WYKŁAD NR 5 Z CHEMII II_NANO_01.04.2016

SAVE OFFLINE

WYKŁAD NR 5 Z CHEMII II DLA KIERUNKU NANOTECHNOLOGIA

REAKCJE CHEMICZNE Reakcje chemiczne to procesy, w czasie których substancje ulegają przemianom, prowadzącym do powstawania nowych substancji o odmiennych właściwościach fizycznych i chemicznych.

OGÓLNE TYPY REAKCJI CHEMICZNYCH

• •

•

•

Zapis reakcji chemicznej – równanie chemiczne – podaje bilans mas substratów i produktów (potwierdza prawo zachowania masy: w reakcjach chemicznych łączna masa produktów równa jest łącznej masie substratów) oraz określa typ reakcji. Reakcje chemiczne można poklasyfikować według różnych kryteriów. 1. Klasyfikacja według schematu reakcji 1.1. Reakcje syntezy. Są to procesy polegające na łączeniu się atomów lub cząsteczek. Produkt zawiera wszystkie atomy zawarte w substratach. Np.: C + O2
CO2 1.2. Reakcje analizy (rozkładu). Proces ten polega na rozdzieleniu się atomów. Z jednego substratu powstają przynajmniej dwa prostsze produkty. Np. : 2 HgO
2 Hg + O2 1.3. Reakcje wymiany. Substraty wymieniają między sobą atomy lub grupy atomów. Można wyróżnić reakcje wymiany pojedynczej oraz reakcje wymiany podwójnej. Reakcjami wymiany podwójnej są np. reakcje jonowe. Zachodzą one bez zmiany stopnia utlenienia reagenta. Np.: NaCl + AgNO3
AgCl + NaNO3

TYPY REAKCJI CHEMICZNYCH • •

Ad. Reakcje analizy Reakcje analizy można dodatkowo podzielić według sposobu doprowadzenia energii m.in. na: reakcje rozkładu w podwyższonej temperaturze (dysocjacja termiczna), np.: T CaCO3

CaO + CO2

•

reakcje fotochemiczne (fotoliza). Reakcje te są zapoczątkowane lub przyspieszane pod wpływem światła, np. hv AgCl Ag + 1/2 Cl2

•

reakcje fonochemiczne lub sonochemiczne (fonoliza) zachodzące pod wpływem ultradźwięków, np.: reakcje depolimeryzacji,

•

reakcje elektrochemiczne (elektroliza) zachodzące pod wpływem energii elektrycznej, np.: 2 NaCl

elektroliza

2 Na + Cl2

TYPY REAKCJI CHEMICZNYCH •

2. Klasyfikacja według kierunku wymiany energii między

układem a otoczeniem. •

2.1. Reakcje egzoenergetyczne. Są to reakcje, podczas których powstają produkty o mniejszej energii wewnętrznej niż suma energii wewnętrznej substratów. Część energii zostaje przekazana otoczeniu. Jeżeli przepływ energii z układu do otoczenia zachodzi na sposób ciepła, to mówimy o reakcjach egzotermicznych, np.:

C + O2 •

2.2. Reakcje endoenergetyczne. Są to reakcje, podczas których energia jest pobierana z otoczenia a energia wewnętrzna produktu reakcji staje się większa od sumy energii wewnętrznych substratów. Jeżeli przepływ energii z otoczenia do układu zachodzi na sposób ciepła, to mówimy o reakcjach endotermicznych, np.:

CaCO3 + Q •

CO2 + Q

CaO + CO2

TYPY REAKCJI CHEMICZNYCH •

3. Klasyfikacja według stanu fazowego substratów i produktów

reakcji. •

3.1. Reakcje homogeniczne. Są to reakcje, w których wszystkie substraty i produkty znajdują się w jednej fazie, np.:

H2(g) + F2(g) • •

3.2. Reakcje heterogeniczne. Są to reakcje przebiegające na granicy dwóch faz: - reagujące substraty znajdują się w dwóch różnych fazach, np.:

