Pobieranie prezentacji. Proszę czekać

Pobieranie prezentacji. Proszę czekać

Materiały pochodzą z Platformy Edukacyjnej Portalu www.szkolnictwo.pl Wszelkie treści i zasoby edukacyjne publikowane na łamach Portalu www.szkolnictwo.pl.

Podobne prezentacje


Prezentacja na temat: "Materiały pochodzą z Platformy Edukacyjnej Portalu www.szkolnictwo.pl Wszelkie treści i zasoby edukacyjne publikowane na łamach Portalu www.szkolnictwo.pl."— Zapis prezentacji:

1 Materiały pochodzą z Platformy Edukacyjnej Portalu Wszelkie treści i zasoby edukacyjne publikowane na łamach Portalu mogą być wykorzystywane przez jego Użytkowników wyłącznie w zakresie własnego użytku osobistego oraz do użytku w szkołach podczas zajęć dydaktycznych. Kopiowanie, wprowadzanie zmian, przesyłanie, publiczne odtwarzanie i wszelkie wykorzystywanie tych treści do celów komercyjnych jest niedozwolone. Plik można dowolnie modernizować na potrzeby własne oraz do wykorzystania w szkołach podczas zajęć dydaktycznych.

2

3 Spis treści Pojęcie soli Podział soli Ważniejsze kwasy – wartościowość reszt i nazewnictwo ich soli Aktywność metali Otrzymywanie soli 1.reakcja metalu z kwasemreakcja metalu z kwasem 2.reakcja wodorotlenku z kwasemreakcja wodorotlenku z kwasem 3.reakcja tlenku metalu z kwasemreakcja tlenku metalu z kwasem 4.reakcja wodorotlenku z tlenkiem kwasowymreakcja wodorotlenku z tlenkiem kwasowym 5.reakcja tlenku metalu z tlenkiem niemetalureakcja tlenku metalu z tlenkiem niemetalu 6.reakcja metalu z niemetalemreakcja metalu z niemetalem 7.reakcja soli z kwasemreakcja soli z kwasem 8.reakcja metalu z soląreakcja metalu z solą 9.reakcja wodorotlenku z soląreakcja wodorotlenku z solą 10.reakcja soli z soląreakcja soli z solą 11.inne metody otrzymywania soliinne metody otrzymywania soli Podsumowanie

4 Definicja soli Jest to związek chemiczny, którego cząsteczka zbudowana jest z kationu (kationów) metalu i anionu (anionów) reszty kwasowej. Wzór ogólny soli obojętnej ABnm M – oznacza symbol metalu R – oznacza wzór reszty kwasowej n – oznacza ilość atomów metalu w cząsteczce m – oznacza ilość reszt w cząsteczce A – wartościowość metalu w tym związku B – wartościowość reszty kwasowej

5 Sole obojętne zbudowane są z kationów metalu (kationu amonowego) i anionów reszty kwasowej Wodorosole są pochodnymi kwasów wieloprotonowych, w których nie wszystkie atomy wodoru zostały zastąpione kationem metalu Hydroksosole to sole, w których część grup wodorotlenowych nie została zastąpiona resztami kwasowymi. W przyrodzie występują stosunkowo rzadko Np: wodorosiarczan (VI) sodu NaHSO 4, diwodoroortofosforan(V) potasu KH 2 PO 4. Np. :Mg(OH)Cl - chlorek hydroksomagnezu, [Al(OH) 2 ] 3 PO 4 - fosforan(V) dihydroksoglinu Sole uwodnione (hydraty lub wodziany)- są to sole, które w swej cząsteczce posiadają na trwale przyłączone cząsteczki wody (za pomocą wiązań wodorowych w sieci krystalicznej). Woda zawarta w tych solach to tzw. woda hydratacyjna. Podział soli

6 Ważniejsze kwasy – wartościowość reszt i nazewnictwo ich soli Kwas siarkowy (VI) H 2 SO 4 II SO 4 siarczan (VI) Kwas azotowy (V) HNO 3 I NO 3 azotan (V) Kwas ortofosforowy (V) H 3 PO 4 III PO 4 ortofosforan (V) Kwas chlorowodorowy HClI Cl chlorek Kwas siarkowodorowy H 2 SII S siarczek Kwas węglowy H 2 CO 3 II CO 3 węglan Kwas siarkowy (IV) H 2 SO 3 II SO 3 siarczan (IV) Kwas azotowy (III) HNO 2 I NO 2 azotan (III)

