Zdasz to Matura 2015 Repetytorium Matura. Chemia Rozszerzenie

7/18/2019 Zdasz to Matura 2015 Repetytorium Matura. Chemia Rozszerzenie

http://slidepdf.com/reader/full/zdasz-to-matura-2015-repetytorium-matura-chemia-rozszerzenie 1/176

CHEMIAR O Z S Z E R Z E N I E

REPETYTORIUM MATURA

KIWSIP ZD/4SZ.TO

II



Spis treści j 3

Spis treści

I. Atomy, cząsteczki i stechiometria chemiczna1. Mol....................................................................6

2. Masa molowa i objętość molowa.........................8

3. Masa atomowa i skład izotopowy pierwiastka 10

4. Wzór empiryczny i wzór rzeczywisty

związku chemicznego........................................12

5. Interpretacja jakościowa i ilościowa

równania reakcji ..............................................14

6. Obliczenia na podstawie stechiometrii wzorów

i równań chemicznych.......................................16

Sprawdzian po dziale I .........................................

18

II. Struktura atomu - jądro i elektrony

7. Atom................................................................19

8. jądro atomowe.................................................21

9. Wielkości opisujące stan elektronu

w atomie..........................................................22

10. Powłoki i podpowłoki elektronowe

w atomie..........................................................24

11. Rozmieszczanie elektronów w atomie................ 26

12. Konfiguracja elektronowa atomów.....................

2913. Konfiguracja elektronowa jonów........................32

14. Elektrony walencyjne........................................34

15. Budowa atomu a układ okresowy

pierwiastków chemicznych................................ 36

Sprawdzian po dziale I I ..........................................39

III. Wiązania chemiczne

16. Kationy i aniony................................................40

17. Wzory chemiczne cząsteczek............................. 44

18. Elektroujemność...............................................4719. Wiązanie jonowe..............................................49

20. Wiązanie kowalencyjne..................................... 51

21. Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane.............. 54

22. Wiązanie koordynacyjne................................... 56

23. Wiązanie wodorowe..........................................57

24. Wiązanie metaliczne.........................................59

25. Orbitale molekularne........................................60

26. Hybrydyzacja orbitali........................................62

27. Hybrydyzacja atomów węgla............................. 68

Sprawdzian po dziale III.........................................

71

IV. Kinetyka i statyka chemiczna

28. Szybkość reakcji................................................ 73

29. Zależność szybkości reakcji od stężenia

reagentów....................................................... 77

30. Reguła van’t Hoffa. Wpływ rodzaju substratówi katalizatora na szybkość reakcji........................78

31. Efekty energetyczne przemian chemicznych 81

32. Entalpia reakcji................................................. 83

33. Stan równowagi dynamicznej............................85

34. Reguła przekory................................................86

35. Teorie kwasów i zasad...................................... 87

36. Stała dysocjacji.................................................89

37. Skala pH.......................................................... 91

Sprawdzian po dziale IV..........................................92

V. Roztwory i reakcje zachodzące w roztworach

wodnych

38. Mieszaniny...................................................... 94

39. Rozdzielanie mieszanin..................................... 98

40. Stężenie roztworu........................................... 100

41. Zmiana stężenia roztworu................................103

42. Sporządzanie roztworów..................................105

43. Stopień dysocjacji........................................... 107

44. Odczyn roztworu............................................. 108

45. Wskaźniki kwasowo-zasadowe.........................

10946. Reakcje zobojętniania i strąceniowe.................110

47. Hydroliza soli................................................. 111

48. Otrzymywanie kwasów,

wodorotlenków i soli.......................................112

Sprawdzian po dziale V ......................................... 114

VI. Reakcje utleniania i redukcji

49. Stopień utlenienia pierwiastka........................ 115

50. Przewidywanie stopnia utlenienia

pierwiastków...................................................

11751. Utlenianie i redukcja. Utleniacze i reduktory 119

52. Reakcje utleniania-redukcji..............................120

53. Bilansowanie równań reakcji

utleniania-redukcji ......................................... 122

Sprawdzian po dziale VI .......................................125

VII. Metale

54. Metale - właściwości fizyczne ....................... 126

55. Metale - właściwości chemiczne.................... 128

56. Szereg napięciowy metali................................13057. Metale grup 1. i 2............................................133

58. Glin i jego związki chemiczne.......................... 135

59. Cynk, miedź i ich związki chemiczne.................138

60. Chrom, mangan i ich związki chemiczne 141

Sprawdzian po dziale VII....................................... 145



4 SPIS TREŚCI

VIII. Niemetale

61. Niemetale - właściwości fizyczne.....................146

62. Niemetale - właściwości chemiczne.................147

63. Wodór............................................................148

64. Wodorki .........................................................149

65. Azot i jego tlenki.............................................151

66. Amoniak.........................................................152

67. Kwas azotowy(V).............................................153

68. Tlen...............................................................155

69. Otrzymywanie tlenków....................................156

70. Charakter chemiczny tlenków..........................157

71. Siarka i jej tlenki.............................................158

72. Związki chemiczne siarki..................................160

73. Fluorowce......................................................151

74. Chlor i jego związki chemiczne.........................163

75. Klasyfikacja kwasów........................................165

76. Właściwości kwasów.......................................166

Sprawdzian po dziale VIII .....................................167

IX. Węglowodory

77. Teoria strukturalna budowy

związków organicznych....................................168

78. Nazewnictwo węglowodorów

if luorowcopochodnych węglowodorów 171

79. Rzędowość atomów węgla

w cząsteczce węglowodoru.............................173

80. Izomeria węglowodorów

i fluorowcopochodnych węglowodorów 174

81. Alkany............................................................178

82. Reakcje alkanów .............................................180

83. Alkeny............................................................182

84. Reakcje alke nów .............................................184

85. Alkiny.................................... 186

86. Reakcje alkinów..............................................188

87. Areny.............................................................190

88. Benzen...........................................................191

89. Reakcje arenów..............................................193

90. Typy reakcji organicznych................................195

91. Polimeryzacja.................................................198

92. Reakcje barwne węglowodorów.......................199

Sprawdzian po dziale IX .......................................201

X. Hydroksylowe pochodne węglowodorów

93. Budowa alkoholi i fen oli .................................202

94. Wzory strukturalne i półstrukturalne

alkoholi i fenoli...............................................204

95. Właściwości alkoholi.......................................206

96. Utlenianie alkoholi.........................................209

97. Właściwości fenoli .........................................211

98. Odróżnianie fenoli od alkoholi.........................213

99. Różnice we właściwościach

alkoholi i fenoli...............................................215

Sprawdzian po dziale X ........................................216

XI. Związki karbonylowe - aldehydy i ketony

100. Budowa aldehydów i ketonów.........................217


aldehydów i ketonów......................................219

102. Otrzymywanie aldehydów i ketonów................221

103. Odróżnianie aldehydów od ketonów.................223

104. Właściwości i zastosowanie

aldehydów i ketonów......................................225

Sprawdzian po dziale X I .........................................227

XII. Kwasy karboksylowe

105. Kwasy karboksylowe........................................228

106. Otrzymywanie kwasów karboksylowych...........230

107. Dysocjacja elektrolityczna

kwasów karboksylowych..................................232

108. Właściwości kwasów karboksylowych...............234

109. Podobieństwo właściwości kwasów

karboksylowych i kwasów nieorganicznych 237

110. Kwasy tłuszczowe............................................240

111. Odczyn roztworów soli kwasów

karboksylowych...............................................243

112. Hydroksykwasy............................................... 244

Sprawdzian po dziale XI I ........................................247

XIII. Estry i tłuszcze

113. Estry..............................................................248

114. Otrzymywanie estrów.....................................249

115. Nazewnictwo estrów ......................................252

116. Hydroliza estrów............................................253

117. Tłuszcze .........................................................254

118. Odróżnianie tłuszczów nasyconychod nienasyconych ..........................................256

119. Utwardzanie tłuszczów ciekłych ......................257

120. Hydroliza tłuszczów........................................258

121. Ciągi przemian............................................... 259

Sprawdzian po dziale XIII .......................................261

XIV. Związki organiczne zawierające azot

122. Budowa amin................................................. 262

123. Właściwości amin...........................................264

124. Otrzymywanie amin........................................265

125. Reakcje amin ................................................. 266

126. Amidy............................................................267

127. Mocznik.........................................................269

128. Aminokwasy................................................... 271

129. Właściwości aminokwasów.............................272

130. Kondensacja aminokwasów............................274

131. Peptydy .........................................................275

Sprawdzian po dziale X IV .......................................277

XV. Białka

132. Budowa białek................................................ 278

133. Struktura przestrzenna białek..........................279

134. Właściwości białek .........................................281

135. Wykrywanie białek..........................................283

Sprawdzian po dziale X V ........................................284

XVI. Cukry

136. Klasyfikacja cukrów.........................................285137. Pochodzenie cukrów prostych..........................286

138. Wzory łańcuchowe i taflowe cukrów prostych 288

Oznaczenie stopnia trudności zadań: • - łatwe

Więcej na WWW.ZDASZ.TO;

e Arkusze maturalne z kluczem odpowiedzi

e Zadania do wszystkich tematów i działów

® Zadania zgwiazdką

■ Test na wejście

b Wiedza

139. Właściwości redukujące cukrów.......................290

140. Właściwości glukozy i fruktozy.........................291

141. Budowa i występowanie dwucukrów................293

142. Właściwości redukujące dwucukrów.................294

143. Właściwości dwuc ukrów.................................296

144. Budowa i występowanie wielocukrów...............298

145. Wykrywanie skrobi..........................................300

146. Właściwości wielocukrów................................301

147. Syntezy chemiczne z udziałem cukrów .............303

Sprawdzian po dziale XVI .......................................305

Zadania z rozwiązaniem krok po kroku ...................306

Arkusz maturalny - przykładowy zestaw zadań 314

Indeks...................................................................333

Odpowiedzi do zadań.............................................336

Układ okresowy pierwiastków chemicznych 344

•• - średnio trudne ••• - trudne

a także:a Podpowiedzi do zadań

e Rozwiązania wszystkich zadań

*sAktualne postępy w nauce

■ Słownik pojęć

http://www.zdasz.to/




1. Mol

I Podstawowe informacjeMol (n) to jednostka liczności materii.

1 mol =6,02 •1023 sztuk materii

Liczba Avogadra (/VA) to liczba drobin (atomów, cząsteczek, jonów,

elektronów itp.) stanowiących 1 mol.sztuk materii

6,02 •1023atomów sodu

6,02 ■1023dwuatomowych cząsteczek tlenu

6,02 •1023jonów żelaza(I i)

6,02 •1023jonów siarczanowych(VI)

/VA= 6,02 •1023

Jednostka liczby Avogadra: |ub

Zapis

1mol Na

1 moi 02

1moi Fe2’

1mol SO.-t2

1 mol e

2 mole HCl

3mole 03

4 mole Sbji

5 moli N03

5 mol: c-

1 mol HN02

mol

2 03

2trójatomowe cząsteczki tlenuzawierają 6 atomów tlenu

Interpretacja

6,02 •1023elektronów

1,204 •1024cząsteczek chlorowodoru

1,806 •1024trójatomowych cząsteczek tlenu

2,408 •1024jonów antymonuj

3,010 •1024jonów azotanowych(V)

3,612 •1024elektronów

2 mole H2S03

3 moie H-,

6,02 •1023cząsteczek kwasu azotowego(ll l) zawiera 6,02 •1023atomów wodoru, 6,02 •1023atomów azotu i 1,204 •1024atomów tlenu

1,204 •1024cząsteczek kwasu siarkowego(IV) zawiera 2,408 •1024atomów wodoru, 1,204 •1024atomów siarki i 3,612 •1024atomów tlenu

1,806 •1024cząsteczek wodoru zawiera 3,612 -1024atomów wodoru

a Przykład 1.

W celu otrzyman ia tlenku azotu(V) do reaktora wprowad zono 10 moli azotu i 15 moli tlenu. Oblicz liczbę

poszczególnych cząsteczek w mieszaninie poreakcyjnej (przy założeniu, że reakcja jest nieodwracalna).

Rozwiązanie

■ Zapisujemy równanie reakcji.

2 N2+ 5 02—»-2 N205

■ Z równania reakcji wynika, że 2 mole azotu reagują z 5 molami tlenu. Z 10 molami azotu przereaguje za

tem 25 moli tlenu. Wynika z tego, że tlen jest w niedomiarze i od ilości tego substratu będzie zależeć ilość

otrzymanego produktu.

więcej na WWW.ZDASZ.TO

j ■ Układamy proporcję.

I c _ reaguje z _ , !i 5 moli 0 2 — — — 2 molami N2 ii . Ii 1C , reaguje z

j 15 moli 0 2 — — nNz ,

I nN2 = 6 moli I

10 moli - 6 moli = 4 mole N2 pozostanąnieprzereagowane I

* Z równania reakcji wynika również, że z 5 moli tlenupowstają 2 mole tlenku azotu(V), zatem z 15 moli tlenu (powstanie 6 moli tlenku azotu (V). j

| Odpowiedź: W skład mieszaniny poreakcyjnej wchodzą: 2,408 ■1024cząsteczek azotu i3,612 •1024c ząsteczek || tlenku azotu(V). j| I

15 Przykład 2. j

Oblicz sumaryczną liczbę atomów oraz liczbę atomów poszczególnych pierwiastków zawartych w 4 molach j

kwasu ortofosforowego(V). I j [i Rozwiązanie j

W 4 molach H3P04jest: 12 moli wodoru, 4 mole fosforu i 16 moli tlenu, czyli 32 mole wszystkich atomów, j■ Obliczamy liczbę poszczególnych atomów ( N ). j

Nh = 12 moli •6,02 -1023atomów •mol-1 = 7,224 -1024atom ów I

Np=4 mole ■6,02 •1023 atomów ■mol“ 1= 2,408 •1024atomów I

j N0 ~ 16 moli ■6,02 •1023 atomów •mol“ 1= 9,632 •1024 atomów j

| ^sumaryczna = 32 m° l e ' 6,02 •1023 atomów •mol“ 1= 1,9264 ■1025 atomów j

Odpowiedź: W 4 molach kwasu ortofosforowego(V) znajduje się 1,9264 -1025wszystkich atomów. Na tę liczbę iskłada się 7,224 •1024atomów wodoru, 2,408 ■1024 atomów fosforu i 9,632 ■1024 atomów tlenu. !

Mole różnych substancji różnią się objętością i masą

B r 2 ^ 2 5 . .

\ \ 207 g Pb








I. ATOMY, CZĄSTECZKI I STECHIOMETRIA CHEMICZNA

2. Masa molowa i objętość molowa

liczba moli ■

m

M

■ Masa molowa■ Masa molowa (M) to masa 1 mola drobin (atomów, cząste

czek, jonów itp.) wyrażona w gramach. Masa molowa pier

wiastka jest liczbowo równa jego masie atomowej.

Jednostka masy molowej: g •mol-1

□ Przykład 1.

Oblicz liczbę moli atomów tlenu, która jest zawarta w próbce o masie 128 mg.

Rozwiązanie

■ Należy pamiętać, żetlen występuje w postaci dwuatomowych cząsteczek.

■ Obliczamy liczbę moli 0 2, która jest zawarta w próbce o masie 128 mg:

-przeliczamy jednostki: 128 mg = 0,128 g

-obliczam y masę molową cząsteczkowego tlenu: M0l = 2 •16 g •mol-1 = 32 g •mol-1

0,128 j

'masa molowa

32 g •mol 1= 0,004 mola

■ Obliczamy liczbę moli atomów tlenu.

1 mol 02— 2 mole O

0,004 mola 02 — n0 n0 = 0,008 mola

Odpowiedź: Próbka 128 mg tlenu zawiera 0,008 mola atomów tlenu.

□ Przykład 2.

Oblicz masę molową ortofosforanu(Y) żelaza(ll).

Rozwiązanie

■ Zapisujemy wzór sumaryczny związku chemicznego.

Fe3(P04)2■ Z układu okresowego odczytujemy masy atomowe pierwiastków tworzących związek chemiczny, zaokrąglamy

je i sumujemy odpowiednie ich wielokrotności.

M = 3 ■mFe+ 2 •mp +8 •m0 = 3 •56 g •mol-1 +2-31 g •mol-1 + 8 •16 g •mol-1 = 358 g •mol-1

Odpowiedź: Masa molowa ortofosforanu(V) żelaza(II) wynosi 358 g •mol-1.

■ Objętość molowa■ Objęt ość molowa (Vmo|) to objętość 1 mola gazu

w określonych warunkach temperatury i ciśnienia

wyrażona w dm3.

jednostka objętości molowej: dm3 •mol-1

1 mol H2 (2 g) 1 mol C02 (44 g)

Objętość molowa gazów w warunkach normalnych

liczba moli'n = V

1/ mol

-objętość

'objęćość molowa

Prawo Avogadra

W warunkach normalnych (7 = 273 K,p= 1013 hPa)

1 mol dowolnego gazu zajmuje objętość 22,4 dm3.

V0 =22,4 dm3 •mol-1

czyli V =n ■22,4 dm3 •mol-1


2. Masa molowa i objętość molowa 9

□ Równanie CtapeyronaDla dowolnych warunków temperatury i ciśnienia

można korzystać z równania Clapeyrona; w oblicze

niach temperaturę należy podawać w skali bezwzględ

nej (skali Kelvina):

p-V=n-R-T

Stała gazowa: R = 83,1 hPa •dm3 •mol-1 •K-1

(w układzie SI: R = 8,314 j •mol-1 •K-1)Objętość gazów w dowolnych warunkach temperaturyi ciśnienia

□ Przykład 3.

Oblicz masę molową pewnego gazu, którego 7 g zajmuje

a) 4900 cm3w warunkach normalnych;

b) 5723 cm3 pod ciśnieniem 1100 hPa, w temperaturze 30°C.

Rozwiązanie a)

■ Przeliczamy jednostki: 4900 cm3= 4,9 dm3

Sposób I

■ Przekształcamy wzory.

mV = n ■Vn

M•Vn

M :■V0 7g -22,4dm3•mol 1

V 4,9 dm3= 32 2 •mol

Sposób II

■ Układamy proporcję.

. _ , , ma masę4,9 dm3 4 7 |

m / j * ma masę22,4 dm3 4*

7 g •22,4dm3

4,9 dm3

Odpowied ź: Masa molowa gazu w warunkach normalnych wynosi 32 g •mol-1.

32 g jest to masa 1 mola gazu.

Rozwiązanie b)

■ Przekształcamy wzory.

m-R-Tp ■V = n -R •T

M

i Przeliczamy jednostki.

0°C = 273 K, czyli 30°C = (30 +273) K = 303 K

5723 cm3 =5,723 dm3

Obliczamy masę molową gazu.

m-R-T 7 g •83,1 hPa •dm3•mol-1•K-1 •303 K , ,------ =------------ =28 2 •mol 1

p-V 1100 hPa-5,723 dm3 5M =

Odpowiedź : Masa molowa gazu w warunkach 1100 hPa i 30°C wynosi 28 g •mol-1.

O Przykład 4.

Oblicz gęstość tlenku węgla(IV) w warunkach normalnych.

Rozwiązanie

■ Związek między gęstością, masą i objętością substancji opisuje wzór:

d m ~ V'

■ Gęstość każdego gazu w warunkach normalnych możemy zatem obliczyć, korzystając ze wzoru:

d m

* Obliczamy gęstość tlenku węgla(IV) w warunkach normalnych.

d = 44 g •mol-1:22,4 dm 3 -mol-1 = 1,96 g •dm-3

Odpowiedź: Gęstość tlenku węgla(IV) w warunkach normalnych wynosi 1,96 g •dm-3.








10 I I. ATOMY, CZĄSTECZKI I STECHIOMETRIA CHEMICZNA

3. Masa atomowa i skład izotopowy pierwiastka

■ Masa atomowa pierwiastka■ Masa atomowa pierwiastka

(mat) to średnia ważona mas

atomowych poszczególnychm

â t . l ’ % 1 + ^ a t .2 ‘ 402 + .. . + ™ at.n " ^°n

jego izotopów. at 100% Jednostka masy atomowej: u

Jednostka masy atomowej odpo gdzie:wiada 1/12 masy izotopu węgla m at i 2 ,n- masa atomowa izotopu 1, 2, ..., n12C, czyli

1 u =1,66 ■10-24 g =1,66 ■10‘27 kg %i 2 procentowa zawartość izotopu 1, 2,..., n

1 g =6,02 •1023 u

■ Skład izotopowy pierwiastka■ Izotopy to atomy tego samego pierwiastka o różnej liczbie neutronów.

■ Izotopy mają takie same liczby atomowe, lecz różne liczby masowe, np. izotopy wodoru:

\H (prot) (deuter) (tryt)

□ Przykład 1.

Krzem w przyrodzie występuje w postaci trzech izoto

pów. Na podstawie schematu oblicz masę atomową

krzemu.

Rozwiązanie

■ Odczytujemy ze schematu liczbę poszczególnych

atomów.

Atomy 28Si - jest ich 92.

Atomy 29Si - jest ich 5.

Atomy 30Si - są 3.

■ Zapisujemy wzór na obliczanie masy atomowej

i podstawiamy dane odczytane ze schematu.

28 u •92% + 29 u •5% + 30 u •3% .m S; -----------------------------« 28,1 u

100%

Odpowiedź : Masa atomowa krzemu wynosi 28,1 u.

O o o o o o o o o oo • o o o o o o o oo o o o o o o o o oo o o o o o o o o oo o o o o o o o o oo o o o o o o o • oo o o o o o o o o oo o o o o o o o o oo o o o • o o o o oo o o o o o o o o o

O atom 28Si O atom 29si ^ atom 3° Si


3. Masa atomowa i skład izotopowy pierwiastka j 11 __________________________________________________ _______________________ L _________

□ Przykład 2.

Srebro może występować w przyrodzie jako srebro rodzime. Najważniejszymiminerałami srebra są:argentyt

(Ag2S), chlorargiryt (AgCl) i pirargiryt (Ag3SbS3). Źródłami srebra sąteż rudy innych metali,m.in. ołowiu

i miedzi.

Oblicz procentowy skład izotopowy srebra występującego w przyrodzie, wiedząc, że jest ono mieszaniną dwóchizotopów, a jego masa atomowa wynosi 107,87 u. Atomy jednego z izotopów są zbudowane z 60 neutronów,a drugiego z 62 neutronów.

Rozwiązanie

■ Zapisujemy dane z zadania.

x- zawartość izotopu I (wyrażona w postaci ułamka dziesiętnego)

(1 -x) - zawartość izotopu II (wyrażona w postaci ułamka dziesiętnego)

47 protonów +60 neutronów = 107 - liczba masowa izotopu I

47 protonów + 62 neutrony = 109 - liczba masowa izotopu II

■ Układamy równanie i je rozwiązujemy.

x- 107 u + (1 -x) •109 u =107,87 u

x = 0,565

(1 —x) =0,435

Odpowiedź : Srebro jest mieszaniną złożoną z 56,5 % izotopu 107Ag i 43,5% izotopu 109Ag.

□ Przykład 3.

Rozcieńczony roztwór pewnego kwasu nieorganicznego jest stosowany w medycynie i kosmetologii, m.in. jako

środek dezynfekujący, złuszczający i ściągający oraz, w połączeniu z talkiem, jako środek zmniejszający potliwość.

Oblicz masę cząsteczkową tego kwasu, wiedząc, że jego cząsteczka jest zbudowana z 3 atomów wodoru,3 atomów tlenu i 1,794 •10-23 g trzeciego pierwiastka. Wynik obliczeń podaj z dokładnością do dwóch miejscpo przecinku. Podaj nazwę kwasu.

Rozwiązanie

■ Biorąc pod uwagę wartościowości tlenu i wodoru, wnioskujemy, że cząsteczka kwasu musi zawierać, oprócz

3 atomów wodoru i 3 atomów tlenu, 1 trójwartościowy atom pierwiastka.

W związku z tym, wzór nieznanego kwasu zapisujemy następująco: H3X0 3.

■ Obliczamy masę atomową nieznanego pierwiastka.

1,794 •10" 23 g -1u in om,t x ---------- i ---= 10,8 u

atX 0,1 66 -10“23g

■ W układzie okresowym odnajdujemy pierwiastek, który ma masę atomow ą równą 10,8 u. jest nim bor.Kwasem, o którym mowa w zadaniu, jest zatem kwas borowy.

■ Obliczamy masę cząsteczkową kwasu borowego.

mcz = 3 ■1,0 u + 1 •10,8 u + 3 ■16,0 u = 61,8 u

Odpowiedź: Masa cząsteczkowa kwasu borowego (ortoborowego) wynosi 61,8 u.

□ Przykład 4.

Miedź jest mieszaniną dwóch izotopów o liczbach masowych 69 (60,2 % ) i 71 (39,8%). Oblicz, ile neutronów

znajduje się w 1000 atomach miedzi.

Rozwiązanie

* Liczba atomowa miedzi wynosi 29. Wiemy, że izotop 69Cu stanowi 60,2 %, a izotop 71Cu - 39,8% mieszaniny.

W związku z tym liczbę neutronów znajdującą się w 1000 atomach miedzi możemy obliczyć w następujący

sposób:

N e u t r o n ó w = 1 0 0 0 • [(69 - 29) • 0,602 + (71 - 29) •0,398] = 40 796

Odpowiedź: W 1000 atomach miedzi znajduje się 40 796 neutronów.








12 I. ATOMY, CZĄSTECZKI I STECHIOMETRIA CHEMICZNA

4. Wzór empiryczny i wzór rzeczywisty

związku chemicznego

I Podstawowe informacjeWzór empiryczny (elementarny) podaje stosunek

między liczbami atomów poszczególnych pier

wiastków, z których jest zbudowany dany związek

chemiczny.

XVYx y

■ Wzór rzeczywisty (sumaryczny) określa liczbę ato

mów poszczególnych pierwiastków, z których jest

zbudowany związek chemiczny, jest wielokrotnością

wzoru empirycznego.

<x*Yy )q

gdzie:

m - Mr.

'emp.

1rzecz. i ^ r z e c z

M,emp.

C:H =1:2CH2

Wzór empiryczny

N,0,

c4h8np. but-2-en

Í Ü

CHCl-

CH,

CH20

Wzór rzeczywisty

N205

c2h2ci4

masa cząsteczkowa (masa molowa) związku chemicznego

memp. (êmp.) ~ masa cząsteczkowa (masa molowa) wynikająca ze wzoru empi

rycznego

Wzór empiryczny może być wzorem rzeczywistym,

np. N205.

Przykłady związków chemicznych

tlenek azotu (V)

C4Hc

^6^ 12 6

1.1.2.2-tetrachloroetan1.1.1.2-tetrachloroetan

but-l-enbut-2-en

cyklobutan

glukozafruktoza

□ Sposoby obliczania masy cząsteczkowej (mo lowej) związku chemicznego

ISS\i /'"I fh/l\mrzecz.=mcz; lub mrwr7 = M

masa cząsteczkowa (mcz) lub masa molowa (M)związku chemicznego

gęstość bezwzględna par związku w warunkachnormalnych (c/0)

i gęstość względna związku w stosunku do powietrza

! (4 .

I gęstość względna związku w stosunku do wodoru

warunki reakcji inne niż normalne

—Vr¡ ■dr.‘rzecz. »0 ■0 ■gdzie: V0 - objętość 1 mola gazu w warunkach normalnych(22,4 dm3•moH)

171rzecz. ™ śr . pow. ' ®w./pow.

gdzie: mśr pow - średnia masa cząsteczkowa (29 u)lub molowa (29 g ■mol-1) powietrza

=mH2•4. /h2gdzie: mp|. - masa cząsteczkowa (2 u) lub molowa(2 g •mon) wodoru

m-R-T

p-V


4. Wzór empiryczny i wzór rzeczywisty związku chemicznego j 13

□ Przykład 1.

Podczas spalania 2 g próbki związku organicznego zawierającego węgiel i wodór otrzymano 6,29 g tlenku

węgla(IV ) i 2,57 g wody. Wyznacz w zór rzeczywisty, wiedząc, że 2 g tego związku zajmują objętość około1,62 dm3 w temperat urze 27°C i pod ciśni eniem 1100 hPa. ^

mcy

Mu

Rozwiązanie

■ Zapisujemy dane z zadania.CxHy- szukany wzór

■ Obliczamy masę węgla z proporcji.

1 mol cząsteczek C02 jest zbudowanyz 1 mola atomów C, zatem

44,01 gC0 2— 12,01 gC

6,29 g C02 — mc

mc = 1,72 g

« W yznaczamy stosunek liczby moli węgla do wodoru.

172g.

x _ -------—--- =0,14 mola12,01 g •mol 1

x :y = 0,14 mol : 0,29 mol =1 :2

Wzór empiryczny to CH2.

■ Wyznaczamy wzór rzeczywisty.

m-R-T 2 g •83,1 hPa •dm3 •K-1• mol-1 •300 Kmrzecz. ~ 77~ ~

P ■1/

Obliczamy masę wodoru z proporcji.

1 mol cząsteczek H20 jest zbudowanyz 2 moli atomów H, zatem

18,02 g H20 — 2,02 g H

2,57 g HzO — mH

mH = 0,29 g

0,29 g

100 hPa ■1,62 dm3

1,01g-mol 1

;28g-mol 1

0,29 mola

'emp. 14 g -mol■= 2

(CH2)q =C2H4

Odpowiedź: Wzór rzeczywisty związku ma postać C2H4.

□ Przykład 2.

Ustal wzór sumaryczny hydratu wodorosiarc zanu(VI) wapnia, wiedząc że zawiera on 13,3% masowych wody.

Rozwiązanie

® Ogólny wzór hydratu wodoros iarczanu (VI) wapnia mo- ■ Zakładamy, że masa hydratu wynosi 100 g.

żerny zapisać w następujący sposób: m (Ca(HS04)2) = 100 •0,867 = 86,7 gCa(HS04)2•x H20.

(h 2o ) 13,3 g

■ Zapisujemy proporcję: na 1 mol Ca (H S0 4)2 w hydracie przypada x moli H 20, czyli:

234 g Ca (H S0 4)2— x •18 g H2086,7 gC a(H S0 4)2— 13,3 g H20 x =2

Odpowiedź: Hydrat ma wzór Ca(H S04)2 •2 H20.

□ Przykład 3.

Ustal wzór tlenku azotu, wiedząc, że zawiera on około 70% masowych tlenu oraz, że jego gęstość w warunkach

normalnych wynosi 2,05 g •dm-3.

Rozwiązanie

* Ogólny wzór tlenku azotu możemy zapisać jako NxOy.

■ Zakładamy, że masa związku wynosi 100 g. Wówczas:

mN = 30 g a m0 = 70 g.

■ Obliczamy liczbę moli azotu (x) i tlenu (y).

x =30 g / 14 g •mol-1 = 2,14 mola

y = 70 g / 16 g •mol-1 =4,38 mola

Odpowiedź: Wzó r rzeczywisty tlenku azotu ma postać N 02.

Stosunek molowy azotu do tlenu wynosi 1

Wzór empiryczny ma zatem postać N0 2.

Wyznaczamy wzór rzeczywisty związku.

m e m p . = 14 g •mol-1 + 2 •16 g •mol-1

= 22,4 dm3 •mol-1 •2,05 g •dm-3

45,9g •mol-1' rzecz.

mr.

'emp.

= 1








14 i. ATOMY, CZĄSTECZKI I STECHIOMETRIA CHEMICZNA

5. Interpretacja jakościowa i ilościowa równania reakcji

| ■ Prawa chemiczne j

i Prawo zachowania masy

j W układzie zamkniętym masa substancji powsta-

| jących w dowolnej reakcji chemicznej (produktów)

jest równa masie substanc ji wziętych do reakcji

(substratów).

masa substratów =masa produktów

NH4HCO3— nh 3+h2o +co2

79 kg = 17 kg + 18 kg +44 kg

Prawo stałości składuPierwiastki chemiczne tworzące dany związek che

miczny łączą się w ściśle określonych i stałych sto

sunkach masowych.

Wzórsumaryczny

związkuchemicznego

N205

H2S04

C6Hi206

Stosunekmolowy

pierwiastków

Stosunekmasowy pierwias

6 : 12:6 =

Prawo Gay-Lussaca(prawo stosunków objętościowych)

Objętości reagujących gazów igazowych produktów

reakcji mierzone w tych samych warunkach tempe

ratury i ciśnienia pozostają do siebie w stosunku

niewielkich liczb całkowitych.

CI-Lm +20 2(g) C 0 2 (g ) + 2 H 2 0 (

Prawo zachowania masy i prawo stałości składuna podstawie reakcji tworzenia tlenku siarki(VI)

2 S +3 02—►2 S03

2 •32 g +3 •32 2 = 2-80

-tlen

""\Y

I^ch 4: o2: ^co2: ^h2o - 1 : 2 :1: 2

li Ü

Objętość wodoru i tlenu powstającew wyniku rozkładu wody pozostają dosiebie w stosunku 2:1

|

H,0.

+


5. Interpretacja jakościowa i ilościowa równania reakcji j 15

2H2S(g) +3 02(g) — 2S 02(g; +2H20(g)

Interpretacjarównania re.' kcji substraty produkty

3 ° 2(g) ' 2S° 2(g) 2 H2°(g)

molowa 2 mole 3 mole 11 2 mole 2 mole

68 g % g i 128 g 36 g

MIS164 g 164 g

objętościowa; (w tych samych warunkach i: temperatury i ciśnienia) ;

2 dm3i

3 dm3 j

1

2 dm3 2 dm3

objętościowa(w warunkach normalnych) i

44,8 dm3[

67,2 dm3 !1_

44,8 dm3 44,8 dm3

□ Przykład 1.Oblicz skład procentowy związku chemicznego, który jest jedynym produktem stechiometrycznej reakcji 10,0 g

tlenku metalu zawierającego 25,81% tlenu z 12,9 g tlenku niemetalu zawierającego 60,00% tlenu. Podaj wynik

z dokładnością do dwóch miejsc po przecinku.

Rozwiązanie

■ Obliczamy masy pierwiastków wchodzących w skład

reagentów.

m t l en u (w tlenku metalu) = 10,0 g •0,2581 = 2,58 g

^ m e t a l u = 10,0 g - 2,581 g =7,42 g

m t le n u (w tlenku niemetalu ) = 12,9 g •0,6000 = 7,74 f

^niem eta lu ~~ ^2,90 g — 7,74 g = 5,1 6 g

^ s u b s t r a tó w = ^ p r o d u k t ó w = ^^,0 g + 12,9 g = 22,9 g2 Z 9 g

Odpowiedź: Związek chemiczny zawiera 45,07% tlenu, 32,40 % metalu i 22,53% niemetalu.

Obliczamy skład procentowy.

2,58 g + 7,74o/ _/0tlenu

o/ _ /0metaiu —

o/ _ /0niemetalu

22,9

7,42 g

100% =45,07%

22<9g

5,16

•100% =32,40%

100% = 22,53%

□ Przykład 2.

Z rozkładu próbki wody otrzymano 8 g wodoru i 64 g tlenu. Oblicz, ile gramów wodoru i tlenu można otrzymaćz rozkładu 18 g wody.

Rozwiązanie

■ Z prawa stałości składu wiadomo, że w cząsteczce wody stosunek masowy wodoru do tlenu jest stały.

8 g wodoru — 72 g wody 64 g tlenu — 72 g wodyx— 18 g wody x = 2 g wodoru y — 18 g wody y= 16 g tlenu

Odpowiedź: Z rozkładu 18 g wody można otrzymać 2 g wodoru i 16 g tlenu.

0 Przykład 3.

Ustal wzór węglowodoru, wiedząc, że w wyniku procesu jego spalania na każdy dm3 węglowodoru zużywa

się w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury 3,5 dm3 tlenu oraz, że powstaje 2 dm3tlenku węgla(IV)

13 dm3 pary wodnej.

Rozwiązanie

Ustalamy wzór węglowodoru, korzystając z prawa Gay-Lussaca.

CxHy+ 02—►_ C02+_ H20

1CxHy+ 3,5 02— 2 C0 2+ 3 H20 / •2

2 CxHy+7 02 — 4 C02+6 H20

2 C2H6+7 02 — 4 C02+6 H20

Odpowiedź: Procesowi spalania poddano węglowodór o wzorze C2H6.








16 I I. ATOMY, CZĄSTECZKI I STECHIOMETRIA CHEMICZNA

6. Obliczenia na podstawie stechiometrii wzorów i równań chemicznych

■ Podstawowe informacje■ Stechiometria wzorów określa, w jakim stosunku * Ste chiometria równań chemicznych określa, w ja-

molowym pozostają do siebie pierwiastki, z których kim stosunku molowym pozostają do siebie reagu-

jest zbudowany dany związek chemiczny. jące ze sobą substraty oraz powstające produkty.

W przypadku Ca3(P0 4)2 ■4 H20 stosunek m olowy Po zmieszaniu substratów w stosunku niestechiome-

Ca : P :O : H wynosi 3:2 :1 2 :8 , natomiast stosunek trycznym ilość produktu należy obliczać na podstawie

masowy wynosi 120: 62 :19 2:8 (czyli 60: 31 : 96 : 4). substratu będącego w niedomiarze.

□ Przykład 1.

Przeprowadzono reakcję syntezy tlenku azotu(IV). Wprowadzono do reaktora 1,204 •1024 cząsteczek azotu

oraz 64 g tlenu. Oblicz liczbę moli powstałego tlenku azotu(IV) oraz nieprzereagowanego substratu.

Rozwiązanie

■ Obliczamy liczby moli substratów (liczbę Avoga- ^ 2(g) +^ ^2(g) ^ ^ 2(g)

dra oraz liczbę cząsteczek azotu należy przedstawić

w postaci potęgi liczby 10 o tym samym wykładniku,

czyli 1,204- 1024= 12,04- 1023).

6,02 •1023 N2— 1 mol N2 > Ś T )

12,04- 1023— n

nN2= 2 mole

mol 0 2— 32 g 0 2 mieszanina przedreakcyjna mieszanina poreakcyjna

no2 &Hq2= 2 mole

Sprawdzamy, który z substratów został użyty w nadmiarze, a który w niedomiarze.

Do reakcji użyto jednakowych ilości azotu i tlenu. Reakcja przebiega zgodnie ze stechiometrią: 1 mol N2

reaguje z 2 molami 0 2, tworząc 2 mole N 02. Tlen przereagowałcałkowici e, a mieszanina poreakcyjna zawiera

nieprzereagowany azot (1 mol). Ilość powstającego tlenku azotu(IV) obliczamy zatem na podstawie ilości

tlenu użytego do reakcji (będącego w niedomiarze).

2 mole 02— 2 mole N0 2 (stechiometria reakcji)

2 mole 02— nN02

' no 2=2 mole

Odpowiedź : W wyniku reakcji powstały 2 mole tlenku azotu(IV ). Nie przereagował 1mol azotu.

□ Przykład 2.

Sól X2C03 -7 H20 zawiera 19,83% metalu X. Ustal wzór tego hydratu.

Rozwiązanie

■ Obliczamy masę atomową szukanego metalu.

% 2 •mat,x_________________ 1oo%

* 2 ' m a t .X + 1 • ™ a t . C + 1 0 ' m a t. O + 1 4 • W a t .H

0,1983 =- 2 ' mat.x2 •matx + 1•12,01 u + 10-1 6,00 u + 14 -1,01u

ât.x = 23,02 u

» Odnajdujemy w układzie okresowym pierwiastek o obliczonej masie atomowej.

Odpowiedź: Hydrat ma wzór Na2C03•7 H20.


6. Obliczenia na podstawie stechiometrii wzorów i równań chemicznych ! 17

■ Wydajność reakcji w _ m prod.

■ Wydajność reakcji (w) to stosunek masy produktu ^ te or .

(mprod.) otrzymanego w wyniku reakcji chemicznejdo jego teoretycznej masy (mteor) obliczonej na W — \N-\ ' W j ’ W 3 ■... ■W n

podstawie stechiometrii równania reakcji.

Wydajność wyraża się najczęściej w procentach. gdzie: w}, w2, 1v3, ..., wn - wydajność etapów 1, 2,

W przypadku procesu wieloetapowego wydajność cał- 3,..., n (wyrażona w postaci ułamka dziesiętnego)

kowita to iloczyn wydajności poszczególnych etapów.

□ Przykład 3.

Zmieszan o 200 cm3wodo ru z 300 cm3 tlenu w temperaturze 37°C, pod ciśnieniem 1050 hPa. Oblicz, ile

gramów wody otrzymano w tej rekcji, jeżeli wydajność reakcji wynosiła 85%. Wynik podaj z dokładnością do

czwartego miejsca po przecinku.

Rozwiązanie

■ Zapisujemy równanie reakcji.

2 H2+02—►2 H20

■ Obliczamy liczbę moli substratów.

p-V 1050hPa •0,2 dm3 .riu =----=---- — -----—--- — = 0,0082 mola

2 R -T 83,lh Pa •dm3•mol-1 •K_1 -310 K

p-V 1050hPa-0,3dm3 .n0 =-— =--- — ----- —--- = 0,0122 mola

2 R-T 83,lhPa-dm3•moM •K“1-310K

■ Sprawdzamy, który substrat jest w niedomiarze.

2 mole H2— 1 mol 0 2

0,0082 mola H2— n0i

«02=0,0041 mola, czyli tyle potrzeba tlenu do reakcji z 0,0082 mola H2.

Wniosek: W niedomiarze jest wodór.

■ Obliczamy ilość produktu.

2 mole H2 — 2 mole H20

0,0082 mola H2—

«H2o = 0,0082 mola

mH2Q= 0,0082 mola -18 g •mol-1 =0 ,1476 g

0,1476 g ^ 100%mH20 — 8 5%

mH2o = 0,1255 g H 20

Odpowiedź: W reakcji otrzymano 0,1255 g H20.

■ Zadania

• Zadanie 1. Zaznacz poprawną odpowiedź.

Ile milimoli azotu potrzeba do otrzymania 0,05 mola tlenku azotu(V)?

□ A.5mmoli Q B. 50 mmoli [jC . lOmmoli j |D. lOOmmoli

•• Zadanie 2. Zaznacz poprawną odpowiedź.

Ile dm3wodoru i azotu, odmierzonych w warunkach normalnych, należy użyć, aby otrzymać 170 g amoniaku?

i j A. 224 dm3wodoru i 112 dm3azotu. | |C. 336 dm3wodoru i 112 dm3azotu.

■j |B. 336 dm3wodoru i 224 dm3 azotu. I i D. 112 dm3 wodoru i 224 dm3 azotu.








— ,— „ — J— - — — — . .— — . — ------ — '—— -------------------

18 | I. ATOMY, CZĄSTECZKI I STECHIOMETRIA CHEMICZNA

Sprawdzian po dziale I

• Zadanie 1.

Zaznacz poprawn ą odpowiedź.

W jakiej objętości chl orowodoru znaj duje się tyle samo atomów, ile jest zawartych w 11,2 dm3tlenku azo tu(V)

w warunkach normalnych?

f j A. 1,75 dm3

i |B. 3,5 dm3

[JC . 39,2 dm3

i |D. 78,4 dm3

• Zadanie 2.

Atom pewnego pierwias tka ma masę 6,645 •10~23 g.


Ile wynosi masa atomowa tego pierwiastka?

□ A. 12 u

□ B. 39 u

□ C. 40 u

I jD. 60 u

j •• Zadanie 3.

| Wanad jest mieszaniną dwóch izotopów: 50V i 51V o zawartości procentowej odpowiednio 0,25% i 99,75%.

j Zaznacz poprawne dokończenie zdania.

j Masa atomowa wanadu wynosi

j [ J A. 50,8 u

| □ B. 50,9 u

| . C. 51,0 u

I □ D. 52,1 u!]

••Zadanie 4.

| Przeprowadzono spalanie wodoru w tlenie w stosunku masowym 1: 9. W wyniku rekcji otrzymano 0,72 g pary

| wodnej.

| Zaznacz poprawne dokończenie zdania.

| Ilość wodoru i tlenu w mieszaninie przedreakcyjnej wynosi

| [ j A. 0,32 g tlenu i0,64 g wodoru.

| [ j B. 0,16 g tlenu i 0,64 g wodoru,

j L J C. 0,64 g tlenu i 0,16 g wodoru,i M D. 0,36 g tlenu i 0,36 g wodoru,i

•••Zadanie 5.

