Pobieranie prezentacji. Proszę czekać

Pobieranie prezentacji. Proszę czekać

Właściwości wybranych niemetali Występowanie, otrzymywanie, wlaściwości fizyczne i chemiczne oraz ważniejsze związki:  Wodoru,  Węgla, krzemu,  Azotu,

Podobne prezentacje


Prezentacja na temat: "Właściwości wybranych niemetali Występowanie, otrzymywanie, wlaściwości fizyczne i chemiczne oraz ważniejsze związki:  Wodoru,  Węgla, krzemu,  Azotu,"— Zapis prezentacji:

1 Właściwości wybranych niemetali Występowanie, otrzymywanie, wlaściwości fizyczne i chemiczne oraz ważniejsze związki:  Wodoru,  Węgla, krzemu,  Azotu, fosforu,  Tlenu, siarki  Fluoru, chloru, bromu jodu

2 Właściwości fizyczne i chemiczne oraz ważniejsze związki wybranych niemetali HAmoniak (NH 3 ) Fluorowce – ogólna charakterystyka Charakter chem. tlenków He LiBeTlenki azotuBCNOF Ne NaMgMg Kwasy azotowe AlSiPSCl Ar KCaScTiVCrMnMn FeCoNiCuZnGaGeAsSeBr Kr RbSrYZrNbMoMo TcRuRhPdAgCdInSnSbTeI Xe CsBaLaHfTaWReOsIrPtAuHgTlPbBiPoAt Rn FrRaAcRfDbSgBhHsMtDs

3 Azotowce – ogólna charakterystyka  Azot i fosfor są niemetalami, arsen i antymon są półmetalami, natomiast bizmut jest metalem  W grupie promień atomowy wzrasta wraz ze wzrostem liczby atomowej Z, natomiast energia jonizacji maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej Z  Typowe stopnie utlenienia azotu: -III, +III, +V, w grupie wraz ze wzrostem liczby atomowej Z występuje obniżenie trwałego stopnia utlenienia z +V do +III  Azot tworzy cząsteczki dwuatomowe (N 2 ) natomiast fosfor czteroatomowe (P 4 ) w obu przypadkach atomy w cząsteczkach łączą się wiązaniami potrójnymi.  Azot jest gazem biernym chemicznie, natomiast fosfor ciałem stałym o dużej aktywności Tu kliknij aby przejść do właściwości azotu

4 Azot – występowanie i właściwości fizyczne  Występowanie azotu:  w stanie wolnym w powietrzu atmosferycznym  w stanie związanym, główne minerały:  saletra chilijska NaNO 3,  saletra indyjska KNO 3,  saletra norweska Ca(NO 3 ) 2,  w związkach organicznych – białka, kwasy nukleinowe, ATP, ADP, NADP Właściwości fizyczne: gaz, bezbarwny, bezwonny, bez smaku, bardzo słabo rozpuszczalny w wodzie W związkach chemicznych przyjmuje stopnie utlenienia od –III do +V Tu kliknij aby przejść do otrzymywania N

5 Otrzymywanie i zastosowanie azotu  Otrzymywanie azotu :  destylacja frakcjonowana skroplonego powietrza, z wykorzystaniem różnic wrzenia gazów stanowiących mieszaninę powietrza (T w(N) = -196 o C, T w(O) = -183 o C)  metody laboratoryjne: termiczny rozkład soli azotanowo- amonowych lub azydków (sole kwasu azotowodorowego HN 3 ): NH 4 NO 2  N 2 + 2H 2 O NH 4 Cl + NaNO 2  NaCl + N 2 + H 2 O 2NaN 3  2Na + 3N 2  Zastosowanie azotu:  otrzymywanie niskich temp., utrzymanie atmosfery beztlenowej w procesach chemicznych w spawalniczych, napełniane żarówek i jarzeniówek, napełnianie poduszek bezpieczeństwa (rozkład azydku sodu), produkcja amoniaku, kwasu azotowego i jego soli, nawozów mineralnych Tu kliknij aby przejść do właściwości chemicznych N

6 Właściwości chemiczne azotu  W temp. pokojowej: bierny chemicznie  W wysokich temp. lub w obecności katalizatora: reaguje z tlenem, wodorem oraz niektórymi metalami (z litem i berylowcami po niewielkim ogrzaniu, powstają azotki): N 2 + 3H 3  2NH 3 N 2 + O 2  2NO 6Li + N 2  2Li 3 N  Otrzymywanie amoniaku  metodą przemysłową Habera – Boscha: mieszaninę azotu i wodoru przepuszcza się nad katalizatorem (Fe z domieszką tlenków Ca, Al i K) w temp o C i ciśnieniu 300 at. N 2 + 3H 2  2NH 3  metoda laboratoryjna: termiczny rozkład chlorku amonu NH 4 Cl  NH 3 + HCl Tu kliknij aby przejść amoniaku

7 Amoniak – właściwości fizyczne  W warunkach normalnych: jest gazem bezbarwnym, o gęstości mniejszej do gęstości powietrza, o drażniąco- orzeźwiającej woni, toksyczny  Ulega łatwo skropleniu pod zwiększonym ciśnieniem, skroplony jest bezbarwną cieczą, w warunkach ciśnienia normalnego T w = -33,4 o C,  Bardzo dobrze rozpuszcza się w wodzie, rozpuszczony w wodzie daje max 25% roztwór wody amoniakalnej ( w temp. 0 o C – 1176dm 3 /1dm 3 wody, w temp. 20 o C – 702dm 3 /1dm 3 wody), bardzo dobra rozpuszczalność amoniaku w wodzie wynika z powstawania wiązań wodorowych z cząsteczkami wody i między cząsteczkami amoniaku: OH … N; NH … O; NH … N Tu kliknij aby przejść do właściwości amoniaku

8 Amoniak – właściwości fizyczne - cd  Wiązania wodorowe w roztworze wodnym i w skroplonym amoniaku H / H 2 N – H … |O| \ H H 3 N| … H \ |O| / H H 2 N – H … |NH 3 Tu kliknij aby przejść do właściwości amoniaku

9 Amoniak – właściwości fizyczne - cd  Wodny roztwór amoniaku – woda amoniakalna (hydrat NH 3. H 2 O) ma odczyn zasadowy, w temp. 25 o C dysocjacji ulga 0,002% cząsteczek amoniaku, jest słabym elektrolitem i słabą zasadą: NH 3. H 2 O ↔ NH OH -  Zastosowanie amoniaku: czynnik chłodzący w agregatach chłodniczych (wysokie ciepło parowania), produkcja kwasu azotowego, mocznika, amin, nawozów azotowych Tu kliknij aby przejść do właściwości amoniaku

10 Amoniak – właściwości fizyczne - cd Cząsteczka amoniaku NH 3 Piramida trygonalna Kation amonowy NH 4 + Tetraedr (czworościan foremny).. N H H H + H N H H H Tu kliknij aby przejść do soli amonowych

11 Sole amonowe (NH 4 + )  Właściwości soli amonowych:  wszystkie bardzo dobrze rozpuszczają się w wodzie, ponieważ amoniak w roztworze wodnym jest bardzo słabym elektrolitem,  ulegają one hydrolizie kationowej lub anionowo – kationowej,  odczyn wodnego roztworu soli amonowych mocnych kwasów jest kwasowy, natomiast słabych kwasów odczyn ten jest zbliżony do obojętnego: NH 4 Cl + 2H 2 O  NH 3. H 2 O + H 3 O + + Cl - CH 3 COONH 4 + H 2 O  CH 3 COOH + NH 3. H 2 O Tu kliknij aby przejść do soli amonowych

12 Sole amonowe (NH 4 + ) - cd  Otrzymywanie soli amonowych:  rekcje gazowego amoniaku lub jego wodnego roztworu z kwasami,  w przypadku otrzymywania chlorku amonu reakcja zachodzi w fazie gazowej między NH 3 i HCl, powstająca sól jest zawiesiną kryształków w powietrzu (biały dym, mgła): NH 3(g) + HCl (g)  NH 4 Cl (s) Tu kliknij aby przejść do soli amonowych

13 Sole amonowe (NH 4 + ) - cd  Właściwości i zastosowanie chlorku amonu: bezbarwna, krystaliczna substancja, dobrze rozpuszczalna w wodzie, łatwo ulega rozkładowi termicznemu – sublimuje, jest stosowany jak nawóz sztuczny (salmiak), do lutowania, cynowania i cynkowania  Sole amonowe (chlorek, węglany) są nietrwałe termicznie, stąd mają zastosowanie jako środki spulchniające w piekarnictwie: NH 4 Cl  NH 3(g) + HCl (g) NH 4 HCO 3  NH 3(g) + CO 2(g) + H 2 O (g) (NH 4 ) 2 CO 3  2NH 3(g) + CO 2(g) + H 2 O (g) Tu kliknij aby przejść do tlenków azotu

14 Tlenki azotu – N 2 O  Azot tworzy następujące tlenki : N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 (N 2 O 4 ), N 2 O 5, tylko NO można otrzymać w syntezie z pierwiastków  Tlenek azotu(I) N 2 O : bezbarwny gaz o słabym słodkawym zapachu i smaku, ma właściwości narkotyczne (gaz rozweselający, w przeszłości stosowany w stomatologii jako łagodny środek znieczulający),  w wyższych temp. ulega rozkładowi na pierwiastki, jest gazem palnym, w mieszaninie z wodorem jest wybuchowy, tlenek obojętny - nie reaguje z wodą Tu kliknij aby przejść do tlenków azotuTu kliknij aby przejść do slajdu 2

15 Tlenek azotu: N 2 O – cd  Otrzymywanie :  termiczny rozkład NH 4 NO 3 NH 4 NO 3  N 2 O + 2H 2 O  Cząsteczka liniowa, w której formalnie azot posiada stopień utlenienia (+I), nieformalnie jeden z atomów azotu w cząsteczce posiada stopień utlenienia (–III ) natomiast drugi z atomów (+V): N (-III) ≡ N (+V) → O Tu kliknij aby przejść do tlenków azotu

16 Tlenek azotu: NO  Tlenek azotu(II) NO:  bezbarwny, trujący gaz, tlenek obojętny, nie reaguje z wodą,  w cząsteczce występuje wiązanie potrójne (jedno wiązanie koordynacyjne) na atomie azotu znajduje się niesparowany elektron, stąd też cząsteczka jest rodnikiem molekularnym reaktywnym chemicznie: |* N O | Tu kliknij aby przejść do tlenków azotu

17 Tlenek azotu(II): NO - cd  Otrzymywanie NO :  Synteza z pierwiastków - w łuku elektrycznym, powstaje w trakcie wyładowań atmosferycznych, w trakcie spalania paliw płynnych w silnikach samochodowych (2000 o C) N 2 + O 2  2NO  Laboratoryjnie - reakcje HNO 3(rozc) z Cu, Ag, redukcja azotanów(III) 8HNO 3(rozc) + 3Cu  3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O 2FeSO 4 + 2NaNO 2 + 2H 2 SO 4  2NO + Fe 2 (SO 4 ) 3 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O  Właściwości :  utlenienie w powietrzu atmosferycznym 2NO + O 2  2NO 2 Tu kliknij aby przejść do tlenków azotu

18 Tlenek azotu(III) – N 2 O 3  Właściwości fizyczne: - ciało stałe w temp. poniżej -100 o C, w temperaturach wyższych przechodzi ciecz i gaz, w tych stanach skupienia jest nietrwały i ulega rozkładowi N 2 O 3  NO 2 + NO  Właściwości chemiczne: tlenek kwasowy, reaguje z wodą, produktem jest kwas azotowy(III) N 2 O 3 + H 2 O  2HNO 2 Tu kliknij aby przejść do tlenków azotu

19 Tlenek azotu(IV) NO 2 (N 2 O 4 )  Tlenek azotu(IV): NO 2 jest gazem barwy brunatnej, trującym o duszącym zapachu, jego dimer N 2 O 4 jest gazem bezbarwnym  W temp. poniżej 200 o C NO 2 ulega dimeryzacji w N 2 O 4 i ustala się stan równowagi, im niższa temp. tym bardziej stan równowagi jest przesunięty w kierunku N 2 O 4 2NO 2 ↔ N 2 O 4 Tu kliknij aby przejść do tlenków azotu

20 Tlenek azotu(IV) NO 2 (N 2 O 4 ) - cd  Właściwości NO 2 : Cząsteczka NO 2 zawiera jeden elektron niesparowany, jest rodnikiem molekularnym, stąd duża reaktywność chemiczna i tendencja do tworzenia dimeru N 2 O 4 O O O // \\ // 2 ˙N ↔ N.. N \\ // \\ O O O Tu kliknij aby przejść do tlenków azotu

21 Tlenek azotu(IV) NO 2 (N 2 O 4 ) - cd  Właściwości chemiczne:  tlenek ma właściwości kwasowe, reaguje z wodą, dając mieszaninę dwóch kwasów azotowych (III) i (V) 2NO 2 + H 2 O  HNO 2 + HNO 3 N 2 O 4 + H 2 O  HNO 2 + HNO 3  tlenek reaguje z roztworami wodorotlenków litowców i berylowców, powstaje mieszanina azotanów(III) i (V) odpowiedniego metalu 2NO 2 + 2NaOH  NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O 2N 2 O 4 + 2Ca(OH) 2  Ca(NO 2 ) 2 + Ca(NO 3 ) 2 + 2H 2 O Tu kliknij aby przejść do tlenków azotu

22 Tlenek azotu(IV) NO 2 (N 2 O 4 ) - cd  Właściwości utleniające NO 2 : 4Cu + N 2 O 4  2Cu 2 O + 2NO 2CO + N 2 O 4  2CO 2 + 2NO 2SO 2 + N 2 O 4  2SO 3 + 2NO  Otrzymywanie NO 2 :  termiczny rozkład azotanów(V) 2Pb(NO 3 ) 2  2PbO + 4NO 2 + O 2  reakcja stężonego HNO 3 z metalami, np. Cu, Ag, Hg Cu + 4HNO 3  Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O Tu kliknij aby przejść do tlenków azotu

