Wodorotlenki i kwasy - To jest chemia 1 (ZP)

1.Wodorotlenki

Związki chemiczne zbudowane z kationów metali i anionów wodorotlenkowych $\ce{OH-}$. Tworzą je trzy różne pierwiastki: metal, tlen i wodór, np. $\ce{NaOH}$, $\ce{Ca(OH)2}$.

2.Wzór ogólny wodorotlenków

$\ce{M(OH)_{n}}$, gdzie M - symbol metalu, n - wartościowość metalu, równa liczbie grup wodorotlenowych (grupa wodorotlenowa jest zawsze jednowartościowa). Indeks dotyczy całej grupy wodorotlenowej, dlatego zapisuje się ją w nawiasie, np. $\ce{Al(OH)3}$. Indeksu 1 nie zapisuje się, np. $\ce{KOH}$.

3.Nazewnictwo wodorotlenków

Nazwa zaczyna się od słowa „wodorotlenek”, do którego dodaje się nazwę metalu w dopełniaczu, np. $\ce{KOH}$ - wodorotlenek potasu. Gdy metal tworzy więcej niż jeden wodorotlenek, na końcu nazwy podaje się jego wartościowość cyfrą rzymską w nawiasie, np. $\ce{Fe(OH)2}$ - wodorotlenek żelaza(II), $\ce{Fe(OH)3}$ - wodorotlenek żelaza(III).

4.Jak ustalić wzór wodorotlenku na podstawie jego nazwy?

1) Zapisz symbol metalu i grupę wodorotlenową (w kolejności odwrotnej do nazwy). 2) Ustal wartościowości: metalu (z nazwy albo z położenia w układzie okresowym) i grupy wodorotlenowej - zawsze I. 3) Przepisz je na krzyż jako indeksy. 4) Grupę wodorotlenową z indeksem większym niż 1 ujmij w nawias. Np. wodorotlenek cynku: cynk ma wartościowość II, więc $\ce{Zn(OH)2}$.

5.Reakcja sodu z wodą

Sód gwałtownie porusza się po powierzchni wody (nie tonie). Roztwór z fenoloftaleiną barwi się na malinowo - powstaje zasada sodowa, czyli wodny roztwór wodorotlenku sodu. Wydziela się wodór - zebrany gaz spala się z charakterystycznym dźwiękiem: $\ce{2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2 ^}$. Reakcja jest egzoenergetyczna.

6.Sposoby otrzymywania wodorotlenków rozpuszczalnych w wodzie

1) Metal aktywny (litowce i niektóre berylowce) + woda → wodorotlenek + wodór, np. $\ce{2K + 2H2O -> 2KOH + H2 ^}$. 2) Tlenek metalu aktywnego + woda → wodorotlenek, np. $\ce{Li2O + H2O -> 2LiOH}$. 3) Wodorek metalu + woda → wodorotlenek + wodór, np. $\ce{NaH + H2O -> NaOH + H2 ^}$. Powstające wodorotlenki są zasadami.

7.Podział wodorotlenków

Ze względu na rozpuszczalność w wodzie: dobrze rozpuszczalne (np. $\ce{NaOH}$), średnio rozpuszczalne (np. $\ce{Ca(OH)2}$) i trudno rozpuszczalne (np. $\ce{Al(OH)3}$). Ze względu na charakter chemiczny (zachowanie wobec wody, zasad i kwasów): zasadowe (np. $\ce{KOH}$) i amfoteryczne (np. $\ce{Al(OH)3}$).

8.Zasady

Związki chemiczne, które w wodnych roztworach dysocjują na kationy metali i aniony $\ce{OH-}$. Są to wszystkie wodorotlenki metali 1. grupy (np. $\ce{NaOH}$, $\ce{KOH}$) i niektóre 2. grupy (np. $\ce{Ba(OH)2}$), a także wodny roztwór amoniaku. Nie każdy wodorotlenek jest zasadą (np. $\ce{Fe(OH)3}$) i nie każda zasada jest wodorotlenkiem (np. $\ce{NH3(aq)}$).

9.Jak odczytać rozpuszczalność z tabeli rozpuszczalności?