J W wyniku spalenia 0,31 g pewnego związku składającego się z węgla, wodoru i tlenu otrzymano 0,46 g tlenku

węgl a(IV) oraz 0,19 g pary wodnej. Wiadomo , że gęstość bezwzględna par tego związku wynosi 1,34 g ■dm-3

w warunkach normalnych.

Na podstawie obliczeń ustal wzór rzeczywisty tego związku.


II. Struktura atomu

- jądro i elektrony

7. Atom

■ Struktura atomu■ Pierwia stek chemiczny to substancja, której nie

można rozłożyć na substancje prostsze w proce

sie fizycznym lub chemicznym (wyklucza się tutaj

procesy rozpadu promieniotwórczego). Pierwiastek

można również określić jako zbiór atomów zawiera jących po tyle samo protonów w jądrze.

■ Atom to najmniejsza część pierwiastka chemiczne

go, która zachowuje jego właściwości chemiczne.

□ Oddziaływania w atomieSiły oddziaływania elektrostatycznego utrzymujące

atom mają naturę sił:

■ odpychających między wszystkimi elektronami;

■ przyciągających między elektronami a jądrem.

Im bliżej jądra znajduje się elektron, tym silniej jest

przez nie przyciągany.

Atom jest obiektem o ciężkim, dodatnio naładowa

nym jądrze atomowym, otoczonym przez elektrony

poruszające się w chmurze elektronowej wokółjądra.

Elektrony tworzą powłoki.

Energia (potencjalna) wzajemnego oddziaływania elektronów i jądra atomowego ma wartość ujemną. Wartość

tej energii zwiększa się do zera wraz ze zwiększaniem się odległości elektronu od jądra atomowego.

Zwiększanie się energii (wartości ujemne)

n =2 •i -=3 n = 4 i ■---6

□ Wyznaczanie maksymalnej liczby elektronów w powłokach

Numer powłoki Wyznaczanie maksymalnej liczby

elektronów w powłoce n Maksymalna liczba elektronów w

i l l l i l i l i i l l l l l 2-12=2-1=2o numerze n

WKmKKmHi 2 122=2-4 = 8 2n2l l i l i i l l i l i i l 2. 32=2■9 =18 mumer powłoki

lllliliiillliii 2 •42= 2-16=32








18 I. ATOMY, CZĄSTECZKI I STECHIOMETRIA CHEMICZNA

Sprawdzian po dziale I

• Zadanie 1.

Zaznacz poprawną odpowiedź.

W jakiej objętości chl orowodoru znaj duje się tyle samo atomów, ile jest zawartych w 11,2 dm 3tlenku azotu(V)

w warunkach normalnych?

| jA. 1,75 dm3

I i B. 3,5 dm3

:C. 39,2 dm3

I |D. 78,4 dm3

• Zadanie 2.

Atom pewnego pierwiastka ma masę 6,645 •10-23 g.


Ile wynosi masa atomowa tego pierwiastka?

j |A. 12 u

□ B. 39 u

□ C. 40 u

L j D. 60 u

••Zadanie 3.

Wanad jest mieszan iną dwóch izotopów: 50V i 51V o zawartości procentowej odpowiedn io 0,25 % i 99,75%.

Zaznacz popr awne dokończenie zdania.

Masa atomowa wanadu wynosi

□ A. 50,8 u

□ B. 50,9 u

□ C. 51,0 u

□ D. 52,1 u

••Zadanie 4.

Przeprowadzono spalanie wodoru w tlenie w stosunku masowym 1 : 9. W wyniku rekcji otrzymano 0,72 g pary

wodnej.

Zaznacz poprawne dokończenie zdania.

Ilość wodoru i tlenu w mieszaninie przed reakcyjnej wynosi

U A. 0,32 g tlenu i 0,64 g wodoru.

I |B. 0,16 g tlenu i 0,64 g wodoru.

[_j C. 0,64 g tlenu i 0,16 g wodoru.!_j D. 0,36 g tlenu i 0,36 g wodoru.

••• Zadanie 5.

W wyniku spalenia 0,31 g pewnego związku składającego się z węgla, wodoru i tlenuotrzymano 0,46 g tlenku

węgla(IV) oraz 0,19 g pary wodnej. Wiadomo, że gęstość bezwzględna partego związku wynosi 1,34 g •dm-3

w warunkach normalnych.

Na podstawie obliczeń ustal wzór rzeczywisty tego związku.


II. Struktura atomu

- jądro i elektrony

7. Atom

■ Struktura atomu■ Pierwia stek chemiczny to substancja, której nie

można rozłożyć na substancje prostsze w proce

sie fizycznym lub chemicznym (wyklucza się tutaj

procesy rozpadu promieniotwórczego). Pierwiastek

można również określić jako zbiór atomów zawiera

jących po tyle samo protonów w jądrze.

■ Atom to najmniejsza część pierwiastka chemiczne

go, która zachowuje jego właściwości chemiczne.

□ Oddziaływania w atomieSiły oddziaływania elektrostatycznego utrzymujące

atom mają naturę sił:

■ odpychających między wszystkimi elektronami;

■ przyciągających między elektronami a jądrem.

Im bliżej jądra znajduje się elektron, tym silniej jest

przez nie przyciągany.

Atom jest obiektem o ciężkim, dodatnio naładowa

nym jądrze atomowym, otoczonym przez elektrony

poruszające się w chmurze elektronowej wokółjądra.

Elektrony tworzą powłoki.

Energia (potencjalna) wzajemnego oddziaływania elektronów i jądra atomowego ma wartość ujemną. Wartość

tej energii zwiększa się do zera wraz ze zwiększaniem się odległości elektronu od jądra atomowego.

Zwiększanie się energii (wartości ujemne)

B P w= 2

□ Wyznaczanie maksymalnej liczby elektronów w powłokach

Numer powłoki

H H H il i i i « !

l l l l l i i i l l l w

4

Wyznaczanie maksymalnej liczby;

elektronów w powłoce n

7 -12 =2 .-1 =2

-22=2 •4 =;

Maksymalna liczba elektronów w powłoce

o numerze n

2 n22 . 32==2 -9 =18

2 •42 = 2 •16 =32

murner powłoki








20 i II. STRUKTURA ATOMU - JĄDRO I ELEKTRONY L___________________________ •_____________________

□ Przykład 1.

Atom pewnego pierwiastka chemicznego położonego w 3. okresie układu okresowego pierwiastków ma

16 elektronów. Ile elektronów ma ten atom w kolejnych powłokach, licząc od jądra atomowego?

Rozwiązanie

■ Położeni e atomu w 3. okresie oznacza, że atom tego pierwiastka ma trzy powłoki elektronowe.

■ W pierwszej pow łoce mieszczą się maksymalnie 2 elektrony,

a W drugiej powłoce mieści się maksymalnie 8 elektronów.

■ Do umieszczenia w trzeciej powłoce pozostaje 1 6 -2 -8 = 6 elektronów.

Odpowiedź: Atom tego pierwiastka ma w powłokach kolejno 2, 8 oraz 6 elektronów.

□ Przykład 2.

Atom pewnego pierwiastka chemicznego ma w kolejnych powłokach elektronowych następującą liczbę elektro

nów: 2, 8, 8, 2. W którym okresie i w której grupie układu okresowego p ierwiastków chemicznych jest położony

ten pierwiastek? Podaj jego nazwę.

Rozwiązanie

Sposób I

» Sumujemy wszystkie elektrony w atomie: 2 + 8 +8 +2 = 20 elektronów.

■ Atom jest elektrycznie obojętny, liczba elektronów musi być więc równa liczbie protonów w jądrze. Liczbę pro

tonów można odczytać z układu okresowego pierwiastków, ponieważ jest nią liczba atomowa (porządkowa).

■ Szukamy w układzie okresowym pierwiastka o Z =20.

Sposób II

(Można stosować dla pierwiastków grup: 1., 2. oraz od 13. do 17.)

■ Skoro rozważany atom ma cztery powłoki elektronowe, to oznacza, że jest on położony w 4. okresie układu

okresowego pierwiastków chemicznych.

■ W ostatni ej powłoce elektronowej, zwanej powłoką walencyjną, znajdują się 2 elektrony. Liczba elektronów

w ostatniej powłoce jest równa numerowi grupy, w której jest położony atom szukanego pierwiastka. Atom

tego pierwiastka znajduje się zatem w 2. grupie układu okresowego pierwiastków chemicznych.

Odpowiedź: Szukany pierwiastek jest położony w 2. grupie i 4. okresie układu okresowego pierwiastków

chemicznych. Jest to wapń.

■ Zadania

• Zadanie 1. Siarka jest szesnastym pierwiastkiem w układzie okresowym pierwiastków chemicznych. Oceń

prawdziwość każdego zdania.

Zaznacz P, jeśli zdanie jest prawdziwe, lub F, jeśli jest fałszywe.

1 1 Wszystkie atomy siarki mają identyczną liczbę atomową. I P/Fi..........

HU | Wszystkie atomy siarki mają identyczną liczbę protonów w jądrze. |:.+ P./F W. ,:

III j Wszystkie atomy siarki mają identyczną liczbę elektronów w atomie.~ t ~ T ~ rr~ r r ?

[Z; ? P/ F

••• Zadanie 2. Zaznacz poprawne dokończenie zdania.

Energia elektronu w atomie

j |A. przyjmuje wartość zawsze większą od zera.

[ j B. jest tym większa, im dalej od jądra znajduje się elektron.

L J C. przyjmuje wartości od zera do nieskończoności.

O D. zależy wprost proporcjonalnie od liczby elektronów w atomie.


8. Jądro atomowe 21

8. Jądro atomowe

■ Charakterystyka składników atomu■ Nuklid to jądro atomowe o określonej liczbie nukleonów (protonów i neutronów).

■ Nukleony to składniki jądra atomowego (protony i neutrony). Liczba nukleonów odpowiada liczbie masowej.

-symbolpierwiastkachemicznego

Cząstka

neutron

proton

elektron

Cli Hiiktorystyka

symbol ładunek, e masa, u

P. P+

0 1,00728

+1 1,00866

-1 0,00055

Miejsce cząstkw atomie

jądro atomowe

H jądro atomowe

chmura elektronowa

liczba masowaN(liczba protonów +

+liczba neutronów)

liczba atomowa'(liczba protonów =

=liczba elektronów)

Liczba neutronów

w jądrze atomowym =A •

□ Przykład 1.

Podaj liczbę elektronów, protonów, neutronów oraz nukleonów atomu Ê . Podaj nazwę pierwiastka.

Rozwiązanie

■ Z = 13, czyli zarówno liczba protonów, jak i liczba elektronów w podanym atomie jest równa 13.

■ A =27, czyli liczba nukleonów jest równa 27.

■ Aby obliczyć liczbę neutronów, należy wykonać następujące działanie:

A - Z = 27- 13 = 14

Odpowiedź: jądro atomowe atomu ^ E składa się z 13 protonów i 14 neutronów, czyli 27 nukleonów. W prze

strzeni wokół jądra znajduje się 13 elektronów. Jest to atom glinu, o czym świadczy li czba atomowa Z = 13.

Nuklidy

izotopy to nuklidy jednego pierwiastka o takiej samej liczbie proto

nów (Z), ale o różnej liczbie neutronów (A - Z)

izotony to nuklidy różnych pierwiastków o takiej samej liczbie

neutronów (A-Z) , ale o różnej liczbie protonów (Z)

izobaryto nuklidy różnych pierwiastków o różnych liczbach proto

nów (Z) i neutronów (A-Z) . M ają takie same liczby masowe (A)

Przykłady

16q 17q 180 g w , 8 u ,

Charakterystyczna liczba

30Si 31P 32S■ . ■ ■

4Ur 4U a 4U,/ 16 ’ 18 ’ 19

Ł

A - Z =16

A =40

□ Przykład 2.Czy dwa nuklidy, które są izobarami, mogą być jednocześnie izotopami tego samego pierwiastka? Uzasadnij

odpowiedź.

Rozwiązanie

■ Izotopy to nuklidy tego samego pierwiastka chemicznego różniące się liczbą neutronów w jądrze. Mają

zatem taką samą liczbę protonów.

■ Izo bary natomiast są nukli dami różnych pi erwiastków, które mają taką samą liczbę nukleonów.

Odpowiedź : Dwa nuklidy będące izobarami nie mogą być jednocześnie izotopami tego samego pierwiastka.

□ Przykład 3.

Który zapis jednoznacznie charakteryzuje nuklid: 160 czy gO? Uzasadnij odpowiedź.

Rozwiązanie i odpowiedź

■ Oba zapisy dotyczą nuklidu tlenu. Każdy atom tlenu ma w jądrze 8 protonów, jego liczba atomowa jest

zatem równa 8. Bardziej jednoznaczny jest zapis 160, ponieważ dotyczy konkretnego nuklidu tlenu, czyli1f O.

■ Zapis 80 może dotyczyć każdego z izotopów tlenu: ]gO, ]gO oraz ^ 0 .








22 ¡ II. STRUKTURA ATOMU - JĄDRO I ELEKTRONY

9. Wielkości opisujące stan elektronu w atomie

■ Stan kwantowyStan kwantowy charakteryzuje elektron w obrębie chmury elektronowej. Określa jego energię, prawdopodobieństwo znalezienia w atomie, a także rozmiary i kształty orbitalu tworzonego przez elektron. Każdy elektronw atomie znajduje się w innym stanie kwantowym. Zmiana stanu kwantowego elektronu jest możliwa tylko

w wyniku oddziaływania elektronu z otoczeniem.

□ Liczby kwantoweLiczby kwantowe: n, l, m, ms oraz s opisują stan kwantowy elektronu. Przyjmują one pewne ściśle określone

wartości (co oznacza, że są skwantowane).

główna

poboczna

magnetyczna

magnetyczna spinowa

spinowa

1,2, 3,4, 5, 6,7,...

0,1,2, 3,4,..., (« —1)

. . . , - 1 , 0 , 1 , . . . , /

-- lub+—2 2

rozmiar przestrzenny orbitalu (numer powłoki)

kształt orbitalu, vrazem z ń określają energię elektronu

orientacja; przestrzenna orbitalu w zewnętrznympolu magnetycznym

orientacja przestrzenna spinu

spin elektronu.

O Przykład 1.

Określ wartości liczb kwantowych wszystkich elektronów atomu boru.

Rozwiązanie

■ Liczba atomowa boru wynosi 5, czyli atom boru ma 5 elektronów.

* Wartośc i liczb kwantowych określa się najpierw dla elektronów, które mają najmniejsze energie, a więc mają

najmniejsze wartości ni/.

Pierwszy elektron:

n = 1;

1= 0 ( l przyjmuje różne wartości, ale maksymalnie n - 1, dla n = 1przyjmie zatem tylko jedną wartość równą 0);

m =0 (wartość m od -l do +/, dla /=0 przyjmie wartość 0);

ms= + (wartość l u b ~ ) ;

■ Drugi elektron:

n = 1;

/= 0;m = 0;

1mę=

s 2

1S_ 2'

s = - (wartość zaw sze -).

■ Trzeci elektron (w powłoce n = 1 mieszczą się maksymalnie 2 elektrony, trzeci elektron i kolejne będą już

zatem w następnej powłoce):

n = 2;

1=0 (l przyjmuje różne wartości, ale maksymalnie n - 1,dla n =2 przyjmie zatem dwie wartości 0 oraz 1);

m =0 (wartość m od -/ do +/, dla /=0 przyjmie wartość 0);

ms= (wartość lub“ ) ;


9. Wielkości opisujące stan elektronu w atomie : 23

■ Czwarty elektron:

n = 2;

1= 0]

m = 0 (wartość m od -l do +/, dla /= 0 przyjmie

wartość 0);12’

■ Piąty elektron:

n = 2 ;

1=1;

m = -1 (wartość m od -/ do +/, dla

wartości - 1, 0 i 1; zaczynamy od

wartości l)]

1=1 przyjmie

najmniejszej

Odpowiedź

ElektronLiczby kwantowe

n / m ms s

pierwszy 1 0 0 +12

1

2

drugi 1 0 012

12

trzeci 2 0 0 +12

12

czwarty 2 0 0_ 1

212

piąty 2 1 -1 +1 2

12

□ Orbitale■ Orbita elektronu to zlokalizowany i ściśle określony tor elektronu poruszającego się wokół jądra atomu.

Kołowy ruch orbitalny powodują siły elektrostatyczne (według modelu budowy atomu Bohra elektron krąży

wokół jądra przyciągany przez nie siłami elektrostatycznymi).

■ Orbital atomow y to obszar przestrzeni wokółjądra atomowego, w którym prawdopodobieństwo znalezienia

elektronu o określonej energii przyjmuje pewną wartość (np. 90%).

Przykładowe typy orbitali to: s, p, d ,f

■ Orbital molekularny (cząsteczkowy) to orbital, który powstaje w wyniku nakładania się orbitali atomowych.

Liczba orbitali molekularnych jest równa liczbie orbitali atomowych, z których powstały.

■ Orbitale zdegenerowane to orbitale o identycznej energii, np. orbital p jest trzykrotnie zdegenerowany ze

względu na równocenność energetyczną orbitali px,py i pz.

Orbitdlr

orbitaleatomowe

orbitalemolekularne

orbitalezhybrydyzowane

-sp

sp

orbitales orbitale p i orbitale d orbitale/orbitale orbitale orbitalewiążące niewiążące antywiążące

orbitale a

* ° s p

mass

*

orbitale n

MTT Jl pp








22 I II. STRUKTURA ATOMU - |ĄDRO I ELEKTRONY

9. Wielkości opisujące stan elektronu w atomie

■ Stan kwantowyStan kwantowy charakteryzuje elektron w obrębie chmury elektronowej. Określa jego energię, prawdopodobieństwo znalezienia w atomie, a także rozmiary i kształty orbitalu tworzonego przez elektron. Każdy elektron

w atomie znajduje się w innym stanie kwantowym. Zmiana stanu kwantowego elektronu jest możliwa tylko

w wyniku oddziaływania elektronu z otoczeniem.

□ Liczby kwantoweLiczby kwantowe: n, l, m, ms oraz s opisują stan kwantowy elektronu. Przyjmują one pewne ściśle określone

wartości (co oznacza, że są skwantowane).

Symbol

główna

poboczna

magnetyczna

magnetyczna spinowa

spinowa

i _______________i " ” “

1,2, 3,4, 5, 6,7,

0,1,2, 3,4 (n - 1)

-/, ..., -1, 0, 1,..., /

-- lub+-2 2

rozmiar przestrzenny orbitalu (numer powłoki)

kształt orbitalu,razem z n określają energię elektronu

orientacja przestrzenna; orbitalu wlzewnętrznympolu magnetycznym : ł

orientacja przestrzenna spinu

spin elektronu

O Przykład 1.

Określ wartości liczb kwantowych wszystkich elektronów atomu boru.

Rozwiązanie

* Liczba atomowa boru wynosi 5, czyli atom boru ma 5 elektronów.

■ Wartości liczb kwantowych określa się najpierw dla elektronów, które mają najmniejsze energie, a więc mają

najmniejsze wartości ni/.

Pierwszy elektron:

n =1;

1=0 (l przyjmuje różne wartości, ale maksymalnie n - 1, dla n = 1przyjmie zatem tylko jedną wartość równą 0);

m = 0 (wartość m od -/ do +/, dla /=0 przyjmie wartość 0);

ms= +^ (wartość lub — );

Drugi elektron:

n =1;

1= 0] m = 0;

1mc ;s 2

1

s = - (wartość zawsze -).

Trzeci elektron (w powłoce n = 1 mieszczą się maksymaln ie 2 elektrony, trzeci elektron i kolejne będą już

zatem w następnej powłoce):

n =2;

1= 0 (l przyjmuje różne wartości, ale maksymalnie n - 1, dla n =2 przyjmie zatem dwie wartości 0 oraz 1);

m = 0 (wartość m od -/ do +/, dla /= 0 przyjmie wartość 0);

ms = (wartość lu b“ );


9. Wielkości opisujące stan elektronu w atomie 23

■ Czwarty elektron:

n = 2;

1= 0;

m = 0 (wartość m od -ido +/, dla 1= 0 przyjmie

wartość 0);

Odpowiedź

■ Piąty elektron:

n = 2]

/= l;

m = -l (wartość m od -/do +/, dla /= 1 przyjmie

wartości - 1, 0 i 1; zaczynamy od najmniejszej

wartości /);1

ElektronLiczby kwantowe

n / m [ m,i

s

pierwszy 1 00 + 2

1

2

drugi 1 01 1

0 1 2

12

trzeci 2 0

o ^12

czwarty 2 00

12

piąty 2 1Í ^

22

□ Orbitale■ Orbita elektronu to zlokalizowany i ściśle określony tor elektronu poruszającego się wokół jądra atomu.

Kołowy ruch orbitalny powodują siły elektrostatyczne (według modelu budowy atomu Bohra elektron krąży

wokół jądra przyciągany przez nie siłami elektrostatycznymi).

■ Orbital atomowy to obszar przestrzeni wokółjądra atomowego, w którym prawdopodobieństwo znalezienia

elektronu o określonej energii przyjmuje pewną wartość (np. 90% ).

Przykładowe typy orbitali to: s, p, d, f

■ Orbital molekularny (cząsteczkowy) to orbital, który powstaje w wyniku nakładania się orbitali atomowych.

Liczba orbitali molekularnych jest równa liczbie orbitali atomowych, z których powstały.

■ Orbitale zdegenerowane to orbitale o identycznej energii, np. orbital p jest trzykrotnie zdegenerowany ze

względu na równocenność energetyczną orbitali px, py i pz.

Orbitale

orbitalemolekularne

orbitalezhybrydyzowane

orbitales orbitalep orbitale d orbitale/orbitalewiążące

orbitale orbitaleniewiążące antywiążące

orbitale a

rnasp

Mass

■ <7cc„3

orbitale k








24 II. STRUKTURA ATOMU - |ĄDRO I ELEKTRONY

10. Powłoki i podpowłoki elektronowe w atomie

■ Oznaczanie liczby elektronów na podpowłokach■ Powłoka elektronowa to zbiór wszystkich stanów kwantowych o tej samej wartości głównej liczby kwantowej.

Liczba stanów kwantowych w powłoce wynosi 2n2.

■ Podpowłoka elektronowa to zbiór stanów kwantowych o tych samych wartościach głównej liczby kwantowej

i pobocznej liczby kwantowej. Każda podpowłoka ma charakterystyczną liczbę poziomów orbitalnych - do

jej opisu stosuje się odpowiedni zapis graficzny.

Liczba pod powłok należących do danej powłoki jest równa numerowi tej powłoki.

Liczba stanówkwantowych

(2n2)

Oznaczeniepodpowłoki

Liczba poziomóworbitalnych

Zapis graficznypodpowłoki

Maksymalna liczba elektronów w pod powłoce i

20 s 1 □ 2

8 0,1 P 3 □ n 6

1 180, 1,2 d 5 I J . H 1.1 10

I 32il____ L________

0,1,2, 3 f 7 1 II l l l l l 14

□ Kontury orbitalia Kontury orbitali typu s ip

/

/

Px Py

Orbitale s mają kształt kul, a ich promienie są tym większe,

im większa jest wartość głównej liczby kwantowej n.

I )

2s

Pz


10. Powłoki i podpowłoki elektronowe w atomie | 25

Liczby kwantowe dla drugiej powłoki

liczba pod powłok

»podpowłoka s

m przyjmuje jedną wartośćpoziom jednokrotnie zdegenerowany

podpowłoka p m przyjmuje trzy wartości

poziom trzykrotnie zdegenerowany

m =0

m s = 1/2

elektronf

ms = - 1/2elektronf

m =1

■ m s = - 1/2

elektronł

■ m s = 1/2elektront

m =0

« ms= -1/2elektront

■ms= 1/2elektront

m =-1

■ms=-1/2elektronł

■ms =1/2elektront

□ Przykład 1.

Pewien orbital atomowy opisują liczby kwantowe o wartościach: n =4, /=2.

a) Do której podpowłoki należy orbital opisany za pomocą podanych liczb kwantowych?

b) Przez ile maksymalnie elektronów może być tworzony ten orbital?

Rozwiązanie a)

■ Główna liczba kwantowa równa 4, oznacza, że orbital należy do powłoki czwartej.

■ Poboczna liczba kwantowa równa 2 oznacza pod powłokę d.

Odpowiedź: Opisany orbital atomowy należy do podpowłoki 4d.

Rozwiązanie b)

Orbital d jest pięciokrotnie zdegenerowany, a na każdym poziomie orbitalnym mogą znajdować się maksy

malnie 2 elektrony.

Odpowiedź: Orbital 4d może być utworzony maksymalnie przez 10 elektronów.

□ Przykład 2.

jakie typy orbitali mogą istnieć dla głównej liczby kwantowej n = 3?

A. Tylko orbital typu s. C. Orbi tale typu s, p i d.

B. Tylko orbitale typu s\p. D. Orbitale typu s,p, d \f.

Rozwiązanie

Na powłoce o numerze n znajduje się zawsze n typów orbitali, czyli na powłoce n = 3 znajdują się trzy typy

orbitali.

Odpowiedź: C

O Przykład 3.

Ile maksymalnie elektronów może być opisanych za pomocą głównej liczby kwantowej n = 2?

A. 2 B. 4 C. 6 D.

Rozwiązanie

■ Na powłoce o numerze n znajduje się zawsze n podpowłok, w tym przypadku dwie: s i p.

■ Podpowłokę s tworzy jeden orbital typu s, w którym znajdują się maksymalnie 2 elektrony.

■ Podpowłokę p tworzą zaś trzy orbitale typu p (px, py, pz), w których znajduje się w sumie maksymalnie

6 elektronów.

Odpowiedź: D








26 I II. STRUKTURA ATOMU - JĄDRO I ELEKTRONY

11. Rozmieszczanie elektronów w atomie

■ Zasady określające kolejność rozmieszczania elektronów w orbitalach■ Elektrony sparowane to para elektronów o przeciwnej wartości magnetycznej spinowej liczby

kwantowej, czyli o różnej orientacji spinu. Elektrony sparowane zajmują w atomie ten sam po- El ziom orbitalny.

■ Elektrony nies parowane to elektrony o identycznej orientacji spinu - zajmują różne poziomy I f 111

orbitalne.

□ Reguła minimum energii

Reguła minimum energii

Elektrony zajmują w pierwszej kolejności orbitale o najmniejszej dostępnej energii.

Diagramy poziomów energetycznych orbitali w atomie wieloelektronowym

n = 1

5d ----4/

4f ____ Ad

,4S

Ap

APd1 1 -

5s----As U

4P3 d 3pAs

----3P____ 3s

3s 1 1 1

3p

E n e r g i a

U

3s 2p

2p ----2p____ 2s

2s 1 1 1L

2s

-\s___Is

ls

□

AdI I 1 1 1 I 1.

3d

□ Reguła (n +/)

Reguła (/? +/)

Elektrony zajmują w pierwszej kolejności tę podpowłokę, dla której suma liczb kwantowych - głównej i pobocz

nej (n + /) - jest najmniejsza, jeśli dwie lub więcej podpowłok mają jednakową sumę (n + /), to o kolejności

zapełniania decyduje najmniejsza wartość głównej liczby kwantowej n.

O Przykład 1.

Która podpowłoka zostanie zapełniona elektronami ostatnia?

A. 3sB.3p C. 3d D. 4s

Rozwiązanie

■ Dla każdej pod powłoki obliczamy sumę liczb kwantowych (n + /).

3s

3p-

■n + l =3+0 =3

. « +/=3 +1=4

3d ■

4s ■

n + l = 3+2=5

n + / = 4 + 0 = 4


11. Rozmieszczanie elektronów w atomie j 27

■ Podpowłoka 3d zostanie zapełniona ostatnia, ponieważ suma liczb kwantowych n + /jest w jej przypadku

największa.

Odpowiedź: C

□ Zakaz Pauliego

Zakaz Pauliego

W atomie nie może być dwóch elektronów o takiej samej energii, czyli o takich samych wartościach

wszystkich liczb kwantowych, jeden orbital może opisywać maksymalnie dwa elektrony o różnej

wartości magnetycznej spinowej liczby kwantowej ms.

2-H i

2 E

□ Przykład 2.

Który zapis jest poprawny?

a . inittitiittini B. ittittittitmti c. luittiuittiu i d. mmmmmi

Rozwiązanie

■ Podane zapisy graficzne przedstawiają rozmieszczenie elektronów w podpowłoce d.

* W przypadku wszystkich elektronów podpowłoki d wartości n i /są identyczne. Stan elektronów różni się

wartościami m oraz ms.

■ Dla każdej wartości m (przedstawionej w postaci jednej kratki) mogą istnieć 2 elektrony o przeciwnych

spinach.

Odpowiedź: D

□ Reguła Hunda

Reguła Hunda

Liczba niesparowanych elektronów w danej podpowłoce powinna być możliwie największa, 2 It lt l I

a elektrony sparowane tworzą się dopiero, gdy wszystkie poziomy orbitalne danej podpowłoki 1—1

są zapełnione przez elektrony niesparowane. Elektrony niesparowane w poziomach orbitalnych 2 liii

danej podpowłoki mają jednakową orientację spinu.

i m It P T lZapełnianie poziomów orbitalnych

TAK NIE ' NIE□ Przykład 3.

Przedstaw graficznie opis poziomów orbitalnych w atomie azotu.

Rozwiązanie

■ Liczba atomowa azotu wynosi 7, czyli atom azotu ma 7 elektronów.

■ Elektrony zajmują najpierw poziomy orbitalne o najmniejszej energi i w kolejności:-2 elektrony w Is (Is jest jednokrotnie zdegenerowany i zawiera 2 elektrony),

-2 elektrony w 2s (2s jest jednokrotnie zdegenerowany i zawiera 2 elektrony),

- 3 elektrony w 2p (2p jest trzykrotnie zdegenerowany i może zawierać 6 elektronów, ale w przypadku atomu

azotu mogą znaleźć się tutaj tylko 3 elektrony).

Odpowiedź: Graficzny opis poziomów orbitalnych w atomie azotu: 7N: 1[til 7 lUl 9 1111111

□ Przykład 4.

Przedstaw kolejność zapełniania poziomów orbitalnych przez elektrony w atomie fosforu 15P.

Rozwiązanie

■ Liczba atomowa fosforu wynosi 15, czyli atom tego pierwiastka ma 15 elektronów.








28 | II. STRUKTURA ATOMU - JĄDRO I ELEKTRONY

■ Korzystamy z reguły (n +l) oraz reguły Hunda.

Is (2 elektrony) El [n +/ = 1 +0 = 1]2 elektrony o przeciwnych spinach

2 s (2 elektrony) E][n+/= 2 +0 = 2]

2p (6 elektronów) I tllt ilt ll [/? +/= 2 + 1 = 3] na każdym poziomie orbitalnym 2 elektrony o przeciwnych

spinach

3s (2 elektrony) EI[n+/=3 +0 =3]

3p (zostały już tylko 3 elektrony) 1111111 [n +/= 3 + 1 =4] 3 niesparowane elektrony mają jednakowe

| spiny i zajmują różne poziomy orbitalne

I Odpowied ź: Kolejność zapełniania poziomów orbitalnych przez elektrony w atomie fosforu:

I lsP:lEl2El2lHI5IHl3lHl3[iini]

■ Promocja elektronowa

Promocja elektronowa to nieregularność w kolejności zapełniania poziomów orbitalnych w atomach niektórych

pierwiastków, np. w atomach miedzi, srebra, chromu. Występuje wówczas, gdy różnica energii między wypeł

nianymi poziomami jest niewielka, a zyski energetyczne, wynikające np. z większej symetrii orbitali, są duże.

Im energia orbitali zapełnianych przez elektrony jest większa, tym różnice między poszczególnymi orbitalami

są mniejsze, np. między orbitalami 4s oraz 3d. W takim przypadku elektrony mogą wypełniać podpowłokę d,

zanim całkowicie zostanie zapełniona podpowłoka s.

Na przykład:

24Cr: ls22s22p63s23p64s13d5

29Cu: ls22s22p63s23p64s13d10

■ Zadania

••• Zadanie 1. Wśród pierwiastków o liczbach atomowych Zod 1do 36 można wyróżnić tylko dwa odstępstwa

od kolejności zapełniania poziomów orbitalnych elektronami.

Zaznacz poprawne dokończenie każdego zdania.

I. Odstępstwa te dotyczą atomów

i [A. chromu oraz miedzi.

□ B. fluoru oraz siarki. ~

C. wodoru oraz helu.

f i D. żelaza oraz niklu.

II. Odstępstwa te można wyjaśnić na podstawie

H A. zakazu Pauliego.

F I B. reguły Hunda.

I |C. promocji elektronowej.

•• Zadanie 2. Zapis klatkowy konfiguracji elektronowej atomu pewnego pierwiastka chemicznego w stanie

podstawowym jest następujący:

1El 2II 2 HM ] 3ES 3 ¡MB-4 El 3 [ffillEE]


Ile wynosi liczba niesparowanych elektronów w atomie tego pierwiastka?

□ A. 3

□ B . 5

□ C. 7

□ D. 9


12. Konfiguracja elektronowa atomów 29

12. Konfiguracja elektronowa atomów

■ Zapis konfiguracji elektronowej■ Stan podstawowy atomu to stan o najmniejszej

energii elektronów.

Gdy atom znajduje się w stanie podstawowym, elek

trony znajdują się możliwie blisko jądra atomowego.

■ Konfiguracja elektronowa to sposób zapisu infor

macji o liczbie oraz stanie elektronów w atomie.

Z konfiguracji elektronowej można odczytać, w któ

rej powłoce i w której podpowłoce znajduje się dany

elektron, czyli jaką ma energię.

□ Zapis pełny konfiguracji elektronowejZapis pełny konfiguracji elektronowej obejmuje roz

pisanie wszystkich elektronów obecnych w danym

atomie - podpowłoka po podpowłoce w kolejności

zwiększającej się energii elektronów, np.

numer powłoki(numer okresu odczytanyz układu okresowego)

iczba elektronóww podpowłoce p

symbol pod powłoki,w której znajdują się3 elektrony

19K: 1s22s22p63s23p64s

□ Zapis skrócony konfiguracji elektronowejZapis skrócony konfiguracji elektronowej różni się od

zapisu pełnego tym, że fragment odpowiadający kon

figuracji atomu gazu szlachetnego (czyli konfiguracji

zamkniętopowłokowej) w zapisie pełnym zastępuje

się symbolem atomu helowca wpisanym'w nawias

kwadratowy, np.

19K: [Ar]4s1

Podpowłoki zapełnione całkowicie oraz dokładnie w połowie mają mniejsze wartości energii niż podpowłoki

wypełnione częściowo. Aby poprawnie zapisywać konfiguracje elektronowe, można korzystać ze schematu

zapisu poziomów energetycznych w atomie.

Kolejność zapełniania podpowłok przez elektrony w atomach pierwiastków

□ Przykład 1.

Atom pewnego pierwiastka ma konfiguracją elektronową: 1s22s22p63s23p64s23d104p4.

a) Podaj liczbę atomową pierwiastka oraz jego nazwę.

b) Ile elektronów znajduje się w czwartej powłoce w atomie tego pierwiastka?

Rozwiązanie a): Sumujemy górne indeksy liczbowe oznaczające liczbę elektronów w poszczególnych pod-

powłokach: jest ich 34. jeśli atom pierwiastka ma 34 elektrony, to protonów ma również 34, zatem liczba

atomowa Z = 34.

Odpowiedź: Liczba atomowa pierwiastka Z = 34. jest to atom selenu - 34Se.

Rozwiązanie b): Sumujemy indeksy liczbowe, ale tylko te, które są poprzedzone liczbą 4 (główna liczba kwan

towa n =4): ls22s22p63s23p64s23d104p4, czyli 2 +4 =6 elektronów.

Odpowiedź : W atomie tego pierwiastka w czwartej powłoce znajduje się 6 elektronów.








30 I II. STRUKTURA ATOMU - JĄDRO I ELEKTRONY

, , Zapis konfiguracjiSymbol

pierwiastkapełny

tH Is1

elektronowej

skrócony

do zapisu konfiguracji elektronowej atomu wodorunie stosuje się zapisu skróconego

2He : ls2 konfiguracja atomu gazu szlachetnego

iLi ls22s] [He] 2s1

ioNe: ls22s22p6

(ls22s22p6)[He]2s22p6

konfiguracja atomu gazu szlachetnego(konfiguracja zamkniętopowłokowa)

ii Na ls22s22p63s1 [Ne]3sr 1

i2Mg lsz2s22p63s2 [Ne]3s2

13AI ls22s22p63s23p1 [Ne]3 s23pl 1

uSi : lsz2s22p63s23p2...” ” ....................

[Ne]3s23p2 j

isAr: łs22s22p53s23p6

(ls22s22pe3s23p6)

v : '-■■■. . ■[Ne]3s23p6

konfiguracja atomu gazu szlachetnego(konfiguracja zamkniętopowłokowa)

|9K ls22s22p63s23p64s1 [Ar]4s’

20Ca 1sz2s22p63s23pHs2 [Ar]4s2

21 1s12s22p63s23p64s23d1 [Ar]4s23c/1

22TÍ ls 22s22p63s23p64s23d2 [Ar]4s23d2

23V 1s22s22p63s23p&4s23 d3 [Ar]4s23d3

24Cr ls 22s22p63s23p64s13d5 [Ar]4s]3d5podpowłoka d zapełniona w połowie - promocjaelektronowa

25Mn 1s22s22p63s23p64s23d5 [Ar]4s23d5

aoZn : ls22sz2pb3s23pb4sz3d,v [Ar]4s23dlu podpowłoka d zapełniona całkowicie

□ Przykład 2.


Atom pierwiastka 0 skróconej konfiguracji elektronowej [Ar]3c/64s2 ma w jądrze

A. 6 protonów.

B. 8 protonów.

C. 18 protonów.

D. 26 protonów.

Rozwiązanie

■ Liczba protonów w jądrze atomu jest równa liczbie jego elektronów.

■ Sumujemy wszystkie elektrony: 18 elektronów ([Ar]) +6 elektronów (podpowłoka d) +2 elektrony (podpow

łoka s) =26 elektronów.

Odpowiedź: D


12. Konfiguracja elektronowa atomów [ 31

□ Przykład 3.

Podaj pełny i skrócony zapis konfiguracji elektronowej atomu pierwiastka mającego 35 protonów w jądrze.

Rozwiązanie ^

■ Liczba protonów równa się liczbie elektronów (Z = 35), czyli do rozdysponowania jest 35 elektronów.

■ Zgodnie ze schematem zapisu poziomów energetycznych w atomie kolejność zapełniania podpowłok jest

następująca: 1s —»■2s —►2p 3s —*•3p —*■4s —;►3d — 4p —^ 5s—^4d — 5p ^ 6s itd.

* Maksymalne liczby elektronów w kolejnych orbitalach to: s - 2, p - 6, d - 10,/- 14.

* Rozpisu jemy 35 elek tronów na kolejnych podpowłokach: ls22s22/?63s23p64s23d104p5.

* Do zapisu skróconej konfiguracji elektronowej jest potrzebna konfiguracja atomu najbliższego gazu szlachet

nego poprzedzającego atom rozważanego pierwiastka. Rozważany pierwiastek to brom - 35Br, a najbliższym

poprzedzającym go helowcem jest argon - 1gAr.

■ Pierwsze 18 elektronów w pełnym zapisie konfiguracji elektronowej atomu bromu zastępujemy zapisem [Ar],

Odpowiedź

■ Pełny zapis konfiguracj i elekt ronowej: 35Br: 1s22s22p63s23p64s23d1°4p5

■ Skrócony zapis konfiguracji elektronowej: 35Br: [Ar]4s23c/104p5

□ Zapis klatkowy konfiguracji elektronowejZapis klatkowy konfiguracji elektronowej to opis graficzny poziomów orbitalnych. Przedstawia pełn iejszą infor

mację na temat rozmieszczenia elektronów w poszczególnych podpowłokach. Dokonując zapisu klatkowego

konfiguracji elektronowej, należy korzystać z reguły Hunda oraz zakazu Pauliego.

Symbolpierwiastka

pełny

Zapis konfiguracji elektronowej

skrócony klatkowy

[He] 2 E l 2 lH

Uwagi

s22s22p2

1s22s22p3

Is22s22p4

s22s22p5

iNe ls22s22p6

[He]2s22p2

[He]2s22p3

[He]2s22p4

[He]2s22p5

[He ]2E ]2 l I I E

[H e] 2 G2 2 CO ïn ]

í[He] 2 03 .215DGŒI

[ He] 2El2EHH

[He]2s22p6 [ H e j z E h E E E l

orbital p zapełniony w połowie

konfiguracja atomu gazu szlachetnego

□ Przykład „4.

Podaj pełny oraz skrócony zapis konfiguracji elektronowej atomu miedzi - 29Cu.

Rozwiązanie

■ Atomy miedzi i manganu (a także kilku innych pi erwiastków z 7. i 11. grupy układu okresowego pierwiastków)

mają szczególny układ podpowłok elektronowych.

■ Zastosowanie schematu kolejności zapisu poziomów energetycznych dla atomu miedzi prowadzi do za

pisania konfiguracj i elektronowej l s22s22p63s23p64s23d9, która nie znajduje potwierdzenia w pomiara ch

laboratoryjnych.

■ Podczas zapisywania konfiguracji atomu miedzi zwracamy uwagę na fakt, że atom o konfiguracji elektrono

wej z całkowicie zapełnioną podpowłoką 3d (z 10 elektronami) oraz w połowie zapełnioną podpowłoką 4s

(z 1 elektronem) ma mniejszą energię niż atom o konfiguracji z częściowo z apełnioną podpowłoką 3d (z 9

elektronami) i całkowicie zapełnioną podpowłoką 4s (z 2 elektronami) : energia (3cf104s1) <energia (3d94s2).

* Najbliższym gazem szlachetnym poprzedzającym miedź jest argon.

Odpowiedź

* Pełny zapis konfiguracj i elekt ronowej: 29 u: 1s22s22p63s23p64s13c/10

■ Skrócony zapis konfiguracji elektronowej: 19Cu\ [kr]4s] 3d]0








32 ! II. STRUKTURA ATOMU - JĄDRO I ELEKTRONY

13. Konfiguracja elektronowa jonów

□ Zapis konfiguracji elektronowej

■ jon to drobina obdarzonaładunkiem elektrycznym.

■ Jony proste to drobiny z jednym jądrem atomo

wym, np. H +, Ch, 0 2~.

* jony złożone to drobiny z kilkoma jądrami atomo

wymi, np. S 042~, H30+.

i Zapisy konfiguracji elektronowej stosuje się do

określenia struktury zarówno obojętnych elektrycz

nie atomów, jak i jonów.

i Podczas zapisywania konfiguracji elektronowej

jonu należy post ępować tak samo, jak podczas

rozpisywania konfiguracji elektronowej atomu.

AtomLub jon H H

Zapis konfiguracji elektronowej

pełny skrócony

H- i ls2 -

He 2 ls2 •■■■“

LiH 3 ls2 [He]kationy metali 1. grupy układu okresowego pierwiastków mająkonfiguracje atomów poprzedzających gazów szlachetnych

O2’ 8 ls22s22p6 [Ne]

mm — —

9

......... 'ls22s22p6 [Ne] O

Ne

Na-

10 i ls22s22p6 [Ne] pięć drobin izoelektronowych

11 ls22s22p6 [Ne]

Mg2+ 12 ]s22s22p6 [Ne]

Fe2t 26 1s22s22p63s23p63d6 [Ar]3#

Fe3+ 26; ls22s22p63s23p63d5 [Ar]3d5podpowłoka d wypełniona w połowie tłumaczy większą trwa

łość jonów Fe3+w porównaniu z jonami Fe2+

Cu'1 29 ls22s22p63s23p63d10 [Ar]3d10

i jednojądrowe drobiny izoelektronowe mają taką samą liczbę elektronów, ale różną wartość promienia

atomowego lub jonowego. Rozmiar chmury elektronowej zależy w tym wypadku od ładunku jądra atomowego - im więcej protonów znajduje się w jądrze atomowym drobiny, tym wzajemne oddziaływanie chmury

elektronowej z jądrem jest silniejsze, czyli wartość promienia jonowego jest mniejsza.

