Materiał powtórzeniowy do sprawdzianu dla klas I LO: kwasy i sole +

Materiał powtórzeniowy do sprawdzianu dla klas I LO: kwasy i sole + zadania
I.
Kwasy nieorganiczne - to związki o ogólnym wzorze HnR, gdzie R - reszta
kwasowa, a n liczba atomów wodoru, w roztworach wodnych ulegają dysocjacji
elektrolitycznej wg ogólnego wozoru: HnR ↔ nH+ + Rn- (kwasy wielowodorowe
dysocjują wieloetapowo).
1. Podział kwasów nieorganicznych
Kwasy nieorganiczne
Ze względy na obecność
atomów tlenu w cząsteczce
Kwasy
tlenowe
(oksokwasy)
R = EmOz
Kwasy
beztlenowe
(reszta nie
zawiera
tlenu )
Ze względu na liczbę
atomów wodoru
Kwasy
jednoprotonowe
HR
Kwasy
wieloprotonowe
HnR,
n>1
Ze względu na moc
(stałą dysocjacji)
Kwasy
mocne
Kwasy
słabe
2. Wzory i nazwy kwasów ważniejszych tlenowych (oksokwasów). Uwaga * - oznacza, że
dany kwas nie jest znany jako czysty kwas, występuje tylko w roztworach lub jako
reszta w solach. R - kolor zielony
Wzór
sumaryczny
kwasu
*H3AsO4
H3BO3
*H2CO3
*HClO
*HClO2
*HClO3
HClO4
*H2CrO4
*H2Cr2O7
HIO3
H5IO6
*HMnO4
*HNO2
HNO3
*H2MnO4
Nazwa systematyczna
kwasu
Kw. arsenowy(V)
Kw. borowy(III)
Kw. węglowy(IV)
Kw. chlorowy(I)
Kw. chlorowy(III)
Kw. chlorowy(V)
Kw. chlorowy(VII)
Kw. chromowy(VI)
Kw. dichormowy(VI)
Kw. jodowy(V)
Kw. ortojodowy(VII)
Kw. manganowy(VII)
Kw. azotowy(III)
Kw. azotowy(V)
Kw. manganowy(VI)
Wzór
sumaryczny
kwasu
H3PO4
H4P2O7
HPO3
H2PHO3
H2SO4
*H2SO3
*H2SO2
H2S2O7
H2S2O3
*H2SiO3
H4SiO4
H6TeO6
HOCN
HNCO
Nazwa systematyczna
kwasu
Kw. ortofosforowy(V)
Kw. pirofosforowy(V)
Kw. metafosforowy(V)
*Kw. fosforowy(III)
Kw. siarkowy(VI)
Kw. siarkowy(IV)
Kw. siarkowy(II)
Kw. pirosiarkowy(VI)
Kw. tiosiarkowy(IV)
Kw. metakrzemowy(IV)
Kw. ortokrzemowy(IV)
Kw. tellurowy(VI)
Kw. cyjanowy
Kw. izocjanowy
Uwaga *Kw. fosforowy(III) H2PHO3 (H3PO3) - jest kwasem dwuprotonowym (jeden
atom wodoru związany jest bezpośrednio z atomem P i nie ulega odszczepieniu w trakcie
dysocjacji elektrolitycznej (jonowej)
Zestaw kwasów tlenowych - obowiązkowa znajomość
Wzór
sumaryczny
Nazwa kwasu tlenowego
*H2CO3
*HClO
*HClO2
*HClO3
HClO4
*HNO2
HNO3
H3PO4
H2SO4
*H2SO3
*H2SiO3
Kw. węglowy(IV)
