Właściwości wybranych niemetali

Prezentacja na temat: "Właściwości wybranych niemetali"— 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 Fluorowce – ogólna charakterystyka Charakter chem. tlenków
Właściwości fizyczne i chemiczne oraz ważniejsze związki wybranych niemetali 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 H Amoniak (NH3) Fluorowce – ogólna charakterystyka Charakter chem. tlenków He Li Be Tlenki azotu B C N O F Ne Na Mg Kwasy azotowe Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds

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 (N2) natomiast fosfor czteroatomowe (P4) 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 NaNO3, saletra indyjska KNO3, saletra norweska Ca(NO3)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 (Tw(N) = -196oC, Tw(O) = -183oC) metody laboratoryjne: termiczny rozkład soli azotanowo-amonowych lub azydków (sole kwasu azotowodorowego HN3): NH4NO2  N2 + 2H2O NH4Cl + NaNO2  NaCl + N2 + H2O 2NaN3  2Na + 3N2 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): N2 + 3H3  2NH3 N2 + O2  2NO 6Li + N2  2Li3N Otrzymywanie amoniaku metodą przemysłową Habera – Boscha: mieszaninę azotu i wodoru przepuszcza się nad katalizatorem (Fe z domieszką tlenków Ca, Al i K) w temp oC i ciśnieniu 300 at. N2 + 3H2  2NH3 metoda laboratoryjna: termiczny rozkład chlorku amonu NH4Cl  NH3 + 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 Tw = -33,4oC, Bardzo dobrze rozpuszcza się w wodzie, rozpuszczony w wodzie daje max 25% roztwór wody amoniakalnej ( w temp. 0oC – 1176dm3/1dm3 wody, w temp. 20oC – 702dm3/1dm3 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 / H2 N – H … |O| \ H3N| … H |O| H2 N – H … |NH3 Tu kliknij aby przejść do właściwości amoniaku

9 Amoniak – właściwości fizyczne - cd
Wodny roztwór amoniaku – woda amoniakalna (hydrat NH3.H2O) ma odczyn zasadowy, w temp. 25oC dysocjacji ulga 0,002% cząsteczek amoniaku, jest słabym elektrolitem i słabą zasadą: NH3.H2O ↔ NH4+ + 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 NH3 Piramida trygonalna Kation amonowy NH4+ Tetraedr (czworościan foremny) .. N H H H + H H Tu kliknij aby przejść do soli amonowych

11 Sole amonowe (NH4+) 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: NH4Cl + 2H2O  NH3.H2O + H3O+ + Cl- CH3COONH4 + H2O  CH3COOH + NH3.H2O Tu kliknij aby przejść do soli amonowych

12 Sole amonowe (NH4+) - cd Otrzymywanie soli amonowych:
rekcje gazowego amoniaku lub jego wodnego roztworu z kwasami, w przypadku otrzymywania chlorku amonu reakcja zachodzi w fazie gazowej między NH3 i HCl, powstająca sól jest zawiesiną kryształków w powietrzu (biały dym, mgła): NH3(g) + HCl(g)  NH4Cl(s) Tu kliknij aby przejść do soli amonowych

13 Sole amonowe (NH4+) - 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: NH4Cl  NH3(g) + HCl(g) NH4HCO3  NH3(g) + CO2(g) + H2O(g) (NH4)2 CO3  2NH3(g) + CO2(g) + H2O(g) Tu kliknij aby przejść do tlenków azotu

14 Tlenki azotu – N2O Azot tworzy następujące tlenki: N2O, NO, N2O3, NO2 (N2O4), N2O5, tylko NO można otrzymać w syntezie z pierwiastków Tlenek azotu(I) N2O: 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 slajdu 2 Tu kliknij aby przejść do tlenków azotu

15 Tlenek azotu: N2O – cd Otrzymywanie: NH4NO3  N2O + 2H2O
termiczny rozkład NH4NO3 NH4NO3  N2O + 2H2O 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 (2000oC) N2 + O2  2NO Laboratoryjnie - reakcje HNO3(rozc) z Cu, Ag, redukcja azotanów(III) 8HNO3(rozc) + 3Cu  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 2FeSO4 + 2NaNO2 + 2H2SO4  2NO + Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + 2H2O Właściwości: utlenienie w powietrzu atmosferycznym 2NO + O2  2NO2 Tu kliknij aby przejść do tlenków azotu

18 Tlenek azotu(III) – N2O3 Właściwości fizyczne: - ciało stałe w temp. poniżej -100oC, w temperaturach wyższych przechodzi ciecz i gaz, w tych stanach skupienia jest nietrwały i ulega rozkładowi N2O3  NO2 + NO Właściwości chemiczne: tlenek kwasowy, reaguje z wodą, produktem jest kwas azotowy(III) N2O3 + H2O  2HNO2 Tu kliknij aby przejść do tlenków azotu

19 Tlenek azotu(IV) NO2 (N2O4)
Tlenek azotu(IV): NO2 jest gazem barwy brunatnej, trującym o duszącym zapachu, jego dimer N2O4 jest gazem bezbarwnym W temp. poniżej 200oC NO2 ulega dimeryzacji w N2O4 i ustala się stan równowagi, im niższa temp. tym bardziej stan równowagi jest przesunięty w kierunku N2O4 2NO2 ↔ N2O4 Tu kliknij aby przejść do tlenków azotu

20 Tlenek azotu(IV) NO2 (N2O4) - cd
Właściwości NO2: Cząsteczka NO2 zawiera jeden elektron niesparowany, jest rodnikiem molekularnym, stąd duża reaktywność chemiczna i tendencja do tworzenia dimeru N2O4 O O O // \\ // 2 ˙N ↔ N .. N \\ // \\ O O O Tu kliknij aby przejść do tlenków azotu

21 Tlenek azotu(IV) NO2 (N2O4) - cd
Właściwości chemiczne: tlenek ma właściwości kwasowe, reaguje z wodą, dając mieszaninę dwóch kwasów azotowych (III) i (V) 2NO2 + H2O  HNO2 + HNO3 N2O4 + H2O  HNO2 + HNO3 tlenek reaguje z roztworami wodorotlenków litowców i berylowców, powstaje mieszanina azotanów(III) i (V) odpowiedniego metalu 2NO2 + 2NaOH  NaNO2 + NaNO3 + H2O 2N2O4 + 2Ca(OH)2  Ca(NO2)2 + Ca(NO3)2 + 2H2O Tu kliknij aby przejść do tlenków azotu

22 Tlenek azotu(IV) NO2 (N2O4) - cd
Właściwości utleniające NO2: 4Cu + N2O4  2Cu2O + 2NO 2CO + N2O4  2CO2 + 2NO 2SO2 + N2O4  2SO3 + 2NO Otrzymywanie NO2: termiczny rozkład azotanów(V) 2Pb(NO3)2  2PbO + 4NO2 + O2 reakcja stężonego HNO3 z metalami, np. Cu, Ag, Hg Cu + 4HNO3  Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Tu kliknij aby przejść do tlenków azotu

