3. Systematyka związków nieorganicznych. Teorie kwasów i zasad. Amfoteryczność.

W chemii nieorganicznej związki dzielimy na:
· tlenki
· wodorki
· wodorotlenki
· kwasy
· sole
· związki kompleksowe

Tlenki

Tlenkami nazywamy połączenie tlenu z innym pierwiastkiem: metalem lub niemetalem. Nazwy tlenków tworzymy dodając do słowa tlenek nazwę pierwiastka w dopełniaczu. Jeżeli zachodzi potrzeba po nazwie pierwiastka umieszczamy jego wartościowość w nawiasie: CO – tlenek węgla(II), CrO₃ – tlenek chromu(VI), ale Al₂O₃ – tlenek glinu (glin jest wyłącznie III wartościowy, nie tworzy tlenków o innym wzorze sumarycznym i nie zachodzi potrzeba podawania jego wartościowości).

Reaktywność tlenków w stosunku do wody:

- niektóre tlenki metali reagują z wodą (tlenki litowców i berylowców, oprócz Be) tworząc wodorotlenki, pozostałe nie reagują z wodą (tlenki metali bloku d na niskich stopniach utlenienia):
Na₂O + H₂O → 2NaOH
CaO + H₂O → Ca(OH)₂

- tlenki kwasowe na ogół reagują z wodą (większość tlenków niemetali i tlenki metali bloku d na najwyższym stopniu utlenienia), ale nie wszystkie (np. SiO₂):
SO₃ + H₂O → H₂SO₄
CrO₃ + H₂O → H₂CrO₄

- tlenki obojętne nie reagują z wodą (np. CO, NO, N₂O)

- tlenki atmosferyczne na ogół nie reagują z wodą, reagują natomiast z silnymi kwasami (zachowują się jak słabe zasady), oraz z silnymi zasadami (zachowują się jak słabe kwasy):
Al(OH)₃ + 3HCl → AlCl₃ + 3H₂O
Al(OH)₃ + NaOH → Na[Al(OH)₄] lub w innym zapisie Al(OH)₃ + NaOH → NaAlO₂ + 2H₂O

W reakcji wodorotlenku amfoterycznego z silną zasadą pomocne może być przedstawienie wodorotlenku amfoterycznego w postaci kwasowej: Al(OH)₃ = H₃AlO₃, a po utracie cząsteczki wody HAlO₂
W środowisku bardzo zasadowym i przy nadmiarze zasady możliwa jest reakcja:
Al(OH)₃ + 3NaOH →Na₃[Al(OH)₆]

Otrzymywanie tlenków:

- reakcja bezpośrednia pierwiastka z tlenem (spalanie)
C + O₂ → CO₂
2Mg + O₂ → 2MgO

- utlenianie istniejących już tlenków lub reakcja innych tlenków
2CO + O₂ → 2CO₂
4FeO + O₂ → 2Fe₂O₃
3FeO + 2Al → Al₂O₃ + 3Fe

- rozkład termiczny niektórych soli, wodorotlenków lub kwasów
BaCO₃ → BaO +CO₂
2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O
Na₂SO₃ + 2HCl → 2NaCl + [H₂SO₃]
[H₂SO₃] → H₂O + SO₂

Wodorki

Wodorki, czyli bezpośrednie połączenia wodoru z innym pierwiastkiem możemy podzielić na:

W wodorkach metali 1 i 2 grupy pierwiastków, pomiędzy wodorem a metalem utworzone wiązanie jest wiązaniem jonowym lub silnie spolaryzowanym. W wiązaniu tym wodór występuje na –I stopniu utlenienia (H^-, dlatego w nazwie związki te otrzymują końcówkę –ek), stąd silna zasadowość tych połączeń, oraz wysoka wrażliwość na działanie wody:
NaH + H₂O → NaOH + H₂

Wodorki niemetali w roztworach wodnych mają właściwości kwasowe, zasadowe lub są obojętne. Jednakże w roztworach niewodnych wszystkie te połączenia wykazują właściwości kwasowe, chociaż w przypadku niektórych połączeń lepiej są znane ich właściwości zasadowe. Tak jest w przypadku np. amoniaku, który w roztworze wodnym jest słabą zasadą, natomiast swoje bardzo słabe właściwości kwasowe ujawnia w roztworach niewodnych:
NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH^- właściwości zasadowe amoniaku
2NH₃ + 2Na → 2NaNH₂ + H₂ właściwości kwasowe amoniaku ujawnione dopiero w roztworze niewodnym, lub w suchym amoniaku. Z aktywnymi metalami reaguje z wydzieleniem wodoru.