7 Aktywność metali Szereg elektrochemiczny metali jest to zestawienie metali według wzrastających potencjałów normalnych. Potencjał normalnej elektrody wodorowej E 0 = 0 Każdy metal o niższym normalnym potencjale wypiera z roztworu metal o potencjale wyższym, np. Zn + Pb 2+ Zn 2+ + Pb -reguła nie dotyczy litowców i berylowców, które z wodnych roztworów nie wypierają innych metali –pierwszeństwo ma reakcja z wodą [otrzymywanie wodorotlenków]. Mg i Be reagują z wodą na gorąco, więc w temperaturze pokojowej mogą wypierać inne metale z roztworu. -Al nie wydziela z roztworów zawierających jony Fe 2+, Zn 2+, Pb 2+ i Cu 2+ metali, ponieważ ulega pasywacji –pokrywa się warstewką ochronną swojego tlenku Aktywność chemiczną metali określa się na podstawie możliwości wyparcia wodoru z roztworu kwasu przez dany metal. Wartości ujemne

8 Przykłady pasywacji Al + HNO 3 nie zachodzi Al + H 2 SO 4 stęż. nie zachodzi Fe + HNO 3 stęż. nie zachodzi Glin nie reaguje z kwasem azotowym (V) i ze stężonym kwasem siarkowym (VI). Żelazo, chrom nie reagują ze stężonym kwasem HNO 3, podczas gdy jego rozcieńczone roztwory roztwarzają te metale, chociaż z bardzo różnymi szybkościami. Warstwą pasywującą są produkty utleniania metali (zwykle ich tlenki). Metale o potencjałach ujemnych mogą wypierać wodór. Są to metale aktywne, nazywane nieszlachetnymi. Zn + 2H + Zn 2+ + H 2 Reakcja przebiega tym mniej energicznie, im bliższy zera jest potencjał normalny metalu. Metale o dodatnich potencjałach nie wypierają wodoru z kwasów. Metale te nazywane są metalami szlachetnymi (Au, Pt) i półszlachetnymi (Cu, Hg, Ag). Im bardziej ujemny potencjał normalny metalu, tym większa jest jego zdolność do utleniania się (oddawania elektronów). K, Na, Ca, Mg, Al., Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Bi, Cu, Hg, Ag, Pt, Au Metale aktywniejsze od wodoru – potencjał ma wartość ujemną

9 2. otrzymywanie soli – reakcja metalu z kwasem Metale o ujemnym potencjale elektrodowym rozpuszczają się w kwasach nie utleniających z wydzieleniem wodoru: Istotą tego procesu jest reakcja atomów aktywnego metalu z kationami wodoru, w wyniku czego powstają kationy metalu i cząsteczki wodoru. Kwasy, w których są redukowane kationy wodoru to kwasy nie utleniające. Należą do nich wszystkie kwasy beztlenowe. Kwasy utleniające posiadają resztę kwasową, która może ulegać redukcji. Należą do nich HNO 3 oraz stężony H 2 SO 4

10 Przykłady Reakcja utleniania Reakcja redukcji

11 Reakcje otrzymywania soli, charakterystyczne dla kwasów utleniających Kwasy utleniające posiadają resztę kwasową, która może ulegać redukcji. Należą do nich HNO 3 oraz stężony H 2 SO 4. Reakcje stężonego kwasu azotowego (V) z metalami mniej aktywnymi niż wodór (nie mogącymi wyprzeć wodoru z cząsteczki kwasu): Ag + 2HNO 3 --> AgNO 3 + NO 2 + H 2 O Reakcje rozcieńczonego kwasu azotowego (V) z metalami mniej aktywnymi niż wodór:

12 Reakcje stężonego kwasu siarkowego (VI) z metalami, mniej aktywnymi niż wodór: Cu + 2 H 2 SO 4 --> CuSO 4 + SO H 2 O Reakcja metalu aktywniejszego od wodoru ze stężonym H 2 SO 4 Zn + 2H 2 SO 4 ZnSO 4 +SO 2 + 2H 2 O W przypadku HNO 3 stopień redukcji azotu zależy przede wszystkim od aktywności metalu, warunków reakcji, stężenia kwasu.(NH 3, N 2 O, NO, NO 2 ) W reakcjach rozcieńczonego(1-2%)HNO 3 z bardzo aktywnymi metalami (K, Na,Mg) wydziela się wodór, ponieważ metale te reagują z wodą, tworząc wodorotlenek i wodór, Utworzony wodorotlenek, reaguje dalej z HNO 3 na zasadzie reakcji zobojętniania. Metale, które w normalnym warunkach praktycznie nie reagują z wodą, typu Zn, Fe, Ni, Pb zawsze reagują z HNO 3 na zasadzie redukcji reszty kwasowej. 4Zn + 10HNO 3 NH 4 NO 3 + 4Zn(NO 3 ) 2 + 3H 2 O ( stężony HNO 3 ).

