Sole i Tlenki
💳 Kup
Sole i Tlenki
💳 Kup
Sole, tlenki, barwy osadów — dużo do zapamiętania. Uporządkuję to w tabele i kolory!
Dział 14Typy tlenków, testy analityczne, kolory płomieni, osady
Sole, tlenki, związki kompleksowe i testy analityczne to ogrom materiału z mnóstwem barw i reakcji do zapamiętania. Uczniowie tonią w szczegółach bez systemu.
Jak to rozwiążemy: Uporządkujemy materiał w tabele (barwy, rozpuszczalność, otrzymywanie) i pokażemy reakcje charakterystyczne na probówkach. Plansze pomogą zapamiętać barwy.
Tlenki to związki pierwiastka z tlenem. Dzielimy je na 4 grupy:
• Zasadowe (metali): Na₂O, K₂O, CaO, MgO
• Kwasowe (niemetali): CO₂, SO₂, SO₃, N₂O₅, P₄O₁₀
• Amfoteryczne: Al₂O₃, ZnO, Cr₂O₃
• Obojętne: CO, NO, N₂O
Nazwa: tlenek + nazwa pierwiastka. Jeśli pierwiastek ma zmienną wartościowość, podajemy ją cyfrą rzymską w nawiasie.
| SO₂ | tlenek siarki(IV) |
| SO₃ | tlenek siarki(VI) |
| Fe₂O₃ | tlenek żelaza(III) |
| CO₂ | tlenek węgla(IV) |
| N₂O₅ | tlenek azotu(V) |
Wartościowość pierwiastka liczymy tak, by „wyszło na zero": tlen jest zawsze −II. W SO₃ trzy tleny dają −6, więc siarka musi mieć +6 → tlenek siarki(VI). W SO₂ dwa tleny = −4 → siarka +4 → siarki(IV).
Spalanie pierwiastków w tlenie:
Rozkład termiczny wodorotlenków:
Rozkład termiczny soli (węglanów):
Z wodą → zasada:
Z kwasami → sól + woda:
Z tlenkami kwasowymi → sól:
Z wodą → kwas:
Z zasadami → sól + woda:
Z tlenkami zasadowymi → sól:
Z kwasami (jak zasadowe):
Z zasadami (jak kwasowe):
Amfoteryczność w kontekście reakcji z kwasami i zasadami rozwijamy w Szczegółowo omawiamy go w Dziale 12 — Kwasy i Zasady.
Amfoteryczność to zdolność reagowania zarówno z kwasami, jak i z zasadami. Mają ją tlenki i wodorotlenki: Al₂O₃, ZnO, Cr₂O₃ oraz Al(OH)₃, Zn(OH)₂, Cr(OH)₃.
Amfoteryczny tlenek jest „dwulicowy" — wobec kwasu udaje zasadę, wobec zasady udaje kwas. Najważniejsze do zapamiętania: Al₂O₃ i ZnO.
| Wodorotlenek | Z kwasem (jonowo) | Z zasadą — nadmiar (jonowo) |
|---|---|---|
| Al(OH)₃ | Al(OH)₃ + 3H⁺ → Al³⁺ + 3H₂O | Al(OH)₃ + OH⁻ → [Al(OH)₄]⁻ |
| Zn(OH)₂ | Zn(OH)₂ + 2H⁺ → Zn²⁺ + 2H₂O | Zn(OH)₂ + 2OH⁻ → [Zn(OH)₄]²⁻ |
| Cr(OH)₃ | Cr(OH)₃ + 3H⁺ → Cr³⁺ + 3H₂O | Cr(OH)₃ + OH⁻ → [Cr(OH)₄]⁻ |
Dodanie niewielkiej ilości NaOH do roztworu soli Al³⁺/Zn²⁺/Cr³⁺ wytrąca osad wodorotlenku (Al³⁺+3OH⁻→Al(OH)₃↓). Dopiero DALSZE dodawanie NADMIARU NaOH rozpuszcza ten osad, tworząc rozpuszczalny kompleks hydroksowy. To dwuetapowe zachowanie (najpierw osad, potem jego zniknięcie) jest charakterystycznym testem na amfoteryczność w doświadczeniu.
Kompleks to jon lub cząsteczka, w której centralny jon metalu jest otoczony przez ligandy — cząsteczki lub jony oddające mu wolne pary elektronowe.
![Budowa kompleksu [Cu(NH3)4]2+ — wzór, geometria, struktura 3D](img/8906c57eda420c25.jpg)
Na przykładzie [Cu(NH₃)₄]²⁺:
| Atom centralny | jon metalu, np. Cu²⁺ (przyjmuje pary elektronowe — kwas Lewisa) |
| Ligandy | dawcy pary elektronowej, np. 4× NH₃ (zasady Lewisa) |
| Liczba koordynacyjna | ile ligandów otacza metal — tu 4 |
| Ładunek | suma ładunku metalu i ligandów — tu +2 |
Wyobraź sobie jon metalu jak magnes w środku, a ligandy jak metalowe kulki, które się do niego przyczepiają. Każda kulka (ligand) ma „wolną parę elektronów" i tę parę użycza metalowi. Metal ma wolne miejsca (puste orbitale), więc chętnie te pary przyjmuje. To wiązanie nazywamy koordynacyjnym (donorowo-akceptorowym).