Drobiny izoelektronowe o konfiguracji 1s22s22p6

,Ne

10 e"

,Na

10 e~

,Mg2

Konfiguracja elektronowa obojętnych atomów:

1s22s22p4 '\s22s22ps 1s22s22p63s1 1s22s22p63s2


13. Konfiguracja elektronowa jonów ] 33

O Przykład 1.

Oceń słuszność stwierdzenia.

Zapisując skróconą konfigurację elektronową jonów, wystarczy w nawiasie kwadratowym napisać symbol gazu

szlachetnego - w przypadku kationów - poprzedzającego, a w przypadku anionów - znajdującego się dalejw układzie okresowym pierwiastków chemicznych.

Rozwiązanie

Podczas zapisywania konfiguracji elektronowej kationów pierwiastków bloku d należy pamiętać, że zazwyczaj,

oprócz fragmentu pochodzącego od atomu poprzedzającego gazu szlachetnego, występują w niej jeszcze

elektrony z orbitalu d. Przykładem może być konfiguracja kationu cynku Zn2+: [Ar]3d10.

Odpowiedź: Przedstawione stwierdzenie jest słuszne dla anionów i dużej części kationów, ale nie dla wszystkich.

□ Przykład 2.

Jakiej drobiny dotyczy zapis konfiguracji elektronowej: ls22s22p63s23p6?

A. Kationu.

B. Anionu.

C. Atomu.

D. Nie da się tego stwierdzić.

Rozwiązanie

■ Reguły zapisywania konfiguracji elektronowej pozwa lają określić taką konfigurację drobiny o określonej licz

bie elektronów, dla której energia elektronów będzie możliwie najmniejsza. Drobiną tą może być zarównoatom, jak ijon.

■ Na podstawie zapisu konfiguracji elektronowej l s22s22p63s23p6możem y stwierdzić, że rozważana drobinama 18 elektronów.

■ Taką konfigurację ( liczbę elektronów) może mieć: atom argonu Ar (18 p+oraz 18 e_), anion siarczkowy S2_

(16 p+oraz 18 e~), anion chlorkowy Ch (17 p+oraz 18 e“), kation potasu K+(19 p+oraz 18 e~).

■ Bez dodatkowych informacji nie można w tym przypadku stwierdzić, jaką drobinę opisuje podana konfigu

racja elektronowa.

Odpowiedź: D

□ Przykład 3.

Oceń słuszność stwierdzenia.

Wszystkie jony zaznaczone kolorem na fragmencie układu okresowego pierwiastków chemicznych są względem

siebie izoelektronowe.

1 18

H~2 13 14 15 16 17

He

L i+ Be2+ N32s22p6

O2“2s22p6

F“2s22p6

Ne

Na+2s22p6

Mg2'2v'7p'

Al3'IV?:?-

P33s23p6

S2 '3s23p5

c r3s23p6

Ar

Rozwiązanie

■ Jony izoelektronowe to jony, które mają taką samą liczbę wszystkich elektronów.

■ Jony izoelektronowe to: N3_, O2-, F-, Na+, Mg2+, Al3+mające konfigurację atomu neonu oraz jony: P3~, S2~,

Ch mające konfigurację atomu argonu.

■ Konfiguracja pokazana w układzie okresowym dotyczy jedynie elektronów walencyjnych.

Odpowiedź: Stwierdzenie jest fałszywe, ponieważ jony zaznaczone kolorem tworzą dwie grupy jonów izoelek

tronowych. Grupy te różnią się obecnością jednej powłoki elektronowej.








34 | II. STRUKTURA ATOMU - JĄDRO I ELEKTRONY

14. Elektrony walencyjne

I Elektrony walencyjne atomu

Elektrony walenc yjne to elektrony znajdujące się w najbardziej zewnętrznych podpowłokach atomu.

15P: [Ne] 3s23p3

Elektrony walencyjne mają decydujący wpływ na właściwości chemiczne pierwiastków - z ich rozmieszczenia

na podpowłokach wynikają np. stopnie utlenienia pierwiastków, a także liczba i rodzaj tworzonych wiązań,

jeśli elektrony te znajdują się w więcej niż dwóch podpowłokach, do elek

tronów walencyjnych zalicza się jedynie elektrony z dwóch najbardziej ze

wnętrznych pod powłok.

Podczas przebiegu reakcji chemicznych tylko elektrony walencyjne biorą

udział w tworzeniu wiązań chemicznych. Pozostałe elektrony wraz z jądrem

atomowym stanowią rdzeń atomowy. Podczas reakcji chemicznych skład

rdzenia atomowego się nie zmienia.

elektrony 2 elektrony

rdzenia atomowego walencyjne

■ Elektrony walencyjne w zapisie konfiguracji elektronowejW celu określenia konfiguracji elektronowej oraz liczby elektronów walencyjnych atomu, można posługiwać

się ogólnym zapisem konfiguracji na podstawie układu okresowego pierwiastków.

Elektrony walencyjne atomów pierwiastków grup 1. i 2. znajdują się w orbitalach ns (n - numer p owłoki). Elek

trony walencyjne at omów pierwiastków z grup od 13. do 18. (z wyjątkiem helu) to elektrony ns oraz np. Atomy

pierwiastków prze jściowych (z grup od 3. do 12.) mają elektrony walencyjne w podpowłokach: ns oraz (n -1)d.

1 18

Układ okresowy pi erwiastków z podziałem

na bloki s, p oraz d 13 14 15 16 17

bloks

10 11 12

blok d

ns oraz (n - 1)d

blok p

ns oraz np

□ Przykład 1.Elektrony walencyjne atomów których pierwiastków można przedstawić w następujący sposób?

R 4l f l l 3 l t t lH l t l t mA.

2 E E G 3

20

Rozwiązanie

■ W zadaniu dla obu pierwiastków przedstawiono zapis jedynie elektronów walencyjnych. Najwyższe wartości

głównych liczb kwantowych (odpowiednio 2 i 4) oznaczają numery okresów, w których znajdują się oba

pierwiastki. Na podstawie tej informacji możemy sprawdzić, który gaz szlachetny poprzedza omawiane

pierwiastki.


14. Elektrony walencyjne 35

■ Zapis skrócony konfiguracji elektronowej dla pierwiastka z punktu A to: [He]2s22p3, natomiast dla pierwiastkaz punktu B to: [Ar]4s23d7.

■ Sumujemy elektrony rdzenia i elektrony walencyjne.

—W przypadku pierwiastka z punktu A: 2 e_ (z rdzenia atomowego) + 5“e^ (z powłoki walencyjnej ) = 7 e_;

- W przypadku pierwiastka z punktu B: 18 e~ (z rdzenia atomowego) + 9 e~ (z powłoki walencyjne j) = 27 e~.

* Liczba elektronów atomu jest równa liczbie protonów w jądrze.

Odp owiedź: Pierwiastek z punktu A to azot, a pierwiastek z punktu B to kobalt.

Pier- Blokwiastek konfigu

racyjny

Zapis konfiguracji elektronowej Wyrażenie opisujące elektrony

walencyjne

Hrokresu

(n)

Elektronywalencyjne

mmgrupypełny skrócony

3Li s ls22s! [Heps1 ns 2 2S1 1

ii Na s ls22s22p63s1 [Ne^s1 ns 3 Ss1 1

19K 5 ]s22s22p63s23p64s] [Ar]4s]ns 4

4si

120Ca s ls22s22p63s23p64s2 [Ar]4s2 ns 4 4s2 2

24Cr d ]s22s22p63s23p64s]3d5 [Ar^sPc/5 ns (n -1)d 4- . 4s']3d5 6

25Mn d ls22s22p63s23/?64s23c/5 [Ar]4s23d5 ns (n -1 )d 4 4s23d5 7

29Cu d 1s22s22p63s23p64s] 3d]0 [Ar]4s13c710 ns (n -1 )d 4 4snd™ 11

30Zn d ]s22s22p63s23p64s23d]0 [Arj4s234i0 ns (n -1 )d : 4 4s23d10 12

34$e p

_ ^ | V ls22s22jt?63s23p64s23 d]04pĄ

ls22s22p63s23p64s23d104p5

[Ar]4s23c/104p4

[Ar]4s23d104p5

ns np

ns np

4

4

4s24pĄ

4 s24p5

16

17

■ Zadania

•• Zadanie 1. Pełny zapis konfiguracji elektronowej atomu pewnego pierwiastka jest następujący:1s22s22p63s23p64s23d]°.

W którym zapisie konfiguracji właściwie oddzielono rdzeń atomowy od elektronów walencyjnych?


□ A. [l s22s2] 2p63s23p64s23d10

i I B. [ls22s22j)6] 3s23p64s23d10

j |C. [ls22s22p63s2] 3p64s23d10

j i D. [ls 22s22p63s23p6] 4s23d10

•• Zadanie 2. Poniżej zapisano konfiguracje elektronowe atomów dwóch różnych pierwiastków.

Atom I: ls22s22p63s23p4

Atom II: [Ar]4s23d104p5

Uzupełnij zdania, tak aby były prawdziwe,

i Zaznacz w każdym zdaniu odpowiedn ią liczbą.

[ I. Atom I ma 4 / 5 / 6 elektronów walencyjnych.

II. Atom II ma 5 / 7 / 17 elektronów walencyjnych.

• Zadanie 3. Zaznacz poprawne dokończenie zdania.

W atomie o konfiguracji elektronowej ls22s22p3elektrony walencyjne

L J A. zajmują jedną podpowłokę.

0 B. to elektrony drugiej powłoki.

0 C. są elektronami sparowanymi.

Q D. mają jednakową orientację spinu.








15. Budowa atomu a układ okresowy

pierwiastków chemicznych

■ Budowa układu okresowego pierwiastków chemicznychUkład okresowy pierwiastków chemicznych to zestawienie wszystkich pierwiastków chemicznych w postaci

tabeli. Pierwiastki są w nim uporządkowane według zwiększającej się liczby atomowej (Z).

Prawo okresowości

Właściwości pierwiastków chemicznych uporządkowanych według zwiększającej się liczby atomowej zmieniają

się w sposób okresowy (periodyczny).

□ Grupy układu okresowegoGrupy to kolumny w układzie okresowym (numery od 1do 18). Nazwy grup pochodzą najczęściej od nazwy pierwiastka

o najmniejszej liczbie atomowej, np. grupa 2. - berylowce, 13. - borowce, 17. -fluorowce , 18. - helowce. Osobno

umieszcza się pierwiastki o liczbach atomowych od 58 do 71, tzw. lantanowce, oraz od 90 do 103, tzw. aktynowce.

36 ! II. STRUKTURA ATOMU - JĄDRO I ELEKTRONY ____________________

La nta nówce

> Aktynowce

□ Okresy układu okresowego

Okresy to rzędy w układzie okresowym (numery od 1 do 7).

■ Informacje dotyczące budowy atomu pierwiastka, które można odczytaćz układu okresowego pierwiastków chemicznych

□ Liczba protonów i elektronówPierwiastki w układzie okresowym zostały ułożone według zwiększającej się liczby atomowej, która jest jedno

cześnie liczbą porządkową pi erwiastka i określa jego położenie w układzie. Liczba atomowa informuje o liczbie

protonów i jednocześnie o liczbie elektronów w atomie, jeżeli pierwiastek zajmuje 12. pozycję w układzie

okresowym, oznacza to, że jego liczba atomowa wynosi 12, liczba protonów = 12 i liczba elektronów = 12.

□ Liczba elektronów walencyjnychPierwiastki należące do tej samej grupy układu okresowego mają charakterystyczną konfigurację powłoki wa

lencyjnej oraz identyczną liczbę elektronów walencyjnych. N umer grupy, w której znajduje się pierwiastek,

wskazuje na liczbę jego elektronów walencyjnych. Dla grup 1. i 2. liczba elektronów walencyjnych równa się

numerowi grupy, dla grup od 13. do 18. z kolei odpowiada cyfrze jedności w numerze grupy.


15. Budowa atomu a układ okresowy pierwiastków chemicznych 37

□ Liczba powłok elektronowychLiczba powłok elektronowych w atomie pierwiastka jest równa numerowi okresu, w którym znajduje się tenpierwiastek.

1\

4\

Atom potasu ma1elektron walencyjny.

Potas jest 19. pierwiastkiemw układzie okresowym.- Liczba protonów wynosi 19.-Liczba elektronów wynosi 19.

i Elektrony w atomie potasu zajmują4 powłoki elektronowe.

19K: ls22s22p63s23p64s]

*1 elektron walencyjny jest w czwartej

powłoce orbitalu typu s.19K: [Arpłs1

i Wszystkie elektrony w atomie potasusą sparowane z wyjątkiem elektronuwalencyjnego:

E l H U M H H M U [0Is 2s 2p 3s 3p 4s

■ Zmiany w rozmiarach promienia atomowego pierwiastków na tle układu j

okresowego pierwiastków chemicznychPromień atomowy pierwiastków należących do tego samego okresu układu okresowego pierwiastków zmniejsza

się w miarę zwiększania się liczby atomowej. Dzieje się tak, ponieważ wraz ze zwiększaniem się jądra zwiększa

się jego ładunek i elektrony są przyciągane z większą siłą. Promień at omowy pierw iastków należących do tej

samej grupy zwiększa się wraz ze zwiększaniem się liczby atomowej w wyniku obsadzania przez elektronykolejnych powłok elektronowych.

Okresowa zmienność promieni atomowych p ierwiastków chemicznych

3 0 0 -i

Liczba atomowa

O Przykład 1.


Atomy wszystkich pierwiastków należących do 3. okresu mają

A. 3 elektrony. B. 3 elektrony walencyjne . C. 3 powłoki elektronowe. D. 3 protony.

Rozwiązanie

Numer okresu, w którym znajduje się pierwiastek, jest równy liczbie powłok elektronowych w atomie tego

pierwiastka. Atomy wszystkich pierwiastków należących do 3. okresu mają 3 powłoki elektronowe.i

j Odpowiedź: C








38 II. STRUKTURA ATOMU - JĄDRO I ELEKTRONY

Zależności między budową atomu a położeniem pierwiastkaw układzie okresowym pierwiastków chemicznych

Zwiększanie promienia atomowego

Zwiększanie liczby protonów i elektronów w atomie

1 18

1 iH ,H e

2 13 14 15 16 17

2 3Li .B e oB s C , N 8o j B j i . N e

3 „ N a « M g „A l „ S i 1SP ,oS „C l ,8Ar

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

4 ,SK 2oCa 21S c 22T l 2oV 24Cr ooM n 25 Fe 27CO 28N i 20C u 20Zn 3,Ga 32Ge 33A S 24Se 35Br 40Kr

5 „R b . o S r „Y «Z r 4, Nb „ Mo 4jTC o.Ru 4i Rh lbPd 47Ag , sCd is la w Sn 54Sb 52Te i l l , , X e

6 ib C s 06 Ba 57La „H f isTa « w 75Re 70Os 77 Ir 78Pr ,8Au ooHg 81Tl£

S 8.1Bi 8. Po 05At . s R n

7 „F r soR® 89Ac 104Rf «a Db ’ooSg 107Bh ioo H s ,05Mt i ioDs « i R g i « C n 1.4 FI 1« Lv

r - -1

□ Przykład 2.

Promień atomowy siarki ma długość 104 •10-12 m.

Którą z proponowanych długości ma promień atomowy fosforu?

A. 48-10 -12m C. 98 -IC H2 m

B. 6 4 -l (H 2 m D. 110-10-12 m

Rozwiązanie

■ Fosfor znajduje się w tym samym okresie układu okresowego pierwiastków co siarka.

■ Promień atomowy pierwiastków tego samego okresu zmniejsza się w miarę zwiększania się liczby atomowej,

promień atomowy fosforu powinien być zatem większy od promienia atomowego siarki.

Odpowiedź: D

■ Zadania

• Zadan ie 1. Pierwiastki należące do tej samej grupy układu okresowego pierwiastków chemicznych mająwspólne pewne cechy budowy atomów, a także podobne niektóre właściwości fizyczne oraz chemiczne.

Zaznacz p oprawne dokończenie zdania.

Atomy wszystkich pierwiastków 2. grupy mają:

□ A. 2 elektrony.

[_] B. 2 protony.

[ j C. 2 powłoki elektronowe.

L j D. 2 elektrony walencyjne.

•• Zadanie 2. Atom pierwiastka E w stanie podstawowym ma konfigurację elektronową: ls22s22p63s].

Oceń prawdziwość każdego zdania.


I j Liczba atomowa pierwiastka E jest równa 11. P / F

Pierwiastek E znajduje się w 4. okresie układu okresowego pierwiastków chemicznych. P / F

II I Pierwiastek E należy do 1. grupy układu okresowego pierwiastków chemicznych. P / F


Sprawdzian po dziale II 39

Sprawdzian po dziale II

••• Zadanie 1. Wykres przedstawia zależność maksymalnej liczby elektronówod numeru powłoki dla nuklidu ^ E.

Zaznacz poprawną odpowiedź i zapisz uzasadnienie.

Czy punkty na przedstawionym wy

kresie należy połączyć linią?

1 IA. Tak.

I 1B. Nie.

• Zadanie 2. Uzupełnij zdanie, tak aby było prawdziwe.

Wstaw w każdą lukę odpowiednią liczbę wybraną z podanych.

Numer powłoki

2. ■3. ■4. ■5. ■ 6. ■7.

Atom pierwiastka o konfiguracji elektronowej : ls22s22/963s23^64s13z/5znajduje się w

w ____________ grupie układu okresowego pierwiastków chemicznych..okresie oraz

•• Zadanie 3. Na diagramie poziomów energetycznych zapisano konfigurację elektronów walencyjnych atomu

pewnego pierwiastka E.



2EEH

■20

Pierwiastek E należy do bloku konfiguracyjnego p układu okresowego pierwiastków. P / F

Pierwiastek E w związkach z wodorem ma III stopień utlenienia. P / F

Pierwiastek E jest położony w 13. grupie układu okresowego pierwiastków. P / F

IV Atom pierwiastka E ma łącznie 7 elektronów. P/ F

••• Zada nie^. Deuter jest jednym z izotopów wodoru oznaczanym jako jD. Uczestniczy on w identycznychreakcjach i tworzy analogiczne związki chemiczne jak prot ]H, np. analogi wody: D20 oraz HDO.

Właściwości fizyczne cząsteczek, w których występuje deuter, są inne niż cząstek zbudowanych tylko z protu.

Uporządkuj cząsteczki H20, D20 oraz HDO według wzrastających wartości: masy cząsteczkowej, masyl dm3

cieczy (w 20°C) oraz ciepła parowania cieczy.

Wstaw w każdą lukę odpowiedni wzór sumaryczny.

masa cząsteczkowa

masa 1dm3cieczy (w 20°C)

ciepło parowania

H20 ■ D20 * HDO

< _______

< _______

<

•• Zadanie 5. Zaznacz wszystkie poprawne odpowiedzi.

Który szereg poprawnie obrazuje zmniejszanie promienia atomowego lub jonowego?

□ A. Na > Li > H □ C. O2- > S2“ > Se2“ E. Cu > Cu+ > Cu2+

□ B. O2“ >o- >O H D. P > P- > P2-








III. Wiązania chemiczne

16. Kationy i aniony

| ■ Reguła helowca

Reguła helowca

Atomy, łącząc się w cząsteczki, dążą do uzyskania trwałej konfiguracji walencyjnej atomu najbliższego gazu

szlachetnego (helowca) w układzie okresowym pierwiastków chemicznych.

□ Atomy helowców (pierwiast ków 18. grupy) mają po 8 elektronów walencyjnych (oktet elektronowy), z wy

jątkiem atomów helu, które mają po 2 elektrony w ostatniej powłoce (dublet elektronowy).

2He: 1s2S-'

(2 elektrony walencyjne - dublet elektronowy)

10Ne: 1s22s22p6

(8 elektronów walencyjnych - oktet elektronowy)

lgAr: 1s22s22p63s23p6

(8 elektronów walencyjnych - oktet elektronowy)

Atomy mogą uzyskać konfigurację gazu szlachetnego w wyn iku:

■ oddania lub przyjęcia elektronów walencyjnych;

■ uwspólnienia elektronów walencyjnych.

Atomy metali bloku s, aby uzyskać konfigurację atomu najbliższego gazu szlachetnego, oddają wszystkie elektrony walencyjne i tworzą kationy, a atomy niemetal i przyjmują elektrony do ostatniej powłoki i tworzą aniony.

Sposoby uzyskiwania konfiguracji atomu gazu szlachetnego przez atomy wybranych pierwiastków

Symbol pierwiastka Li Mg 0 Cl

Symbol gazu szlachetnego, którego konfigurację chce osiągnąćatom danego pierwiastka

He Ne Ne Ar

Konfiguracja atomu pierwiastka ls22s’ ls22s22p63s2 1s22s22p4 1s27 s22 p 6.3s23 5

Konfiguracja atomu gazuszlachetnego

ls2 ls22s22p6 ls22s22p6 ls22s22p63s23p6

Sposób uzyskania konfiguracjigazu szlachetnego

oddaje1elektron

oddaje2 elektrony

przyjmuje2 elektrony

przyjmuje1elektron

Rodzaj pierwiastka metal metal niemetal niemetal

Utworzony jon : kation kation anion anion

Ładunek jonu jednododatni:Li+

dwudodatni:Mg2+

dwuujemny:O2

jednoujemny:ci-


16. Kationy i aniony | 41

■ Kationy

■jonizacja to proces tworzenia jonów z atomów

pierwiastków chemicznych w wyniku oddania lub

przyjęcia elektronów.

■ Kationy to jony naładowane dodatnio. Powstają

w wyniku oderwania jednego bądź kilku elektronów

od atomu.

■ Energia jonizacji to energia potrzebna do usunięcia

elektronu z atomu pierwiastka,

jednostka energii jonizacji:

atom mol atomó w

atom +energ ia jonizacji —>■kation +e lektron

i *. Ł - j - en erg ia jo ni za cj i

-------------------------------->- Ł , t *. - L

Na Na+ e~atom sodu kation sodu elektron

Promień kationu jest zawsze mniejszy od promienia atomu, z którego powstał. Oderwanie elektronu (elektro

nów) powoduje zmniejszeni e odpychających oddziaływań między elektronami, czego skutkiem jest zmniejszenie

chmury elektronowej.

Energia jonizacji zależy od:

■ odległości elektronu od jądra atomowego (im elektron znajduje się bliżej jądra, tym większej energii potrzeba

do usunięcia elektronu),

■ efektywnego ładunku jądra (na elektron walencyjny działa nie tylko dodatni ładunek jądra atomowego, ale

wpływają też ujemne ładunki innych elektronów).

W atomie wieloelektronowym po usunięciu elektronu najsłabiej przyciąganego przez jądro (pie rwsza energia

jonizacji Ej1) mogą być usuwane następne elektrony (druga energia jonizacji Ej11, trzecia energia jonizacji Ej111

itd.). Między kolejnymi energiami jonizacji istnieje zależność:

£•' < £■" < £-m < £ IVCJ CJ CJ Ł J

Najmniejsza jest zawsze pierwsza energia jonizacji, ponieważ po usunięciu pierwszego elektronu atom staje

się kationem jednododatnim i coraz trudniej usunąć kolejny elektron. Ponadto promień kationu jest mniejszy

od promienia atomu, elektrony są zatem coraz silniej przyciągane przez jądro.

□ Przykład 1.


Najmniejszej energii potrzeba, aby w procesie jonizacji obojętnie elektrycznego atomu usunąć elektron z powłoki

A. pierwszej. C. trzeciej.

B. drugiej. D- czwartej.

Rozw iązan ie: Im dalej od jądra jest elektron, tym siła oddziaływan ia elektrostatycznego między jądrem a tym

elektronem jest mniejsza. Elektrony powłoki czwartej znajdują się w największej odległości od jądra atomo

wego, są z nim zatem najsłabiej związane. Wobec tego najmniejszej energii trzeba użyć, aby usunąć elektron

z czwartej powłoki.

Odpowiedź: D








42 | III. WIĄZANIA CHEMICZNE

I Zmiana energii jonizacji w układzie okresowym pierwiastkówW obrębie okresu energia jonizacji zwykle zwiększa się w miarę zwiększania się liczby atomowej. Energia joni

zacji przyjmuje najmniejsze wartości dla pierwiastków o największym promieniu atomowym, czyli dla litowców.

Pierwsza energia jonizacji pierwiastków 2. i 3. okresu

20

10

Liczba at omowa

15 20

♦ okres drugi

■ okres trzeci

W obręb ie grupy w układzie okresowym stwierdza się zazwyczaj zmniejszanie energii jonizacji w miarę zwięk

szania się liczby atomowej.

Pierwsza energia jonizacji metali 1. i 2. grupy

6 -

'= 3

20 40 60 80 100

Liczba atomowa

■ grupa pierwsza

grupa druga


16. Kationy i aniony 43

I AnionyAniony to jony naładowane ujemnie. Powstają

w wyniku przyjęcia przez atom jednego lub kilku

elektronów.

■ Energia powinowactwa elektrono wego to energia

oddawana przez atom podczas przyłączania elek

tronu przy tworzeniu jonu ujemnego,

jednostka energii powinowactwa elektronowego:

eV , , kJ

atomlub

mol atomów

atom +elektron —>anion +energia powinowactwa elektronowego

+ ¡iP*

energia

-j- powinowactwaelektronowego

Cl

atom chloru

e~elektron

.4,

cranion chlorkowy

Anion jest zawsze większy od atomu, z którego powstał. Dołączenie dodatkowego elektronu (elektronów)

powoduje zwiększenie odpychających oddziaływań między wszystkimi elektronami, a tym samym zwiększenie

rozmiarów chmury elektronowej.

Zmiany energii powinowactwa elektronowego w układzie okresowym

lnie największe wartości energii powinowactwa elektronowego

mają atomy pierwiastków w prawej górnej części układu okresowego.

Przyłączany elektron zajmuje w atomach tych pierwiastków orbital

p, który znajduje się blisko jądra o dużym ładunku i jest przez nie

silnie przyciągany.

Atom może przyłączyć więcej niż 1 elektron. Energia uwolniona w

wyniku przyłączenia pierwszego elektronu nosi nazwę pierwszej energii powinowa ctwa elektronowego, a dodatkowa energia wydzielona

wskutek przyłączenia drugiego elektronu to druga energia powino

wactwa elektronowego. Na wartość energii powinowactwa elektrono

wego mają wpływ takie same czynniki jak na wartość energii jonizacji.

Wartości energii powinowactwa elektronowego atomów pierwiastków 17. grupy

Nazwapierwiastka

fluor

Energia powinowactwaelektronowego, eV/atom

3,4

chlor 3,6

brom 3,4

jod 3,05

astat 2,8

□ Przykład 2.

Podaj nazwę helowca, którego konfigurację powłoki walencyjnej starają się uzyskać atomy magnezu.

Rozwiązanie

Konfiguracja atomu magnezu to l s22s22/?63s2.

W at omie magnezu w powłoce walencyjnej znajdują się 2 e_, natomiast w przedostatniej 8 e~. Atom magnezu,

oddając 2 e-, staje się jonem dodat nim (kationem M g2+) i uzyskuje konfigurację atomu neonu.

i2Mg -> 12Mg2++2e-

12Mg2+: ls22s22p6= ioNe: ls22s22p6 Kation magnezu jest izoelektronowy z atomem neonu.

Odpowiedź : Atomy magnezu uzyskują konfigurację atomów neonu.








44 III. WIĄZANIA CHEMICZNE

17. Wzory chemiczne cząsteczek

■ Sposoby przedstawiania cząsteczek■ Wzór sumaryczny służy do zobrazowania liczby po

szczególnych atomów znajdujących się w cząstecz

ce związku chemicznego, np. Cl2, H2SO3, C3H8.

Niektóre związki chemiczne mają identyczny wzór

sumaryczny, ale różnią się budową, a więc również

wzorem strukturalnym. Nazywamy je izomerami.

* Wzór strukturalny cząsteczki pokazuje jej strukturę,

czyli wszystkie występujące w niej wiązania.

We wzorze strukturalnym pomija się obecność wol

nych par elektronowych atomów. Każdą wiążącą parę

elektronową oznacza się pojedynczą kreską.

■ Wzór półstrukturalny (grupowy) przedstawia struk

turę cząsteczek organicznych.

Wiązania są pokazane w sposób jawny jedynie w głów

nym łańcuchu węglowodorowym.

■ Wzór uproszczony (szkieletowy wzór strukturalny)

stosuje się w chemii organicznej w celu pokazania

kształtu cząsteczki, w tym kątów między wiązaniami.

W takim wzorze nie uwidacznia się atomów węgla

oraz związanych z nimi atomów wodoru. Założenie

jest takie, że atomy węgla znajdują się na przecięciu

dwóch linii (czyli wiązań) i na końcu każdej linii.

Wzór sumaryczny(rozwinięty)

Wzór strukturalny

H H HI I !

H - C - C - C - HI 1 I :H H H :

C2HgO(c2h50H)

C/jHsC(C3H7COOH)

H HI I

H - C - C - O - H; 1 I-.H H

H H HI I I P

H - C - O - O - CI I I O —HH H H

Wzór półstrukturalny

c h 3- c h 2- c h 3

Wzór uproszczony

ch3- c h2- oh

ch 3—ch2—ch2-co oh

Wzór elektro nowy Lewisa pokazuje, w jaki sposób są uporządkowane elektrony walencyjne w obrębie czą

steczki. Jest on podobny do wzoru s trukturalnego, z tym że zaznacza się w nim zarówno elektrony wiążące,

jak i wolne pary elektronowe (elektrony niewiążące). Pary elektronowe można oznaczać za pomocą kropek

(ewentualnie krzyżyków) - wzór kropkowy, lub kresek - wzór kreskowy.

Wzór kreskowy cząsteczki chloru Wzór kropkowy cząsteczki chloru

□ Reguły rysowania wzorów elektronowychAby poprawnie narysować wzór elektronowy cząsteczki zbudowanej z atomów bloków s i p, należy kolejno:

■ określić elektrony walencyjne atomów tworzących cząsteczkę;

■ rozplanować pozycje atomów uczestniczących w wiązaniu i narysować dookoła nich elektrony walencyjne;

■ obliczyć liczbę brakujących elektronów każdego z atomów do osiągnięcia konfiguracji atomu gazu

szlachetnego;

■ uwspólnić liczbę elektronów, aby każdy atom miał walencyjną konfigurację elektronową atomu helowca, czyli

8 lub 2 elektrony (wodór). Należy pamiętać, że uwspólnienie jest zawsze obopólne, co oznacza, że elektrony

wspólne są dzielone między oba atomy;

■ przerysować strukturę w ten sposób, aby wolne pary elektronowe, które mają naturalną tendencję do wza

jemnego odpychania się, były rozmieszczone możliwie najdalej od siebie;

■ wzór kropkowy zamienić na kreskowy, tak aby każda para elektronów była zastąpiona przez jedną kreskę.


17. Wzory chemiczne cząsteczek I 45

□ Wzory elektronowe wybranych cząsteczek

HWH ) H-H

iA, H — c i i

iN=N i

H

H-C-HI

H

Zgodnie z regułą helowca wiązania chemiczne są skutkiem tendencji atomów do osiągnięcia konfiguracji ato

mu gazu szlachetnego - ośmiu (oktet elektronowy) lub dwóch (dublet elektronowy) e lektronów (w przypadku

wodoru, litu czy berylu) w ostatniej powłoce.

□ Przykład 1.Narysuj wzory elektronowe - kropkowy i kreskowy - amoniaku. Podaj liczbę elektronów walencyjnych wszystkich

atomów cząsteczki, liczbę elektronów biorących udział w wiązaniach chemicznych oraz liczbę wolnych par

elektronowych występujących w cząsteczce amoniaku.


■ Wzór sumaryczny amoniaku to N H3. Każdy atom wodoru ma 1 elektron, a atom azotu - 5 elektronów

walencyjnych, co w sumie daje: 3 •1 e_ +5 e_ =8 elektronów walencyjnych.

■ Atomy dążą do osiągnięcia konfiguracji atomów gazów szlachetnych, czyli dubletu elektronowego (atomy

wodoru) oraz oktetu elektronowego (atom azotu).

■ Liczba elektronów biorących udział w wiązaniach jest równa 6. Atom azotu ponadto ma jedną wolną parę

elektronową.

■ Wzór kropkowy cząsteczki amoniaku to ■Wzór kreskowy cząsteczki amoniaku to

N

□ Symbolika wzorów kreskowych

Symhnl wiązania LiczKi e w wiązaniu

X X

X X

X X

X~ Z

X ^ Z

i...

Przykład

H2

Znaczenie

O,

NhL

HCl

wiązanie kowalencyjne pojedyncze

wiązanie kowalencyjne podwójne

wiązanie kowalencyjne potrójne

wiązanie koordynacyjne (donorowo-akceptorowe)(tylko jedno w podanym przykładzie)

wiązanie kowalencyjne spolaryzowane

□ Przykład 2.

[3]-radialen, odkryty w 1965 roku, ma strukturę chemiczną:

Narysuj kropkowy wzór elektronowy [3]-radialenu oraz podaj jego wzór sumaryczny.

Rozwiązanie

■ Przerysowujemy wzór uproszczony na wzór strukturalny (ujawniamy wszystkie atomy

węgla i wodoru występujące w strukturze).

Hs /HC

C/ \

■C— /H

H








46 Ili. WIĄZANIA CHEMICZNE

■ Następnie każdą kreskę symbolizującą wiązanie przekształcamy w dwie kropki sym- ibolizujące parę elektronową. Z tak narysowanej struktury wynika, że każdy atom węgla :: j

ma oktet elektronów, a każdy atom wodoru - dublet, żaden z atomów nie ma więc jwolnej pary elektronowej. j

Odpowiedź: Wzór sumaryczny [3]-radialenu to C6H6. H H j

j□ Przykład 3. |

Który wzór strukturalny przedstawia najbardziej poprawną strukturę tlenku węgla (IV) ? W których strukturach j

atomy spełni ają regułę oktetu? I

A.iÓ=C=Ói B. iÓ=0=Ó C. (O—C=Oi D. iC-OÔ i E.iO-0 =C i j

Rozwiązanie j

■ Po narysowaniu wzoru kropkowego stwierdzamy, że najbardziej poprawną strukturą, zapewniającą zarówno j

oktet elektronowy wszystkim atomom, jak i odpowiednie stopnie utlenienia atomów (-11 dla atomów tlenu j

oraz IV dla atomu węgla), jest wzór przedstawiony w punkcie A. j

■ Aby odpowiedzieć na pytanie, w których strukturach atomy spełniają regułę oktetu, liczymykreskioznaczające I

wiązan ia oraz wolne pary elektronowe dookoła każdego atomu. j

Odpowiedź : Najbardziej poprawną strukturę tlenku węgla(IV) przedstawia wzórw punkcie A.Regułę oktetu j

spełnia ją wszystkie atomy we wszystkich strukturach od punktu A do E. I

■ Wyjątki od reguły helowca

□ Związki o niepełnym oktecie (hipowalencyjne)Związki chemiczne, w których nie wszystkie atomy osiągają konfigurację atomu gazu szlachetnego w wyniku

utworzenia wiązania chemicznego, nie spełniają reguły helowca. Typowymi przykładami są tu związki pier

wiastków 13. grupy - boru i glinu. Atomy tych pierwiastków mają po 3 elektrony walencyjne. Tworzą więc 3

wiązania kowalencyjne i osiągają w ten sposób sekstet (6) elektronów w powłoce walencyjnej.

Wzory elektronowe BH3

H H i H H ) H - B - H

H

Wzory elektronowe BF3

: F H B H F : j i F - B - F i

" l “

ipi

□ Związki o rozszerzonym oktecie (hiperwalencyjne)Atomy pierwiastków leżących w 3. i kolejnych okresach układu okresowego pierwiastków rozbudowują orbitale

d. W przypadku niezapełni onego do końca (lub pustego) orbitalu d atomy tych pierwiastków mogą przyjmować

do swoich powłok więcej niż osiem elektronów, tworząc tak zwany oktet rozszerzony.

■ Wzór elektronowy SF6

W cząsteczce SF6 do rozdysponowania jest 6 + 6 •(7) elektronów walencyjnych. Po przy

porządkowaniu ich do poszczególnych atomów i narysowaniu wzoru elektronowego okaże

się, że siarce należy przyporządkować aż 12 elektronów walencyjnych.

16S: ls22s22p63s23p4- do osiągnięcia oktetu atomowi siarki brakuje 2 elektronów. Siarka ma

elektrony w powłoce o głównej liczbie kwantowej o numerze 3: 3s2oraz 3pĄ,może zatem

również rozbudowywać podpowłokę 3d, która w atomie w stanie podstawowym jest pusta.

Pusty orbital 3d może być obsadzany kolejnymi elektronami - w przypadku cząsteczki SF5

atom siarki ma 2 elektrony w powłoce 3s, 6 elektronów w powłoce 3p oraz 4 dodatkowe

elektrony w pod powłoce 3d.

s F s

s F s


18. Elektroujemność | 47

18. Elektroujemność

■ Pojęcie elektroujemności

■ Elektroujemność to tendencja atomów do przyciągania.elektronów tworzących wiązanie chemiczne.

Na wartość elektroujemności pierwiastka mają wpływ:

■ liczba protonów w atomie (im więcej protonów, tym silniej będą przyciągane elektrony);

■ promień atomu (im większy jest promień atomowy, tym siła przyciągania elektronów przez jądro atomowe jest mniejsza).

□ Zmiana elektroujemnościpierwiastków w układzieokresowym

Między wartościami elektroujem

ności pierwiastków, wyznaczanymi

różnymi metodami, występują nie

wielkie różnice, ale zmiany elektro- 'g

ujemności w układzie okresowym |

pierwiastków wykazują zawsze po- ~

dobne tendencje. 2-OJ

Niemetale mają zwykle większe. ■ l l • . . . OJ'

wartości elektroujemnoś ci niż w

metale. Wraz ze zwiększaniem ’1

się liczby atomowej pierwiastka $

elektrou jemność pierwias tków na- .ST

leżących do tego samego okresu m

zwiększa się, a do tej samej grupy

- zmniejsza się.

Największą wartość elektroujem

ności ma fluor (4,0), a najmniejszą

cez i frans (0,7).

□ Przykład 1.

Pierwiastki o symbolach: Na, Cs, Mg, Al, N, P, F uszereguj według ich zwiększającej się elektroujemności.

Rozwiązanie

Sposób I Jeśli mamy do dyspozycji skalę elektroujemności, to sprawdzamy wartości elektroujemności wszystkich pierwiastków i szeregujemy je zgodnie z poleceniem.

Sposób II

Jeśli mamy do dyspozycji układ okresowy pierwiastków, ale bez oznaczonych wartości elektroujemności, mo- j

żerny skorzystać z informacji, że elektroujemność pierwiastków zwiększa się od 1. do 17. grupy. Szeregujemy

więc pierwiastki, zaczynając od 1. grupy.

■ 1. grupa: Na, Cs - im mniejszy numer okresu, tym elektroujemność jest większa. Cs ma mniejszą elektro

ujemność niż Na.

■ 2. grupa: Mg.

■ 13. grupa: Al.

■ 15. grupa: N, P - im mniejszy numer okresu, tym elektroujemność jest większa. P ma mniejszą elektroujemność niż N.

■ 17. grupa: F.

Odpowiedź: Szereg pierwiastków uporządkowanych od najmniejszej do największej wartości elektroujemności

to: Cs, Na, Mg, Al, P, N, F.

Zwiększanie się elektroujemności

18

3Li

13

4B e

2,0

14

6 C

15 16 17,H e

,N e

0,9,N a

1,2

„M g ,3 A l

1,8 2.: 3,0,Si „ C l 18 A r

0,8nC a 31Ca , G e j A s . S e

2 8

i B r K r

,R b . I n i S n

1951Sb ,T e

2,554Ke

= C s ; B a .Tl , P b , B i

.-■.0,P o i A t ; R n

,R a









■ Elektroujemność a rodzaj wiązaniaTrójkąt wiązań jest diagramem klasyfikującym związki che

miczne pod względem rodzaju wiązania. Wiązania jonowe,

kowalencyjne i metaliczne są przypadkami granicznymi.

W większości związków chemicznych występują wią

zania o charakterze pośrednim. Z diagramu można

odczytać, jaki jest procent charakteru jonowego

wiązania.

Wierzchołki trójkąta stanowią 3 idealne wiązania

- w stu procentach kowalencyjne (niemetal +

ten sam niemetal), jonowe (metal +nieme

tal) i metaliczne (metal +ten sam lub inny

metal).

Wiązanie w stu procentach jonowe nie

istnieje. Każde wiązanie zaliczane jako

jonowe ma pewien udział wiązaniakowalencyjnego. Na boku trójką

ta między wiązaniem jonowym

a wiązaniem kowalencyjnymznajdu je się wiązan ie kowa- wiązanie. . , metalicznelencyjne spolaryzowane.

wiązanie jonowe

U F 8 0° ' ^

Li20 BeF2 59%

wiązaniekowalencyjne

■ Różnica elektroujemności wiążących się atomówRóżnica elektroujemności wiążących się atomów decyduje o rodzaju wiązania chemicznego:

■ jeśli różnica elektroujemności jest bardzo duża, czyli \&EN\ >1,7, to przeważa wiązanie jonowe,

■ jeśli różnica elektroujemności jest mała (|A£7V| <0,4), to przeważa wiązanie kowalencyjne,

■ jeśli\AEN\ przyjmuje wartości pośrednie 0,4<\AEN\ <1,7, to przeważa wiązanie kowalencyjne spolaryzowane.

□ Przykład 2.

Wyznac z różnicę elektroujemności, a następnie określ rodzaje wiązań w: F2, S0 2, Li20.


j Wzór sumaryczny Elektroujemność pierwiastków Różnica elektroujemności

----- .

Rodzaj wiązania j

F2F: 4,0 ¡4,0 - 4,0| =0 kowalencyjne j

1| S02 S: 2,5 0: 3,5 ¡2,5-3,5| = |-1,0| =1,0 kowalencyjne spolaryzowane |

Li20 Li: 1,0 0: 3,5 ¡1,0 - 3,51=|—2,51=2,5 j

jonowe j

Pierwiastki o dużej wartości elektroujemności mają istotny wpływ na właściwości cząsteczki, w której skład

wchodzą. Związki fluoroorganiczne, czyli takie, w których atom lub atomy wodoru zostały podstawione atomami

fluoru, są niezwykle cenione w przemyśle farmaceutycznym ze względu na swoje właściwości. Przykładem może

być popularny lek przeciwdepresyjny - Pro-

zac® (fluoksetyna). Mechanizm działania

tego leku polega na hamowaniu zwrotnego

wychwytu serotoniny. Jak wykazano, zastą

pienie trzech atomów wodoru atomami

fluoru spowodowało sześciokrotne zwięk

szenie potencjału cząsteczki do wychwytu

serotoniny w porównaniu z niepodstawio-

ną atomami fluoru cząsteczką macierzystą.

cząsteczka macierzysta Prozac®

Nazwa Proz ac® jest znakiem towarowym zastrzeżonym przez koncern farmaceutyczny Eli L illy and Company, Indianapolis, USA

więcej na WWW.ZDAS2.TO

19. Wiązanie jonowe j 49

19. Wiązanie jonowe

■ Tworzenie wiązania jonowego■ Wiązanie jonowe to elektrostatyczne przyciąganie

się kationów i anionów. Tworzy się między atomami

pierwiastków, które różnią się znac znie elektroujem-

nością (powyżej 1,7). Wspólna para elektronowa

obu wiążących się atomów zaczyna być tak silnie

przyciągana przez jądro bardziej elektroujemnego

atomu, że właściwie porusza się wokół tego jądra.