23 Tlenek azotu(V) N 2 O 5  Właściwości N 2 O 5 :  krystaliczne, bezbarwne ciało stałe, łatwo topliwe, stapiany ulega rozkładowi 2N 2 O 5  4NO 2 (2N 2 O 4 ) + O 2  tlenek kwasowy, reaguje z wodą: N 2 O 5 + H 2 O  2H 2 NO 3  Otrzymywanie: utlenianie NO 2 w ozonie (O 3 ), odwodnienie HNO 3 tlenkiem fosforu(V) 6NO 2 + O 3  3N 2 O 5 2HNO 3  N 2 O 4 + H 2 O Tu kliknij aby przejść do kwasu azotowego(V)

24 Kwas azotowy(V) HNO 3  Właściwości fizyczne:  bezbarwna ciecz, o gęstości większej od gęstości wody, dobrze rozpuszczalna w wodzie (max stężenie 69%), o silnych właściwościach żrących i utleniających,  bardzo mocny elektrolit,  ulega rozkładowi pod wpływem światła uv 4HNO 3  4NO 2 + O 2 + 2H 2 O  w kontakcie ze skórą wchodzi w reakcję z białkami – barwa żółta (reakcja ksantoproteinowa – nitrowanie pierścieni aromatycznych reszt aminokwasów) Tu kliknij aby przejść do kwasu azotowego(V)

25 Kwas azotowy(V) HNO 3 - cd  Właściwości chemiczne: utlenia wszystkie metale z wyjątkiem Pt i Au, stężony pasywuje Al, Cr i Fe, natomiast rozcieńczony roztwarza te metale, w reakcji z silniejszymi reduktorami (Mg, Zn) kwas redukuje się do amoniaku (powstaje kation amonowy) Cu + 4HNO 3(stęż)  Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O 8HNO 3(rozc) + 3Cu  3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O 4Zn + 10HNO 3  4Zn(NO 3 )2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O Tu kliknij aby przejść do kwasu azotowego(V)

26 Kwas azotowy(V) HNO 3 - cd  Właściwości chemiczne cd:  w reakcji z metalami o niższych potencjałach standardowych wypierany jest wodór z kwasu 2Na + 2HNO 3  2NaNO 3 + H 2 Ca + 2HNO 3  Ca(NO 3 ) 2 + H 2  Stężony kwas utlenia również niektóre niemetale: C, S, P C + 4HNO 3  CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O S + 6HNO 3  H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O P + 5HNO 3  H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O Tu kliknij aby przejść do kwasu azotowego(V)

27 Kwas azotowy(V) HNO 3 - cd  Właściwości chemiczne cd:  Stężony w mieszaninie ze stężonym H 2 SO 4 (w stosunku objętościowym 1:2) tworzy mieszaninę nitrującą, powstaje kation nitrowy (nitroilu NO 2 + ) HNO 3 + 2H 2 SO 4  NO HSO H 3 O +  Stężony kwas w mieszaninie ze stężonym kwasem HCl (w stosunku objętościowym 1:3) tworzy wodę królewską, która roztwarza Au i Pt, właściwym utleniaczem jest powstający gazowy chlorek nitrozylu NOCl 3HCl + HNO 3  NOCl + Cl 2 + 2H 2 O Au + 4HCl + HNO 3  H[AuCl 4 ] + NO + 2H 2 O Tu kliknij aby przejść do kwasu azotowego(V)

28 Kwas azotowy(V) HNO 3 - cd  Otrzymywanie kwasu azotowego(V): na skalę przemysłową otrzymuje się metodą Ostwalda:  Etap I: synteza amoniaku metodą Habera – Boscha 3H 2 + N 2  2NH 3  Etap II: katalityczne utlenienie amoniaku do NO na siatce platynowej 4NH 3 + 5O 2  4NO + 6H 2 O  Etap III: utlenienie NO do NO 2 w tlenie atmosferycznym 2NO + O 2  2NO 2 (N 2 O 4 )  Etap IV: pochłanianie mieszaniny NO 2 i N 2 O 4 przez wodę N 2 O 4 + H 2 O  HNO 3 + HNO 2  Etap V: rozkład HNO 2 w miarę wzrostu stężenia roztworu 3HNO 2  HNO 3 + 2NO + H 2 O (powstający NO zawracany jest do etapu III) Tu kliknij aby przejść do kwasu azotowego(V)

29 Kwas azotowy(V) HNO 3 - cd  Stężony kwas azotowy(V) transportuje się w cysternach aluminiowych (rzadziej stalowych), ponieważ metale te w kontakcie z tym kwasem ulegają pasywacji  Zastosowanie kwasu:  Otrzymywanie związków nitrowych,  Produkcja materiałów wybuchowych i nawozów sztucznych, lekarstw, barwników, tworzyw sztucznych Tu kliknij aby przejść do azotanów(V)

30 Sole kwasu azotowego(V) – azotany(V)  Azotany(V)  są bardzo dobrze rozpuszczalne w wodzie, wodne roztwory litowców i berylowców (z wyjątkiem berylu) mają odczyn obojętny – nie ulegają hydrolizie)  są nietrwałe, łatwo ulegają termicznemu rozkładowi z wydzielaniem tlenu 2KNO 3  2KNO 2 + O 2 2Pb(NO 3 ) 2  2PbO + 4NO 2 + O 2 2AgNO 3  2Ag + 2NO 2 + O 2  Zastosowanie: azotanów(V) K, Ca, Mg, amonu stosowane są jako nawozy sztuczne (saletry), azotan K i amonu do produkcji środków wybuchowych, azotan (V) Na i K jako środki konserwujące [azotan(V) sodu - sól peklowa – stosowana była do peklowania mięsa, obecnie nie wolno stosować, ponieważ w trakcie peklowania mogą powstawać toksyczne związki nitrozoaminy], azotan(V) Ag stosowany jest w analizie chemicznej (próba Tollensa, wykrywanie i oznaczanie ilościowe jonów chlorkowych), w medycynie (lapis) Tu kliknij aby przejść do kwasu azotowego(III)

31 Kwas azotowy(III) HNO 2  Właściwości kwasu HNO 2 :  jest słabym kwasem (elektrolitem), trwały jest tyko w rozcieńczeniu z wodą,  stężony ulga rozkładowi – reakcja dysproporcjonowania 3HNO 2  HNO 3 + 2NO + H 2 O  Sole kwasu:  azotany(III) są trwałe termicznie,  dobrze rozpuszczalne w wodzie (wyjątki Fe 3+, Ag +, Bi 3+, Sn 2+ ),  odczyn wodnych roztworów soli litowców i berylowców (wyjątek Be) jest zasadowy – ulegają hydrolizie anionowej Tu kliknij aby przejść do kwasu azotowodorowego

32 Kwas azotowodorowy HN 3  Właściwości kwasu HN 3 : bezbarwna, lotna ciecz, o nieprzyjemnym zapachu, trujący, łatwo wybucha pod wpływem wstrząsu lub po ogrzaniu, rozpuszczalna w wodzie, dając słaby kwas  Sole kwasu HN 3 - azydki: ciała stałe, krystaliczne, azydki litowców są rozpuszczalne w wodzie, odczyn wodnych roztworów azydków litowców jest zasadowy, ogrzane ulegają rozkładowi z wydzielaniem azotu (zastosowanie w poduszkach samochodowych w mieszance z KNO 3 i SiO 2 ), pod wpływem impulsu elektrycznego zachodzą następujące reakcje 2NaN 3  2Na + 3N 2 10Na + 2KNO 3  K 2 O + 5Na 2 O + N 2 K 2 O + SiO 2  K 2 SiO 3 Na 2 O + SiO 2  Na 2 SiO 3  Azydki metali ciężkich (Ag, Hg, Pb) rozkładają się wybuchowo, są stosowane jako detonatory w amunicji Tu kliknij aby przejść do slajdu 2

33 Występowanie fosforu i odmiany alotropowe  Występowanie: w przyrodzie występuje w postaci związanej – soli kwasu ortofosforowego w minerałach: fosforyty Ca 3 (PO 4 ) 2, apatyty 3Ca 3 (PO 4 ) 2. CaCO 3.H 2 O i Ca 3 (PO 4 )2. Ca(OH) 2, w zawiązkach organicznych – kwasy nukleinowe, ATP, ADP, NADP, fosfolipidy  Odmiany alotropowe: w stanie czystym występuje w odmianach alotropowych: fosfor biały, czerwony, szary i czarny, które różnią się właściwościami fizycznymi i chemicznymi. Tu kliknij aby przejść do związków fosforu

34 Odmiany alotropowe fosforu BiałyCzerwonyFioletowyCzarny Miękki, silnie trujący, o zapachu czosnku, T t =44 o C, bardzo aktywny zapala się po potarciu lub w powietrzu w temp o C, występuje w cząsteczkach P 4 Nietoksyczny, mniej reaktywny chemicznie, w powietrzu zapala się w temp. 400 o C, powstaje po ogrzaniu fosforu białego do temp. ok. 180 o C bez dostępu tlenu, słabo przewodzi prąd Powstaje z fosforu czerwonego po ogrzaniu do temp. ok. 530 o C Najbardziej trwała odmiana, ciemnoszary z metalicznym połyskiem, powstaje po ogrzaniu fosforu białego do temp. ok. 220 o C i pod ciśnieniem 1200MPa, przewodzi prąd elektryczny Tu kliknij aby przejść do związków fosforu

35 Fosfor  Otrzymywanie:  redukcja węglem mieszaniny piasku i minerałów fosforu w temp o C 2Ca 3 (PO 4 ) 2 + 6SiO C  6CaSiO CO + P 4  Właściwości chemiczne:  Spalanie (bez względu na odmianę alotropową) P 4 + 3O 2  2P 2 O 3 (przy niedoborze tlenu) P 4 + 5O 2  P 4 O 10 (przy nadmiarze tlenu)  Reakcja fosforu białego z chlorem (również pozostałe fluorowce) P 4 + 6Cl 2  4PCl 3 P Cl 2  4PCl 5  Fosfor biały reaguje z wodorem, siarką oraz z metalami Tu kliknij aby przejść do związków fosforu

36 Fosfor  Właściwości cd:  Utleniania fosforu HNO 3 P HNO 3  4H 3 PO NO 2 + 4H 2 O  Reakcja fosforu białego w podwyższonej temp z wodorotlenkami litowców i berylowców: P 4 + 3KOH +3H 2 O  PH 3 + 3KH 2 PO 2  Redukcja metali (Cu, Ag, Au, Pb) P 4 +10CuSO H 2 O  10Cu + 4H 3 PO 4 +10H 2 SO 4  Fosfor biały oraz czerwony po ogrzaniu rozkłada wodę, produktem jest H 3 PO 4 Tu kliknij aby przejść do związków fosforu

37 Związki fosforu – fosforowodór  Fosforowodór (fosfina, fosforiak) PH 3 :  Otrzymywanie – hydroliza AlP, reakcja fosforu białego zasadami na gorąca, reakcja fosforu lub jego związków z wodorem in statu nascendi AlP + 3H 2 O  PH 3 + Al(OH) 3 3NaOH + P 4 + 3H 2 O  3NaH 2 PO 2 + PH 3 H 3 PO 4 + 8H  PH 3 + 4H 2 O  Fosfina jest bezbarwnym, toksycznym gazem o nieprzyjemnej woni, o bardzo słabych właściwościach zasadowych (jednak roztwory wodne nie wykazują odczynu zasadowego), w stanie suchym reaguje z fluorowodorami PH 3 + HCl  PH 4 Cl  Dwufosfina P 2 H 4 : H 2 P – PH 2 (jest analogiem hydrazyny H 2 N – NH 2 ), jest produktem ubocznym otrzymywania fosfiny, ciecz o silnych właściwościach redukujących, zapala się w zetknięciu się z powietrzem Tu kliknij aby przejść do związków fosforu

38 Związki fosforu – tlenki fosforu  Tlenki: fosforu(III) P 4 O 6 i tlenek fosforu(V) P 4 O 10  Tlenki mają charakter kwasowy, reagują z wodą, w zależności od stosunków stechiometrycznych powstają następujące kwasy: P 4 O 6 + 6H 2 O  4H 3 PO 3 - kw. fosforowy(III) – kwas dwuprotonowy, jeden atom wodoru jest związany bezpośrednio z atomem centralnym (P) P 4 O H 2 O  4HPO 3 - kw. metafosforowy(V) P 4 O H 2 O  2H 4 P 2 O 7 - kw. pirofosforowy(V) – w rzeczywistości otrzymuje się przez odwodnienie kwasu ortofosforowego(V) w trakcie ogrzewania: 2H 3 PO 4  H 4 P 2 O 7 + H 2 O P 4 O H 2 O  4H 3 PO 4 - kw. ortofosforowy(V) Tu kliknij aby przejść do związków fosforu

39 Związki fosforu – kwasy fosforowe  Kwas fosforowy(III) H 2 HPO 3 : ciało stałe, bezbarwne higroskopijne, dobrze rozpuszcza się w wodzie, o średniej mocy, kwas dwuprotonowy (dwuwodorowy) H – O \ H P / O H – O  Dysocjacja elektrolityczna kwasu H 2 HPO 3 ↔ HHPO H + HHPO 3 - ↔ HPO H + Tu kliknij aby przejść do związków fosforu

40 Związki fosforu – kwasy fosforowe  Kwas ortofosforowy(V) H 3 PO 4 :  substancja stała, bezbarwna, dobrze rozpuszczalna w wodzie, max stężenie – 70%,  po podgrzaniu przechodzi w kwasy polifosforowe [difosforowy(V) – pirofosforowy(V)], kwas średniej mocy, dysocjuje trójstopniowo: 2H 3 PO 4  H 4 P 2 O 7 + H 2 O H 3 PO 4 + H 2 O ↔ H 2 PO H 3 O + H 2 PO H 2 O ↔ HPO H 3 O + HPO H 2 O ↔ PO H 3 O + Tu kliknij aby przejść do związków fosforu