| Ligand | Wzór | Ładunek |
|---|---|---|
| amoniak (ammina) | NH₃ | 0 (obojętny) |
| woda (akwa) | H₂O | 0 (obojętny) |
| jon wodorotlenkowy (hydrokso) | OH⁻ | −1 |
| jon chlorkowy (chloro) | Cl⁻ | −1 |
| jon cyjankowy (cyjano) | CN⁻ | −1 |
Liczba koordynacyjna to liczba wiązań koordynacyjnych (ligandów) wokół metalu. Najczęściej jest to 2, 4 lub 6 i zależy głównie od rodzaju jonu centralnego:
| Jon centralny | Typowa liczba koord. | Przykład |
|---|---|---|
| Ag⁺ | 2 | [Ag(NH₃)₂]⁺ |
| Cu²⁺, Zn²⁺ | 4 | [Cu(NH₃)₄]²⁺, [Zn(OH)₄]²⁻ |
| Al³⁺ | 4 (lub 6) | [Al(OH)₄]⁻ |
| Fe³⁺, Fe²⁺, Cr³⁺ | 6 | [Fe(CN)₆]³⁻ |
Najczęściej wystarczy zapamiętać typowe liczby koordynacyjne dla kilku jonów: Ag⁺ → 2, Zn²⁺, Cu²⁺, Al³⁺ → 4, Fe³⁺, Cr³⁺ → 6. Liczba koordynacyjna jest zwykle dwa razy większa niż ładunek jonu centralnego (Cu²⁺ → 4, Al³⁺... → tu wyjątkowo 4).
Ładunek całego kompleksu = ładunek metalu + suma ładunków ligandów.
Liczysz jak zwykły bilans: bierzesz ładunek metalu (plus) i dodajesz ładunki wszystkich ligandów. Ligandy obojętne (NH₃, H₂O) nic nie zmieniają. Ligandy ujemne (OH⁻, Cl⁻, CN⁻) odejmują. To, co wyjdzie, to ładunek całego jonu w nawiasie [ ].
Najczęściej na maturze kompleksy pojawiają się w dwóch sytuacjach:
1. Amfoteryczność — wodorotlenek amfoteryczny rozpuszcza się w nadmiarze zasady, tworząc kompleks hydroksowy:
2. Rozpuszczanie w amoniaku — niektóre wodorotlenki/sole rozpuszczają się w nadmiarze NH₃:
Nazwa: liczba ligandów (di-, tetra-, heksa-) + nazwa ligandu + nazwa metalu (ze stopniem utlenienia). Jeśli kompleks jest anionem, metal dostaje końcówkę -an.
• [Cu(NH₃)₄]²⁺ → jon tetraamminamiedzi(II)
• [Al(OH)₄]⁻ → jon tetrahydroksoglinian(III)
• [Fe(CN)₆]³⁻ → jon heksacyjanożelazian(III)
Na maturze najczęściej potrzebujesz: rozpoznać kompleks (nawias [ ]), policzyć jego ładunek (metal + ligandy), znać typową liczbę koordynacyjną (Ag⁺→2, Zn²⁺/Cu²⁺/Al³⁺→4, Fe³⁺→6) i wiedzieć, że kompleksy powstają przy amfoteryczności (z NaOH) i rozpuszczaniu w amoniaku (z NH₃).
Stopień utlenienia metalu w kompleksie wyznacza się z bilansu ładunku — znając ładunek CAŁEGO kompleksu i ładunki wszystkich ligandów.
| Przemiana | Zmiana barwy |
|---|---|
| Cu²⁺(aq) (niebieski) + nadmiar NH₃ → [Cu(NH₃)₄]²⁺ | jasnoniebieski → intensywnie granatowy (szafirowy) |
| Fe³⁺(aq) (żółtawy) + SCN⁻ → [FeSCN]²⁺ | bladożółty → krwistoczerwony |
| Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl↓, następnie + nadmiar NH₃ → [Ag(NH₃)₂]⁺ | biały osad → osad znika (roztwór bezbarwny) |
| Co²⁺(aq) (różowy) + nadmiar Cl⁻ → [CoCl₄]²⁻ | różowy → niebieski |
Charakterystyczne zmiany barw przy tworzeniu kompleksów wykorzystuje się jako testy analityczne — np. dodanie SCN⁻ do roztworu i pojawienie się krwistoczerwonego zabarwienia jednoznacznie potwierdza obecność jonów Fe³⁺ (patrz też sekcja testów analitycznych poniżej).
| Zadanie | Rozwiązanie |
|---|---|
| Oblicz ładunek [Cr(H₂O)₆]?, wiedząc że Cr jest na +III | +3 + 6×0 = +3 → [Cr(H₂O)₆]³⁺ |
| Oblicz liczbę koordynacyjną i ładunek [Co(NH₃)₄Cl₂]⁺, ustal stopień utl. Co | Liczba koord.=4+2=6; ładunek=+1; x+4×0+2×(−1)=+1 → x=+3 |
| Zapisz reakcję roztwarzania osadu Cr(OH)₃ w nadmiarze NaOH | Cr(OH)₃ + OH⁻ → [Cr(OH)₄]⁻ |
• CaO — wapno palone (budownictwo, zaprawy, odkwaszanie gleby)
• CO₂ — gaz cieplarniany, w gaśnicach, napoje gazowane
• SiO₂ — piasek, kwarc, surowiec do produkcji szkła
• SO₂ — zanieczyszczenie powietrza (kwaśne deszcze), konserwant
• Fe₂O₃ — ruda żelaza (hematyt), rdza
Sól składa się z kationu metalu (lub amonowego NH₄⁺) i anionu reszty kwasowej.
