Wodorki i wodorotlenki - To jest chemia 1 (ZR)

1.Wodorki

Związki chemiczne wodoru z innymi pierwiastkami chemicznymi. Wzór ogólny: $\ce{EH_{n}}$ dla pierwiastków grup 1.-15. oraz $\ce{H_{n}E}$ dla pierwiastków grup 16.-17., gdzie n - wartościowość pierwiastka E, równa liczbie atomów wodoru. W temperaturze ok. 25 °C wodorki metali są substancjami stałymi, a wodorki niemetali - najczęściej gazami.

2.Otrzymywanie wodorków

Wodorki metali aktywnych chemicznie i niektórych niemetali otrzymuje się w bezpośredniej syntezie z pierwiastków: metal + wodór → wodorek metalu, np. $\ce{2Na + H2 -> 2NaH}$; niemetal + wodór → wodorek niemetalu, np. $\ce{N2 + 3H2 <-->[{kat.}] 2NH3}$ (reakcja przebiega w obu kierunkach).

3.Nazwy wodorków

Wodorki metali: do słowa „wodorek” dodaje się nazwę metalu, np. $\ce{CaH2}$ - wodorek wapnia. Wodorki niemetali mają zwykle nazwy zwyczajowe (w nawiasie systematyczne): $\ce{NH3}$ - amoniak (azan), $\ce{PH3}$ - fosfina (fosfan), $\ce{H2O}$ - woda (oksydan), $\ce{H2S}$ - siarkowodór (sulfan), $\ce{HCl}$ - chlorowodór (chlorek wodoru). $\ce{CH4}$ nie ma nazwy zwyczajowej - jego nazwa systematyczna to metan.

4.Wodorki metali

Mają zazwyczaj budowę jonową - ich sieć krystaliczna zawiera kationy metalu i aniony wodorkowe $\ce{H-}$. Należą do nich przede wszystkim wodorki litowców i berylowców (np. $\ce{NaH}$, $\ce{MgH2}$), które mają charakter zasadowy. Są najczęściej substancjami stałymi i nie są lotne.

5.Wodorki niemetali

Mają budowę kowalencyjną - zawierają wiązania kowalencyjne spolaryzowane. Są lotne i w środowisku przyrodniczym występują najczęściej jako gazy, a ich charakter chemiczny zależy od położenia niemetalu w układzie okresowym. Trwałość wodorków 17. grupy maleje w szeregu $\ce{HF}$, $\ce{HCl}$, $\ce{HBr}$, $\ce{HI}$.

6.Podział wodorków ze względu na charakter chemiczny

Wodorki zasadowe, np. $\ce{LiH}$, $\ce{NaH}$, $\ce{MgH2}$, $\ce{NH3}$; kwasowe, np. $\ce{HCl}$, $\ce{HF}$, $\ce{H2S}$; amfoteryczne, np. $\ce{H2O}$, $\ce{AlH3}$, $\ce{PH3}$; obojętne, np. $\ce{CH4}$. Ze względu na rodzaj pierwiastka wodorki dzieli się też na wodorki metali (np. $\ce{MgH2}$) i niemetali (np. $\ce{NH3}$).

7.Charakter wodorków a układ okresowy

Wodorki litowców i berylowców mają charakter zasadowy - elektroujemność tych metali jest niższa od elektroujemności wodoru. Wodorki pierwiastków grup 16. i 17. mają charakter kwasowy (np. $\ce{H2S}$, $\ce{H2Se}$, $\ce{HF}$, $\ce{HCl}$, $\ce{HBr}$, $\ce{HI}$), z wyjątkiem amfoterycznej wody. $\ce{NH3}$ jest zasadowy, $\ce{PH3}$ i $\ce{AlH3}$ - amfoteryczne, a $\ce{CH4}$ - obojętny.

8.Badanie charakteru chemicznego wodorków

Chlorowodór, amoniak i wodorek sodu wprowadza się do wody z fenoloftaleiną i do wody z oranżem metylowym. $\ce{NH3}$ i $\ce{NaH}$ barwią fenoloftaleinę na malinowo, a barwy oranżu nie zmieniają - mają charakter zasadowy. $\ce{HCl}$ zmienia barwę oranżu metylowego z żółtej na czerwoną, a fenoloftaleiny nie zabarwia - ma charakter kwasowy.