41 Związki fosforu – kwasy fosforowe  Kwas fosforowy(I) HH 2 PO 2 :kwas jednoprotonowy (jednowodorowy) H | O P – O – H | H  Zastosowanie fosforu  fosfor biały – otrzymywanie tlenków fosforu,  fosfor czerwony – produkcja zapałek, bomb zapalających, świece dymne, dodatek do stali zwiększający jej twardość Tu kliknij aby przejść do slajdu 2

42 Fluorowce  Ogólna charakterystyka : fluor, chlor, brom i jod są niemetalami, astat jest półmetalem promieniotwórczym  Promień atomowy fluorowców : rośnie w grupie wraz ze wzrostem liczby atomowej Z, natomiast energia jonizacji maleje w grupie wraz ze wzrostem liczby atomowej Z  Typowe stopnie utlenienia : –I, V i VII, fluor występuje wyłącznie na stopniu utlenienia –I (najsilniejszym utleniacz), najtrwalszym stopniem utlenienia fluorowców jest –I  Aktywność pierwiastków : w grupie maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej Z  Charakter wiązań fluorowców: fluorowce w związkach z metalami (głównie litowce i berylowce) tworzą związki jonowe, natomiast z pozostałymi pierwiastkami związki o wiązaniach kowalencyjnych lub kowalencyjnych spolaryzowanych  Tlenki fluorowców: tlenki o ogólnych wzorach E 2 O 5 i E 2 O 7 mają charakter kwasowy  Związki w wodorem: wodorki o ogólnym wzorze EH są wodorkami kwasowymi Tu kliknij aby przejść do fluorowców

43 Występowanie fluorowców FluorChlorBromJod Występowanie fluoru : fluor nie występuje w stanie wolnym, w postaci związanej w minerałach: fluoryt CaF 2, kriolit Na 3 AlF 6, apatyt Ca 3 (PO 4 ) 2. Ca(ClF) 2 Występowanie chloru: chlor występuje wyłącznie w postaci związanej:  sole chlorkowe rozpuszczone w wodzie,  w minerałach halit - NaCl, karnalit KCl. MgCl 2. 6H 2 O, sylwin KCl, kainit KCl. MgSO 4. 3H 2 O ) Występowanie bromu: występuje wyłącznie w postaci związanej:  bromki rozpuszczone w wodzie morskiej oraz towarzyszące złożom soli kamiennej Występowanie jodu: występuje wyłącznie w postaci związanej:  w połączeniach organicznych rozpuszczonych w wodzie morskiej,  w związkach organicznych,  jako minerały towarzyszące pokładom saletry chiliskiej  w postaci jodanów(V) – Ca(IO 3 ) 2 Tu kliknij aby przejść do fluorowców

44 Fluorowce  Charakter wiązań fluorowców: fluorowce w związkach z metalami ( głównie litowce i berylowce) tworzą związki jonowe, natomiast z pozostałymi pierwiastkami związki o wiązaniach kowalencyjnych lub kowalencyjnych spolaryzowanych  Tlenki fluorowców: tlenki o ogólnych wzorach E 2 O 5 i E 2 O 7 mają charakter kwasowy  Związki w wodorem: wodorki o ogólnym wzorze EH są wodorkami kwasowymi Tu kliknij aby przejść do slajdu 2

45 Fluor  Otrzymywanie fluoru : elektroliza ciekłego fluorowodoru - (otrzymuje się z CaF 2 ) z dodatkiem KHF 2 : CaF 2 + H 2 SO 4  CaSO 4 + 2HF  A(+): 2F-  F 2 + 2e -  K(-): 2H+ + 2e -  H 2  Właściwości fizyczne: bladożółty gaz o ostrym zapachu, podrażniających błony śluzowe o gęstości w warunkach normalnych 1,7g/cm 3, gaz jest silnie toksyczny Tu kliknij aby przejść do fluoru i jego związków

46 Fluor  Właściwości chemiczne fluoru: fluor w związkach chemicznych występuje wyłącznie na stopniu utlenienia –I, jest najsilniejszym utleniaczem wśród pierwiastków, reaguje bezpośrednio prawie z wszystkimi pierwiastkami (wyjątek He, Ne) i związkami chemicznymi,  Metale: Mg, Al, Fe, Ni, Cu, Zn w niższych temp. pasywują się warstewką soli Ca + F 2  CaF 2 2Al + 3F 2  2AlF 3 Tu kliknij aby przejść do fluoru i jego związków

47 Fluor  Właściwości chemiczne fluoru – cd: Fluor reaguje z wodorem, siarką, fosforem już w niskich temp., H 2 + F 2  2HF (aq) S + 3F 2  SF 6  Reaguje z tlenem podczas wyładowań atmosferycznych, O 2 + F 2  O 2 F 2(g)  Reaguje z wodą, rozcieńczonymi zasadami, H 2 O + F 2  2HF + O 2 2KOH + 2F 2  OF 2(g) + 2KF + H 2 O  Wypiera pozostałe fluorowce z soli prostych, 2NaCl + F 2  2NaF (aq) + Cl 2  Reaguje z tlenkiem krzemu SiO 2 + 2F 2  SiF 4(g) + O 2  W podwyższonych temp. tworzy związki międzyhalogenowe o ogólnym wzorze AX n, gdzie n = 1, 3, 5, 7 Cl 2 + F 2  2ClF (g) Br 2 + 3F 2  2BrF 3(g) Tu kliknij aby przejść do fluoru i jego związków

48 Fluor – ważniejsze związki: fluorowodór i kwas fluorowodorowy  Fluorowodór HF: bezbarwna, higroskopijna dymiąca ciecz (pozostałe halogenowodory są gazami), cząsteczki HF ulegają asocjacji w wyniku dużego momentu dipolowego i powstawania wiązań wodorowych  Kwas fluorowodorowy HF (aq) : fluorowodór bardzo dobrze rozpuszcza się w wodzie, ulegając w niej dysocjacji, dając słaby kwas, jedyny kwas reagujący ze szkłem HF + H 2 O ↔ H 3 O + + F - SiO 2 + 4HF  SiF 4 + 2H 2 O Tu kliknij aby przejść do fluoru i jego związków

49 Fluor - zastosowanie  Zastosowanie fluoru:  otrzymywanie teflonu (spolimeryzowany C 2 F 4 - tetrafluoroeten), freonów CF 2 Cl 2 - dichlorodifluorometan,  produkcja kwasu fluorowodorowego,  do produkcji uranu i rozdzielania jego izotopów,  utleniacz wodoru w silnikach rakietowych  Zastosowanie związków fluoru:  kwas fluorowodorowy do trawienie wzorów i napisów na szkle,  SF 6 - w elektronice i produkcja materiałów termoizolacyjnych,  teflon – substancja plastyczna odporna chemicznie,  freony w technice chłodniczej Tu kliknij aby przejść do slajdu 2

50 Chlor  Występowanie chloru: chlor w przyrodzie występuje wyłącznie w postaci związanej - sole chlorkowe rozpuszczone w wodzie, w minerałach (halit NaCl, karnalit KCl. MgCl 2. 6H 2 O, sylwin KCl, kainit KCl. MgSO 4. 3H 2 O)  Właściwości fizyczne chloru: gaz barwy żółtozielonej, o charakterystycznym ostrym i duszącym zapachu, o gęstości większej od gęstości powietrza, słabo rozpuszczalny w wodzie (jednak lepiej niż tlen czy azot), woda chlorowa ma barwę również żółtozieloną, bardzo dobrze rozpuszcza się w czterochlorku węgla CCl 4 Tu kliknij aby przejść do chloru i jego związków

51 Chlor Otrzymywanie chloru: Na skalę przemysłową: elektroliza wodnych roztworów chlorku sodu (sumaryczny przebieg procesu i rekcje elektrodowe) 2NaCl + 2H 2 O  2NaOH + Cl 2 + H 2 A(+): 2Cl -  Cl 2 + 2e - K(-): 2H 2 O +2e -  H 2 + 2OH - utlenianie chlorowodoru 4HCl + O 2  2Cl 2 + 2H 2 O Tu kliknij aby przejść do chloru i jego związków

52 Chlor  Otrzymywanie chloru:  Metody laboratoryjne:  Utlenienie kwasu chlorowodorowego 2KMnO HCl  2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O MnO 2 + 4HCl  MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O  Reakcja wapna chlorowanego z kwasem chlorowodorowym CaCl(ClO) + 2HCl  Cl 2 + CaCl 2 + H 2 O  Elektroliza kwasu chlorowodorowego lub wodnego roztworu NaCl: A(+): 2Cl -  Cl 2 + 2e - K(-): 2H + +2e -  H 2 A(+): 2Cl -  Cl 2 + 2e - K(-): 2H 2 O +2e -  H 2 + 2OH - Tu kliknij aby przejść do chloru i jego związków

53 Chlor  Właściwości chemiczne chloru:  Dysproporcjonowanie chloru w reakcji z wodą Cl 2(g) + H 2 O ↔ HCl (aq) + HClO (aq) (woda chlorowa)  Woda chlorowa, tak jak sam chlor ma właściwości utleniające, które wynikają z reakcji rozkładu HClO pod wpływem uv HClO  HCl + O; 2HClO  2HCl + O 2  Chlor w stanie suchym jest bardzo aktywny chemicznie, aktywność jego wzrasta w obecności wilgoci, wchodzi w reakcje bezpośrednio z większością pierwiastków (wyjątek N, C, helowce) oraz z innymi związkami chemicznymi Tu kliknij aby przejść do chloru i jego związków

54 Chlor  Właściwości chemiczne chloru - cd:  Reakcje z metalami Pt + 2Cl 2(g)  PtCl 4 2Au + 2Cl 2(g)  2AuCl 3 Cu + Cl 2(g)  CuCl 2 2Fe + 3Cl 2(g)  2FeCl 3  Reakcje z niemetalami H 2(g) + Cl 2(g)  2HCl (g) (temp. lub uv, iskra elektr.)  Utlenienie chloru pierwiastkowego Cl 2 + F 2  2ClF (g) (temp. 270 o C) Tu kliknij aby przejść do chloru i jego związków

55 Chlor  Właściwości chemiczne chloru - cd:  Wypieranie (utlenianie) jonów Br - i I - 2NaBr + Cl 2(g)  2NaCl + Br 2(g) 2KI + Cl 2(g)  2KCl + I 2  Jon chlorkowy jest wypierany (utleniany) przez fluor 2KCl + F 2(g)  2KF + Cl 2(g)  Reakcja chloru z roztworami zasad (r. dysproporcjonowania) 2KOH + 0 Cl 2(g)  K -I Cl + K +I ClO + H 2 O Tu kliknij aby przejść do chloru i jego związków

56 Ważniejsze związki chloru – tlenki  Tlenki chloru: Cl 2 O; ClO 2 ; Cl 2 O 6 ; Cl 2 O 7 mają charakter kwasowy, reagują z wodą i roztworami zasad  Cl 2 O – żółtobrązowy gaz, wybucha w reakcji z związkami o właściowościach redukujących 2Cl 2 + 2HgO  HgCl. HgO + Cl 2 O Cl 2 O + 2NaOH  2NaClO + H 2 O  ClO 2 – czerwonożółty gaz, o silnych właściwościach utleniających, ulega wybuchowemu rozkładowi przy lekkim ogrzaniu 2Ag V ClO Cl 2  2Ag -I Cl + 2 IV ClO 2 + O 2 2 IV ClO 2 + 2KOH  K III ClO 2 + K V ClO 3 + H 2 O Tu kliknij aby przejść do chloru i jego związków

57 Ważniejsze związki chloru – tlenki  Tlenki chloru - cd:  Cl 2 O 6 – ciecz barwy ciemnoczerwonej o silnych właściwościach utleniających 4ClO 2 + 2O 3  2Cl 2 O 6 + O 2 (temp. 0 o C) VI Cl 2 O 6 + 2NaOH  Na V ClO 3 + Na VII ClO 4 + H 2 O  Cl 2 O 7 – bezbarwna ciecz, otrzymuje się przez odwodnienie HClO 4 przez P 4 O 10 2HClO 4 ↔ Cl 2 O 7 + H 2 O Cl 2 O 7 + 2KOH  2KClO 4 + H 2 O Tu kliknij aby przejść do chloru i jego związków

58 Ważniejsze związki chloru – chlorowodór HCl i kwas chlorowodorowy HCl (aq)  Właściwości fizyczne HCl: gaz bezbarwny, o duszącym zapachu, o gęstości większej od gęstości powietrza, niepalny, silnie higroskopijny, dymi w powietrzu, bardzo dobrze rozpuszcza się w wodzie tworząc kwas chlorowodorowy  Właściwości fizyczne kwasu HCl (aq) : bezbarwna ciecz ( techniczny ma odcień żółtawy) max stężenie roztworu 38%, o gęstości 1,19g/cm 3 na powietrzu dymi z powodu ulatniającego się chlorowodoru Tu kliknij aby przejść do chloru i jego związków

59 Ważniejsze związki chloru – chlorowodór HCl i kwas chlorowodorowy HCl (aq)  Właściwości chemiczne chlorowodoru HCl:  W stanie suchym jest mało aktywny, nie reaguje z metalami i niemetalami, w podwyższonej temp. reaguje z litowcami i cięższymi berylowcami oraz krzemem 2Na + 2HCl  2NaCl + H 2 Ba + 2HCl  BaCl 2 + H 2  Otrzymywanie chlorowodoru: NaCl + H 2 SO 4  NaHSO 4 + HCl (temp. pokojowa) NaCl + NaHSO 4  Na 2 SO 4 + HCl (podwyższona temp.) H 2 + Cl 2  2HCl ( na skalę przemysłową pod wpływem uv lub iskry elektrycznej, lub podwyższonej temp.)  Zastosowanie chlorowodoru: syntezy organiczne – np. chlorku winylu, otrzymywanie kwasu chlorowodorowego, chlorków metali Tu kliknij aby przejść do chloru i jego związków