13

14 Dla dociekliwych Złoto czy platyna nie reagują ze stężonym kwasem azotowym (V), jednak mieszanina tego kwasu ze stężonym kwasem solnym (woda królewska), który nie jest kwasem utleniającym, jest utleniaczem zdolnym je roztworzyć. Przebieg reakcji można jakościowo uzasadnić regułą przekory. Równowaga reakcji utleniania złota przez jony azotanowe(V): przesunięta jest bardzo silnie w lewo (stała równowagi tej reakcji można obliczyć na podstawie potencjałów standardowych redoks) Wyższe od standardowego stężenia jonów azotanowych i wodorowych przesuwają stan równowagi(1) w prawo. Równocześnie w tym samym roztworze jony chlorkowe (o znacznym stężeniu) reagują z produktem reakcji (1) wg równania: Stała równowagi reakcji (2) jest wysoka i prowadzi do obniżenia stężenia Au 3+, co powoduje przebieg reakcji(1) w prawo i pomimo niekorzystnej wartości jej stałej równowagi zachodzi ona praktycznie do końca.

15 2. otrzymywanie soli – reakcja wodorotlenku z kwasem Reakcja zobojętniania polega na łączeniu się jonów wodorowych (hydroniowych H 3 O + ) z jonami wodorotlenkowymi na niezdysocjowane cząsteczki wody. Przykłady

16 Produktami niecałkowitego podstawiania grup OH w cząsteczce wodorotlenku przez reszty kwasowe są hydroksosole. Na przykład w Mg(OH) 2 obie grupy OH zostaną zastąpione resztami kwasowymi, tworzy się sól obojętna: Mg(OH) 2 + 2HCl MgCl 2 + 2H 2 O jeżeli zostanie zastąpiona tylko jedna z nich, to produktem będzie hydroksysól: Mg(OH) 2 + HCl Mg(OH)Cl + H2O Mogą one powstawać w reakcji z zasadą przeprowadzonej przy odpowiednim stosunku stechiometrycznym kwasu i zasady. Wodorotlenki zawierające trzy grupy OH mogą, oprócz soli obojętnej, tworzyć dwa rodzaje hydroksosoli: Al(OH) 3 + 3HCl AlCl 3 + 3H 2 O Al(OH) 3 + 2HCl Al(OH)Cl 2 + 2H 2 O Al(OH) 3 + HC l Al(OH) 2 Cl + H 2 O Jeśli kationy metalu nie zastąpiły wszystkich kwasowych atomów wodoru to powstają wodorosole. Na przykład : 2NaOH + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + 2H 2 O jednak gdy tylko jeden kation sodu wyprze kation wodoru, to powstanie wodorsól: NaOH + H 2 SO 4 NaHSO 4 + H 2 O Wodorosole mogą powstawać m.in. w reakcji wodorotlenku z kwasem, przeprowadzonej w odpowiednim stosunku stechiometrycznym kwasu i zasady.

17 3. otrzymywanie soli – reakcja tlenku metalu z kwasem Przykłady Tlenki metali z grup od 1 do 13 bo tam głównie znajdują się metale mogą reagować z kwasami, przy czym w grupach od 4 do 12, tylko tlenki na najniższych stopniach utlenienia.

18 4. otrzymywanie soli – reakcja wodorotlenku metalu z tlenkiem niemetalu Przykłady

19 5. otrzymywanie soli – reakcja tlenku metalu z tlenkiem niemetalu Przykłady Tym sposobem można otrzymywać tylko sole kwasów tlenowych.

20 6. otrzymywanie soli – reakcja metalu z niemetalem Jest to najprostszy sposób otrzymywania soli beztlenowych. Należy jednak pamiętać, iż nie wszystkie metale wejdą w powyższą reakcję. Przykłady Zn + Cl 2 ZnCl 2 2Al + 3S Al 2 S 3

21 METAL + NIEMETAL KWAS + WODOROTLENEK KWAS + METAL KWAS + TLENEK METALU WODOROTLENEK + TLENEK NIEMETALU S Ó L TLENEK METALU + TLENEK NIEMETALU WODA WODÓR WODA Metody otrzymywania soli

22 7. otrzymywanie soli – reakcja soli z kwasem Przykłady AgNO 3 + HCl AgCl + HNO 3 Ag + + NO H + + Cl - AgCl + H + + NO 3 - Ag + + Cl - AgCl Reakcje soli z kwasem zachodzą tylko wtedy, gdy działający kwas jest mocniejszy niż kwas, z którego powstała sól, lub gdy w wyniku reakcji powstaje osad.