Jedynie HI, HBr i HCl w roztworze wodnym wykazują silne właściwości kwasowe, pozostałe wodorki niemetali mają słabe (bardzo słabe) właściwości kwasowe, lub są obojętne.

Nazewnictwo

W chemii przyjęta jest zasada, że pierwiastek bardziej elektroujemny zapisujemy z lewej strony. Dlatego wodorki metali zapisujemy w postaci wzoru MeH_n. Nazwę tworzymy zawsze czytając wzór od lewej strony. Przyjmujemy, że wodór w tych połączeniach jest na ujemnym stopniu utlenienia, dlatego tak jak wszystkie aniony (Cl^-, Br^-, S^2-) otrzymuje końcówkę –ek. Stąd nazwa wodorek + nazwa metalu w dopełniaczu: wodorek sodu (NaH), wodorek glinu (AlH₃).

W połączeniach z niemetalami przyjmujemy, że wodór jest mniej elektroujemy, dlatego te związki możemy opisać ogólnym wzorem H_nX (wyjątkami są NH₃, PH₃ i kilka innych, mniej popularnych wodorków). Nazwy dla tych związków tworzymy wymieniając nazwę niemetalu + o łącznikowe + wodór: chlorowodór, siarkowodór (H₂S). Związki, których wzory są niezgodne z przyjętą konwencją najczęściej otrzymują nazwy tradycyjne (niesystematyczne): amoniak (NH₃), fosforiak (PH₃).

Otrzymywanie wodorków

Wodorki najczęściej otrzymuje się w wyniku bezpośredniej syntezy:
2Na + H₂ → 2NaH
H₂ + Cl₂ → 2HCl
N₂ + 3H₂ → 2NH₃

Wodorek niemetalu można również otrzymać w wyniku reakcji soli beztlenowej z mocnym kwasem
Na₂S + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂S

Wodorotlenki

Wodorotlenki mają charakter zasadowy (np. wodorotlenki litowców i berylowców oprócz berylu) lub amfoteryczny (np. Al(OH)₃, Zn(OH)₂, Cu(OH)₂, Cr(OH)₃, Be(OH)₂).

Otrzymywanie wodorotlenków

- wodorotlenki litowców i berylowców (oprócz berylu) otrzymuje się w reakcji metalu lub tlenku metalu z wodą

- wodorotlenki trudno rozpuszczalne w wodzie otrzymuje się w reakcji strąceniowej dobrze rozpuszczalnej soli danego metalu z zasadą

Kwasy

Kwasy reagują z metalami (przebieg reakcji zależny jest od aktywności metalu i właściwości utleniających kwasu), tlenkami metali i wodorotlenkami:
Zn + HCl → ZnCl₂ + H₂
Fe + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂
Cu + 4HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O reakcja metalu leżącego za wodorem w szeregu napięciowym metali, ze stężonym kwasem azotowym(V). Z kwasami beztlenowym te metale nie reagują
3Cu + 8HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O reakcja z rozcieńczonym kwasem azotowym
Al₂O₃ + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O
Ca(OH)₂ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O

Mocne kwasy wypierają również słaby kwas z jego soli:
Na₂CO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + [H₂CO₃]
[H₂CO₃] → H₂O + CO₂

Nazewnictwo kwasów

Nazwy kwasów tlenowych tworzymy dodając do słowa kwas nazwę atomu centralnego z końcówką –owy. Jeżeli zachodzi potrzeba (gdy atom centralny posiada więcej niż jedną wartościowość), to wartościowość atomu centralnego podajemy liczbą rzymską w nawiasie, po nazwie kwasu: H₃BO₃ - atom centralny: bor, kwas borowy, HNO₃ – atom centralny: azot, kwas azotowy(V), H₂CrO₄ – atom centralny: chrom, kwas chromowy(VI).

Nazwy kwasów beztlenowych tworzymy dodając do słowa kwas nazwę niemetalu + o łącznikowe + wodorowy: HCl – kwas chloowodorowy, H₂S – kwas siarkowodorowy

Zależność mocy kwasów od ich budowy i składu chemicznego

- moc kwasów beztlenowych wzrasta wraz ze wzrostem liczby atomowej atomu pierwiastka połączonego z wodorem, czyli na ogół w okresach i grupach rośnie. I tak – w grupie fluorowców najmocniejszy jest HI, najsłabszy HF; zaś w okresie trzecim kwas solny HCL jest mocniejszy od siarkowodorowego H₂S itp.

- moc kwasów tlenowych o tej samej strukturze wzrasta wraz ze wzrostem elektroujemności atomu centralnego, czyli w grupach na ogół maleje – np. H₃PO₄ jest mocniejszy od H_3­AsO₄.

