciśnienia Molekułą (drobiną) może być: budowa uporządkowana, krystaliczna - atom (sieć atomowa – grafit, diament, zależność właściwości fizyko-chemicznych od fullereny, poliyny, nanorurki) kierunku - jon (sieć jonowa - NaCl) w krysztale(łupliwość, przewodnictwo elektryczne) - cząsteczka (sieć cząsteczkowa, b) izotropowe molekularna – piasek, skroplony CO2 ) topiąc się przechodzą przez stan półpłynny ( szkło, komórka elementarna – najmniejsza figura asfalt) elementarna, której przestrzenne rozmieszczenie 4.  „Notatki ucznia” brak uporządkowanej budowy umożliwia odtworzenie sieci krystalicznej danej właściwości fizyko-chemiczne nie zależą od substancji kierunku liczba koordynacji – liczba drobin (atomów, jonów przeciwnego znaku, cząsteczek, które otaczają daną drobinę w sieci krystalicznej) warunki skroplenia gazu – wysokie ciśnienie (by do głosu doszły siły miedzy cząsteczkowe, które działają na bardzo niewielkich odległościach) oraz niska temperatura (by drobiny nie posiadały energii większej od energii sił międzycząsteczkowych, czyli by zbliżone do siebie pozostały obok) *Podział substancji chemicznych pierwiastki chemiczne substancje proste (pierwiastki chemiczne) w temperaturze pokojowej są gazami: H2, O2, O3, N2, substancje złożone (mieszaniny i związki F2, Cl2, gazy szlachetne jako pojedyncze atomy chemiczne) w temperaturze pokojowej są cieczami: Br2, Hg w temperaturze pokojowej są ciałami stałymi: wszystkie pozostałe Metody rozdziału mieszanin niejednorodnych sedymentacja (opadanie na dno pod wpływem sił grawitacji), sączenie, dekantacja (zlewanie znad osadu), odparowanie rozpuszczalnika, wymrożenie składnika,... inne wykorzystujące różnice w temperaturach przemian fazowych jednorodnych destylacja, ekstrakcja (wypłukiwanie), chromatografia Doświadczenie chemiczne – eksperyment Opis doświadczenia – nazwa, rysunek, obserwacje i wnioski. ciało stałe * ciecz gaz siły oddziaływań silne (wiązania chemiczne lub słabsze (drobiny słabe, czasami można je słabe oddziaływania poruszają się tylko na pominąć międzycząsteczkowe) odległość sił Van,der (siły międzycząsteczkwe Waalsa) można pominąć w warunkach odmiennych od skroplenia czyli w wysokiej temperaturze i przy niskim ciśnieniu) odległości małe zmieniające się mogą być bardzo duże, lub niewielkie !!! poczytaj o nowych stanach skupienia !!! mieszaniny związki chemiczne metody otrzymywania fizyczne chemiczne i rozdziału stosunki stechiometryczne dowolne ściśle określone własności składników (substratów) takie same zupełnie inne *Równania reakcji otrzymywania substancji nieorganicznych *tlenki – dwupierwiastkowe połączenia dowolnego pierwiastka z tlenem – tlen ma –II stopień utlenienia i wartościowość II. Nazwy tlenków tworzy się pisząc słowo tlenek i kolejno nazwę pierwiastka chemicznego w dopełniaczu, ewentualnie jego wartościowość (dokładnie stopień utenienia!), gdy pierwiastek ten może zmieniać jej wartość. 5.  „Notatki ucznia” Tlenki Tlenki metali Tlenki niemetali Tlenki zasadowe Tlenki amfoteryczne Tlenki kwasowe Tlenki obojętne *Otrzymywanie tlenków: Reakcja bezpośredniej syntezy (utlenienia i redukcji, łączenia, syntezy). Mg + O2 = 2MgO tlenek magnezu 2Cl2 +5O2 = 2Cl2O5 tlenek chloru (V) Rozkład (analizy, zachodzi najczęściej bez zmiany stopnia utlenienia) substancji złożonej – soli, wodorotlenku, kwasu. CaCO3 ——►CaO + CO2 tlenek wapnia, tlenek węgla (IV) Cu(OH)2 ——►CuO + H2O tlenek miedzi (II), woda H2SO3 ——►SO2 + H2O tlenek siarki, woda Redukcja tlenku o wyższej wartościowości lub utlenienie tlenku o niższej wartościowości. 