• Sole obojętne — cały wodór kwasu zastąpiony metalem (NaCl, Na₂SO₄).
• Sole kwaśne (wodorosole) — został jeszcze atom wodoru (NaHCO₃, NaHSO₄).
• Sole zasadowe (hydroksosole) — zawierają grupę OH (np. Mg(OH)Cl).
Nazwa soli = nazwa reszty kwasowej + nazwa metalu (ze stopniem utlenienia, jeśli zmienny).
| NaCl | chlorek sodu |
| Na₂SO₄ | siarczan(VI) sodu |
| KNO₃ | azotan(V) potasu |
| CaCO₃ | węglan wapnia |
| FeCl₃ | chlorek żelaza(III) |
Sole kwasów beztlenowych mają końcówkę -ek (chlorek, siarczek). Sole kwasów tlenowych mają końcówkę -an + stopień utlenienia (siarczan(VI), azotan(V)). Stopień utlenienia w reszcie = ten sam co w kwasie.
Sól powstaje, gdy spotka się „część kwasowa" (kwas, tlenek kwasowy, niemetal) z „częścią zasadową" (zasada, tlenek metalu, metal). Oto najważniejsze metody otrzymywania soli:
1. Kwas + zasada (zobojętnianie):
2. Kwas + tlenek metalu (zasadowy):
3. Kwas + metal (aktywniejszy od H):
4. Kwas + sól (słabszego/lotnego kwasu):
5. Tlenek kwasowy + zasada:
6. Tlenek kwasowy + tlenek zasadowy:
7. Tlenek zasadowy + kwas:
8. Metal + niemetal (sól beztlenowa):
9. Sól + zasada (strąceniowa):
10. Sól + sól (strąceniowa):
11. Sól + kwas (mocniejszy wypiera słabszy):
12. Zasada + tlenek amfoteryczny:
Metody z solami (4, 9, 10, 11) zachodzą tylko wtedy, gdy powstaje osad, gaz lub słaby elektrolit (np. woda, słaby kwas). Jeśli wszystkie produkty są dobrze rozpuszczalne i mocne — reakcja praktycznie nie zachodzi. Czy powstaje osad, sprawdzamy w tabeli rozpuszczalności.
• Rozpuszczalność: część soli dobrze rozpuszczalna (NaCl, KNO₃), część nie (CaCO₃, AgCl, BaSO₄).
• Przewodnictwo: roztwory soli przewodzą prąd (są elektrolitami — zawierają jony).
• Barwy: wiele soli jest barwnych (CuSO₄ niebieski, K₂Cr₂O₇ pomarańczowy, KMnO₄ fioletowy).
• Higroskopijność: niektóre sole pochłaniają wodę z powietrza (CaCl₂, MgCl₂) — używane jako osuszacze.
Reakcje wymiany / strąceniowe (sól + sól lub sól + zasada → osad):
Z mocniejszym kwasem (wypiera słabszy):
Z zasadą (gdy powstaje nierozpuszczalny wodorotlenek):
Rozkład termiczny:
O tym, czy powstanie osad, decyduje tabela rozpuszczalności. Najważniejsze zasady:
• Rozpuszczalne: prawie wszystkie azotany(V), octany oraz sole sodu, potasu i amonu.
• Chlorki rozpuszczalne, oprócz AgCl, PbCl₂ (osady).
• Siarczany(VI) rozpuszczalne, oprócz BaSO₄, PbSO₄, CaSO₄ (słabo).
• Węglany i fosforany(V) w większości nierozpuszczalne (oprócz Na, K, NH₄).
• Wodorotlenki nierozpuszczalne, oprócz 1. grupy i Ca(OH)₂, Ba(OH)₂.
Pisanie równań jonowych skróconych — zostawiamy tylko jony tworzące osad:
Rozpisz oba reagenty na jony, połącz „na krzyż" i sprawdź w tabeli, czy któreś połączenie jest nierozpuszczalne. Jeśli tak — to jest osad (piszemy ↓). Jony, które nie tworzą osadu, to „jony widzowie" — pomijamy je w równaniu skróconym.