C(s) + O2(g) •

2HF(g)

CO2(g)

-produkt jest w innej fazie niż substraty, np.:

Ag+(aq) + Cl-(aq) (s –faza stała; g – faza gazowa; aq – roztwór wodny)

AgCl(s)

TYPY REAKCJI CHEMICZNYCH • •

4. Klasyfikacja według stopnia przereagowania substancji. 4.1. Reakcje odwracalne. Są to reakcje, które prowadzą do stanu równowagi między produktami a substratami. Odwracalność reakcji polega na możliwości zachodzenia jej w obu kierunkach. Np. reakcja estryfikacji: H+ C2H5OH + CH3COOH CH3COOC2H5 + H2O

•

4.2. Reakcje nieodwracalne (praktycznie nieodwracalne). Reakcje te biegną tylko w jednym kierunku ( np. spalanie, reakcje metali alkalicznych z wodą). Substraty ulegają całkowitemu przereagowaniu, gdy przynajmniej jeden z produktów opuszcza środowisko reakcji, np. jako substancja w stanie gazowym lub produkt nierozpuszczalny w danym roztworze. CaCO3 CaO + CO2

•

W rzeczywistości wszystkie reakcje można uznać za odwracalne, jeśli zapewni się warunki sprzyjające przebiegowi danej reakcji, tj.: odpowiednią temperaturę, ciśnienie lub gdy będzie ona zachodziła w układzie zamkniętym.

TYPY REAKCJI CHEMICZNYCH •

5. Klasyfikacja biorąca pod uwagę przeniesienie elektronów

między atomami. •

5.1. Reakcje utleniania i redukcji. Są to reakcje równoczesnego utleniania i redukcji, przebiegające ze zmianą stopni utlenienia atomów. np.:

S + O2 = SO2

•

5.2. Reakcje przebiegające bez zmiany stopni utlenienia.

•

Np. reakcje zobojętniania:

•

Jest to podział raczej formalny bowiem każdej reakcji towarzyszą pewne zmiany gęstości elektronowej.

NaOH + HCl = NaCl + H2O

Reakcje redoks Utlenianiem nazywamy wszystkie procesy chemiczne, w których atomy lub jony tracą elektrony. Procesy odwrotne, czyli przyłączenie elektronów nazywamy redukcją. Reakcje te są ze sobą sprzężone: utl1 + red2 = red1 + utl2 Najczęściej reakcje utlenienia i redukcji definiujemy podczas których zachodzi zmiana stopni utlenienia wchodzących w skład reagujących substancji. Stopień utlenienia to liczba ładunków elementarnych, związane z danym atomem, gdyby wszystkie wiązania w skład której on wchodzi, były jonowe. Utlenianie – stopień utlenienia wzrasta. Redukcja – stopień utlenienia maleje Utleniacz – substancja zawierająca pierwiastek, którego stopień utlenienia maleje. Reduktor - substancja zawierająca pierwiastek, którego stopień utlenienia rośnie.

jako reakcje, pierwiastków jakie byłyby cząsteczce, w

Reakcje utleniania i redukcji. Obliczanie stopni utlenienia •

• • •

•

•

Stopień utlenienia jest pojęciem umownym. Jest ładunkiem, jaki formalnie przypisuje się atomowi danego pierwiastka, postępując według podanych reguł. 1. Pierwiastki w stanie wolnym mają stopień utlenienia równy zeru, niezależnie od złożoności budowy, np. tlen w O2, siarka w S8. 2. Litowce w związkach mają stopień utlenienia I a berylowce II. 3. Stopień utlenienia wodoru w związkach najczęściej równy jest I. W wodorkach jonowych litowców (np. NaH) i berylowców stopień utlenienia wodoru wynosi -I. 4. Stopień utlenienia tlenu w związkach najczęściej równy jest –II. Wyjątki stanowią nadtlenki (np. H2O2), w których stopień utlenienia tlenu wynosi -I, oraz połączenia z fluorem, gdzie tlen posiada stopień utlenienia II. 5. W cząsteczkach obojętnych suma stopni utlenienia wszystkich atomów równa się zeru, a w jonach równa się liczbie ładunkowej tego jonu.