23 Tlenek azotu(V) N2O5 Właściwości N2O5:
krystaliczne, bezbarwne ciało stałe, łatwo topliwe, stapiany ulega rozkładowi 2N2O5  4NO2 (2N2O4) + O2 tlenek kwasowy, reaguje z wodą: N2O5 + H2O  2H2NO3 Otrzymywanie: utlenianie NO2 w ozonie (O3), odwodnienie HNO3 tlenkiem fosforu(V) 6NO2 + O3  3N2O5 2HNO3  N2O4 + H2O Tu kliknij aby przejść do kwasu azotowego(V)

24 Kwas azotowy(V) HNO3 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 4HNO3  4NO2 + O2 + 2H2O 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) HNO3 - 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 + 4HNO3(stęż)  Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 8HNO3(rozc) + 3Cu  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 4Zn + 10HNO3  4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O Tu kliknij aby przejść do kwasu azotowego(V)

26 Kwas azotowy(V) HNO3 - cd
Właściwości chemiczne cd: w reakcji z metalami o niższych potencjałach standardowych wypierany jest wodór z kwasu 2Na + 2HNO3  2NaNO3 + H2 Ca + 2HNO3  Ca(NO3)2 + H2 Stężony kwas utlenia również niektóre niemetale: C, S, P C + 4HNO3  CO2 + 4NO2 + 2H2O S + 6HNO3  H2SO4 + 6NO2 + 2H2O P + 5HNO3  H3PO4 + 5NO2 + H2O Tu kliknij aby przejść do kwasu azotowego(V)

27 Kwas azotowy(V) HNO3 - cd
Właściwości chemiczne cd: Stężony w mieszaninie ze stężonym H2SO4 (w stosunku objętościowym 1:2) tworzy mieszaninę nitrującą, powstaje kation nitrowy (nitroilu NO2+) HNO3 + 2H2SO4  NO2+ + 2HSO4- + H3O+ 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 + HNO3  NOCl + Cl2 + 2H2O Au + 4HCl + HNO3  H[AuCl4] + NO + 2H2O Tu kliknij aby przejść do kwasu azotowego(V)

28 Kwas azotowy(V) HNO3 - cd
Otrzymywanie kwasu azotowego(V): na skalę przemysłową otrzymuje się metodą Ostwalda: Etap I: synteza amoniaku metodą Habera – Boscha 3H2 + N2  2NH3 Etap II: katalityczne utlenienie amoniaku do NO na siatce platynowej 4NH3 + 5O2  4NO + 6H2O Etap III: utlenienie NO do NO2 w tlenie atmosferycznym 2NO + O2  2NO2 (N2O4) Etap IV: pochłanianie mieszaniny NO2 i N2O4 przez wodę N2O4 + H2O  HNO3 + HNO2 Etap V: rozkład HNO2 w miarę wzrostu stężenia roztworu 3HNO2  HNO3 + 2NO + H2O (powstający NO zawracany jest do etapu III) Tu kliknij aby przejść do kwasu azotowego(V)

29 Kwas azotowy(V) HNO3 - 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)
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 2KNO3  2KNO2 + O2 2Pb(NO3)2  2PbO + 4NO2 + O2 2AgNO3  2Ag + 2NO2 + O2 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) HNO2 Właściwości kwasu HNO2:
jest słabym kwasem (elektrolitem), trwały jest tyko w rozcieńczeniu z wodą , stężony ulga rozkładowi – reakcja dysproporcjonowania 3HNO2  HNO3 + 2NO + H2O Sole kwasu: azotany(III) są trwałe termicznie, dobrze rozpuszczalne w wodzie (wyjątki Fe3+, Ag+, Bi3+, Sn2+), odczyn wodnych roztworów soli litowców i berylowców (wyjątek Be) jest zasadowy – ulegają hydrolizie anionowej Tu kliknij aby przejść do kwasu azotowodorowego

32 Kwas azotowodorowy HN3 Właściwości kwasu HN3: bezbarwna, lotna ciecz, o nieprzyjemnym zapachu, trujący, łatwo wybucha pod wpływem wstrząsu lub po ogrzaniu, rozpuszczalna w wodzie, dając słaby kwas Sole kwasu HN3 - 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 KNO3 i SiO2), pod wpływem impulsu elektrycznego zachodzą następujące reakcje 2NaN3  2Na + 3N2 10Na + 2KNO3  K2O + 5Na2O + N2 K2O + SiO2  K2SiO3 Na2O + SiO2  Na2SiO3 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 Ca3(PO4)2, apatyty 3Ca3(PO4)2.CaCO3.H2O i Ca3(PO4)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
Biały Czerwony Fioletowy Czarny Miękki, silnie trujący, o zapachu czosnku, Tt=44oC, bardzo aktywny zapala się po potarciu lub w powietrzu w temp oC, występuje w cząsteczkach P4 Nietoksyczny, mniej reaktywny chemicznie , w powietrzu zapala się w temp. 400oC, powstaje po ogrzaniu fosforu białego do temp. ok. 180oC bez dostępu tlenu , słabo przewodzi prąd Powstaje z fosforu czerwonego po ogrzaniu do temp. ok. 530oC Najbardziej trwała odmiana, ciemnoszary z metalicznym połyskiem, powstaje po ogrzaniu fosforu białego do temp. ok. 220oC 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. 1900oC 2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C  6CaSiO3 + 10CO + P4 Właściwości chemiczne: Spalanie (bez względu na odmianę alotropową) P4 + 3O2  2P2O3 (przy niedoborze tlenu) P4 + 5O2  P4O10 (przy nadmiarze tlenu) Reakcja fosforu białego z chlorem (również pozostałe fluorowce) P4 + 6Cl2  4PCl3 P4 + 10Cl2  4PCl5 Fosfor biały reaguje z wodorem, siarką oraz z metalami Tu kliknij aby przejść do związków fosforu

36 Fosfor Właściwości cd: Utleniania fosforu HNO3
P4 + 20HNO3  4H3PO4 + 20NO2 + 4H2O Reakcja fosforu białego w podwyższonej temp z wodorotlenkami litowców i berylowców: P4 + 3KOH +3H2O  PH3 + 3KH2PO2 Redukcja metali (Cu, Ag, Au, Pb) P4 +10CuSO4 + 16H2O  10Cu + 4H3PO4 +10H2SO4 Fosfor biały oraz czerwony po ogrzaniu rozkłada wodę, produktem jest H3PO4 Tu kliknij aby przejść do związków fosforu

37 Związki fosforu – fosforowodór
Fosforowodór (fosfina, fosforiak) PH3: Otrzymywanie – hydroliza AlP, reakcja fosforu białego zasadami na gorąca, reakcja fosforu lub jego związków z wodorem in statu nascendi AlP + 3H2O  PH3 + Al(OH)3 3NaOH + P4 + 3H2O  3NaH2PO2 + PH3 H3PO4 + 8H  PH3 + 4H2O 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 PH3 + HCl  PH4Cl Dwufosfina P2H4: H2P – PH2 (jest analogiem hydrazyny H2N – NH2), 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) P4O6 i tlenek fosforu(V) P4O10 Tlenki mają charakter kwasowy, reagują z wodą, w zależności od stosunków stechiometrycznych powstają następujące kwasy: P4O6 + 6H2O  4H3PO3 - kw. fosforowy(III) – kwas dwuprotonowy, jeden atom wodoru jest związany bezpośrednio z atomem centralnym (P) P4O10 + 2H2O  4HPO3 - kw. metafosforowy(V) P4O10 + 4H2O  2H4P2O7 - kw. pirofosforowy(V) – w rzeczywistości otrzymuje się przez odwodnienie kwasu ortofosforowego(V) w trakcie ogrzewania: 2H3PO4  H4P2O7 + H2O P4O10 + 6H2O  4H3PO4 - kw. ortofosforowy(V) Tu kliknij aby przejść do związków fosforu