Hydroliza to reakcja jonów soli z wodą, zmieniająca odczyn roztworu. Zachodzi, gdy sól pochodzi od słabego kwasu lub słabej zasady.
| Sól z | Przykład | Odczyn |
|---|---|---|
| mocny kwas + mocna zasada | NaCl | obojętny |
| słaby kwas + mocna zasada | CH₃COONa | zasadowy |
| mocny kwas + słaba zasada | NH₄Cl | kwasowy |
Pełne omówienie hydrolizy (równania jonowe, hydroliza kationowa/anionowa) znajdziesz w Dziale 13 (pH i Hydroliza). Tu najważniejsze: odczyn soli przewidujemy z mocy kwasu i zasady, od których pochodzi.
| NaCl | chlorek sodu — sól kuchenna |
| KNO₃ | azotan(V) potasu — saletra |
| CaCO₃ | węglan wapnia — wapień, kreda |
| CuSO₄ | siarczan(VI) miedzi(II) — niebieski |
| AgNO₃ | azotan(V) srebra — odczynnik |
| Na₂CO₃ | węglan sodu — soda |
| NaHCO₃ | wodorowęglan sodu — soda oczyszczona |
Zestawienie barw najważniejszych dla matury. Kolor pomaga rozpoznać substancję i produkt reakcji.
| Wzór | Nazwa | Barwa |
|---|---|---|
| AgCl | chlorek srebra | biały |
| AgBr | bromek srebra | kremowy |
| AgI | jodek srebra | żółty |
| BaSO₄ | siarczan(VI) baru | biały |
| CaCO₃ | węglan wapnia | biały |
| Cu(OH)₂ | wodorotlenek miedzi(II) | niebieski |
| Fe(OH)₂ | wodorotlenek żelaza(II) | zielonkawy |
| Fe(OH)₃ | wodorotlenek żelaza(III) | rdzawobrunatny |
| Cu₂O | tlenek miedzi(I) | ceglastoczerwony |
| PbI₂ | jodek ołowiu(II) | żółty |
| CuS | siarczek miedzi(II) | czarny |
| Al(OH)₃ | wodorotlenek glinu | biały (galaretowaty) |
| Wzór | Nazwa | Barwa |
|---|---|---|
| CuSO₄·5H₂O | siarczan(VI) miedzi(II) | niebieski |
| CuSO₄ (bezw.) | siarczan miedzi bezwodny | biały |
| KMnO₄ | manganian(VII) potasu | fioletowy |
| K₂Cr₂O₇ | dichromian(VI) potasu | pomarańczowy |
| K₂CrO₄ | chromian(VI) potasu | żółty |
| FeCl₃ | chlorek żelaza(III) | żółtobrunatny |
| NiSO₄ | siarczan(VI) niklu(II) | zielony |
| CoCl₂ | chlorek kobaltu(II) | różowy/czerwony |
| Wzór | Nazwa | Barwa |
|---|---|---|
| CuO | tlenek miedzi(II) | czarny |
| Cu₂O | tlenek miedzi(I) | ceglastoczerwony |
| Fe₂O₃ | tlenek żelaza(III) | rdzawoczerwony |
| Fe₃O₄ | tlenek żelaza(II,III) | czarny |
| MgO | tlenek magnezu | biały |
| CaO | tlenek wapnia | biały |
| NO₂ | tlenek azotu(IV) | brunatny (gaz) |
| Pierwiastek/Jon | Kolor płomienia | Zastosowanie |
|---|---|---|
| Li+ | Karminowoczerwony | Fajerwerki |
| Na+ | Intensywnie żółty | Lampy sodowe, fajerwerki |
| K+ | Fioletowy (liliowy) | Fajerwerki |
| Ca2+ | Ceglastoczerwony | Fajerwerki |
| Sr2+ | Szkarłatny (jaskrawoczerwony) | Fajerwerki |
| Ba2+ | Jasnozielony | Fajerwerki |
| Cu2+ | Niebieskozielony | Identyfikacja Cu |
SiO₂ występuje w przyrodzie w wielu odmianach: kwarc i piasek kwarcowy (krystaliczne), krzemień, agat, ametyst (odmiany barwne, z domieszkami), opal (forma uwodniona, amorficzna). Tworzy sieć kowalencyjno-atomową — stąd bardzo wysoka temperatura topnienia i duża twardość. Zastosowania: surowiec do produkcji szkła, materiałów ściernych, ogniw fotowoltaicznych (krzem), światłowodów.
Szkło zwykłe (sodowo-wapniowe) otrzymuje się przez stopienie piasku kwarcowego (SiO₂), sody (Na₂CO₃) i wapienia (CaCO₃) w wysokiej temperaturze. Powstała ciecz po szybkim ochłodzeniu zastyga jako amorficzna (bez regularnej sieci krystalicznej) substancja — dlatego szkło nie ma ostrej temperatury topnienia, lecz mięknie w pewnym zakresie. Rodzaje: szkło sodowe (okna, butelki), szkło kwarcowe (odporne na wysoką temperaturę), szkło borowo-krzemowe (Pyrex — odporne na zmiany temperatury), szkło ołowiowe (kryształowe, do dekoracji).
Wapień, marmur i kreda to skały zbudowane głównie z CaCO₃ (różnią się strukturą i pochodzeniem — marmur to wapień przekształcony pod wysokim ciśnieniem i temperaturą). Zastosowania: materiały budowlane, produkcja cementu i wapna, surowiec do otrzymywania CO₂ i CaO.
Test: kilka kropli rozcieńczonego HCl na próbkę skały. Skały wapienne burzą się (wydziela się CO₂): CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂↑. Inne skały (np. kwarcyt, granit) nie reagują.