Kw. chlorowy(I)
Kw. chlorowy(III)
Kw. chlorowy(V)
Kw. chlorowy(VII)
Kw. azotowy(III)
Kw. azotowy(V)
Kw. ortofosforowy(V)
Kw. siarkowy(VI)
Kw. siarkowy(IV
Kw. metakrzemowy(IV)
Reszta
kwasowa anion
CO32ClOClO2ClO3ClO4NO2NO3PO43SO42SO32SiO32-
Nazwa soli pochodzącej
od tego kwasu
węglan(IV)/ węglan
chloran(I)
chloran(III)
chloran(V)
chloran(VII)
azotan(III)
azotan(V)
ortofosforan(V)
siarczan(VI)
siarczan(IV)
metakrzemian(IV)
3. Wzory i nazwy kwasów beztlenowych
Wzór sumaryczny
kwasu
HF(aq)
HCl(aq)
HBr(aq)
HI(aq)
H2S(aq)
H2Se(aq)
H2Te(aq)
HN3(aq)
HCN(aq)
Nazwa systematyczna
kwasu
Kw. fluorowodorowy
Kw. chlorowodorowy
Kw. bromowodorowy
Kw. jodowodorowy
Kw. siarkowodorowy
Kw. selenowodorowy
Kw. tellurowodorowy
Kw. azotowodorowy
Kw. cyjanowodorowy
Wzór reszty
kwasowej- anion
FClBrIS2Se2Te2N3CN-
Nazwa soli
Fluorek
Chlorek
Bromek
Jodek
Siarczek
Selenek
Tellurek
Azydek
Cyjanek
4. Otrzymywanie kwasów
a) kwasy beztlenowe - rozpuszczanie kwasowych wodorków (patrz tab. w pkt. 3 oraz w
części dot. wodorków ) w wodzie
b) kwasy tlenowe
* rozpuszczanie tlenków kwasowych w wodzie
SO2 + H2O  H2SO3
Cl2O + H2O  2HClO
N2O5 + H2O  2HNO3
2ClO2 + H2O  HClO2 + HClO3
2NO2 (N2O4 ) + H2O  HNO3 + HNO2
Cl2O7 + H2O  2HClO4
P4O10 + 6H2O  4H3PO4
* wypieranie kwasu nierozpuszczalnego w wodzie z soli przez kwas mocniejszy
Na2SiO3 + 2HCl  H2SiO3 + 2NaCl
2Na+ + SiO32- + 2H+ + 2Cl-  H2SiO3 + 2Na+ + 2Cl2H+ + SiO32-  H2SiO3
5. Moc kwasów
a) kwasów beztlenowych - w grupach i okresach rośnie wraz ze wzrostem liczby
atomowej Z pierwiastka: HF < HCl < HBr < HI,
H2S < HCl i
H2Se < HBr
b) moc kwasów tlenowych wzrasta wraz ze wzrostem atomów tlenu w cząsteczce kwasu:
HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4; HNO2 < HNO3; H2SO3 < H2SO4
c) moc kwasów tlenowych w grupie maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej Z atomu
centralnego: HIO < HBrO < HClO
d) moc kwasów tlenowych w okresach wzrasta wraz ze wzrostem liczby atomowej Z
atomu centralnego: H4SiO4 < H3PO4 < H2SO4 ≤ HClO4
e) kwasy mocne: azotowy(V); siarkowy(VI); chlorowy(VII), chlorowodorowy,
bromowodorowy, jodowodorowy.