9.Reakcje wodorków z wodą

Amoniak: $\ce{NH3 + H2O <--> NH4+ + OH-}$; wodorek sodu: $\ce{NaH + H2O -> Na+ + OH- + H2 ^}$ - powstają aniony wodorotlenkowe, więc odczyn jest zasadowy. Chlorowodór: $\ce{HCl + H2O -> H3O+ + Cl-}$ - powstają jony oksoniowe $\ce{H3O+}$ (kation $\ce{H+}$ przyłączony do cząsteczki wody), więc odczyn jest kwasowy.

10.Wodorotlenki

Związki chemiczne zbudowane z kationów metali i anionów wodorotlenkowych $\ce{OH-}$. Wzór ogólny: $\ce{M(OH)_{n}}$, gdzie M - symbol metalu, n - wartościowość metalu; anion wodorotlenkowy jest jednowartościowy. Indeks dotyczy całego anionu, dlatego anion wodorotlenkowy zapisuje się w nawiasie, np. $\ce{Ca(OH)2}$. Wodorotlenki są substancjami stałymi.

11.Nazewnictwo wodorotlenków

Do słowa „wodorotlenek” dodaje się nazwę metalu, np. wodorotlenek sodu $\ce{NaOH}$, wodorotlenek glinu $\ce{Al(OH)3}$. Gdy metal tworzy kilka wodorotlenków, w nawiasie podaje się jego wartościowość: wodorotlenek żelaza(II) $\ce{Fe(OH)2}$, wodorotlenek żelaza(III) $\ce{Fe(OH)3}$. Wzory ustala się metodą krzyżową. Nazwy zwyczajowe: $\ce{NaOH}$ - soda kaustyczna (żrąca), $\ce{KOH}$ - potaż żrący.

12.Reakcja sodu z wodą

Kawałek sodu wrzuca się do wody z fenoloftaleiną. Obserwacje: sód gwałtownie porusza się po powierzchni wody, roztwór barwi się na malinowo, a zebrany gaz zapala się z charakterystycznym dźwiękiem. Wniosek: powstają wodorotlenek sodu i wodór, $\ce{2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2 ^}$; sód jest bardzo aktywny, ma mniejszą gęstość niż woda, a reakcja jest egzoenergetyczna.

13.Gaszenie wapna palonego i woda wapienna

Tlenek wapnia reaguje z wodą: $\ce{CaO + H2O -> Ca(OH)2}$ - to egzoenergetyczne gaszenie wapna palonego (fenoloftaleina barwi się na malinowo). $\ce{Ca(OH)2}$ powstaje też w reakcji wapnia z wodą: $\ce{Ca + 2H2O -> Ca(OH)2 + H2 ^}$. Wodorotlenek wapnia słabo rozpuszcza się w wodzie, a jego nasycony roztwór - woda wapienna - służy do wykrywania tlenku węgla(IV).

14.Otrzymywanie wodorotlenków rozpuszczalnych w wodzie

Metale aktywne (litowce i berylowce z wyjątkiem berylu), ich tlenki oraz wodorki litowców i berylowców reagują z wodą: metal + woda → wodorotlenek + wodór, np. $\ce{2K + 2H2O -> 2KOH + H2 ^}$; tlenek metalu + woda → wodorotlenek, np. $\ce{BaO + H2O -> Ba(OH)2}$; wodorek metalu + woda → wodorotlenek + wodór, np. $\ce{CaH2 + 2H2O -> Ca(OH)2 + 2H2 ^}$.

15.Otrzymywanie wodorotlenków trudno rozpuszczalnych w wodzie

W reakcji wymiany soli dobrze rozpuszczalnej w wodzie z zasadą: sól 1 + zasada → wodorotlenek 2 (osad) + sól 2. Np. po dodaniu roztworu $\ce{NaOH}$ do roztworu chlorku żelaza(III) strąca się czerwonobrunatny osad: $\ce{FeCl3 + 3NaOH -> Fe(OH)3 v + 3NaCl}$, skrócony zapis jonowy: $\ce{Fe^3+ + 3OH- -> Fe(OH)3 v}$.