Siarczan(VI) wapnia występuje w trzech postaciach różniących się ilością wody krystalizacyjnej:
| CaSO₄ | anhydryt (bezwodny) |
| (CaSO₄)₂·H₂O | gips palony (półhydrat) |
| CaSO₄·2H₂O | gips naturalny (dihydrat) |
Twardnienie zaprawy gipsowej: gips palony po zmieszaniu z wodą wiąże ją z powrotem, twardniejąc i zwiększając objętość: (CaSO₄)₂·H₂O + 3H₂O → 2 CaSO₄·2H₂O. Zastosowania: opatrunki gipsowe, płyty gipsowo-kartonowe, formy odlewnicze.
Twardość przemijająca wody pochodzi od rozpuszczonych wodorowęglanów Ca(HCO₃)₂ i Mg(HCO₃)₂. Usuwa się ją przez ogrzewanie — wodorowęglany rozkładają się, wytrącając trudno rozpuszczalny osad (kamień kotłowy):
Twardość trwała (od siarczanów i chlorków Ca²⁺/Mg²⁺) nie ustępuje przez ogrzewanie — usuwa się ją np. dodatkiem Na₂CO₃ (strącanie CaCO₃) lub na drodze wymiany jonowej.
Nawozy sztuczne dostarczają roślinom niezbędne pierwiastki — klasyfikuje się je według głównego składnika:
| Typ | Przykłady | Pierwiastek |
|---|---|---|
| azotowe | NH₄NO₃, (NH₄)₂SO₄, mocznik | N |
| fosforowe | superfosfat, Ca(H₂PO₄)₂ | P |
| potasowe | KCl, K₂SO₄ | K |
| wieloskładnikowe | np. nawozy NPK | N, P, K |
Gleba ma zdolność sorpcyjną — potrafi wiązać (adsorbować) na swojej powierzchni jony, wodę i substancje odżywcze, co wpływa na jej żyzność i odczyn (pH). Kwasowość gleby bada się np. uniwersalnym papierkiem wskaźnikowym wyciągu glebowego. Nadmiar nawozów, metale ciężkie, węglowodory i pyły zanieczyszczają gleby, wody i powietrze — stąd znaczenie zielonej chemii: projektowania procesów ograniczających lub eliminujących powstawanie i użycie niebezpiecznych substancji, zgodnie z zasadami zrównoważonego rozwoju.
| Typ wodorku | Przykład | Charakter |
|---|---|---|
| Wodorki metali (jonowe) | NaH, CaH₂ | H na −I; reagują z wodą jak silne zasady: NaH+H₂O→NaOH+H₂↑ |
| Wodorki niemetali (kowalencyjne) | HCl, H₂S, NH₃, CH₄ | H na +I (poza wyjątkami); wiele rozpuszcza się w wodzie dając kwasy beztlenowe |
Wodorotlenki to związki zawierające grupę OH⁻ połączoną z kationem metalu — powstają głównie z tlenków zasadowych + woda lub przez strącanie z soli.
| Cecha | Opis |
|---|---|
| Rozpuszczalne (mocne zasady) | NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ — metale 1. i 2. grupy (poza Be, Mg) |
| Nierozpuszczalne (słabe/amfoteryczne) | Fe(OH)₃, Cu(OH)₂, Al(OH)₃, Zn(OH)₃ — strącają się jako osady z roztworów soli |
| Typ | Wzór jonu | Stopień utl. O | Przykład |
|---|---|---|---|
| Tlenek zwykły | O²⁻ | −II | Na₂O |
| Nadtlenek | O₂²⁻ | −I | Na₂O₂, H₂O₂ |
| Ponadtlenek | O₂⁻ | −½ | KO₂ |
Nadtlenki metali reagują z wodą, dając wodorotlenek i nadtlenek wodoru: Na₂O₂ + 2H₂O → 2NaOH + H₂O₂. Ponadtlenki (np. KO₂, stosowany w aparatach oddechowych) reagują z CO₂ i wydzielają O₂ — dlatego są używane tam, gdzie potrzebne jest wytwarzanie tlenu.
Wiele soli (zwłaszcza węglany, wodorowęglany, azotany) rozkłada się pod wpływem wysokiej temperatury — typowy temat zadań "napisz produkty ogrzewania soli X".
| Typ soli | Produkt rozkładu (przykład) |
|---|---|
| Węglany metali 2. grupy (poza Ba) | CaCO₃ →(t) CaO + CO₂↑ |
| Wodorowęglany | 2NaHCO₃ →(t) Na₂CO₃ + H₂O + CO₂↑ |
| Azotany metali aktywnych (1. grupa) | 2NaNO₃ →(t) 2NaNO₂ + O₂↑ |
| Azotany metali mniej aktywnych | 2Cu(NO₃)₂ →(t) 2CuO + 4NO₂↑ + O₂↑ |
| Wodorotlenki nierozpuszczalne | Cu(OH)₂ →(t) CuO + H₂O |
W przeciwieństwie do węglanów 2. grupy, węglany sodu/potasu NIE rozkładają się w typowych warunkach ogrzewania laboratoryjnego (wymagają dużo wyższej temperatury) — częsta pułapka przy pisaniu równań rozkładu termicznego.