Znajdź kation i anion, z których składa się związek, i odczytaj symbol na przecięciu wiersza z kolumną: R - substancja dobrze rozpuszczalna (ponad 2 g w 100 g wody), S - średnio rozpuszczalna (0,1-2 g), T - trudno rozpuszczalna (poniżej 0,1 g). Np. dla $\ce{Zn(OH)2}$: $\ce{Zn^2+}$ i $\ce{OH-}$ - litera T.

10.Dysocjacja elektrolityczna wodorotlenków

Wodorotlenki rozpuszczalne w wodzie dysocjują na kationy metali i aniony wodorotlenkowe, np. $\ce{KOH ->[H2O] K+ + OH-}$. Roztwory zasad przewodzą prąd elektryczny, więc zasady są elektrolitami. W wodorotlenkach występuje wiązanie jonowe między kationem metalu a anionem wodorotlenkowym.

11.Wodorotlenki pierwiastków 1. i 2. grupy - właściwości

Są substancjami stałymi, w większości dobrze rozpuszczają się w wodzie, tworząc zasady, są żrące i higroskopijne. Rozpuszczanie stałego wodorotlenku sodu w wodzie jest procesem egzoenergetycznym - roztwór się ogrzewa.

12.Wodorotlenek glinu i wodorotlenki pierwiastków grup 3.-12. - właściwości

Trudno rozpuszczają się w wodzie i mają charakter amfoteryczny lub zasadowy. Strącają się w postaci galaretowatych osadów, np. wodorotlenek glinu - białego, a wodorotlenek miedzi(II) - niebieskiego.

13.Barwy wskaźników w zasadach

W roztworach zasad fenoloftaleina barwi się na malinowo (różowoczerwono), a uniwersalny papierek wskaźnikowy przyjmuje barwy od zielonej do granatowej.

14.Higroskopijność

Zjawisko pochłaniania wilgoci przez substancję. Wykazuje ją np. wodorotlenek sodu: jego granulki pochłaniają parę wodną z powietrza i po kilku minutach „rozpływają się”. Higroskopijny jest też kwas siarkowy(VI).

15.Rozkład wodorotlenków

Niektóre wodorotlenki, np. $\ce{Cu(OH)2}$, $\ce{Fe(OH)3}$, $\ce{Ca(OH)2}$, pod wpływem podwyższonej temperatury rozkładają się na tlenek metalu i wodę (reakcja analizy): wodorotlenek → tlenek metalu + woda, np. $\ce{2Fe(OH)3 ->[{T}] Fe2O3 + 3H2O}$.

16.Wodorotlenki amfoteryczne

Wodorotlenki, które reagują zarówno z kwasami, jak i z zasadami, np. $\ce{Al(OH)3}$, $\ce{Cu(OH)2}$, $\ce{Zn(OH)2}$, $\ce{Cr(OH)3}$. Otrzymuje się je w reakcji soli z zasadą, np. $\ce{CuSO4 + 2NaOH -> Cu(OH)2 v + Na2SO4}$.

17.Badanie właściwości amfoterycznych wodorotlenku glinu

Po dodaniu zasady do roztworu chlorku glinu strąca się biały, galaretowaty osad: $\ce{AlCl3 + 3NaOH -> 3NaCl + Al(OH)3 v}$. Osad zanika zarówno po dodaniu kwasu chlorowodorowego, jak i po dodaniu roztworu wodorotlenku sodu - powstaje klarowny roztwór. Wodorotlenek glinu reaguje z kwasem i z zasadą, więc jest amfoteryczny.

18.Reakcje wodorotlenku amfoterycznego z kwasem i z zasadą

Z kwasem zachowuje się jak zasada: wodorotlenek + kwas → sól + woda, np. $\ce{Al(OH)3 + 3HCl -> AlCl3 + 3H2O}$. Z zasadą zachowuje się jak kwas i tworzy hydroksokompleks (sól), np. $\ce{Cu(OH)2 + 2NaOH -> Na2[Cu(OH)4]}$ - tetrahydroksomiedzian(II) sodu.