16.Zapis cząsteczkowy, jonowy i skrócony jonowy reakcji strącania

Cząsteczkowy: $\ce{CuCl2 + 2NaOH -> Cu(OH)2 v + 2NaCl}$. Jonowy: $\ce{Cu^2+ + 2Cl- + 2Na+ + 2OH- -> Cu(OH)2 v + 2Na+ + 2Cl-}$. Skrócony jonowy: $\ce{Cu^2+ + 2OH- -> Cu(OH)2 v}$ - pomija się jony $\ce{Na+}$ i $\ce{Cl-}$, które nie biorą udziału w reakcji. Osad zapisuje się wzorem sumarycznym.

17.Tabela rozpuszczalności

Pozwala określić rozpuszczalność soli i wodorotlenków w wodzie (w 25 °C): R - substancja dobrze rozpuszczalna (powyżej 2 g w 100 g wody), S - średnio rozpuszczalna (0,1-2 g w 100 g wody), T - trudno rozpuszczalna (poniżej 0,1 g w 100 g wody). Np. $\ce{NaOH}$ - R, $\ce{Cu(OH)2}$ - T; osad powstaje, gdy jeden z produktów reakcji jest trudno rozpuszczalny.

18.Zasady (wodorotlenki zasadowe)

Wodorotlenki, które rozpuszczają się w wodzie i ulegają całkowitej dysocjacji elektrolitycznej. Należą do nich wodorotlenki metali 1. i 2. grupy z wyjątkiem $\ce{Be(OH)2}$ i $\ce{Mg(OH)2}$, np. $\ce{NaOH}$, $\ce{KOH}$, $\ce{Ca(OH)2}$, $\ce{Ba(OH)2}$. Zasady są żrące. W ich roztworach uniwersalny papierek wskaźnikowy przyjmuje barwy od zielonej do granatowej, a fenoloftaleina barwi się na malinowo (różowoczerwono).

19.Zasady według teorii Arrheniusa

Związki chemiczne, które w roztworach wodnych dysocjują na kationy metalu i aniony wodorotlenkowe, np. $\ce{NaOH ->[H2O] Na+ + OH-}$, $\ce{Ba(OH)2 ->[H2O] Ba^2+ + 2OH-}$. Zasady są mocnymi elektrolitami: poruszające się jony przenoszą ładunek, więc roztwory przewodzą prąd, a aniony $\ce{OH-}$ nadają im odczyn zasadowy.

20.Elektrolit i dysocjacja elektrolityczna

Elektrolit to substancja, która po rozpuszczeniu w wodzie lub stopieniu przewodzi prąd elektryczny. Dysocjacja elektrolityczna to rozpad kwasów, zasad i soli na jony, zachodzący w wyniku ich oddziaływania z cząsteczkami wody lub pod wpływem temperatury.

21.Zasady według teorii Brønsteda-Lowry'ego

Według tej bardziej ogólnej teorii zasadą jest każdy związek chemiczny lub jon, który może przyjąć proton, czyli akceptor protonów (protonobiorca). Teoria ta wyjaśnia zasadowe właściwości substancji, które nie tworzą jonów $\ce{OH-}$ - czego nie wyjaśnia teoria Arrheniusa.

22.Higroskopijność

Zdolność substancji do pochłaniania wilgoci. Higroskopijne są np. stałe wodorotlenki sodu i potasu, $\ce{NaOH}$ i $\ce{KOH}$, które dobrze rozpuszczają się w wodzie.

23.Moc zasad

Mocne zasady ulegają całkowitej dysocjacji elektrolitycznej - w roztworze są wyłącznie jony, np. $\ce{NaOH}$, $\ce{KOH}$. Wodorotlenki pozostałych metali są praktycznie nierozpuszczalne, a ich rozpuszczona część tworzy słabe elektrolity, np. $\ce{Cu(OH)2}$, $\ce{Fe(OH)3}$. O mocy zasady decyduje różnica elektroujemności tlenu i metalu: im większa, tym większy udział wiązania jonowego i łatwiejsza dysocjacja.