| Reakcja | Przykład |
|---|---|
| Wypieranie słabszego fluorowca przez mocniejszy | Cl₂ + 2NaBr → 2NaCl + Br₂ (Cl₂ mocniejszy utleniacz niż Br₂) |
| Reakcja z wodą (dysproporcjonowanie) | Cl₂ + H₂O ⇌ HCl + HClO |
| Reakcja z NaOH na zimno | Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O (wybielacz) |
| Test na Cl⁻/Br⁻/I⁻ (z AgNO₃) | Ag⁺+Cl⁻→AgCl↓(biały), +Br⁻→AgBr↓(kremowy), +I⁻→AgI↓(żółty) |
| Związek | Charakterystyka |
|---|---|
| NH₃ | Słaba zasada, ostry zapach, bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie (fontanna amoniakalna) |
| HNO₃ stężony | Silny utleniacz, pasywuje Fe/Al/Cr (tworzy warstwę tlenku) |
| SO₂ | Bezbarwny, gryzący gaz; reduktor i utleniacz zależnie od partnera; odbarwia KMnO₄ |
| H₂SO₄ stężony | Silny utleniacz i środek odwadniający (zwęgla cukier) |
| Jon/związek | Barwa | Test charakterystyczny |
|---|---|---|
| Fe²⁺(aq) | bladozielony | + NaOH → Fe(OH)₂↓ (biało-zielonkawy, ciemnieje na powietrzu do Fe(OH)₃) |
| Fe³⁺(aq) | żółto-brązowy | + SCN⁻ → krwistoczerwony [FeSCN]²⁺; + NaOH → Fe(OH)₃↓ (ceglastobrunatny) |
| Cu²⁺(aq) | niebieski | + NaOH → Cu(OH)₂↓ (niebieski); + nadmiar NH₃ → [Cu(NH₃)₄]²⁺ (szafirowy roztwór) |
| Zagadnienie | Częstość | Trudność |
|---|---|---|
| Podział i nazewnictwo tlenków | ⭐⭐⭐⭐⭐ | Łatwy |
| Nazewnictwo soli | ⭐⭐⭐⭐⭐ | Łatwy |
| Otrzymywanie soli (metody) | ⭐⭐⭐⭐ | Średni |
| Charakter tlenków (kwasowy/zasadowy/amfoteryczny) | ⭐⭐⭐⭐ | Średni |
| Reakcje strąceniowe soli | ⭐⭐⭐ | Średni |
Konkretne rzeczy, na których CKE najczęściej „łapie" w tym dziale. Sprawdź, czy nie wpadasz w żadną:
Reakcja zachodzi, gdy powstaje osad/gaz/słaby elektrolit. Sprawdzaj w tabeli rozpuszczalności.
AgCl biały, CuS czarny, Na żółty płomień... CKE pyta o konkretne barwy. Bez tego nie rozpoznasz jonu.
Al₂O₃, ZnO reagują i z kwasami, i z zasadami. Trzeba znać oba równania.
Węglany, azotany rozkładają się z wydzieleniem gazu. Produkty zależą od soli.
Ag⁺→2, Cu²⁺→4, Fe³⁺→6. Błędna liczba ligandów = zły wzór kompleksu.
Każdy temat ma osobną rubrykę z zadaniami i własnym paskiem postępu. Rozwiąż zadanie samodzielnie, potem kliknij „Pokaż rozwiązanie".
Treść: Dane są związki nieorganiczne: SO₃, KOH, Mg(OH)₂, HNO₃, K₂SO₄, CaO, NaHCO₃, ZnCl₂. Przyporządkuj wskazane związki do właściwej grupy (tlenek / wodorotlenek / kwas / sól).
Kwasowe: CO₂, SO₃ | Zasadowy: CaO | Amfoteryczny: ZnO
Treść: Do roztworu kwasu solnego HCl wprowadzano kolejno tlenki. Rozstrzygnij (tak/nie), czy zajdzie reakcja prowadząca do powstania soli: a) CaO, b) CO₂, c) Na₂O, d) SO₃.
Treść: Berylowce tworzą wodorotlenki o różnym charakterze. Podaj charakter chemiczny: a) Be(OH)₂, b) Ba(OH)₂.
Treść: Określ charakter chemiczny tlenków: a) Na₂O, b) SO₃, c) Al₂O₃, d) CO.
Treść: Spośród podanych tlenków rozstrzygnij (tak/nie), które mają charakter amfoteryczny: a) ZnO, b) CaO, c) Al₂O₃, d) SO₃.
Treść: Podaj wzór kwasu powstającego w reakcji z wodą: a) N₂O₅, b) N₂O₃.
Treść: Pierwiastek tworzy dwa tlenki: XO i XO₂. W pierwszym ma stopień +2. Jaki stopień ma w drugim? Podaj przykład takiego pierwiastka.
| XO | X na +2 |
| XO₂ | ? |
Treść: Sklasyfikuj tlenki jako kwasowe, zasadowe lub amfoteryczne: a) Na₂O, b) SO₃, c) Al₂O₃, d) CO₂.
| Na₂O | metal grupy 1 |
| SO₃ | niemetal |
| Al₂O₃ | metal amfoteryczny |
| CO₂ | niemetal |
Treść: Świeżo strącony wodorotlenek glinu Al(OH)₃ rozdzielono do dwóch probówek. Do pierwszej dodano kwas solny (HCl), do drugiej — roztwór wodorotlenku sodu (NaOH). W obu probówkach biały, galaretowaty osad rozpuścił się. Napisz jonowo skrócone równania obu reakcji i podaj wniosek o charakterze Al(OH)₃.