Reakcje redoks. Stopnie utlenienia w cząsteczkach związków organicznych •

Przy ustalaniu stopni utlenienia w cząsteczkach związków organicznych korzystamy z zasady: suma stopni utlenienia każdego atomu węgla i związanych z nim podstawników nie będących atomami węgla, jest równa zeru. -IV +I

+I 0 +I -II

+II -II

CH4

HCHO

CO

-III

+III

CH3COOH

+IV -II

CO2 +II

HCOOH

Reakcje redoks. Bilansowanie równań reakcji redoks • Bilansując reakcje redoks rozpatruje się liczbę przenoszonych elektronów, ograniczając się do tych atomów, które zmieniają stopień utlenienia. Następnie zrównuje się zyski i straty elektronów dobierając współczynniki reakcji dla czynników utleniających i redukujących. W dalszym etapie dobiera się współczynniki pozostałych składników zgodnie z prawem zachowania masy. • Dobrze zbilansowane równanie posiada taką samą liczbę atomów poszczególnych pierwiastków oraz taki sam ładunek sumaryczny po obu stronach równania.

Reakcje redoks. Bilansowanie równań reakcji redoks • K2Cr2O7 + KI + H2SO4 = I2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

?

• K2(CrVI)2O7 + KI-I + H2SO4 = I20 + (CrIII)2(SO4)3 + K2SO4 + H2O • K2Cr2O7 + 6KI + H2SO4 = 3I2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O • K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 = 3I2 + Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + H2O • K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 = 3I2 + Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 7H2O

Reakcje redoks

• Proszę ustalić stopnie utlenienia wszystkich atomów w następujących cząsteczkach: • N2, H2O, H2SO4, K2SO4, I2, KI, KOH, K2SO3, KMnO4, K2MnO4, MnO2, Cr2O3, K2Cr2O7, (NH4)2Cr2O7, PbO2, PbCl2, NaH, H2O2

Reakcje redoks • Proszę o rozwiązanie poniższych reakcji redoks (proszę podać stopnie utlenienia wszystkich atomów, wymianę elektronów i dobrać współczynniki):

• KMnO4 + K2SO3 + KOH = K2MnO4 + K2SO4 + H2O • KMnO4 + K2SO3 + H2O = MnO2 + K2SO4 + KOH • KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 = MnSO4 + K2SO4 + H2O

Nomenklatura związków nieorganicznych • Wielu związkom nadano nazwy, tzw. nazwy zwyczajowe, zanim poznano ich skład, np. woda, cukier, sól kuchenna, amoniak. • Pierwszy poziom w nomenklaturze chemicznej (nie licząc nazw zwyczajowych) polega na wprowadzeniu takich nazw, które dają określone informacje o substancji, ale nie pozwalają na wnioskowanie o składzie. Większość zwyczajowych nazw kwasów tlenowych (np. kwas siarkowy, kwas nadchlorowy) i ich soli jest tego typu. Są to nazwy „półsystematyczne”. Są one do zaakceptowania jeśli są zrozumiałe dla chemików bo dotyczą powszechnie znanych związków.

• Nazwa staje się systematyczna gdy z samej nazwy można wnioskować o wzorze stechiometrycznym związku.

• Ustaleniem reguł nomenklatury zajmuje się Międzynarodowa Unia Chemii Czystej i Stosowanej (International Union of Pure and Applied Chemistry, IUPAC).