4TiO + O2 ——►2Ti2O3 CO2 + C ——►2CO Tlenki metali - litowców i berylowców mają wiązanie jonowe, pozostałe tlenki mają już większy udział wiązania kowalencyjnego – tlenki metali o wyższych stopniach utlenienia częściej przejawiają charakter amfoteryczny a nawet – z bloku d, te o najwyższych stopniach utlenienia – mają charakter kwasowy. Tlenki niemetali – przejawiają charakter kwasowy. tlenki amfoteryczne – tlenki metali – ZnO, Al2O3, MnO2, Cr2O3 lub niemetali – As2O3, które reagują zarówno z mocnymi kwasami jak i z mocnymi zasadami. Równania potwierdzające amfoteryczność: ZnO + H2O + 2HCl ZnCl2 + 2H2O chlorek cynku ZnO + H2O + 2KOH K2[Zn(OH)4] tetrahydroksocynkan (II) potasu 2Al2O3 + 6HCl 2AlCl3 + 3H2O chlorek glinu Al2O3 + 3H2O + 2KOH 2K[Al(OH)4] tetrahydroksoglinian potasu BeO + 2HCl BeCl2 + H2O chlorek berylu BeO + H2O + 2KOH Na2[Be(OH)4] tetrahydroksoberylan potasu Cr2O3 + 6HCl 2CrCl3 + 3H2O chlorek chromu (III) Cr2O3 + 6KOH + 3H2O 2K3[Cr(OH)6] heksahydroksochromian (III) potasu MnO2 + 4HCl MnCl2 + Cl2 + 2H2O chlorek manganu (II), chlor MnO2 + 2H2O + 2KOH K2[Mn(OH)6] heksahydroksomanganian (IV) potasu Pierwiastki bloku s – Be i p, oraz d posiadające dużo elektronów, dwu lub trój wartościowe przyjmują chętniej liczby koordynacji – 4, te z centrum bloku d – chętniej liczbę – 6. 6.  „Notatki ucznia” *tlenki kwasowe – tlenki niemetali i metali bloku d na najwyższych stopniach utlenienia. Tlenki te reagują z zasadami – dając sole, nie reagują z kwasami. SO3 + 2NaOH Na2SO4 + H2O SO3 + NaOH NaHSO4 + H2O Większość tlenków kwasowych reaguje również z wodą – dając kwasy. Były dawniej nazywane bezwodnikami kwasowymi. SO3 + H2O H2SO4 CrO3 + H2O H2CrO4 SO2 + H2O H2SO3 Mn2O7 + H2O 2HMnO4 Cl2O + H2O 2HClO P4O10 + H2O H3PO4 Cl2O3 + H2O 2HClO2 N2O5 + H2O 2HNO3 Cl2O5 + H2O 2HClO3 N2O3 + H2O 2HNO2 Cl2O7 + H2O 2HClO4 *tlenki obojętne – CO, SiO, NO, N2O – nie reagują z roztworami kwasów, zasad i z wodą. Podczas stapiania mogą ulegać innym reakcjom: CO + NaOH NaCOOH metanian sodu *tlenki zasadowe – tlenki, które reagują z kwasami, tworząc sole. Tlenkami zasadowymi są tlenki metali.: MgO + 2HCl MgCl2 + H2O MnO + H2SO4 MnSO4 + H2O Wśród tlenków zasadowych są tlenki, które reagują z wodą dając zasady – dawniej nazywane bezwodnikami zasadowymi. Na2O + H2O 2NaOH K2O + H2O 2KOH BaO + H2O Ba(OH)2 Wśród tlenków zasadowych są tlenki niereagujące z wodą: MnO, Mn2O3, CrO. *wodorotlenki - związki nieorganiczne, zawierające w swoim składzie wyszczególnione we wzorach sumarycznych grupy –OH - Mn(OH)n – n to stopień utlenienia metalu. *Nazewnictwo wodorotlenków: Do słowa wodorotlenek dodajemy nazwę pierwiastka – w dopełniaczu i ewentualnie wartościowość metalu, gdy atomy tego pierwiastka mają tendencję do wykazywania różnej wartościowości. NaOH wodorotlenek sodu Cu(OH)2 wodorotlenek miedzi (II) Otrzymywanie wodorotlenków 1. Reakcja metalu aktywnego z wodą (metale grupy 1 i 2 u.o. za wyjątkiem berylu). 