60 Ważniejsze związki chloru – chlorowodór HCl i kwas chlorowodorowy HCl (aq)  Właściwości kwasu chlorowodorowego:  Mocny kwas, roztwarza większość metali o ujemnych wartościach potencjałów standardowych z wydzielaniem wodoru (ołów ulega pasywacji pokrywając się warstewką nierozpuszczalnego PbCl 2 ) Fe + HCl (aq)  FeCl 2(aq) + H 2 Zn + HCl (aq)  ZnCl 2(aq) + H 2  Sole – chlorki: są dobrze rozpuszczalne w wodzie (wyjątki PbCl 2, AgCl), wodne roztwory chlorków mają odczyn obojętny – nie ulegają hydrolizie lub odczyn kwasowy – sole pochodzące od słabych zasad, ulegają hydrolizie kationowej Tu kliknij aby przejść do chloru i jego związków

61 Ważniejsze związki chloru – kwasy chlorowe i ich sole  HClO – kwas chlorowy(I): bardzo słaby kwas, istnieje tylko w roztworach rozcieńczonych, pod wpływem uv ulega rozkładowi: H I Cl -II O  H -I Cl + 0 O  Otrzymywanie HClO: rozpuszczanie chloru lub Cl 2 O w wodzie 0 Cl 2(g) + H 2 O  H I ClO (aq) + H -I Cl (aq) Cl 2 O (g) + H 2 O  2HClO (aq)  Chlorany(I): są trwalsze od kwasu, mają właściwości utleniające, otrzymuje się przepuszczając chlor przez zasady 0 Cl 2 + 2KOH  K -I Cl + K I ClO + H 2 O  Chlorany(I) ogrzewane ulegają rozkładowi lub dysproporcjonowaniu 3K I ClO  2K -I Cl + K V ClO 3 2K I Cl -II O  2K -I Cl + 0 O 2  Chloran(I) sodu i chloran(I) wapnia mają zastosowanie jako środki bielące Tu kliknij aby przejść do chloru i jego związków

62 Ważniejsze związki chloru – kwasy chlorowe i ich sole  HClO 2 – kwas chlorowy(III): kwas średniej mocy, istnieje tylko w roztworze wodnym, jego sole (chlorany(III)) są trwalsze od kwasu, kwas i sole maja właściwości utleniające  Chlorany(III): otrzymuje się w reakcji rozpuszczania ClO 2 w zasadach 2 IV ClO 2 + 2KOH  K III ClO 2 + K V ClO 3 + H 2 O  Chlorany(III) ogrzewane ulegają rozkładowi lub dysproporcjonowaniu K III Cl -II O 2  K -I Cl + 0 O 2 3K III ClO 2  K -I Cl + 2K V ClO 3 Tu kliknij aby przejść do chloru i jego związków

63 Ważniejsze związki chloru – kwasy chlorowe i ich sole HClO 3 – kwas chlorowy(V): mocny, nietrwały kwas, istnieje tylko w roztworach, max 40%, w wyższych stężeniach ulega rozkładowi – reakcja dysproporcjonowania 3H V ClO 3  H VII ClO 4 + 2O Cl 2 + H 2 O Chlorany(V): trwałe sole, otrzymuje się przepuszczając Cl 2 O 6 przez zasady lub chlor przez roztwory zasad VI Cl 2 O 6 + 2KOH (aq)  K V ClO 3 + K VII ClO 4 + H 2 O 3 0 Cl 2 + 6KOH (aq)  5K -I Cl + K V ClO 3 + 3H 2 O Chlorany(V) ogrzewane ulegają rozkładowi i dysproporcjonowaniu 4K V ClO 3  K -I Cl + 3K VII ClO 4 2K V ClO 3  2K -I Cl + 3O 2 Chloran(V) stosowany jest do produkcji zapałek, materiałów wybuchowych i pirotechnicznych Tu kliknij aby przejść do chloru i jego związków

64 Ważniejsze związki chloru – kwasy chlorowe i ich sole HClO 4 – kwas chlorowy(VII):trwały, mocny kwas, oleista ciecz, łatwo wybuchająca, ma bardzo silne właściwości utleniające Otrzymywanie: rozpuszczanie Cl 2 O 7 w wodzie Cl 2 O 7 + H 2 O  2HClO 4 Chlorany(VII): sole trwałe, o silnych właściwościach utleniających, otrzymuje się w reakcji dysproporcjonowania chloranów(V) lub reakcji Cl 2 O 7 z roztworami zasad Cl 2 O 7 + 2KOH  2KClO 4 + H 2 O Chloran(VII) potasu jest krystaliczną, bezbarwną substancją, trudno rozpuszczalną w wodzie, stosowaną do produkcji środków wybuchowych Tu kliknij aby przejść do chloru i jego związków

65 Ważniejsze związki chloru – kwasy chlorowe  Rozkład właściwości utleniających, trwałości oraz mocy kwasów chlorowych: wzrost właściwości utleniających HClO HClO 2 HClO 3 HClO 4 wzrost mocy i trwałości kwasów Tu kliknij aby przejść do slajdu 2

66 Brom  Występowanie bromu: występuje wyłącznie w postaci związanej, są to bromki rozpuszczone w wodzie morskiej towarzyszące złożom soli kamiennej  Właściwości fizyczne: czerwonobrunatna ciecz, o charakterystycznym duszącym i ostrym zapachu, łatwo przechodzi w pary, silnie toksyczna, bardzo dobrze rozpuszcza się CCl 4, rozpuszcza się również w wodzie (woda bromowa), w trakcie rozpuszczania w ulega dysproporcjonowaniu (max stężenie ok. 3,5%) 0 Br 2 + H 2 O  H -I Br + H I BrO Tu kliknij aby przejść do bromu i jego związków

67 Brom  Otrzymywanie bromu: z bromków w reakcji z gazowym chlorem 2NaBr + Cl 2  2NaCl + Br 2  Właściwości chemiczne bromu:  W związkach chemicznych występuje na stopniach utlenienia: –I (HBr, KBr, CaBr 2 ); +I (Br 2 O; HBrO); +III (NaBrO 2 ); +V (HBrO 3, Ba(BrO 3 ) 2 ); +VII (HBrO 4, KBrO 4 )  Brom nie reaguje z tlenem, jego tlenki Br 2 O, BrO 2, Br 2 O 5 otrzymuje się metodami pośrednimi  Mg, Pb, Ni pod wpływem bromu ulegają pasywacji Tu kliknij aby przejść do bromu i jego związków

68 Brom  Właściwości chemiczne bromu:  W podwyższonej temp. reaguje z wodorem Br 2 + H 2  2HBr  Z aktywnymi litowcami reaguje wybuchowo Br 2 + 2K  2KBr  W stanie wilgotnym reaguje ze złotem 3Br 2 + 2Au  2AuBr 3  Brom reaguje z niemetalami – siarką, fosforem Tu kliknij aby przejść do bromu i jego związków

69 Brom i jego związki  Tlenki bromu: Br 2 O, BrO 2, Br 2 O 5 mają charakter kwasowy  Kwasy bromowe: HBrO - kwas bromowy(I), HBrO 3 - kwas bromowy(V), HBrO 4 – kwas bromowy(VII), nie został wyodrębniony kwas bromowy(III), jego reszta występuje tylko w solach (np. Ca(BrO 2 ) 2  Moc kwasów wzrasta wraz ze stopniem utlenienia bromu w cząsteczce kwasu Tu kliknij aby przejść do bromu i jego związków

70 Brom i jego związki  Bromowodór HBr: bezbarwny gaz o ostrym zapachu, dymiący w powietrzu, bardzo dobrze rozpuszcza się w wodzie, tworząc bardzo mocny kwas bromowodorowy (mocniejszy od kwasu chlorowodorowego), praktycznie ulega całkowitej dysocjacji elektrolitycznej HBr + H 2 O ↔ H 3 O + + Br -  Bromki (sole kwasu bromowodorowego): są dobrze rozpuszczalne w wodzie (wyjątki: PbBr 2, TlBr, CuBr 2, Hg 2 Br 2, AgBr)  Zastosowanie: produkcja rozpuszczalników, barwników, AgBr w przemyśle fotochemicznym i medycynie Tu kliknij aby przejść do slajdu 2

71 Jod  Występowanie: w przyrodzie występuje wyłącznie w postaci związanej, w połączeniach organicznych rozpuszczonych w wodzie morskiej, w związkach organicznych, jako minerały towarzyszące pokładom saletry chiliskiej w postaci jodanów(V) – Ca(IO 3 ) 2  Otrzymywanie: redukcja jodanu(V) wapnia, wypieranie z roztworów jodków chlorem lub bromem Ca(IO 3 ) 2 + 5NaHSO 3  3NaHSO 4 + Na 2 SO 4 + CaSO 4 + H 2 O + I 2 2KI + Cl 2  2KCl + I 2 2NaI + Br 2  2NaBr + I 2 Tu kliknij aby przejść do bromu i jego związków

72 Jod  Właściwości fizyczne jodu:  Ciało stałe, o budowie krystalicznej, barwy fioletowoczarnej (szaroczarnej) o metalicznym połysku, łatwo ulega sublimacji, tworząc filetowe pary, o ostrym zapachu, toksyczny, ma działanie parzące, podrażnia błony śluzowe  Jod bardzo słabo rozpuszcza się w wodzie, natomiast bardzo dobrze rozpuszcza się w obecności I -, [(roztwór KI, tworząc jony I 3 - (7% roztwór jodu roztworze KI – płyn Lugola o barwie żółtobrunatnej)], dobrze rozpuszcza się w rozpuszczalnikach organicznych - alkoholu (3% w 90% etanolu – jodyna o barwie żółtobrunatnej), CHCl 3, CS 2, CCl 4, – roztwory barwy fioletowej Tu kliknij aby przejść do bromu i jego związków

73 Jod  Właściwości chemiczne jodu:  W podwyższonej temp. reaguje z wodorem H 2 + I 2  2HI (g)  W obecności katalizatora (H 2 O) reaguje z metalami, np. z pyłem magnezu, cynku Mg + I 2  MgI 2 Zn + I 2  ZnI 2  Utlenianie jodu w reakcji z HNO 3 lub roztworami zasad 3I HNO 3  6HIO NO + 2H 2 O 3I 2 + 6NaOH  5NaI + NaIO 3 + 3H 2 O  Wypieranie jodu przez chlor, brom z soli prostych 2KI + Br 2  2KBr + I 2 2NaI + Cl 2  2NaCl + I 2 Tu kliknij aby przejść do bromu i jego związków

74 Jod – ważniejsze związki  Kwasy jodowe:  HIO – kwas jodowy(I)  HIO 3 – kwas jodowy(V)  H 5 IO 6 – kwas jodowy(VII), ogrzewany traci wodę i tlen, w temp. 140 o C przechodzi w HIO 3  Zastosowanie jodu: w przemyśle spożywczym jodowanie soli, w medycynie jodyna, AgI w fotografii, w chemii analitycznej – próba jodowa (wykrywanie skrobi), próba jodoformowa (wykrywanie grup – C – CH 3 ) || O CH 3 – CO – CH 3 + 3I 2 + 4NaOH  CHI 3 + 3Na I + CH 3 - COONa + 3H 2 O Tu kliknij aby przejść do slajdu 2

75 Siarka  Występowanie:  w stanie wolnym jako siarka rodzima,  w stanie związanym w minerałach: piryt FeS 2, galena PbS, blenda cynkowa ZnS, gips krystaliczny CaSO 4. 2H 2 O; anhydryt CaSO 4 siarczany(VI) magnezu i sodu rozpuszczone w wodzie morskiej, siarka towarzyszy złożom węgla kamiennego, ropy naftowej, gazu ziemnego w postaci H 2 S, gazach wulkanicznych w postaci SO 2 i H 2 S Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

76 Siarka  Odmiany alotropowe siarki:  Siarka tworzy odmiany alotropowe zarówno w stanie ciekłym, jak i w stanie stałym: siarka rombowa (siarka α), stan skupienia stały, tworzy żółte kryształy zbudowane z 8-mioatomowych cząsteczek, trwała w warunkach temp. pokojowej siarka jednoskośna ( siarka β), stan skupienia stały, tworzy jasnożółte igłowe kryształy, powstaje z siarki rombowej po jej podgrzaniu do temp. 95,6 o C, o T t = 119 o C Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

77 Siarka  Właściwości fizyczne siarki:  w temp. powyżej T t = 119 o C, siarka przechodzi w ruchliwą ciecz barwy jasnożółtej,  w trakcie dalszego podgrzewania gęstnieje i przybiera barwę brunatną jako efekt łączenia się cząsteczek S 8 w długie łańcuchy – odmiana alotropowa μ (polisiarka),  w temp powyżej 200 o C łańcuchy polisiarki rozpadają się na krótsze i siarka przechodzi ponownie w ruchliwą ciecz.  gwałtowne schłodzenie prowadzi do powstania siarki plastycznej barwy brunatnej, która po kilku dniach przechodzi w siarkę jednoskośną a ta z kolei w siarkę rombową. Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

78 Siarka  Właściwości fizyczne siarki - cd:  w temp. 445 o C (T w ) przechodzi w stan pary zawierające cząsteczki S 8,  w miarę wzrostu temp. rozpadają się one w cząsteczki S 6, S 4, S 2  schłodzone pary resublimują w postaci drobnych kryształów – kwiat siarczany  siarka nie rozpuszcza się w wodzie, słabo rozpuszcza się w etanolu,  bardzo dobrze rozpuszcza się w CS 2 Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

79 Siarka: właściwości chemiczne  Główne stopnie utlenienia w związkach: –II, +IV i +VI, trwałe stopnie utlenienia –II i +VI  W temp. pokojowej nie reaguje z wodą i tlenem, natomiast reaguje z F oraz niektórymi metalami: litowce, cięższe berylowce oraz Hg, Ag, Cu S (s) + 3F 2(g)  SF 6(g) 2K + S  K 2 S Hg + S  HgS 2Ag + S  Ag 2 S Cu + S  CuS  W podwyższonej temp. reaguje z pozostałymi fluorowcami,  z wodorem – H 2 S (400 o C), z innymi metalami,  z tlenem (250 o C) spalając się niebieskim płomieniem S + O 2  SO 2 Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

