Hydraty, zobojętnianie i strącanie osadów - To jest chemia 1 (ZP)

1.Hydraty

Sole, które poza kationami metalu (lub kationami będącymi grupą atomów, np. $\ce{NH4+}$) i anionami reszty kwasowej zawierają dodatkowo trwale połączone cząsteczki wody, np. $\ce{CaCl2 * 6H2O}$. Hydratem jest m.in. gips $\ce{CaSO4 * 2H2O}$.

2.Woda krystalizacyjna

Cząsteczki wody trwale związane w hydracie - z kationem metalu albo w krysztale soli. We wzorze hydratu zapisuje się je po kropce, np. w $\ce{CaCl2 * 6H2O}$ jest sześć cząsteczek wody krystalizacyjnej.

3.Zapis wzoru hydratu

Wzór soli, kropka i liczba cząsteczek wody przed $\ce{H2O}$, np. $\ce{CaCl2 * 6H2O}$. Kropka oznacza trwałe połączenie cząsteczek wody w krysztale soli. Współczynnika 1 się nie zapisuje, np. w $\ce{2CaSO4 * H2O}$ na dwa $\ce{CaSO4}$ przypada jedna cząsteczka wody.

4.Sól uwodniona i sól bezwodna

Sól uwodniona to inna nazwa hydratu, np. $\ce{CuCl2 * 2H2O}$. Sól bezwodna nie zawiera cząsteczek wody krystalizacyjnej, np. $\ce{CuCl2}$.

5.Nazwy hydratów

Do nazwy soli dodaje się po kresce słowo „woda”, a w nawiasie zapisuje stosunek ilościowy soli do wody, np. $\ce{CaCl2 * 6H2O}$ - chlorek wapnia-woda(1/6), $\ce{2CaSO4 * H2O}$ - siarczan(VI) wapnia-woda(2/1). Nazwę czyta się np. „chlorek wapnia woda jeden sześć”.

6.Jak ustalić wzór hydratu na podstawie jego nazwy?

1) Ustal wzór soli bezwodnej z wartościowości metalu i reszty kwasowej. 2) Odczytaj z nawiasu liczbę cząsteczek wody. 3) Zapisz wzór soli, kropkę i liczbę cząsteczek wody przed $\ce{H2O}$. Np. chlorek magnezu-woda(1/6): $\ce{MgCl2}$ i 6 cząsteczek wody, więc $\ce{MgCl2 * 6H2O}$.

7.Otrzymywanie hydratów

Hydraty otrzymuje się przez wydzielanie soli z roztworu wodnego oraz z soli higroskopijnych - taka sól w wilgotnym środowisku (np. w wilgotnym powietrzu) pochłania cząsteczki wody i przekształca się w hydrat.

8.Usuwanie wody z hydratów przez ogrzewanie

Hydraty są nieodporne na ogrzewanie - w wysokiej temperaturze tracą wodę krystalizacyjną, która jako para wodna skrapla się na ściankach probówki. Hydrat może mieć inną barwę niż sól bezwodna: czerwony $\ce{CoCl2 * 6H2O}$ po ogrzaniu zmienia się w granatowy $\ce{CoCl2}$: $\ce{CoCl2 * 6H2O ->[{T}] CoCl2 + 6H2O}$.

9.Gips, gips palony i gips bezwodny

Gips - $\ce{CaSO4 * 2H2O}$, siarczan(VI) wapnia-woda(1/2), główny składnik skały gipsowej. Gips palony - $\ce{2CaSO4 * H2O}$, siarczan(VI) wapnia-woda(2/1). Gips bezwodny - $\ce{CaSO4}$, siarczan(VI) wapnia.

10.Prażenie gipsu

Ogrzewanie gipsu, podczas którego traci on wodę krystalizacyjną; produkt zależy od temperatury. W 110°C powstaje gips palony (biały proszek): $\ce{2(CaSO4 * 2H2O) ->[{110 °C}] 2CaSO4 * H2O + 3H2O}$. W 190-200°C powstaje gips bezwodny $\ce{CaSO4}$.