2Na + 2H2O 2NaOH + H2 Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2 2. Reakcja tlenku metalu aktywnego z wodą. K2O + H2O 2KOH CaO + H2O Ca(OH)2 3. Działanie silnej zasady na roztwór soli danego metalu (rozpuszczalnej w wodzie). CuSO4 + 2KOH Cu(OH)2 + K2SO4 2FeCl3 + 3Ca(OH)2 2Fe(OH)3 + 3CaCl2 W przypadku większości wodorotlenków nieropuszczalnych w wodzie należy unikać nadmiaru mocnej zasady – Te, które przejawiają charakter amfoteryczny, rozpuszczą się w nadmiarze mocnej zasady. Al.(OH)3 + KOH K[Al(OH)4] K[Al(OH)4] + 2KOH K3[Al(OH)6] 7.  „Notatki ucznia” *WODOROTLENEK ZASADA część wspólna (wodorotlenki grupy 1,2 bez wodorotlenku berylu) Wodorotlenki NH3 pozostałych aminy metali Zwyczajowo: *Zasada to substancja, która rozpuszczona w wodzie lub innym rozpuszczalniku o podobnej budowie powoduje wzrost stężenia anionów OH ― (aniony hydroksylowe, aniony wodorotlenowe). Podział wodorotlenków zasadowe – reagują z kwasami, nie reagują z zasadami: 1 i 2 grupa za wyjątkiem berylu. amfoteryczne – reagują z kwasami i zasadami – na ogół wodorotlenki metali bloku d na pośrednich stopniach utlenienia i niektórych metali bloku p oraz berylu: Be(OH)2, Al(OH)3, Cu(OH)2, Zn(OH)2. wodorotlenek amonu - woda amoniakalna – NH3 * H2O - bezbarwna ciecz o ostrym, ale nie duszącym, zapachu. Dysocjuje tak jak inne wodorotlenki, odszczepiając jon OH - - jest słabą zasadą. Na powietrzu rozkłada się na amoniak i wodę. NH3 + H2O NH4+ + OH – odczyn zasadowy, charakter zasadowy Często stosowany do wytwarzania środowiska zasadowego lub otrzymywania amfoterycznych wodorotlenków w wodzie nierozpuszczalnych – jest słabą zasadą i nie nastąpi rozpuszczenie osadu. *kwasy – substancje nieorganiczne lub organiczne spełniające odpowiednie kryteria teorii: Davy,ego, Arheniusa, Brőnsteda, Lewisa. Podział kwasów: a) organiczne - zawierają grupę karboksylową -COOH b) nieorganiczne. tlenowe, beztlenowe. Kwasy nieorganiczne beztlenowe to roztwory wodne odpowiednich wodorków niemetali. HF słabe *Nazewnictwo: H2S HCl wzór nazwa nazwa kwasu kwasu anionu mocne H2S siarkowodorowy siarczkowy HBr HF fluorowodorowy fluorkowy HCl chlorowodorowy chlorkowy HBr bromowodorowy bromki HI HI jodowodorowy jodki *Moc kwasów beztlenowych (aby ją porównywać stężenia muszą być identyczne!). *Kwasy nieorganiczne tlenowe: wzór kwasu nazwa kwasu nazwa anionu Moc kwasów tlenowych: H2SO4 siarkowy (VI) siarczanowy (VI) 1. Dla tego samego pierwiastka rośnie H2SO3 siarkowy (IV) siarczanowy (IV) ze wzrostem ilości atomów tlenu w HNO3 azotowy (V) azotanowy (V) cząsteczce kwasu. HNO2 azotowy (III) azotanowy (III) 2. Dla różnych kwasów zawierających H3PO4 ortofosforowy (V) ortofosforany (V) tyle samo atomów tlenu w jednej HPO3 metafosforowy (V) metafosforany (V) cząsteczce, rośnie ze wzrostem HClO chlorowy (I) chlorany (I) elektroujemności niemetalu HClO2 chlorowy (III) chlorany (III) tworzącego kwas. HClO3 chlorowy (V) chlorany (V) 3. Dla kwasów niespełniających HClO4 chlorowy (VII) chlorany (VII) powyższych warunków należy HMnO4 manganowy (VII) manganiany (VII) porównać stałe dysocjacji. 8.  „Notatki ucznia” H2CrO4 chromowy (VI) chromiany (VI) H2Cr2O7 dichromowy (VI) dichromiany (VI) Kwasy otrzymuje się w wyniku: bezpośredniej syntezy, reakcji tlenku kwasowego z wodą, lub działając mocnym kwasem na sól słabego kwasu. H2 + Cl2 2HCl SO3 + H2O H2SO4 Na4SiO4 + 4HCl H4SiO4 + 4NaCl Dysocjacja. Teorie dysocjacji. Hydronowość. *sole - związek chemiczny powstały w wyniku całkowitego lub częściowego zastąpienia w kwasie atomów wodoru atomami metali. Atomy metalu są zwykle związane z resztą kwasową wiązaniem jonowym. *Metody otrzymywania soli metal + kwas → sól + wodór (nie dotyczy metali szlachetnych i półszlachetnych) tlenek metalu + kwas → sól + woda zasada + kwas → sól + woda tlenek metalu + tlenek niemetalu → sól (dotyczy tylko soli kwasów tlenowych) wodorotlenek metalu + tlenek niemetalu → sól + woda (dotyczy tylko soli kwasów tlenowych) metal + niemetal → sól (dotyczy tylko soli kwasów beztlenowych) kwas 1 + sól 1 → sól 2 + kwas 2 sól 1 + sól 2 → sól 3 + sól 4 sól met. słabego + metal aktywny → sól + metal reakcje jonowe – to reakcje biegnące pomiędzy jonami w roztworach wodnych (szybkość reakcji jest duża) ogólne zasady reakcji jonowych: reakcję sól + sól piszemy tylko wtedy, gdy powstaje substancja niezdysocjowana np.: wytrąca się osad lub gaz mocniejszy kwas wypiera z soli kwas słabszy silniejsza zasada wypiera z soli słabszą mniej lotna zasada wypiera bardziej lotną mniej lotny kwas wypiera bardziej lotny można pisać równania wodorotlenek + wodorotlenek i kwas + kwas (jedna substancja zawiera pierwiastek amfoteryczny) *Formy równań reakcji jonowych forma cząsteczkowa forma jonowa (czasami się mówi o formie jonowej pełnej i skróconej) „lotne” kwasy H2S, HCl, (H2CO3) – CO2, SO2 „lotne” zasady NH3 mocne kwasy HNO3, H2SO4 w pierwszym etapie dysocjacji, HCl, HBr, HI, HClO4, HMnO4, H2Cr2O7, H2CrO4 mocne zasady Wodorotlenki 1 i 2 grupy układu okresowego za wyjątkiem amfoterycznego wodorotlenku berylu *Rodzaje reakcji jonowych: reakcje zobojętniania (neutralizacji); reakcje strącania osadów; reakcje wydzielania gazów; otrzymywania słabych, niezdysocjowanych elektrolitów; reakcje utlenienia i redukcji (omówione oddzielnie); reakcje hydrolizy; reakcje kompleksonowania. 9.  „Notatki ucznia” *WZORY KWASÓW *NAZWY SOLI HF kwas fluorowodorowy fluorki HCl kwas chlorowodorowy chlorki HBr kwas bromowodorowy bromki HI kwas jodowodorowy jodki H2S kwas siarkowodorowy siarczki H2SO4 kwas siarkowy (VI) siarczany (VI) H2SO3 kwas siarkowy (IV) siarczany (IV) HNO3 kwas azotowy (V) azotany (V) HNO2 kwas azotowy (III) azotany (III) H2CO3 kwas węglowy lub węglowy (IV) węglany lub węglany(IV) H3PO4 kwas ortofosforowy (V) ortofosforany (V) HPO3 kwas metafosforowy (V) metafosforany(V) H3PO2 kwas fosfinowy fosfiniany H3PO3 kwas fosfonowy H2PHO3 fosfoniany kwas hydrydotrioksofosforowy jest kwasem dihydronowym (dwuprotonowym) HClO kwas chlorowy (I) chlorany (I) HClO2 kwas chlorowy (III) chlorany (III) HClO3 kwas chlorowy (V) chlorany (V) HClO4 kwas chlorowy (VII) chlorany (VIII) Pozostałe chlorowce tworzą podobne lecz nie wszystkie kwasy HMnO4 kwas manganowy (VII) manganiany (VII) H2CrO4 kwas chromowy (VI) chromiany (VI) H2Cr2O7 kwas dichromowy (VI) dichromiany (VI) H3AsO3 kwas arsenowy (III) (triooksoarsenowy) arseniany (III) H3AsO4 kwas arsenowy (V) (tetraoksoasenowy) arseniany (V) *Obliczanie wartościowości (x) pierwiastka E: dla HnEaOb (b.II – n.I):a = x H – jednowartościowy (I) O – dwuwartościowy (II) 10.