19.Zastosowania wodorotlenków

$\ce{NaOH}$ - udrażnianie rur; $\ce{NaOH}$ i $\ce{KOH}$ - produkcja mydeł i środków piorących; $\ce{KOH}$ - produkcja kakao i czekolady; $\ce{Ca(OH)2}$ (wapno gaszone) - zaprawa wapienna, bielenie pni drzew owocowych; $\ce{Mg(OH)2}$ i $\ce{Al(OH)3}$ - leki zobojętniające nadmiar soku żołądkowego, pasty do zębów; $\ce{Fe(OH)3}$ - leki na niedokrwistość.

20.Kwasy

Substancje, których cząsteczki w wodnych roztworach dysocjują na kationy wodoru $\ce{H+}$ i aniony reszty kwasowej.

21.Reszta kwasowa

Atom lub grupa atomów, które znajdują się w cząsteczce każdego kwasu oprócz atomów wodoru. W wodzie reszta kwasowa tworzy anion, np. z $\ce{HCl}$ powstaje anion chlorkowy $\ce{Cl-}$, a z $\ce{HNO3}$ - anion azotanowy(V) $\ce{NO3-}$.

22.Wzór ogólny kwasów

$\ce{H_{m}R}$, gdzie R - symbol reszty kwasowej, m - wartościowość reszty kwasowej, równa liczbie atomów wodoru w cząsteczce kwasu. Np. w $\ce{H2SO4}$ reszta kwasowa jest dwuwartościowa.

23.Kwasy beztlenowe i tlenowe

Podział kwasów ze względu na obecność tlenu w reszcie kwasowej. Kwasy beztlenowe nie mają atomów tlenu w reszcie kwasowej (np. $\ce{HCl}$, $\ce{H2S}$), a kwasy tlenowe mają (np. $\ce{HNO3}$, $\ce{H2SO4}$).

24.Dysocjacja elektrolityczna kwasów

W roztworze wodnym kwasy dysocjują na kationy wodoru i aniony reszty kwasowej, np. $\ce{HBr ->[H2O] H+ + Br-}$ (anion bromkowy), $\ce{HNO3 ->[H2O] H+ + NO3-}$ (anion azotanowy(V)).

25.Nazwy kwasów beztlenowych

„Kwas” + nazwa niemetalu z reszty kwasowej + łącznik „o” + końcówka „-wodorowy”, np. $\ce{HF}$ - kwas fluorowodorowy, $\ce{H2S}$ - kwas siarkowodorowy.

26.Nazwy kwasów tlenowych

„Kwas” + nazwa pierwiastka, który oprócz tlenu tworzy resztę kwasową + końcówka „-owy”. Gdy pierwiastek może mieć w kwasach różne wartościowości, podaje się ją w nawiasie, np. $\ce{HNO2}$ - kwas azotowy(III), $\ce{HNO3}$ - kwas azotowy(V). Bez wartościowości: np. $\ce{H2CO3}$ - kwas węglowy.

27.Jak ustalić nazwę kwasu tlenowego na podstawie wzoru?

1) Wartościowość reszty kwasowej = liczba atomów wodoru. 2) Wartościowość pierwiastka: pomnóż liczbę atomów tlenu przez II i odejmij wartościowość reszty kwasowej. 3) Podaj nazwę z końcówką „-owy” i tą wartościowością. Np. $\ce{H2SO3}$: reszta II, siarka $3 \cdot \mathrm{II} - \mathrm{II} = \mathrm{IV}$ - kwas siarkowy(IV).

28.Otrzymywanie kwasów beztlenowych

Rozpuszcza się w wodzie odpowiedni wodorek niemetalu, który powstaje z wodoru i niemetalu, np. $\ce{H2 + Br2 -> 2HBr}$, a potem $\ce{HBr(g) ->[H2O] HBr(aq)}$. Chlorowodór wprowadzony do wody z oranżem metylowym zmienia jego barwę z żółtej na czerwoną - powstaje kwas chlorowodorowy.

29.Otrzymywanie kwasów tlenowych

Tlenek kwasowy + woda → kwas tlenowy (reakcja syntezy), np. $\ce{SO3 + H2O -> H2SO4}$; pierwiastek ma w tlenku i w kwasie tę samą wartościowość. Siarka spala się niebieskim płomieniem do $\ce{SO2}$, a ten z wodą tworzy kwas siarkowy(IV): $\ce{SO2 + H2O <--> H2SO3}$ - papierek uniwersalny barwi się na czerwono.