39 Związki fosforu – kwasy fosforowe
Kwas fosforowy(III) H2HPO3: ciało stałe, bezbarwne higroskopijne, dobrze rozpuszcza się w wodzie, o średniej mocy, kwas dwuprotonowy (dwuwodorowy) H – O \ H P / O Dysocjacja elektrolityczna kwasu H2HPO3 ↔ HHPO3- + H+ HHPO3- ↔ HPO32- + H+ Tu kliknij aby przejść do związków fosforu

40 Związki fosforu – kwasy fosforowe
Kwas ortofosforowy(V) H3PO4: 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: 2H3PO4  H4P2O7 + H2O H3PO4 + H2O ↔ H2PO4- + H3O+ H2PO4- + H2O ↔ HPO42- + H3O+ HPO42- + H2O ↔ PO43- + H3O+ Tu kliknij aby przejść do związków fosforu

41 Związki fosforu – kwasy fosforowe
Kwas fosforowy(I) HH2PO2:kwas jednoprotonowy (jednowodorowy) H | O P – O – 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 E2O5 i E2O7 mają charakter kwasowy Związki w wodorem: wodorki o ogólnym wzorze EH są wodorkami kwasowymi Tu kliknij aby przejść do fluorowców

43 Występowanie fluorowców
Chlor Brom Jod Występowanie fluoru : fluor nie występuje w stanie wolnym, w postaci związanej w minerałach: fluoryt CaF2, kriolit Na3AlF6, apatyt Ca3(PO4)2.Ca(ClF)2 Występowanie chloru: chlor występuje wyłącznie w postaci związanej: sole chlorkowe rozpuszczone w wodzie, w minerałach halit - NaCl, karnalit KCl.MgCl2.6H2O, sylwin KCl, kainit KCl.MgSO4.3H2O) 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(IO3)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 E2O5 i E2O7 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 CaF2) z dodatkiem KHF2: CaF2 + H2SO4  CaSO4 + 2HF A(+): 2F-  F2 + 2e- K(-): 2H+ + 2e-  H2 Właściwości fizyczne: bladożółty gaz o ostrym zapachu, podrażniających błony śluzowe o gęstości w warunkach normalnych 1,7g/cm3, 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 + F2  CaF2 2Al + 3F2  2AlF3 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., H2 + F2  2HF(aq) S + 3F2  SF6 Reaguje z tlenem podczas wyładowań atmosferycznych, O2 + F2  O2F2(g) Reaguje z wodą, rozcieńczonymi zasadami, H2O + F2  2HF + O2 2KOH + 2F2  OF2(g) + 2KF + H2O Wypiera pozostałe fluorowce z soli prostych , 2NaCl + F2  2NaF(aq) + Cl2 Reaguje z tlenkiem krzemu SiO2 + 2F2  SiF4(g) + O2 W podwyższonych temp. tworzy związki międzyhalogenowe o ogólnym wzorze AXn, gdzie n = 1, 3, 5, 7 Cl2 + F2  2ClF(g) Br2 + 3F2  2BrF3(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 + H2O ↔ H3O+ + F- SiO2 + 4HF  SiF4 + 2H2O Tu kliknij aby przejść do fluoru i jego związków

49 Fluor - zastosowanie Zastosowanie fluoru:
otrzymywanie teflonu (spolimeryzowany C2F4 - tetrafluoroeten), freonów CF2Cl2 - 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, SF6 - 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.MgCl2.6H2O, sylwin KCl, kainit KCl.MgSO4.3H2O) 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 CCl4 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 + 2H2O  2NaOH + Cl2 + H2 A(+): 2Cl-  Cl2 + 2e- K(-): 2H2O +2e-  H2 + 2OH- utlenianie chlorowodoru 4HCl + O2  2Cl2 + 2H2O Tu kliknij aby przejść do chloru i jego związków

52 Chlor Otrzymywanie chloru:
Metody laboratoryjne: Utlenienie kwasu chlorowodorowego 2KMnO4 + 16HCl  2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O MnO2 + 4HCl  MnCl2 + Cl2 + 2H2O Reakcja wapna chlorowanego z kwasem chlorowodorowym CaCl(ClO) + 2HCl  Cl2 + CaCl2 + H2O Elektroliza kwasu chlorowodorowego lub wodnego roztworu NaCl: A(+): 2Cl-  Cl2 + 2e- K(-): 2H+ +2e-  H2 K(-): 2H2O +2e-  H2 + 2OH- Tu kliknij aby przejść do chloru i jego związków

53 Chlor Właściwości chemiczne chloru:
Dysproporcjonowanie chloru w reakcji z wodą Cl2(g) + H2O ↔ 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; HClO  2HCl + O2 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 + 2Cl2(g)  PtCl4 2Au + 2Cl2(g)  2AuCl3 Cu + Cl2(g)  CuCl2 2Fe + 3Cl2(g)  2FeCl3 Reakcje z niemetalami H2(g)+ Cl2(g)  2HCl(g) (temp. lub uv, iskra elektr.) Utlenienie chloru pierwiastkowego Cl2 + F2  2ClF(g) (temp. 270oC) Tu kliknij aby przejść do chloru i jego związków

55 Chlor Właściwości chemiczne chloru - cd:
Wypieranie (utlenianie) jonów Br- i I- 2NaBr + Cl2(g) 2NaCl + Br2(g) 2KI + Cl2(g)  2KCl + I2 Jon chlorkowy jest wypierany (utleniany) przez fluor 2KCl + F2(g)  2KF + Cl2(g) Reakcja chloru z roztworami zasad (r. dysproporcjonowania) 2KOH + 0Cl2(g) K-ICl + K+IClO + H2O Tu kliknij aby przejść do chloru i jego związków

56 Ważniejsze związki chloru – tlenki
Tlenki chloru: Cl2O; ClO2; Cl2O6; Cl2O7 mają charakter kwasowy, reagują z wodą i roztworami zasad Cl2O – żółtobrązowy gaz, wybucha w reakcji z związkami o właściowościach redukujących 2Cl2 + 2HgO  HgCl.HgO + Cl2O Cl2O + 2NaOH  2NaClO + H2O ClO2 – czerwonożółty gaz, o silnych właściwościach utleniających, ulega wybuchowemu rozkładowi przy lekkim ogrzaniu 2AgVClO3 + 0Cl2  2Ag-ICl + 2IVClO2 + O2 2IVClO2 + 2KOH  KIIIClO2 + KVClO3 + H2O Tu kliknij aby przejść do chloru i jego związków

