Prezentacja programu PowerPoint

2014-11-15
Reakcje chemiczne, związki
kompleksowe
Literatura:
L. Jones, P. Atkins – Chemia ogólna. Cząsteczki, materia, reakcje.
Lesław Huppenthal, Alicja Kościelecka, Zbigniew Wojtczak – Chemia ogólna i analityczna
dla studentów biologii.
Lech Pajdowski – Chemia ogólna.
Adam Bielański – Podstawy chemii ogólnej i nieorganicznej.
Reakcje chemiczne
Reakcja chemiczna – proces, w wyniku którego pierwotna substancja zwana substratem
przemienia się w inną, zwaną produktem. Aby cząsteczka substratu zamieniła się w
cząsteczkę produktu konieczne jest rozerwanie przynajmniej jednego z obecnych w niej
wiązań chemicznych pomiędzy atomami, bądź też utworzenie się przynajmniej jednego
nowego wiązania.
Rodzaje reakcji:
•przebiegające z wydzieleniem (egzotermiczne)
•przebiegające z pochłonięciem energii (endotermiczne)
•przebiegające bez zmiany stopnia utlenienia pierwiastków (reakcje kwas - zasada)
•przebiegające ze zmianą stopnia utlenienia pierwiastków (reakcje utleniacz - reduktor)
Typ reakcji
Schemat
Reakcja syntezy
X + Y → XY
Reakcja rozkładu (analizy)
XY → X + Y
Reakcja wymiany
X + YA → XA + Y
Reakcja podwójnej
wymiany
XA + YB → XB + YA
Przykłady
CO2 + H2O → H2CO3
H2CO3 + BaCO3 → Ba(HCO3)2
ZnCO3 → ZnO + CO2
Zn0 + Cu+2SO4 → Zn+2SO4 + Cu0
C + ZnO → CO + Zn
O2 + HgS → SO2 + Hg
NaOH + HCl → NaCl + HOH
NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl↓
tlen (O)
46,1%
krzem (Si) 27,72%
glin (Al)
8,13%
żelazo (Fe) 5,0%
wapń (Ca) 3,63%
sód (Na)
2,83%
potas (K)
magnez (Mg)
tytan (Ti)
wodór (H)
pozostałe
2,60%
2,08%
0,44%
0,14%
1,5%
Reakcje chemiczne
Reakcje kwas - zasada
Teoria Arrheniusa (1887):
- kwas to związek oddający w roztworach wodnych kationy H+,
HCl = H+ + Cl–
- zasada to związek oddający w roztworach wodnych aniony OH–,
NaOH = Na+ + OH–
Teoria Brönsteda – Lowry’ego (1923) – teoria protolityczna:
- kwasy to donory protonów (H+)
HNO3 = H+ + NO3–
- zasady to akceptory protonów (H+)
NH3 + H+ = NH4+
Teoria Lewisa (1923):
- kwasy to akceptory elektronów, np.:
AlCl3 + Cl2 = AlCl4– + Cl+
- zasady to donory elektronów, np.:
H2O + H+ = H3O+
http://www.mm.pl/~rabbar/download/lectures/kwasy%20i%20zasady_cz1.pdf
http://www.zmnch.pl/files/Teorie_kwasow_i_zasad.pdf
http://www.kchn.pg.gda.pl/didactics/kwasy_zasady.pdf
http://www2.chemia.uj.edu.pl/~makowski/pch/06%20Kwasy%20i%20zasady.pdf
prof. dr hab. inż. Barbara Becker http://www.mm.pl/~rabbar/download/lectures/kwasy%20i%20zasady_cz1.pdf
1
2014-11-15
prof. dr hab. inż. Barbara Becker http://www.mm.pl/~rabbar/download/lectures/kwasy%20i%20zasady_cz1.pdf
prof. dr hab. inż. Barbara Becker http://www.mm.pl/~rabbar/download/lectures/kwasy%20i%20zasady_cz1.pdf