Treść: Pewien pierwiastek X w stanie podstawowym ma konfigurację elektronową 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴. a) Podaj symbol pierwiastka X. b) Napisz wzór jego najwyższego tlenku. c) Określ charakter chemiczny tego tlenku.
Treść: Do roztworu chlorku cynku ZnCl₂ dodawano kroplami roztwór NaOH aż do nadmiaru. Najpierw wytrącił się biały osad, który następnie roztworzył się w nadmiarze zasady. Napisz wzór jonu kompleksowego powstającego w nadmiarze NaOH i podaj wniosek o charakterze wodorotlenku cynku.
Treść: Napisz produkt reakcji z wodą: a) CaO, b) SO₃. Podaj charakter powstałego roztworu.
| CaO | tlenek zasadowy |
| SO₃ | tlenek kwasowy |
1) H₂SO₄+2NaOH 2) Na₂O+H₂SO₄ 3) 2Na+H₂SO₄ — wszystkie dają Na₂SO₄
Treść: Zaproponuj trzy różne metody otrzymywania siarczanu(VI) magnezu MgSO₄, wychodząc kolejno od: metalu, tlenku metalu i wodorotlenku. Uzupełnij brakujące produkty w równaniach.
Treść: Wodorotlenek potasu można otrzymać różnymi metodami. Uzupełnij produkty reakcji: a) 2 K + 2 H₂O → 2 KOH + ___, b) K₂O + H₂O → ___.
Treść: Glin redukuje tlenek żelaza(III) w reakcji aluminotermii. Podaj produkt metaliczny i drugi produkt tej reakcji.
Treść: Podaj 3 metody otrzymania siarczanu(VI) sodu Na₂SO₄. Napisz reagenty dla metody: kwas + zasada.
| sól | Na₂SO₄ |
Treść: Napisz wzór i nazwę soli kwaśnej powstałej z H₃PO₄ i NaOH w stosunku 1:1.
| kwas | H₃PO₄ |
| stosunek | 1:1 z NaOH |
Treść: Oblicz stopień utlenienia manganu w solach: a) KMnO₄, b) K₂MnO₄, c) MnCl₂.
| KMnO₄ | ? |
| K₂MnO₄ | ? |
| MnCl₂ | ? |
Treść: Sól uwodniona zawiera 51,2% wody. Bezwodna sól ma masę molową 142 g/mol (Na₂SO₄). Ustal liczbę cząsteczek wody x w Na₂SO₄·xH₂O. (M(H₂O)=18)
| % wody | 51,2% |
| M(Na₂SO₄) | 142 |
Treść: Ustal wzory związków A, B, C w ciągu przemian wapnia: Każdy etap to osobne równanie reakcji.
Treść: W reakcji miedzi ze stężonym kwasem azotowym(V) wydziela się brunatny gaz. a) Napisz równanie reakcji (współczynniki metodą bilansu elektronowego). b) Oblicz objętość wydzielonego gazu (war. normalne), jeżeli przereagowało 6,4 g miedzi, a reakcja zaszła z wydajnością 80%.
| m(Cu) | 6,4 g |
| M(Cu) | 64 g/mol |
| wydajność | 80 % |
| V₀ | 22,4 dm³/mol |
Treść: W reakcji miedzi z rozcieńczonym kwasem azotowym(V) wydziela się bezbarwny gaz, brunatniejący na powietrzu. Napisz równanie reakcji (bilans elektronowy) i wskaż utleniacz oraz reduktor.
Treść: Do zobojętnienia 200 cm³ roztworu HNO₃ o stężeniu 0,5 mol/dm³ zużyto 2,9 g wodorotlenku pewnego berylowca. Ustal wzór i nazwę tego wodorotlenku.
| V(HNO₃) | 200 cm³ = 0,2 dm³ |
| c(HNO₃) | 0,5 mol/dm³ |
Treść: Do 97,7 g wody wrzucono 2,3 g metalicznego sodu. Napisz równanie reakcji i oblicz stężenie procentowe powstałego roztworu (objętość wydzielonego gazu pomiń).
| m(H₂O) | 97,7 g |
| m(Na) | 2,3 g |
| M(Na) | 23 g/mol |
Treść: Oblicz masę wodorotlenku potasu potrzebną do całkowitego zobojętnienia roztworu zawierającego 0,2 mola kwasu siarkowego(VI).
| n(H₂SO₄) | 0,2 mol |
| M(KOH) | 56 g/mol |
Treść: Wodorowęglan amonu NH₄HCO₃ w temperaturze ok. 160 °C rozkłada się na same produkty gazowe: amoniak, tlenek węgla(IV) i parę wodną. a) Napisz równanie rozkładu. b) Oblicz objętość gazów wydzielonych z 3,16 g NH₄HCO₃ (T = 433 K, p = 1013 hPa, R = 83,1 hPa·dm³/(mol·K)).