- moc kwasów tlenowych tego samego pierwiastka rośnie wraz ze wzrostem stopnia utlenienia tego pierwiastka w cząsteczce kwasu – np. H₂SO₄ jest mocniejszy od H₂SO₃, a spośród kwasów tlenowych chloru najmocniejszy jest kwas chlorowy (VII) – HClO₄, najsłabszy kwas chlorowy (I) HClO

Otrzymywanie kwasów

- reakcja tlenku niemetalu z wodą:
SO₃ + H₂O → H₂SO₄

- rozpuszczenie odpowiedniego gazu w wodzie (kwasy beztlenowe – np. HCl, H₂S)

- reakcja wypierania słabego kwasu z wodnego roztworu jego soli przez mocniejszy kwas:
Na₂S + 2HCl → 2NaCl + H₂S
Na₂SiO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂SiO₃

- niekiedy słaby kwas może wyprzeć silniejszy kwas z roztworu jego soli, jeżeli powstająca sól słabego kwasu jest bardzo słabo rozpuszczalna w wodzie:
CuSO₄ + H₂S → CuS↓ + H₂SO₄

Sole

Sole są to związki składające się z metalu (jonu amonowego) i reszty kwasowej pochodzącej od kwasu tlenowego lub beztlenowego

Nazewnictwo

Nazwy dla soli obojętnych pochodzących od kwasów tlenowych tworzymy od nazwy kwasu, zamieniając końcówkę –owy na –an i dodając nazwę metalu w dopełniaczu. Jeżeli zachodzi potrzeba, to po nazwie metalu umieszczamy jego wartościowość w nawiasie: Mg(NO₃)₂ azotowyan magnezu, NaClO₃ chlorowyan(V) sodu, CaCO₃ węglowyan wapnia.
Nazwy soli pochodzących od kwasów beztlenowych tworzymy dodając do nazwy niemetalu końcówkę –ek, oraz nazwę metalu w dopełniaczu: KI – jodek potasu, Na₃N – azotek sodu.

Nazwy dla wodorosoli tworzymy na podobnych zasadach jak nazwy soli obojętnych. Atom wodoru jest połączony z resztą kwasową poprzez tlen i jest nieodłączną częścią nazwy reszty kwasowej. Dlatego, chociaż znajduje się w środku wzoru, w nazwie wymieniany jest na początku, jako przedrostek wodoro. Ilość atomów wodoru w soli wskazujemy przedrostkiem zwielokrotniającym: di- dla dwóch, oraz tri- dla trzech: NaHSO₄ – wodorosiarkowyczan sodu, KH₂PO₄ – diwodorofsforowyan potasu.

W hydroksosolach grupa wodorotlenowa jest związana z jonem metalu, dlatego w nazwie tych soli, nazwę metalu poprzedza przedrostek hydrokso. Jeżeli w soli jest obecna więcej niż jedna grupa wodorotlenowa, jej liczbę wskazujemy przedrostkiem zwielokrotniającym –di: Ca(OH)Cl – chlorek hydroksowapnia, Al(OH)₂NO₃ – azotan dihydroksoglinu.

Metody otrzymywania soli:

Istnieje wiele metod otrzymywania soli, jednakże każda z nich ma pewne ograniczenia. Na przykład metodą metal + kwas nie da się otrzymać soli beztlenowych metali szlachetnych, ponieważ metale te nie reagują z kwasami beztlenowymi (nie reagują z kwasami z wydzieleniem wodoru).

- metal aktywny + kwas → sól + wodór
Fe + HNO₃ → Fe(NO₃)₂ + H₂

- tlenek zasadowy lub amfoteryczny + kwas → sól + woda
CaO + 2HCl → CaCl₂ + H₂O

- wodorotlenek + kwas → sól + woda
Mg(OH)₂ + 2HBr → MgBr₂ + 2H₂O

- metal + niemetal → sól
2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃

- zasada + tlenek kwasowy → sól + woda
KOH + CO₂ → KHCO₃

- metal aktywny + sól metalu mniej aktywnego → sól metalu aktywnego + metal mniej aktywny
Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu

- mocny kwas + sól słabego kwasu → sól mocnego kwasu + słaby kwas
Na₂S + HClO₃ → NaClO₃ + H₂S

- mocna zasada + sól słabej zasady
NH₄Cl + NaOH → NaCl + NH₃ + H₂O

- dwie dobrze rozpuszczalne sole → sól trudno rozpuszczalna + sól dobrze rozpuszczalna
2NaCl + Pb(NO₃)₂ → NaCl + PbCl₂↓