Atom pierwiastka, który traci elektrony, staje się katio

nem, natomiast atom, który zyskuje elektrony, staje

się anionem. Atomy obydwu pierwiastków zyskują

trwałą konfigurację atomu gazu szlachetnego. Po

wstałe różnoimlenne jony tworzą wiązanie j onowe.

□ Tworzenie wiązania jonowego w MgO

atom traci jedenlub kilka elektronów

i uzyskuje ładunek dodatni

atom otrzymuje jedenlub kilka elektronów

i uzyskuje ładunek ujemny

Elektroujemność magnezu wvnosi 1,2. a tlenu i, 5

atom magnezu i atom tlenu kation magnezu i anion tlenu

■Sr

12Mg

atom magnezu oddaje 2elektrony walencyjne atomowi tlenu

2+

£ p -

«»■.

12Mg2+

8o2'tworzą się dwa trwałe jony

]2Mg: ls22s22p63s2 80: ls22s22p412Mg2+: ls22s22p6kation w powłoce walencyjnej uzyskał oktet

g02~: ls22s22p6anion w powłoce walencyjnej uzyskał oktet

Ig: [Ne] 3s2 80: [He] 2s22pĄ 12Mg2+:[Ne] g02~: [Ne]

konfiguracjapowłoki walencyjnej:

m3s2

konfiguracja powłokiwalencyjnej:

El rfimn2s2 2p4


El IttltlEl2s2 2p‘


El IttlttEl2s2 2p6

□ Wzory elektronowe substancji jonowychWzory elektronowe związków jonowych zapisuje się

bez użycia kreski, ponieważ budują one kryształy

jonowe, a w postaci pojedynczych cz ąsteczek wy

stępują bardzo rzadko - zazwyczaj w ekstremalnych

warunkach, np. w fazie gazowej.

Wzór sumaryczny Wzór strukturalny Wzór elektronowy

NaCl i [Na]'[C l]" j [Na]+[:Clf

MgO [Mg]2+[Op Mg]2+-fcOsT

CaCl- [Ca]2. [cir

[Cl]-[Ca]12+

k i ł


http://www.zdas2.to/







■ Właściwości związków jonowychZwiązki jonowe (w warunkach normalnych):

■ są twardymi ciałami stałymi;

■ mają wysokie wartości temperatury topnienia i wrzenia;

■ tworzą kryształy zbudowane z kationów i anionów w takim stosunku, aby kryształ był obojętny elektrycznie;

■ zwykle dobrze rozpuszczają się w wodzie, a bardzo słabo w rozpuszczalnikach niepolarnych;

■ w stanie stałym nie przewodzą prądu elektrycznego, natomiast w stanie ciekłym (stopione) oraz rozpusz

czone w wodzie stają się przewodnikami.

■ Kryształ jonowy■ Kryształ jonowy to kryształ, którego węzły sieci krysta

licznej są obsadzone przez jony dodatnie i ujemne.

W kryształach jonowych:

■ jony jednego znaku są otoczone jonami przeciwnego

znaku (ligandami) tak, aby ich liczba (liczba koordyna

cyjna) była możliwie największa;

■ jony tego samego znaku układają się tak, aby ener

gia ich odpychania elektrostatycznego była możliwie

najmniejsza.

O Przykład 1.

Z jakich drobin jest zbudowany kryształ chlorku litu LiCI?

Rozwiązanie

Wzórsumarycznychlorku litu

LiCI

Sieć przestrzenna chlorku sodu

e rNa+

Konfiguracja „ . . .. , Konfiguracja atomow

atomow i ui-• u. . . . najbliższych gazówbudujących . / . .Ul , :.. szlachetnych

chlorek litu i

3Li:[He]2s1 2He: ls2i

jony tworzące kryształ chlorku litu

atom litu, aby upodobnić się do atomu helu,oddaje 1elektron i tworzy kation Li+

17Cl: [Ne]3s23p5 18Ar: [Ne]3s23p6|

atom chloru, aby upodobnić się do atomuargonu, przyjmuje 1elektron i tworzy anion Cl-

Odpowiedź : Kryształ chlorku litu jest zbudowany z kationów 3Li+oraz anionów 17Ch\

□ Przykład 2.

Podczas tworzenia się związku jonowego następują przegrupowania elektronów w wiążących się atomach.


I. Każdy z atomów wapn ia oddaje 2 elektrony i staje się anionem.

II. Każdy z atomów chloru przyjmuje 2 elektrony do ostatniej powłoki.

III. A tomy wapnia oraz chloru upodabniają się do tego samego gazu szlachetnego.

P / F

P / F

P / F

Rozwiązanie

I. Atomy wapnia stają się kationami - Ca2+(mają niedom iar elektronów w stosunku do obojętnego atomu ).

II. Każdy z atomów chloru przyjmuje 1 elektron (ma nadmiar elektronów w stosunku do obojętnego atomu)i staje się anionem Cl-.

III. jony wapnia i chloru są izoelektronowe z atomem argonu.

Odpowiedź: I - F, II - F, III - P.


20. Wiązanie kowalencyjne | 51

20. Wiązanie kowalencyjne

■ Tworzenie wiązania kowalencyjnego _■ Wiązanie kowalencyjne (atomowe) to wiązanie utworzone przez wspólną parę elektronową pochodzącą od

obydwu łączących się atomów. Powstaje między atomami o dużej elektroujemności, które dążą do uzyskania

konfiguracji gazu szlachetnego i w tym celu tworzą jedną lub kilka wspólnych par elektronowych.

atomy mają identyczną elektroujemność

□ Podział wiązań kowalencyjnych ze względu na pochodzenie wiążącej pary elektronowej

wiązania, w których elektrony tworzące wspólnąparę elektronową pochodzą od obydwu

wiążących się atomów

wiązania, w których elektrony tworzące wspólnąparę elektronową pochodzą tylko od jednego

zwiążących się atomów (wiązanie koordynacyjne)

□ Tworzenie wiązania kowalencyjnego w cząsteczce H2

Atom wodoru

,1-1:Is 1


f f l

atom H

Atom wodoru

ThflS1


m

cząsteczka H2

atom H

uwspólnianie elektronów cząsteczka H2

i Aby uzyskać dublet elektronowy w powłoce, oba atomy ■W wyniku czołowego nałożenia się 2 orbitali typu s mię-tworzą wspólną parę elektronową. dzy atomami powstaje wiązanie a.

H - H

sKażdy z atomów uzyskał konfigurację elektronową atomu helu. ji Atomy uczestniczące w wiązaniu nie różnią się elektroujemnością, para elektronowa jest zatem uwspólniona w iden- j

tycznym stopniu przez oba atomy wodoru. j









□ Tworzenie wiązania kowalencyjnego w cząsteczce S2

Atom siarki

16S: ls22s22/563s23p4

konfiguracja powłoki walencyjnej:

Atom siarki

16S: ls22s22p63s23p4

konfiguracja powłoki walencyjnej:

n u u

cząsteczka S2

i Aby uzyskać oktet elektronowy w powłoce walencyjnej, oba atomy tworzą 2 pary elektronowez 4 niesparowanych elektronów.

i W wyniku czołowego nałożenia się orbitali typu p między atomami powstaje wiązanie a, a w wyniku bocznego

nałożenia się orbitali typu p między atomami powstaje wiązanie n.

ś= ś

i Każdy z atomów uzyskał konfigurację elektronową atomu argonu.i Atomy nie różnią się elektroujemnością, 2 pary elektronowe są zatem uwspólnione w identycznym stopniu przezoba atomy siarki.

□ Tworzenie wiązania kowalencyjnego w cząsteczce N2

Alom azotu Atom azotu

7N: 1s22s22p3 7N: ls 22s22p3

konfiguracja powłoki walencyjnej: konfiguracja powłoki walencyjnej:

iii) m m i HłJ U U U l

cząsteczka N2

■Aby uzyskać oktet elektronowy w powłoce walencyjnej, oba atomy tworzą 3 pary elektronowe z 6 niesparowanychelektronów.

■W wyniku czołowego nałożenia się orbitali typu p między atomami powstaje wiązanie <7, a w wyniku bocznegonałożenia się 2 par orbitali typu p między atomami powstają 2 wiązania jt.

mim ■Każdy z atomów uzyskał konfigurację elektronową atomu neonu.■Atomy nie różnią się elektroujemnością, 3 pary elektronowe są zatem uwspólnione w identycznym stopniu przez

oba atomy azotu.

■ Właściwości związków kowalencyjnychZwiązki o budowie kowalencyjnej:

■ w stanie stałym i ciekłym nie przewodzą prądu elektrycznego (w strukturze brak nośników prądu elektrycz

nego, jednym z wyjątków jest grafit);

■ rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych;

■ w stanie stałym mogą tworzyć kryształy kowalencyjne lub cząsteczkowe.


20. Wiązanie kowalencyjne 53

■ Kryształ kowalencyjny■ Kryształ kowalencyjny to kryształ, którego węzły sieci krystalicznej

są obsadzone przez atomy pierwiastków połączone wiązaniem ko

walencyjnym (np. diament).

Kryształy kowalencyjne:

■ są twarde (atomy są silnie związane z siecią krystaliczną);

■ są kruche (podczas uderzenia następuje przerwanie wiązania, a nie

jego deformacja);

■ mają wysokie wartości temperatury topnienia (duża energia wiązań);

« mają małe współczynniki rozszerzalności cieplnej.

Sieć przestrzenna diamentu

■ Kryształ cząsteczkowy■ Kryształ cząsteczkowy (molekularny) to kryształ, w którym poje

dyncze cząsteczki są utrzymywane w sieci krystalicznej w wyniku

oddziaływań międzycząsteczkowych, np. sił van der Waalsa.

Kryształy cząsteczkowe:

■ mają niskie wartości temperatur y topnienia (oddziaływan ia między-

cząsteczkowe są słabe);

■ są miękkie (cząsteczki mogą być przemieszczane z jednego poło

żenia w drugie).

Większość substancji, które w temperaturze pokojowej są gazami,

w bardzo niskiej temperaturze tworzy cząsteczkowe ciała stałe, np.

tlen, azot, metan, czterochlorek węgla. Ten typ kryształu występuje

częściej w związkach organicznych. Sieć przestrzenna jodu

□ Przykład 1.

Narysuj wzór elektronowy cząsteczki fosforu (P4).

Rozwiązanie: Konfiguracja elektronowa atomu fosforu to ls22s22p63s23p3.

Aby każdy atom fosforu mógł uzyskać konfigurację atomu gazu szlachetnego (brakuje mu 3 elektronów do

oktetu elektronowego w ostatniej powłoce), 4 atomy fosforu muszą utworzyć wiązania „każdy z każdym”.

Odpowiedź

P

■ Zadanie

•• Zadanie 1. Zaznacz poprawne dokończenie zdania.

W cząsteczce azotu między atomami tworzącymi wiązanie występuje / występują

[ |A. 2 wspólne elektrony.

l ] B. 4 wspólne elektrony.

C j C. 6 wspólnych elektronów.

F j D. 1para wspólnych elektronów.

L j E. 2 wspólne pary elektronowe.









21. Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane

■ Tworzenie wiązania kowalencyjnegospolaryzowanego

■ Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane to wiązanie,

w którym wiążąca para elektronowa została przesunięta

w kierunku atomu o większej elektroujemności. Powstaje

między atomami niemetali o niewielkiej różnicy elektro

ujemności (0,4 < \AEN\ < 1,7). Przesunięcie ładunkuwewnątrz cząsteczki powoduje, że staje się ona dipolem

o biegunach: dodatnim (<5+) w pobliżu atomu pierwiastka

o mniejszej elektroujemności oraz ujemnym (S~) w pobli- atom przyciąga atom przyciąga elektrony silniejżu atomu pierwiastka o większej elektroujemności. elektrony słabiej (ma większą elektroujemność)

□ Tworzenie wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego w cząsteczce HCl

!H: Is1 | 17CI: ls22s22p63s23/?5

konfiguracja powłoki walencyjnej: I konfiguracja powłoki walencyjnej:

m | m itntimelektroujemność wodoru: 2,1 j elektroujemność chloru: 3,0

cząsteczka HCl

■Oba atomy tworzą wspólną parę elektronową i uzyskują konfigurację gazu szlachetnego.

. C i s '

■W wyniku czołowego nałożenia się orbitali typu s i typu p między atomami powstaje wiązanie a.

ęi i " “

■Każdy z atomów uzyskał konfigurację elektronową atomu gazu szlachetnego: wodór - helu, chlor - argonu.»Atom y tworzące wiązanie różnią się elektroujemnością, wspólna para elektronowa jest zatem przesunięta w stronę

atomu chloru, który ma większą elektroujemność.

□ Tworzenie wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego w cząsteczce H2S

tHMs1 [ 16S: ls22s22p63s23p4

konfiguracja powłoki walencyjnej: | konfiguracja powłoki walencyjnej:

m |m ftirrmelektroujemność wodoru: 2,1 j elektroujemność siarki: 2,5

cząsteczka H2S

i Atom siarki tworzy 2 pary elektronowe ■W wyniku czołowego nałożenia się orbitali typu s i typup,z 2 atomami wodoru. między atomami wodoru i siarki powstają wiązania cr.

2<5-/UN

- h " ' v r r

i Każdy z atomów uzyskał konfigurację elektronową atomu gazu szlachetnego: wodór - helu, siarka - argonu,i Atomy różnią się elektroujemnością, wspólne pary elektronowe są zatem przesunięte w stronę atomu siarki,który ma większą elektroujemność.


21. Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane 55

■ Moment dipolowy■ Dipol (cząsteczka polarna, cząsteczka spolaryzowa- Momenty dipolowe wodorków pierwiastków 17. grupy

na) to cząsteczka, w której można wyróżnić biegun

dodatni (<5+) i biegun ujemny (§-).

■ Moment dipolowy (m) to iloczyn bezwzględnej war

tości ładunku elektrycznego, zawartego w jednym

z biegunów dipola, oraz odległości między bieguna

mi. jest miarą przesunięcia ładunku elektrycznego

między atomami w polarnej cząsteczce.

jednostka momentu dipolowego: Cm (kulombometr)

w układzie SI, w praktyce moment dipolowy mierzy się

w debajach (D). 1D =3,33564 •lO"30 C •m

■ Moment dipolowy cząsteczki to suma wektorowa

momentów dipolowych wszystkich wiązań polar

nych w cząsteczce.

□ Moment dipolowy a symetria cząsteczki■ Moment dipolowy cząsteczki zależy od jej symetrii. Cząsteczki o analogicznym wzorze sumarycznym, np.

C0 2i S0 2,mogą mieć różne momenty dipolowe. Cząsteczka C0 2ma budowę liniową i składowe momentów

dipolowych obu wiązań się znoszą. W cząsteczce S 0 2 kąt między wiązaniami O—S —O wynosi ok. 120°,

a składowe momentów dipolowych wiązań się sumują, dając wypadkową różną od 0.

c o 2 o = c = o s o 2< 1 >-

Al Pi

A =/T +fi2~ 0 A =OD jl =¡¿1+jj2* 0 //=1,7D

■ Wartości momentów dipolowych cząsteczek są źródłem informacji o ich strukturze, np. moment dipolowy

wody jest jednym z dowodów na jej kątową strukturę, natomiast zerowy moment dipolowy tlenku węgla(IV)

świadczy o liniowej budowie tej cząsteczki. j

■ Cząsteczki, które są dipolami, mogą oddziaływać siłami elektrostatycznymi z jonami lub innymi cząsteczkami j

o budowie polarnej. Subst ancje, których cząsteczki mają niezerowy mom ent dipolowy, trudniej się topią i są j

mniej lotne od tych, których cząsteczki są niepolarne. j

| ■ Właściwości związków polarnych

Związki polarne:

I ■ dobrze rozpuszczają się w rozpuszczalnikach polarnych;

■ te, które są cieczami, są dobrymi rozpuszczalnikami innych substancji polarnych i jonowych.

O Przykład 1.

| Moment dipolowy metanu wynosi a =0 D. Z danych spektroskopowych wynika, że składowa momentu dipo-

j lowego wiązań C— H wynosi 0,3 D.

j Zaznacz poprawne dokończenie zdania,

j Wartość a =0 D cząsteczki metanu oznacza, że

| A. momenty dipolowe wiązań się znoszą. C. cząsteczka metanu jest dipolem.

| B. metan wykazuje tendencję do tworzenia asocjatów. D. wiązania C— H nie są spolaryzowane.

i R o z w i ą z a n i e : Gdy momen t dipolowy cząsteczki równa sięO, a momenty dipolowe wiązań nie są równe 0,

j oznacza to, że momenty dipolowe wiązań wzajemniesię znoszą. Taka cząsteczka nie jest dipolem i nie ma

j właściwości cząsteczek polarnych.

| Odpowiedź: A

Ai

, . . ,, . Długość RóżnicaZwiązek Moment . . . . .. . . . . _. wiązania, elektroujemności

chemiczny dipolowy, D n . . . J K między atomami

HF 1,98 | 92 1 1,9

HCl 1,08 128 1 0,9

HBr 0,79 1 143 j 0,7

HI 0,38 1 162 1 0,4

¡2 - /1-1+/22+fi3+... +fin









22. Wiązanie koordynacyjne

■ Tworzenie wiązania koordynacyjnego■ Wiązanie koordynacyjne to rodzaj wiązania kowalencyjnego, w którym wiążąca para elektronowa pochodzi

tylko od jednego z atomów uczestniczących w wiązaniu.

■ Wiązanie koordynacyjne jest inaczej nazywane wiązaniem donorowo-akceptorowym. Atom d ostarczający

parę elektronową to donor, natomiast atom uwspólniający parę elektronową to akceptor pary elektronowej.

□ Tworzenie wiązania koordynacyjnego w jonie NH4+

Atom i kation wodoru Atom azotu

tH: Is1 j tn7is22s22p3

konfiguracjapowłoki walencyjnej: i konfiguracja powłoki walencyjnej:

m | ta mm j 1H+- nie ma elektronów i

jon NH4+

■Atom azotu ma 5 elektronów walencyjnych; 3 z nich wykorzystuje do tworzenia wiązań z atomem wodoru. W cząsteczce NH 3atom azotu ma wolnąparę elektronową.

■jon H+wcelu uzyskania dubletu elektronowego przyłącza się do cząsteczkiNH 3i staje się akceptorem pary elektronowej.

j W analogiczny sposób powstaje wiązanie koordynacyjne w jonie oksoniowym (hydroniowym) H30 +. J

j i| D Przykład 1. I

ji Narysuj elektronowy wzór kreskowy cząsteczki NH 3BF3. Oznac z odpowiednio wiązaniekoordynacyjne j

| w cząsteczce. j

j Rozwiązanie i odpowiedź |

j ■ Struktury wzorów elektronowych amoniaku ( NH 3) oraz fluorku boru (B F3) pokazują, że: j

I -w cząsteczce amoniaku atomy wodoru iatom azotu mają konfiguracje atomów gazów szlachetnych. Dodat- j

! kowo atom azotu ma jedną wolną parę elektronową, może zatem pełnić funkcję donora pary elektronowej; |

j -w cząsteczce fluorku boru atomy fluoru mają konfigurację atomu gazu szlachetnego, natomiast atom boru j

j ma niedobór elektronów (sekstet, czyli 6 elektronów), może więc pełnić funkcję akceptora pary elektronowej, j

j ■ Proces powstawania wiązania w cząsteczce NH 3BF3 wygląda następująco: [i H f i H 'Fi !i I I _ I I _ ii H—N: +B—R —^H—N— B — R W iązani e koordynacyjne oznaczono za pom ocą strzałki. j

I H f i H £' j

I I! — NS + H +— H - N +- H

■ Związki z wiązaniem koordynacyjnymWiązania koordynacyjne występują w tlenkach niemetali, np. S0 2, S0 3, N204, N205, w kwasach tlenowych,

np. FI N0 3, H2S0 4,w jonach - amonowym N H4+i oksoniowym H 30+, a także w cząsteczce ozonu. W cząsteczce

może być więcej niż jedno wiązanie koordynacyjne.

K n / '

i£) i

t

O — H

iO-H

' Ht

+

H"0, hH H

iT4>Ôs .j10


23. Wiązanie wodorowe 57

23. Wiązanie wodorowe

■ Tworzenie wiązania wodorowegoWiązanie wodorowe nie jest wiązaniem elektronowym.

■ Wiązanie wodorowe to wiązanie, w którym atom wodoru - związany kowalencyjnie z innym atomem silnie

elektroujemnym i o małym promieniu atomowym (np. azot, tlen, fluor, siarka, węgiel) - tworzy dodatkowe

słabsze wiązanie z innym atomem silnie elektroujemnym i mającym przynajmniej jedną wolną parę elektronową.

-M: - O : -M : sFs

I I I IH H H H

- N - - 6 : - O s s f -

I I I ”

Kreską oznacza się wiązanie kowalencyjne, kropkami - wiązanie wodorowe

■ Każda cząsteczka wody może tworzyć więcej niż jedno wiązanie wodorowe, ponieważ zawiera dwa atomy

wodoru oraz dwie wolne pary elektronowe na atomie tlenu.

Wiązania wodorowe między cząsteczkami wody Schemat asocjacji cząsteczek wody

H

W . w

h k .-H 'hkO; \c Ki :

h h

h ^ ° K - K 0 ' "■o'|i| wiązanie

wodorowe

■ Alkohole, które można traktować jak pochodne wody (jeden z atomów wodoru jest zastąpiony grupą alki

lową), również tworzą wiązania wodorowe.

□ Wiązania wodorowe powstające między cząsteczkami o wzorze ogólnym R-OH

R /H /CH3

o *K . H-. H '-n

/ ° \ H /H H / % . / H 7 ^ H - / HRÓ hk / ri n ru ‘O■oXR o ^ h c h 3 o X c H j

widok ogólny - wiązania wodorowe dla R =H - wiązania wodorowe dla R =CH3- wiązania wodorowemiędzy cząsteczkami R—OH między cząsteczkami wody między cząsteczkami metanolu

X ,

ChkCH

dla R =CH2CH3- wiązanie wodorowemiędzy cząsteczkami etanolu

hk /HO.

'HO.. hk

c h 3 ^ 0

wiązania wodorowe międzyróżnymi cząsteczkami- metanolem i wodą

/HO..

Hô .7 H-

CH3CH2

H

wiązania wodorowe międzyróżnymi cząsteczkami

- etanolem i wodą








58 lii. WIĄZANIA CHEMICZNE

■ Występowanie wiązań wodorowychWiązania wodorowe mogą występować również:

■ w obrębie jednej niewielkiej cząsteczki, np. między grupą hydroksylową a grupą aldehydową

wo-hydroksybenzaldehydzie (wzór obok);

■ wewnątrz cząsteczek ogromnych rozmiarów (stabilizują strukturę drugorzędową

białek: a-helisy i /Miarmonijki);

■ między cząsteczkami o dużych masach cząsteczkowych (spajają komplementarne nici DN A, odpowiadają

za odporność i wytrzymałość celulozy).

[ ■ Właściwości związków tworzących wiązania wodorowe

j Związki chemiczne, w których występują wiązania wodorowe, w porównaniu z substancjami o podobnej masie

| cząsteczkowej, które nie tworzą wiązań wodorowych, mają wyższe wartości:

| ■ temperatury topnienia, a molowego ciepła topnienia, j a temperatury wrzenia, a molowego ciepła parowania

I oraz lepiej rozpuszczają się w wodzie i innych rozpuszczalnikach tworzących wiązania wodorowe (np.

i w alkoholach).

I □ Przykład 1.

j Cząsteczki kwasu etanowego (octowego), rozpuszczonego w pewnym rozpuszczalniku, tworzą dimery połą-

j czone ze sobą dwoma wiązaniami wodorowymi.

i Ile atomów wodoru jest zaangażowanych w wiązania wodorowe w dimerze kwasu etanowego?

| A. 1 B. 2 C. 3 D. 4

Rozwiązanie: Rysujemy strukturę dimeru kwasu etanowego. H 3C — —C H3

Na rysunku wiązania wodorowe oznaczono kolorem czerwonym. ^

Odpowiedź: B

□ Przykład 2.


Rozpuszczalnik, w którym kwas octowy tworzy dimery, to

A. woda. B. benzen. C. metanol. D. amoniak.

Rozwiązanie

■ Warunki em tworzenia dimerów kwasu octowego jest pozostawanie cząsteczek tego kwasu w stanie niezdy-socjowanym i brak oddziaływania z rozpuszczalnikiem. Tylko wtedy cząsteczki kwasu octowego będą mogły

utworzyć wiązania wodorowe między sobą.

■ Spośród wszystkich wymienionych rozpuszczalników takie warunki spełnia tylko benzen.

Odpowiedź: B

■ Zadanie

••Zadanie ł. Badania laboratoryjne pewnego roztworu potwierdziły, że są w nim obecne głównie struktury

o masach cząsteczkowych: 92 u oraz 148 u. Badany roztwór uzyskano w wyniku rozpuszczenia dwóch różnych

kwasów karboksylowych w rozpuszczalniku organicznym.

Kwasy użyte do sporządzenia roztworu to: R1—COOH, mcz = 46 u, oraz R2—CO OH, m cz = 74 u.

Zaznacz wszystkie poprawne dokończenia zdania.

j W badaniu laboratoryjnym stwierdzono obecność głównie

j □ A. cząsteczek rozpuszczalnika. [ J C. dimeru cząsteczek R2—COOH.

□ B. dimeru cząsteczek R1—COOH. L ] D. cząsteczek kwasów R1—COOH i R2—COOH.


24. Wiązanie metaliczne 59

24. Wiązanie metaliczne

■ Charakter wiązania metalicznego■ Wiązanie metaliczne to wiązanie chemiczne występujące w metalach. Polega na oddziaływaniu kationów

tworzących sieć krystaliczną z uwolnionymi elektronami walencyjnymi tworzącymi tzw. gaz elektronowy.

Elektrony walencyjne mogą się poruszać w miarę swobodnie między kationami i stanowią tzw. elektrony

zdelokalizowane. Kationy wykonują tylko ruchy drgające (oscylacyjne) względem położenia równowagi.

Zachodzi pewne formalne podobieństwo wiązania metalicznego do wiązania kowalencyjnego z tą podstawową

różnicą, że w wiązaniu metalicznym elektrony nie mogą być przyporządkowane jako para wiążąca poszczególnym atomom, lecz należą do całej sieci metalicznej.

■ Kryształ metaliczny0 Kryształ metaliczny to typ kryształu, którego węzły sieci krystalicznej

zawierają kationy powstałe w wyniku oderwania się elektronów walencyj

nych od atomów. Dodatni ładunek równoważą swobodnie poruszające

się elektrony. Kryształ metalu jako całość jest elektrycznie obojętny.

Kryształy metaliczne:

® są nieprzezroczyste w stanie stałym, a po stopieniu lub wypolerowaniu

mają charakterystyczny metaliczny połysk;

■ są dobrymi przewodnikami prądu elektrycznego, przewodzą prąd za

pośrednictwem swobodnych elektronów;

■ są dobrymi przewodnikami ciepła, mają duży współczynnik rozsze

rzalności cieplnej;

■ mają bardzo zróżnicowane wartości temperatury topnienia - zazwyczaj

są one wysokie (wyjątek stanowią litowce);

■ są wytrzymałe i jednocześnie plastyczne: kowalne i ciągliwe;

■ nie rozpuszczają się w wodzie ani w rozpuszczalnikach organicznych.

Model kryształu metalicznego

+ _ +

Przemieszczanie się kationów w siecikrystalicznej metalu pod wpływemsiły zewnętrznej nie niszczy wiązaniametalicznego, dlatego metale sąciągliwe i kowalne

□ Przewodnictwo elektryczne metaliPrzewodnictwo elektryczne metali zależy od temperatury. Ogrzewanie

metalu powoduje zwiększenie oporu elektrycznego i jest związane z tym,

że wraz ze wzrostem temperatury rośnie amplituda drgań jonów w sieci

krystalicznej. Sprawia to, że elektrony częściej napotykają na swej drodze

jony metalu htracą częściowo energię kinetyczną.

□ Przykład 1.

Na podstawie wykresu zależności oporu elektrycznego metalu od tempe

ratury oceń poprawność stwierdzeń.


I. Ogrzewanie metalu powoduje zwiększenie jego przewod nictwaelektrycznego. P / F

II. Gdy temperatura metalu spada, zmniejsza się wówczas amplituda

drgań jonów w sieci krystalicznej i przewodnictwo elektryczne sięzwiększa. P / F

Rozwiązanie: Gdy opór metalu się zwiększa, jego przewodnictwo male

je. Ogrzewanie metalu powoduje zwiększenie oporu elektrycznego, czyli

zmniejszenie przewodnictwa elektrycznego.

W Bm

O dp owie dz i: F, Temperatura, °C








60 I III. WIĄZANIA CHEMICZNE

25. Orbitale molekularne - _ _ _ _ _ _____ _____________ _______ ~ —-----------

■ Model orbitali cząsteczkowych■ Orbitale atomowe opisują zachowanie się elektronów w izolowanym atomie, czyli takim, który nie ulega j

reakcji (jego elektrony nie uczestnic zą w żadnym wiązan iu). j

■ Orbitale molekularne (cząsteczkowe) opisują zachowanie się elektronów w cząsteczce. Ich najważniejszymi j

właśc iwośc iami są: energia, kształt oraz rozmiar orbitalu. {

Według teorii orbitali molekularny ch (cząsteczkowych) orbitale molekularne, czyli wiązania, powstają w wyniku i

nakładania się orbitali atomowych w trakcie tworzeni a wiązania, jeśli spełn ione są trzy warunki: |

■ energia obu orbitali atomowych jest porównywalna; !

■ orbitale atomowe mają taką samą symetrię względem osi przechodzącej przez jądra atomów uczestniczą- |

cych w wiązaniu; [

■ nakładanie się orbitali atomowych jest efektywne. !

Do tworzenia orbitali molekularnych można wykorzystać orbitale atomowe zarówno niezhybrydyzowane, j

jak i zhybrydyzowane. Efektem nakładania się 2 orbitali atomowych jest powstanie 2 orbitali molekularnych: iwiążącego - typu a lub n, oraz antywiążącego - (oznaczanego symbolicznie gwiazdką) a* lub n*. Orbitale |

antywiążące mają znaczni e większą energię niż orbitale wiążące. i

■ Tworzenie orbitali molekularnych typu aOrbitale molekularne (wiązania) typu o powstają w wyniku czołowego nakładania się 2 orbitali typu s lub

2 orbitali typu p albo też nakładania się obszarów orbitalnych s i p. Orbital wiążący typu <7charakteryzuje si ę

zwiększoną gęstością elektronową między jądrami atomów uczestniczących w wiązaniu.

Powstawanie orbitalu molekularnego wiążącego ers.

- i

Powstawanie orbitalu molekularnego wiążącego cr„

Powstawanie orbitalu molekularnego wiążącego as.


25. Orbitale molekularne 61

■ Tworzenie orbitali molekularnych typu nOrbitale molekularne (wiązania) typu n powstają w wyniku bocznego nakładania się 2 orbitali typu p. Gęstość

elektronowa obszaru orbitalnego p jest rozłożona symetrycznie po dwóch stronach jąder atomowych atomów

uczestniczących w wiązaniu.

Powstawanie orbitalu molekularnego wiążącego nDD

□ Krotność wiązaniaKrotność wiązania określa, czy wiązanie jest pojedyncze, czy

wielokrotne (podwójne lub potrójne). Wiązanie pojedyncze jest

zawsze opisane za pomocą orbitalu molekularnego a (w skró

cie - wiązanie a). W przypadku wiązań wielokrotnych jedno

z wiązań jest wiązaniem er, a pozostałe są wiązaniami n. W wią

zaniu podwójnym występuje zatem 1w iązanie er i 1wiązaniem,

a w potrójnym - 1 wiązanie er oraz 2 wiązania n.

Schemat wiązania potrójnego

( 0 = C = 0 )

; o = c = o ;

□ Przykład 1.

Określ liczbę wiązań er i iz oraz liczbę wolnych par elektronowych w c ząsteczce tlenku węgla(IV).

Rozwiązanie

■ Najpierw rysujemy elektronowy wzór kreskowy cząsteczki C0 2.

■ Liczymy elementy: dwa pojedyncze wiązania er między atomem węgla a atomami tlenu (ozna

czone kolorem czerwonym), dwa wiązania z między atomem węgla a atomami tlenu (ozna

czone kolorem niebieskim) oraz cztery wolne pary elektronowe oznaczone kolorem czarnym.

Odpowiedź : W cząsteczce tlenku węgla(IV) są 2 pojedyncze wiązania a, 2 wiązania 7roraz 4 wolne pary elektronowe.

□ Przykład 2.

Określ liczbę wiązań a oraz wiązań z między atomami węgla, między atomami

węgla i wodoru oraz między atomami węgla i chloru w cząsteczce środka owa

dobójczego DDT, którego wzór uproszczony pokazano obok. Podaj sumaryczną

liczbę wiązań a oraz wiązań z w cząsteczce.


■ Przerysowujemy wzór strukturalny cząsteczki tak, aby ujawnić wszystkie

obecne w niej wiązania.

■ Sumujemy poszczególne wiązania.

Liczba wiązań

c--c c - H c--Cl

o % a n (7 K

15 5 9 j 0 5 0

Cl

W cząsteczce DDT sumaryczna

liczba wiązań a wynosi 29, nato

miast Z - 6.

CL

C

Cl

. ¿ /C l

H

H H■ C ^ C I









26. Hybrydyzacja orbitali

■ Stan wzbudzony atomu■ Stan wzbudzony atomu to stan charakteryzujący się większą energią od stanu podstawowego, spowodo

waną przemieszczeniem jednego z elektronów sparowanych na orbital o większej energii. Po rozłączeniu

pary, jeden z elektronów przemieszcza się z orbitalu o mniejszej energii na orbital o większej energii. Do

wzbudzenia dochodzi pod wpły wem doprowadzenia do atomu energii z zewnątrz, np. wskutek zderzenia

z innym atomem lub pochłonięcia kwantu promieniowania, czyli porcji promieniowania elektromagnetycz

nego o określonej energii.

W stanie wzbudzonym atom ma:

■ większą energię w porównaniu ze stanem podstawowym;

■ większą liczbę elektronów niesparowanych.

Atom w stanie wzbudzonym może więc utworzyć więcej wiązań w porównaniu z atomem w stanie podstawowym.

Stan wzbudzony atomu oznacza się zazwyczaj gwiazdką, np. Ca*, Be*, S*.

Konfiguracje atomów w stanie podstawowym i wzbudzonym

Stan podstawowy atomu Walencyjny stan wzbudzony atomu

Symbol pierwiastkakonfiguracja pełna konfiguracja skrócona oznaczenie konfiguracja skrócona

4Be : ls22s2 [He]2s2 43-* [He]2s]2p]

5b 1s22s22p! [He]2s22p! 5b* [He]2s’2p2

6c 1s22s22p2: [He]2s22p2 6c* [He]2s'2p3

hm3 s

FTTTfTI 3p

O Przykład 1.

Na diagramie energetycznym przedstawiono schemat względnej energii elektronów

walencyjnych pewnego atomu.

Przeanalizuj diagram, a następnie odpowiedz na pytanie.

Który stan atomu opisuje przedstawiony diagram: stan podstawowy czy stan

wzbudzony?

Rozwiązanie: W stanie podstawowym elektrony znajdują się na orbitalach o najmniejszej możliwej energii.

Z diagramu wynika, że stan 3s jest obsadzony jedynie w połowie. W takim przypadku w stanie podst awowym

atomu nie rozpoczęłoby się obsadzanie kolejnego orbitalu (3p).

Odpowiedź : Diagram przedstawia stan wzbudzony atomu.

□ Przykład 2.

Przedstawiono walencyjny stan wzbudzony pewnego atomu.

m rntm2 s 2p

Zapisz konfigurację elektronową atomu tego pierwiastka opisującą rozmieszczenie elektronów w pod powłokach

w stanie podstawowym.

Rozwiązanie

■ Konfiguracja walencyjna atomu to 2s]2p3.■ W stanie podstawowym orbital 2s będzie wypełniony całkowicie. Aby zapisać walencyjny stan podstawowy

atomu omawianego pierwiastka, należy dokonać myślowego przeniesienia jednego elektronu z podpowłoki

2p do podpowłoki 2s: 2s22p2.Taka konfiguracja elektronów walencyjnych jest charakterystyczna dla atomów węgla.

Odpowiedź: Pełna konfiguracja elektronowa atomu węgla w stanie podstawowym to 1s22s22p2.


26. Hybrydyzacja orbitali | 63

■ Hybrydyzacja orbitaliOrbitale atomowe dobrze opisują stan i kształt atomów izolowanych, których elektrony nie uczestniczą w żad

nych wiązaniach chemicznych. W przypadku atomów uczes tniczących w wiązaniach chemicznych wykorzystanie

orbitali atomowych do wyjaśnienia struktury przestrzennej wiązań prowadzi do wyników niezgodnych z pomia

rami eksperymentalnymi. Różnice dotyczą kształtu cząsteczek, zwłaszcza kątów między wiązaniami, długości

oraz trwałości wiązań. Zabiegiem znoszącym problem niezgodności pomiarów z teorią orbitali atomowych

jest hybrydyzacja orbitali atomowych.

■ Hybrydyzacja to operacja matematyczna polegająca na modyfikacji orbitali atomowych tego samego atomu

- prowadzi do powstania nowych orbitali, tzw. orbitali zhybrydyzowanych.

□ Orbital zhybrydyzowanyOrbital zhybrydyzowany powstaje w wyniku zmieszania orbitali atomowych

i p. Hybrydyzację poprzedza wzbudzenie elektronowe.

Myślowe rozłożenie procesu hybrydyzacji na etapy

stan podstawowy

mu—m

stan wzbudzony

mmim

samego atomu, np. orbitali s

hybrydyzacja

— 0®00

□ Podstawowe informacje dotyczące orbitali zhybrydyzowanych■ Liczba powstających orbitali zhybrydyzowanych jest równa liczbie orbitali atomowych, które ulegają hybrydy

zacji. Mogą jej ulegać orbitale walencyjne zawierające pojedynczy elektron, orbitale zawierające 2 elektrony

sparowane oraz niezapełnione orbitale, pod warunkiem że nie różnią się znacznie energią.

■ Hybrydyzacji mogą ulegać dowolne typy orbitali atomowych, jeśli nie różnią się znacznie energią: s oraz p,

s oraz d, ale również d, s i p. Pr zykładowe typy hybrydyzacji to: sp, sp2, sp3,dsp3,d2sp3.

■ Orbitale zhybrydyzowane są zdegenerowane, tzn. mają taką samą wartość energii.

■ Orbitale typu s są sferycznie symetryczne. Gęstość elektronowa orbitalu typu p jest identyczna po obu stro

nach jądra atomowego. Gęstość elektronowa orbitali zhybrydyzowanych jest większa po jednej stronie jądra

atomowego. Dzięki temu w czasie tworzenia wiązania chemicznego może dochodzić do efektywniejszego

nakładania się orbitalu zhybrydyzowanego z orbitalem innego atomu.

Porównanie kształtów konturów orbitali typu s, typu p oraz zhybrydyzowanego sp

orbital typu s orbital typu porbital zhybrydyzowany

typu sp

■ Zadanie

•Zadanie 1 . Uzupełnij zdanie, tak aby było prawdziwe.

Zaznacz w zdaniu litery przyporządkowane odpowiedn im inf ormacjom.

W hybrydyzacji sp3 uczestni czą A / B pochodzące od C / D.

A. 2 orbitale s i 1orbital p C. obu atomów biorących udział w wiązaniu

B. 3 orbitale p i 1orb ital s D. tego samego atomu








64 lii. WIĄZANIA CHEMICZNE

■ Typy hybrydyzacji

□ Hybrydyzacja typu sp3(tetraedryczna)Ulegają jej 1 orbital s oraz 3 orbitale p.

Schemat powstawan ia 4 orbitali zhybrydyzowanych typu sp3

Py

□ Hybrydyzacja typu sp2(trygonalna)Ulegają jej 1 orbital s oraz 2 orbitale p.

Schemat pow stawania 3 orbitali zhybrydyzowanych typu sp2

1/

i

Powstałe orbitale zhybrydyzowane

są skierowane do naroży czworo

ścianu foremnego (tetraedru). Kąt

między każdym z 4 powstałych or

bitali, tzw. kąt tetraedryczny, wyno

si 109°28'. W centrum czworościa

nu foremnego znajduje się jądro

atomowe atomu, którego orbitale

uległy hybrydyzacji.

i

Orbitale zhybrydyzowane są skie

rowane ku narożom trójkąta rów

nobocznego, w którego centrum

znajduje się jądro atomowe. Kąty

między 3 orbitalami zhybrydyzo-

wanymi wynoszą dokładnie 120°.


26. Hybrydyzacja orbitali 65

□ Hybrydyzacja typu sp (diagonalna)Ulegają jej 1 orbital s oraz 1 orbital p.

Schemat powstawania 2 orbitali zhybrydyzowanych typu sp

Obie hybrydy sp leżą w linii pro

stej, a więc kąt między nimi wy

nosi dokładnie 180°.

■ Praktyczne zasady określania hybrydyzacji orbitali atomówuczestniczących w wiązaniu chemicznym

■ Hybrydyzacji mogą ulegać zarówno orbitale walencyjne wiążące, jak i orbitale tworzone przez wolne paryelektronowe.

■ W celu określenia rodzaju hybrydyzacji atomu centralnego cząsteczki rysujemy jej kreskowy wzór elektronowy,

aby sprawdzić, ile wiązań pojedynczych i wielokrotnych znajduje się w cząsteczce. Na tej podstawie można

stwierdzić, ile elektronów niesparowanych jest niezbędnych do utworzenia wiązań.

Struktury cząsteczek w zależności od liczby wolnych par elektronowych oraz typu hybrydyzacji atomu centralnego

y Liczba wolnych par elektronowych atomu centralnego

brak jedna dwie trzy

liniowa ~

i XY2, np. BeCl2

sp2 Opłaska w

’ XY3,np. BF3

.. ■■■./

XY2, np. S02

tetraedryczna

; XYĄi np. CH4

AXY3i np. NH3

P

X2Y, np. H20 XY, np. HCl








66 i III. WIĄZANIA CHEMICZNE

□ Przykład 3.

Ile orbitali atomowych może wziąć udział w hybrydyzacji i ile orbitali zhybrydyzowanych powstanie w wyniku

hybrydyzacji typu d2sP?

Rozwiązanie

■ Liczba orbitali biorących udziałw hybrydyzacji jest zawsze równa liczbie powstałych orbitali zhybrydyzowanych.

■ Nawet jeżeli nie znamy orbitali typuf odpowiedź na pytanie jest prosta - wystarczy zsumować indeksy górne

w zapisie d2sfi, pamiętając, że przy orbitalu s pominięto indeks 1, czyli 2 +1 + 3 =6.

Odpowiedź: W hybrydyzacji typud2sf bierze udz iał6 orbitali atomowych i powstanie 6 orbitali zhybrydyzowanych.

□ Przykład 4.

Na podstawie diagramu energetycznego walencyjnej konfiguracji elektronowej atomu berylu wyjaśnij liniowy

kształt cząsteczki wodorku berylu (BeH2).


■ Konfiguracja elektronowa atomu berylu to 1s22s2.■ Walencyjna konfiguracja elektronowa atomu berylu to 2s2. Atom berylu w stanie podstawowym nie ma

niesparowanych elektronów —w ostatniej powłoce ma dublet elektronowy. Pomimo to tworzy wiązania typu

BeX2. Poniżej przedstawiono sekwencję prowadzącą do otrzymania 2 równoważnych (czyli o takim samym

kształcie i mających jednakową energię) orbitali zhybrydyzowanych atomu berylu. Rozdzielenie procesu na

etapy jest zabiegiem sztucznym. W rzeczywistości proces tworzenia wiązania przebiega w jednym etapie.