80 Siarka: właściwości chemiczne - cd  Roztwarzanie siarki w kwasach utleniających i silnych zasadach: S + 2HNO 3  H 2 SO 4 + 2NO 3S + 6NaOH  Na 2 SO 3 + 2Na 2 S + 3H 2 O  Ogrzewanie siarki z kauczukiem: między atomami siarki powstają wiązania podwójne oraz powstają mostki siarczkowe (proces sieciowania kauczuku), w gumach dodatek siarki stanowi od 1 do 5%, przy większej zawartości siarki otrzymuje się ebonit Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

81 Siarka – otrzymywanie i zastosowanie  Otrzymywanie:  na skalę przemysłową metodami górniczymi,  lub wytapianie przegrzaną parą wodną,  katalityczne utlenianie siarkowodoru 2H 2 S + O 2  2S + 2H 2 O  Zastosowanie:  wulkanizacja kauczuku (produkcja gumy i ebonitu),  produkcja kwasu siarkowego(VI),  zapałek,  nawozów mineralnych,  pestycydów,  siarczku węgla,  prochu strzelniczego Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

82 Siarka – ważniejsze związki  Siarkowodór - H 2 S:  bezbarwny gaz o nieprzyjemnym zapachu (zgniłych jaj),  dobrze rozpuszczalny w wodzie, w roztworze wodnym tworzy bardzo słaby kwas dwuprotonowy H 2 S (aq).  Cząsteczka ma budowę kątową (92 o ), jest polarna, między cząsteczkami nie powstają wiązania wodorowe S H H Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

83 Siarkowodór – H 2 S (g)  Otrzymywanie: FeS + HCl  FeCl 2 + H 2 S  Właściwości:  siarkowodór jest gazem trującym (wiąże się z kationami Fe 2+ hemoglobiny w nierozpuszczalny FeS),  palnym (spala się niebieskim płomieniem), wykazuje silne właściwości redukcyjne,  w zależności od utleniacza może utlenić się  do siarki elementarnej, 2H 2 S + O 2  2H 2 O + 2S (niedobór)  do SO 2 lub SO 3 2H 2 S + 3O 2  2H 2 O + 2SO 2 (nadmiar) H 2 S + 2O 2  H 2 O + SO 3 (nadmiar) Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

84 Kwas siarkowodorowy – H 2 S (aq) i jego sole – siarczki  Dysocjacja elektrolityczna: H 2 S + H 2 O ↔ H 3 O + + HS - HS - + H 2 O ↔ H 3 O + + S 2-  Sole kwasu siarkowodorowego: może tworzyć siarczki i wodorosiarczki,  siarczki litowców oraz Sr, Ba, amonu są rozpuszczalne w wodzie,  odczyn wodnych roztworów tych soli jest zasadowy – ulegaja hydrolizie anionowej S 2- + H 2 O ↔ HS - + OH - HS - + H 2 O ↔ H 2 S + OH - Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

85 Siarczki  Siarczki pozostałych metali:  są praktycznie nie rozpuszczalne w wodzie,  powstają one w trakcie wysycania wodnych roztworów danych soli gazowym siarkowodorem NiCl 2 + H 2 S (g)  NiS + H + + Cl - Ni 2+ (aq) + H 2 S (g)  NiS (s) + 2H +  lub po dodaniu roztworu rozpuszczalnej soli siarczku (Na 2 S) 2FeCl 3 + 3Na 2 S  Fe 2 S 3 + 6Na + + 6Cl - 2Fe 3+ (aq) + 3S 2- (aq)  Fe 2 S 3(s)  Wodne roztwory siarczków litowców mają zdolność rozpuszczania siarki i tworzenia jonów polisiarczkowych S n 2- (n = 2 ÷ 9), np. piryt FeS 2, atomy siarki jonach połączone są liniowo Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

86 Związki siarki – tlenek siarki(IV) SO 2  Właściwości fizyczne SO 2 :  gaz bezbarwny o duszącym zapachu i podrażniającym błony śluzowe,  o gęstości większej od gęstości powietrza,  dobrze rozpuszcza się w wodzie,  cząsteczka polarna o budowie kątowej.  Właściwości chemiczne SO 2 :  tlenek o właściwościach kwasowych,  w reakcji z wodą powstaje kwas siarkowy(IV) – H 2 SO 3 [hydrat tlenku siarki(IV) SO 2. H 2 O] SO 2 + H 2 O  H 2 SO 3 Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

87 Związki siarki – tlenek siarki(IV) SO 2  Otrzymywanie SO 2 :  Metody laboratoryjne – rozkład siarczanów(IV) mocnymi kwasami lub redukcja kwasu siarkowego(VI) miedzią, spalanie siarki Na 2 SO 3 + 2HCl  SO 2 + 2NaCl + H 2 O Cu + 2H 2 SO 4  CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O  Metody przemysłowe – spalanie siarki, pirytu lub innych związków, redukcja anhydrytu węglem, spalanie siarkowodoru S + O 2  SO 2 4FeS O 2  8SO 2 + 2Fe 2 O 3 2ZnS + 3O 2  2ZnO + 2SO 2 2CaSO 4 + C  2SO 2 + 2CaO + CO 2 2H 2 S + 3O 2  2SO 2 + 2H 2 O Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

88 Związki siarki – tlenek siarki(IV) SO 2  Zastosowanie SO 2 :  produkcja kwasu siarkowego i siarczanów(VI),  środek wybielający w przemyśle tekstylnym i papierniczym,  środek dezynfekcyjny (szklarnie beczki na wino i piwo),  środek konserwujący w przemyśle spożywczym (susz owocowy, soki i przeciery owocowe),  oznaczanie ilościowe wody w rozpuszczalnikach organicznych,  stężenia SO 2 w powietrzu określa się wykorzystując czułą reakcję z jodem SO 2 + I 2 + 2H 2 O  H 2 SO 4 + 2HI  Uwaga: tlenek jest gazem toksycznym, w połączeniu w wodą (anion wodorosiarczanowy (IV) HSO 3 - )  uszkadza DNA,  niszczy barwniki w tym chlorofil,  jest przyczyną kwaśnych deszczy Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

89 Związki siarki – tlenek siarki(VI) SO 3 Właściwości fizyczne SO 3 : wykazuje skłonności do polimeryzacji, stąd występuje w wielu odmianach, które różnią się właściwościami fizycznymi Zakres temp. StrukturaWłaściwości fizyczne Poniżej 17 o C Polimer łańcuchowyKrystaliczna, bezbarwna substancja stała (podobna do lodu) o CTrimer cyklicznyBezbarwna lotna ciecz Powyżej 45 o C Monomeryczne cząsteczki Bezbarwny gaz Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

90 Związki siarki – tlenek siarki(VI) SO 3 Polimer SO 3 Trimer SO 3 Monomeryczna cząsteczka SO 3 O O O O S S S S O O O O O O S S O O O O O O S O O S O Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

91 Związki siarki – tlenek siarki(VI) SO 3  Właściwości chemiczne SO 3 :  bardzo dobrze rozpuszcza się w wodzie (lepiej w H 2 SO 4 ),  produktem są trudne do kondensacji pary kwasu siarkowego(VI),  tlenek jest silnie higroskopijny,  ma właściwości kwasowe, w trakcie rozpuszczania w kwasie siarkowym(VI) powstaje mieszanina (oleum) kwasu siarkowego(VI) i kwasów polisiarkowych SO 3 + H 2 O  H 2 SO 4 SO 3 + H 2 SO 4  H 2 S 2 O 7 (H 2 S 3 O 10, H 2 S 4 O 13 )  Otrzymywanie SO 3 : katalityczne utlenianie (V 2 O 5 lub Pt) tlenku siarki(IV) 2SO 2 + O 2  2SO 3 Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

92 Związki siarki – kwas siarkowy(IV) H 2 SO 3  Właściwości H 2 SO 3 :  nietrwały, dwuprotonowy kwas średniej mocy, występuje tylko w dużych rozcieńczeniach, ulega dysocjacji dwustopniowej H 2 SO 3 +H 2 O ↔ H 3 O + + HSO 3 - HSO H 2 O ↔ H 3 O + + SO 3 2-  Kwas tworzy dwa typy soli – siarczany(IV); SO 3 2- i wodorosiarczany(IV); HSO 3 -  Siarczany(IV) i wodorosiarczany(IV)  litowców i amonu są dobrze rozpuszczalne w wodzie,  odczyn wodnych roztworów soli litowców jest zasadowy – ulegają hydrolizie anionowej (odczyn wodnego roztworu NaHSO 3 jest kwasowy) SO H 2 O  HSO OH - HSO H 2 O  H 2 SO 3 + OH - H 2 SO 3(aq)  SO 2(g) + H 2 O Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

93 Związki siarki – siarczany(IV)  Właściwości siarczanów(IV):  Właściwości redukujące w kontakcie z silnymi utleniaczami 2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 + 3H 2 SO 4  K 2 SO 4 + 5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 3H 2 O 2KMnO 4 + Na 2 SO 3 + 2KOH  2K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O 2KMnO 4 + 3Na 2 SO 3 + H 2 O  2MnO 2 + 2KOH + 3Na 2 SO 4  Zastosowanie siarczanów(IV):  środki dezynfekcyjne i bielące w przemyśle spożywczym, papierniczym [Ca(HSO 3 )] 2 – otrzymywanie celulozy z masy drzewnej], włókienniczym,  w analizie chemicznej i fotografii (Na 2 SO 3 )  Pirosiarczany(IV):  powstają w trakcie odparowania wody konstytucyjnej z wodorosiarczanów(IV), w trakcie dalszego ogrzewania pirosiarczany ulegają rozkładowi, kwas pirosiarkowy(IV) występuje tylko w solach 2NaHSO 3  Na 2 S 2 O 5 + H 2 O Na 2 S 2 O 5  Na 2 SO 3 + SO 2(g) Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

94 Związki siarki – kwas siarkowy(VI) H 2 SO 4  Właściwości fizyczne H 2 SO 4 :  bezbarwna, bezwonna oleista ciecz, o gęstości 1,84g/cm 3,  z wodą miesza się w dowolnych stosunkach, proces rozcieńczenia jest silnie egzoenergetyczny,  max. stężenie 98%,  silnie higroskopijny (stosowany jako osuszacz gazów),  silne właściwości żrące i utleniające,  powoduje zwęglenie związków organicznych C 6 H 12 O 6  6C + 6H 2 O Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

95 Związki siarki – kwas siarkowy(VI) H 2 SO 4  Właściwości chemiczne H 2 SO 4 :  Stężony H 2 SO 4 pasywuje metale Fe, Al, Cr warstewką ich tlenków, metale te roztwarzają się w kwasie rozcieńczonym  Stężony H 2 SO 4 (gorący) jest redukowany przez Cu, Ag, Hg (a także Zn i Mg) do tlenku siarki(IV)  metale te roztwarzają się z wydzielaniem wody,  w przypadku Cu, Ag i Hg reakcje nie zachodzą z rozcieńczonym kwasem Cu + 2H 2 SO4  CuSO 4 + SO 2 + H 2 O Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

96 Związki siarki – kwas siarkowy(VI) H 2 SO 4  Właściwości chemiczne H 2 SO 4 :  Roztwarzanie metali o niskich wartościach potencjałach standardowych z wypieraniem wodoru 2Na + H 2 SO 4  Na 2 SO 4 + H 2 Ca + H 2 SO 4  CaSO 4 + H 2  Utlenianie niektórych niemetali C + 2H 2 SO 4(stęż)  CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O S + 2H 2 SO 4(stęż)  2SO 2 + 2H 2 O Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

97 Związki siarki – kwas siarkowy(VI) H 2 SO 4  Właściwości chemiczne H 2 SO 4 :  Dysocjacja elektrolityczna dwustopniowa, kwas jest silnym elektrolitem, rozcieńczony jest praktycznie całkowicie zdysocjowany, w stężonych roztworach K d2 (stała dysocjacji) jest stosunkowo niewielki H 2 SO 4 + H 2 O ↔ H 3 O + + HSO 4 - HSO H 2 O ↔ H 3 O + + SO 4 2-  Wypieranie kwasów słabych i bardziej lotnych NaCl + H 2 SO 4  NaHSO 4 + HCl 2KCl + H 2 SO 4  K 2 SO 4 + 2HCl Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

98 Związki siarki – siarczany(VI)  Kwas siarkowy(VI) tworzy dwa rodzaje soli:  wodorosiarczany(VI) i siarczany(VI),  siarczany(VI) są z reguły dobrze rozpuszczalne w wodzie (wyjątki: Ba, Sr, Pb),  siarczan(VI) wapnia jest słabo rozpuszczalny  Odczyn wodnych roztworów siarczanów(VI)  jest obojętny (sole mocnych zasad)  lub kwasowy (sole słabych zasad) – hydroliza kationowa,  natomiast wodorosiarczanów(VI) kwasowy ze względu na dysocjację jonu HSO 4 - Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

99 Związki siarki – siarczany(VI)  Wodorosiarczany(VI): ogrzewane tworzą disiarczany(VI) – pirosiarczany(VI), które ulegają termicznemu rozkładowi 2NaHSO 4  Na 2 S 2 O 7 + H 2 O Na 2 S 2 O 7  Na 2 SO 4 + SO 2  Otrzymywanie kwasu siarkowego na skalę przemysłową:  I etap: otrzymanie SO 2 w procesie utlenienia S, FeS 2, H 2 S  II etap: utlenienie SO 2 do SO 3 w obecności katalizatora V 2 O 5 lub Pt  etap III: rozpuszczanie SO 3 w stężonym H 2 SO 4 SO 3 + H 2 SO 4  H 2 S 2 O 7  Etap IV: rozcieńczanie wodą oleum [mieszaniny kwasów polisiarkowych(VI)] do otrzymania 98% roztworu H 2 S 2 O 7 + H 2 O  2H 2 SO 4 Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