prof. dr hab. inż. Barbara Becker http://www.mm.pl/~rabbar/download/lectures/kwasy%20i%20zasady_cz1.pdf
prof. dr hab. inż. Barbara Becker http://www.mm.pl/~rabbar/download/lectures/kwasy%20i%20zasady_cz1.pdf
prof. dr hab. inż. Barbara Becker http://www.mm.pl/~rabbar/download/lectures/kwasy%20i%20zasady_cz1.pdf
prof. dr hab. inż. Barbara Becker http://www.mm.pl/~rabbar/download/lectures/kwasy%20i%20zasady_cz1.pdf
2
2014-11-15
Reakcje chemiczne
Reakcje chemiczne
Sprzężenie kwas - zasada
Reakcje kwas - zasada
Procesy chemiczne zachodzące w oparciu o teorie kwasów i zasad:
• dysocjacja elektrolityczna - rozpad cząsteczek na jony w wyniku
oddziaływania z cząsteczkami wody
Na2SO4 →2 Na+ + SO42– ale NH4OH = NH4+ + OH–
• reakcje zobojętniania
Ca(OH)2 + HCl = CaCl2 + H2O
• amfoteryczność
Pb2+aq + 4OH– = [Pb(OH)4]2– + H2O
• hydroliza soli
NH4Cl → NH4+ + Cl–
Substancja wykazuje właściwości chemiczne tylko wtedy, gdy bierze udział w
reakcji chemicznej. Wykazuje właściwości kwasowe, gdy w środowisku reakcji
znajduje się zasada lub właściwości zasadowe, gdy w środowisku reakcji
znajduje się kwas.
Reakcje chemiczne
Fe2+ + 6 CN– → [Fe(CN)6]4–
NH4+ + H2O = NH4OH + H+
i dalej
• wytrącanie trudno rozpuszczalnych w wodzie osadów
Ag+aq + Cl– = ↓AgCl + H2O
(anion Cl– wypiera ze sfery koordynacyjnej kationu wodę
i powstaje elektrycznie obojętna cząsteczka.)
Reakcje utleniania i redukcji
Reakcje utleniania i redukcji
Zachodzą ze zmianą stopnia utlenienia pierwiastków.
UTLENIANIE – wzrost stopnia utlenienia
REDUKCJA – obniżenie stopnia utlenienia
Stopnie utlenienia pierwiastków:
0
0
I
-I
2Na + Cl2 → 2Na+ + Cl-
w cząsteczce amoniaku:
forma utleniona chloru
forma zredukowana sodu
REDUKCJA
UTLENIANIE
-
w cząsteczce aldehydu octowego:
-
w jonie dichromianowym:
forma utleniona sodu
forma zredukowana chloru
UTLENIACZ – przyjmuje elektrony
REDUKTOR – oddaje elektrony
Reakcje utleniania i redukcji
Reguły służące do wyznaczania stopnia utlenienia pierwiastka
1. Pierwiastki w stanie wolnym (O2, Ca)
2. Proste jony (Na+, Cu2+, Al3+, Cl–, S2–)
3. Suma stopni utlenienia w cząsteczce
4. Suma stopni utlenienia w jonie
5. Wodór w związkach
Wyjątek: wodorki (NaH, MgH2)
6. Tlen w związkach
Wyjątki: nadtlenki (H2O2)
ponadtlenki (KO2)
fluorek tlenu (OF2)
0
ładunek jonu
0
Reakcje utleniania i redukcji
Przykłady obliczania stopni utlenienia:
Suma stopni utlenienia w cząsteczce = 0
a) Siarka w H2SO3 :
ładunek jonu
H2SO3
+1
–1
2
–1
–½
+2
7. Formalny stopień utlenienia nie musi być liczbą całkowitą i może mieć
wartości ułamkowe
8. W związkach organicznych połączenie węgiel-węgiel traktujemy jako 0 (bez
względu na liczbę wiązań) !!!