f) pozostałe kwasy należą do kwasów średniomocnych i słabych, niektóre słabe kwasy są
nietrwałe i ulegają rozkładowi, np. węglowy(IV), siarkowy(IV), azotowy(III)
6. Właściwości kwasów
a) dysocjacja elektrolityczna w roztworach wodnych, kwasy wielowodorowe
(wieloprotonowe) dysocjują stopniowo:
HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl- I stopień: H3PO4 + H2O ↔ H3O+ + H2PO4- II stopień: H2PO4- + H2O ↔ H3O+ + HPO42- III stopień: HPO42- + H2O ↔ H3O+ + PO43H2O
Uwaga : dysocjację można zapisać w sposób uproszczony: HCl
b) typowe reakcje kwasów
* reakcja zobojętnienia z wodorotlenkami  sól + woda
2H3PO4 + 3Ca(OH)2  Ca3(PO4)2 + 6H2O
↔
H+ + Cl-
HNO3 + NaOH  NaNO3 + H2O
HCl + NH3·H2O  NH4Cl + H2O
H2SO4 + Zn(OH)2  ZnSO4 + 2H2O
H2SO4 + Ba(OH)2  BaSO4 + 2H2O
* reakcja z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi  sól + woda
2HI + MgO  MgI2 + H2O
2H3PO4 + Fe2O3  FePO4 + 3H2O
2HNO3 + K2O  2KNO3 + H2O
3H2SO4 + Cr2O3  Cr2(SO4)3 + 3H2O
* reakcje z metalami, które w szeregu aktywności metali znajdują się przed wodorem powstaje sól, a z kwasu wypierany jest wodór:
Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2
2Fe + 6HBr  2FeBr3 + 3H2
6Na + H3PO4  2Na3PO4 + 3H2
Mg + 2HNO3  Mg(NO3)2 + H2
Uwaga: niektóre metale znajdujące się w szeregu przed wodorem w kontakcie ze
stężonymi kwasami utleniającymi ulegają pasywacji, np. Al z HNO3, Fe z H2SO4:
Uwaga: metale półszlachetne (Cu, Ag, Hg, Bi), które w szeregu znajdują się za
wodorem reagują tylko kwasami utleniającymi (stężony i rozcieńczony HNO3, oraz
stężony H2SO4), powstaje sól, woda oraz następuje częściowy rozkład kwasu.
II. Sole
Sole - związki chemiczne, których cząsteczki zbudowane są kationu(nów) metalu i
anionu(ów) reszt kwasowych o ogólnym wzorze: MenRm, gdzie Me - kation prosty
metalu (Na+, Al3+, Ca2+) lub kation złożony, np. NH4+, R - anion prosty (reszta kwasowa)
(np. Cl-, S2- lub złożony NO3-, PO43-) , n - liczba atomów wodoru w cząsteczce kwasu
(ładunek anionu) m - wartościowość metalu (ładunek kationu), jeżeli n = m, to wzór ma
postać MeR.
1. Właściwości fizyczne soli
- związki jonowe o stałym stanie skupienia, o budowie krystalicznej, sieć krystaliczną
tworzą kationy metalu (wyjątek kation amonowy NH4+) i aniony reszt kwasowych,
- w większości przypadkach mają wysokie temp. topnienia np.: NaCl - ok.801oC, KNO3 ok.340oC, MgSO4 - ok.1130oC,
- w stanie stałym nie przewodzą prądu elektrycznego, sole rozpuszczalne w wodzie lub
sole stopione (niektóre sole kwasów tlenowych ulegają rozkładowi) są przewodnikami
prądu elektrycznego.
- sole litowców i berylowców z wyjątkami oraz sole pochodzące od mocnych kwasów są
z reguły dobrze rozpuszczalne w rozpuszczalnikach polarnych (woda) - patrz tabela
rozpuszczalności - ulegając dysocjacji elektrolitycznej (jonowej), z reguły wraz ze
wzrostem temp. rozpuszczalność soli w wodzie wzrasta
NaCl ↔ Na+ + Cl(NH4)3PO4 ↔ 3NH4+ + PO43- .