24.Zmiana mocy zasad w grupach i okresach

Moc zasad litowców i berylowców zwiększa się w grupie wraz ze wzrostem liczby atomowej metalu (rośnie udział wiązania jonowego między kationem metalu a anionem $\ce{OH-}$), np. w szeregu $\ce{LiOH}$, $\ce{NaOH}$, $\ce{KOH}$, $\ce{RbOH}$, $\ce{CsOH}$. W okresie moc zmniejsza się wraz ze wzrostem numeru grupy (rośnie elektroujemność metalu), np. $\ce{KOH}$ jest mocniejszą zasadą niż $\ce{Ca(OH)2}$.

25.Reakcja zobojętniania (neutralizacja)

Reakcja kwasu z wodorotlenkiem: kwas + wodorotlenek → sól + woda. Kationy $\ce{H3O+}$ kwasu (w uproszczeniu $\ce{H+}$) łączą się z anionami $\ce{OH-}$ w cząsteczki wody, np. $\ce{HCl + NaOH -> NaCl + H2O}$, skrócony zapis jonowy: $\ce{H3O+ + OH- -> 2H2O}$. Z kwasami reagują wszystkie wodorotlenki.

26.Reakcje zasad z tlenkami kwasowymi i z solami

Zasada + tlenek kwasowy → sól + woda, np. $\ce{Ca(OH)2 + N2O5 -> Ca(NO3)2 + H2O}$. Zasada reaguje z solą metalu ciężkiego (np. ołowiu, miedzi, chromu, żelaza), jeśli powstaje osad: wodorotlenek 1 + sól 1 → sól 2 + wodorotlenek 2 (osad), np. $\ce{2NaOH + Pb(NO3)2 -> 2NaNO3 + Pb(OH)2 v}$.

27.Reakcja metalu z zasadą i rozkład termiczny wodorotlenków

Niektóre metale tworzące związki amfoteryczne reagują z zasadami: metal + zasada → sól + wodór, np. $\ce{2Al + 2NaOH + 6H2O -> 2Na[Al(OH)4] + 3H2 ^}$. Niektóre wodorotlenki rozkładają się po ogrzaniu na tlenek metalu i wodę, np. $\ce{Cu(OH)2 ->[{T}] CuO + H2O}$.

28.Podział wodorotlenków ze względu na rozpuszczalność w wodzie

Dobrze rozpuszczalne - m.in. wodorotlenki 1. grupy, np. $\ce{NaOH}$, $\ce{KOH}$ (tworzą bezbarwne roztwory); średnio rozpuszczalne - np. $\ce{Ca(OH)2}$ (tworzy zawiesinę); trudno rozpuszczalne - np. $\ce{Zn(OH)2}$, $\ce{Cu(OH)2}$, $\ce{Al(OH)3}$ (strącają się w postaci osadów).

29.Barwy osadów wodorotlenków trudno rozpuszczalnych

$\ce{Cu(OH)2}$ - niebieski galaretowaty; $\ce{Fe(OH)3}$ - czerwonobrunatny galaretowaty; $\ce{Fe(OH)2}$ - biały, szybko zmienia barwę na jasnozieloną, a na powietrzu brunatnieje; $\ce{Ni(OH)2}$ - jasnozielony galaretowaty; $\ce{Zn(OH)2}$ i $\ce{Al(OH)3}$ - białe galaretowate; $\ce{Pb(OH)2}$ - biały. Osady $\ce{Zn(OH)2}$ i $\ce{Pb(OH)2}$ roztwarzają się w nadmiarze zasady.

30.Woda amoniakalna

Wodny roztwór amoniaku o stężeniu 10-25 %: $\ce{NH3 + H2O <--> NH4+ + OH-}$. Niewielka ilość powstających jonów $\ce{OH-}$ nadaje jej odczyn zasadowy; to słaba zasada niezawierająca kationu metalu, zapisywana jako $\ce{NH4+ + OH-}$ lub $\ce{NH3(aq)}$. Stosuje się ją jako ciekły nawóz, w produkcji gumy i barwników oraz w garbarstwie.