100 Ważniejsze sole kwasu siarkowego(VI)  Siarczan(VI) sodu Na 2 SO 4 : bezbarwna, krystaliczna substancja, dobrze rozpuszczalna w wodzie, występuje jako hydrat Na 2 SO 4. 10H 2 O – sól glauberska, stosowany w produkcji szkła, papieru, proszków do prania oraz farb  Siarczan(VI) potasu K 2 SO 4 : bezbarwna substancja krystaliczna, dobrze rozpuszczalna w wodzie, stosowany w produkcji szkła oraz jako nawóz potasowy  Siarczan(VI) magnezu MgSO 4 : bezbarwna krystaliczna substancja, dobrze rozpuszczalna w wodzie, gorzki w smaku, występuje jako hydrat MgSO 4. 7H 2 O, stosowana w medycynie jako odtrutka i środek przeczyszczający Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

101 Ważniejsze sole kwasu siarkowego(VI )  Siarczan(VI) wapnia CaSO 4 – anhydryt: biała, krystaliczna substancja słabo rozpuszczalna w wodzie, występuje w postaci hydratu CaSO 4. 2H 2 O (gips, alabaster), stosowany do produkcji farb, w budownictwie, medycynie, metalurgii  Siarczan(VI) glinu Al 2 (SO 4 ) 3 : bezbarwna, drobnokrystaliczna substancja, dobrze rozpuszczalna w wodzie, występuje w postaci hydratu Al 2 (SO 4 ) 3. 18H 2 O, stosowany w przemyśle papierniczym, garbarstwie i farbiarstwie, surowiec do otrzymywania Al 2 O 3  Siarczan(VI) miedzi(II) CuSO 4 : bezbarwna, krystaliczna substancja, po rozpuszczeniu w wodzie przyjmuje barwę niebieską, występuje jako hydrat CuSO 4. 5H 2 O – niebieskie kryształy dobrze rozpuszczalne w wodzie, stosowany do produkcji pestycydów, jest składnikiem farb, w galwanoplastyce oraz barwienia metali, np. cynku i miedzi, odczynnik chemiczny, ma właściwości toksyczne Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

102 Kwas tiosiarkowy(VI) H 2 S 2 O 3 Budowa cząsteczki i właściwości Budowa cząsteczkiWłaściwości kwasu H O S -II S VI H O O Słaby kwas zawierający w cząsteczce dwa atomy siarki na różnych stopniach utlenienia +VI (centralny) i –II (terminalny). Jest kwasem nietrwałym (występuje tylko w solach), po zakwaszeniu wodnego roztworu soli ulega rozkładowi do S i SO 2 Na 2 S 2 O 3 + 2HCl  S (s) + SO 2(g) + H 2 O + 2NaCl (c) Otrzymywanie tiosiarczanów : Na 2 SO 3 + S  Na 2 S 2 O 3 2Na 2 S 2 + O 2  2Na 2 S 2 O 3 Tu kliknij aby przejść do slajdu 2

103 Ogólna charakterystyka tlenowców  Tlenowce: obejmują pierwiastki grypy 16, tlen, siarka i selen są niemetalami, tellur – półmetal, polon – metal  Promień atomowy tlenowców: wzrasta w grupie wraz ze wzrostem liczby atomowej Z, promień atomowy tlenu jest mniejszy od promienia atomowego azotu lecz większy od promienia atomowego fluoru  Energia jonizacji: maleje w grupie wraz ze wzrostem liczby atomowej Z  Stopnie utlenienia: tlen –II, [wyjątki +II (OF 2 ) lub +I (O 2 F 2 ), -I w nadtlenkach, -1/2 w podtlenkach], pozostałe pierwiastki +VI, +IV, -II  Wraz ze wzrostem liczby atomowej Z trwałość stopnia utlenienia maleje z +VI do +IV, dla polonu (Po) najtrwalszy +IV Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

104 Ogólna charakterystyka tlenowców  Związki tlenowców z litowcami i berylowcami są związkami jonowymi, z pozostałymi pierwiastkami tworzy związki kowalencyjne lub związki o wiązaniach kowalencyjnych spolaryzowanych  Tlenki o ogólnych wzorach EO 2 i EO 3 mają charakter kwasowy lub amfoteryczny, H 2 O jest związkiem amfoterycznym,  Wodorki tlenowców o ogólnym wzorze H 2 E mają charakter kwasowy Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

105 Tlen  Występowanie: w stanie wolnym w powietrzu atmosferycznym, w stanie związanym H 2 O, w minerałach (sole kwasów tlenowych, wodorotlenki, kwasy, tlenki) w związkach organicznych  Odmiany alotropowe:  Tlen cząsteczkowy O 2 - gaz bezbarwny, bezwonny, bez smaku, skroplony jest niebieskawą cieczą, zestalony tworzy niebieskie kryształy, słabo rozpuszcza się w wodzie, cząsteczka posiada dwa niesparowane elektrony i jest paramagnetykiem (podatny na oddziaływanie pola magnetycznego) O :: O  Ozon O 3 – gaz o orzeźwiającej woni, barwy niebieskiej, skroplony przechodzi w ciemnoniebieską ciecz, zestalony tworzy czarnofioletowe kryształy, znacznie lepiej rozpuszcza się w wodzie niż O 2, cząsteczka jest polarna, ma budowę kątową (ok. 117 o ), cząsteczka jest diamagnetyczna (nie posiada niesparowanych elektronów) Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

106 Tlen cząsteczkowy O 2  Otrzymywanie na skalę przemysłową: destylacja frakcjonowana skroplonego powietrza (T w = -182,96 o C), elektroliza elektrolitów (np. KOH, NaCl, Na 2 SO 4 ) oraz wody K(-): 2H 2 O + 2e -  H 2 + 2OH - A(+): 2H 2 O  O 2 + 4H + + 4e -  Otrzymywanie metodami laboratoryjnymi:  Termiczny rozkład 2KMnO 4  K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 2KClO 3  2KCl + 3O 2 2HgO  2Hg + O 2  Katalityczny rozkład nadtlenku wodoru w obecności MnO 2 2H 2 O 2  H 2 O + O 2  Utlenianie H 2 O 2 zakwaszonym roztworem KMnO 4 5H 2 O 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4  5O 2 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

107 Tlen cząsteczkowy O 2  Tlen jest silnym utleniaczem, w temp. pokojowej reaguje z litowcami i niektórymi berylowcami oraz z białym fosforem, w temp. podwyższonej reaguje z wszystkimi pierwiastkami (z wyjątkiem fluoru i platyny) oraz związkami organicznymi i nieorganicznymi  W łuku elektrycznym (wyładowania atmosferyczne) reaguje z fluorem, powstaje fluorek tlenu(I) F 2 + O 2  O 2 F 2 Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

108 Ozon – O 3  Powstawanie: w łuku elektrycznym (ozonizatory), w trakcie wyładowań atmosferycznych, w trakcie pracy kserokopiarek  Ozon skroplony lub zestalony po potarciu lub wstrząśnięciu rozkłada się wybuchowo: O 3  O 2 + O  Ozon jest silniejszym utleniaczem od tlenu cząsteczkowego, utlenia związki: Mn 2+ do Mn 4+ (MnO 2 ), H 2 S do SO 2 lub H 2 SO 4, NH 3 do NH 4 NO 3, Ag i Hg do tlenków, litowce i berylowce do ozonków 8Ag + 2O 3  4Ag 2 O + O 2 Na + O 3  NaO 3 Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

109 Ozon w atmosferze  Powstawanie ozonu pod wpływem uv O 2  2O; O 2 + O  O 3  Rozkład ozonu przez zanieczyszczenie atmosferyczne (NO, NO 2, freony - CF 2 Cl 2, HCl: * - reakcja z udziałem rodnika ) *NO + O 3  *NO 2 + O 2 2*NO 2 + 2O 3  N 2 O 5 + *NO + 2O 2 CF 2 Cl 2  *CF 2 Cl + *Cl (pod wpływem uv) Cl* + O 3  ClO* + O 2 ClO*+ O 3  2O 2 + Cl* 2ClO*  Cl 2 + O 2 Cl 2  2Cl* (pod wpływem uv) Cl 2 + O 3  ClO* + Cl*+ O 2 Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

110 Ważniejsze związki tlenu  Tlenki:  Tlenki metali i półmetali są substancje stałymi  Tlenki niemetali mogą mieć stan skupienia (warunki normalne): gazowy (NO, NO 2, SO 2, CO, CO 2 ); ciekły (H 2 O); stały (N 2 O 5, P 4 O 10, SiO 2 )  Otrzymywanie tlenków:  Synteza z pierwiastków 2Ca + O 2  2CaO C + O 2  CO 2 2H 2 + O 2  2H 2 O Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

111 Ważniejsze związki tlenu – tlenki  Otrzymywanie tlenków - cd:  Termiczny rozkład niektórych wodorotlenków Cu(OH) 2  CuO + H 2 O 2Al(OH) 3  Al 2 O 3 + 3H 2 O  Termiczny rozkład niektórych soli CaCO 3  CaO + CO 2  Termiczny lub fotochemiczny rozkład niektórych kwasów tlenowych H 2 CO 3  CO 2 + H 2 O 4HNO 3  O 2 + 4NO 2 + 2H 2 O  Redukcja lub utlenienie innych tlenków 2NO + O 2  2NO 2 Fe 2 O 3 + CO  2FeO + CO 2 Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

112 Ważniejsze związki tlenu – tlenki  Otrzymywanie tlenków - cd:  Utlenianie innych związków - wodorków, soli 4NH 3 + 5O 2  4NO + 6H 2 O 2PbS + 3O 2  PbO + 2SO 2  Reakcje wymiany (np. r. redox – redukcji tlenków metali metalami o niższych potencjałach standardowych) Cr 2 O 3 + 2Al  Al 2 O 3 + 2Cr  Redukcja kwasów utleniających przez metale o dodatnich potencjałach standardowych HNO 3(rozc) + 3Cu  3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O 2HNO 3(stęż) + Ag  AgNO 3 + NO 2 + H 2 O 2H 2 SO 4(stęż) + Hg  HgSO 4 + SO 2 + 2H 2 O Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

113 Ważniejsze związki tlenu – tlenki, nadtlenki i podtlenki  Otrzymywanie tlenków - cd:  Utlenianie soli silnymi utleniaczami 2KMnO 4 + 3Na 2 SO 3 +H 2 O  2MnO 2 + Na 2 SO 4 + 2KOH  Inne specyficzne reakcje Na 2 SO 3(s) + 2HCl  2NaCl + SO 2 + H 2 O CaCO 3 + 2HCl  CaCl 2 + CO 2 + H 2 O H 2 SO 4 HCOOH CO + H 2 O  Nadtlenki – tlen występuje na stopniu utlenienia –I (anion O 2 - ) (H 2 O 2, Na 2 O 2, BaO 2 ), w cząsteczkach występuje mostek tlenowy, nadtlenki litowców i berylowców są związkami jonowi, wykazują silne właściwości utleniające Na 2 O 2 + 2H 2 O  2NaOH + H 2 O 2 BaO 2 + 2HCl  BaCl 2 + H 2 O 2  Ponadtlenki (ponadnadtlenki) – tlen występuje na stopniu utl. -1/2 (anion O 2 1/2- ), np. KO 2 Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

114 Klasyfikacja tlenków ze względu na właściwości chemiczne  Tlenki amfoteryczne: reagujące zarówno z kwasami, jak i z zasadami, ale nie muszą reagować z wodą ZnO + H 2 O  nie zachodzi ZnO + 2HCl  ZnCl 2(aq) + H 2 O ZnO + KOH + H 2 O  K[Zn(OH) 3 ] (aq) ZnO + 2KOH + H 2 O  K 2 [Zn(OH) 4 ] (aq)  Tlenki obojętne: niereagujące z wodą, zasadami i kwasami, ale mogą być rozpuszczalne w wodzie (CO, NO, N 2 O)  Tlenki kwasowe mogą reagować z tlenkami zasadowymi Na 2 O + SO 3  Na 2 SO 4 CaO + CO 2  CaCO 3 Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

115 Klasyfikacja tlenków ze względu na właściwości chemiczne  Tlenki kwasowe:  Niereagujące z wodą, ale reagujące z mocnymi zasadami SiO 2 + H 2 O  nie zachodzi SiO 2 + 2KOH  K 2 SiO 3 + H 2 O  Reagujące z zasadami i wodą SO 3 + H 2 O  H 2 SO 4 SO 3 + Ca(OH) 2  CaSO 4 + H 2 O  Tlenki zasadowe  Niereagujące z wodą, ale reagujące z kwasami CrO + H 2 O  nie zachodzi CrO + H 2 SO 4  CrSO 4 + H 2 O  Reagujące z wodą i reagujące z kwasami K 2 O + H 2 O  2KOH K 2 O + 2HNO 3  2KNO 3 + H 2 O Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

116 Zmiana właściwości kwasowo - zasadowych tlenków metali bloku d TlenekCharakter chemicznyTlenekCharakter chemiczny II CrOzasadowy II MnOzasadowy III Cr 2 O 3 amfoteryczny IV MnO 2 amfoteryczny VI CrO 3 kwasowy VII Mn 2 O 7 kwasowy wzrost charakteru kwasowego wzrost charakteru kwasowego CrO Cr 2 O 3 CrO 3 MnO MnO 2 Mn 2 O 7 wzrost charakteru zasadowego wzrost charakteru zasadowego Wraz ze wzrostem stopnia utlenienia metalu zmienia się charakter wiązania chemicznego metal – tlen z jonowego (stąd właściwości zasadowe) na wiązanie kowalencyjne (stąd tlenki mają właściwości zbliżone do tlenków niemetali – właściwości kwasowe) Tu kliknij aby przejść do slajdu 2

117 Ogólna charakterystyka węglowców  Węgiel jest niemetalem, krzem i german są półmetalami, natomiast cyna i ołów są metalami  Promień atomowy węglowców wzrasta w grupie wraz ze wzrostem liczby atomowej Z, energia jonizacji maleje w grupie wraz ze wzrostem liczby atomowej Z  Węgiel wykazuje tendencję do tworzenia wiązań kowalencyjnych, typowe stopnie utlenienia węgla +II, +IV oraz –IV  W grupie, wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastki wykazują malejącą trwałość stopnia utlenienia +IV, trwałe stopnie utlenienia cyny i ołowiu wynosi +II Tu kliknij aby przejść do węgla i jego związków

