Sole, azotki i węgliki - To jest chemia 1 (ZR)

1.Sole (według Arrheniusa)

Związki chemiczne zbudowane z kationów metali lub kationu amonu $\ce{NH4+}$ oraz anionów reszt kwasowych. W roztworach wodnych dysocjują na kationy metalu (lub amonu) i aniony reszt kwasowych.

2.Właściwości soli

Sole to substancje krystaliczne o wysokich temperaturach topnienia; między kationami metalu a anionami reszty kwasowej występuje w nich wiązanie jonowe. Mają różną rozpuszczalność w wodzie, a ich roztwory wodne i stopione sole są elektrolitami.

3.Wzór ogólny soli $\ce{M_{m}R_{n}}$

M - symbol metalu lub kationu $\ce{NH4+}$, R - symbol reszty kwasowej, m - wartościowość reszty kwasowej (równa liczbie kationów metalu), n - wartościowość metalu (równa liczbie anionów reszty kwasowej). Ładunki jonów muszą się równoważyć, np. $\ce{Al^3+}$ i $\ce{SO4^2-}$ tworzą $\ce{Al2(SO4)3}$, bo $2 \cdot 3 = 3 \cdot 2$.

4.Rodzaje soli

Trzy główne rodzaje soli to sole obojętne, wodorosole i hydroksosole. Sole obojętne dzielą się na sole proste, sole podwójne i hydraty. Wodorosole zawierają kationy wodoru związane z resztą kwasową, a hydroksosole - aniony wodorotlenkowe.

5.Sole proste i sole podwójne

Sole proste zawierają jeden rodzaj kationów i jeden rodzaj anionów, np. $\ce{NaCl}$, $\ce{PbI2}$, $\ce{K2Cr2O7}$. Sole podwójne zawierają dwa rodzaje kationów i jeden rodzaj anionów, np. $\ce{AlNa(SO4)2}$, albo jeden rodzaj kationów i dwa rodzaje anionów, np. $\ce{Ca(ClO)Cl}$.

6.Nazewnictwo soli prostych

Nazwa ma dwa wyrazy: pierwszy pochodzi od nazwy kwasu, drugi - od nazwy metalu z uwzględnieniem jego wartościowości. Sole kwasów beztlenowych mają końcówkę „-ek”, a sole kwasów tlenowych - „-an”, np. $\ce{CuBr2}$ - bromek miedzi(II), $\ce{MgS}$ - siarczek magnezu, $\ce{Ca3(PO4)2}$ - fosforan(V) wapnia, $\ce{Al2(SO3)3}$ - siarczan(IV) glinu.

7.Nazewnictwo soli podwójnych

Nazwa ma trzy wyrazy pochodzące od nazw jonów: najpierw alfabetycznie nazwy anionów, potem alfabetycznie nazwy kationów. Przed nazwą jonu występującego dwa razy lub więcej dodaje się przedrostek „di-”, „tri-”, „tetra-”, np. $\ce{K2NaPO4}$ - fosforan(V) dipotasu sodu, $\ce{AlBrCl2}$ - bromek dichlorek glinu, $\ce{LiNaSO4}$ - siarczan(VI) litu sodu.

8.Hydraty - budowa i nazewnictwo

Hydraty to sole, które mają w sieci krystalicznej wbudowane cząsteczki wody - wodę krystalizacyjną; we wzorze oddziela je kropka. Do nazwy soli bezwodnej dodaje się po myślniku słowo „woda”, a w nawiasie stosunek liczby jednostek soli do liczby cząsteczek wody, np. $\ce{CuSO4 * 5H2O}$ - siarczan(VI) miedzi(II)-woda(1/5), $\ce{CuCl2 * 2H2O}$ - chlorek miedzi(II)-woda(1/2).

9.Wodorosole - budowa i nazewnictwo

Zawierają kation lub kationy wodoru związane z resztą kwasową oraz kationy metali lub kation amonu. Nazwa: nazwa anionu z przedrostkiem „wodoro-” (z „di-”, „tri-” zależnie od liczby atomów wodoru) i nazwa kationu, np. $\ce{NaHCO3}$ - wodorowęglan sodu, $\ce{NH4HSO4}$ - wodorosiarczan(VI) amonu, $\ce{Ca(H2PO4)2}$ - diwodorofosforan(V) wapnia.

10.Hydroksosole - budowa i nazewnictwo

Zawierają aniony wodorotlenkowe, aniony reszt kwasowych oraz kationy metali lub kation amonu; anion wodorotlenkowy zapisuje się we wzorze zawsze w nawiasie. W nazwie występuje słowo „wodorotlenek” (z „di-”, „tri-” zależnie od liczby tych anionów), np. $\ce{CaCl(OH)}$ - chlorek wodorotlenek wapnia, $\ce{Pb3(CO3)2(OH)2}$ - diwęglan diwodorotlenek triołowiu(II).