57 Ważniejsze związki chloru – tlenki
Tlenki chloru - cd: Cl2O6 – ciecz barwy ciemnoczerwonej o silnych właściwościach utleniających 4ClO2 + 2O3  2Cl2O6 + O2 (temp. 0oC) VICl2O6 + 2NaOH  NaVClO3 + NaVIIClO4 + H2O Cl2O7 – bezbarwna ciecz, otrzymuje się przez odwodnienie HClO4 przez P4O10 2HClO4 ↔ Cl2O7 + H2O Cl2O7 + 2KOH  2KClO4 + H2O 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/cm3 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 + H2 Ba + 2HCl  BaCl2 + H2 Otrzymywanie chlorowodoru: NaCl + H2SO4  NaHSO4 + HCl (temp. pokojowa) NaCl + NaHSO4  Na2SO4 + HCl (podwyższona temp.) H2 + Cl2  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 Fe + HCl(aq)  FeCl2(aq) + H2 Zn + HCl(aq)  ZnCl2(aq) + H2
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 PbCl2) Fe + HCl(aq)  FeCl2(aq) + H2 Zn + HCl(aq)  ZnCl2(aq) + H2 Sole – chlorki: są dobrze rozpuszczalne w wodzie (wyjątki PbCl2, 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: HICl-IIO  H-ICl + 0O Otrzymywanie HClO: rozpuszczanie chloru lub Cl2O w wodzie 0Cl2(g) + H2O  HIClO(aq) + H-ICl(aq) Cl2O(g) + H2O  2HClO(aq) Chlorany(I): są trwalsze od kwasu, mają właściwości utleniające, otrzymuje się przepuszczając chlor przez zasady 0Cl2 + 2KOH  K-ICl + KIClO + H2O Chlorany(I) ogrzewane ulegają rozkładowi lub dysproporcjonowaniu 3KIClO  2K-ICl + KVClO3 2KICl-IIO  2K-ICl + 0O2 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
HClO2 – 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 ClO2 w zasadach 2IVClO2 + 2KOH  KIIIClO2 + KVClO3 + H2O Chlorany(III) ogrzewane ulegają rozkładowi lub dysproporcjonowaniu KIIICl-IIO2  K-ICl + 0O2 3KIIIClO2  K-ICl + 2KVClO3 Tu kliknij aby przejść do chloru i jego związków

63 Ważniejsze związki chloru – kwasy chlorowe i ich sole
HClO3 – kwas chlorowy(V): mocny, nietrwały kwas, istnieje tylko w roztworach, max 40%, w wyższych stężeniach ulega rozkładowi – reakcja dysproporcjonowania 3HVClO3  HVIIClO4 + 2O2 + 0Cl2 + H2O Chlorany(V): trwałe sole, otrzymuje się przepuszczając Cl2O6 przez zasady lub chlor przez roztwory zasad VICl2O6 + 2KOH(aq)  KVClO3 + KVIIClO4 + H2O 30Cl2 + 6KOH(aq)  5K-ICl + KVClO3 + 3H2O Chlorany(V) ogrzewane ulegają rozkładowi i dysproporcjonowaniu 4KVClO3  K-ICl + 3KVIIClO4 2KVClO3  2K-ICl + 3O2 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
HClO4 – kwas chlorowy(VII):trwały, mocny kwas, oleista ciecz, łatwo wybuchająca, ma bardzo silne właściwości utleniające Otrzymywanie: rozpuszczanie Cl2O7 w wodzie Cl2O7 + H2O  2HClO4 Chlorany(VII): sole trwałe, o silnych właściwościach utleniających, otrzymuje się w reakcji dysproporcjonowania chloranów(V) lub reakcji Cl2O7 z roztworami zasad Cl2O7 + 2KOH  2KClO4 + H2O 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 HClO HClO4 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 CCl4, rozpuszcza się również w wodzie (woda bromowa), w trakcie rozpuszczania w ulega dysproporcjonowaniu (max stężenie ok. 3,5%) 0Br2 + H2O  H-IBr + HIBrO Tu kliknij aby przejść do bromu i jego związków

67 Brom Otrzymywanie bromu: z bromków w reakcji z gazowym chlorem 2NaBr + Cl2  2NaCl + Br2 Właściwości chemiczne bromu: W związkach chemicznych występuje na stopniach utlenienia: –I (HBr, KBr, CaBr2); +I (Br2O; HBrO); +III (NaBrO2); +V (HBrO3, Ba(BrO3)2); +VII (HBrO4, KBrO4) Brom nie reaguje z tlenem, jego tlenki Br2O, BrO2, Br2O5 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 Br2 + H2  2HBr Z aktywnymi litowcami reaguje wybuchowo Br2 + 2K  2KBr W stanie wilgotnym reaguje ze złotem 3Br2 + 2Au  2AuBr3 Brom reaguje z niemetalami – siarką, fosforem Tu kliknij aby przejść do bromu i jego związków

69 Brom i jego związki Tlenki bromu: Br2O, BrO2, Br2O5 mają charakter kwasowy Kwasy bromowe: HBrO - kwas bromowy(I), HBrO3 - kwas bromowy(V), HBrO4 – kwas bromowy(VII), nie został wyodrębniony kwas bromowy(III), jego reszta występuje tylko w solach (np. Ca(BrO2)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 + H2O ↔ H3O+ + Br- Bromki (sole kwasu bromowodorowego): są dobrze rozpuszczalne w wodzie (wyjątki: PbBr2, TlBr, CuBr2, Hg2Br2, 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(IO3)2 Otrzymywanie: redukcja jodanu(V) wapnia, wypieranie z roztworów jodków chlorem lub bromem Ca(IO3)2 + 5NaHSO3  3NaHSO4 + Na2SO4 + CaSO4 + H2O + I2 2KI + Cl2  2KCl + I2 2NaI + Br2  2NaBr + I2 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 I3- (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), CHCl3, CS2, CCl4, – roztwory barwy fioletowej Tu kliknij aby przejść do bromu i jego związków

73 Jod Właściwości chemiczne jodu: W podwyższonej temp. reaguje z wodorem
H2 + I2  2HI(g) W obecności katalizatora (H2O) reaguje z metalami, np. z pyłem magnezu, cynku Mg + I2  MgI2 Zn + I2  ZnI2 Utlenianie jodu w reakcji z HNO3 lub roztworami zasad 3I2 + 10HNO3  6HIO3 + 10NO + 2H2O 3I2 + 6NaOH  5NaI + NaIO3 + 3H2O Wypieranie jodu przez chlor, brom z soli prostych 2KI + Br2  2KBr + I2 2NaI + Cl2  2NaCl + I2 Tu kliknij aby przejść do bromu i jego związków

74 Jod – ważniejsze związki
Kwasy jodowe: HIO – kwas jodowy(I) HIO3 – kwas jodowy(V) H5IO6 – kwas jodowy(VII), ogrzewany traci wodę i tlen, w temp. 140oC przechodzi w HIO3 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 – CH3) || O CH3 – CO – CH3 + 3I2 + 4NaOH  CHI3 + 3NaI CH3 - COONa + 3H2O Tu kliknij aby przejść do slajdu 2

75 Siarka Występowanie: w stanie wolnym jako siarka rodzima,
w stanie związanym w minerałach: piryt FeS2, galena PbS, blenda cynkowa ZnS, gips krystaliczny CaSO4.2H2O; anhydryt CaSO4 siarczany(VI) magnezu i sodu rozpuszczone w wodzie morskiej, siarka towarzyszy złożom węgla kamiennego, ropy naftowej, gazu ziemnego w postaci H2S, gazach wulkanicznych w postaci SO2 i H2S 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. 95,6oC, o Tt = 119oC Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