118 Węgiel - występowanie  Węgiel w przyrodzie występuje w stanie wolnym i związanym:  stan wolny – grafit i diament  Stan związany – CO, CO 2, sole kwasu węglowego(IV) – węglany, związki organiczne, paliwa kopalne,  Węgiel w związkach przyjmuje typowe stopnie utlenienia +IV i –IV, nie tworzy jonu prostego C 4+, może tworzyć jony C 4- (np. metanki – Al 4 C 3 ), C 2 2- ( np. acetylenki – Na 2 C 2, CaC 2, BaC 2 ), są to związki typu soli (węgliki jonowe) Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

119 Odmiany alotropowe węgla DiamentGrafitFulleren  bezbarwny, (zanieczyszczone - żółty, brunatny, czarny, rzadki zielony, nibieski lub czerwony),  kryształy kruche, ale bardzo twardy,  at. C na hybrydyzacji sp 3, atomy tkwią w narożach tetraedru powiązane pojedynczymi wiązaniami kowalencyjnymi z czteroma sąsiadującymi at. C  ciemnoszary, nieprzezroczysty z metalicznym połyskiem,  kryształy miękkie, łupliwe, tłusty w dotyku  at. C na hybrydyzacji sp 2, płaskie warstwy zbudowane z 6-cioczłonowych pierścieni atomów węgla, zhybrydyzowane orbitale tworzą wiązania pomiędzy atomami C, elektrony niezhybrydyzowanych orbitali p tworzą rozmytą chmurę elektronową, pomiędzy warstwami działają słabe siły van der Vaalsa  żółtobrązowy,  at. C na hybrydyzacji sp 2, puste, zamknięte sieci zbudowane ze stykających się foremnych pięcio i sześcioczłonowych pierścieni atomów węgla, Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

120 Właściwości węgla  Reakcje węgla z tlenem – grafit jest bardziej reaktywny niż diament, niezależnie od odmiany alotropowej węgiel spala się: 2C + O 2  2CO C + O 2  CO 2  Węgiel w podwyższonej temp.  reaguje z fluorem, chlorem, tworząc związki o ogólnym wzorze CX 4,  wodorem,  siarką - CS 2 ;  azotem -(CN) 2  metalami głównie grupy 1, 2 i 13 tworząc metanki, acetylenki, allilki – węgliki jonowe,  Węgiel rozpuszcza się w ciekłym żelazie Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

121 Węgiel – zastosowanie  Diament – utwardzanie wierteł, materiał szlifierski i tnący, jubilerstwo,  Grafit – produkcja elektrod do ogniw i elektrolizerów, smary odporne na wysokie temperatury, cegły i tygle ogniotrwałe, produkcja farb drukarskich i tuszu, konstrukcja bomb grafitowych do niszczenia napowietrznych instalacji elektrycznych, moderator w reaktorach jądrowych  Fulleren – materiały półprzewodnikowe i nadprzewodzące, polimery fotoprzewodzące Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

122 Węgiel – ważniejsze związki  Tlenek węgla(II) – CO: bezbarwny, bezwonny gaz, o gęstości mniejszej od gęstości powietrza, bardzo trudno rozpuszczalny w wodzie, silnie trujący  Gaz palny, pali się niebieskim płomieniem, ma właściwości redukujące FeO + CO  Fe + CO 2  Wobec wody jest obojętny, w temp. ok. 280 o C ulega konwersji : CO + H 2 O(g)  CO 2 + H 2  Na gorąco reaguje z roztworami mocnych zasad: CO + NaOH(aq)  HCOONa Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

123 Węgiel – ważniejsze związki - cd  Tlenek węgla(IV) – CO 2 : gaz bezbarwny, bezwonny i bez smaku, o gęstości większej od gęstości powietrza, łatwo ulega skropleniu i zestaleniu pod zwiększonym ciśnieniem – suchy lód, w warunkach normalnego ciśnienia sublimuje w temp. -78 o C  CO 2 trudno rozpuszcza się w wodzie, część rozpuszczonego tworzy kwas węglowy(IV) CO 2. H 2 O (aq) lub H 2 CO 3(aq)  CO 2 jest biernym chemicznie gazem, o słabych właściwościach utleniających, można go zredukować tylko silnymi reduktorami CO 2 + Mg  MgO + CO; CO 2 + C  2CO Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

124 Węgiel – ważniejsze związki - cd  Otrzymywanie tlenków węgla: CO 2  Spalanie węgla przy pełnym dostępie tlenu C + O 2  CO 2  Spalanie CO 2CO + O 2  2CO 2  Wypieranie z soli węglanowych(IV) MgCO 3 + 2HCl  MaCl 2 + CO 2 + H 2 O  Termiczny rozkład soli węglanowych(IV) CaCO 3  CaO + CO 2  Produkt uboczny fermentacji alkoholowej, spalania związków organicznych Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

125 Węgiel – ważniejsze związki - cd  Budowa cząsteczki CO:  cząsteczka zwiera wiązanie potrójne (przy założeniu, że atomy występują na hybrydyzacji sp obu atomów), dwa wiązania kowalencyjne spolaryzowane utworzone przez uwspólnienie elektronów atomu C i O trzecie koordynacyjne utworzone przez parę elektronową pochodzącą od atomu tlenu IC = OI Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

126 Węgiel – ważniejsze związki - cd  Kwas węglowy(IV) H 2 CO 3 (hydrat CO 2 )  otrzymuje się przez rozpuszczenie w wodzie CO 2, tylko 0,1% gazu wchodzi w reakcję z wodą, powstaje bardzo słaby kwas dwuprotonowy (dwuwodorowy) H 2 CO 3,  stężenie w roztworze dochodzi do 0,002%  jest to kwas nietrwały, ulega rozkładowi z wydzieleniem CO 2, CO 2(g) + H 2 O ↔ CO 2(aq) + H 2 O (c) ↔ HCO H + ↔ CO H +  Kwas ten ulega dwustopniowej dysocjacji, więc może utworzyć dwa rodzaje soli: wodorowęglany: NaHCO 3 węglany: Na 2 CO 3 Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

127 Węgiel – ważniejsze związki - cd  Wodorowęglany i wodorowęglany:  węglany i wodorowęglany litowców (oprócz litu) oraz amonu są rozpuszczalne w wodzie, ulegają hydrolizie anionowej, wodne roztwory tych soli mają odczyn zasadowy: HCO H 2 O  H 2 CO 3 + OH - CO H 2 O  HCO OH -  Termiczny rozkład soli kwasu węglowego: CaCO 3(s)  CO 2(g) + CaO (s) 2NaHCO 3(s)  Na 2 CO 3(s) + CO 2(g) + H 2 O (g) (NH 4 ) 2 CO 3(s)  2NH 3(g) + CO 2(g) + H 2 O (g)  Wodorowęglan sodu i węglan amonu stosowane są jako środki spulchniające w piekarnictwie Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

128 Węgiel – ważniejsze związki - cd  Cyjanowodór (kwas pruski) – HCN:  bezbarwna lotna ciecz, o zapachu gorzkich migdałów, w wodzie rozpuszcza się w dowolnych stosunkach, wodny roztwór ma odczyn kwasowy, jest słabszy od kwasu węglowego HCN + H 2 O  H 3 O + + CN -  HCN występuje w dwóch odmianach izomerycznych, w stanie równowagi, w temp. pokojowej 99% cyjanowodór i 1% izocyjanowodór: H – C ≡ N: ↔ :C ≡ N – H cyjanowodór izocyjanowodór  Cyjanowodór i cyjanki są bardzo silnymi truciznami Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

129 Węgiel – ważniejsze związki - cd  Otrzymywanie HCN: 2KCN + H 2 SO 4  2HCN + K 2 SO 4  przepuszczanie siarkowodoru na cyjankiem rtęci w temp. wyższej od temp. pokojowej Hg(CN) 2 + H 2 S  2HCN + HgS  Sole kwasu cyjanowodorowego:  cyjanki litowców i berylowców oraz rtęci są dobrze rozpuszczalne w wodzie, wodne roztwory cyjanków metali grupy 1 i 2 mają odczyn zasadowy, ulegają hydrolizie anionowej CN - + H 2 O  HCN + OH -  Jony cyjankowe bardzo łatwo łączą się z jonów metali bloku d, tworząc związki kompleksowe, cyjanki stosuje się w chemii analitycznej, do otrzymywanie złota i srebra (rozpuszczalne związki kompleksowe), w procesach pozłacania i posrebrzania metali Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

130 Węgiel – ważniejsze związki - cd  Węgliki  związki węgla z pierwiastkami wykazującymi niższą elektroujemność od węgla, związki węgla z metalami, krzemem oraz bromem,  najważniejszą grupę stanowią węgliki jonowe, czyli węgliki typu soli (węgliki metali grupy 1, 2 oraz 13), otrzymuje się je przez ogrzewanie metalu lub jego tlenku z węglem lub węglowodorem  ze względu na produkt hydrolizy, węgliki dzieli się na: metanki, acetylenki i allilki Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

131 Węgiel – ważniejsze związki - cd  Metanki (jon C 4- ): Al 4 C 3, w wodzie lub kwasie chlorowodorowym ulegają hydrolizie, produktem jest metan Al 4 C H 2 O  3CH 4 + 4Al(OH) 3 Al 4 C HCl  3CH 4 + 4AlCl 3  Acetylenki (jon C 2 2- ): Na 2 C 2, BaC 2, CaC 2, Al 2 C 6, w wodzie ulegają hydrolizie, produktem jest acetylen (etyn ) CaC 2 + 2H 2 O  CH ≡ CH + Ca(OH) 2  Allilek (jon C 3 4- ): Mg 2 C 3, w wodzie ulega hydrolizie, produktem jest propyn Mg 2 C 3 + 2H 2 O  2MgO + CH ≡ C – CH 3 Tu kliknij aby przejść do slajdu 2

132 Krzem – występowanie  Krzem w przyrodzie występuje wyłącznie w postaci związanej, główne minerały: krzemiany, glinokrzemiany [skalenie (ortoklaz, albit, anoryt), miki (muskowit, biotyt)], tlenek krzemu [krzemionka, kwarc – kryształ górski bezbarwny, ametyst (filetowy), opale, agaty]  Minerały krzemu wchodzą w skład wielu skał: granit, bazalt, piaskowiec, piaskowiec, skały luźne jako produkty wietrzenia skał piasek, glina K 2 O. Al 2 O 3. 6H 2 O + H 2 O + CO 2  Al 2 O 3. 2SiO 2. 2H 2 O + K 2 CO 3 + 4SiO 2 Tu kliknij aby przejść do krzemu jego związków

133 Krzem – właściwości fizyczne i otrzymywanie  Właściwości fizyczne: ciało stałe, krystaliczne, twardy ale kruchy, barwy szarej z metalicznym połyskiem, gęstości większej od gęstości wody, jest półprzewodnikiem  Krzem w związkach występuje na stopniach utlenienia +II i +IV,  Otrzymywanie:  redukcja krzemionki węglem lub magnezem (glinem): SiO 2 + 2C  Si + 2CO SiO 2 + 2Mg  Si + 2MgO 3SiO 2 + 2Al  3Si + 2Al 2 O 3  termiczny rozkład trichloromonosilanu (SiHCl 3 ) Tu kliknij aby przejść do krzemu jego związków

134 Krzem – właściwości chemiczne  Krzem jest pierwiastkiem o małej aktywności:  Reakcja z fluorem (temp. pokojowa) Si + 2F 2  SiF 4(g)  W stanie stopionym (1410 o C) reaguje z pozostałymi fluorowcami, siarką, azotem oraz stopionymi metalami, z tlenem (ok. 400 o C) Si + O 2  SiO 2  Krzem nie reaguje z wodą i kwasami (reaguje z mieszaniną (HNO 3 + HF (aq) ) Tu kliknij aby przejść do krzemu jego związków

135 Krzem – właściwości chemiczne - cd  Reakcje krzemu z roztworami wodorotlenków litowców z wydzieleniem wodoru Si + 2KOH + H 2 O  K 2 SiO 3 + 2H 2 Si + 2OH - + H 2 O  SiO H 2  Reakcje z wodorem – tworzy związki binarne - krzemowodory (silany) np. monosilan SiH 4, jednak związki te mają odmienne właściwości niż węglowodory Tu kliknij aby przejść do krzemu jego związków

136 Krzem – właściwości chemiczne - cd  Silany - cd: różnice we właściwościach silanów i węglowodorów wynikają z polaryzacji wiązania z atomem wodoru,  w przypadku węglowodorów uwspólniona para elektronowa jest przesunięta w kierunku atomu węgla, natomiast  w silanach w kierunku atomu wodoru, stąd mniejsza trwałość i większa reaktywność chemiczna silanów, które reagują z wodą: SiH 4 + 3H 2 O  H 2 SiO 3 + 4H 2 Tu kliknij aby przejść do krzemu jego związków

137 Krzem – ważniejsze związki  Tlenek krzemu(IV) – SiO 2 :  jest układem polimerycznym o wzorze (SiO 2 ) n, o budowie krystalicznej  tworzy kryształy jonowe, komórka elementarna kryształu ma formę tetraedru,  twarde, ale kruche, nierozpuszczalne w wodzie  Tlenek o właściwościach kwasowych,  wchodzi w reakcje z mocnymi zasadami litowców, powstają sole – metakrzemiany(IV) lub ortokrzemiany(IV) SiO 2 + 2NaOH  Na 2 SiO 3 + H 2 O SiO 2 + 4NaOH  Na 4 SiO 4 + 2H 2 O Tu kliknij aby przejść do krzemu jego związków