23 Każdy metal o niższym potencjale elektrodowym redukuje kationy metalu o wyższym potencjale elektrodowym. Metal mniej szlachetny powoduje wydzielanie metalu bardziej szlachetnego z roztworu jego soli. 8. otrzymywanie soli – reakcja metalu z solą Przykłady Zn + CuSO 4 ZnSO 4 + Cu Zn + Cu 2+ + SO 4 2- Zn 2+ + SO Cu Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu Cu + 2AgNO 3 Cu(NO 3 ) 2 + 2Ag Cu + 2Ag + Cu Ag Wydzielanie metali ma szerokie zastosowanie praktyczne, głównie przy otrzymywaniu metali z wodnych roztworów ich soli oraz przy oczyszczaniu soli metali od zanieczyszczeń jonami metali.

24 9. otrzymywanie soli – reakcja wodorotlenku z solą Przykłady W reakcjach soli z zasadami są istotne tylko te procesy, w których powstaje osad

25 Tabela rozpuszczalności soli Barwa odpowiada kolorowi roztworu lub osadu Rozpuszczalna Słabo rozpuszczalna Praktycznie nierozpuszczalna W r-rze zachodzą skomplikowane reakcje

26 Warunkiem zajścia reakcji jest wytrącenie się jednej soli w postaci osadu. Pamiętajmy, że wszystkie azotany są dobrze rozpuszczalne w wodzie, natomiast chlorki z wyjątkami. Do tych wyjątków zaliczamy chlorek srebra, talu, rtęci(I) i ołowiu(II). Można bez większego błędu przyjąć, że poza nielicznymi wyjątkami, sole metali leżących w 1 grupie są dobrze rozpuszczalne w wodzie. ( Tablica rozpuszczalności soli) 10. otrzymywanie soli – reakcja soli z solą Przykłady

27 SÓLSÓL Metody otrzymywania soli

28 Metal + zasada 2Al +2H 2 O + 2NaOH 2NaAlO 2 + 3H 2 Reakcji tej ulegają jedynie nieliczne metale (Al, Zn) Tlenek metalu + wodorotlenek Al 2 O 3 + 2NaOH 2NaAlO 2 + H 2 O ZnO + 2KOH K 2 ZnO 2 + H 2 O W ten sposób mogą reagować tylko tlenki amfoteryczne. Znajdziemy je głównie w grupach od 4 do 13 oraz ostatnie pierwiastki grupy 14. W grupach od 4 do 7 tylko tlenki na pośrednich stopniach utlenienia wykazują charakter amfoteryczny kwas + kwas H 3 AsO 3 + 3HCl AsCl 3 + 3H 2 O Według takiego opisu zachodzą reakcje jedynie z metalami amfoterycznymi, wykazującymi silniejsze właściwości kwasowe niż zasadowe Dla dociekliwych

29 Sposób otrzymywaniaProduktyUwagi Metal +niemetalSól kwasu beztlenowego Tylko sole kwasów beztlenowych Metal +kwasSól + wodór Tylko metale aktywniejsze od wodoru (potencjał < 0) i kwasy nie utleniające Tlenek metalu + kwasSól + woda Wodorotlenek metalu +kwas Sól + woda Reakcja zobojętniania. Tlenek metalu +tlenek kwasowy Sól Tylko dla soli kwasów tlenowych Zasada +tlenek kwasowySól + woda

30 Sposób otrzymywaniaProduktyUwagi Kwas1 + sól1Kwas2 +sól2 Działający kwas jest mocniejszy niż kwas, z którego powstała sól, lub gdy w wyniku reakcji powstaje osad. Sól1 + wodorotlenek1Sól 2 + wodorotlenek2 Te procesy, w których powstaje osad Sól1 + sól2Sól3 + Sól4 Obie sole-substraty są dobrze rozpuszczalne w wodzie, a sól-produkt strąca się jako osad Metal1 + sól1Metal2 + sól2 Metal mniej szlachetny powoduje wydzielanie metalu bardziej szlachetnego z roztworu jego soli.

31 Vademecum Matura 2009 – Stanisława Hejwowska Czasopismo Chemia w szkole Kompedium wiedzy z chemii dla gimnazjalisty Beata Sobczyk Ilustracje: Bibliografia


Pobierz ppt "Materiały pochodzą z Platformy Edukacyjnej Portalu www.szkolnictwo.pl Wszelkie treści i zasoby edukacyjne publikowane na łamach Portalu www.szkolnictwo.pl."

Podobne prezentacje


Reklamy Google