2 ∙ (I)  1∙ x  3 ∙ (-II) = 0
x = +IV
Suma stopni utlenienia w jonie = ładunek jonu
b) Siarka w S2O32- :
c) Żelazo w Fe3O4 :
FeO ∙ Fe2O3
Fe +II Fe +III
2·x  3∙(-II) = 2
x = +II
S2O32-
O –II
3∙x + 4∙(-II) = 0
formalny x = VIII/III,
stopień
utlenienia!
formalny
stopień utlenienia!
S –II
S +VI
SO42-
S2O32-
3
2014-11-15
Reakcje utleniania i redukcji
Reakcje utleniania i redukcji - rodzaje
DOBIERANIA WSPÓŁCZYNNIKÓW REAKCJI
1. Przebiegające w środowisku kwaśnym
MnO4– + NO2– + H+ = Mn2+ + NO3– + H2O
Na podstawie stopni utlenienia
–III +I
a) stopnie utlenienia znane:
b) stopnie utlenienia wyliczone:
+II –II
0
–II
+I
NH3 + O2 = NO + H2O
c) pierwiastki zmieniające
stopień utlenienia:
–III
Zn + NO3– + OH– = [Zn(OH)4]2– + NH3
Sn2+ + Hg2+ = Sn4+ + Hg
UTLENIANIE
N–3
d) liczba wymienianych
elektronów:
e) uzgodnienie liczby
elektronów oddanych z pobranymi:
f) równanie końcowe:
N+2
5e–
·4
2O–2
·5
+
O20 + 4e–
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
g) sprawdzenie liczności pierwiastków
po obydwu stronach równania:
← współczynniki?
3. Przebiegające w środowisku obojętnym
REDUKCJA
+II
2. Przebiegające w środowisku zasadowym
–II
0
← współczynniki?
N:
4=4
O: 5·2 = 4 + 6
H: 4·3 = 6·2
← współczynniki?
4. Dysproporcjonowania
S2O32– + OH– = SO42– + S2–
← współczynniki?
5. Utleniania substancji, w których reduktorem są atomy różnych pierwiastków lub
atomy tego samego pierwiastka na różnych stopniach utlenienia
Cu2S + 10 NO3– + 12 H+ = 2 Cu2+ + SO42– + 10 NO2 + 6 H2O
REAKCJE UTLENIANIA I REDUKCJI
Reakcje utleniania i redukcji - rodzaje
Reakcja w środowisku obojętnym
6elektronów
redukcja




2KMnO4  3K 2SO 3  H2O  2MnO2  3K 2SO 4  2KOH
Metale i jony metali jako reduktory i utleniacze
forma
zredukowana
REDUKTOR
Zn
Cu
Ag
UTLENIANIE
REDUKCJA
Zn2+
Cu2+
Ag+
forma
utleniona
UTLENIACZ
Reakcje:
utlenianie – 6elektronów
Zn
Reakcja w środowisku kwaśnym
10elektronów
redukcja




2KMnO4  5K 2SO 3  3H 2SO 4  2MnSO4  6K 2SO 4  3H 2O
utlenianie – 10 elektronów
Reakcja w środowisku zasadowym
redukcja 2e



2KMnO4  K 2SO 3  2KOH  K 2 MnO4  K 2SO 4  H 2O
CuCl2 + Zn = Cu + ZnCl2
- zapis cząsteczkowy
Cu2+ + 2Cl– + Zn = Cu + Zn2+ + 2Cl– - zapis jonowy
Cu
Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+
TAK
WNIOSEK:
Cu + Zn2+ = Cu2+ + Zn
NIE
Cu2+ to silniejszy
utleniacz niż Zn2+
2Ag+ + Cu = 2Ag + Cu2+
TAK
WNIOSEK:
2Ag + Cu2+ = 2Ag+ + Cu
NIE
Ag+ to silniejszy
utleniacz niż Cu2+
Zn2+ < Cu2+ < Ag+
utlenianie – 2 elektrony
UTLENIACZE
REAKCJE UTLENIANIA I REDUKCJI
SZEREG ELEKTROCHEMICZNY METALI
SZEREG ELEKTROCHEMICZNY METALI
UTLENIACZE (jako jony)
Li K Ca Na Al Zn Fe Ni Sn Pb
Cu Ag Hg Au