1. Wzbudzenie atomu berylu prowadzi do uzyskania 2 elektronów niesparowanych. Elektrony te zajmują jednak

różne obszary orbitalne, a więc różnią się energią oraz symetrią.

-m2 s

Be: [He]2s2

m2 s

2P

Be*: [He ^s V

2. Hybrydyzacj a orbitali 2s i 2p prowadzi do uzyskania 2 orbitali zhybrydyzowanych sp, które charakteryzują

się taką samą energią.

— 00OO

3. Orbitale zhybrydyzowane sp tworzą między sobą kąt 180°. W każdym z orbitali znajduje się 1wolny elektron,

który może utworzyć wiązanie z elektronem I s1atomu wodoru.

H is

H i

+

180°

sp

Be BeH.

4. Kąt 180° między wiązani ami tłumaczy liniowy kształt cząsteczki BeH-


26. Hybrydyzacja orbitali j 67

□ Zasady opisu kształtu cząsteczki■ O geometrii drobiny decyduje układ jąder atomowych uczestniczących w wiązaniu.

■ Wzajemne odpychanie się obszarów o zwiększonej gęstości elektronowej może powodować odstępstwa

w wartościach kątów między wiązaniami tworzonymi przez orbitale zhybrydyzowane.

■ Najsilniej odpychają się wolne pary elektronowe, słabiej - wolne pary elektronowe z parami wiążącymi,a najsłabiej - dwie wiążące pary elektronowe.

□ Przykład 5.

Kąty między wiązaniami H — P w cząsteczce fosforowodoru (PH 3) wynoszą 93,5°.

Określ hybrydyzację atomu fosforu w cząsteczce PH 3,narysuj jej strukturę i wytłumacz obse rwowane wartościkątów między wiązaniami.

Rozwiązanie

■ Konfiguracja elektronowa atomu wodoru to 1s1, a atomu fosforu [Ne]3s23p3.Atom fosforu ma 5 elektronóww ostatniej powłoce.

B W zór elektronowy kreskowy cząsteczki P H3 wskazuje, że atom fosforu tworzy 3 wiązania pojedyncze orazma 1wolną parę elektronową. Cztery osobne elementy (3 wiązania pojedyncze i 1wolna para elektronowa)

wokół atomu centralnego w cząsteczce dają podstawę do wyboru hybrydyzacji typu sp3.

H - P - HI

H

■ Hybrydyzacja orbitali 3s23p3prowadzi do uzyskania 4 orbitali zhybrydyzowanych sp3, z których 3 mają po 1elektronie, a 1jest obsadzony parą elektronową.

3:P3[tTtltli

^hybrydyzacja

®00®

■ Pojedyncze wiązania w cząsteczce PH3 tworzą się między 3 obsadzonymi w połowie orbitalami sp3 i 3orbitalami ls 1atomu wodoru.

P®©©©

H iH E

H E

■ W narożach cz worościanu foremnego rozmieszczamy cztery elementy utworzonej w ten sposób cząsteczki.

W centrum czworości anu znajduje się atom fosforu, w trzech narożach atomy wodoru, a w czwartym narożuwolna para elektronowa.

Odpowiedź: Kąty między orbitalami zhybrydyzowanymi w przypadku hybrydyzacji sp3wynoszą około 109,5°.

Obecność wolnej pary elektronowej atomu fosforu powoduje silniejsze odpychanie par wiążących, czyli przy

ciąganie ich ku sobie, co powoduje zmniejszenie kątów między wiązaniami z wartości 109,5° do ok. 93,5°.

* lWzór strukturalny przestrzenny PH3 Model kulkowo-pręcikowy PH3zzaznaczoną wolną parą

elektronową









27. Hybrydyzacja atomów węgla

■ Typy hybrydyzacji atomów węgla■ Katenacja to zdolność atomów pierwiastka do two

rzenia wiązań między sobą.

Dzięki niej węgiel tworzy związki łańcuchowe, cyklicz

ne i aromatyczne. Węgiel ma 4 elektrony walencyjne,

które tworzą wiązania zarówno pojedyncze, podwójne,

jak i potrójne. Ato m węgla w s tanie pods tawowym

ma konfigurację elektronową [He]2s22p2, a w stanie

wzbudzonym [He]2s] 2p3.

Hybrydyzacja atomu węgla w wiązaniach węgiel-węgielo różnej krotności

Typ hybrydyzacji atomu węgla w wiązaniu

C--C C C C=-C aromatycznym

J

■ Wiązanie pojedyncze Jest ono tworzone przez 4 orbitale zhybrydyzowane sp3atomu wę

gla. W etanie każdy atom węgla tworzy 4 wiązania pojedyncze: 1

z atomem węgla (przez nakładanie się orbitali zhybrydyzowanych

sp3) oraz 3 wiązania przez nałożenie się zhybrydyzowanych orbitali

sp3oraz orbitali 1s atomów wodoru.

□ Przykład 1.

Poniżej przedstawiono wzór uproszczony 2-metyleno-l ,4-pentadienu

([3]-dendralenu).

n rPodaj liczbę atomów węgla o hybrydyzacji sp3, sp2 oraz sp

w [3]-dend ralenie.

Rozwiązanie

■ Przerysowujemy wzór uproszczony tak, aby uwidocznić wszystkie atomy węgla i wodoru.

H HI I

■ Na podstawie wzoru strukturalnego [3]-dendralenu możemy stwierdzić, że wszystkie atomy węgla w tymzwiązku są z aangażowane w tworzenie jednego podwójnego wiązania z innym atomem węgla - można im

zatem przypisać hybrydyzację sp2.

Odpowiedź: W s trukturze [3]-dendralenu jest 6 atomów węgla, wszystkie o hybrydyzacji sp2. Nie ma atomów

węgla o hybrydyzacji sp3ani sp.

Model kulkowo-pręcikowycząsteczki etanu zzaznaczoną hybrydyzacją obu atomów węgla

■ Zadanie

• Zadanie 1. Zaznacz wszystkie poprawne odpowiedzi.

W których grupach węglowodorów atomy węgla mogą wykazywać hybrydyzację sp3?

L J A. Tylko w węglowodorach aromatycznych.

[J j B. Tylko w węglowodorach nasyconych.

[J j C. Tylko w węglowodorach nienasyconych.

L J D. We wszystkich grupach węglowodorów.


27. Hybrydyzacja atomów węgla 69

■ Wiązanie podwójne

Wiązanie podwójne między atomami węgla można wytłumaczyć hybrydyzacją sp2atomów węgla.

Schemat pows tawania 3 orbitali zhybrydyzowanych typu sp2; elektron orbitalu pv nie uległ hybrydyzacji

liW

Py

Wiązanie podwójne w etenie powstaje w efekcie nakładania się dwóch

różnych typów orbitali. Nakładanie się zhybrydyzowanych orbitali sp2

prowadzi do powstania wiązania, którego gęstość elektronowa jest

zlokalizowana głównie między jądrami atomów węgla. Nakładanie

się niezhybrydyzowanych orbitali p prowadzi do utworzenia wiązania

innego typu - wiązania zpp. Pozostałe orbitale zhybrydyzowane sp2

tworzą wiązania z orbitalami Is atomów wodoru.

Schemat wiązań w cząsteczce etenu Model kulkowo-pręcikowycząsteczki etenu









■ Wiązanie potrójneWiązanie potrójne między atomami węgla można wyjaśnić jako efekt hybrydyzacji sp atomów węgla.

Schemat powstawania 2 orbitali zhybrydyzowanych typu sp; 2 elektrony orbitali p (py \pz) nie uległy

hybrydyzacji

Py

Y

/ ZY

j ^ / z

X

y * B i r

Im

Wiązanie potrójne w etynie powstaje wskutek nakładania się:

■ 2 orbitali zhybrydyzowanych sp obu atomów węgla;

■ niezhybrydyzowanych orbitali py jednego atomu węgla z py

drugiego atomu węgla oraz niezhybrydyzowanych orbitali pz

jednego atomu węgla z pz drugiego atomu węgla. Oba wią

zania 7zpputworzone przez orbitale niezhybrydyzowane leżą

w płaszczyznach wzajemnie prostopadłych.

Schemat wiązań w cząsteczce etynuU

\ P y

sp

Model kulkowo-pręcikowy cząsteczki etynu

Hn P , P z

sp sp ^ H


Sprawdzian po dziale III j 71

Sprawdzian po dziale III

•• Zadanie 1. Uzupełnij tabelę.

Wpisz w komórki odpowiednie liczby.

Wzór substancji

CH3 -CH 3

liczba wiązańtypu <7

Liczba wiązańtypu TT

Liczba wolnychpat elektronowych

CH3-CH2—Cl

CH3 -OH

CH2=CH-CH3

••• Zadanie 2. Wykres przedstawia zależność pierwszej energii jonizacji od liczby atomowej dla pierwiastkówo liczbie atomowej od 1do 80.

Liczba atomowa



III

IV

Energia jonizacji atomu wodoru w stanie podstawowym jest równa 13,6 eV.

jonizacja obojętnego atomu jest procesem egzoenergetycznym.

Mała wartość energii jonizacji atomów pierwiastków oznaczonych na wykresie literami D

oraz E wynika z obecności 1elektronu walencyjnego na orbitalu s.

Atomy pierwiastków oznaczonych literami A, B oraz C należą do

getycznego układu okresowego pierwiastków.samego bloku ener-

• Zadanie 3. Pewien gaz, składający się z dwóch rodzajów atomów, rozpuszczono w wodzie destylowanej.

Wartość pH otrzymanego roztworu wyniosła 4,7.


Atomy w cząsteczce tego gazu są połączone wiązaniem:

I j A. kowalencyjnym.

L J B. kowalencyjnym spolaryzowanym.

[ J C. jonowym.

L J D. wodorowym.









• Zadanie 4. Zaznacz poprawną odpowiedź.

Który zapis przedstawia prawidłowy wzór elektronowy chlorku sodu?

A. Na—Cl

B. Naá+^Cló

C. Na+- C r

D. [Na]+[: g f

•• Zadanie 5. Przedstawiono modele kulkowo-pręcikowe trzech różnych węglowodorów. Kulki czarne symbo

lizują atomy węgla, a kulki czerwone - atomy wodoru.



W węglowod orze nr 1występuje taka sama liczba atomów węgla o hybrydyzacji sp, sp2

i 3oraz spD

W jednym z węglowodorów wszystkie atomy węgla wykazują taki sam typ hybrydyzacji.

W węglowodorze nr 2 nie występują atomy węgla o hybrydyzacji sp.

P / F

P / F

P / F


IV. Kinetyka i statyka

chemiczna

28. Szybkość reakcji

■ Szybkość reakcji chemicznej

Kinetyka chemiczna zajmuje się badaniem szybkości reakcji chemicznych, ustalaniem ich mechanizmu, a także

poszukiwaniem możliwości wywierania wpływu na czas i kierunek ich przebiegu. Wiedza z zakresu kinetyki

chemicznej jest istotna zarówno w rozważaniach teoretycznych, jak i w praktycznych rozwiązaniach. Dla każdej

przemiany chemicznej można empirycznie wyznaczyć szybkość jej przebiegu w określonych warunkach, mierząc

czas upływający od zmieszania substratów do zakończenia reakcji. Czas ten zmienia się w bardzo szerokich

granicach: od ułamków sekundy do milionów lat. Reakcje w roztworach wodnych, zachodzące między jonami

(np. reakcja zobojętniania, czy strącanie osadów), przebiegają praktycznie jednokierunkowo i niesłychanieszybko. Z kolei procesy wietrzenia skał trwają bardzo długo.

■ Szybkość reakcji chemicznej (\s) to zmiana masy, stężenia, ob- A jr e a g e n t]

jętości lub ciśnienia wybranego reagenta w jednostce czasu. V = -----------

jednostka szybkości reakcji chemicznej: mol •drn-3 •s-1. AtZmiana stężenia produktu reakcji w czasie ma wartość dodatnią (następuje jego przyrost), natomiast zmiana

stężenia substratu w czasie ma wartość ujemną (ubywa go). Wyrażenia na szybkość reakcji przyjmują postać:

V = +A[produkt]

Atv =-

A[substrat]

At

□ Zależność szybkości reakcji od czasu

Czas reakcji

Dla reakcji opisanej za pomocą ogólnego równania chemicznego: a A + b B —»-c C

odpowiednie równanie kinetyczne, opisujące zależność szybkości reakcji chemicznej od ubytku stężeniasubstratów, ma postać:

v =k- [A]° •[Bp

gdzie:

[A], [B] - stężenia molowe reagentów

a, b- wykładniki potęgowe w równaniu kinetycznym (nie muszą być równe współczynnikom stechiometrycznym)

k - stata szybkości reakcji, jest ona zależna od rodzaju reakcji i od temperatury; jeżeli stężenia molowe [

substratów są równe jednośc i, wówczas szybkość reakcji jest liczbowo równa stałej szybkości reakcji (u-= /c) j








74 IV. KINETYKA I STATYKA CHEMICZNA

Doświadczenie 1.

Badanie zmian szybkości reakcji w czasie na przykładzie otrzymywania

wodoru w reakcji magnezu z kwasem solnym

W zes tawie składającym się z probówki zawierającej kwas solny (otrzy

many przez zmieszanie stężonego kwasu solnego z wodą w stosunku

1 : 3) z wiórkami magnezowymi, połączonej z cylindrem miarowym (jak

na rysunku obok), mierzono przyrost objętości zbieranego wodoru co

20 s od momentu połączenia reagentów do całkowitego roztworzenia

się metalu. Uzyskane wyniki zapisano w tabeli.

Czas, s 0

Objętość gazu, cm3 0

20

55

40

40

60

50

80

55

100 : 120

60 i 60

Obserwacje: objętości wydzielającego się wodoru zmniejszały się wraz z upływem czasu —im dłużej trwała

reakcja, tym objętość gazu wydzielona w jednostce czasu była mniejsza. Zmiany te ilustruje wykres.

Czas, s

Wnioski: szybkość reakcji otrzymywania wodoru z kwasu solnego i magnezu zmienia się. Początkowo reakcja prze

biega szybko. Im dłuższy czas reakcji, tym jej szybkość maleje, po 100 s omawiana reakcja praktycznie się kończy.

□ Przykład 1.

W wyniku reakcji 2,4 g pyłu cynkowego z nadmiarem kwasu solnego otrzymano 800 cm3 wodoru. Całkowit e

przereagowanie cynku (jego roztworzenie) nastąpiło po 2 min. Oblicz przybliżone wartości szybkości tej reakcji,

biorąc pod uwagę masę cynku oraz objętość zebranego wodoru.Rozwiązanie

■ Szybkość reakcji chemicznej to zmiana masy, stężenia, objętości lub ciśnienia wybranego reagenta w jed

nostce czasu. Przeliczamy czas reakcji podany w minutach na sekundy: 2 min = 120 s.

■ Obliczamy szybkość reakcji rj ze względu na masę cynku (mZn =2,4 g) roztwarzającego się w kwasie solnym

w czasie t = 120 s, korzystając ze wzoru:

U =0 - 2 , 4 g

t

2,4 g

120 s 120s= 0,02 g •s“ :20 mg •s

V2

Obliczamy szybkość reakcji v2ze względu na objętość gazowego produktu reakcji - wodoru

(Wodoru =800 cm 3):

^wodoru _ 800 cm

120 s=6,7 cm3

Odpowiedź: Szybkość reakcji mierzona masą roztwarzającego się cynku wynosi 20 mg •s ] , natomiast szybkość

reakcji mierzona objętości ą wydzielającego się wodoru wynosi 6,7 cm3 ■s_1.


28. Szybkość reakcji 75

■ Rząd reakcji

W przypadku złożonych przemian chemicznych, zachodzących dzięki zderzeniom wielu cząsteczek lub jonów,

istotną informac ją jest rząd reakcji. ^

■ Rząd reakcji (n) to suma wykładników potęg w równaniu kinetycznym.

Najczęściej, dla prostych reakcji, w równaniu kinetycznym wykładnikami potęg są odpowiednie współczynnikistechiometryczne.

Rząd reakcji, obliczony na podstawie odpowiednich równań kinetycznych jako suma potęg stężeń reagentów,

jest weryfikowany empirycznie, ponieważ bardziej złożone przemiany mogą przebiegać w kilku etapach, a na

ostateczną szybkość reakcji największy wpływ ma reakcja kluczowa dla danego procesu.

□ Reakcje zerowego rzęduNiektóre reakcje chemiczne są określane jako reakcje zerowego rzędu. Dotyczy to przypadków, w których

stężenie nie ma wpływu na szybkość reakcji (wykładnik potęgi przy stężeniu reagenta jest zerowy). Dla takich

reakcji szybkość reakcji jest stała i równa się stałej szybkości k.

Przykładami reakcji zerowego rzędu są:

■ reakcje w roztworach nasyconych, przebiegające na granicy faz ciekłej i stałej (tzw. heterofazowe) , w którychsubstrat występuje w postaci osadu;

■ reakcje fotochemiczne, w których szybkość reakcji jest zależna od liczby dostarczanych kwantów energii;

■ reakcje przebiegające w naczyniach z przegrodą, np. membraną półprzepuszczalną, w których szybkośćreakcji zależy od szybkości dyfuzji reagenta przez przegrodę.

■ Czynniki wpływające na szybkość reakcjiCzynnikami wpływ ającymi na szybkość reakcji są:

* rodzaj reagentów (typ reakcji);

■ stężenie reagentów;

■ rodzaj rozpuszczalnika (istotne zwłaszcza w reakcjach między związkami organicznymi);

* mieszanie lub wytrząsanie reagentów;

■ temperatura;

■ ciśnienie (w przypadku reakcji przebiegających z udziałem reagentów gazowych; szybkość reakcji rośniewraz ze wzrostem ciśnienia);

■ katalizator;

■ stopień rozdrobnienia substratów;

■ promieniowanie elektromagnetyczne (dla reakcji fotochemicznych).

j W klasycznej fotografii klisza fotograficzna jest powlekana emulsją zawierającą bromek srebra. Naświet leniej kliszy wywołuje reakcję fotochemiczną polegającą na rozkładzie tego związku na pierwiastki, zgodnie z rów-| naniem reakcji:

| 2 AgBr—>2 Ag + Br2

j W tym przypadku szybkość reakcji zależy od ilości przesłanych impulsów świetlnych, a nie od stężenia reagentów.








76 I IV. KINETYKA I STATYKA CHEMICZNA

■ Szybkość reakcji dla różnych reakcji chemicznych

Przykład reakcji Równanie kinetyczne Rząd reakcji Wykres zmian stężenia substratu w czasie

2AgCl - ->2Ag +Cl2

<=k

reakcja fotochemiczna

Stężenie reagentów

N204 ■*2 N02 ■ - M N A ]

H2 +Cl2 —> 2HCl ■■i; =k •[H2] •[Cl2]

2 NO +02 -*■2 N02 ^ . [NO]2v {o23


29. Zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów 77

29. Zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów

■ Zmiana stężenia reagentówreakcji w funkcji czasu

Szybkość reakcji nie jest wielkością stałą, zmienia

się wraz z upływem czasu. W miarę postępu reakcji

zmniejsza się ilość substratów (tym samym maleje

ich stężenie), a więc szybkość reakcji się zmniejsza.

W tym samym czasie wzrasta stężenie produktów

reakcji. Zależności te obrazują odpowiednie krzywe,

charakteryzujące przebieg poszczególnych reakcji,

zazwyczaj podobne do wykresu obok.

Doświadczenie 1.

Badanie wpływu stężenia reagentów na szybkość reakcji

Do jednej probówki dodajemy rozcieńczony kwas solny ( l ), a do drugiej

wlewamy równe ilości wody i rozcieńczonego kwasu solnego (2), tak

aby ich łączna objętość była taka sama jak w pierwszej probówce. Do

obu probówek wrzucamy po granulce cynku.

Obserwacje: w probówce nr 1 gaz wydziela się bardziej intensywnie

niż w probówce nr 2.

Wnioski: reakcja w obserwowanych probówkach przebiega zgodnie

z równaniem chemicznym:

Zn +2 HCl —9-ZnCI2 + H2t

Obserwacje wskazują, że im wyższe jest stężnie kwasu solnego, tym

szybkość reakcji tego kwasu z cynkiem jest większa.

□ Przykład 1.

Pewna reakcja chemiczna zapisana równaniem reakcji:

A + 2 B —»-c

przebiega zgodnie z równaniem kinetycznym:

v = k-[A] •[B]?

jak zmieni się szybkość reakcji, jeżeli stężenia su b

stancji A i B zwiększą się 3-krotnie?

Rozwiązanie

■ Zapisujemy równanie kinetyczne reakcji dla warun

ków początkowych:

h =/c-[A].[B]2

■ Zapisujemy równanie kinetyczne reakcji po 3-krot-

nym zwiększeniu stężenia obu substratów:

m2= M 3[A ])-(3 [B])2

■ Porównujemy obie szybkości reakcji:

ia? k •3[A] •9 [B]2 27

ią ~ /c-[A] -[B]2 “ 1

□ Przykład 2.

jak zmieni się szybkość reakcji spalania chlorowodoru

w tlenie opisanej równaniem:

4 H C [ ( g) + °2 ( g ) - * 2 H 2 ° ( g ) + 2 C l 2( g)

jeżeli stężenie obu substra tów zwiększy się d wu

krotnie?

Rozwiązanie

■ Zapisujemy równanie kinetyczne reakcji dla warun

ków początkowych:

^ M H c y M O z « ]* Zapisujemy równanie kinetyczne reakcji po 2-krot-

nym zwiększeniu stężenia obu substratów:

i>2= k '(2 [HCL(g|])4 ■(2[02(g)])

■ Porównujemy obie szybkości reakcji:

k ■16 [H Cl (g)]4 •2 [0 2(g)]

^ k ■[HCLgd4•f02 ’

32

2(g) J

Odpowiedź : Szybkość reakcji zwiększy się 27-krotnie. Odpowiedź: Szybkość reakcji zwiększy się 32-krotnie.








78 I IV. KINETYKA I STATYKA CHEMICZNA

30. Reguła van’t Hoffa. Wpływ rodzaju substratów

i katalizatora na szybkość reakcji

■ Teoria zderzeńWarunkiem koniecznym przebiegu reakcji jest zderzenie się cząsteczek.

jednak nie wszystkie zderzenia prowadzą do powstania produktów reakcji. Aby reakcja chemiczna zaszła,

cząsteczki muszą zderzyć się z dostatecznie dużą energią, wówczas dochodzi do przegrupowania atomów

w drobinach i przebudowy struktury wiązań. Zderzenia takie są nazywane zderzeniami aktywnymi ( efektyw

nymi), a energia, jaką muszą mieć w sumie cząstki substratów, aby do takiego zderzenia doszło, nie może być

mniejsza od pewnej wartości progowej nazywanej energią aktywac ji £a.

□ Energia aktywacji■ Energia aktywacji to energia, jaką powinny mieć substraty, aby móc ze sobą przereagować i utworzyć

produkty.

i Reakcja egzoenergetyczna £ <

F

Reakcja endoenergetyczna

*-maks.

h _ E - energia

F E p - energia produktów\ " ‘-P

Es - energia substratów

t - czas

E- - ~ ...... —

! t t0 t

i j Im jest mniejsza wartość energii aktywacji, tym łatwiej przebiega dana reakcja.

■ Zależność szybkości reakcji od temperatury

Reguła van’t Hoffa

Szybkość reakcji zwiększa się 2-4-krotnie po pod

wyższeniu temperatury o 10 stopni.

/ + ATl/p Kn t] — ~- L = - L = - L = y ] 0

l/l /<j t2

gdzie:

•z, - szybkość reakcji zachodzącej w temperaturze T,

v2 - szybkość reakcji zachodzącej w temperaturze J 2

A 7 = 7 2 - T 1

y - czynnik temperaturowy (y = 2, 3 lub 4)

□ Przykład 1.

Zależność szybkości reakcji od temperatury

Obniżenie temperatury układu o 10 stopni powo

duje zmniejszenie szybkości reakcji w analogicznej

proporcji.

Szybkość pewnej reakcji zwiększa się 3-krotnie po podgrzaniu o 10°C. Oblicz, jak zmieni się szybkość reakcji,

jeżeli temperatura układu:

a) wzrośnie o 20°C;

b) spadnie o 10°C.


30. Reguła van't Hoffa. Wpły w rodzaju substratów i katalizatora na szybkość reakcji 1 79

Rozwiązanie a)

Wzrost temperatury o każde 10°C powoduje 3-krotne zwiększenie szybkości reakcji, zatem:

v2=32 • =9 t/1 (szybkość reakcji zwiększy się 9-krotnie).

Odpowiedź: 2-krotne podwyższenie temperatury o 10°C spowoduje 9-krotne zwiększenie szybkości reakcji.

Rozwiązanie b)

Wzrost temperatury o każde 10°C powoduje 3-krotne zwiększenie szybkości reakcji, zatem:

v2= V} : 31= 1/3 iz1 (szybkość reakcji zmniejszy się 3-krotnie).

Odpowiedź: Spadek temperatury o 10°C spowoduje 3-krotne zmniejszenie szybkości reakcji.

Zależność szybkości reakcji od temperatury można udowodnić, wykonując proste doświadczenie polegające

na określaniu czasu reakcji cynku z kwasem solnym w różnych wartościach temperatury.

Doświadczenie 1.

Badanie wpływu temperatury na szybkość reakcji cynku z kwasem solnym

Dwie probówki zawierające po około 10 cm3 10-proc. kwasu solnego umieszczamy w zlewkach z wodą o różnej

temperaturze (np. 293 K i 313 K) i przez kilka minut termostatujemy, a następnie wsypujemy do nich po 1,5 g

pyłu cynkowego. Określamy czas potrzebny do roztworzenia cynku w obu probówkach.

Obserwacje: w probówce ogrzanej do temperatury 293 K całkowite roztworzenie pyłu cynkowego następuje po4 min. W probówce ogrzanej do 313 K proces ten trwa 1min.

Wnioski: podwyższenie temperatury mieszaniny reakcyjnej o 20 K powoduje 4-krotne zwiększenie szybkościreakcji cynku z kwasem solnym.

■ Zależność szybkości reakcji od rodzaju substratówi stopnia ich rozdrobnienia

Podstawowym warunkiem, aby między substratami zaszła reakcja chemiczna, jest zbliżenie się do siebie ich

drobin na dostatecznie małą odległość, czyli ich zderzenie się. Może to nastąpić w mieszaninach gazów, cie

czy, ciał stałych lub na styku gazów bądź cieczy z ciałami stałymi. Im większa jest powierzchnia styku drobin

reagentów, tym łatwiej reakcja może zachodzić. Gdy zostaną połączone roztwory wodne elektrolitów, zawierające

jony reagujące ze sobą z utworzeniem substancji trudno rozpuszczalnych lub słabo zdysocjowanych, reakcja

może zachodzi ć w całej objętości mies zaniny reakcyjnej, a układy takie są nazywane homofazowymi . Mniej

dogodne warunki istnieją w układach heterofazowych typu ciało stałe-ciecz (np. tlenek magnezu i woda),

gaz-ciecz (np, tlenek węgla (IV) i woda) lub gaz-ciało stałe (np. tlenek węgla (IV) i tlenek wapnia). Łatwo można

zaobserwować różnice w szybkości reakcji zachodzącej między cynkiem w postaci granulek i kwasem solnym

oraz pyłem cynkowym i kwasem solnym (kwas w obu reakcjach ma jednakowe stężenie) .

Im większy stopień rozdrobnienia metalu, tym szybciej przebiega reakcja.

Doświadczenie 2.

Badanie wp ływu stopnia rozdrobnienia reagentów na szybkość reakcji

j W dwóch probówkach umieszczamy rozcieńczony kwas solny. Następ-

j nie do probówki nr 1 dodajemy granulkę cynku, a do probówki nr 2

! zbliżoną pod względem masy ilość pyłu cynkowego.

j Obserwacje: w probówce z pyłem cynkowym wydzielanie gazu jest bar-

i dziej intensywne niż w probówce z granulką cynku,

j Wnioski: szybkość reakcji wzrasta wraz z rozdrobnieniem reagujących

j substancji.








80 I IV. KINETYKA I STATYKA CHEMICZN A

■ Wpływ katalizatora na szybkość reakcji■ Kataliza to przemiana polegająca na zmianie szybkości reakcji.

Kataliza

homogeniczna

katalizator i reagentysą w tym samymstanie skupienia

heterogeniczna

katalizator i reagenty jsą w różnych jstanach skupienia j

aulokat.iliza

katalizatorem jest: jeden ztworzących sięproduktów reakcji

■ Katalizator to substancja, która zmienia szybkość

reakcji, a po jej zakończeniu pozostaje w niezmie

nionym składzie.

Katalizator dodatni (aktywator) zmniejsza energięaktywacji i przyspiesza przebieg reakcji.

Katalizator ujemny (inhibitor) zwiększa energię ak

tywacji i spowalnia przebieg reakcji (zmniejsza jej

szybkość).

■ Inhibicja to zjawisko specyficznego hamowania

przebiegu reakcji.

Przykładem może być inhibitor korozji, hamujący

przebieg procesów niszczenia materiałów instalacji

wykonanych ze stali, zmniejszający szybkość postępo

wania korozji w wyniku tworzenia warstwy ochronnej

na powierzchni metalu.

Obecność katalizatora w środowisku reakcji wywiera

wpływ na reagenty, ponieważ cząstki substratów (jony,

atomy lub cząsteczki) tworzą z drobinami katalizato

ra tzw. kompleksy aktywne typu substrat-katalizator

(zwane też związkami przejściowymi), ulegające reak

cji z udziałem mniejszej ilości energii. Zmniejszenie

energii aktywacji powoduje przyspieszenie reakcji,

ponieważ zwiększa się liczba cząstek aktywnych, co

powoduje zwiększenie liczby zderzeń efektywnych

w układzie w danej temperaturze.

Doświadczenie 3.

homogeniczne

znajdują sięw tej samej fazieco reagenty

heterogeniczne

tworząodrębną fazę

Wykres zmian energetycznych dla reakcji przebiega jącej z udziałem katalizatora

kat.A +B AB

[A-B], [A-B-kat.] - kompleksy aktywne

Badanie w pływu katalizatora na szybkość reakcji

Do dwóch probówek nalewamy wody utlenionej i do jednej z nich wsy

pujemy odrobinę tlenku manganu(IV) (2).

Obserwacje: w probówce, do której został dodany tlenek manganu(IV),

gaz wydziela się bardzo intensywnie, a w probówce bez jego dodatku

wydzielanie gazu jest praktycznie niezauważalne.

Wnioski: reakcja w obserwowanych probówkach przebiega zgodnie

z równaniem chemicznym:2 H202 —^2 H20 +02t

Nadtlenek wodoru w roztworze jest dość trwały i bardzo powoli rozkła

da się z wydzieleniem tlenu. Dodanie tlenku manganu(IV) spowodowa

ło wzrost szybkości reakcji, tlenek ten odegrał zatem rolę katalizatora

rozkładu wody utlenionej.


31. Efekty energetyczne przemian chemicznych I 81

31. Efekty energetyczne przemian chemicznych

■ UkładKażdej przemianie substratów w produkty reakcji to

warzyszą efekty energetyczne wynikające ze zrywania

określonych wiązań chemicznych oraz powstawania

w ich miejsce nowych. Mieszanina reakcyjna jest dy

namicznym układem, w którym następuje przepływ

energii od reagentów do otoczenia lub w kierunku

odwrotnym. Zarówno substraty, jak i produkty reakcji

mają sumaryczne zasoby energii wewnętrznej, których

różnice są albo przekazywane do otoczenia, albo po

bierane z otoczenia.

■ Układ to wyodrębniony obiekt, oddzielony od oto

czenia wyraźnymi granicami, np. przestrzeń, w któ

rej będzie zachodziła dana reakcja chemiczna, wraz

ze znajdującymi się tam substancjami.

Parametry opisujące układ:

■ temperatura,

■ ciśnienie,

■ objętość,

■ liczba moli substancji tworzących układ.Reakcja potasu zwodą ma burzliwy przebieg, a prowadzonaw układzie otwartym wymienia masę i energię z otoczeniem

otwarty

wymieniamasę i energięz otoczeniem

zamknięty

wymienia energię,ale nie wymieniamasy z otoczeniem

izolowany

me wymieniaani masy, ani energiiz otoczeniem

I Rodzaje reakcji chemicznych

i Reakcja egzoen ergetyczna to reakcja, w którejenergia wewnętrzna substra tów (£w substratów) lestwiększa od energii wewnętrznej produktów reakcji

(Ewproduktów)- Różnica energii (A£) jest przwana do otoczenia.

otoczenie

substraty — ►produkty

f w substratów > produktów

energia

otoczenie

Reakcja endoenergetyczna to reakcja, w której

energia wewnętrzna substratów (£wsubstratów) i estmniejsza od energii wewnętrznej produktów reakcji

(Ewproduktów)- Różnicę energii dostarcza reagentomotoczenie.

układ

substraty produkty , Jgffvenergia

Lw substratów Lw produktów








I 82 IV. KINETYKA I STATYKA CHEMICZNA

Zmiana energii układu w reakcjach egzoenergetycznychi endoenergetycznych

A +B — C

Reakcja egzoenergetyczna

-produktu

fa \A+B J

1

i

>

!

r n

1

O

!

Przebieg reakcj i A +B —C

W przypadku reakcji egzoenergetycznej energia reakcji jest oddawana do otoczenia i dlatego jest stosowany

zapis-Af

Warunkiem przekształcenia substratów A i B w pro

dukt C jest pokonanie bariery energetycznej (E a).

W przypadku większości reakcji egzoenergetycznych

zazwyczaj wystarczy zainicjowanie reakcji. Energia

wydzielana w trakcie reakcji (np. na sposób ciepła)

powoduje uaktywnienie następnych cząstek, uzyskują

cych w ten sposób energię równą sumie Esubstratu +

i reakcja przebiega w całym układzie. Warunkiem za

chodzenia reakcji endoenergetycznych jest nie tylko

wstępna inicjacja, lecz także stałe dostarczanie energii

do układu.

Reakcja endoenergetyczna

t produktu

substratu

Ea\V C

A+B j 1-

Przebieg reakcji A +B —C

W przypadku reakcji endoenergetycznej układ pobiera energię zotoczenia, co jest zapisywane jako wartość dodatnia

energii reakcji A £

Spalanie drewna jest reakcją endoenergetyczną

Sposoby przekazywania energii między układem a otoczeniemEnergia może być wymieniana między układem a oto

czeniem na sposób:

■ termiczny (cieplny),

■ mechaniczny,

■ elektryczny (np. w ogniwach),

■ optyczny (jako błysk lub płomień),

■ akustyczny (detonacja, huk, trzask).

Efekt mechaniczny występuje wówczas, gdy łączna

objętość substratów różni się od łącznej objętości

produktów. Jeśli objętość produktów jest większa od

objętości substratów, to układ może wykonać na rzecz

otoczenia pracę, polegającą np. na przesunięciu tłoka.

Na podobnej zasadzie działają silniki spalinowe.

■ Reakcja egzotermiczna to reakcja zachodząca z wy

dzieleniem energii tylko na sposób ciepła przez

układ reakcyjny do otoczenia.

■ Reakcja endotermiczna to reakcja zachodząca z po

chłanianiem energii tylko na sposób ciepła przez

układ reakcyjny z otoczenia.

Wodór tworzący się w reakcji cynku zkwasem solnym niemoże opuścić układu i wykonuje pracę na rzecz otoczenia(wypełnia balon)

przed reakcją po reakcji


32. Entalpia reakcji j 83

32. Entalpia reakcji

■ Informacje wstępnePrzyczyną zmian energii wewnętrznej układu podczas reakcji chemicznych, w inter

pretacji drobinowej, są przemiany zachodzące w wiązaniach chemicznych reagentów.

Na podstawie energii wiązań można określić, czy dana reakcja jest endotermiczna,

czy egzotermiczna.

■ Entalpia reakcji chemicznej A H to energia wymieniana na sposób ciepła między re

agentami a otoczeniem podczas reakcji przebiegającej pod stałym ciśnieniem, w któ

rej temperatura produktów jest taka sama jak temperatura początkowa substratów.

C +02— C02 A H = -393 kj •mol-1 (reakcja egzotermiczna)

N2+ 02— »-2 NO AH =181 kj •mol”1 (reakcja endotermiczna)

* Reguła Lavoisiera-Laplace’a

Efekt cieplny danej reakcji chemicznej jest równy efektowi cieplnemu reakcji odwrotnej z przeciwnym znakiem.

A ^ B A H =-100 k| •mol-1

B ^ A AH =100 k| ■moM

■ Prawo Hessa

Efekt cieplny reakcji i towarzyszących jej przemian fa

zowych nie zależy od drogi procesu pod warunkiem, że

wszystkie przemiany przebiegają bez zmiany ciśnienia (są

izobaryczne) i objętości (są izochoryczne).

Na podstawie prawa Hessa można obliczyć standardową

entalpię dowolnej reakcji chemicznej, korzystając z en

talpii tworzenia wszystkich reagentów. Przyjmuje się, że

standardowa entalpia tworzenia pierwiastków jest równa

zeru.

reakcja egzotermiczna

reakcja endotermiczna

AH =AH, +A H2+A H3

etap etap AH,

stan pośredni I AH,

etap II►stan pośredni II

□ Przykład 1.

Przeprowadzono reakcję aluminotermiczną, zachodzącą według równania:

8 AI(Sj + 3 Mn304(S) 9 Mn(S) +4 AI203(Sj

Oblicz entalpi ę tej reakcji, wiedząc, że spalani e w tlenie obu metali - glinuimanganu-powodujeprzeka

zanie do otoczenia na sposób ciepła energii o wartościach: 1674 kj •mol-1 dla powstającegoAl203 oraz

1387 kj •mol-1 dla powstającego Mn304

Rozwiązanie

Sposób I

Zgodnie z prawem Hessa efekt cieplny reakcji jest równy sumie entalpii tworzenia produktów, pomniejszonej

o sumę entalpii tworzenia substratów, z uwzględnieniem ilości moli (n) substratów i produktów.

AH = 2(n AH )prod (n A H )subst,

AH = [4 •(-1674 kj •mol”1) +9 •0] - [8 •0 + 3 •(-1387 kj •mol” 1)]

AH = -6696 kj •mol” 1- (-4161 kj ■mol”1)

AH =-2535 kj •mol” 1

Odpowiedź: Entalpia reakcji aluminotermicznej zachodzącej między pyłem glinowym a stałym tlenkiem man

ganu Mn304 wynosi -2535 kj •mol” 1.









Sposób II

Spalanie glinu i manganu w tlenie zachodzi zgodnie z równaniami reakcji:

2 Al (s) +3/2 0 2(g) —*•Al203(s) AH = -1674 kj •mol-1 (1)

3 Mn(s) +2 02(g) —^ Mn304(s) AH =-1387 kj •mol“1 (2)

Aby otrzymać wartość AH dla reakcji aluminotermicznej

8 Al( S) + 3 Mn30 4(S) »■9 M n^ +4 Al203(Sj (3)

■ obie strony w równaniu reakcji (1) mnożymy przez 4:

8 Al (s) + 6 02(g) — 4 Al203(s) A H =-6696 kj ■mol' 1

■ równanie reakcji (2) zamieniamy stronami i zmieniamy znak A H na dodatni i mnożymy obie strony rów

nania przez 3:

3 Mn304(Sj —►9 Mn (s) + 6 0 2(g) A H =4161 kj -mol-1

■ po dodaniu stronami obu ostatnich równań reakcji uzyskujemy:

8 Al(S) +6 02(g) +3 Mn 304 S) ^ 4 A120 3(Sj +9 Mn ^ +6 0 2(g)

A H = -6696 kj •mol-1 +4161 kj •mol' 1= -2535 kj •mol' 1

■ redukujemy wyrazy podobne po obu stronach równania:

8 Al(S) +3 Mn304(S) »-4 A120 3(Sj +9 Mn ^

Odpowiedź : Entalpia reakcji aluminotermicznej wynosi -2535 kj •m ol'1.

□ Przykład 2.

Oblicz entalpię reakcji rozkładu węglanu wapnia.

CaC0 3(Sj ►CaO(S) + C0 2(gj

Entalpie tworzenia reagentów wynoszą:

A HCaco3= -1206 kj ■mol“ 1

AHCa0 = -635 kj •mol“ 1

AH COz =-393,5 kj -mol' 1

Rozwiązanie

■ Obliczamy entalpie produktów reakcji

AHp=A HCa0 +A HCOi = -635 kj •mol' 1+

+ (-393,5 kj •m ol '1) = -1028,6 kj ■mol“

■ Określamy entalpie substratów

A Hs =A H CaC03 = -1206 kj •mol' 1

■ Obliczamy entalpię reakcji

A Hr = AH p- A Hs = -1028,6 kj •mol“1 + 1206 kj •mol“1 = 177,4 kj •mol“1

Odpowiedź: Entalpia reakcji rozkładu węglanu wapnia wynosi 177,4 kj •mol“ 1,czyli jest to reakcja endotermiczna.

■ Zadanie

•• Zadanie 1. Propan jest głównym składnikiem gazu w butlach turystycznych, jego spalanie opisuje równanie

reakcji:

C3H8(g) + 5 02(g) —►3 C 02(g) +4 H 20(C)

Standardow e entalpie tworzenia propanu, tlenku węgla(IV) i wody wynoszą odpowiednio: -104 kj -mol“ 1,

-394 kj •mol“ 1or az-286 kj •mol“1.

Oblicz standardową entalpię spalania propanu.

Zaznacz po prawne dokończenie zdania.

Standardowa entalpia spalania propanu wynosi

□ A. 2222 kj -moH [ j B.-2222 kj •mol“1 □ G. 1111 kj •mol“1 □ D. -1111 kj •mól“1; -


33. Stan równowagi dynamicznej 85

33. Stan równowagi dynamicznej

Stan równowagi w reakcjach odwracalnych

Większość przemian chemicznych przebiega w spo

sób odwracalny, tzn. z danych substratów powstają

produkty reakcji, a jednocześnie produkty reakcji od

twarzają się jako substraty. Gdy obie przeciwstawne

reakcje przebiegają z jednakową szybkością (i^ = u2),

wówczas ustala siętzw. stan równowagi dynamicznej

między substratami i produktami reakcji.

■ Stan równowagi dynamicznej to stan układu, w któ

rym w jednostce czasu tyle samo substratów tworzy

produkty, ile produktów rozkłada się, wytwarzając

substraty.

substraty c ^ produkty

Stan równo wagi dynamicznej syntezy amoniaku

■ Prawo działania mas Guldberga i Waagego

W stanie równowagi Stosunek iloczynu stężeń produk

tów reakcji (podniesionych do odpowiednich potęg)

do iloczynu stężeń substratów (podniesionych do

odpowiednich potęg) jest wielkością stałą, charakte

rystyczną dla danej reakcji odwracalnej.

Wartość stałej równowagi zależy od temperatury (lub

ciśnienia dla reakcji przebiegających w .fazie gazowej),

a nie zależy od stężeń substancji biorących udział w re

akcji odwracalnej.

□ Przykład 1.

Napisz wyrażenie na stałą równowagi dynamicznej reakcji estryfikacji, opisanej za pomocą równania:

CH3COOH +C2H5OH 5=* CH3COOC2H5 + H20

Rozwiązanie

■ Zapisujemy wyrażenie na szybkość reakcji estryfikacji:

W ib qi =^-[C H3COOH]-[C2H5OH]

■ Zapis ujemy wyrażenie na szybkość reakcji hydrolizy estru:

^hydrolizy estru = ^2 ' [CH3COOC2H5] • [H20]

■ Gdy temperatura reagującego układu jest stała w czasie procesu, wówczas zmiany szybkości obu reakcji

są spowodowane tylko zmianami stężeń substancji. Po wyrównaniu się szybkości obu reakcji (zaistnieniu

stanu równowagi dynamicznej) jest spełniona relacja:

k} ■[CH3COOH] •[C2H5OH] = k2■[CH 3COOC2H5] •[H20]

Odpowiedź: Stałą równowagi reakcji estryfikacji wyraża się zapisem:

K [CH3COOC 2H5]-[H20]

c [CH3COOH] •[C2H5OH]

Dla reakcji odwracalnej: a A +b B c C +d D

[CM D]d

C [A]0 •[Bpgdzie:

Kc - stała równowagi (zwana też stałą stężeń iową)

[ ] - stężenia molowe reagentów w stanie równowagi

a, b, c, d -współczynniki stechiometryczne równania

reakcji








86 | IV. KINETYKA I STATYKA CHEMICZNA

34. Reguła przekory

■ Informacje ogólne

■ Reguła przekory (reguła Le Chateliera i Brauna)

Każdy układ pozostający w stanie równowagi na sku

tek działania czynników zewnętrznych ulega prze

mianie zmierzającej do zminimalizowania skutków

działania tych czynników i osiągnięcia nowego stanu

równowagi dynamicznej.