Nomenklatura związków nieorganicznych • •

• •

Zasady zapisu wzorów związków nieorganicznych Wzór związku jonowego rozpoczyna się od symbolu składnika mniej elektroujemnego. Prawidłowy jest zapis NaCl a nie ClNa. Jeżeli związek zawiera kilka składników „elektrododatnich” lub elektroujemnych to kolejność w każdej z tych grup powinna odpowiadać kolejności alfabetycznej ich symboli. Np. KMgF3, MgNH4PO4. We wzorach kwasów na pierwszym miejscu podaje się wodór, np. HNO3. W przypadku związków utworzonych przez dwa niemetale (lub półmetal i niemetal) najpierw umieszcza się symbol składnika stojącego z lewej strony w szeregu:

B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Se, S, I, Br, Cl, O, F • •

Związki wodoru z niemetalami (półmetalami) stojącymi przed nim w szeregu to np.: SiH4, CH4, NH3 Dla pozostałych niemetali kolejność jest odwrotna, np.: H2S, HCl, H2O, HF

Nomenklatura związków nieorganicznych • Nazwy związków nieorganicznych – kilka uwag • Obecny system tworzenia nazw związku nieorganicznego to system rzeczownikowo-rzeczownikowy. Np. NaCl to chlorek sodu a nie chlorek sodowy. Często jest tak, że kationy pierwiastka w związkach chemicznych mogą posiadać różne stopnie utlenienia. W tym przypadku do nazwy należy wprowadzić odpowiedni zapis. Dokonuje się tego przez dopisanie do nazwy pierwiastka cyfry rzymskiej (w nawiasie) odpowiadającej wartości stopnia utlenienia, np. chlorek żelaza(II) Również w nazwach reszt kwasowych należy wprowadzić stopień utlenienia atomu centralnego reszty kwasowej, np. kwas siarkowy(IV)

Nomenklatura związków nieorganicznych • Nazwy jonów • Nazwa jednoatomowego kationu składa się ze słowa jon i nazwy pierwiastka w dopełniaczu. Gdy pierwiastek może tworzyć więcej niż jeden rodzaj jonów (np. jony metali przejściowych) należy wprowadzić stopień utlenienia, np. • Cu+ - jon miedzi(I) • Cu2+ - jon miedzi(II) • Nazwy anionów jednoatomowych tworzy się od nazwy pierwiastka (pełnej lub skróconej) z dodatkiem końcówki –ek (lub –ik), np. • Cl- - chlorek, jon chlorkowy • S2- - siarczek, jon siarczkowy • O2- - tlenek, jon tlenkowy

Nomenklatura związków nieorganicznych • Nazwy jonów • Nazwy anionów wieloatomowych kończą się na –an. Są to oksoaniony, np. • CO32- - węglan • NO3- azotan(V) (dawniej azotan) • NO2- - azotan(III) (dawniej azotyn) • Niektóre aniony zawierają wodór. Można je traktować jako wynik przyłączenia jonu H+ do pierwotnego anionu. Przyłączenie jonu wodoru zmniejsza ładunek jonu o jednostkę. Nazwy tych anionów tworzy się przez dodanie przedrostka „wodoro”, np. • HS- - jon wodorosiarczkowy • HCO3- - jon wodorowęglanowy • H2PO4- - jon diwodorofosforanowy

Nomenklatura związków nieorganicznych Przykłady nazw wybranych, ważniejszych związków nieorganicznych (Bielański…) Wzór chemiczny Nazwa systematyczna Nazwa dopuszczalna Fluorowce HCl chlorowodór (kwas chlorowodorowy to nazwa wodnego roztworu HCl)

HClO

kwas chlorowy(I)

kwas podchlorawy

HClO2

kwas chlorowy(III)

kwas chlorawy

HClO3

kwas chlorowy(V)

kwas chlorowy

HClO4

kwas chlorowy(VII)

kwas nadchlorowy

NaClO4

chloran(VII) sodu

nadchloran sodu

NaCl

chlorek sodu

Tlenowe kwasy chloru

Nomenklatura związków nieorganicznych Tlenowce

• • • • •

H3O+ OHH2O H2O2 H2S

• SO2 • SO3

jon oksoniowy (dawniej jon hydroniowy) jon wodorotlenkowy woda, tlenek diwodoru ditlenek diwodoru nadtlenek wodoru sulfan, siarkowodór siarczek diwodoru ditlenek siarki, dwutlenek siarki tlenek siarki(IV) tritlenek siarki trójtlenek siarki tlenek siarki(VI)