REDUKTORY (jako metale)
Utlenianie Zn
CuCl2 + Zn = Cu + ZnCl2
Inny utleniacz – H+
jonowo
Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+
UTLENIACZE
2HCl + Zn = H2 + ZnCl2
2HCl + Cu = H2 + CuCl2
jonowo
jonowo
2H+ + Zn = H2 + Zn2+
2H+ + Cu = H2 + Cu2+
H+ to silniejszy utleniacz niż Zn2+ ale słabszy niż Cu2+
H
Li K Ca Na Al Zn Fe Ni Sn Pb Cu Ag Hg Au
WNIOSEK:
Metale NIESZLACHETNE
Aktywność chemiczna
Metale SZLACHETNE
Tendencja do występowania w stanie wolnym
4
2014-11-15
Związki kompleksowe
Związki kompleksowe
Fe3+
+ 6 CN–
[Fe(CN)6]3–
HgCl2(aq) + 2KI(aq) = HgI2(s) + 2 KCl(aq)
czerwony osad
ligandy - L
HgI2(s) + 2KI(aq) = K2HgI4(aq) ← Tetrajodortęcian(II) potasu
3+
bezbarwny roztwór
Związek kompleksowy to związek chemiczny, który w swoim składzie chemicznym
zawiera jeden lub więcej atomów centralnych, otoczonych przez inne atomy lub
grupy atomów zwane ligandami, przy czym przynajmniej jedno wiązanie atomu
centralnego z ligandem ma charakter wiązania koordynacyjnego.
atom centralny,
metal - M
[Fe(CN)6]3– – jon kompleksowy
K3[Fe(CN)6] – związek kompleksowy, koordynacyjny,
zespolony
Związki kompleksowe
Związki kompleksowe
Jon/atom centralny
– najczęściej kationy metali bloku d, a także zwykle cięższe pierwiastki powyżej
4 okresu w układzie okresowym posiadające nieobsadzone orbitale, np. Cu2+,
Cr3+, Fe3+, Pb2+),
– niemetale, np. w [SO4]2-, [PO4]3-, [BH4]-, [SiF6]2-.
Ligandy - skoordynowane z atomem centralnym podstawniki: atomy, grupy
atomów lub jony ujemne,
– otaczają one atomy centralne i dostarczają przynajmniej jedną wolną parę
elektronów (wiązanie koordynacyjne),
– w ligandach dawcami elektronów najczęściej są atomy fluorowców, azotu,
tlenu, siarki i węgla w anionach prostych i złożonych, np. OH-, F-, Cl-, CNlub cząsteczki obojętne, np. NH3, H2O, aminy, kwasy organiczne, aminokwasy.
– ligandy jednokleszczowe (jednofunkcyjne) – jedna para elektronów.
– ligandy wielokleszczowe (wielofunkcyjne) lub chelatowe - zawierają dwa lub
więcej atomów posiadających wolne pary elektronowe.
Związki kompleksowe - chelaty
Zdolność do tworzenia kompleksów przez atom centralny
gazy szlachetne - nie tworzą kompleksów
niemetale - mówimy raczej, że tworzą wiązania koordynacyjne
metale I - tworzą jedynie nieliczne kompleksy
metale II - tworzą kompleksy
metale III - szczególnie łatwo tworzą liczne kompleksy
Związki kompleksowe - chelaty
czterofunkcyjny chelat porfiny z żelazem
etylenodiamina
jon szczawianowy
1,10-fenantrolina
kwas/anion etylenodiaminotertaoctowy (EDTA)
5
2014-11-15
Związki kompleksowe - chelaty
Dlaczego metan nie jest ligandem?
[Cu(NH3)4]2+
[Fe(NH3)6]3+
6