30.Kwasy nietrwałe

Kwasy, które samorzutnie rozkładają się na tlenek i wodę. Kwas węglowy: $\ce{H2CO3 <--> CO2 + H2O}$. Kwas siarkowy(IV) w bardziej stężonych roztworach: $\ce{H2SO3 <--> SO2 + H2O}$.

31.Właściwości kwasów

Większość to bezbarwne ciecze lub roztwory; nieliczne są substancjami stałymi, np. $\ce{H3PO4}$, $\ce{H3BO3}$. Dobrze rozpuszczają się w wodzie. Występują w nich wiązania kowalencyjne spolaryzowane, a roztwory kwasów rozpuszczalnych w wodzie przewodzą prąd - kwasy są elektrolitami. Stężone roztwory niektórych kwasów, np. $\ce{H2SO4}$ i $\ce{HNO3}$, są żrące.

32.Rozcieńczanie stężonego kwasu

Stężony kwas wlewa się powoli do wody - nigdy odwrotnie. Rozcieńczanie jest procesem egzoenergetycznym: woda wlana do stężonego kwasu zaczyna wrzeć na powierzchni, a krople kwasu wypryskują z naczynia, co grozi poparzeniem.

33.Barwy wskaźników w roztworach kwasów

Uniwersalny papierek wskaźnikowy barwi się na czerwono (lub pomarańczowo), a oranż metylowy zmienia barwę z żółtej na czerwoną.

34.Kwasy nieutleniające i utleniające

Kwasy nieutleniające (np. $\ce{HCl}$, $\ce{HBr}$, $\ce{HI}$, rozcieńczony $\ce{H2SO4}$) reagują tylko z metalami nieszlachetnymi. Kwasy utleniające (np. $\ce{HNO3}$, $\ce{HClO3}$, $\ce{HClO4}$, stężony $\ce{H2SO4}$) reagują z metalami nieszlachetnymi oraz z miedzią, srebrem i rtęcią; złoto i platyna z nimi nie reagują.

35.Szereg aktywności metali

Metale ułożone od najbardziej do najmniej aktywnego chemicznie: Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Sn, Pb, H, Cu, Ag, Hg, Pt, Au. Metale przed wodorem to metale nieszlachetne, a za wodorem - szlachetne. Od położenia metalu w szeregu zależy, czy reaguje on z danym kwasem.

36.Reakcja kwasu nieutleniającego z metalem

Metal nieszlachetny + kwas nieutleniający → sól + wodór, np. $\ce{Mg + 2HCl -> MgCl2 + H2 ^}$. Kwasy nieutleniające nie reagują z metalami szlachetnymi, np. miedź nie reaguje z kwasem chlorowodorowym.

37.Reakcja kwasu utleniającego z metalem szlachetnym

Metal szlachetny + kwas utleniający → sól + tlenek + woda; wodór nie powstaje. Np. miedź reaguje gwałtownie ze stężonym kwasem azotowym(V) i wydziela się brunatny gaz - tlenek azotu(IV) $\ce{NO2}$.

38.Moc kwasu

Zdolność do odłączania kationów wodoru od cząsteczki kwasu w jego roztworze wodnym.

39.Kwasy mocne i słabe

Kwas mocny występuje w roztworze wodnym w postaci jonów, np. $\ce{H2SO4}$, $\ce{HNO3}$, $\ce{HCl}$, $\ce{HBr}$, $\ce{HI}$, $\ce{HClO4}$. Kwas słaby występuje w postaci jonów i cząsteczek, np. $\ce{H2S}$, $\ce{HF}$, $\ce{H2CO3}$, $\ce{H2SO3}$, $\ce{HNO2}$, $\ce{HClO}$.

40.Zastosowania kwasów

$\ce{H2SO4}$ - elektrolit w akumulatorach ołowiowych, oczyszczanie karoserii przed malowaniem; $\ce{H3PO4}$ - dodatek do galaretek i napojów typu cola, czyszczenie felg; $\ce{HCl}$ - produkcja m.in. sztucznego miodu, cukru i przypraw; $\ce{H2S}$ - składnik wód leczniczych.