31.Wodorotlenki amfoteryczne

Wodorotlenki, które reagują zarówno z kwasami, jak i z mocnymi zasadami - wykazują charakter zasadowy i kwasowy, np. $\ce{Al(OH)3}$, $\ce{Zn(OH)2}$, $\ce{Cr(OH)3}$, $\ce{Cu(OH)2}$, $\ce{Be(OH)2}$. Otrzymuje się je w reakcji soli z zasadą, np. $\ce{ZnSO4 + 2NaOH -> Zn(OH)2 v + Na2SO4}$.

32.Otrzymywanie wodorotlenku glinu i jego zachowanie wobec kwasu i zasady

Po wkropleniu roztworu $\ce{NaOH}$ do roztworu siarczanu(VI) glinu strąca się biały galaretowaty osad: $\ce{Al2(SO4)3 + 6NaOH -> 2Al(OH)3 v + 3Na2SO4}$ (skrócony zapis jonowy: $\ce{Al^3+ + 3OH- -> Al(OH)3 v}$). Po dodaniu do osadu kwasu chlorowodorowego albo roztworu $\ce{NaOH}$ osad zanika i powstaje bezbarwny roztwór - $\ce{Al(OH)3}$ ma charakter amfoteryczny.

33.Reakcja wodorotlenku glinu z kwasem

$\ce{Al(OH)3 + 3HCl -> AlCl3 + 3H2O}$; skrócony zapis jonowy: $\ce{Al(OH)3 + 3H3O+ -> Al^3+ + 6H2O}$, w uproszczeniu $\ce{Al(OH)3 + 3H+ -> Al^3+ + 3H2O}$. Wodorotlenek glinu zachowuje się tu jak zasada, a glin występuje w produkcie jako kation $\ce{Al^3+}$.

34.Reakcja wodorotlenku glinu z zasadą

$\ce{Al(OH)3 + NaOH -> Na[Al(OH)4]}$ (tetrahydroksoglinian sodu), skrócony zapis jonowy: $\ce{Al(OH)3 + OH- -> [Al(OH)4]-}$, albo $\ce{Al(OH)3 + 3NaOH -> Na3[Al(OH)6]}$ (heksahydroksoglinian sodu), $\ce{Al(OH)3 + 3OH- -> [Al(OH)6]^3-}$. Wodorotlenek glinu zachowuje się tu jak kwas, a glin wchodzi w skład anionu kompleksowego.

35.Amfoteryczne właściwości wodorotlenku miedzi(II)

Otrzymywanie: $\ce{CuSO4 + 2NaOH -> Cu(OH)2 v + Na2SO4}$ (niebieski osad). Z zasadą zachowuje się jak kwas: $\ce{Cu(OH)2 + 2NaOH -> Na2[Cu(OH)4]}$ (tetrahydroksomiedzian(II) sodu); osad zanika tylko częściowo, bo właściwości amfoteryczne są słabe. Z kwasem zachowuje się jak zasada: $\ce{Cu(OH)2 + H2SO4 -> CuSO4 + 2H2O}$.

36.Podział wodorotlenków ze względu na charakter chemiczny

Wodorotlenki zasadowe reagują z kwasami, ale nie reagują z zasadami, np. $\ce{LiOH}$, $\ce{NaOH}$, $\ce{KOH}$, $\ce{Ca(OH)2}$, $\ce{Sr(OH)2}$. Wodorotlenki amfoteryczne reagują z kwasami i z zasadami, np. $\ce{Be(OH)2}$, $\ce{Al(OH)3}$, $\ce{Cr(OH)3}$, $\ce{Zn(OH)2}$, $\ce{Cu(OH)2}$.

37.Zastosowania wodorotlenków

$\ce{Ca(OH)2}$ - zaprawa wapienna (twardnieje w reakcji z $\ce{CO2}$ z powietrza), bielenie pni drzew owocowych; $\ce{KOH}$ - środek osuszający i regulator kwasowości w produkcji kakao; $\ce{Fe(OH)3}$ - leki na niedokrwistość; $\ce{Mg(OH)2}$ i $\ce{Al(OH)3}$ - środki na nadkwaśność żołądka, pasty do zębów; $\ce{Cu(OH)2}$ - wykrywanie glukozy (próba Trommera); $\ce{NaOH}$ i $\ce{KOH}$ - produkcja mydeł i środków piorących.