Fe2(SO4)3 ↔ 2Fe3+ + 3SO42KNO3 ↔ K+ + NO3-
CaCO3  praktycznie nierozpuszczalny
2. Podział soli ze względu na budowę (skład cząsteczki)
Sole
Sole obojętne
Wodorosole - oprócz
kationu(ów) metalu zawierają
aniony reszt kwasowych
kwasów wieloprotonowych po I
lub kolejnym stopniu dysocjacji
(HCO3-; HPO42-; H2PO4- )
NaHCO3 - wodorowęglan(IV)
sodu; NaH2PO4 dwuwodroortofosforan(V) sodu
Hydroksosole - oprócz
kationu metalu i anionu
reszty kwasowej
zawierają w cząsteczkach
anion(y) OH-. CaOHCl wodorotlenochlorek
wapnia (hydroksochlorek
wapnia)
Sole proste - zawierają w swoich cząsteczkach jeden rodzaj kationów
i jeden rodzaj anionów reszt kwasowych, np.:
NaCl ; KNO3; Fe2(SO4)3; Ca3(PO4)2; NH4NO3
Sole podwójne - zawierają w swoich cząsteczkach dwa rodzaje kationów
i jeden rodzaj anionów reszt kwasowych, np.:
(NH4)K2PO4; MgAl2(SO4)4; NaCr(SO4)2; (NH4)Fe(SO4)2
lub jeden rodzaj kationu i dwa rodzaje anionów reszt kwasowych, np.:
Pb2Cl2CO3
Hydraty - sole uwodnione (wodziany) - zwierają wbudowaną w sieć
krystaliczną cząsteczki wody np.:
CaSO4·2H2O; (CaSO4)·H2O; CuSO4·5H2O; Na2CO3·10H2O
3. Metody otrzymywania soli
a) wodorotlenek + kwas  sól + woda (reakcja zobojętniania - wymiany podwójnej)
NaOH + HCl  NaCl
(chlorek sodu)
Na+ + OH- + H+ + Cl-  Na+ + Cl- + H2O
OH- + H+  H2O uwaga: do krystalizacji (Na+ + Cl-  NaCl) soli dojdzie po
odparowaniu wody.
Na - OH + H - Cl  Na+ + Cl- + H2O
Ca(OH)2 + H2SO4  CaSO4 + 2H2O
OH
/
Ca
+
\
OH
H-O
O
\
/
O
//
O
/
 2H2O +
S
H-O
(siarczan(VI) wapnia
\
Ca
\\
//
S
\
O
/
O
\\
O
Uwaga: reakcje zobojętniania mogą być niecałkowite, produktami są wodorosole lub
hydroksosole - wodorotlenosole :
3LiOH + H3PO4  Li3PO4 + 3H2O ;
ortofosforan(V) litu
+
+
33Li + 3OH + 3H + PO4  Li3PO4 + 3H2O
2LiOH + H3PO4  Li2HPO4 + 2H2O ;
wodoroortofosforan(V) litu
+
+
22Li + 2OH + 2H + HPO4  Li2HPO4 + 2H2O
LiOH + H3PO4  LiH2PO4 + H2O:
dwuwodoroortofosforan(V) litu
Li+ + OH- + H+ + H2PO4-  LiH2PO4 + H2O
Mg(OH)2 + 2HBr  MgBr2 + 2H2O;
Mg2+ + 2OH- + 2H+ + 2Br-  MgBr2 + 2H2O
Mg(OH)2 + HBr  MgOHBr;
MgOH+ + OH- + H+ + Br-  MgOHBr + H2O
bromek magnezu
bromek wodorotlenomagnezu
b) tlenek zasadowy (lub amfoteryczny) + kwas  sól + woda
3CaO + 2H3PO4  Ca3(PO4)2 + 2H2O;
ortofosforan(V) wapnia
2MgO + 2HCl  MgCl2 + H2O;
chlorek magnezu
Fe2O3 + 6HNO3 2Fe(NO3)2 + 3H2O;
azotan(V) żelaza(III)
FeO + 2HBr  FeBr2 + H2O;
bromek żelza(II)
c) metal aktywniejszy od wodoru + kwas  sól + wodór
Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2;
Zn + 2H+ + 2Cl-  Zn2+ + 2Cl- + H2
Zn + 2H+  Zn2+ + H2