77 Siarka Właściwości fizyczne siarki:
w temp. powyżej Tt = 119oC, siarka przechodzi w ruchliwą ciecz barwy jasnożółtej, w trakcie dalszego podgrzewania gęstnieje i przybiera barwę brunatną jako efekt łączenia się cząsteczek S8 w długie łańcuchy – odmiana alotropowa μ (polisiarka), w temp powyżej 200oC 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. 445oC (Tw) przechodzi w stan pary zawierające cząsteczki S8, w miarę wzrostu temp. rozpadają się one w cząsteczki S6, S4, S2 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 CS2 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) + 3F2(g)  SF6(g) 2K + S  K2S Hg + S  HgS 2Ag + S  Ag2S Cu + S  CuS W podwyższonej temp. reaguje z pozostałymi fluorowcami, z wodorem – H2S (400oC), z innymi metalami, z tlenem (250oC) spalając się niebieskim płomieniem S + O2  SO2 Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

80 Siarka: właściwości chemiczne - cd
Roztwarzanie siarki w kwasach utleniających i silnych zasadach: S + 2HNO3  H2SO4 + 2NO 3S + 6NaOH  Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O 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
na skalę przemysłową metodami górniczymi, lub wytapianie przegrzaną parą wodną, katalityczne utlenianie siarkowodoru 2H2S + O2  2S + 2H2O 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 - H2S: bezbarwny gaz o nieprzyjemnym zapachu (zgniłych jaj), dobrze rozpuszczalny w wodzie, w roztworze wodnym tworzy bardzo słaby kwas dwuprotonowy H2S(aq). Cząsteczka ma budowę kątową (92o), jest polarna, między cząsteczkami nie powstają wiązania wodorowe S H H Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

83 Siarkowodór – H2S(g) Otrzymywanie: FeS + HCl  FeCl2 + H2S
Właściwości: siarkowodór jest gazem trującym (wiąże się z kationami Fe2+ hemoglobiny w nierozpuszczalny FeS), palnym (spala się niebieskim płomieniem), wykazuje silne właściwości redukcyjne, w zależności od utleniacza może utlenić się do siarki elementarnej, 2H2S + O2  2H2O + 2S (niedobór) do SO2 lub SO3 2H2S + 3O2  2H2O + 2SO (nadmiar) H2S + 2O2  H2O + SO (nadmiar) Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

84 Kwas siarkowodorowy – H2S(aq) i jego sole – siarczki
Dysocjacja elektrolityczna: H2S + H2O ↔ H3O+ + HS- HS- + H2O ↔ H3O+ + S2- 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 S2- + H2O ↔ HS- + OH- HS- + H2O ↔ H2S + 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 NiCl2 + H2S(g)  NiS + H+ + Cl- Ni2+(aq) + H2S(g)  NiS(s) + 2H+ lub po dodaniu roztworu rozpuszczalnej soli siarczku (Na2S) 2FeCl3 + 3Na2S  Fe2S3 + 6Na+ + 6Cl- 2Fe3+(aq) + 3S2-(aq)  Fe2S3(s) Wodne roztwory siarczków litowców mają zdolność rozpuszczania siarki i tworzenia jonów polisiarczkowych Sn2- (n = 2 ÷ 9), np. piryt FeS2 , atomy siarki jonach połączone są liniowo Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

86 Związki siarki – tlenek siarki(IV) SO2
Właściwości fizyczne SO2: 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 SO2: tlenek o właściwościach kwasowych, w reakcji z wodą powstaje kwas siarkowy(IV) – H2SO3 [hydrat tlenku siarki(IV) SO2.H2O] SO2 + H2O  H2SO3 Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

87 Związki siarki – tlenek siarki(IV) SO2
Otrzymywanie SO2: Metody laboratoryjne – rozkład siarczanów(IV) mocnymi kwasami lub redukcja kwasu siarkowego(VI) miedzią, spalanie siarki Na2SO3 + 2HCl  SO2 + 2NaCl + H2O Cu + 2H2SO4  CuSO4 + SO2 + 2H2O Metody przemysłowe – spalanie siarki, pirytu lub innych związków, redukcja anhydrytu węglem, spalanie siarkowodoru S + O2  SO2 4FeS2 + 11O2  8SO2 + 2Fe2O3 2ZnS + 3O2  2ZnO + 2SO2 2CaSO4 + C  2SO2 + 2CaO + CO2 2H2S + 3O2  2SO2 + 2H2O Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

88 Związki siarki – tlenek siarki(IV) SO2
Zastosowanie SO2: 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 SO2 w powietrzu określa się wykorzystując czułą reakcję z jodem SO2 + I2 + 2H2O  H2SO4 + 2HI Uwaga: tlenek jest gazem toksycznym, w połączeniu w wodą (anion wodorosiarczanowy (IV) HSO3- ) 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) SO3
Właściwości fizyczne SO3: wykazuje skłonności do polimeryzacji, stąd występuje w wielu odmianach, które różnią się właściwościami fizycznymi Zakres temp. Struktura Właściwości fizyczne Poniżej 17oC Polimer łańcuchowy Krystaliczna, bezbarwna substancja stała (podobna do lodu) 17-45oC Trimer cykliczny Bezbarwna lotna ciecz Powyżej 45oC Monomeryczne cząsteczki Bezbarwny gaz Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

90 Związki siarki – tlenek siarki(VI) SO3
Polimer SO3 Trimer SO3 Monomeryczna cząsteczka SO3 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 Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

91 Związki siarki – tlenek siarki(VI) SO3
Właściwości chemiczne SO3: bardzo dobrze rozpuszcza się w wodzie (lepiej w H2SO4), 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 SO3 + H2O  H2SO4 SO3 + H2SO4  H2S2O7 (H2S3O10, H2S4O13) Otrzymywanie SO3: katalityczne utlenianie (V2O5 lub Pt) tlenku siarki(IV) 2SO2 + O2  2SO3 Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

92 Związki siarki – kwas siarkowy(IV) H2SO3
Właściwości H2SO3: nietrwały, dwuprotonowy kwas średniej mocy, występuje tylko w dużych rozcieńczeniach, ulega dysocjacji dwustopniowej H2SO3 +H2O ↔ H3O+ + HSO3- HSO3- + H2O ↔ H3O+ + SO32- Kwas tworzy dwa typy soli – siarczany(IV); SO32- i wodorosiarczany(IV); HSO3- 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 NaHSO3 jest kwasowy) SO32- + H2O  HSO3- + OH- HSO3- + H2O  H2SO3 + OH- H2SO3(aq)  SO2(g) + H2O Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

93 Związki siarki – siarczany(IV)
Właściwości siarczanów(IV): Właściwości redukujące w kontakcie z silnymi utleniaczami 2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 K2SO4 + 5Na2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O 2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH  2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O 2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O  2MnO2 + 2KOH + 3Na2SO4 Zastosowanie siarczanów(IV): środki dezynfekcyjne i bielące w przemyśle spożywczym, papierniczym [Ca(HSO3)]2 – otrzymywanie celulozy z masy drzewnej], włókienniczym, w analizie chemicznej i fotografii (Na2SO3) 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 2NaHSO3  Na2S2O5 + H2O Na2S2O5  Na2SO3 + SO2(g) Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