| m(NH₄HCO₃) | 3,16 g |
| M | 79 g/mol |
| T | 433 K |
| p | 1013 hPa |
| R | 83,1 |
Treść: Kamień kotłowy to głównie węglan wapnia. Usuwa się go octem (10-procentowy roztwór kwasu octowego, d = 1,01 g/cm³). a) Napisz równanie reakcji CaCO₃ z kwasem octowym. b) Oblicz, ile cm³ octu potrzeba do usunięcia 5 g kamienia kotłowego.
| m(CaCO₃) | 5 g |
| M(CaCO₃) | 100 g/mol |
| M(kwasu) | 60 g/mol |
| Cₚ octu | 10 % |
| d | 1,01 g/cm³ |
Treść: Uzupełnij wzory związków A, B, C w ciągu przemian wapnia: (A — tlenek, B — wodorotlenek, C — sól).
Treść: Do czterech probówek z roztworem HCl dodano: I — Na, II — Na₂CO₃, III — Na₂SO₃, IV — NaCl. Wskaż, w których wydzieli się gaz, i podaj jego wzór dla probówek I–III.
Dodać AgNO₃ → biały osad AgCl (nierozpuszczalny w HNO₃)
Treść: Korzystając z szeregu aktywności metali, rozstrzygnij (tak/nie), czy zajdzie reakcja wypierania metalu z roztworu soli: a) CuSO₄ + Fe, b) ZnSO₄ + Cu, c) AgNO₃ + Cu.
Treść: Określ odczyn wodnych roztworów soli oraz wskaż, która ulega hydrolizie: a) Na₂CO₃, b) NH₄Cl, c) NaCl.
Treść: Rozstrzygnij (tak/nie), czy zajdzie reakcja, i wskaż przyczynę (osad/gaz): a) Na₂CO₃ + 2 HCl, b) AgNO₃ + NaCl, c) NaCl + KNO₃.
Treść: Do roztworu chlorku glinu AlCl₃ dodano wodę amoniakalną — wytrącił się biały, galaretowaty osad. Osad odsączono i wyprażono. Podaj wzór osadu oraz wzór produktu jego prażenia.
Treść: Korzystając z szeregu aktywności metali, rozstrzygnij (tak/nie), czy zajdzie reakcja: a) Zn + CuSO₄, b) Cu + ZnSO₄.
Treść: Na podstawie tabeli rozpuszczalności określ, czy powstanie osad: a) AgNO₃+NaCl, b) BaCl₂+Na₂SO₄, c) KNO₃+NaCl.
| a | AgNO₃+NaCl |
| b | BaCl₂+Na₂SO₄ |
| c | KNO₃+NaCl |
Treść: Czy zajdzie reakcja: a) Fe+CuSO₄, b) Cu+FeSO₄? Uzasadnij aktywnością metali.
| a | Fe+CuSO₄ |
| b | Cu+FeSO₄ |
Treść: Jakim odczynnikiem wykryjesz jony: a) Cl⁻, b) SO₄²⁻? Podaj barwę/postać osadu.
| Cl⁻ | ? |
| SO₄²⁻ | ? |
Treść: Do roztworu zawierającego 0,1 mola siarczanu(VI) potasu dodano roztwór zawierający 0,07 mola azotanu(V) baru. Napisz równanie reakcji i oblicz masę powstałego osadu.
| n(K₂SO₄) | 0,1 mol |
| n(Ba(NO₃)₂) | 0,07 mol |
| M(BaSO₄) | 233 g/mol |
Treść: Do roztworu siarczanu(VI) miedzi(II) dodano roztwór NaOH — wytrącił się niebieski galaretowaty osad. Do osadu dodano nadmiar wody amoniakalnej — osad rozpuścił się, dając roztwór o barwie granatowej. Podaj wzór niebieskiego osadu oraz wzór jonu kompleksowego o barwie granatowej.
Treść: W trzech probówkach znajdują się roztwory: AgNO₃, NH₄NO₃ i NaNO₃. Dysponujesz roztworami HCl i NaOH. Podaj, po której reakcji rozpoznasz każdą sól.
Treść: Gazowy N₂O₅ wprowadzono do trzech cylindrów: I — woda z oranżem metylowym, II — roztwór HCl z oranżem metylowym, III — roztwór NaOH z fenoloftaleiną. Wskaż, w których cylindrach nastąpi zmiana zabarwienia, i podaj produkt reakcji N₂O₅ w cylindrze I i III.
Treść: Zapisz w postaci jonowej skróconej reakcje identyfikujące: a) AgNO₃ z kwasem solnym, b) NH₄NO₃ z wodorotlenkiem sodu (po ogrzaniu).
Treść: Do zakwaszonych roztworów chlorków chromu(III) i żelaza(III) dodano roztwór chlorku cyny(II) zgodnie ze schematem MeCl₃ + SnCl₂ → MeCl₂ + SnCl₄ (Me = metal). Roztwory soli Sn(IV) są bezbarwne. Na podstawie barw wskaż wzory soli obecnych w probówkach A i C przed dodaniem SnCl₂ oraz napisz równanie jonowe skrócone reakcji w probówce B.
a) sól b) CaCO₃+2HCl→CaCl₂+H₂O+CO₂ c) CO₂ mętni wodę wapienną
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24