Nomenklatura związków nieorganicznych • H2SO3 • H2SO4 • H2S2O7 • • • • • •

H2S2O3 Na2SO3 NaHSO4 SOCl2 SO2Cl2 HSO3Cl

kwas siarkowy(IV) kwas siarkawy kwas siarkowy(VI) kwas siarkowy kwas disiarkowy(VI) kwas dwusiarkowy(VI) (dawn. kwas pirosiarkowy) kwas tio(-II)siarkowy(VI) kwas tiosiarkowy siarczan(IV) (di)sodu siarczyn sodu wodorosiarczan(VI) sodu dichlorek sulfinylu chlorek tionylu dichlorek sulfonylu chlorek sulfurylu kwas chlorosiarkowy(VI) kwas chlorosulfonowy

Kwasy tlenowe siarki (wybrane)

Nomenklatura związków nieorganicznych Azotowce •

NH3

•

NH4+

•

N2O5

pentatlenek diazotu(V)

•

HNO2

kwas azotowy(III)

kwas azotawy

•

HNO3

kwas azotowy(V)

kwas azotowy

•

H3PO3

kwas fosforowy(III)

•

H3PO4

kwas fosforowy(V)

•

(HPO3)3

azan

amoniak

zwycz. jon amonowy pięciotlenek dwuazotu

kwas fosforawy kwas ortofosforowy

kwas politrioksofosforowy kwas metatrójfosforowy kwas metafosforowy

Nomenklatura związków nieorganicznych • Węglowce • CO2 ditlenek węgla dwutlenek węgla • KCN cyjanek potasu • SiO2 ditlenek krzemu dwutlenek krzemu • SnO2 ditlenek cyny tlenek cynowy tlenek cyny(IV) Pb(CH3COO)OH octan wodorotlenek ołowiu zasadowy octan ołowiu Litowce • LiAlH4 • Li2O • Na2O2 • KO2 • RbO2 • CsO2

tetrahydroglinian litu tlenek litu nadtlenek sodu ponadtlenek potasu ponadtlenek rubidu ponadtlenek cezu

Nomenklatura związków nieorganicznych Chromowce • K2CrO4 • K2Cr2O7 • Cr2O3 Manganowce • K2MnO4 • KMnO4

• • • • •

chromian(VI) potasu dichromian(VI) potasu tritlenek dichromu(III)

chromian potasu dwuchromian potasu trójtlenek dwuchromu

manganian(VI) potasu manganian(VII) potasu

manganian potasu nadmanganian potasu

KMgF3 fluorek magnezu potasu KNaCO3 węglan potasu sodu NaHCO3 wodorowęglan sodu LiH2PO4 diwodorofosforan litu MgCl(OH) chlorek wodorotlenek magnezu

Cecha

Metale

Niemetale

Charakterystyka metali bloku s • • • • • • • •

Są wyjątkowo aktywne chemicznie (zdolne do udziału w reakcjach chemicznych), ze wzrostem liczby atomowej rośnie zdolność atomów metali do przechodzenia w stan jonowy, oddając zewnętrzne elektrony przechodzą w kationy, czyli mają właściwości redukujące (są silnymi reduktorami), typowo występują na jednym, dodatnim stopniu utlenienia: I dla litowców i II dla berylowców, występują głównie w postaci związków, otrzymuje się je przez elektrolizę stopionych soli, mają niskie gęstości (Li, Na, K są lżejsze od wody), litowce mają niskie temperatury topnienia i wrzenia, które maleją ze wzrostem liczby atomowej, t. top. berylowców są znacznie wyższe,