Jest to swoista ch emiczna parafraza ogólniejszej re

guły: „Każde zdarzenie wywołuje skutki, które działają

przeciw zdarzeniu, które je wywołało".

Reguła przekory pozwala przewidzieć efekty zaburza

nia równowagi reakcji chemicznej.

Czynnikami wpływającymi na równowagę chemiczną reakcji mogą być:

■ zmiana stężenia któregokolwiek z reagentów,

■ zmiana ciśnienia (dla reakcji z udziałem reagentów gazowych),

■ zmiana temperatury.

Przykładowe czynniki wywołujące przesunięcie równowagi

w prawo (w kierunku powstawania produktów reakcji) w lewo (w kierunku odtwarzania substratów reakcji)

i dodawanie substratui usuwanie produktu yi ogrzewanie układu, w którym zachodzi reakcja endo-

termicznai schładzanie układu, w którym zachodzi reakcja egzo

termiczna :i wzrost ciśnienia w układzie, w którym zmniejsza się ob jętość produktów, w stosunku do objętości substratów'V > V '

' -s ,v p

i spadek ciśnienia w układzie, w którym zwiększa się ob jętość produktów w stosunku; do objętości substratówv*<yn

*dodawanie produktuiusuwanie substratuiogrzewanie układu, w którym zachodzi reakcja egzo

termicznaischładzanie układu, w którym zachodzi reakcja endo-

termicznaispadek ciśnienia w układzie, w którym zmniejsza się

objętość produktów w stosunku do objętości substratów Vs> Vp

iwzrost ciśnienia w układzie, w którym zwiększa się ob jętość produktów w stosunku do objętości substratówW < Vn

Katalizator nie wpływa na położenie stanu równowagi, ponieważ w jednakowym stopniu zmienia szybkość

reakcji w prawo i w lewo. Działanie katalizatora polega na skróceniu czasu potrzebnego do osiągnięcia stanu

równowagi przez zmianę mechanizmu reakcji.

□ Przykład 1.

Określ, w którą stronę przesunie się stan równowagi reakcji spalania tlenku węgla(ll)

:2 CO? AH <0

c) obniży się temperaturę reakcji

d) podwyższy się ciśnienie.

2 CO +0 2

jeżeli:

a) zwiększy się stężenie tlenu;

b) zmniejszy się stężenie tlenku węgla(IV);


a) Zwiększenie stężenia substratu spowoduje, że układ będzie starał się to stężenie zmniejszyć, równowaga

reakcji przesunie się więc w prawo.

b) Zmniejszenie stężenia produktu spowoduje, że układ będzie starał się wyprodukować większą ilość C0 2,

równowaga reakcji przesunie się zatem w prawo.

c) Jest to reakcja egzotermiczna ( AH <0). Obniżenie temperatury reakcji spowoduje przesunięcie się stanu

równowagi w prawo.

d) Podwyższenie ciśnienia spowoduje, że układ będzie się starałto ciśn ienie obniżyć. Może to zrobić, przesuwa

jąc równowagę w prawo, ponieważ reakcja w tym kierunku zachodzi właśnie z obniżeniem ciśnienia w układzie

(3 mole gazowych subs tratów tworzą tylko 2 mole gazowych produktów) .


35. Teorie kwasów i zasad ! 87

35. Teorie kwasów i zasad

■ Teoria kwasów i zasad ArrheniusaZgodnie z tą teorią

■ kwasy to związki chemiczne, które w roztworach wodnych dysocjują z odszczepieniem kationów wodoru:

HnR <=2:nH++ Rn~

■ zasady to związki chemiczne, które dysocjują z odszczepieniem anionów wodorotlenkowych:

Mn++nOH~■ reakcja zobojętniani a polega na reakcji jonu H +z jonem OH-, w której powstaje cząsteczka wody:

H++0H -^ H20

np. HCl +NaO H —^ NaCi +H20

H++J2T +^ +OH- —- +H20

H++0H " - ^H 20

Równania dysocjacji elektrolitycznej zapisane zgodnie z teorią Arrheniusa

kwasów jednoprotonowych

HCl-

kwasów wieloprotonowych

h3po4

H2P04~ í

H PO/.2" :H;,0

H++H2P04

-H* +HP042

iH ł +P043"

zasad

H,0KOH— 2—►K++-OH-

NaOH Na' +0H~

Ca2++ 2 OH'

kationy wodoru są odpowiedzialneza odczyn kwasowy

Ca(OH)2

aniony wodorotlenkowe są odpowiedzialneza odczyn zasadowy

Teoria Arrheniusa nie wyjaśnia, dlaczego niektóre związki wykazują odczyn kwasowy lub zasadowy, np.

■ amoniak nie zawiera anionu wodorotlenkowego, a wykazuje odczyn zasadowy,

■ jon wodorowęg lanowy wykazuje odczyn kwasowy, a zgodnie z teorią Arrhen iusa nie jest kwasem.

■ Teorią kwasów i zasad Brónsteda i Lowry’ego (teoria protonowa) j

Zgodnie z tą teorią j

■ kwas to cząsteczka (lub jon) mogąca odłączać proton (donor H +), j

■ zasada to cząsteczka (lub jon), która przyłącza protony (akceptor H+), j

■ para sprzężona kw as-zasada to układ skadający się z kwasu i powstającej zniego w wyniku oderwania |

protonu zasady: j|

kwas zasada + proton |

■ reakcja protolityczna to reakcja, w której kwas po odłączeniu protonu staje się sprzężoną z nim zasadą, i

natomias t zasada, pobierając proton, staje się sprzężonym z nią kwasem: |

kwas +zasada sprzężona zasada +sprzężony kwas

I_______________________ Ł •

Według teorii kwasów i zasad Brónsteda i Lowry’ego kwas może wykazywać właściwości kwasowe tylko wobec

zasady (która przyjmuje proton) i odwrotnie, zasada może być nią tylko w obecności kwasu (który oddaje proton).








88 ! IV. KINETYKA I STATYKA CHEMICZNA

W roztworze wodnym jony wodoru (protony) tworzą z cząsteczkami wody kationy hydroniowe H30 +(oksoniowe),

stąd często równania reakcji dysocjacji elektrolitycznej kwasów są zapisywane w formie równań chemicznych:

I ]HA + H20 ^ A " + H30 +

kwas zasada sprzężona sprzężonyzasada kwas

I______________________ Ł

■ substancja amfiprotyczna (amfoteryczna) to substancja, która w zależności od reakcji może pełnić funkcję

zarówno kwasu, jak i zasady.

Woda jest rozpuszczalnikiem o właściwościach amfiprotycznych (amfoterycznych). Z amoniakiem staje się

donorem protonu (jest kwasem):

nh 3 + h2o ^zasada kwas

n h 4+ + 0H~sprzężony sprzężona

kwas zasada

;t zasadą):

H30+ + n o 3-sprzężony sprzężona

kwas zasada

a z kwasem azotowym(V) staje się akceptorem protonu (jest zasadą)

hn o3 + h2o <=kwas zasada

Podobnie jak woda zachowuje się wiele innych rozpuszczalników, np. etanol i kwas octowy.

Inne przykłady równań procesu dysocjacji zapisane zgodnie z teorią Bronsteda i Lowry'ego

* hc i +h2o ^ h3o+ +cr ■ h2po4~+ h2o h3o+ +H P042-

* H3P04+ H20 ^ H30++H2P04~ ■ H P042- + H20 ^ H30+ +P0 43“

1

N

■

■

B

H

^

^

i _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

_ _

_ _ _ _ _

„

_ _ _ _ _ _ _ _ _

1

Teoria kwasów i zasad Lewisaodnie z tą teorią

cwasy to cząsteczki lub jony zdolne do przyjmowania

nasady to cząsteczki lub jony zdolne do oddawania wo

•eakcja zobojętniania polega na przeniesieniu pary elek

n wyniku czego tworzy się wiązanie koordynacyjne mię

H\iOi +H +-♦

Hx

H F1 1

H —Ni + B- F —*■1 1H F

volnych par elektronowych (np. BF3, H+, Cu2+),

nych par elektronowych (np. N H3, H20, CT, C N_),

tronowej od donora (zasady) do akceptora (kwasu),

dzy donorem a akceptorem.

H\ |+; 0 - H +

H

H FI IH—Ni -B —FI I

H F

Zadanie

adanie 1. Zaznacz wszystkie poprawne odpowiedzi.

<tórym zestawie poprawnie podano zmianę względnej mocy kwasów i sprzężonych z nimi zasad?

Zmiana względnej mocy kwasów Zmiana względnej mocy sprzężonych zasad

A CH3COOH <ch2cicooh < ch ci2cooh <c ci3coo h CH3C00" <c h2cico ct < ch ci2c:oo~ <ca3cocr

B CCI3COOH > CHCl2COOH > CH2CIC00H >CH3COOH CCl3COO_ >c hc i2co o_ >CH2CIC0CT >ch 3coo~

C HI >HBr >HCI cr >er >r

D j CCl3COOH >C6H5COOH >c h 3co oh CCl3COO" <C6H5COO~ <C H3COO'


36. Stała dysocjacji 89

36. Stała dysocjacji

■ Dysocjacja elektrolityczna■ Dysocjacja elektro lityczna to rozpad elektrolitu na jony pod wpływem rozpuszczalnika. Dysocjac ji elektroli

tycznej mogą ulegać kryształy jonowe i związki zawierające wiązanie kowalencyjne spolaryzowane.

■ Elektrolity to substancje, które przewodzą prąd elektryczny za pośrednictwem swobodnych jonów.

Swobodne jony albo mogą być uwalniane z jonowej sieci krystalicznej w wyniku stapiania (dotyczy to zwłaszcza

soli), albo powstają w procesie dysocjacji elektrolitycznej w roztworach wodnych (np. kwasy, zasady i sole).

Pod względem ilośc iowym elektrolity dysocjują w różny sposób.

■ Mocne elektrolity to elektrolity, które dysocjują prawie całkowicie (np. większość soli, wodorotlenki litowców,

kwasy nieorganiczne, takie jak: HCI, HN 03, H2S0 4).

W roztworach wodnych mocnych elektrolitów dominują jony, a cząsteczki niezdysocjowane są w śladowych

ilościach.

■ Słabe ele ktrolity to elektrolity, które w małym s topniu ulegają dysocjacji (niektóre kwasy, np. H3B0 3,

CH3COOH).W roztworach wodnych słabych elektroli tów liczba jonów, pochodząc ych z dysocjacji elektrolitycznej jest nie

wielka, dominują natomiast cząsteczki niezdysocjowane.

Dysocjacja elektrolityczna cząsteczki HCI

■ Para elektronowa tworząca wiązanie kowalencyjne spolaryzowane międzyH : C l: : atomami wodoru i chloru jest przesunięta w stronę atomu pierwiastka

lardziej elektroujemnego (chloru).

j Podczas rozpuszczania chlorowodoru w wodzie jego cząsteczki zostają— ^ otoczone cząsteczkami-wody, które są dipolami. Wokół atomu wodoru

: q ; dipole wody ustawiają się biegunami ujemnymi, a wokół atomu chloru! biegunami dodatnimi.

% # .

ws :ci:

# - m

Ujemne bieguny cząsteczek wody „odpychają” w iążącą parę elektrono-vą od atomu wodoru, a dodatnie wokół atomu chloru przyciągają ją,:Powoduje to całkowite przesunięcie pary elektronowej do atomu chloru,-w konsekwencji utworzenie jonów H +i CD.

■ Stała dysocjacji kwasuMiarą mocy elektrolitów jest równowagowa stała dysocjacji K wyrażająca stosunek iloczynu stężeń molowych

jonów do stężenia molowego cząsteczek niezdysocjowanych. jest to wielkość charakterystyczna dla danego

elektrolitu.

Dla jednoprotonowego kwasu HA ulegającego dysocjacji elektrolitycznej:

HA +H20 H30++A~

wyrażenie na stałą równowagi tego procesu ma postać:

K [H3o +] m[HA][H20]

Ponieważ stężenie wody w czystej wodzie jest wielkością stałą w danej temperaturze, wyrażenie na stałą

dysocjacji kwasu Ka ma postać:

. . . M . W I ' ' !IH4I









■ Stała dysocjacji zasadyDla jednowodoro tlenowych zasad, o ogólnym wzorze BOH , równanie dysocjacji elektrolitycznej ma postać:

B +H20 BH++OH"

natomiast stała dysocjacji zasady Kb jest definiowana następująco:

Kb=K[ h2o] =[6H+][0H-

[B]

■ Stała dysocjacji kwasów wieloprotonowychi zasad wielowodorotlenkowych

W przypadku kwasów wieloprotonowych i zasad wielowodorotlenkowych, ulegających dysocjacji wielostopniowej,

istnieją dwie możliwości określania stałych dysocjacji Ka i Kb.

Na przykład stała dysocjacji Ka kwasu ortofosforowego(V):

1. Dla każdego etapu dysocjacji oddzielnie:

Etap I: H3PO4+ H20 H30++ H2P04-

Etap II: H2P04- +H 20 «=* H30+ + HP 042-

Etap III: HP0 42- +H20 ^ H 30++ P043-

2. Dla całego procesu łącznie:

H3P04+3H 20 ^ 3 H30+ +P043- K.

1.1 ■lO-2

1.2 •10-2

1,8 •10-12

7,52 •lO"3

a(i)

Ka{2) = 1,2 -lO-2

a(3)

| ■ Wartość stałej dysocjacji[ Stała dysocjacji nie zależy od stężenia, lecz od rodzaju elektrolitu i temperatury, dlatego materiały źródłowe

j podają jej wartość, która została określona w temperaturze 25°C. W roztworach mocnych elektrolitów stała

j dysocjacji traci sens liczbowy, ponieważ dysocjacja na jony jest prawie całkowita, a stężenie cząsteczek nie-

j zdysocjowanych jest bliskie zeru [AS] - 0.

AS —^ A++ Br

W roztworach sł abych elektrolitów stężenia równowagowe jonów mogą być niewielkie (stąd wartość licznika

w stałej dysocjacji też jest niewielka), a stężenia cząsteczek niezdysocjowanych mają wartość znacznie większą

- toteż stała dysocjacji tych elektrolitów jest wartością ułamkową.

Im stała dysocjacji jest większa, tym elektrolit jest mocniejszy.

i Wartości stałych dysocjacji wybranych kwasów

Wzór chemiczny związku Stała dysocjacji {Ka)

HN02

hno 3

HCl

CH3COOH

HCOOH

h2s


Wartości stałych dysocjacji wybranych zasad

Wzór chemiczny związku Stała dysocjacji

Ca(OH)2 4-10“2

Mg(OH)2 2,5 ■10-3

1,74: lO"5

ch3nh2 5,0 ■10-4

(CH3)2NH 7,4 ■TO-4

(CH3)3N 7,4•10-5

37. Skala pH 91

37. Skala pH

■ Informacje ogólneWoda jest bardzo słabym elektrolitem. Tylko niewielka część jej cząsteczek rozpada się na kationy wodoru

i aniony wodorotlenkowe:

H2O ^ H ++OH“ lub 2 H20 H30++OH“

0 odczynie roztworu decyduje stężenie jonów H +i OH -. W czystej wodzie stężenie tych jonów jest identyczne1wynosi:

[H+] = [OH-] =1 •10-7 mol •dm-3

■ Iloczyn jonowy wody to iloczyn stężeń jonów H + W temperaturze 298 K wartość iloczynu jonowego

i OH -. wody Kw wynosi:

Wielkością określającą odczyn roztworu jest wykład

nik stężenia jonów wodoru ze znakiem przeciwnym, k ~ [h+] [OH-] =10~ mol2 •dm-6oznaczany symbolem pH. w

Jeżeli [H+] =1 •10-", to pH = n.

■PH to ujemny logarytm dziesiętny ze stężenia jonów

wodoru. pH = —log [H+] Jest on określany w skali od 0 do 14.

[H+] =[OH-]odczyn obojętny

[H+] >[OH-] [H+] < [OH-]wzrost kwasowości i wzrost zasadowości

10° 10-1 10-2 10-3 10"4 10-5 10-6 10-7 10-8 lO-9 lO-10 10-11 10-12 10-13 10-14 [H+], mol •dm-3

□ Przykład 1.

Oblicz p H kwasu solnego o stężeniu 0,1 mol •dm -3.

Rozwiązanie

Wiemy, że:

■ kwasy jednoprotonowe typu HX ulegają dysocjacji według równania H X H ++X-;

® kwas solny, jest kwasem mocnym i prawie całkowicie dysocju je na jony, stąd [HCl] = [H+];■ jeżeli [H+] = 1 •lO-”, to dla wartości [H +] = 10-1 mol •dm-3, pH = 1.

Odpowiedź: pH kwasu solnego o stężeniu 0,1 mol •dm-3 wynosi 1.

□ Przykład 2.

Ile razy należy zwiększyć stężenie jonów wodoru, aby pH roztworu zmalało o 2?

Rozwiązanie

Wiemy, że:

■ pH to wykładnik potęgi stężenia jonów wodoru ze znakiem przeciwnym;

■ przy początkowym stężeniu jonów wodoru [H +]1= 10-'7pH roztworu (1) wynosi n;

■ w roztworze (2), po zwiększeniu stężenia jonów wodoru, pH = n - 2, zatem [H +]2 = 10-(”-2) =10-'1+2;

■ stosunek stężeń kationów wodoru w roztworach wynosi:

[H+]2 i o-” +2 10?[H+]i 10-'1

Odpowiedź: Przy zmniejszeniu pH o dwie jednostki stężenie jonów wodoru zwiększy się stukrotnie.








Sprawdzian po dziale IV

92 1 IV. KINETYKA I STATYKA CHEMICZNA

Zadanie 1. Amoniak otrzymuje się obecnie w wyniku bezpośredniej syntezy metodą Habera.

N 2 ( g ) + 3 H 2 ( g ) ::2 NH

3(g)

Wodór w tym procesie otrzymuje się w reakcji konwersji metanu parą wodną.

CH4( } + H20( 3 H2(g) +CO,

Przeprowadzając ten proces w różnych warunkach temperatury i ciśnienia, otrzymano wyniki przedstawione

na wykresie.

300 350 400 450 500

Temperatura, °C

550 600

Zaznacz poprawną odpowiedź na każde pytanie.

I. Które z poniższych warunków prowadzenia procesu Habera zapewn ią największą wydajność reakcji?

f l A. p = 500 atm, 7 =400°C

i jB. p = 400 atm, T =500°C

[_J C. p = 500 atm, 7 =500°CII. Jak na wydajność otrzymywania wodoru w reakcji konwersji metanu parą wodną wpływa wzrost ciśnienia

w reaktorze, w którym jest przeprowadzana ta reakcja w danej temperaturze?

I IA. Wydajność się zwiększy.

j l B. Wydajność się zmniejszy,

j |C. Wydajność nie ulegnie zmianie.

•• Zadanie 2. Chlorek fosforu(V) w temperaturz e 500 K ulega rozkładowi termicznemu, co przedstawia sche

mat reakcji:PCI

5(g) 'PC

■3(g) + C[ 2(g)

Stwierdzono, że przy wzrości e temperat ury wydajność reakcji rozkładu PCl5się zwiększa.

Oceń prawdziwość każdego zdania.Zaznacz P, jeśli zdanie jest prawdziwe, lub F, jeśli jest fałszywe.

Omawiana reakcja jest endoenergetyczna. P / F

Wzrost ciśnienia w reaktorze (przy 7 = const.) s powoduje zwiększenie się wydajności roz

kładu PCK.P / F

•• Zadanie 3. Chlorek fosforu (V) wtemperatu rze 500 K ulega rozkładowi termicznemu zgodnie ze schematem

reakcji:PCI5 (g ) P C l 3 (g ) + C [ 2 {g )

Stwierdzono, że przy wzroście temperatury wydajność reakcji rozkładu PC l5się zwiększa.

Do reaktora o objętości 1 dm3 wprowadzono 208,5g PCl5 i ogrzano do temperatury 500 K. Po ustaleniu się

stałej równowagi stwierdzono obecność 53,25 g chloru.


Ile wynosi stała równowagi tej reakcji w temperaturze 500 K?

□ A. 0,44 □< :. 1,22

□ B. 0,75 □ D. 2,25


Sprawdzian po dziale IV j 93

j • Zadanie 4. Zaznacz poprawną odpowiedź.

j Który z podanych efektów zostanie zaobserwowany po wprowadzeniu katalizatora do układu reakcyjnego?

| Efekt I: Zmieni się szybkość reakcji.

j Efekt II: Zmieni się wartość efektu energetycznego reakcji (entalpia reakcji),

j Efekt III: Nastąpi przesunięcie stanu równowagi reakcji.

j |__j A. Tylko efekt I.

I L J B. Tylko efekty I i II.

i_ j C. Tylko efekty I i III.

1_! D. Efekty I, II i III.

• Zadani e 5. Na wykresie przedstawiono wyniki trzech doświadczeń. W każdym z nich dodawano po 1g węglanu

wapnia o tym samym stopniu rozdrobnienia do kolb zawierających odpowiednio:

I. 100 cm3 kwasu solnegoo stężeniu x mol •dm-3,

II. 100 cm3 kwasu solnegoo stężeniu y mol •dm-3,

III. 100 cm3 kwasu solnegoo stężeniu z mol •dm-3

oraz mierzono objętość wydzielonego tlenku węgla(IV). Wszystkie doświadczenia przeprowadzono w tej samej

temperaturze.

Czas, min

Przeanalizuj wykres i wykonaj polecenia.

Zapisz odpowiedzi.

a) W którym doświadczeniu stężenie HCl(aq) było największe?

b) Po jakim czasie zakończyła się reakcja w doświadczeniu nr II?

c) Zaproponuj alternatywny sposób pomiaru szybkości reakcji inny niż pomiar objętości wydzielanego C0 2

w funkcji czasu przebiegu reakcji.








38. Mieszaniny

■ Charakterystyka mieszanin■ Mieszanina to układ wieloskładnikowy, który można

rozdzielić metodami fizycznymi.

a Faza to część układu o identycznych właściwościach

fizycznych.

Mieszaniny

jednorodne niejednorodne

ii: układy homogeniczne j ■:układy heterogeniczne ;(jednofazowe) j i (wielofazowe)

■ składników nie można l * składniki możnaodróżnię za pomocą J od różnić ża:pomocą

. wzroku ani prostych j w/roku lub prostychprzyrządów optycznych j przyrządów optycznych,

a Roztwór to mieszanina optycznie jednorodna zło

żona z rozpuszczalnika, czyli fazy rozpraszającej,

i przynajmniej jednej substancji rozpuszczonej,

czyli fazy rozproszonej,

a Rozpuszczalnik to substancja w takim stanie sku

pienia jak roztwór lub występująca w przewadze

masowej lub objętościowej.

Woda destylowana • jednofazowy, jednoskładnikowy

układ

Woda z olejem - układ dwufazowy, dwuskładnikowy

V -■WÊÊË 'ft

SU

Woda mineralna - układdwufazowy, wieloskładnikowy

Woda z mąką - układ dwufazowy, dwuskładnikowy

Rozpuszczalniki

natura:hemiczna

Podobnerozpuszcza sięw podobnym

moment dipolowycząsteczki

organiczne

np. toluen

nieorganiczne

np. woda

polarne

np. woda

niepol.irne

np. toluen

□ Zastosowanie rozpuszczalnikówRozpuszczalniki można stosować do:

■ rozcieńczania, np. rozcieńczania skoncentrowanych środków piorących;

■ przeprowadzania reakcji chemicznych, np. reakcje w roztworach wodnych;

■ ekstrakcji - wymywania składników z mieszanin (minerałów, ścieków, roślin), np. przygotowanie kawy w eks

presie;

■ czyszczenia - rozpuszczania niepożądanych substancji, np. benzyna usuwa plamy z tłuszczu, zmywacz

usuwa lakier z paznokci.


38. Mieszaniny j 95

□ Oddziaływanie światła z różnymi mieszaninami ciekłymi

m r

roztwór koloid

■ Promienie świetlne swobodnie przechodzą przez roztwór, ponieważ cząstki substancji rozpuszczonej są

zbyt małe, aby być przeszkodą dla promieni - roztwór jest zatem przezroczysty.

■ Wiązka światła w roztworze koloidalnym ulega rozproszeniu i dlatego jest widoczne zmętnienie roztworu,

jest to tzw. efekt Tyndalla.■ Duże rozmiary cząstek zawiesin są przeszkodą dla wiązki światła. Światło jest więc częśc iowo pochłani ane,

odbijane i nie przenika przez zawiesinę.

□ Podział mieszanin ze względu na rozmiar cząstek fazy rozproszonej

■ ■ ■ ■ ■ ■ ■ ■ ■ ■ ■ ■ ■ ■ ■Roztwór właściwy

■ ■ ■ ■ ■ ■ ■ ■ ■ ■ ■ ■ ■ ■ ■ ■ ■ ■ ■ ■ i

średnica cząstek <10 9 m 10' 9m < średnica cząstek <10 ■' m i średnica Cząstek >10~7m

np. herbata, woda mineralna,woda utleniona

np. majonez, białko jaja, dymnp. niektóre teki (zawiesiny w wódzie),

“mąka:wwodzie; mUjr (szlam) :

substancja rozpuszczona jestrozdrobniona do pojedynczych drobin

*

przenika przez bibułę filtracyjną i błony półprzepuszczalne

cząstki rozproszone są tak małe, że nietworzą odrębnej fazy, ale nie na tyle małe,aby można mówić o roztworze właściwym

-* -

przenikają przez bibułę filtracyjną, nieprzenikają przez błony półprzepuszczalne

cząstki substancji dostrzegalne gołymokiem

- i-

nie przenikają przez bibułę filtracyjną anibłony półprzepuszczalne

odróżnienie - efekt Tyndalla są nietrwałe, ponieważ ulegają sedymentacji

■ Roztwory właściwe■ Roztwory właściwe to układy homogeniczne (jed

norodne), w których substancja rozpuszczona cha

rakteryzuje się dużym rozdrobnieniem.

Roztwory właściwe powstają w wyniku rozpusz

czania lub roztwarzania niektórych substancji

w rozpuszczalniku.

RozLwoiy właściwe(rzeczywiste)

gazowe

np. powietrze

Rozpuszczanieproces fizyczny

/

-Tl

cukier +woda

Roztwarzaniereakcja chemiczna








96 V. ROZTWORY I REAKCJE ZACHODZĄCE W ROZTWORACH WODNYCH

□ Rozpuszczalność■ Rozpuszczalność to maksymalna liczba gramów danej substancj i, jaką można rozpus'cić w 100 g rozpusz

czalnika w danej temperaturze i pod stałym ciśnieniem.

Rozpuszczalność zależy od:

■ temperatury- rozpuszczalność większości ciał stałych i cieczy w wodzie zwiększa się wraz ze wzrostem temperatury;

-rozpuszcz alność gazów w wodzie maleje wraz ze wzrostem temperatury;

■ ciśnienia (dotyczy gazów);

■ rodzaju substancji rozpuszczonej;

■ rodzaju rozpuszczalnika.

Z wykresu krzywej rozpuszczalności wynika, że:

■ w punkcie X istnieje roztwór nasycony, otrzymany

w wyniku rozpuszczenia 20 g substancji w 100 g wody

w temperaturze 293 K;

■ w punkcie Y istnieje roztwór nasycony, otrzymany

w wyniku rozpuszczenia 90 g substancji w 100 g wody

w temperaturze 333 K;

■ w punkcie Z istnieje roztwór nienasycony, otrzyma

ny w wyniku rozpuszczenia 50 g substancji w 100 g

wody w temperaturze 333 K. W tym roztworze w da

nej temperaturze można zatem rozpuścić jeszcze

90 g - 50 g = 40 g substancji;

«w punkcie T istnieje układ heterogeniczny, otrzy

many w wyniku dodania 90 g substancji do 100 g

wody w temperaturz e 293 K. W tych warunkac h

w 100 g wody rozpuściło się tylko 20 g substancji,

a 90 g - 20 g =70 g pozostało w postaci nierozpusz-

czonego osadu. Osad ten rozpuści się po podgrzaniu

roztworu do temperatury 333 K.

□ Podział roztworów ze wzglądu na ilość substancji rozpuszczonej

R07tWÓI

przesycony

i roztwór, w którym jest rozpuszczona ji roztwór, w którym jest rozpuszczona ; Iroztwór; w którym jest rozpuszczona ;imniejsza ilość substancji, ii taka ilość substancji, ■;większa ilość substancjii niż wynika to z jej rozpuszczalności ; jaka wynika z jej rozpuszczalności I iniż to wynika z jej rozpuszczalności jiw danej temperaturze i | w danej temperaturze j w danej temperaturze ;

Roztwór przesycony to układ nietrwały - zarodek krystalizacji (np. drobinka kurzu) lub czynnik mechaniczny

powodują natychmiastową krystalizację nadmiaru substancji.

nienasycony nasycony

Krzywa rozpuszczalności

0 roztwór nasycony^CM T ł

293 333

Temperatura, K

Roztwór nier

dodanie substancji rozpuszczonej,odparowanie rozpuszczalnika,

oziębienie roztworuostrożne oziębienie

roztworu

dodanie rozpuszczalnika,ogrzanie roztworu

dodanie zarodka krystalizacji,wstrząs mechaniczny, dodanie rozpuszczalnika,

ogrzanie roztworu


38. Mieszaniny 97

zol

■ Koloidy■ Koloidy to układy heterogeniczne.

Koloidy powstają w procesie:

■ kondensacji - łączenia się cząsteczek w większe zespoły, np. otrzymywanie styropianu;

b dyspersji - rozproszenia większych cząstek w rozpuszczalniku, np. otrzymywanie majonezu.

□ Właściwości koloidówKoloidy mogą:

■ być liofilowe (hydrofilowe) - duże powinowactwo

względem rozpuszczalnika (wody) - cząstki kolo

idalne są w otoczce solwatacyjnej;

■ być liofobowe (hydrofobowe) - małe powinowactwo

względem rozpuszczalnika (wody), na powierzchni

cząstek koloidu adsorbują się jony z ośrodka roz

praszającego;

■ ulegać koagulacji, czyli mogą się łączyć w większezespoły. Tworzą wówczas tzw. żel;

■ cząstki koloidu wykonują ruchy Browna - nieustan

ne, chaotyczne ruchy cząstek fazy rozproszonej

w ośrodku ciekłym lub gazowym;

b rozpraszać światło - tzw. efekt Tyndalla.

■ Solwatacja (hydratacja) to proces otaczania cząste

czek substancji przez cząsteczki rozpuszczalnika(wody).

koagulacja

peptyzacja

Koagulacja

żel

odwracalna(wysalanie)

zachodzi pod wpływem j! soli l itowców

i soli amonowych ;

nieodwracalna(denatuiacja)

zachodzi pod wpływemmocnych kwasów i zasad,

podwyższonej temperatury,soli metali ciężkich

H20

h 2 ° h 2o h2o

H*° H20 h 2o

h 2o

h 2c

h 2o

h 2o

h 2o

h 2o

otoczka solwatacyjna

h 2q h 2° H2o \

h 2o

h 2o

H2° H,0h 2 ° H 20

h 2o h 2o

h 2o h 2o h 2o h 2o

H,0

h 2o

h 2o

h 2ori2U

h 2o h 2o _ Hz0 h 2o Hz0

H2° H2° h 2o h 2o h 2ou n «20 H20

2 ° / : : H20H20 H20 h20 H20 h 2 °/ h 20 H20

h2o H l ° / H2° h 20 H20 H2° /

cząsteczka substancji' H2°

Solwatacja - cząsteczki substancji są otoczone przez rozpuszczalnik (wodę)

□ Klasyfikacja koloidówW zależności od stanu skupienia fazy rozproszonej i rozpraszającej można wyróżnić kilka rodzajów koloidów.

■ H H H Faza rozpraszająca

rozproszonastata ciekła gazowa

stata stała dyspersjanp. szkło rubinowe -(złoto w szkle)

zol/żelnp. atrament, kisiel

j aerozol j np.dym

ciekła emulsja stałanp. lody

emulsjanp. majonez

j aerozol| np. mgła

gazowa stała piananp. styropian

piananp. piana mydlana i nie istnieją

“ ■—“ i- -*■i









39. Rozdzielanie mieszanin

■ Metody rozdzielania mieszanin

□ Dobór metody rozdzielenia mieszaniny w zależności od właściwości fizycznych jej

składników

MetodaWykorzystywana

właściwośćTyp rozdzielanej

mieszaninyPrzykład mieszaniny

odparowanieprzejście w stan gazowy cie- i temperatura wrzenia,kłego składnika mieszaniny. : lotnośćPrzyspiesza je ogrzewanie

ciało stałerozpuszczalne+ciecz(jedno- lub dwufazowa)

■sól kamienna +woda

■piasek +woda

krystalizacjawydzielenie z roztworu : rozpuszczalność w roz-

i d ała stałego rozpuszczonego j puszczajniku, lotnośći w danym rozpuszczalniku :

ciało stałe rozpuszczalne+ ciecz

(jednofazowa)

■sól kamienna +woda

■cukier.+ woda

chromatografiai podział składników mieszani-i ny na fazę ruchomą (ciecz lub j szybkość migracji

I gaz) i fazę stacjonarną (ciecz ; analizowaneji lub ciało stałe). , mjeszanjny; W najprostszym ujęciu tazą sta- ;

j łą jest bibuła, a fazą ruchomąi odpowiedni rozpuszczalnik

jednorodne(jednofazowe)

■tusz

sedymentacjai opadanie cząstek ciała [ t| statego na dno naczynia pod| wpływem siły grawitacji •

dekantacja j zlanie cieczy znad osadu

ciało stałe nierozpuszczalne +ciecz(dwufazowa)

■kreda +woda■mąka + woda

sączenie / filtracja //¡elkość cząstek, j przepuszczanie mieszaniny ; rozpuszczalność,i przez sączek z bibuły filtracyj- i stan skupienia| nej (filtr) : składników

ciało stałe nierozpuszczalne + ciecz(dwufazowa)

s kreda + woda■ piasek + woda ::

wirowanie . ,. wielkość cząstek,; w wyniku działania siłyodsrod- : szcza|ność)i kowej zawiesina substancji ; stan skupienia

j stałej opada na dno naczynia : składników: umieszczonego w wirówce

ciało stałe nierozpuszczalne + ciecz

(dwufazowa)

■kreda + woda

destylacja j ogrzewanie ciekłej mieszaniny j

i i skraplanie par poszczegól- j temperatura wrzeniai nych frakcji (frakcję stanowi ; składnikówi składnik o danej temperaturze ;

i wrzenia) \

ciecz + ciecz j (najczęściej j jednofazowa) j

■aceton + woda■ropa naftowa

prnmrnmmgimm mm m&mm T r ■ekstrakcja

; rozpuszczenie (wymywa- j rozpuszcza|ność■ nie) niektórych składników ; składników w danym; mieszaniny za pomocą cieczy, ; rozpuszcza|niku; w której dany składnik dużo j

i lepiej się rozpuszcza j

■ciecz +ciało stałe■ciecz +ciecz

(dwufazowa)

■ekstrakcja oleju z nasion roślin oleistych

■ekstrakcja zanieczyszczeń z wód: ściekowych

! j właściwości:zastosowanie magnesu magnetyczne

ciało stałe +ciało stałe(dwufazowa)

■opiłki żelaza +siarka

zastosowanie rozdzielacza gęstość cieczyciecz +ciecz(dwufazowa)

■olej +woda


39. Rozdzielanie mieszanin 99

■ Planowanie doświadczeń pozwalających rozdzielić mieszaninąciał stałych w cieczach na składniki

W celu zaplanowania doświadczenia pozwalającego rozdzielić mieszaninęma składniki należy:

■ ustalić właściwość różnicującą składniki mieszaniny, a zapisać czynności, które należy wykonać,

a wybrać metodę, a przeprowadzić doświadczenie,

a zaproponować odpowiedni sprzęt, a zanotować obserwacje i wnioski.

Polecenie: Zaproponuj doświadcz enie pozwalające rozdzielić mieszaninę mąki i wody.

Mieszanina mąki i wody jest mieszaniną niejednorodną (dwufazową), ponieważ mąka nie rozpuszcza sięw wodzie. Można ją rozdzielić trzema sposobami.

Sączenie Sedymentacja i dekantacja Odparowanie

Obserwacje: ,.u zo_Ljj^ bi jasubstancja stała, a w przesączubezbarwna ciecz.

Obserwacje: substancja stała osiadana dnie naczynia i zostaje w nim pozlaniu cieczy.

Obserwacje: na szkiełku zegarkowym zostaje biała substancja. ;

Wniosek: mąka pozostaje na sączku,a woda ścieka do zlewki. Sączenie

jest metodą pożWalającą rozdzielićskładniki tej mieszaniny.

Wniosek: mąka opada na dno naczynia (sedymentacja). Znad osadu

można zlać wodę (dekantacja).

Wniosek: substancja stała na szkiełku to mąka. W wyniku odparowania

wody można odzyskać stały składniktej mieszaniny.

Polecenie: Zaproponuj doświadczenie pozwalające rozdzielić mieszaninęsiarczanu(VI) miedzi(ll) i wody.

Mieszanina siarczanu(VI) miedz i(II) i wody jest mieszaniną jednorodną,

ponieważ siarczan(VI) miedzi(II) rozpuszcza się w wodzie. W zależności

od stopnia nasycenia roztworu można ją rozdzielić dwoma sposobami.

Sposób I. Krystalizacja - roztwór nasycony

Obserwacje: po upływie kilku dni na nitce osadzają się niebieskie kryształy.

Wniosek: powolne schłodzenie roztworu lub powolne odparowanie roz

puszczalnika powoduje strącanie kryształów Cu S0 4.

Sposób II. Odparowanie - roztwór nienasycony lub nasycony

Obserwacje: w parownicy zostaje substancja stała.

Wniosek: woda odparowuje, a siarczan(VI) miedzi(II) zostaje w postaci

ciała stałego.








100 | V. ROZTWORY [ REAKCJE ZACHODZĄCE W ROZTWORACH WODNYCH

40. Stężenie roztworu

■ Podstawowe pojęcia■ Stężenie roztworu to ilościowe określenie składu roztworu.

W zależności od sposobu określenia ilości substancj

wyrazić w różnych jednostkach.

■ Stężenie procentowe (cp) to liczba gramów sub

stancji zawarta w 100 gramach roztworu.

ilości rozpuszczalnika lub roztworu stężenie można

■ Stężenie molowe (cm) to liczba moli substancji

rozpuszczonej zawarta w 1 dm3 roztworu.

c D= — •1 00 %H mr

/Dr — m s + /Droz p

gdzie: ms- masa substancji

mr - masa roztworu

m rozp ~ masa rozpuszczalnika

Jeżeli stężenie procentowe octu wynosi 10%, to ozna

cza, że w 100 g roztworu znajduje się 10 g substancji

(kwasu octowego), czyli 10 g substancji rozpuszczono

w 90 g wody.

c/Dc

VT Vr •Ms

gdzie: ns - liczba moli substancji rozpuszczonej

ms - masa substancji rozpuszczonej

Vr- objętość roztworu w dm3Ms - masa molowa substancji rozpuszczonej

Jednostka stężenia molowego: mol •dm-3

Jeżeli stęże nie molo we kwasu solne go wyno si

1 mol •dm-3, to oznacza, że w 1 dm3tego roztworu

rozpuszczono 1 mol chlorowodoru.

□ Przykład 1.

Rozpuszczono 30 g glukozy w 500 g wody. Oblicz stężenie procentowe otrzymanego roztworu. Wynik podaj

z dokładnością do pierwszego miejsca po przecinku.

Rozwiązanie

■ Obliczamy masę roztworu.

mr = 30 g +500 g = 530 g

b Oblicz amy stężenie procentowe roztworu.

Sposób I

— ■100% :530 g

100%

Sposób II

30 g glukozy

x

x =5,66 g =>

mr

cp= 5,7%

Odpowiedź: Stężenie procentowe roztworu glukozy wynosi 5 ,7%.

530 g roztworu

100 g roztworu

= 5,7%

□ Przykład 2.

Oblicz stężenie procentowe roztworu otrzymanego w wyniku dodania 10 g tlenku wapnia do 100 g wody.

Rozwiązanie

m Określamy, co jest substancją rozpuszczoną.Tlenek wapnia dodany do wody wchodzi z nią w:reakcję chemiczną, tworząc wodorotlenek wapnia. To

wodorotlenek wapnia, a nie tlenek wapnia, jest zatem substancją rozpuszczoną.

■ Zapisujemy równanie reakcji i obliczamy masy molowe CaO i Ca(OH)2.CaO + H20 —*■Ca(OH)2

MCa0 = 40 g •mol-1 + 16 g •mol"1 = 56 g ■mol"1

M Ca(OH)2= 40 S ’ mol~1+ 2 ' (16 g ‘ mol~1+ 1 S ' mo l"1) = 74 g •mol" 1

b Obliczamy masę Ca (OH )2 wytworzonego w reakcji 10 g CaO z wodą.

1mol CaO— 1 mol Ca(OH)2

56 g CaO — 74 g Ca(OH) 2

10 g CaO — x

x = 13,21 g - jest to masa substancji rozpuszczonej


40. Stężenie roztworu 101

b Obliczamy masę roztworu.

Masa roztworu po reakcji (tak samo jak przed reakcją) wynosi mr=10g+100g=110g

b Obliczamy stężenie procentowe roztworu.

Sposób I Sposób II

c = . 100% = 13,21g •100% 13’21 S substancji — 110 g roztworu

mr x— 100 g roztworu

cp= 12% x = 12 g =>cp = 12%

Odpowiedź: Stężenie procentowe roztworu Ca(OH)2wynosi 12%.

□ Przykład 3.

Oblicz stężenie procentowe roztworu otrzymanego w wyniku rozpuszczenia w 200 g wody 50 g siarczanu(VI)miedzi (II) — woda 1/5.

Rozwiązanie

b Obliczamy masę CuS04znajdującą się w 50 g CuS04 •5 H20.

McuSOa ■5h2o =249,5 g •mol " 1249,5 g Cu S04 •5 H20 — 159,5 g CuS0 4

50 g CuS 04 •5 H20 x x =32 g - masa substancji rozpuszczonej

b Obliczamy stężenie procentowe roztworu.

Sposób I Sposób III'71 32 P

cp= — -100% =---— -100% 32 g substancji — 250 g roztworumr 250 g „ inr .

& x — 100 g roztworu

cp= 13% x= 13 g=>cp = 13%

Odpowiedź: Stężenie procentowe otrzymanego roztworu wynosi 13%.

□ Przykład 4.

Ile gramów chlorku magnezu należy rozpuśc ić w wodzie, aby otrzymać 200 cm3 roztworu o stężeniu1 mol ■dm"3?

Rozwiązanie

9 Obliczamy masę MgCl2potrzebną do przygotowania roztworu.

MMgci2= 95 g •mol"1

1 mol MgCl2— 1000 cm3

95 g MgCl2 — 1000 cm3

x — 200 cm3 x = 19 g substancji

Odpowiedź: Aby przygotować 200 cm3 roztworu o stężeniu 1 mol •dm“ 3, należy rozpuścić w wodzie 19 gchlorku magnezu.