chlorek cynku(II)
2Al + 3H2SO4  Al2(SO4)2 + 3H2;
2Al + 6H+ + 3SO42-  2Al3+ + 3SO42- + 3H2
2Al + 6H+  2Al3+ + 3H2
siarczan(VI) glinu
Be + 2HNO3  Be(NO3)2 + H2;
Be + 2H+ + 2NO3-  Be2+ + 2NO3- + H2
Be + 2H+  Be2+ + H2
d) tlenek zasadowy + tlenek kwasowy  sól
Na2O + SO3  Na2SO4
azotan(V) berylu
BaO + CO2  BaCO3;
węglan(IV) baru
siarczan(VI) sodu
e) wodorotlenek + tlenek kwasowy  sól + woda:
Ca(OH)2 + CO2  CaCO3 + H2O;
węglan(IV) wapnia
12NaOH + P4O10  4Na3PO4 + 6H2O;
ortofosforan(V) sodu
2KOH + N2O5  2KNO3 + H2O ;
azotan(V) potasu
f) reakcje syntezy z pierwiastków: metal + niemetal  sól kwasu beztlenowego:
Cu + S  CuS;
siarczek miedzi(II)
2Na + Cl2  2NaCl;
chlorek sodu
Mg + I2  MgI2;
jodek magnezu
g) rozpuszczalna sól + metal aktywniejszy  sól metalu aktywniejszego + metal mniej
aktywny:
2AgNO3 + Cu  Cu(NO3)2 + 2Ag;
azotan(V) miedzi(II)
+
2+
2Ag + 2NO3 + Cu  Cu + 2NO3 + 2Ag
2Ag+ + Cu  Cu2+ + 2Ag
CuSO4 + Mg  MgSO4 + Cu;
Cu2+ + SO42- + Mg  Mg2+ + SO42- + Cu
Cu2+ + Mg  Cu + Mg2+
siarczan(VI) magnezu
h) sól I + sól II  sól III + sól IV (warunek sole muszą być rozpuszczalne w wodzie i
zawierać jony soli trudno rozpuszczalnych):
Pb(NO3)2 + 2KI  PbI2 + 2KNO3;
jodek ołowiu(II) + azotan(V) potasu
2+
+
+
Pb + 2NO3 + 2K + 2I  PbI2 + 2K + 2NO3
Pb2+ + 2I-  PbI2
BaCl2 + Na2SO4  BaSO4 + 2NaCl;
siarczan(VI) baru + chlorek sodu
2+
+
2+
Ba +2Cl + 2Na + SO4 BaSO4 + 2Na + 2ClBa2+ + SO42-  BaSO4
i) sól kwasu słabego + kwas mocny  sól kwasu mocnego + kwas słaby (nietrwały)
Na2CO3 + 2HCl  2NaCl + CO2 + H2O;
chlorek sodu
+
2+
+
2Na + CO3 + 2H + 2Cl  2Na +2Cl + CO2 + H2O
CO32- + 2H+  CO2 + H2O
K2SO3 + H2SO4  K2SO4 + SO2 + H2O;
siarczan(VI) potasu
+
2+
2+
22K + SO3 + 2H + SO4  2K + SO4 + SO2 + H2O
SO32- + 2H+  SO2 + H2O
4. Ważniejsze reakcje z udziałem soli
a) termiczny rozkład niektórych soli kwasów tlenowych:
2NaHCO3 Na2CO3 + CO2 + H2O
(NH4)2CO3  2NH3 + CO2 + H2O
CaCO3  CaO + CO2
b) fotochemiczny rozkład soli niektórych soli (wykorzystany w fotografii)
2AgCl  2Ag + Cl2
2AgBr  2Ag + Br2
c) hydroliza w roztworach wodnych (reakcja niektórych jonów soli z wodą) - patrz
prezentacja hydroliza soli
III. Przykładowe zadania + proponowane rozwiązania
1. Dobierz substraty i zapisz równania reakcji otrzymywania pięcioma różnymi
metodami chlorku magnezu.
Mg + Cl2  MaCl2
Mg + 2HCl  MgCl2+ H2
MgO + 2HCl  MgCl2 + H2O
Mg(OH)2 + 2HCl  MgCl2 + 2H2O
CuCl2 + Mg  MgCl2 + Cu
2. Dokończ poniższe równania reakcje chemicznych lub zapisz, że reakcja nie zachodzi,
produktom reakcji nadaj nazwy systematyczne.