Właściwości fizyczne litowców

sód Wszystkie pierwiastki grupy 1 to miękkie metale (najtwardszy jest lit) lit

Właściwości fizyczne berylowców

Be3Al2(SiO3)6 - minerał beryl z domieszką chromu i wanadu beryl

szmaragd

magnez

Charakterystyka metali bloku s (cd) • dobrze przewodzą ciepło i elektryczność, • litowce to srebrzystoszare metale; są miękkie, kowalne, ciągliwe, • berylowce są bardziej kruche i twarde (stop Be-Ni przewyższa wytrzymałością stal), • frans i rad są pierwiastkami promieniotwórczymi, • najbardziej rozpowszechnionymi w przyrodzie litowcami są sód i potas, • litowce i berylowce w związkach z tlenowcami i fluorowcami tworzą wiązania jonowe, • litowce reagują bezpośrednio z fosforem, arsenem, antymonem i chlorowcami,

Charakterystyka metali bloku s (cd) Litowce i berylowce z wodorem tworzą wodorki (XH, XH2) a z tlenem tlenki (X2O, XO), nadtlenki (X2O2, XO2) i ponadtlenki (XO2), Główny produkt reakcji litowca z tlenem zmienia się systematycznie, gdy wzrasta liczba atomowa, ponieważ związki jonowe utworzone z kationów i anionów o zbliżonym promieniu są trwalsze od związków złożonych z jonów znacznie różniących się promieniami. Lit tworzy głównie tlenek Li2O. W wyniku spalania sodu powstaje jasnożółty nadtlenek sodu – Na2O2. Potas tworzy głównie ponadtlenek – KO2 (żółto-pomarańczowa substancja stała, stosowana m.in. w aparatach oddechowych, w maskach przeciwgazowych, na statkach kosmicznych…)

Charakterystyka metali bloku s (cd) • metale, tlenki i wodorki reagując z wodą tworzą zasady, których moc rośnie ze wzrostem liczby atomowej metalu, 2 Na(s) + 2 H2O(c) → 2 NaOH(aq) + H2(g) Litowce redukują wodór w wodzie • wodorotlenki litowców są rozpuszczalne w wodzie a rozpuszczalność wodorotlenków berylowców rośnie ze wzrostem liczby atomowej (Be(OH)2 jest nierozpuszczalny w wodzie), • sole litowców są rozpuszczalne w wodzie (wyjątek KClO4), • sole berylowców: węglany, siarczany, chromiany, szczawiany, fosforany, fluorki są bardzo trudno rozpuszczalne w wodzie, a ich rozpuszczalność maleje ze wzrostem liczby atomowej berylowca. Pozostałe sole berylowców są rozpuszczalne. • Związki berylu i baru są toksyczne.

Właściwości chemiczne metali grupy 1

tylko z Li

!

Właściwości chemiczne metali grupy 2

Wodorek berylu można otrzymać np. w reakcji BeCl2 z LiH Beryl, magnez, wapń i stront ulegają na powietrzu częściowej pasywacji pokrywając się ochronną warstwą tlenkową. Bar nie tworzy takiej warstwy.

METALE BLOKU S – BARWIENIE PŁOMIENIA •

• • • • • • •

Wolne atomy litowców (pojawiające się np. w parach ich lotnych związków ogrzanych do wysokiej temperatury) łatwo ulegają wzbudzeniu. Oddając nadmiar energii emitują promieniowanie z zakresu światła widzialnego – barwią więc płomień: Związki litu – na karminowo (LiOH), Związki sodu – na żółto, Związki potasu, rubidu i cezu – na kolor fiołkoworóżowy, Związki wapnia – na kolor ceglastoczerwony, Związki strontu – na kolor karminowy, Związki baru – na kolor zielony. Próby płomieniowe ze związkami: a) litu, b) sodu, c) potasu, d) rubidu.