□ Przykład 5.

Ile cm3 kwasu solnego o stężeniu 1,5 mol •dm-3należy użyć, aby roztworzyć 10 g wodorotlenku glinu? Wynikpodaj z dokładnością do pierwszego miejsca po przecinku.

Rozwiązanie

b Zapisujemy równanie reakcji.

Al(O H)3 +3 HCl'—* A1C13+3 H20

■ Obliczamy liczbę moli HCl potrzebną mObliczamy objętość kwasu solnego o stężeniu

do roztworzenia 10 g Al (O H) 3. 1,5 mol •dm "3, w której znajduje się 0,38 mola HCl.

Âl(OH)3= 28 g ■mol" 1 1,5 mol HCl •— 1000 cm3

1 mol Al(OH)3— 3 mol HCl 0,38 mol HCl — x

78g A[(O H)3— 3 mol HCl x = 253,3 cm3

10 g Al(O H)3— x x =0,38 mol HCl

Odpowiedź : Do roztworzenia 10 g Al (O H) 3należy użyć 253,3 cm3 kwasu solnego o stężeniu 1,5 mol •dm"3.









Przeliczanie stężeńStężenie każdego roztworu może być wyrażone różnymi jednostkami. Znając stężenie procentowe roztworu,

można określić jego stężenie molowe i odwrotnie. Warunkiem jest znajomość gęstości roztworu (d, wyrażona

w g •dm-3).

M •100% CP

cm•/W•100%

dr

Gęstość roztworu najczęściej jest podawana w g •cm 3, a objętość roztworu w dm3, gęstość zatem należy

pomnożyć przez 1000 (1 dm3 = 1000 cm3). Przeliczeń można dokonać, nie stosując gotowych wzorów.

Oblicz stężenie molowe 20-proc. roztworu wodorotlenku sodu, wiedząc, że gęstość roztworu wynosi1,23 g ■cm 3.

Rozwiązanie j k Zapisujemy dane z treści, j cp= 20%, dr= 1,23 g -cm-3

I ■Obliczamy masę molową substancji rozpuszczonej.

MNa0H =40 g •mol-i

Zapis c =20% oznacza, że

Oblicz stężenie procentowe roztworu kwasu siarkowego(VI)o stężeniu 9 mol •dm-3 i gęstości 1,49 g ■cm 3.

Rozwiązaniei b Zapisujemy dane z treści.I cm= 9 mol ■dm-3,dr=1,49 g •cm-3

I b Obliczamy masę molową substancji rozpuszczonej.

; MH2so4=98 g •moM

Zapis cm=9 mol •dm 3oznacza, że

| przypada na

obliczamy objętość jroztworu, jkorzystającz gęstości j

81,3 cm3

przeliczamyna gramy

882 g

obliczamy masęroztworu,

ć korzystając'i f z gęstości

1490 g

: * Układamy proporcję i obliczamy stężenie molowe. j

i 0,5 mola NaOH — 81,3 cm3roztworui x — 1000 cm3 roztworu i

i/ r-6.15 n . o l c " >cm- 6,15mol -dm 3

; Odpowiedź: Stężenie molowe 20-proc. roztworu! wodorotlenku sodu wynosi 6,15 mol •dm"3. i

b Układamy proporcję i obliczamy stężenie procentowe.

882 g H2S04 — 1490g roztworux — 100 g roztworu

, =■59.19 g ^ Cp 59,19%

Odpowiedź: Stężenie procentowe roztworu kwasu siarkowego (VI) o stężeniu molowym 9 mol -dm-3wynosi 59,19%.

■ Zadania

•• Zadanie 1. Przygotowano 250 g roztworu wodorotlenku sodu o gęstości 1,14 g •cm 3, w którym stosunek

masowy NaOH : H20 = 1: 7. Oblicz stężenie procentowe i stężenie molowe tego roztworu.

Zaznacz poprawne dokończenie każdego zdania.

I. Stężenie procentowe roztworu wodorotlenku sodu wynosi

□ A. 14,30% 8.12,50 % C. 9,70%

II. Stężenie molowe roztworu wodorotlenku sodu wynosi

□ A . 1,42 mol •dm" 3 □ B . 2,71 mol -dm" 3 □ C. 3,56 mol •dm" 3


Ile gramów Mn S0 4 •5 H20 należy rozpuścić w wodzie, aby otrzymać 1 dm3 roztworu Mn S04 o stężeniu

0,1 mol •dm "3?

41. Zmiana stężenia roztworu 103

41. Zmiana stężenia roztworu

■ Sposoby zmiany stężenia roztworuStężenie roztworu można zwiększyć w wyniku:

* dodania substancji rozpuszczonej,

■ odparowania rozpuszczalnika.

Stężenie roztworu można zmniejszyć w wyniku:

a dodania rozpuszczalnika.

Dodanie substancj i rozpuszczonej Odpaiowani-’ rozpuszczalnika

Do 250 g!5-proc. roztworu cukru j Z 250 g 15-proc. roztworu cukrudodano jeszcze 8 g cukru. j odparowano 100 g wody.Oblicz stężenie procentowe otrzyma- i Oblicz stężenie procentowe otrzymanego roztworu. !nego roztworu.

Dodanie rozpuszczalnika

Do 250 g 15-proc. roztworu cukrudodano 50 g wody.Oblicz stężenie procentowe otrzymanego roztworu.

Rozwiązanie: mr =250 g

c„ =15% cp •mr _ 15% •250 g

100% 100%=37,5 g, amrozp =250 g - 37,5g =212,5 g

ms =37,5 g +8 g =45,5 g ms= 37,5 g ms= 37,5g j

mr=250 g +8 g =258 g mr =250 g - 100 g =150 g mr = 250 g +50 g =300 g i45 5?

Cp- ' g -100% 37 5gcD=— ¡-2-•100% c „ I L ł l . r oo % j

p 300 g j258 g P 150 g1 cp= 17,6% cp=25,0% cp=12,5%i Odpowiedź: Stężenie otrzymanego Odpowiedź: Stężenie otrzymanego Odpowiedź: Stężenie otrzymanego ji roztworu wynosi 17,6%.1 : .

roztworu wynosi 25,0%. roztworu wynosi 12,5%. j

■ Mieszanie roztworów tej samej substancji

Najwygodniejszym sposobem obliczeń związanych z mieszaniem dwóch roztworów jest tzw. metoda krzyża,

którą w zależności od sposobu wyrażenia stężenia można zapisać za pomocą schematu:

'P3.

'P2

r ^ rl ~ |Cp2 Cp3l

m r2~ k pl “ Cp3|

Cm1

'm2

Qn3.

^rl k m 2 Cm3l

^r2 “ km 1~ On3l

cpl - stężenie procentowe roztworu 1

cp2- stężenie procentowe roztworu 2

cp3- stężenie procentowe roztworu

po zmieszaniu roztworów 1 i 2

mrl - masa roztworu 1

mr2- masa roztworu 2

cml - stężenie molowe roztworu 1

cm2 - stężenie molowe roztworu 2

cm3 - stężenie molowe roztworu

po zmieszaniu roztworów 1 i 2

Vr] - objętość roztworu 1

v r2- objętość roztworu 2

Metoda krzyża określa, w jakim stosunku masowym / objętościowym należy zmieszać dwa roztwory o znanych

stężeniach procentowych / molowych, aby otrzymać roztwór o danym stężeniu.

Znając masy/objętości i stężenia mieszanych roztworów, można również tą metodą obliczyć stężenie roztworukońcowego.

Metoda krzyża może być stosowana do obliczeń w przypadku rozcieńczania i zatężania roztworów:

i rozcieńczanie - dodanie czystego rozpuszczalnika =>cpl = 0% lub

zatężanie - dodanie czystej substancji =>cpl = 100%.

:0 mol ■dm"3;







□ Przykład 1.

Ile gramów octu o stężeniu 6% i ile gramów octu o stężeniu 10 % należy zmieszać, aby otrzymać 500 g roz

tworu o stężeniu 7%?

Rozwiązanie

■ Zapisujemy dane z zadania metodą krzyża.

Po zmieszaniu 3 g roztworu 6-proc. z 1g roztworu

10-proc. otrzymamy 4 g roztworu 7-proc.

Sposób 1

■ Obliczamy masę roztworu 6-proc.

3 g (6%) — 4 g (7%)

x — 500 g (7% ) x = 375 g

■ Obliczamy masę roztworu 10-proc.

500 g - 375 g = 125 g

Odpowiedź: Aby otrzymać 500 g roztworu o stężeniu 7%, należy zmieszać 375 g roztworu 6-proc. ze 125 groztworu 10-proc.

□ Przykład 2.

jakie objętości roztworów kwasu azotowego(V) o stężeniu 65% (gęstość 1,4 g ■cm-3) i o stężeniu 0,5 mol •dm 3

należy zmieszać, aby otrzymać po 10 cm3 roztworów kwasu o stężeniu 1 mol •dm-3 i 12 mol •dm 3.

Rozwiązanie

■ Przeliczamy stężenie procentowe na molowe:1cm3 roztworu — 1,4 g lm o lH N 0 3— 63 g 65 g H N0 3— 100 g roztworu

x cm3 — 100 g xmoli — 65 g 1,03 mola H N 0 3— 71,43 cm3

x= 71,43 cm3 x= 1,03 mola x moli — 1000 cm3

x = 14,42 mola

■ Obliczamy, w jakim stosunku objętościowym należy zmieszać roztwory, aby otrzymać roztwór o stężeniu

12 mol ■dm-3. Możemy skorzystać z metody krzyża.

14,42 mol •dm“3 11,5 cm3 |0,5 - 12|

12 mol •dm“3

0,5 mol •dm“3 2,42cm3 |12 - 14,42|

Z zapisu tego wynika, że jeżeli zmiesza się 11,5 cm3roztworu kwasu o stężeniu14,42 mol ■dm 3z 2,42 cm3

roztworu kwasu o stężeniu 0,5mol •dm“3,to otrzyma się 13,92 cm3roztworu kwasu o stężeniu 12 mol •dm 3.

Potrzebujemy 10 cm3 roztworu, zatem:

11,5 cm3 (roztworu 14,42 mol •dm“ 3) — 13,92 cm3 (roztworu 12 mol •dm-3)

x cm3— 10 cm3 x =8,26 cm3

Odpowiedź : Aby otrzymać roztwór kwasu o stężeniu 12 mol •dm-3, należy zmieszać 8,26 cm3roztworu kwasu

o stężeniu 65 % z 1,74 cm3 kwasu o stężeniu 0,5 mol •dm-3.

■ Obliczamy, w jakim stosunku objętościowym należy zmieszać roztwory, aby otrzymać roztwór o stężeniu

1 mol •dm“3.c} = 14,42 mol •dm-3 c2= 0,5 moi •dr rr3 c3 = 1 mol •dm“ 3 V 1+ V'2 = 1 0cm 3

c} •\A, + c2■V2 = c3• (V] + V2)

Ci •(10 - V2) +c2 •V2 =c3 •10

14,42 (10- V2) +0,5 -V2 =1 10

144,2- 14,42 V2+0,5 V2 = 10

134,2 = 13,92 V2 V2= 9,64 cm3 V j= 0,3 6c m3

Odpowiedź: Aby otrzymać roztwór kwasu o stężeniu 1 mol •dm-3, należy zmieszać 0,36 cm3roztworu kwasu

o stężeniu 65 % z 9,64 cm 3roztworu kwasu o stężeniu 0,5 mol •dm-3.

6%\^ ^^3g|10-7|7%

10%^^ ^Mg|6-7|

Sposób II

m Roztwory należy zmieszać w stosunku masowym 3:1.

500 g : 4 = 125 g - jedna część masowa

3 -125 g = 375 g - trzy części masowe


42. Sporządzanie roztworów ! 105

42. Sporządzanie roztworów

■ Sporządzanie roztworu o zadanym stężeniu procentowym

Do przygotowania roztworu o danym stężeniu procentowym jest potrzebny następujący sprzęt:

■ zlewka (kolba), ■ pręcik szklany, ■ cylinder miarowy,

■ waga laboratoryjna, ■ naczynia do odważani a substancj i, ■ łyżka.

Polecenie: Zap lanuj doświadczenie pozwalające przygotować 500 g 10-proc. roztworu cukru.

■ Obliczamy masę substancji i masę rozpuszczalnika,

jeżeli roztwór ma być 10-proc., tzn. że

w 100 g roztworu — 10 g substancji (cukru)

a w 500 g roztworu — x g substancji

zatem: x = 50 g substancji (cukru)

Mamy otrzymać 500 g roztworu, czyli

masa rozpuszczalnika = 500 g roztworu - 50 g substancji = 450 g rozpuszczalnika.

■ Odważamy obliczoną masę substancji (50 g) i rozpuszczalnika (450 g) lub odmierzamy cylindrem miarowym,

jeżeli rozpuszczalnikiem jest woda (dwody= 1 g •cm-3).

■ Mieszamy w zlewce albo kolbie odważone substancje. Naczynie podpisujemy.

Polecenie: Zaplanuj doświadczenie pozwalające przygotować 0,5 dm3 soli fizjologicznej.

Sól fizjologiczna to wodny roztwór chlorku sodu o stężeniu 0,9%.

■ Przeliczamy objętość roztworu na masę, korzystając z jego gęstości.

Wartość gęstości odszukujemy w tablicach.

soli fizjologicznej ,007

503,5 g

ms(NaCl) =4,5g

mr =500 cm3 •1,007

0,9% •503,5 g

100%

m r oz P. ( H 2 ° ) =mT-ms= 503,5 g - 4,5 g =499 g

■ Odważamy obliczoną masę NaCl (4,5 g) i odmierzamy wodę cylindrem miarowym (499 cm3), a następnie

mieszamy substancje w zlewce. Roztwór przelewamy do kolby I ją podpisujemy.

Polecenie: Zaplanuj doświadczenie pozwalające przygotować100 g 15-proc. wodnego roztworu soli gorzkiej.

Sól gorzka to siarczan (VI) magnezu — woda 1/7.

■ W celu przygotowania roztworu hydratu obliczamy masę bezwodnej substancji. Jeżeli roztwór ma mieć stężenie 1 5%, to

oznacza, że w 100 g roztworu ma się znaleźć 15 g substancji.

■ Obliczamy masę hydratu, zawierającą obliczoną liczbę gra

mów bezwodnej substancji. W obliczeniach uwzględniamy

fakt, że woda znajdująca się w hydracie zwiększa masę

rozpuszczalnika.

^MgS04•7 h2o= 246 g •mol“1

246 g hydratu — 120 g MgS 04

x— 15 g MgS04

x =30,75 g

■ Odważamy 30,75 g hydratu i 69,25 g wody (100 g - 30,75 g).

Wodę można odmierzyć cylindrem miarowym.. . . . .

■ Składniki roztworu mieszamy ze sobą._ n , . . u , - i Siarczan(Vl) magnezu—woda 1/7 jest białym■ Podp isuj emy naczynie, w k tórym będz ie prz echowywany pr0Szkiem. Sól ta jest znana pod nazwami-

otrzymany roztwór. sól gorzka i sól angielska








106 V. ROZTWORY I REAKCJE ZACHODZĄCE W ROZTWORACH WODNYC H

Sporządzanie roztworu o zadanym stężeniu molowymDo przygotowania roztworu o danym stężeniu molowym jest potrzebny następujący sprzęt:

- ' " ' «pip ety, ■ waga laboratoryjna,kolba miarowa,

naczynia do odważania substancji i lejek, ■ tryskawka.

Polecenie: Zaplanuj doświadczenie pozwalające przygotować 250 cm3 roztworu glukozy o stężeniu

0,5 mol •dnrr3.

■ Obliczamy masę substancji potrzebną do otrzymania roztworu.

M c 6h 12o 6 = 1 8 0 g - m o M

90 g glukozy — 1000 cm3roztworu

x — 250 cm3 roztworu x = 22,5 g

■ Do kolby miarowej o pojemności 250 cm3wlewamy niewielką ilość wody (rozpuszczalnika).

■ Do kolby z wodą przenosimy ilościowo odważoną substancję. Aby mieć pewność, że cała substancja została

przenies iona, przesypu jemy ją do kolby przez lejek, a następn ie ścianki lejka i naczynia, w którym była sub

stancja, przepłukujemy rozpuszczalnikiem. Rozpuszczalnik z substancją przelewamy do kolby.■ Kolbę zamykamy korkiem i wstrząsamy, aż substancja całkowicie się rozpuści.

■ Dopełniamy kolbę wodą do kreski. Kolbę podpisujemy.

Polecenie: Zaplanuj doświadczenie pozwalające przygotować 500 cm3 roztworu kwasu siarkowego(VI) o stę

żeniu 2 mol •drrr 3. Masz do dyspozycji dwa roztwory tego związku: jeden o stężeniu 0,5 mol ■dm-3,a drugi

o stężeniu 4 mol •dm""3.

■ Obliczamy objętości roztworów, które należy zmieszać . Korzystamy z metody krzyża.

0,5 mol ■dm“3 2 dm314- 2|

2 mol •dm“3

4 mol •dm“3 1,5 dm310,5 - 2|

Z powyższego zapisu wynika, że jeżeli zmiesza się 2 dm3 roztworu H 2SC>4o stężeniu 0,5 mol •dm-3 z 1,5 dm3

roztworu H2S0 4 o stężeniu 4 mol •dm“3,to uzyska się 3,5 dm3roztworu tego kwasu o stężeniu 2 mol ■dm“ 3.

* Ob liczamy ob jętość roztworu o stężeniu 0,5 mol ■dm3.

2 dm3 (0,5 mol •dm“ 3) — 3,5 dm3 (2 mol •dm-3)

x — 0,5 dm3 (2 mol •dm“3) x = 0,286 dm3

■ Obliczamy objętość roztworu o stężeniu 4 mol ■dm-3.

0,5 dm3- 0,286 dm3= 0,214 dm3

■ Obliczone ilości roztworów odmierzamy pipetą i mieszamy w odpowiednim naczyniu (w zlewce lub kolbie).

■ Podpisujemy naczynie, w którym będzie przechowywany otrzymany roztwór.

Odważoną porcję substancji przenosimy do kolby miarowej (za pomocą lejka), po rozpuszczeniu dopełniamy wodą dokreski i ponownie mieszamy


43. Stopień dysocjacji j 107

43. Stopień dysocjacji

■ Stopień dysocjacjiStopień dysocjacji to

■ stosunek liczby moli cząsteczek, które uległy dysocjacji (n), do cał- p ^

kowitej liczby moli cząsteczek wprowadzonych do roztworu (n0) QC —--- lub OL —-----1 0 0 %

lub n0 c0■ stosunek stężenia zdysocjowanych cząsteczek elektrolitu (c) do jego " n< i ' ]Mh n < incw

całkowitego stężenia w roztworze (c0). /o

Stopień dysocjacji zależy od:

■ rodzaju elektrolitu - im silniejsze wiązanie w cząsteczce, tym słabszy elektrolit;

■ rodzaju rozpuszczalnika, np. dla HCl w wodzie a = 100%, a w benzynie a < 1%;

■ stężenia elektrolitu - maleje wraz ze wzrostem stężenia substancji;

■ temperatury - nieznacznie rośnie wraz ze wzrostem temperatury;

■ obecności innych elektrolitów w roztworze, np. wspólny jon powoduje zmniejszenie wartości a.

Podział elektrolitów

słabe i średniej mocy mocne

tylko częściowo zdysocjowanea %30%

całkowicie lub silnie zdysocjowane30% <zr<100%

należą do nich:» niektóre kwasy nieorganiczne,

np. HN0 2, H3P04,H 2S0 3,H F(aq),oraz kwasy organiczne

■ wodorotlenki metali■ zasada amonowa

H,S2 ( aq )

należą do nich:* niektóre kwasy, np. HCl(aq), HN0 3, H2S04, HCl04■ zasady, czyli wodne roztwory wodorotlenków

metali 1. i 2. grupy układu okresowegoz wyjątkiem Be(OH)2

■ sole rozpuszczalne w wodzie

■ Prawo rozcieńczeń Ostwalda

Prawo rozcieńczeń Ostwalda określa zależność między Dla bardzo słabych elektrolitów (a < 5%) prawo roz-stopniem dysocjacji a stałą dysocjacji kwasu lub zasady: cieńczeń można zapisa ć w uproszczony sposób:

K =a 2 •c0

1- aK - a2■cQ

□ Przykład 1.

Oblicz stopień dysocjacji kwasu fluorowodorowego w roztworze o stężeniu 1,5 mol •dm-3,w którym stężenie

jonów H +wynosi 0,2 mol •dm-3.

Rozwiązanie

Sposób I

Korzystamy ze wzoru na stopień dysocjacji

0,2 mol •dm“ 3

HF :

= 0,133 (13,3%)

H++F"

Sposób II

Układamy proporcję.

1,5 mola — 100%

0,2 mola— x x = 13,3%, czyli a = 0,1331,5mol •dm 3

Odpowiedź : Stopień dysocjacji kwasu fluorowodorowego w roztworze o stężeniu 1,5 mol •dm-3wynosi 0,133.








108 I V. ROZTWORY I REAKCJE ZACHODZĄCE W ROZTWORACH WODNYCH

44. Odczyn roztworu

■ Przewidywanie odczynu roztworuOdczyn to cecha roztworu wskazująca, czy w roztworze występują jony wodoru H+ (oksoniowe H 30+.) czy

wodorotlenkowe OH". Odczyn jest:

■ kwasowy, jeśli [H+] >[OH“ ];

■ zasadowy, jeśli [H+] <[ OH -];

■ obojętny, jeśli [H +] = [OH “] lub subs tancja nie ulega dysocjacji.

Za odczyn wodnych roztworów kwasów i niektórych wodorot lenków metali (zasad) jest odpowiedzia lny proces

dysocjacji elektrolitycznej, np.:

HC103 h ++CIO3- N a O H N a ++OH", H,0

HCl — H++Cl” Ba(OH)2 Ba2++2 OH"

odczyn kwasowy odczyn zasadowy

Zmianę stężenia jonów H+i OH" w wodzie mogą powodować substancje do niej dodawane:

tlenek kwasowy +woda tlenek zasadowy +woda

odczyn kwasowy odczyn zasadowy

S03 +H20 —►S042" + 2 H+ Na20 + H20 —►2 Na++2 OH"

N205 + H20 —<►2 NO3- +2 H+ CaO +H20 —* Ca2++2 OH "

■ Odczyn roztworu po reakcji kwasu z zasadąOdczyn roztworu po reakcji mocnego kwasu z mocną zasadą zależy od ilości reagujących substratów:

■ jeśli substraty reagują w ilościach stechiometrycznych, odczyn jest obojętny;

■ jeśli substraty reagują w ilościach niestechiometrycznych, odczyn jest kwasowy lub zasadowy w zależności

od tego, który substrat występuje w nadmiarze.

□ Odczyn roztworu po reakcji kwasu siarkowego(VI) z zasadą potasową

H2S04+2 KOH — K2S04+2 H20

H++OH- —*■H20

KOH OH" Odczyn Uzasadnienie

V, cm3 10c, mol •dm“3 1

n, mol 0.01 0,02

10/i-0,01

S kwasowy0,01 |

[H+] > [OH-]

V, cm3 10c, mol ■dm 3n, mol ('.cl 0,02

20i0,02

i obojętny0,02 i

[H+] =[O Hi

V, cm3 20c, mol ■dm-3

n, mol 0,(>2 0,04

10

0,01i kwasowy

0,01 |[H+] >[OH" ]

[H+] >[OH"]V, cm3 10c, mol ■dm-3 1n, mol 0.0’ 0,02

;TÓ--./.'. U0,50,005 i:

j kwasowy0,005

V, cm3 10c, mol-dm'3 0,2n, mol 0,002 0,004

1010,01 v

zasadowy0,02

[H+] <[OH ]

V —objętość, c - stężenie molowe, n - liczba moli


45. Wskaźniki kwasowo-zasadowe

■ Podstawowe informacje■ Wskaźnik (indykator) to substancja, która zmienia zabarwienie w zależności od odczynu roztworu.

■ Wskaźn ikiem kwasowo-zasadowym jest słaby kwas lub słaba zasada organiczna, którego / której postaćkwasowa ma inną barwę niż postać zasadowa.

HX + H20 ♦=* H30++x- x.+h 2o ^ o h - + x h+

barwa formy barwa formy barwa formy barwa formy

kwasowej zasadowej zasadowej kwasowej

45. Wskaźniki kwasowo-zasadowe j 109

■ Charakterystyka wskaźników■ Oranż metylowy jest wskaźnikiem dwubarwnym,

związek ten występuje w środowisku zasadowymw postaci żółtego anionu X". W środowisku kwa

śnym następuje przyłączenie protonu i powstaje

czerwony produkt HX. Jest substancją stałą barwy

żółtej, rozpuszczalną w wodzie. W laboratorium

stosuje się jego wodny roztwór jako formę łatwiej

szą w użyciu.

Na0 3S ^ / ^ / ^ N ( C H 3)2

■ Lakmus jest mieszaniną rozpuszczalnych w wodzie

barwników. Składniki odpowiedzialne za zmianybarwy lakmusu zawierają chromofor 7-hydroksyfe-

noksazonowy. W laboratorium stosuje się go naj

częściej w postaci papierków, które są nasączone

roztworem lakmusu (papierki lakmusowe).

O

■ Fenoloftaleina jest wskaźnikiem jednobarwnym; oprócz reakcji protonowania / deprotonowania, anionowa

forma barwna fenoloftaleiny może ulegać reakcji przyłączania jonu OH", co powoduje jej odbarwienie- proces ten zachodzi w roztworach silnie zasadowych.

Ma postać bezbarwnych kryształów rozpuszczalnych w alkoholu. W labo ratorium stosuje się jej alkoholowy

roztwór jako formę łatwiejszą w użyciu.

■ Wskaźnik uniwersalny jest mieszaniną kilku wskaźników; stosowany najczęściej w formie papierków wskaźni

kowych. Uniwersalnym papierkiem wskaźnikowym można zbadać pH z dokładnością do około 0,5 jednostki.

Dokładne pomiary wykonuje się za pomocą pehametru.

ph

Aby zbadać odczyn roztworu

wiednim wskaźnikiem, należy:

■ kroplę roztworu nanieść bagietką na

uniwersalny papierek wskaźnikowy,

■ do próbki badanego roztworu dodać

kilka kropli wskaźnika.

Barwa w roztworze o odczynie Zakres pHWskaźnik zmiany barwy

kwasowym zasadowym (barwa pośrednia)

oranż metylowy czci v.cna

fenoloftaleina bezbarwna

lakmus czerwona

rta

malinowa

niebieska

3,1-4,4

8,3-10,0

4,5-8,3








110 I V. ROZTWORY I REAKCJE ZACHODZĄCE W ROZTWORACH WODNYCH

46. Reakcje zobojętniania i strąceniowe

■ Reakcje zobojętniania■ Reakcja zobojętniania to reakcja wymiany podwój- Istotą tej reakcji jest łącze nie się kationu wodoru

nej zachodząca między kwasem a zasadą. z anionem wodorotlenkowym, w wyniku czego po

wstaje cząsteczka wody.

kwas +zasada -» sól +woda hci +NaOH —►Naci +h2o

H++Cl” + Na++OH” —*■Na++Cl” +H20

H++OH” H20

W wyniku reakcji zobojętniania może powstać sól, praktycznie nierozpuszczalna w wodzie, która strąca się w

chwili powstania.

H2S04+ Ba(OH)-

2 H++ SO ,2” +Ba 2++ 2 OH~

BaS0 4ł + 2 H20

BaSO i +2 H,0

Jeżeli w reakcji zobojętniania bierze udział kwas wieloprotonowy, to w jej wyniku mogą się tworzyć:

■ sole obojętne

H2S04 +2 KOH -

2 H++S 042” +2 K++ 2 OH

2 H++2 OH

H++OH”

■ wodorosole

H2S04 +NaOH —

H++HS0 4” +Na++OH”

H+ +OH-

2S04+2 H20

>2 K++S042” +2 H20

2 H20

-H20

NaHS04+H20

->Na ++HS0 4” +H20

-> h 2o

Jeżeli w reakcji zobojętniania bierze udział zasada wie-lowodorotlenkowa, to w jej wyniku mogą się tworzyć:

■ sole obojętne

Ca(OH)2+2 HCI —►CaCl2+2 H20

Ca2++2 OH” +2 H+ +2 Cl” —>Ca2++2 Cl” + 2 H20

OH” +H+—> H20

■ hydroksosole

Ca(OH)2+ HCI —>Ca(OH)Cl + H20

Ca(OH)++OH” + H++Cl” —* Ca(OH)++Cl” + H20

[Ca2++ 2 OH” + H++Cl” —>Ca2++OH ” +Cl” + H20],

OH” +H+—*■H20

■ Reakcje strąceniowe■ Reakcja strąceniowa to reakcja wymiany podwójnej zachodząca między dwoma elektrolitami. W jej wyniku

jeden z produktów jest trudno rozpuszczalny lub praktycznie nierozpuszczalny w wodzie.

Produktem praktycznie nierozpuszczalnym jest sól lub wodorotlenek.

W wyniku reakcji strąceniowych mogą się tworzyć:

■ sole (w reakcji sól +sól)

2 KI + Pb(N 03)2—►Pbl2ł +2 KN0 32 K++2 I” + Pb2++ 2 N0 3” —» Pbl2ł +2 l<++2 N 03”

2 I” + Pb2+— Pbl2ł

■ wodorotlenki (w reakcji sól +mocna zasada)

CuCl2+ 2 NaOH —►Cu(OH )2ł +2 NaCl

Cu2++ 2 Cl” +2 Na++ 2 OH” —►Cu (OH)2ł +2 Na+ +2 Cl”

Cu2++ 2 OH” —►Cu (OH)2ł

■ sole (w reakcji zasada + kwas)

3 Ca(OH)2 +2 H3P04 —>Ca3(P04)2ł +6 H20

3 Ca2++ 6 OH~ +6 H++ 2 P043- Ca3(P0 4)2ł + 6 H20

3 Ca2++ 2 P043” -^ Ca3(P0 4)2ł

■ sole (w reakcji sól + kwas)

AgN03+ HCl —►AgClł +H N03

Ag++ N O r + H++ cl ” —>►AgClł + H++ N0 3” Chemiczny ogród utworzony w wyniku reakcjistrąceniowych anionu krzemianowego i katio-

Ag++Cl” >AgClł nów niektórych metali


47. Hydroliza soli j 111_ — ---— ----------- ——---- —— —---—--------- -s_____

47. Hydroliza soli

■ Przewidywanie odczynu roztworów soli■ Hydroliza soli to odwracalna reakcja między jonami soli a wodą.

Za odczyn niektórych soli jest odpowiedzialny proces hydrolizy.

□ Odczyn roztworów soli

Moc Moc Odczyn . . , . , .kwasu* zasady** pH odpowiedział- Równanie procesu odpowiedzia lnego za odczyn

mocny mocna obojętnypH =7

autodysocja-cja wody

hydroliza nie zachodziza odczyn odpowiedzialny jest proces autodysocjacji wodyH20 H •+ OH

mocny s słaba kwasowy

pH <7

hydroliza

kationowa

z wodą reaguje kation pochodzący od słabej zasady

CuSO,..il2° >Cu2<+ S042

Cu2! +H?0 CuOH1+ H+

CuOH! +H20 Cu2" +H+

sumarycznie:

Cu2++2 H20 Cu2++2 H+utworzone jony H* zaburzają równowagę autodysocjacjiwody, która ustaliła się w czystym, rozpuszczalniku

słaby i mocna

j

zasadowypH >7

•

1

hydrolizaanionowa

z wodą reaguje anion pochodzący od słabego kwasu

CH3COOLi Hy° >CH3COO +L.P j;

CH3COO +H 20 <= ł CH3COOH +O H”

Na2C03 2 Na++ C032”

C032” + H20 HCO3- +OH”

HCO3” + H20 H2C03+ OH”

sumarycznie:

C032” +2 H20 H2C03+ 2 OH”utworzone jony OH” zaburzają równowagę autodysocjacjiwody, która ustaliła się w czystym rozpuszczalniku =

słaby i słaba

■■■' ! i

obojętny*** |pH k 7

if

i

hydrolizakationowo--anionowa

z wodą reaguje zarówno kation, jak i anion

CH3CQONH4— -.>CH3COO +NH/

CH3COO- +H20 =5=fcCH3COOH +O H”HH,{ +H20= ^N H3•H20 +H‘

sumarycznie:

CH3C00” +n h4++h2o CH3C00 H +;nh3 •h2o

* Moc kwasu, od którego pochodzi anion soli. Kwasy mocne: H C Lo), HNO ,, H2S04, HC104. Kwasy słabe: Sh n o 2, hcio, c h 3cooh, h2co 3. lqj ( q) i

** Moc zasady, od której pochodzi kation soli. Zasady mocne: NaOH, KOH, Ca(O H)2, Mg (OH )2 Zasady słabe' iBe(OH)2,Cu(OH)2,Fe(OH)3,NH 3•H20. j

*** Rzeczywisty odczyn będzie słabo kwasowy lub słabo zasadowy w zależności od wartości stałych dysocjacji kwasui zasady.

□ Hydroliza soliHydrolizę soli można, traktować jako proces odwrotny do zobojętniania.

hydroliza >

AICI3+3 H20 zobojętnianie Al(OH)3+3 HCl

Al3++3 Cl” +3 H20 ^ Al(OH)3+3 H++3 Cl-

Al3++3H 20 ?± Al(OH)3+3 H +

zapis cząsteczkowy

zapis jonowy - jonowo zapisuje się tylko mocne elektrolity

zapis jonowy skrócony - równanie hydrolizy








112 j V. ROZTWORY I REAKCJE ZACHODZĄCE W ROZTWORACH WODNYCH

48. Otrzymywanie kwasów, wodorotlenków i soli

■ Otrzymywanie kwasów

Lp. Substraty Produkty Przykładowe rownanij reakcii

1 wodór niemetal ■kwas beztlenowy - po rozpuszczeniu otrzymanegogazu w wodzie

H2+CI2— 2HCl(g)

HC '(g) HC*(aq) i

2 tlenek kwasowy woda ■kwas tlenowy Mn207+ H20— ^-żHMnCb

w formie jonowej:Mn207+ H20 — 2 H++2 Mn04~

3 sól mocnykwas

■słaby kwas beztlenowy lubsłaby kwas tlenowy

■sól

■Na2S +2 HCl —*■2 NaCl +H2Sf

w formie jonowej:

S2' +2Hł -> H2S

■K2Si03+ H2S04 —>H2Si03ł +K2S04

w formie jonowej:

Si032~ +2 H+—►H2Si03ł

I ■ Otrzymywanie wodorotlenków

Lp. Suhsti.ity* ...

■■HM Przykładowe równania reakcji

1

lilii

metal aktywny woda ■wodorotlenek rozpuszczalnyw wodzie =

■wodór

Ca +2 H20 —►Ca(OH)2 + H2ł

w formie jonowej:

Ca +2 H20 —^ Ca2++2 O H" +H 2t

2 tlenek metalu 1.

lub 2. grupy układu

okresowego (bez Be)

woda ■wodorotlenek rozpuszczalnyw wodzie

K20 + H20 —►2 KOH

w formie jonowej:

K20 + H20 -^ 2 K++2 0H-

3 zasadowy wodorek

metalu

woda ■wodorotlenek rozpuszczalnyw wodzie

■wodór

NaH + H20 —»•NaOH + H2+

w formie jonowej:

NaH +H 20 —*■Na++OH- +H 2t

4 sól zasada ■wodorotlenek■sól ; ;

FeCl3+3 KOH —»-Fe(O H)3ł + 3 KCI

w formie jonowej:

Fe3++ 3 OH- —*■Fe(0 H)3ł

■ Zadania

••Zadanie 1. Woda wapienna to nasycony roztwór wodorotlenku wapnia. Zaznacz poprawną odpowiedź.

Ile gramów wapnia należy użyć do przygotowania 500 g wody wapiennej?

Przyjmij, że rozpuszczalność Ca (OH )2 w wodzie wynosi 0,15 g/l00 g wody.

□ A. 0,33 g □ B. 0,41 g IJ C . 0,52 g U D . 0,65 g

••• Zadanie 2. W celu przygotowania roztworu wodorotlenku sodu spalono sód w powietrzu. Otrzymano

23 g nadtlenku sodu i ilość tę wprowadzono do 100 g wody. Podczas reakcji wydziel ał się bezbarwny gaz.

Oblicz stężenie procentowe otrzymanego roztworu wodorotlenku sodu.


Stężenie procentowe otrzymanego roztworu Na OH wynosi

□ A. 1 7% O B . 2 0% O C . 2 3% 0 0 . 2 5 % ;


48. Otrzymywanie kwasów, wodorotlenków i soli 113

| ■ Otrzymywanie soli

*-P- Substraty Piodukty Przykładowe równania reakcji

1 metal niemetal ■sól beztlenowa „ temp.■Fe +S ---U FeS

2 ' metal nieszlachetny kwas ■sól■wodór

■Mg +2 HCl —►MgCl2+ H2t

w formie jonowej:

Mg +2 H +—»•Mg2++H 2t

3 metal szlachetny kwasutlenia

jący

■sól

■tlenek niemetalu■woda

■Cu +2 H2S04(stęż) —►CuS04 +S0 2t +2 H20

w formie jonowej:

Cu +4 H++S0 42“ — Cu2++S 02t +2 H20

4 tlenek zasadowy lubamfoteryczny

kwas ■sól■woda

■MgO +2 HN0 3—►Mg(N0 3)2+ H20

w formie jonowej:

MgO + 2 H+ —►Mg2++ H20■Al203 +6 HCl— *~2 AlCl3+3 H20

w formie jonowej:

Al203 +6 H+—►2 Al3++3 H20

5 wodorotlenek kwas ■sól■woda

* LiOH +HC104— LiCl04+ H20

w formie jonowej:

H+ +OH-—^H 20

■Cu(OH)2+2 HCl—*■CuCl2+2 H20

w formie jonowej:

Cu (OH)2 +2 H+— Cu2++2 H20

■2 KOH +H 3P04—*■K2HP0 4 +2 H20

w formie jonowej:H+ +OH-—* H 20

6 denek zasadowy lubi amfoteryczny

tlenekkwasowy

■sól tlenowa / ■Na20 +N205—*■2 NaN03

7 zasada tlenekkwasowy

■sól tlenowa■woda

■12 KOH +P4O10—►4 K3P04 +6 H20

w formie jonowej:

12 OH -+ P4O10—^4 PO43- +6 H20

8 sól rozpuszczalna j w wódzię

sólrozpuszczalnaw wodzie

■sól trudno rozpuszczalna w wodzie

■sól rozpuszczalnaw wodzie

■Na2C03+CaCl2—►CaC03ł +2 NaCl

w formie jonowej:C032" + Ca2+—►CaC03ł

9 sól uwodniona ■sól bezwodna■woda

- - temp.■CuS04 ■5 H20 ---U CuS04+5 H20

10 amoniak kwas ■sól amonowa ■NH3+HN03— NH4N03

w formie jonowej:

NH3+H+— NH4+

■ Zadanie

•• Zadanie 3. Chlorowodór, otrzymany w reakcji chlorku sodu z kwasem siarkowym (VI) w podwyższonej tem- :

peraturze, wprowadzono do wody i otrzymano 250 cm3 kwasu solnego o stężeniu 0,4 mol •drrr 3.


Ile gramów NaCl przereagowało z kwasem siarkowym(VI) przy założeniu, że wydajność tej reakcji wynosi 100%?

□ A . n ,7 0 g r ] B . 8 , 3 2 g dc. 5,85g □ D. 2,93 g








114 j V. ROZTWORY I REAKCJE ZACHODZĄCE W ROZTWORACH WODNYCH

Sprawdzian po dziale V

•• Zadani e 1. Do trzech naczyń z wodą dodano oddzielnie trzy różne sole. Każda z nich jest solą słabego

kwasu i słabej zasady. Stwierdzono, że:

■ w naczyniu nr 1 odczyn jest obojętny,

8 w naczyniu nr 2 odczyn jest lekko zasadowy,

b w naczyniu nr 3 odczyn jest lekko kwasowy.

Uzupełnij zdania, tak aby były prawdziwe. Wsta w w każdą luką odpowiedn ie określenie.

równą wartości ■ mniejszą niż wartość ■ większą niż wartość

I. Do naczynia nr 1 dodano sól pochodzącą od kwasu, którego stała dysocjacji ma wartość

____________stałej dysocjacji zasady.

II. Do naczynia nr 2 dodano sól pochodzącą od kwasu, którego stała dysocjacji ma wartość

___________________stałej dysocjacji zasady.

III. Do naczynia nr 3 dodano sól pochodz ącą od kwasu, którego stała dysocjacji ma wartość___________________stałej dysocjacji zasady.

••• Zadanie 2. Poza głównymi metodami otrzymywania większości kwasów z tlenków lub wodorków niemetali

w laboratorium kwasy można otrzymać również z ich soli o określonym składzie i właściwościach. Zaplanuj

sposób otrzymania w laboratorium wodnego roztworu kwasu azotowego(V).

a) Uzupełnij schemat doświadczenia. Wstaw w każdą lukę nazwę odczynnika wybraną z podanych.

| roztwór azotanu(V) miedzi(ll) ■ roztwór azotanu(V) sodu

j a roztwór kwasu siarkowego(VI) ■ kwas siarkowodorowy 1

b) Uzupełnij zdanie. Wstaw w każdą lukę odpowiednie wyrażenie

wybrane z podanych.

wydziela się bezbarwny gaz * wydziela się gaz o zielon

kawej barwie ■ strąca się osad ■ roztwór zabarwia się

na niebiesko ■ roztwór się odbarwia W

Podczas przeprowadzonego doświadczenia___________________i ____________________•


Do rozdzielenia niejednorodnej mieszaniny skrobi z wodą najlepiej zastosować

L J A. odparowanie. [_ jB. sączenie. [ jC. sedymentację.

••• Zadanie 4. Zaznacz poprawną odpowiedź. Ile cm 3kwasu solnego o stężeniu 0,1 mol •dm-3 należy dodać

do 20 cm3 roztworu wodorotlenku sodu o stężeniu 0,1 mol •drr r3, aby otrzymać roztwór o pH = 3?

□ A. 18,5 cm3 □ B. 20,4 cm3 □ C. 24,6 cm3 □ D. 27,2 cm3

•• Zadan ie 5. W celu otrzymania czystego węglanu/wapnia z próbki węglanu wapnia zanieczyszczonego

siarczanem(VI) baru przeprowadzono trzy doświadczenia opisane poniżej.

a Doświadczenie nr 1. Do zanieczyszczonej próbki dodano wodę nasyconą tlenkiem węgla(IV) i intensywnie

mieszano. Zaobserwowano zmniejszanie się ilości substancji stałej.

b Doświadczenie nr 2. Niejednorodną mieszaninę otrzymaną w doświadczeniu nr 1 przesączono.

b Doświadczenie nr 3. Przesącz otrzymany w doświadczeniu nr 2 ogrzano do temperatury powyżej 80°C.

Wykonaj polecenia.

a) Napisz w formie cząsteczkowej równanie reakcji zachodzącej podczas doświadczenia nr 1.

b) Napisz wzory jonów znajdujących się w przesączu z doświadczenia nr 2 (pomiń jony pochodzące z auto-

dysocjacji wody).

c) Napisz w formie jonowej równanie reakcji zachodzącej podczas doświadczenia nr 3.


S t o p i e ń

u t l e n i e n i a

VI. Reakcje utleniania i redukcji

49. Stopień utlenienia pierwiastka

■ Stopień utlenieniaSód reaguje z chlorem:

N a ^ - Ć L

Atom sodu oddaje 1 elektron,

czyli jest na I stopniu utlenienia.

Atom chloru przyjmuje 1elektron,

czyli jest na -I stopniu utlenienia.

Magnez reaguje z siarką:

M g O S :

Atom magnezu oddaje 2 elektrony,

czyli jest na II stopniu utlenienia.

Atom siarki przyjmuje 2 elektrony,

czyli jest na -II stopniu utlenienia.