Cu + S  CuS
siarczek miedzi(II)
Cu + 2HCl  reakcja nie zachodzi
Cu(NO3)2 + Zn  Cu + Zn(NO3)2
azotan(V) cynku(II)
2AgNO3 + H2  2Ag + 2HNO3
kwas azotowy(V)
Fe(NO3)3 + H2  reakcja nie zachodzi
3NaNO3 + H3PO4  reakcja nie zachodzi
2KOH + SiO2  K2SiO3 + H2O
CuS + 2HBr  CuBr2 + H2S
metakrzemian(IV) potasu
bromek miedzi(II) + siarkowodór
3. Ze zbioru tlenków : NO; CaO; SO3; SiO2, F2O3; CuO wybierz tlenek reagujący
z wodą, tlenkiem zasadowym, wodorotlenkiem i zapisz odpowiednie równania reakcji,
określ chemiczny tego tlenku.
SO3 + H2O  H2SO4
SO3 + Na2O  Na2SO4
SO3 + 2KOH  K2SO4 + H2O
Tlenek siarki(VI) ma charakter kwasowy
4. Zbiór kwasów HIO, HIO4, HIO3 uszereguj wg malejącej ich mocy, uzasadnij
uszeregowanie.
HIO4 > HIO3 > HIO ; moc kwasów tlenowych tego samego pierwiastka maleje wraz z
zmniejszającą się liczbą atomów tlenu w cząsteczce kwasu (im niższy stopień utlenienia
atomu centralnego, tym słabszy kwas).
5. Zbiór kwasów H2SiO3; HF; H3PO4; H2S; HNO3; HCN, H4SiO4; HClO4; H2SO3;HCl;
H2SO4 podziel na grupy wg następujących kryterów:
a) kwasy beztlenowe: HF; HCN; HCl; H2S
b) kwasy tlenowe: H4SiO4; H2SiO3; HClO4; H2SO3; HNO3; H3PO4; H2SO4
c) kwasy jednoprotonowe: HF; HCl; HCN; HClO4; HNO3;
d) kwasy wieloprotonowe: H2S; H2SiO3; H4SiO4; H2SO3; H3PO4; H2SO4
e) kwasy mocne: HCl; HClO4; HNO3; H2SO4
f) kwasy słabe: HF; HCN; H2S; H2SO3; H3PO4;
g) kwasy utleniające: HClO4; HNO3; H2SO4
h) kwasy nie rozpuszczalne w wodzie: H2SiO3; H4SiO4;
5. Zapisz obserwacje doświadczenia przedstawionego na poniższym schemacie:
Fe
A
CuSO4(aq(
NaOH
B
NH4Cl(aq)
P4O10
C
HCl
D
H2O+oranż met. Na2CO3(aq)
HCl
SiO2
E
F
NaOH(aq) + fenolof.
H2O + oranż.
a) blaszka żelazna pokryje się różowo-żółtym nalotem (metaliczną miedzią)
b) wydziela się bezbarwny gaz o drażniącej woni (NH3),
c) brawa zmieni się z żółtej na czerwoną,
met.
d) wydziela się bezbarwny, bezwonny gaz (CO2),
e) nastąpi odbarwienie malinowej zawartości probówki,
f) nie obserwuje się żadnych zmian.
6. Na poniższym schemacie przedstawiono cykl przemian chemicznych. Dla każdej
przemiany zapisz równanie reakcji chemicznej dobierając drugi substrat reakcji:
A
Mg
B
MgO
Mg(OH)2
F
C
P
A)
B)
C)
D)
E)
F)
G)
H)
D
P2O3
G
H
E
P4O10
H3PO4
2Mg + O2  2MgO
MgO + H2O  Mg(OH)2
2P + 3O2  2P2O3
2P2O3 + 2O2  P4O10
P4O10 + 6H2O  4H3PO4
6Mg + 2H3PO4  2Mg3(PO4)2 + 3H2
3MgO + 2H3PO4  Mg3(PO4)2 + 3H2O
3Mg(OH)2 + 2H3PO4  Mg3(PO4)2 + 6H2O
Mg3(PO4)2