94 Związki siarki – kwas siarkowy(VI) H2SO4
Właściwości fizyczne H2SO4: bezbarwna, bezwonna oleista ciecz, o gęstości 1,84g/cm3, 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 C6H12O6  6C + 6H2O Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

95 Związki siarki – kwas siarkowy(VI) H2SO4
Właściwości chemiczne H2SO4: Stężony H2SO4 pasywuje metale Fe, Al, Cr warstewką ich tlenków, metale te roztwarzają się w kwasie rozcieńczonym Stężony H2SO4 (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 + 2H2SO4  CuSO4 + SO2 + H2O Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

96 Związki siarki – kwas siarkowy(VI) H2SO4
Właściwości chemiczne H2SO4: Roztwarzanie metali o niskich wartościach potencjałach standardowych z wypieraniem wodoru 2Na + H2SO4  Na2SO4 + H2 Ca + H2SO4  CaSO4 + H2 Utlenianie niektórych niemetali C + 2H2SO4(stęż)  CO2 + 2SO2 + 2H2O S + 2H2SO4(stęż)  2SO2 + 2H2O Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

97 Związki siarki – kwas siarkowy(VI) H2SO4
Właściwości chemiczne H2SO4: Dysocjacja elektrolityczna dwustopniowa, kwas jest silnym elektrolitem, rozcieńczony jest praktycznie całkowicie zdysocjowany, w stężonych roztworach Kd2 (stała dysocjacji) jest stosunkowo niewielki H2SO4 + H2O ↔ H3O+ + HSO4- HSO4- + H2O ↔ H3O+ + SO42- Wypieranie kwasów słabych i bardziej lotnych NaCl + H2SO4  NaHSO4 + HCl 2KCl + H2SO4  K2SO4 + 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 HSO4- 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 2NaHSO4  Na2S2O7 + H2O Na2S2O7  Na2SO4 + SO2 Otrzymywanie kwasu siarkowego na skalę przemysłową: I etap: otrzymanie SO2 w procesie utlenienia S, FeS2, H2S II etap: utlenienie SO2 do SO3 w obecności katalizatora V2O5 lub Pt etap III: rozpuszczanie SO3 w stężonym H2SO4 SO3 + H2SO4  H2S2O7 Etap IV: rozcieńczanie wodą oleum [mieszaniny kwasów polisiarkowych(VI)] do otrzymania 98% roztworu H2S2O7 + H2O  2H2SO4 Tu kliknij aby przejść do siarki i jej związków

100 Ważniejsze sole kwasu siarkowego(VI)
Siarczan(VI) sodu Na2SO4: bezbarwna, krystaliczna substancja, dobrze rozpuszczalna w wodzie, występuje jako hydrat Na2SO4.10H2O – sól glauberska, stosowany w produkcji szkła, papieru, proszków do prania oraz farb Siarczan(VI) potasu K2SO4: bezbarwna substancja krystaliczna, dobrze rozpuszczalna w wodzie, stosowany w produkcji szkła oraz jako nawóz potasowy Siarczan(VI) magnezu MgSO4: bezbarwna krystaliczna substancja, dobrze rozpuszczalna w wodzie, gorzki w smaku, występuje jako hydrat MgSO4.7H2O, 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 CaSO4 – anhydryt: biała, krystaliczna substancja słabo rozpuszczalna w wodzie, występuje w postaci hydratu CaSO4.2H2O (gips, alabaster), stosowany do produkcji farb, w budownictwie, medycynie, metalurgii Siarczan(VI) glinu Al2(SO4)3: bezbarwna, drobnokrystaliczna substancja, dobrze rozpuszczalna w wodzie, występuje w postaci hydratu Al2(SO4)3.18H2O, stosowany w przemyśle papierniczym, garbarstwie i farbiarstwie, surowiec do otrzymywania Al2O3 Siarczan(VI) miedzi(II) CuSO4: bezbarwna, krystaliczna substancja, po rozpuszczeniu w wodzie przyjmuje barwę niebieską, występuje jako hydrat CuSO4.5H2O – 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) H2S2O3
Budowa cząsteczki i właściwości Budowa cząsteczki Właściwości kwasu H O S-II SVI 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 SO2 Na2S2O3 + 2HCl  S(s) + SO2(g) + H2O + 2NaCl(c) Otrzymywanie tiosiarczanów : Na2SO3 + S  Na2S2O3 2Na2S2 + O2  2Na2S2O3 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 (OF2) lub +I (O2F2), -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 EO2 i EO3 mają charakter kwasowy lub amfoteryczny, H2O jest związkiem amfoterycznym, Wodorki tlenowców o ogólnym wzorze H2E mają charakter kwasowy Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

105 Tlen Występowanie: w stanie wolnym w powietrzu atmosferycznym, w stanie związanym H2O, w minerałach (sole kwasów tlenowych, wodorotlenki, kwasy, tlenki) w związkach organicznych Odmiany alotropowe: Tlen cząsteczkowy O2- 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 O3 – gaz o orzeźwiającej woni, barwy niebieskiej, skroplony przechodzi w ciemnoniebieską ciecz, zestalony tworzy czarnofioletowe kryształy, znacznie lepiej rozpuszcza się w wodzie niż O2, cząsteczka jest polarna, ma budowę kątową (ok. 117o), cząsteczka jest diamagnetyczna (nie posiada niesparowanych elektronów) Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

106 Tlen cząsteczkowy O2 K(-): 2H2O + 2e-  H2 + 2OH-
Otrzymywanie na skalę przemysłową: destylacja frakcjonowana skroplonego powietrza (Tw = -182,96oC), elektroliza elektrolitów (np. KOH, NaCl, Na2SO4) oraz wody K(-): 2H2O + 2e-  H2 + 2OH- A(+): 2H2O  O2 + 4H+ + 4e- Otrzymywanie metodami laboratoryjnymi: Termiczny rozkład 2KMnO4  K2MnO4 + MnO2 + O2 2KClO3  2KCl + 3O2 2HgO  2Hg + O2 Katalityczny rozkład nadtlenku wodoru w obecności MnO2 2H2O2  H2O + O2 Utlenianie H2O2 zakwaszonym roztworem KMnO4 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4  5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

107 Tlen cząsteczkowy O2 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) F2 + O2  O2F2 Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

108 Ozon – O3 Powstawanie: w łuku elektrycznym (ozonizatory), w trakcie wyładowań atmosferycznych, w trakcie pracy kserokopiarek Ozon skroplony lub zestalony po potarciu lub wstrząśnięciu rozkłada się wybuchowo: O3  O2 + O Ozon jest silniejszym utleniaczem od tlenu cząsteczkowego, utlenia związki: Mn2+ do Mn4+ (MnO2), H2S do SO2 lub H2SO4, NH3 do NH4NO3, Ag i Hg do tlenków, litowce i berylowce do ozonków 8Ag + 2O3  4Ag2O + O2 Na + O3  NaO3 Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