11.Reakcja zobojętniania

Wodorotlenek + kwas → sól + woda, np. $\ce{NaOH + HNO3 -> NaNO3 + H2O}$. Istotą zobojętniania jest łączenie się anionów wodorotlenkowych z jonami oksoniowymi: $\ce{OH- + H3O+ -> 2H2O}$, w zapisie uproszczonym $\ce{OH- + H+ -> H2O}$.

12.Zapis cząsteczkowy, jonowy i jonowy skrócony

W zapisie jonowym substancje rozpuszczalne i zdysocjowane (mocne kwasy, mocne zasady, rozpuszczalne sole) zapisuje się jako jony, a osady, gazy i wodę - cząsteczkowo. W zapisie jonowym skróconym pomija się jony, które nie biorą udziału w reakcji, np. $\ce{Ag+ + Cl- -> AgCl v}$. Po obu stronach muszą się zgadzać liczby atomów i suma ładunków.

13.Metal + kwas → sól + wodór

Tak otrzymuje się sole z metali aktywniejszych chemicznie od wodoru, np. $\ce{Fe + H2SO4 -> FeSO4 + H2 ^}$ (powstaje siarczan(VI) żelaza(II)), $\ce{Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2 ^}$.

14.Tlenek metalu + kwas → sól + woda

Kwasy reagują z tlenkami metali (zasadowymi i amfoterycznymi), tworząc sól i wodę, np. $\ce{ZnO + 2HNO3 -> Zn(NO3)2 + H2O}$, $\ce{MgO + 2HCl -> MgCl2 + H2O}$.

15.Tlenek kwasowy + wodorotlenek → sól + woda

Tlenek kwasowy reaguje z zasadą, tworząc sól kwasu tlenowego i wodę; pierwiastek kwasotwórczy zachowuje wartościowość: $\ce{SO2 + 2KOH -> K2SO3 + H2O}$ (siarczan(IV)), $\ce{SO3 + 2KOH -> K2SO4 + H2O}$ (siarczan(VI)), $\ce{CO2 + 2NaOH -> Na2CO3 + H2O}$.

16.Tlenek zasadowy + tlenek kwasowy → sól oraz metal + niemetal → sól

W tych reakcjach powstaje tylko sól. Z tlenku zasadowego i tlenku kwasowego powstaje sól kwasu tlenowego, np. $\ce{BaO + CO2 -> BaCO3}$, $\ce{Na2O + SO2 -> Na2SO3}$. Z metalu i niemetalu powstaje sól kwasu beztlenowego, np. $\ce{Cu + Cl2 -> CuCl2}$, $\ce{2Na + Cl2 -> 2NaCl}$.

17.Rozpuszczalność soli w wodzie

Według tabeli rozpuszczalności sole są dobrze rozpuszczalne (R: powyżej 2 g w 100 g wody, np. sole metali 1. grupy - $\ce{NaCl}$, $\ce{KCl}$), średnio rozpuszczalne (S: 0,1-2 g w 100 g wody, np. $\ce{CaSO4}$, $\ce{PbI2}$) albo trudno rozpuszczalne (T: poniżej 0,1 g w 100 g wody, np. $\ce{PbS}$, $\ce{Ag3PO4}$). Litera d oznacza związek, który ulega rozkładowi w wodzie.

18.Sól 1 + sól 2 → sól 3 + sól 4 (reakcja strąceniowa)

Reagują dwie sole dobrze rozpuszczalne w wodzie: jedna zawiera kation, a druga anion soli trudno (lub średnio) rozpuszczalnej, która strąca się jako osad. Np. $\ce{Pb(NO3)2 + 2KI -> PbI2 v + 2KNO3}$ - żółty osad; skrócony zapis jonowy: $\ce{Pb^2+ + 2I- -> PbI2 v}$.

19.Sól + zasada → sól + wodorotlenek

Reagują dobrze rozpuszczalne sól i zasada, a jeden z produktów strąca się jako osad (lub wydziela jako gaz). Np. $\ce{FeCl3 + 3NaOH -> Fe(OH)3 v + 3NaCl}$ - czerwonobrunatny osad; skrócony zapis jonowy: $\ce{Fe^3+ + 3OH- -> Fe(OH)3 v}$.

20.Sól słabego lub lotnego kwasu + mocniejszy kwas

Mocniejszy kwas wypiera słabszy kwas z roztworu jego soli, a jeden z produktów to osad albo gaz. Np. $\ce{Na2SO3 + 2HCl -> 2NaCl + H2O + SO2 ^}$ - czuć charakterystyczny zapach tlenku siarki(IV); skrócony zapis jonowy: $\ce{SO3^2- + 2H3O+ -> 3H2O + SO2 ^}$.