11.Twardnienie zaprawy gipsowej

Zaprawa gipsowa to mieszanina gipsu palonego i wody. Szybko twardnieje, bo gips palony wiąże wodę i znów powstaje gips: $\ce{2CaSO4 * H2O + 3H2O -> 2(CaSO4 * 2H2O)}$. Jest to reakcja odwrotna do prażenia gipsu.

12.Zawartość procentowa (procent masowy) wody w hydracie

Oblicza się ją dla 1 mola hydratu: $\frac{m_{\mathrm{wody}}}{m_{\mathrm{hydratu}}} \cdot 100\%$, gdzie $m_{\mathrm{wody}}$ to liczba cząsteczek wody razy $18~\mathrm{g}$, a $m_{\mathrm{hydratu}}$ - masa 1 mola hydratu. Np. $\ce{MgCl2 * 6H2O}$: $95~\mathrm{g} + 108~\mathrm{g} = 203~\mathrm{g}$, więc $\frac{108}{203} \cdot 100\% \approx 53{,}2\%$.

13.Zastosowania soli

Chlorek sodu $\ce{NaCl}$ - przyprawa, a jego 0,9-procentowy roztwór wodny to sól fizjologiczna. Azotan(V) srebra(I) $\ce{AgNO3}$ - ujawnianie śladów linii papilarnych, środek odkażający. Azotan(V) potasu $\ce{KNO3}$ - konserwowanie żywności. Azotan(V) amonu $\ce{NH4NO3}$ (saletra amonowa) i diwodorofosforan(V) wapnia-woda(1/1) $\ce{Ca(H2PO4)2 * H2O}$ (superfosfat podwójny) - nawozy sztuczne. Sole srebra $\ce{AgCl}$, $\ce{AgBr}$, $\ce{AgI}$ - substancje światłoczułe w fotografii.

14.Reakcja zobojętniania (neutralizacji)

Reakcja chemiczna kwasu z zasadą, w wyniku której powstają cząsteczki wody i sól: zasada + kwas → sól + woda, np. $\ce{KOH + HNO3 -> KNO3 + H2O}$. Równanie reakcji zobojętniania: $\ce{H+ + OH- -> H2O}$.

15.Jak wykazać, że zaszła reakcja zobojętniania?

Do roztworu zasady dodaje się fenoloftaleinę - barwi się na malinowo. Po dodaniu kroplami kwasu roztwór się odbarwia: odczyn zmienia się z zasadowego na obojętny, bo kationy wodoru i aniony wodorotlenkowe łączą się w cząsteczki wody.

16.Dysocjacja elektrolityczna soli

Sole dysocjują na kationy metali (lub kationy będące grupą atomów, np. $\ce{NH4+}$) i aniony reszt kwasowych, np. $\ce{Na2S ->[H2O] 2Na+ + S^2-}$, $\ce{Fe2(SO4)3 ->[H2O] 2Fe^3+ + 3SO4^2-}$. Suma ładunków kationów i anionów wynosi zero.

17.Zapis cząsteczkowy, pełny jonowy i skrócony jonowy

Zapis cząsteczkowy - wszystkie substancje we wzorach, bez rozpisywania na jony. Pełny zapis jonowy - substancje rozpuszczalne i zdysocjowane w postaci jonów, a woda, osady i gazy - wzorami. Skrócony zapis jonowy - tylko jony, które reagują i tworzą wodę, osad lub gaz.

18.Jak zapisać równanie reakcji w formie jonowej?

1) Napisz i uzgodnij równanie w zapisie cząsteczkowym. 2) Rozpisz na jony substancje, które dysocjują, a wodę i osady zostaw jako wzory - to pełny zapis jonowy. 3) Skreśl jony, które powtarzają się po obu stronach. 4) Przepisz pozostałe - to skrócony zapis jonowy; współczynniki podziel przez wspólny dzielnik, jeśli to możliwe.

19.Zobojętnianie wodorotlenku baru kwasem chlorowodorowym w trzech zapisach

Cząsteczkowy: $\ce{Ba(OH)2 + 2HCl -> BaCl2 + 2H2O}$. Pełny jonowy: $\ce{Ba^2+ + 2OH- + 2H+ + 2Cl- -> Ba^2+ + 2Cl- + 2H2O}$. Skrócony jonowy (po skreśleniu $\ce{Ba^2+}$ i $\ce{Cl-}$ oraz podzieleniu współczynników przez 2): $\ce{H+ + OH- -> H2O}$.