109 Ozon w atmosferze 2*NO2 + 2O3  N2O5 + *NO + 2O2
Powstawanie ozonu pod wpływem uv O2  2O; O2 + O  O3 Rozkład ozonu przez zanieczyszczenie atmosferyczne (NO, NO2, freony - CF2Cl2, HCl: * - reakcja z udziałem rodnika ) *NO + O3  *NO2 + O2 2*NO2 + 2O3  N2O5 + *NO + 2O2 CF2Cl2  *CF2Cl + *Cl (pod wpływem uv) Cl* + O3  ClO* + O2 ClO*+ O3  2O2 + Cl* 2ClO* Cl2 + O2 Cl2  2Cl* (pod wpływem uv) Cl2 + O3  ClO* + Cl*+ O2 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, NO2, SO2, CO, CO2); ciekły (H2O); stały (N2O5, P4O10, SiO2) Otrzymywanie tlenków: Synteza z pierwiastków 2Ca + O2  2CaO C + O2  CO2 2H2 + O2  2H2O 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 + H2O 2Al(OH)3  Al2O3 + 3H2O Termiczny rozkład niektórych soli CaCO3  CaO + CO2 Termiczny lub fotochemiczny rozkład niektórych kwasów tlenowych H2CO3  CO2 + H2O 4HNO3  O2 + 4NO2 + 2H2O Redukcja lub utlenienie innych tlenków 2NO + O2  2NO2 Fe2O3 + CO  2FeO + CO2 Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

112 Ważniejsze związki tlenu – tlenki
Otrzymywanie tlenków - cd: Utlenianie innych związków - wodorków, soli 4NH3 + 5O2  4NO + 6H2O 2PbS + 3O2  PbO + 2SO2 Reakcje wymiany (np. r. redox – redukcji tlenków metali metalami o niższych potencjałach standardowych) Cr2O3 + 2Al  Al2O3 + 2Cr Redukcja kwasów utleniających przez metale o dodatnich potencjałach standardowych HNO3(rozc) + 3Cu  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 2HNO3(stęż) + Ag  AgNO3 + NO2 + H2O 2H2SO4(stęż) + Hg  HgSO4 + SO2 + 2H2O Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

113 Ważniejsze związki tlenu – tlenki, nadtlenki i podtlenki
Otrzymywanie tlenków - cd: Utlenianie soli silnymi utleniaczami 2KMnO4 + 3Na2SO3 +H2O  2MnO2 + Na2SO4 + 2KOH Inne specyficzne reakcje Na2SO3(s) + 2HCl  2NaCl + SO2 + H2O CaCO3 + 2HCl  CaCl2 + CO2 + H2O H2SO4 HCOOH CO + H2O Nadtlenki – tlen występuje na stopniu utlenienia –I (anion O2-) (H2O2, Na2O2, BaO2), w cząsteczkach występuje mostek tlenowy, nadtlenki litowców i berylowców są związkami jonowi, wykazują silne właściwości utleniające Na2O2 + 2H2O  2NaOH + H2O2 BaO2 + 2HCl  BaCl2 + H2O2 Ponadtlenki (ponadnadtlenki) – tlen występuje na stopniu utl. -1/2 (anion O21/2-), np. KO2 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 + H2O  nie zachodzi ZnO + 2HCl  ZnCl2(aq) + H2O ZnO + KOH + H2O  K[Zn(OH)3](aq) ZnO + 2KOH + H2O  K2[Zn(OH)4](aq) Tlenki obojętne: niereagujące z wodą, zasadami i kwasami, ale mogą być rozpuszczalne w wodzie (CO, NO, N2O) Tlenki kwasowe mogą reagować z tlenkami zasadowymi Na2O + SO3  Na2SO4 CaO + CO2  CaCO3 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 SiO2 + H2O  nie zachodzi SiO2 + 2KOH  K2SiO3 + H2O Reagujące z zasadami i wodą SO3 + H2O  H2SO4 SO3 + Ca(OH)2  CaSO4 + H2O Tlenki zasadowe Niereagujące z wodą, ale reagujące z kwasami CrO + H2O  nie zachodzi CrO + H2SO4  CrSO4 + H2O Reagujące z wodą i reagujące z kwasami K2O + H2O  2KOH K2O + 2HNO3  2KNO3 + H2O Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

116 Zmiana właściwości kwasowo - zasadowych tlenków metali bloku d
Tlenek Charakter chemiczny IICrO zasadowy IIMnO IIICr2O3 amfoteryczny IVMnO2 VICrO3 kwasowy VIIMn2O7 wzrost charakteru kwasowego wzrost charakteru kwasowego CrO Cr2O3 CrO MnO MnO2 Mn2O7 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, CO2, sole kwasu węglowego(IV) – węglany , związki organiczne, paliwa kopalne, Węgiel w związkach przyjmuje typowe stopnie utlenienia +IV i –IV, nie tworzy jonu prostego C4+, może tworzyć jony C4- (np. metanki – Al4C3), C22- ( np. acetylenki – Na2C2, CaC2, BaC2), są to związki typu soli (węgliki jonowe) Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

119 Odmiany alotropowe węgla
Diament Grafit Fulleren bezbarwny, (zanieczyszczone - żółty, brunatny, czarny, rzadki zielony, nibieski lub czerwony) , kryształy kruche, ale bardzo twardy, at. C na hybrydyzacji sp3, 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 sp2, 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 sp2, 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 + O2  2CO C + O2  CO2 Węgiel w podwyższonej temp. reaguje z fluorem, chlorem, tworząc związki o ogólnym wzorze CX4, wodorem, siarką - CS2; 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 + CO2 Wobec wody jest obojętny, w temp. ok. 280oC ulega konwersji : CO + H2O(g)  CO2 + H2 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) – CO2: 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. -78oC CO2 trudno rozpuszcza się w wodzie, część rozpuszczonego tworzy kwas węglowy(IV) CO2.H2O(aq) lub H2CO3(aq) CO2 jest biernym chemicznie gazem, o słabych właściwościach utleniających, można go zredukować tylko silnymi reduktorami CO2 + Mg  MgO + CO; CO2 + C  2CO Tu kliknij aby przejść do tlenu i jego związków