21.Dysocjacja elektrolityczna soli

Sole rozpuszczalne w wodzie dysocjują praktycznie w 100%, a z soli trudno rozpuszczalnej na jony rozpada się tylko jej rozpuszczona część. Sole proste dysocjują jednostopniowo, np. $\ce{Al2(SO4)3 ->[H2O] 2Al^3+ + 3SO4^2-}$.

22.Dysocjacja wodorosoli

Wodorosole dysocjują wielostopniowo, np. wodorowęglan sodu: 1) $\ce{NaHCO3 ->[H2O] Na+ + HCO3-}$, 2) $\ce{HCO3- + H2O <--> H3O+ + CO3^2-}$. W drugim, odwracalnym etapie kation wodoru odłącza się od anionu wodorowęglanowego.

23.Barwy osadów wybranych soli

Sole trudno rozpuszczalne: $\ce{AgCl}$ - biały, $\ce{PbS}$ - czarny, $\ce{Co3(PO4)2}$ - fioletowy, $\ce{CdS}$, $\ce{Ag3PO4}$ i $\ce{Fe2(CrO4)3}$ - żółte. Żółty osad tworzy też średnio rozpuszczalny $\ce{PbI2}$. Osady strącają się po zmieszaniu roztworów dwóch soli, z których jedna zawiera kation, a druga anion soli trudno (lub średnio) rozpuszczalnej.

24.Rozkład termiczny soli

Niektóre sole, np. węglany i wodorowęglany, rozkładają się podczas ogrzewania: $\ce{CaCO3 ->[{T}] CaO + CO2 ^}$, $\ce{2KHCO3 ->[{T}] K2CO3 + H2O ^ + CO2 ^}$.

25.Ogrzewanie siarczanu(VI) miedzi(II)-woda(1/5)

Niebieska krystaliczna sól odbarwia się, a na ściankach probówki skrapla się para wodna: $\ce{CuSO4 * 5H2O ->[{T}] CuSO4 + 5H2O ^}$. Woda krystalizacyjna zostaje usunięta z sieci krystalicznej i powstaje biały, bezwodny siarczan(VI) miedzi(II). Proces jest odwracalny - sól bezwodna może ponownie przyłączyć wodę.

26.Barwa chlorku kobaltu(II) a stopień uwodnienia

Higroskopijny $\ce{CoCl2}$ zmienia barwę zależnie od uwodnienia: bezwodny jest granatowy (powietrze suche), przy bardzo małej wilgotności - fioletowy, a przy większej wilgotności - czerwony ($\ce{CoCl2 * 6H2O}$). Dlatego jego uwodnione sole służą jako wskaźniki wilgotności powietrza.

27.Zastosowania soli

$\ce{NaCl}$ - przyprawa, konserwowanie ryb, 0,9-procentowy roztwór to sól fizjologiczna. $\ce{AgNO3}$ (światłoczuły, bakteriobójczy) - ujawnianie linii papilarnych, krople do oczu. $\ce{KNO3}$ - konserwant żywności. $\ce{NH4NO3}$ (saletra amonowa) i $\ce{Ca(H2PO4)2 * H2O}$ (superfosfat podwójny) - nawozy sztuczne, $\ce{CaCO3}$ - nawóz naturalny. $\ce{AgCl}$, $\ce{AgBr}$, $\ce{AgI}$ - fotografia (ciemnieją pod wpływem światła).

28.Minerały, skały i surowce mineralne

Minerały to pierwiastki w stanie wolnym (np. siarka, złoto) lub związki chemiczne (np. $\ce{SiO2}$, $\ce{CaSO4}$, $\ce{NaCl}$) powstałe bez udziału człowieka. Skały to naturalne skupiska minerałów powstające w procesach geologicznych. Skały i minerały wykorzystywane przez człowieka to surowce mineralne.

29.Wykrywanie węglanu wapnia

Próbka zawierająca $\ce{CaCO3}$ (wapień, kreda, skorupka jaja) reaguje z kwasem chlorowodorowym - wydziela się bezbarwny gaz: $\ce{CaCO3 + 2HCl -> CaCl2 + H2O + CO2 ^}$. Gaz ten powoduje mętnienie wody wapiennej: $\ce{CO2 + Ca(OH)2 -> CaCO3 v + H2O}$. Granit i gips nie reagują.

30.Rozkład termiczny wapieni i gaszenie wapna palonego

Podczas silnego ogrzewania węglan wapnia rozkłada się na tlenek wapnia (wapno palone) i tlenek węgla(IV): $\ce{CaCO3 ->[{T}] CaO + CO2 ^}$. Tlenek wapnia reaguje z wodą: $\ce{CaO + H2O -> Ca(OH)2}$ (powstaje wapno gaszone) - to reakcja egzotermiczna, a fenoloftaleina barwi się na malinowo.