Związki amfoteryczne

Związki amfoteryczne w stosunku do mocnych kwasów zachowują się jak słabe zasady, a w stosunku do mocnych zasad jak słabe kwasy:
Al(OH)₃ + 3HCl → AlCl₃ + 3H₂O chlorek glinu
Al(OH)₃ + NaOH → Na[Al(OH)₄] tetrahydroksoglinian sodu
(lub: Al(OH)₃ + 3NaOH → Na₃[Al(OH)₆] heksahydroksoglinian sodu)

Właściwości amfoteryczne wykazują zarówno niektóre związki nieograniczone (np. tlenek i wodorotlenek glinu, wodorotlenki cynku (II), miedzi(II), cyny(II), chromu(III), berylu) jak i ograniczone (np. aminokwasy):
H₂NCH₂COOH + HCl Cl^- H₃N⁺CH₂COOH
H₂NCH₂COOH + NaOH H₂CH₂COO^-Na⁺ + H₂O

Z mocnymi kwasami i mocnymi zasadami mogą reagować również niektóre tlenki metali, a nawet metale:
ZnO + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂O
ZnO + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂O
2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂
2Al + 2NaOH + 2H₂O → 2NaAlO₂ + 3H₂

Związki kompleksowe (koordynacyjne)

Centrum koordynacji – atom lub jon; bardzo często metal z bloku d

Ligand – cząsteczka lub jon ujemny, posiadający wolną parę elektronową, łączący się jonem centralnym wiązaniem koordynacyjnym: w skład związków kompleksowych jako ligandy może wchodzić np. H₂O (akwakompleksy), F (fluorokompleksy), OH (hydroksompleksy), CI^- (chlorokompleksy), F^- (fluorokompleksy) i in.

Liczba koordynacyjna – liczba wiązań koordynacyjnych utworzonych pomiędzy atomem (jonem) centralnym a ligandami, charakterystyczna dla danego związku kompleksowego, może przyberać wartości 2, 4 , 6 nieco rzadziej 3, 5, 7, 8 lub większe.

Nazewnictwo jonów i związków kompleksowych

· Jeżeli jon kompleksowy jest kationem, wskazujemy ilość jednakowych ligandów przedrostkiem zwielokrotniającym: di- dla dwóch, tri- dla trzech, tetre- dla czterech, penta- dla pięciu, heksa- dla sześciu, hepta- dla siedmiu i okta- dla ośmiu ligandów, oraz nazywamy ligand. W następnej kolejności wymieniamy jon metalu w dopełniaczu, oraz nazywamy poznanymi metodami anion.

· Jeżeli w kompleksie centrum koordynacyjne jest na zerowym stopniu utlenienia, wskazujemy ilość ligandów przedrostkiem zwielokrotniającym, nazywamy ligand i wymieniamy metal w mianowniku.

· Jeżeli jon kompleksowy jest anionem, określamy ilość jednakowych ligandów przedrostkiem zwielokrotniającym, nazywamy je, a następnie podajemy nazwę metalu (centrum koordynacyjnego z końcówką –an.

[Cu(H2O)4]2+	Jon tetraakwamiedzi (II)
[Ag(NH3)2](OH)	Wodorotlenek diaminasrebra (I)
[Fe(CO)5]	Pentakarbonylżelazo (0)
K3[Cr(OH)6]	Heksahydroksochromian (III) potasu
[Fe(CN)6]3-	Jon heksacyjonożelazianowy (III)

Teorie kwasów i zasad

1. Teoria jonowa Arrheniusa

Kwas: związek, który w roztworach wodnych odczepia kationy H⁺

Zasada: związek, który w roztworach wodnych odczepia aniony OH^-

2. Teoria protolityczna Brønsteda – Lowry’ego

Według teorii protolitycznej Brønsteda-Lowry’ego kwas (zasada) wykazują swoje właściwości kwasowo-zasadowe jedynie w obecności partnera: zasady (kwasu). Każdy kwas po odszczepieniu jonu wodorowego staje się sprzężoną zasadą z kwasem, a każda zasada po przyjęciu jonu wodorowego staje się sprzężonym kwasem z zasadą. Według tej koncepcji nie trzeba wprowadzać dodatkowego pojęcia jakim jest hydroliza soli, ponieważ np. węglan sodu Na₂CO₃ w wodzie dysocjuje na jony sodowe i węglanowe, a jony węglanowe są sprzężoną zasadą z kwasem węglowym. Jeżeli jony węglanowe są zasadą, to oczywiste jest, że odczyn wodnego roztworu tej soli będzie alkaliczny.

Kwas - protonodawca	Np. HCl (cząsteczka), NH4+(kation), HSO4- (anion)
Zasada - protonobiorca	Np. NH3, CO3-2, H3N+-NH2 (kation)
Sprzężone pary kwas - zasada	Kwas proton + zasada

« poprzednia