20.Otrzymywanie wodorosoli

Wodorosole powstają w wyniku zobojętniania kwasów wieloprotonowych, czyli mających w cząsteczce więcej niż jeden atom wodoru (np. $\ce{H2SO4}$, $\ce{H3PO4}$). Kwas siarkowy(VI) z wodorotlenkiem potasu w stosunku molowym 1 : 1 daje wodorosiarczan(VI) potasu: $\ce{H2SO4 + KOH -> KHSO4 + H2O}$. Roztwór ma odczyn kwasowy - jony $\ce{H+}$ barwią uniwersalny papierek wskaźnikowy na czerwono.

21.Reakcja strąceniowa (reakcja strącania osadu)

Reakcja chemiczna, w której z rozpuszczalnych substratów powstaje przynajmniej jeden trudno rozpuszczalny produkt (osad). Zachodzi między jonami, które łączą się w osad; pozostałe jony zostają w roztworze.

22.Barwy wybranych osadów

Chlorek srebra(I) $\ce{AgCl}$ - biały, serowaty; wodorotlenek miedzi(II) $\ce{Cu(OH)2}$ - niebieski, galaretowaty; jodek ołowiu(II) $\ce{PbI2}$ - żółty; wodorotlenek żelaza(III) $\ce{Fe(OH)3}$ - ciemnobrunatny (rdzawy).

23.Strącanie węglanu wapnia w trzech zapisach

Cząsteczkowy: $\ce{CaCl2 + Na2CO3 -> CaCO3 v + 2NaCl}$. Pełny jonowy: $\ce{Ca^2+ + 2Cl- + 2Na+ + CO3^2- -> CaCO3 v + 2Na+ + 2Cl-}$. Skrócony jonowy: $\ce{Ca^2+ + CO3^2- -> CaCO3 v}$. Osad zapisuje się wzorem, a jony $\ce{Na+}$ i $\ce{Cl-}$, które zostają w roztworze, się pomija.

24.Planowanie reakcji strąceniowej

Z tabeli rozpuszczalności dobiera się substraty dobrze rozpuszczalne w wodzie (R), które występują w roztworze w postaci jonów. Jeden substrat zawiera kation, a drugi anion osadu; przynajmniej jeden produkt powinien być trudno (T) lub średnio (S) rozpuszczalny. Litera d oznacza związek, który ulega rozkładowi w wodzie.

25.Dobór substratów do strącenia wodorotlenku

Potrzebna jest rozpuszczalna sól z kationem danego metalu i zasada, czyli rozpuszczalny wodorotlenek pierwiastka 1. lub 2. grupy, np. $\ce{NaOH}$, $\ce{KOH}$, $\ce{Ba(OH)2}$: $\ce{FeCl3 + 3NaOH -> Fe(OH)3 v + 3NaCl}$. Skrócony zapis jonowy: $\ce{Fe^3+ + 3OH- -> Fe(OH)3 v}$.

26.Rodzaje reakcji strąceniowych

Sól 1 + sól 2 → sól 3 + sól 4, np. $\ce{Ag+ + Cl- -> AgCl v}$; sól 1 + zasada → sól 2 + wodorotlenek, np. $\ce{Zn^2+ + 2OH- -> Zn(OH)2 v}$; sól 1 + kwas 1 → sól 2 + kwas 2, np. $\ce{Ba^2+ + SO4^2- -> BaSO4 v}$. Powstają osady soli lub wodorotlenków trudno rozpuszczalnych w wodzie.

27.Wzory ogólne związków nieorganicznych

Tlenki $\ce{E2O_{n}}$, wodorki $\ce{EH_{n}}$ lub $\ce{H_{n}E}$, wodorotlenki $\ce{M(OH)_{n}}$, kwasy $\ce{H_{m}R}$, sole $\ce{M_{m}R_{n}}$. E - symbol pierwiastka, M - metalu, R - reszty kwasowej; n - wartościowość pierwiastka lub metalu, m - wartościowość reszty kwasowej. Hydraty to sole zawierające dodatkowo cząsteczki wody.