31.Twarda woda i kamień kotłowy

Twarda woda zawiera jony soli różnych metali, zwłaszcza wapnia i magnezu (wodorowęglany, chlorki, siarczany(VI)). Podczas gotowania wodorowęglany tworzą nierozpuszczalny osad - kamień kotłowy, który niszczy instalacje: $\ce{Ca(HCO3)2 ->[{100 °C}] CaCO3 v + H2O + CO2 ^}$, $\ce{Mg(HCO3)2 ->[{100 °C}] MgCO3 v + H2O + CO2 ^}$.

32.Twardość węglanowa (przemijająca) i trwała (nieprzemijająca)

Twardość węglanową (przemijającą) powodują wodorowęglany wapnia i magnezu - znika podczas gotowania, bo wytrącają się one jako osad. Twardość trwałą (nieprzemijającą) powodują jony z innych soli, np. chlorków i siarczanów(VI), które nie strącają się podczas gotowania.

33.Usuwanie twardości wody

W domu: zagotowanie wody i zlanie jej znad osadu. W przemyśle: metoda wapienna - dodatek $\ce{Ca(OH)2}$, np. $\ce{Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 -> 2CaCO3 v + 2H2O}$, albo dodatek węglanu sodu, który strąca jony wapnia: $\ce{CaCl2 + Na2CO3 -> CaCO3 v + 2NaCl}$, $\ce{Ca(HCO3)2 + Na2CO3 -> CaCO3 v + 2NaHCO3}$.

34.Siarczan(VI) wapnia i jego hydraty

Składnikiem skał gipsowych jest siarczan(VI) wapnia. $\ce{CaSO4 * 2H2O}$ - siarczan(VI) wapnia-woda(1/2) (gips), $\ce{2CaSO4 * H2O}$ - siarczan(VI) wapnia-woda(2/1) (gips palony), $\ce{CaSO4}$ - gips bezwodny. Prażenie gipsu w ok. 110 °C daje gips palony, a w 190-200 °C - gips bezwodny.

35.Twardnienie zaprawy gipsowej

Zaprawę gipsową otrzymuje się, mieszając gips palony z wodą. Masa szybko twardnieje, bo gips palony wiąże wodę: $\ce{2CaSO4 * H2O + 3H2O -> 2(CaSO4 * 2H2O)}$. Jest to reakcja odwrotna do prażenia gipsu.

36.Azotki

Związki chemiczne azotu z metalami i niektórymi niemetalami. Azotki litowców i berylowców mają budowę jonową (np. $\ce{Li3N}$, $\ce{Ba3N2}$), azotki m.in. boru, krzemu i węgla są kowalencyjne (np. $\ce{BN}$, $\ce{Si3N4}$, $\ce{C3N4}$), a w azotkach metali bloku d (np. azotku tytanu) występuje wiązanie metaliczne. Wiele azotków ma bardzo wysokie temperatury topnienia, jest bardzo twardych i biernych chemicznie.

37.Węgliki

Związki chemiczne węgla z pierwiastkami o elektroujemności mniejszej niż elektroujemność węgla. Węgliki niemetali są bardzo twarde i kowalencyjne (np. $\ce{SiC}$, $\ce{B4C}$), węgliki metali grup 1., 2. i 13. - jonowe (np. $\ce{CaC2}$, $\ce{Al4C3}$), a węgliki metali bloku d - metaliczne i bardzo odporne (np. $\ce{TiC}$, $\ce{WC}$ - materiały ścierne i elementy skrawające).

38.Otrzymywanie siarczanu(VI) baru - ciąg przemian

Siarczan(VI) baru można otrzymać m.in. tak: $\ce{Ba + H2SO4 -> BaSO4 v + H2 ^}$, $\ce{BaO + SO3 -> BaSO4}$, $\ce{BaO + H2SO4 -> BaSO4 v + H2O}$, $\ce{Ba(OH)2 + H2SO4 -> BaSO4 v + 2H2O}$, $\ce{BaCl2 + Na2SO4 -> BaSO4 v + 2NaCl}$. Substraty powstają z baru: $\ce{2Ba + O2 -> 2BaO}$, $\ce{Ba + 2H2O -> Ba(OH)2 + H2 ^}$, $\ce{Ba + Cl2 -> BaCl2}$.

39.Podział związków nieorganicznych - wzory ogólne

Tlenki $\ce{E2O_{n}}$, wodorki $\ce{EH_{n}}$ lub $\ce{H_{n}E}$, wodorotlenki $\ce{M(OH)_{n}}$, kwasy $\ce{H_{m}R}$, sole $\ce{M_{m}R_{n}}$ (n - wartościowość pierwiastka lub metalu, m - wartościowość reszty kwasowej). Do związków nieorganicznych należą też azotki i węgliki.