138 Krzem – ważniejsze związki - cd  Krzemiany:  otrzymuje się w reakcji SiO 2 z roztworami wodorotlenków litowców lub w procesie stapiania ich z tlenkiem krzemu, krzemiany litowców, są rozpuszczalne w wodzie SiO 2 + Na 2 CO 3  Na 2 SiO 3(s) + CO 2  Stężone roztwory metakrzemianu sodu lub potasu – szkło wodne (woda szklana)  stosuje się jako dodatek do betonów (izolacje przeciwwodne), do impregnacji przeciwogniowej tkanin i drewna, do produkcji smarów Tu kliknij aby przejść do krzemu jego związków

139 Krzem – ważniejsze związki - cd  Krzemiany litowców:  w roztworach wodnych ulegają hydrolizie anionowej, produktem jest mieszanina kwasów krzemowych nie rozpuszczalnych w wodzie: SiO H 2 O  H 2 SiO 3 + 2OH - SiO H 2 O  H 4 SiO 4 + 2OH -  Kwasy metakrzemowy(IV) i ortokrzemowy(IV) ulegają kondensacji z wydzieleniem cząsteczki wody, powstają kwasy polikrzemowe: 2H 2 SiO 3  H 2 Si 2 O 5 + H 2 O 2H 4 SiO 4  H 6 Si 2 O 7 + H 2 O 3H 4 SiO 4  H 8 Si 3 O H 2 O Tu kliknij aby przejść do krzemu jego związków

140 Krzem – ważniejsze związki - cd  Kwasy krzemowe  otrzymywanie: Na 2 SiO 3 + 2HCl  H 2 SiO 3 + 2NaCl K 2 SiO 3 + H 2 SO 4  H 2 SiO 3 + Na 2 SO 4 Na 2 SiO 3 + H 2 O + CO 2  H 2 SiO 3 + Na 2 CO 3 H 2 SiO 3 + H 2 O  H 4 SiO 4  Kwasy krzemowe są praktycznie nierozpuszczalne w wodzie, są bardzo słabymi elektrolitami, słabszymi niż kwas węglowy Tu kliknij aby przejść do krzemu jego związków

141 Krzem – ważniejsze związki - cd  Czterofluorek krzemu – SiF 4 : gaz toksyczny, bezbarwny, o nieprzyjemnej drażniącej woni otrzymuje się w reakcji kwarcu z kwasem HF (H 2 F 2 ), lub w reakcji krzemianu z fluorowodorem SiO 2 + 4HF  SiF 4 + 2H 2 O CaSiO 3 + 6HF  SiF 4 + CaF 2 + 3H 2 O  Powyższe reakcje wykorzystuje się do trawienia szkła i porcelany  Hydroliza SiF 4 : SiF 4 + (n+2)H 2 O  SiO 2. nH 2 O + 4HF  Reakcja jest stosowane do impregnacji przeciwogniowych tkanin i drewna. Tu kliknij aby przejść do krzemu jego związków

142 Zastosowanie krzemu i jego związków  Zastosowanie krzemu :  jako półprzewodnik nieelektronowy stosowany jest do produkcji diod, triod, tranzystorów, baterii słonecznych, dodatek do produkcji stali kwasoodpornej, kryształy kwarcu mają właściwości piezoelektryczne, pod naciskiem następuje naładowanie elektryczne (zapalniczki)  Zastosowanie krzemionki:  produkcja cementu, szkła, waty szklanej do izolacji termicznej, światłowody, szkło kwarcowe  Glinokrzemiany i kaolin :  ceramika budowlana wyroby garncarskie i ceglarskie, porcelana, fajans, kamionka  Silany :  impregnowanie tkanin, powłoki ochronne, produkcja olejów i smarów, lakierów, środków wodoodpornych, implanty kosmetyczne, środki polerujące Tu kliknij aby przejść do slajdu 2

143 Występowanie wodoru i jego otrzymywanie  Występowanie  głównie w postaci związanej (np. woda, węglowodany i inne związki organiczne),  niewielkie ilości w stanie wolnym w górnych warstwach atmosfery, w gazach wulkanicznych,  towarzyszy złożom gazu ziemnego.  Otrzymywanie metodami laboratoryjnymi:  Reakcje wymiany pojedynczej tj. rugowania wodoru z kwasów przez metale znajdujące się przed wodorem w szeregu aktywności metali Ca + HCl  CaCl 2 + H 2 2Al + 6HCl  2AlCl 3 + 3H 2  Elektroliza wody lub kwasów K(-) 2H 2 O + 2e -  H 2 + 2OH - K(-) 2H + + 2e -  H 2  Występowanie  głównie w postaci związanej (np. woda, węglowodany i inne związki organiczne),  niewielkie ilości w stanie wolnym w górnych warstwach atmosfery, w gazach wulkanicznych,  towarzyszy złożom gazu ziemnego.  Otrzymywanie metodami laboratoryjnymi:  Reakcje wymiany pojedynczej tj. rugowania wodoru z kwasów przez metale znajdujące się przed wodorem w szeregu aktywności metali Ca + HCl  CaCl 2 + H 2 2Al + 6HCl  2AlCl 3 + 3H 2  Elektroliza wody lub kwasów K(-) 2H 2 O + 2e -  H 2 + 2OH - K(-) 2H + + 2e -  H 2 Tu kliknij aby przejść do wodoru jego związków

144 Występowanie wodoru i jego otrzymywanie – cd  Otrzymywanie metodami laboratoryjnymi cd:  Reakcje aktywnych metali (głównie litowce i wapniowce) z wodą 2Na + 2H 2 O  2NaOH + H 2 Ca + 2H 2 O  Ca(OH)2 + H 2  Reakcja cynku lub glinu z roztworem silnej zasady 2Al + 6NaOH + 6H 2 O  2Na 3 [Al(OH) 6 ] + 3H 2 2Al + 2NaOH + 6H 2 O  2Na[Al(OH) 4 ] + 3H 2  Otrzymywanie wodoru metodami przemysłowymi  Konwersja metanu wobec kat Ni i temp. 400 o C CH 4 + H 2 O  CO + 3H 2 o CO + H 2 O  CO 2 + H 2 CH 4 + 2H 2 O  CO 2 + 4H 2  Reakcja węgla (koksu) z parą wodną C + H 2 O  CO + H 2 CO + H 2 O  CO 2 + H 2  Otrzymywanie metodami laboratoryjnymi cd:  Reakcje aktywnych metali (głównie litowce i wapniowce) z wodą 2Na + 2H 2 O  2NaOH + H 2 Ca + 2H 2 O  Ca(OH)2 + H 2  Reakcja cynku lub glinu z roztworem silnej zasady 2Al + 6NaOH + 6H 2 O  2Na 3 [Al(OH) 6 ] + 3H 2 2Al + 2NaOH + 6H 2 O  2Na[Al(OH) 4 ] + 3H 2  Otrzymywanie wodoru metodami przemysłowymi  Konwersja metanu wobec kat Ni i temp. 400 o C CH 4 + H 2 O  CO + 3H 2 o CO + H 2 O  CO 2 + H 2 CH 4 + 2H 2 O  CO 2 + 4H 2  Reakcja węgla (koksu) z parą wodną C + H 2 O  CO + H 2 CO + H 2 O  CO 2 + H 2 Tu kliknij aby przejść do wodoru jego związków

145 Izotopy wodoru i typy wiązań w związkach binarnych wodoru  Izotopy wodoru: 1 1 H – prot, 2 1 D – deuter, 3 1 T – tryt,  właściwości chemiczne izotopów są identyczne z tym, że reaktywność maleje wraz wzrostem liczby masowej A,  również wraz ze wzrostem A wzrasta gęstość, T t i T w  Wodorki – to głównie związki wodoru z litowcami MeH i berylowcami MeH 2 z wyjątkiem Be i Mg,  są to związki o wiązaniach jonowych, o budowie krystalicznej i charakterze zasadowym,  w węzłach sieci krystalicznej znajdują się kationy metalu i aniony wodorkowe H -  Izotopy wodoru: 1 1 H – prot, 2 1 D – deuter, 3 1 T – tryt,  właściwości chemiczne izotopów są identyczne z tym, że reaktywność maleje wraz wzrostem liczby masowej A,  również wraz ze wzrostem A wzrasta gęstość, T t i T w  Wodorki – to głównie związki wodoru z litowcami MeH i berylowcami MeH 2 z wyjątkiem Be i Mg,  są to związki o wiązaniach jonowych, o budowie krystalicznej i charakterze zasadowym,  w węzłach sieci krystalicznej znajdują się kationy metalu i aniony wodorkowe H - Tu kliknij aby przejść do wodoru jego związków

146 Izotopy wodoru i typy wiązań w związkach binarnych wodoru - cd  W związkach wodoru z innymi metalami bloku energetycznego s, p i d (oprócz litowców i wapniowców)  występują wiązania atomowe spolaryzowane lub metaliczne  W związkach wodoru z półmetalami i niemetalami  występują wiązania kowalencyjne (atomowe)  lub kowalencyjne (atomowe) spolaryzowane  W miarę wzrostu elektroujemności (wzrostu liczby atomowej Z) pierwiastków bloku s i p w okresach wiązania w związkach binarnych z wodorem wiązanie zmienia się  od jonowego do kowalencyjnego silnie spolaryzowanego  W związkach wodoru z innymi metalami bloku energetycznego s, p i d (oprócz litowców i wapniowców)  występują wiązania atomowe spolaryzowane lub metaliczne  W związkach wodoru z półmetalami i niemetalami  występują wiązania kowalencyjne (atomowe)  lub kowalencyjne (atomowe) spolaryzowane  W miarę wzrostu elektroujemności (wzrostu liczby atomowej Z) pierwiastków bloku s i p w okresach wiązania w związkach binarnych z wodorem wiązanie zmienia się  od jonowego do kowalencyjnego silnie spolaryzowanego Tu kliknij aby przejść do wodoru jego związków

147 Właściwości fizyczne wodoru  Właściwości fizyczne wodoru  wodór w warunkach normalnych (0 o C i 1013hPa ) jest gazem bezbarwnym, bezwonnym, praktycznie nierozpuszczalnym w wodzie (zbiera się pod wodą),  bardzo dobrze rozpuszcza się w palladzie (w 1dm 3 palladu w temp. 20 o C rozpuszcza się 870 dm 3 wodoru) i niklu (pallad i nikiel mają zastosowanie w procesach hydrogenacji (uwodorowania) jako katalizatory),  podwyższonej temperaturze przenika przez szkło kwarcowe i przez metale  Właściwości fizyczne wodoru  wodór w warunkach normalnych (0 o C i 1013hPa ) jest gazem bezbarwnym, bezwonnym, praktycznie nierozpuszczalnym w wodzie (zbiera się pod wodą),  bardzo dobrze rozpuszcza się w palladzie (w 1dm 3 palladu w temp. 20 o C rozpuszcza się 870 dm 3 wodoru) i niklu (pallad i nikiel mają zastosowanie w procesach hydrogenacji (uwodorowania) jako katalizatory),  podwyższonej temperaturze przenika przez szkło kwarcowe i przez metale Tu kliknij aby przejść do wodoru jego związków

148 Właściwości chemiczne wodoru  Właściwości chemiczne - reakcje z fluorowcami (halogenami)  Samorzutnie i wybuchowo z fluorem H 2 + F 2  2HF  Przy udziale światła uv z chlorem H 2 + Cl 2  2HCl  W podwyższonej temperaturze bromem i jodem H 2 + Br 2  2HBr H 2 + I 2  2HI  Wodór jest gazem palnym, mieszanka H:O w stosunku 2:1 jest mieszaniną piorunującą, wodór spala się blado-niebieskim płomieniem – rekcja musi być zainicjowana iskrą elektryczną lub płomieniem  W podwyższonej temp. i ciśnieniu oraz katalizatora z siarką H 2 + S  H 2 S  W podwyższonej temp. i ciśnieniu z azotem 3H 2 + N 2  2NH 3  Właściwości chemiczne - reakcje z fluorowcami (halogenami)  Samorzutnie i wybuchowo z fluorem H 2 + F 2  2HF  Przy udziale światła uv z chlorem H 2 + Cl 2  2HCl  W podwyższonej temperaturze bromem i jodem H 2 + Br 2  2HBr H 2 + I 2  2HI  Wodór jest gazem palnym, mieszanka H:O w stosunku 2:1 jest mieszaniną piorunującą, wodór spala się blado-niebieskim płomieniem – rekcja musi być zainicjowana iskrą elektryczną lub płomieniem  W podwyższonej temp. i ciśnieniu oraz katalizatora z siarką H 2 + S  H 2 S  W podwyższonej temp. i ciśnieniu z azotem 3H 2 + N 2  2NH 3 Tu kliknij aby przejść do wodoru jego związków

149 Właściwości chemiczne wodoru - cd  Właściwości redukujące wodoru Cu II O -II + H 2 0  Cu 0 + H 2 I O -II Fe 2 III O 3 -II + 3H 2 0  2Fe 0 + 3H 2 I O -II Ca II H 2 -I + 2H 2 I O -II  Ca II (O -II H I ) 2 + 2H 2 0 Cl H 2 0  2H I Cl -I  Właściwości utleniające wodoru 2Na 0 + H 2 0  2Na I H -I Ca 0 + H 2 I S VI O 4 -II  Ca II S VI O 4 -II + H 2 0  Właściwości redukujące wodoru Cu II O -II + H 2 0  Cu 0 + H 2 I O -II Fe 2 III O 3 -II + 3H 2 0  2Fe 0 + 3H 2 I O -II Ca II H 2 -I + 2H 2 I O -II  Ca II (O -II H I ) 2 + 2H 2 0 Cl H 2 0  2H I Cl -I  Właściwości utleniające wodoru 2Na 0 + H 2 0  2Na I H -I Ca 0 + H 2 I S VI O 4 -II  Ca II S VI O 4 -II + H 2 0 Tu kliknij aby przejść do slajdu 2


Pobierz ppt "Właściwości wybranych niemetali Występowanie, otrzymywanie, wlaściwości fizyczne i chemiczne oraz ważniejsze związki:  Wodoru,  Węgla, krzemu,  Azotu,"

Podobne prezentacje


Reklamy Google