124 Węgiel – ważniejsze związki - cd
Otrzymywanie tlenków węgla: CO2 Spalanie węgla przy pełnym dostępie tlenu C + O2  CO2 Spalanie CO 2CO + O2  2CO2 Wypieranie z soli węglanowych(IV) MgCO3 + 2HCl  MaCl2 + CO2 + H2O Termiczny rozkład soli węglanowych(IV) CaCO3  CaO + CO2 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) H2CO3 (hydrat CO2) otrzymuje się przez rozpuszczenie w wodzie CO2, tylko 0,1% gazu wchodzi w reakcję z wodą, powstaje bardzo słaby kwas dwuprotonowy (dwuwodorowy) H2CO3, stężenie w roztworze dochodzi do 0,002% jest to kwas nietrwały, ulega rozkładowi z wydzieleniem CO2, CO2(g) + H2O ↔ CO2(aq) + H2O(c) ↔ HCO3- + H+ ↔ CO H+ Kwas ten ulega dwustopniowej dysocjacji, więc może utworzyć dwa rodzaje soli: wodorowęglany: NaHCO3 węglany: Na2CO3 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: HCO3- + H2O  H2CO3 + OH- CO32- + H2O  HCO3- + 2OH- Termiczny rozkład soli kwasu węglowego: CaCO3(s)  CO2(g) + CaO(s) 2NaHCO3(s)  Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g) (NH4)2CO3(s)  2NH3(g) + CO2(g) + H2O(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 + H2O  H3O+ + 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 + H2SO4  2HCN + K2SO4 przepuszczanie siarkowodoru na cyjankiem rtęci w temp. wyższej od temp. pokojowej Hg(CN)2 + H2S  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- + H2O  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 C4-): Al4C3, w wodzie lub kwasie chlorowodorowym ulegają hydrolizie, produktem jest metan Al4C3 + 12H2O  3CH4 + 4Al(OH)3 Al4C3 + 12HCl  3CH4 + 4AlCl3 Acetylenki (jon C22-): Na2C2, BaC2, CaC2, Al2C6, w wodzie ulegają hydrolizie, produktem jest acetylen (etyn) CaC2 + 2H2O  CH ≡ CH + Ca(OH)2 Allilek (jon C34-): Mg2C3, w wodzie ulega hydrolizie, produktem jest propyn Mg2C3 + 2H2O  2MgO + CH ≡ C – CH3 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 K2O .Al2O3.6H2O + H2O + CO2  Al2O3.2SiO2.2H2O + K2CO3 + 4SiO2 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): SiO2 + 2C  Si + 2CO SiO2 + 2Mg  Si + 2MgO 3SiO2 + 2Al  3Si + 2Al2O3 termiczny rozkład trichloromonosilanu (SiHCl3) Tu kliknij aby przejść do krzemu jego związków

134 Krzem – właściwości chemiczne
Krzem jest pierwiastkiem o małej aktywności: Reakcja z fluorem (temp. pokojowa) Si + 2F2  SiF4(g) W stanie stopionym (1410oC) reaguje z pozostałymi fluorowcami, siarką, azotem oraz stopionymi metalami, z tlenem (ok. 400oC) Si + O2  SiO2 Krzem nie reaguje z wodą i kwasami (reaguje z mieszaniną (HNO3 + 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 + H2O K2SiO3 + 2H2 Si + 2OH- + H2O  SiO H2 Reakcje z wodorem – tworzy związki binarne - krzemowodory (silany) np. monosilan SiH4, 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: SiH4 + 3H2O H2SiO3 + 4H2 Tu kliknij aby przejść do krzemu jego związków

137 Krzem – ważniejsze związki
Tlenek krzemu(IV) – SiO2: jest układem polimerycznym o wzorze (SiO2)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) SiO2 + 2NaOH  Na2SiO3 + H2O SiO2 + 4NaOH  Na4SiO4 + 2H2O Tu kliknij aby przejść do krzemu jego związków

138 Krzem – ważniejsze związki - cd
Krzemiany: otrzymuje się w reakcji SiO2 z roztworami wodorotlenków litowców lub w procesie stapiania ich z tlenkiem krzemu, krzemiany litowców, są rozpuszczalne w wodzie SiO2 + Na2CO3  Na2SiO3(s) + CO2 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 H2O  H2SiO3 + 2OH- SiO H2O  H4SiO4 + 2OH- Kwasy metakrzemowy(IV) i ortokrzemowy(IV) ulegają kondensacji z wydzieleniem cząsteczki wody, powstają kwasy polikrzemowe: 2H2SiO3  H2Si2O5 + H2O 2H4SiO4  H6Si2O7 + H2O 3H4SiO4  H8Si3O10 + 2H2O Tu kliknij aby przejść do krzemu jego związków

140 Krzem – ważniejsze związki - cd
Kwasy krzemowe otrzymywanie: Na2SiO3 + 2HCl  H2SiO3 + 2NaCl K2SiO3 + H2SO4  H2SiO3 + Na2SO4 Na2SiO3 + H2O + CO2  H2SiO3 + Na2CO3 H2SiO3 + H2O  H4SiO4 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 – SiF4: gaz toksyczny, bezbarwny, o nieprzyjemnej drażniącej woni otrzymuje się w reakcji kwarcu z kwasem HF (H2F2), lub w reakcji krzemianu z fluorowodorem SiO2 + 4HF  SiF4 + 2H2O CaSiO3 + 6HF  SiF4 + CaF2 + 3H2O Powyższe reakcje wykorzystuje się do trawienia szkła i porcelany Hydroliza SiF4 : SiF4 + (n+2)H2O  SiO2.nH2O + 4HF Reakcja jest stosowane do impregnacji przeciwogniowych tkanin i drewna. Tu kliknij aby przejść do krzemu jego związków

142 Zastosowanie krzemu i jego związków
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
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  CaCl2 + H2 2Al + 6HCl  2AlCl3 + 3H2 Elektroliza wody lub kwasów K(-) 2H2O + 2e-  H2 + 2OH- K(-) 2H+ + 2e-  H2 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 + 2H2O  2NaOH + H2 Ca + 2H2O  Ca(OH)2 + H2 Reakcja cynku lub glinu z roztworem silnej zasady 2Al + 6NaOH + 6H2O  2Na3[Al(OH)6] + 3H2 2Al + 2NaOH + 6H2O  2Na[Al(OH)4] + 3H2 Otrzymywanie wodoru metodami przemysłowymi Konwersja metanu wobec kat Ni i temp. 400oC CH4 + H2O  CO + 3H2 o CO + H2O  CO2 + H2 CH4 + 2H2O  CO2 + 4H2 Reakcja węgla (koksu) z parą wodną C + H2O  CO + H2 Tu kliknij aby przejść do wodoru jego związków

145 Izotopy wodoru i typy wiązań w związkach binarnych wodoru
Izotopy wodoru: 11H – prot, 21D – deuter,31T – tryt, właściwości chemiczne izotopów są identyczne z tym, że reaktywność maleje wraz wzrostem liczby masowej A, również wraz ze wzrostem A wzrasta gęstość, Tt i Tw Wodorki – to głównie związki wodoru z litowcami MeH i berylowcami MeH2 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 Tu kliknij aby przejść do wodoru jego związków

147 Właściwości fizyczne wodoru
wodór w warunkach normalnych (0oC i 1013hPa) jest gazem bezbarwnym, bezwonnym, praktycznie nierozpuszczalnym w wodzie (zbiera się pod wodą), bardzo dobrze rozpuszcza się w palladzie (w 1dm3 palladu w temp. 20oC rozpuszcza się 870 dm3 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 H2 + F2  2HF Przy udziale światła uv z chlorem H2 + Cl2  2HCl W podwyższonej temperaturze bromem i jodem H2 + Br2  2HBr H2 + I2  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 H2 + S  H2S W podwyższonej temp. i ciśnieniu z azotem 3H2 + N2  2NH3 Tu kliknij aby przejść do wodoru jego związków

149 Właściwości chemiczne wodoru - cd
Właściwości redukujące wodoru CuIIO-II + H20  Cu0 + H2IO-II Fe2IIIO3-II + 3H20  2Fe0 + 3H2IO-II CaIIH2-I + 2H2IO-II  CaII(O-IIHI)2 + 2H20 Cl20 + H20  2HICl-I Właściwości utleniające wodoru 2Na0 + H20  2NaIH-I Ca0 + H2ISVIO4-II  CaIISVIO4-II + H20 Tu kliknij aby przejść do slajdu 2