8 Stopień utlenienia pierwiastka w danym związku chemicznym to ładu

nek, jaki zyskałby atom tego pierwiastka, gdyby wszystkie wiązania

w tym związku chemicznym były jonowe.

Albo:

® Stopień utlenienia pierwiastka to liczba oddanych lub przyjętych przez

atom elektronów, przy założeniu, że wszystkie wiązania w tym związkusą wiązaniami jonowymi.

Stopień utlenienia zapisuje się cyfrą rzymską nad symbolem pierwiastka;

może on być liczbą dodatnią lub ujemną, np.:

i -i ii - ii

NaCl, M g S Reakcja spalania sodu w chlorze

D Zmiana stopni utlenienia wybranych pie rwiastków bloku s i p w połączeniach z wodoremi tlenem

VII

VI

V

IV

-IV

-V

-VI

-VII

A ji.

Li Be B C

Ó

N

Ó

O

ó

FA Ne Na M g Al Si

Ó

X - stopień utlenienia w połączeniach z tlenem

O - stopień utlenienia w połączeniach z wodorem

Ó

so

Cl ó








116 VI. REAKCjE UTLENIANIA I REDUKCJI

■ Reguły określania stopni utlenienia

iPierwiastki w stanie wolnym mają zawsze stopień utlenienia

równy 0.

0 0 0 0

Na, S, 02, P4

----- j.

2Litowce we wszystkich związkach chemicznych mają stopień utlenienia równy I.

KCl, Li20, HCOONa

3Berylowce we wszystkich związkach chemicznych mają stopieńutlenienia równy II.

li li liMgS, BeO, CaC2

4Fluor we wszystkich związkach chemicznych ma stopień utlenienia

równy -1. /

-i -i -i

HF, CaF2,OF2

|§lB|a

Wodórw związkach chemicznych (nieorganicznych i organicznych)ma stopień utlenienia równy 1, z wyjątkiem wodorków metali, w których występuje ha—1stopniu utlenienia.

i l i - l - l

H20, C2H6,H2S04i NaH, CaH2

6

Tlen w związkach chemicznych ma stopień utlenienia rów ny-U,

z wyjątkiem:m nadtlenków, w których tleń występuje na -1stopniu utlenienia,

-u -n - ii k2o, h no 3, ch3oh

-1 -1

H202, Na202-1/2ko 2■ponadtlenków, w których tlen występuje na -1/2 stopniu utlenienia,

■związków Z fluorem, w których tlen występuje na dodatnich stop-... niach utlenienia.

U lStopień utlenienia pierwiastka w jonie prostym jest równy ładunkowi

tego jonu.

u ni -1 -u

Cu2+, Fe3+, CH, S2-

8Suma stopni utlenienia wszystkich pierwiastków wchodzącychw skład cząsteczki związku chemicznego wynosi 0.

1 jr-ll

K2Cr2072 •1+2 ■x +7 •(-11) =0x =VI

9Suma stopni utlenienia wszystkich atomów wchodzących w skład

jonu jest równa ładunkowi jonu.

X -H _Mn04

1 -x+ 4- (-11) = -!

x =VII

10

Stopień utlenienia niemetalu wchodzącego w skład jonu resztykwasowej jest taki sam, jak stopień utlenienia tego niemetalu w odpowiednim kwasie.

H3P04, Fe3(P04)2

11

W związkach organicznych każdy atom węgla traktuje się oddzielnie.

Suma stopni utlenienia węgla i połączonych z nim podstawnikówwynosi 0.

/fili \/0 \ /Ml \{ c h ^ c h J - c h -Mc o o h )

\OH/

12

W cząsteczkach estrów, gdy atom tlenu występuje jako element łań cucha węglowego, jego stopień utlenienia dzieli się równomierniena dwa sąsiadujące atomy węgla.

1+ x + ( - ll )+ (-l) =0 x= II

u r / / 0 H—C. yx o - c h 3

-| + y + 3 •1= 0 y =-l l

□ Przykład 1.

Oblicz stopień utlenienia atomu manganu w związku o wzorze K2MnCb i podaj jego nazwę.

Rozwiązanie , _,|

j ■ Zapisujemy wzór związku ze stopniami utlenienia, które są znane: K2Mn04

j m Obliczamy stopień utlenienia manganu: 2 •I + x + 4 •(-II) = 0, zatem x = VI

| Odpowiedź: Stopień utlenienia manganu wynosi VI. Nazwa związku to: manganian(VI) potasu.


50. Przewidywanie stopnia utlenienia pierwiastków j 117

50. Przewidywanie stopnia utlenienia pierwiastków

■ Informacje wstępne

Przynależność pierwiastka do danego bloku konfiguracyjnego układu okresowego pierwiastków zależy odkonfiguracji elektronowej jego elektronów walencyjnych.

18

10 11 12

blok s

ns*

x =1, 2

blok d

(n -])dxns2

x =1, 2, ..., 10

13 14 15 16 17

blok p

ns?npx

x =l, 2, ..., 6

Konfiguracja elektronowa elektronów walencyjnych, x- liczba elektronów, n - numer okresu

Atom pierwiastka w procesie jonizacji dąży do osiągnięcia oktetu lub dubletu elektronow ego w wyniku:

■ oddania wszystkich elektronów walencyjnych - maksymalny stopień utlenienia;

* przyjęcia tylu elektronów, ilu brakuje mu do oktetu lub dubletu elektronowego - min imalny stopień utlenienia;

■ oddania tylu elektronów, ilu brakuje mu do zapewni enia stabil ności atomu (albo orbitale całkowicie zapeł nione, albo dokładnie w połowie).

■ Przewidywanie stopnia utlenienia pierwiastkówNa podstawie konfiguracji elektronowej elektronów walencyjnych i procesów jonizacji zgodnych z regułą oktetu

i dubletu elektronowego można ustalić typowe stopnie utlenienia pierwiastków.

Określenie stopnia utlenienia pi erwiastka na pods tawie konfiguracji jego atomu nie oznacza, że w związkach

chemicznych Sany pierwiastek będzie zawsze występował na wyznaczonym stopniu utlenienia.

□ Blok s■ Atomy pierwi astków 1. grupy układu okresowego oddają po 1el ektronie walencyjnym - stopień utlenienia

litowców jest zatem równy I.ii Na: [Ne]3s11 , ,

f - le stopień utlenienia = I37Rb:[Kr]5si J

■ Atomy pierwiastków 2. grupy układu okresowego oddają po 2 elektrony walencyjne - stopień utlenienia

berylowców jest zatem równy

4Be: [He]2s2 1 2

56Ba: [Xe]6s2■stopień utl enienia = II

□ Blokp* 13AI: [NeJBs^p1 -1 e_ z podpowłoki 3p => stopień utlenienia =I (teoretycznie)

-3 e- walencyjne =>typowy stopień utlenienia = 111

Wraz ze zwiększaniem się liczby atomowej rośnie tendencja do występowania atomów borowców na I stopniuutlenienia.








118 ! VI. REAKCJE UTLENIANIA I REDUKCJI

■ 6C: [He]2s22p2 -2 e~ z podpowłoki 2p => stopień utlenienia = II

-4 e_ walencyjne =>stopień utlenienia = IV

+4 e~ do podpowłoki 2p => stopień utlenienia = -IV

■ 7N: [He]2s22p3 -3 e~ z podpowłoki 2p =>stopień utlenienia =111

-5 e~ walencyjnych =>stopień u tlenienia = V

+3 e~ do podpowłoki 2p => stopień utlenienia = -III

■ 16S: [Ne]3s23p4 -4 e" z podpowłoki 3p => stopień utlenienia = IV

-6 e_ walencyjnych =>stopi eń utlenien ia = VI

+2 e"d o podpowłoki 3p =>stopień utlenienia =-II

■ 17CI: [Ne]3s23p5 -5 e~ z podpowłoki 3p => stopień utlenienia =V

-7 e_ walencyjnych =4>stopień u tlenienia = VII

-1 e~ z podpowłoki 3p (pozostaną 4 e~ sparowane) :

-3 e~ z podpowłoki 3p (pozostaną 2 e~ sparowane) =

+1e_ do podpowłoki 3p => stopień utlenienia =-I

stopień utlenienia = I

stopień utlenienia = III

□ Blok d■ 24Cr: [Ar]3d54s1

stopień utlenienia = II

stopień utlenienia = III

-1 e_ z podpowłoki 4s =4>stopień utlenieni a = I

-6 e_ walencyjnych =>s topień utlenienia =VI

-2 e_ (1 e_ z podpowłoki 4s i 1e_z podpowłoki 3d)

-3 e~ (1 e- z podpowłoki 4s i 2e_z podpowłoki 3d)

■ 25Mn: [Ar]3d54s2 -2 e_ z podpowłoki 4s => stopień utlen ienia = II

-7 e^ walencyjnych =>stopień utlenienia = VII

-6 e~ (2 e~ z podpowłoki 4s i 4 e~ z podpowłoki 3d) =>stopieńutlenienia =VI (np. Mn 042“ )

■ 26Fe: [Ar]3d64s2 ~2 e_ z podpowłoki 4s =>stopień utlenienia = II

-3 e- (2 e~ z podpowłoki 4s i 1e~z podpowłoki 3d) =>stopieńutlenienia =111

-6 e~ (2 e~ z podpowłoki 4s i 4e~ z podpowłoki 3d) =4>stop ień utlenienia=VI (rzadko

spotykany, np. Fe042_)

■ 29Cu: [Ar]3cn°4s1 -1 e~ z podpowłoki 4s =>stopień utlenienia = I

-2e~ (1 e~ z podpowłoki 4s i 1e- z podpowłoki 3d) => stopień utlenienia = II

Trwałość całkowicie wypełnionej podpowłoki d atomów miedziowców jest mniejsza niż cynkowców, dlatego

miedziowce w związkach chemicznych występują na wyższym stopniu utlenienia niż I, a cynkowce - tylko na

II stopniu utlenienia.

■ 30Zn: [Ar]3(f°4 s2 -2 e" z podpowłoki 4s => stopień utlenienia = II

■ Zadania

• Zadanie 1. Określ maksymalne i minimalne stopnie utlenienia, jakie przyjmują w związkach chemicznych

pierwiastki o podanych konfiguracjach elektronowych atomów w stanie podstawowym. Uzupełnij tabelę.

Wpisz w odp owiednie komórki liczby wybrane z podanych.

-IV IV V VI VII

Konfiguracja elektronowa atomu

1s22s22p2 1s22s22p3 1s22s22p4

Maksymalny stopień utlenienia

Minimalny stopień utlenienia

••• Zadanie 2. Zaznacz wszystkie poprawne dokończenia zdania.

Typowe stopnie utlenienia siarki, wynikające z konfiguracji elektronowej jej atomu, to

: a . - iii H ib . - h [ J c . - i [ J D . ii □ e . ni Q f . iv Q g . V

1s22s22p5

H. VI


51. Utlenianie i redukcja. Utleniacze i reduktory i 119 — | ______

51. Utlenianie i redukcja. Utleniacze i reduktory

■ Utlenianie i redukcja

* Utlenianie to proces polegający na oddawaniu elek- ■ Redukcja to proces po legający na przyjmowaniu

tronów przez atomy pierwiastka, który wiąże się elektronó w przez atomy pierwiastka, który wiąże

z podwyższeniem jego stopnia utlenienia: się z obniżen iem jego stopnia utlenienia'0 , o

np. Mg *■Mg2++ 2 e_ np. S +2 e~ —•>S2“

Utlenianiu zawsze towarzyszy redukcja.

■ Utleniacze i reduktory■ Utleniacz to substancja, która powoduje utlenienie

innej substancji, a sama się redukuje.

Utleniacz obniża swój stopień utlenienia w wynikuprzyjęcia elektronów.

Utleniacz się redukuje.

Utleniaczami są:

■ pierwiastki mające dużą elektroujemność, np. fluor,chlor, tlen, siarka, azot;

■ związki chemiczne lub jony, w których atom pier

wiastka może obniżyć stopień utlenienia, np. Ca2+,Cr20 72-, H20 2, KM n0 4;

■ mocne kwasy tlenowe, np. H N0 3.

■ Reduktor to substancja, która powoduje redukcję

innej substancji, a sama się utlenia.

Reduktor podwyższa swój stopień utlenienia w wyniku

oddania elektronów.

Reduktor się utlenia.

Reduktorami są:

■ pierwiastki mające małą elektroujemność, np.

litowce, berylowce, glin, węgiel, wodór;

■ związki chemiczne lub jony, w których atom pier

wiastka może podwyższyć stopień utlenienia, np.

N 0 2T S2-, Fe2+, CO.

■ Zadania

• Zadanie 1. W roztworze wodnym zachodzi reakcja opisana za pomocą równania jonowego skróconego.

Cu2++Zn — Cu +Zn2+\

Ustal, czy cynk w podanej reakcji jest utleniaczem czy reduktorem.

Zaznacz poprawne dokończenie zdania oraz jego uzasadnienie.

Cynk w podanej reakcji jest ;A. utleniaczem, ponieważ Q c. się utlenia.

\ f B. reduktorem, :D. się redukuje.

•• Zadanie:2^Przyporządkuj podane drobiny funkcjom, które mogą pełnić.

Zaznacz w każdym wierszu odpowiednie litery.

A. kationy wapnia D. aniony siarczkowe G. cząsteczki chloru

B. atomy wapnia E. aniony siarczanowe(VI) H. atomy miedzi

C. atomy siarki F. aniony chlorkowe

I. Tylko utleniacze: A /B /C /D /E /F /G /H

II. Tylko reduktory: A /B /C /D /E / F/ G /H

III. Utleniacze lub reduktory: A / B / C / D / E / F / G / H


W którym wierszu poprawnie określono właściwości utleniająco-redukujące poszczególnych jonów?

Tylko utleniacze Tylko reduktory Utleniacze lub reduktory

A. NH 4+, Mn042-, S032- S042-, NO3-, Mn2+, B r Mn04_, N02~

B. Mn OQ , NH4+, B r N02-, S0 32-, Mn 042~ S042-, N03~, Mn2+

C. S0 42-, Mn 04~, N0 3- NH4+, B r Mn2+, S0 32-, N0 2-, Mn OQ








120 VI. REAKCJE UTLENIANIA I REDUKCJI

52. Reakcje utleniania-redukcji

o o2 Na +Cl2 -reduktor utleniacz

I -I2NaCl

■ Informacje wstępne utlenianie -1 e-i ?

■ Reakcja utleniania-redukcji (redoks) to reakcja,

w której następuje zmiana stopni utlenienia pier

wiastków na skutek wymiany elektronów między 1 . , :---— I, . i , . redukcja +1 e~

utleniaczem a reduktorem.

Wymiana elektronów może zachodzić między atomami różnych pierwiastków lub atomami tego samego

pierwiastka (reakcje dysproporcjonowania i synproporcjonowania).

Reakcje utleniania-redukcji

dwa rożne pierwiastkizmieniają stopień utlenienia:

•¡scc-n- podwyższa s-.opicńut eficn a - i/Jec.la sic;

:drugi - obr ża siop:cń

¡en sam pierwiastek jednocześnie utienia się i redukujeWarunek’ pierwiastek musi występować na co najmniejtrzech róznytn stopniach utlenienia

reakcjadysproporcjonowania

utleniaczem i reduktorem jest ta sama substancja

Hreakcja

synproporejonowarna

produktem utleniania i redukcji jest ta sama substancja

utlenianie j -2 e" |0 1 ii o

Mg +2 HCl — » MgCl2 +H2Treduktor utleniacz

| redukcja

2 ■(+1 e~) =+2 e"

utlenianie| 2 •(-1 e~) =-2

-i -ii o2 H202 —> 2 H20 +02t

utleniaczreduktor .

| redukcja |

2 ■ (+1 e“)=+2 e-

utlenianie

-2 e- |IVCOi

o+C 2 COt

utleniacz reduktor

redukcja

+2 e"

■ Przykłady reakcji utleniania-redukcji

□ Reakcja, w której atomy dwóch różnych pierwiastków zmieniają stopień utlenieniautlenianie

IV -i ii oMn02 +4 HCl —> MnCl2 +Cl2t +2 H20utleniacz reduktor

redukcja

□ Reakcja dysproporcjonowania

utlenianie

□ Reakcja synproporcjonowania

utlenianie

III v II3 HN02 —> HN03 +2N0T +H20

utleniaczreduktor

redukcja

HCIO3 +5 HCl— >3 C°l21+3 H20utleniacz reduktor

redukcja


52. Reakcje utleniania-redukcji 121

□ Równanie reakcji zapisane w postaci jonowej

utlenianie

V! IV III VI ,

Cr2072" +3 S032~+8 H+—» 2 Cr3++3 S042-+4 H20utleniacz reduktor

redukcja

□ Reakcja z udziałem związków organicznych

utlenianie

1 11 111 1CH3CHO +2 Cu(OH)2 —* CH3COOH +Cu20 ł +2 H20

reduktor utleniacz

redukcja

□ Przykład 1.

Określ, czy reakcja zapisana za pomocą poniższego równania jest reakcją utleniania-redukcji.

NaOH +HCl— NaCl +H20

Rozwiązanie: Zapisujemy równanie reakcji ze stopniami utlenienia atomów i oceniamy, czy atomy zmieniłystopień utlenienia.

i -n i i - i i -i i - ii

NaOH +HCl —*■NaCl + H20

Odpowiedź: Żaden atom nie zmienia stopnia utlenienia, nie jest to zatem reakcja redoks.

■ Zadania

• Zadan ie 1. Reakcję wapnia z kwasem chlorowodorowym (kwasem solnym) moż na przedstawić dwomarównaniami połówkowymi.

Utlenianie: Ca—*■Ca2i + 2 e"

Redukcja: 2 H4 1-2 e —»•H 2

Uzupełnij zdanie. Wpisz w każdą lukę odpowiedni wzór lub s ymbol wybrany z podanych.

i Ca * Ca2+ 1 H, « Hł !

W opisanej reakcji chemicznej utleniaczem jes t , a reduktorem jes t .

•• Zadanie 2. Nad i pod równaniem reakcji utleniania-redukcji znajdują się oznaczenia - cyfry od 1do 6.


W którym zestawie poprawnie przyporządkowano cyfry odpowiednim znaczeniom?

4 Zn +N03" +10 H+— » 3 H20 +NH4++4 Zn21 2 3

Utleniacz Reduktor Utlenianie Redukcja

3 1 4 6

2 3 5 4

2 1 4 ■-: 5 ";-

3 1 6 5








122 VI. REAKCJE UTLENIANIA I REDUKCJI

53. Bilansowanie równań reakcji utleniania-redukcji

■ Etapy bilansowania równań reakcji utleniania-redukcji

Etapy uvizqlednidiqre tylko atomy, które zmieniająstopnie utlenienia

Etapy uwzględniające całe indywidua, które zawierająatomy zmieniające stopień utlenienia

s 1. Obliczenie stopni utlenienia pierwiastków występujących w równaniu reakcji

0 VIC +H2S04

IV IVco2+ so2+h2o

2. Określenie utleniacza i reduktorat-USCL - utleniacz, C —reduktor

: 3. Algorytm ustalania współczynników - ułożenie bilansui elektronów oddanych i pobranych (liczba elektronów} oddanych musi być równa liczbie elektronów pobranych)

■utlenianieIV

-C +4e-| •1

■redukcjaVIS +2e~

4. Uzgodnienie współczynników w reakcji wyjściowej

C +2 H2S04 C02+2 S02+H20

5. Dobranie pozostałych współczynników zgodniezzasadą zachowania masyC +2 H2S04—^ C02+2 S02+2 H20

3. Zapisanie połówkowych równań reakcji, zgodnie zzasadą zachowania masy i ładunku, oraz ułożenie bilansuelektronów oddanych i pobranych (liczba elektronówoddanych musi być równa liczbie elektronów pobranych)

■utlenianieo IVC —»►C02 +4 e" | •1

Po stronie substratów brakuje atomów tlenu - dopisujemy zatem odpowiednią liczbę cząsteczek wody.Dopisanie cząsteczek wody spowodowało, że teraz postronie produktów brakuje atomów wodoru - dopisujemy zatem odpowiednią liczbę kationów wodoru.Otrzymane równanie utleniania:

C +2 H20 —►C02+ 4 H++4 e-

■redukcjaVISO„2- +2 e-

IVS02|•2

Po stronie produktów brakuje atomów tlenu - dopisujemy zatem odpowiednią liczbę cząsteczek wody. Dopisanie cząsteczek wody spowodowało, że teraz po stroniesubstratów brakuje atomów wodoru - dopisujemyzatem odpowiednią liczbę kationów wodoru.Otrzymane równanie redukcji:

2 S0 42- +8 H+ +4 e_ —►2 S0 2+ 4 H20

4. Dodanie stronami połówkowych równań reakcji

C +2 H20 +2 S0 42- +8 H+ +4 e“ —►

C02+4 H++4 e- +2 S02+4 H20

5. Zapisanie zbilansowanego równania reakcji

C +2 H2S04-^ C 02+ 2 S02+2 H20

■ Przykłady bilansowania równań reakcji utleniania-redukcji

□ Bilansowanie równania reakcji, w której jedną z substancji jest pierwiastek występującyw postaci cząsteczkowej

V oHCIO3+ Br2+ H20 HBr03 + HCl

vCl + 6e- -CiRedukcja:

o vUtlenianie: Br2—^2B r + 2-5e

Równanie zbilansowane:

5 HCIO3 +3 Br2 +3 H20 —►6 HBr03 +5 HCl

•5

•3


53. Bilansowanie równań reakcji utleniania-redukcji i 123

□ Bilansowanie równania reakcji, w której liczba atomów pierwiastka zmieniającego stopieńutlenienia jest większa niż 1

VI 111 III v

K2Cr20 7+ H2S0 4 + KN02 — Cr2(S04)3+ KN03+ I^S 04 + H20

VI II!Redukcja: 2 Cr + 2 ■3e~ —►2 Cr |-1

iii vUtlenianie: N —^N + 2e~ |-3

Równanie z bilansowane:

K2Cr207 +4 H2S04 +3 KN02 — Cr2(S04)3 +3 KN03 +K2S04 +4 H20

□ Bilansowanie równania reakcji, w której część atomów jednego pierwiastka zmienia stopień utlenienia, a część atomów pozostaje na tym samym stopniu utlenienia

O V II V II

Cu + HN0 3— Cu(N 03)2+ NO + H20

o IIUtlenianie: Cu -^ C u + 2e _ |-3

v II

Redukcja: N + 3e ~— »-N |-2

Równanie zbilansowane:o II v II

■ Wpisujemy współczynniki stechiometryczne przed: Cu, C u(N 03)2 oraz NO

3 Cu +H N0 3—*■3 Cu(N03)2+2 NO +H20

Nie wpisujemy współczynnika wynikającego z równania redukcji przed HN 03, ponieważ nie wszystkie atomyazotu zmieniają stopień utlenienia.

■ Na podstawie wpisanych współczynników bilansujemy równanie reakcji - 2 atomy azotu zmieniają swój

stopień utlenienia ^2 No j, a 6 atomów azotu nie zmienia stopnia utlenienia ^3C u(N 03)2J.

v v(2 + 6) HN03, czyli 8HN03

j ■ Liczba atomów po obu stronach równania musi być sobie równa - wstawiamy odpowiedni współczynnikprzed H20.

3 Cu +8 HN03 — 3 Cu(N03)2 +2 NO +4 H20

□ Bilansowanie równania reakcji, w której pierwiastek w jednym związku występuje nadwóch różnych stopniach utlenienia

vi/-n o iv

Na2 S2 0 3+ HCl NaCl + S + S0 2+ H20-ii o

Utlenianie: S —^ S + 2e -

VI _ IV

Redukcja: S + 2 e~— >S


Na2S203 +2 HCl — 2 NaCl +S +S02 +H20

□ Bilansowanie równania reakcji dysproporcjonowania

IV III vno2+ h2o —►hn o2+ hn o3

IV III

Redukcja: N + le~ —>N

iv vUtlenianie: N —^ N + le-

Równanie z bilansowane:

2 N02 +H20 —►HN02 +HN03








124 ! VI. REAKCJE UTLENIANIA I REDUKCJI

□ Bilansowanie równania reakcji synproporcjonowaniav -i o

KI0 3+ HI + H2S04 — l2+ K2S0 4+ H20

v oRedukcja: 21 +2-5 e- —> l2 |•1

-i oUtlenianie: 2 1—H 2 +2-le~ |-5


2KI03+ 10 HI + H2S04 — 6 12+ K2S0 4 +6 H20

□ Bilansowanie równania reakcji z udziałem związków organicznych

vi -1 111 hiK2Cr207 +CH3CH2OH +H2S04 ►Cr2(S04)3+ CH3COOH +K2S04 +H 20

vi 111Redukcja: 2Cr + 2-3 e —>2 Cr |-2

-i mUtlenianie: C —^ C -M e- |-3


2 K2Cr207 +3 CH3CH2OH +8 H2S04 —^ 2 Cr2(S04)3 +3 CH3COOH +2 K2S04 +11 H20

j□ Bilansowanie równania reakcji redoks zapisanej w postaci jonowej

VI oS0 42~ + Zn + H+— * S2“ + Zn2++ H20

Równanie takie można zbilansować na dwa sposoby:

■ Zapisanie bilansu elektronowego dla atomów pierwiastków, które uległy utlenieniu i redukcji

o 11Utlenianie: Z n —^Z n + 2e“ |-4

vi -uRedukcja: S + 8 e~—^ S |-1

Bilans ładunku w równaniu głównym - sumy ładunków jonów po obu stronach równania muszą być równe:

S042“ +4 Zn + 8 H+—^ S2~+4 Zn2++4 H20

■ Zapisanie równań redukcji i utleniania z uwzględnieniem całych indywiduów zawierających atomy, które

zmieniają stopień utlenienia

VI . “ URedukcja: S0 42- + 8 e- —► S2

Równanie połówkowe musi być zbilansowane (bilans materiałowy). Obecnie po stronie produktów brakuje

atomów tlenu. W takim przypadku należy dopisać po prawej stronie odpowiednią liczbę cząsteczek wody

(woda jest wśród produktów reakcji):S0 42" +8 e_ — ►S2~ +4 H20

Dopisanie cząsteczek wody spowodowało, że po stronie substratów brakuje atomów wodoru. W takim przy

padku po stronie lewej należy dopisać odpowiednią liczbę kationów wodoru (reakcja zachodzi w środowisku

kwaśnym):

S0 42“ + 8 e- +8 H+—►S2“ + 4 H20

o uUtlenianie: Zn —*■Zn2++ 2 e~

Równanie jest zbilansowane, ale aby liczba elektronów w równaniu utleniania była równa liczbie elektronów

w równaniu redukcji, należy to równanie pomnożyć przez 4.

4 Zn —►4 Zn2++8 e"

Po dodaniu stronami równań utleniania i redukcji zbilansowane równanie reakcji jest następujące:

S042- +4 Zn +8 H+—►S2-+ 4 Zn2++4 H20

Uwaga . W roztworach wodnych liczby atomów wodoru i tlenu bilansujemy przez użycie cząsteczek wody,

jonów H +lub OH".


Sprawdzian po dziale VI i 125

Sprawdzian po dziale VI

• Zadanie 1. Atomy dwóch pierwiastków, oznaczonych umown ie literami X i Y, mają w stanie podstawowympodane konfiguracje elektronowe. ^

Atom pierwiastka X: ls22s22p2

Atom pierwiastka Y: ls22s22/?63s23p64s13d5

Oceń prawdziwość każdego zdania. Zaznacz P, jeśli zdanie jest prawdziwe, lub F, jeśli jest fałszywe.

1W związkach chemic znych maksymalny stopień utlenienia pierwiastka X jest równy IV,a pierwiastka V jest równy VI. P / F

II Pierwiastek X w związkach chemicznych może przyjmować stopień utlen ienia równy 0. P / F

IIIW związkach chemicznych minimalny stopień utlenienia pierwiastka X jest równy-IV , a pierwiastka Y jest równy 1. P / F

j •• Zadanie 2. Przedstawiono równanie reakcji utleniania-redukcji.

j 2 Mn 04- +10 CU +16 H+—►2 Mn 2++ 5 Cl2+ 4 H20

j Uzupełnij zdania, tak aby były prawdziwe. Zaznacz w każdym zdaniu odpowiednie informacje.

j I. W reakcji przebiegającej zgodnie z powyższym równaniem jony M n0 4_ są utleniaczem / reduktorem,

ponieważ stopień utlenienia manganu się podwyższa / się obniża.

II. Reduktorem są jony Cl- / H+, ponieważ podwyższa się / obniża się stopień utlenienia chloru / wodoru.

III. jony Mn 04_ / Cl- / H+w procesie utleniania oddają / przyjmują elektrony.

••• Zadanie 3. Na podstawie bilansu jonowo-elektronowego ustal współczynniki stechiometryczne w poda

nym schemacie reakcji. Wpisz w każdą lukę odpowiednią liczbę wybraną z podanych (jeżeli współczynnikstechiometryczny wynosi 1, to wpisz liczbę 1).

J 1 ■ 2 ■ 3 ■ 4 • 5 • 6 j

CH3CHO + Cu(OH)2 +_____0H- _— _____CH3COO- +______Cu20 + ______H20

••• Zadanie 4. Podano schematy trzech reakcji utleniania-redukcji.

1. Mn2++ Br2+O H" —»•Mn04~ +B r + H20

2. S2- +12 +OH- — S042" +1-+ H20

3. Br +Br0 3-+ H+—►Br2+ H20

Dla każdego równania reakcji redoks określ stosunek molowy utleniacza do reduktora (nutl : nred). Zastosuj

metodę bilansu jonowo-elektronowego. Uzupełnij zdania.Wpisz w każdą lukę odpowiedni stosunek liczbowy wyb rany z podanych.

j 1:1 ■ 1:3 1 1:4■ 1 :5 ■ 2 : 1 ■ 2 : 3 ■ 2 : 5 * 3:2 ® 4:1 * 5:1 * 5 : 2 ■ 5 : 3 j

I. Stosunek molowy nu t : nredw reakcji 1. wynosi_______ .

II. Stosunek molowy r?ut|: nredw reakcji 2. wyn osi ___ .

III. Stosunek molowy nut|: nredw reakcji 3. wyn osi _______.

••• Zadanie 5. Nadtlenek wodoru w zależności od warunków prowadzenia reakcji utleniania-redukcji może

być utleniaczem lub reduktorem. Zapisz połówkowe równania reakcji.

Utlenianie H202:

Redukcja H202:








VII. Metale

54. Metale - właściwości fizyczne

■ Informacje wstępneZdecydowana większość pierwiastków chemicznych to metale.

1 18

1

■H z podziałem na metale i niemetale

15 16 17

He

2 3Li

2

4Be ,B „c N .0 ,F , Ne

3 „Na Mg ,3Al I4SI ,rP „5 „Cl , Ar

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

4 ■A 20Ca .Sc Ti 23v ,,Cr 25Mn 7.Fe . Co 28NÍ Cu ...Zn ,i Ca 32Ge 33AS 34Se 35Br „Kr

5 37Rb 38Sr 39Y 40Zr „Nb Mo „Tc ;.RU „Rh ■rPd 4?Ag „Cd 49In Sn ..Sb ,,Te 531 "Xe

6 ,,Cs 56Ba i La -.Hf .Ta ,W ,,Re .Os Ir -Pt ....Au „Hg .Tl =.Pb B3Bi Po 85At 86Rn

7 .Fr r-Ra -,Ac ,„,Rf ®Db io6Sg ,07Bh ,0SHs .Mt „gDS ,-Rg „2Cn -.FI .. Lv

metale | L---•-

niemetale [

.Ce Pr .-„Nd ,.Pm 62Sm 63Eu r<Gd „Tb .„Dy . Ho f Er ,.,Tm ..Yb ,Lu

rTh 9, Pa ,U „.Np ■,Pu 95Am ..Cm ,. Bk 98Cf ,,Es i d o Fm , Md ,02 No ,,, Lr

□ Budowa wewnętrzna metalii Metale mają budowę krystaliczną. Kryształy metali są zbudowane z uporządkowanych przestrzennie jonów

! dodatnich (kationów) i swobodnie poruszających się między nimi elektronów. Zdelokalizowane elektrony tworzą| tzw. gaz elektronowy (morze elektronowe, chmurę elektronową) usytuowany w polu elektrycznym wytwarzanym

j przez kationy. Wzajemne przyciąganie kationów i gazu elektronowego jest nazywane wiązani em metalicznym,

j Stopy metali także tworzą kryształy metaliczne.

j □ Metal e lekkie i ciężkiei Metale mają zróżnicowaną gęstość. Przyjęto, że metale o gęstości około 5 g •cm ^ to metale lekkie, a pozo-

! stałe to metale ciężkie.

| Metalami lekkimi są metale należące do bloku s, glin znajdujący się w trzecim okresie i 13. grupie oraz trzy

pierwiastki bloku d: skand, tytan i itr.

Stopy metali mają szersze zastosowanie niż czyste metale, ponieważ właściwości fizyczne metalu zależą od

jego struktury krystalicznej, która zmienia się po dodaniu domieszek metalicznych lub niemetalicznych (takich

jak: węgiel, krzem, fosfor). Dobranie odpowiednich składników i ich proporcji powoduje uzyskanie stopów

o pożądanej twardości, wytrzymałości, temperaturze topnienia czy przewodności elektrycznej lub cieplnej.

Wytworzone jeszcze w starożytności wyroby z niektórych stopów, przetrwały do obecnych czasów. Najpóźniej,

bo dopiero w XX wieku, zaczęto wytwarzać stopy glinu z cynkiem, miedzią, magnezem i manganem, mające

zastosowanie w lotnictwie, przemyśle motoryzacyjnym i okrętowym.


54. Metale - właściwości fizyczne j 127

□ Struktura przestrzenna metaliKationy metali są rozmieszczone w regularnych sieciach krystalicznych, o różnych strukturach przestrzennych:

* heksagonalnej - dowolny element sieci jest otoczony dwunastoma takimi samymi elementami;

■ regularnej - cztery elementy znajdujące się w narożach kwadratu tworzą naprzeciwległe sześciany oddziału

jące na kation ulokowany w centrum bryły; natomiast dowolny element sieci jest otoczony ośmioma takimisamymi elementami;

■ heksagonalno-regularnej - dwie warstwy są ułożone jak w układzie heksagonalnym, a trzecia - jak w regu

larnym, każdy element jest otoczony czternastoma takimi samymi elementami.

Struktury przestrzenne metali: a - heksagonalna - takie kryształą tworzą magnez, kobalt i cynk, b - regularna - takiekryształy tworzą np. żelazo i chrom, c - heksagonalno-regularna - takie kryształy tworzy np. miedź

■ Właściwości fizyczne metaliStruktura wiązania metalicznego decyduje o specyficznych właściwościach metali takich, jak:

■ metaliczny połysk - światło padające na czystą powierzchnię metalu wywołuje drgania elektronów, wówczas

światło zostaje odbite i daje efekt połysku. Gdy metal jest sproszkowany, połysk może być niewidoczny;

■ dobre przewodnictwo elektryczne - elektrony w metalach mogą sięłatwo przemieszczać w polu elektrycznym.

Za właściwości elektryczne metali z reguły odpowiadają elektrony orbitali s \p, a u metali bloku d równieżelektrony orbitali d;

■ dobre przewodnictwo cieplne - krystaliczna sieć przestrzenna metali sprzyja przekazywaniu energii cieplnej,

ponieważ ciepło jest przekazywane zarówno przez drgające jony metalu, jak i przez swobodne elektrony;

■ twardość;

■ na ogół stosunkowo wysoka temperatura topnienia i wrzenia;

■ duża gęstość;

■ odporność na odkształcenia;

■ plastyczność - zdolność do zmian kształtu bez zmiany objętości;

■ ciągliwość i ôwalność w podwyższonej temperaturze - luzy przestrzenne i rodzaj sieci krystalicznej sprzyjająobróbce mechanicznej metali;

■ właściwości magnetyczne - są ściśle związane z obsadzeniem podpowłok elektronowych d\

■ barwa - większość metali ma srebrzystą barwę, jedynie złoto i miedź mają charakterystyczne barwy.

Kadm ma metalicznypołysk i jest kowalny

Sód jest dość miękkimmetalem

Rtęć w temp. 20°C ma ciekły Żelazo ma właściwościstan skupienia magnetyczne








128 Vil. METALE

55. Metale - właściwości chemiczne

■ Reakcje wybranych metali z tlenemMetale charakteryzują się zdolnością do oddawania elektronów i tworzenia jonów

dodatnich. Wsz ystkie metale w wyniku reakcji z tlenem tworzą tlenki. Większość

z nich powstaje w wyniku bezpośredniej syntezy metalu z tlenem, często są to

reakcje spalania. Na przykład:

4 Na +02—►2 Na20

2 Mg +02 — 2 MgO (fot. obok)

2 Ca +0 2—►2 CaO

2 Zn +0 2—*•2 ZnO

□ Niektóre litowce i berylowce w reakcji z tlenemGdy spala się niektóre litowce i berylowce w tlenie, powstają nadtlenki (Na202, K20 2, Ba02), np.

2 Na +0 2—^ Na20 2■ Utlenianie to podwyższanie stopnia utlenienia, np. w reakcjach łączenia się pierwiastków z tlenem.

■ Spalanie to reakcja chemiczna polegająca na gwałtownym łączeniu się substancji z tlenem (ale także z flu

orem, chlorem itd.). Reakcji spalania towarzyszą powstawanie płomienia, efekt cieplny, a nawet dźwiękowy.

□ Metale bloku d w reakcji z tlenemMetale bloku d tworzą tlenki o różnym składzie, np.: żelazo tworzy tlenek żelaza( ll) (FeO), tlenek żelaza (III)

(Fe203) oraz złożony tlenek Fe304 (FeO •Fe203) - główny składnik rudy żelaza - magnetytu. Ten właśnie tlenek

powstaje w reakcji spalania żelaza w tlenie, co wyraża równanie:

3 Fe +2 02—*■Fe304

■ Reakcje wybranych metali z wodąPrzebieg reakcji metali z wodą zależy od aktywności chemicznej metali.

□ Litowce w reakcji z wodąLitowce gwałtownie reagują z wodą:

2 Na +2 H 20 ■

2 K +2 H20 ■

2 NaOH + H2t (fot. obok)

2 KOH +H 2t

□ Berylowce w reakcji z wodą

Berylowce reagują z wodą, ale mniej energicznie niż litowce:Mg +2 H20 —►2 Mg(O H)2 + H2t

Ca +2 H20 —►2 Ca(OH)2 + H2t

Na-

woda ■z fenoloftaleiną

■ Reakcje wybranych metali z kwasami nieutleniającymiProduktami reakcji metali z kwasami nieutleniającymi są sole i gazowy wodór.

□ Reakcje metali z kwasem solnym hc i

■ 2 Na +2 HC l—*■2 NaCl +H2ł

2 Na +2 H++ 2 Cl-—*■2 Na++2 Cl" + H2t

2 Na +2 H+— s-2 Na++ H2f

■ Mg +2 HC l —i►MgCl2 + H2f (fot. obok)

Mg + 2 H++ 2 Cl~—►Ca2++ 2 Cl- + H2f

Mg +2 H+—»-Mg2++H 2f


55. Metale - właściwości chemiczne 129

□ Reakcje metali z kwasem fosforowym(V)■ 6 K +2 H3P04—►2 K3P04 +3 H2t

6 K +6 H ++2 P0 43~ — 6 K++ 2 P043~ +3 H2ł

6 K +6 H +— 6 K++ 3 H2t

■ 3 Mg +2 H3P04— Mg3(P04)2+ 3 H2t (fot. obok)

3 Mg +6 H ++2 P0 43" —►3 Mg2++2 P0 43“ + 3 H2t

3 Mg +6 H+—►3 Mg2++ 3 H2t

□ Reakcje metali z kwasem etanowym■ Fe +2 CH3COOH —►Fe(CH3COO)2 + H2t

Fe +2 H++ 2 CH3COO- —►Fe2++2 CH 3COO- + H2t

Fe +2 H+ —►Fe2++ H2t

Reakcja magnezu z kwasem octowym (1) ma bardziej burzliwy przebieg niż reakcja magnezu zkwasemfosforowym (2)

■ Reakcje wybranych metali z rozcieńczonymi i stężonymi roztworamikwasów utleniających (kwasu azotowego(V), kwasu siarkowego(VI))W reakcjach kwasów utleniających z większością metali nie wydziela się wodór, ponieważ kwasy te redukują

się do odpowiednich tlenków. Pozostałymi produktami reakcji są sole i woda. Stężenie kwasów utleniającychma wpływ na to, które tlenki powstaną w wyniku ich reakcji z metalami.

□ Reakcje metali z kwasem azotowym(V)Mg +2 HN 03(rozc) — Mg(N 03)2+ H2f

4 Mg +10 HN0 3(stęŁ) — 4 Mg(N 03)2 + N20t + 5 H20

□ Reakcje metali z kwasem siarkowym(Vl)Fe +H2S04(rozcj — FeS04+ H2t

Fe +HN03(Stężj —^ reakcja nie zachodzi

□ Żelazo w reakcjach z kwasami utleniającymiReakcje żelaza ze stężonymi kwasami utleniającymi zachodzą początkowo gwałtownie, po czym ulegają zaha

mowaniu wskutek pasywacji żelaza, czyli pokrywania się jego powierzchni szczelną warstwą tlenku żelaza (III).

□ Srebro w reakcjach z kwasami utleniającymiSrebro jest metalem szlachetnym, ma dodatni potencjał standardowy, dlatego nie reaguje z rozcieńczonymkwasem solnym:

Ag +HCl(rozc) —►reakcja nie zachodzi

Reaguje natomiast z rozcieńczonym kwasem azotowym(V):

3 Ag +4 HN 03(rozc) — 3A gN03+ NOt +2 H20

a także ze stężonymi kwasami HN 03 i H2S04:

Ag+2 HNO'3(stęż.) ’2 H 2S0 4(Stęż_)

-AgN03 + N0 2t +H20

ł Ag2S0 4+ S0 2t + 2 H20

Przebieg reakcji żelaza (główny składnik gwoździ)z kwasem solnym (1) i z rozcieńczonym kwasem siarkowym^!) (2) jest podobny

Do probówki z siatką ze srebra (1) dodano stężony roztwórkwasu azotowego(V) (2). W probówce nr 2 jest widocznyczerwonobrunatny gaz - to N02








130 i VII. METALE

56. Szereg napięciowy metali

■ Szereg aktywności chemicznej metali■ Szereg aktywności chemicznej metali to metale uszeregowane według malejącej aktywności chemicznej

wyznaczonej doświadczalnie.

W szeregu aktywności znajduje się również wodór. Metale umieszczone w szeregu przed wodorem w reakcjach

z kwasami wypierają z nich wodór.

Metale takie jak: miedź, srebro, platyna i złoto nie reagują z kwasami, stąd ich nazwa metale szlachetne.

W szeregu aktywności metale te są umieszczone po prawej stronie wodoru.

K Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Sn Pb ■ Cu Ag Pt Au

Maleje aktywność chemiczna metali

□ Zastosowanie szeregu aktywności chemicznej metaliSzereg aktywności chemicznej metali ma znaczenie praktyczne. Pozwala przewidzieć kierunek przebiegu

niektórych reakcji chemicznych zachodzących z udziałem metali.

Metal bardziej aktywny wyprze metal mniej aktywny z roztworu jego soli.

Położenie miedzi i cynku w szeregu aktywności i w szeregu napięciowym metali sugeruje, że cynk jest metalem

aktywniejszym od miedzi. Hipotezę tę można zweryfikować doświadczalnie.

Doświadczenie 1.

Porównanie aktyw ności chemicznej cynku i miedzi

Blaszkę cynkową i drut miedziany dokładnie oczyszcza

my z nalotów, szlifując je papierem ściernym. Sporzą

dzamy ok. 10-proc. roztwory siarczanu(VI) miedzi(II)

oraz siarczanu (VI) cynku. Napełniamy dwie probówki

kolejno roztworami soli, następnie blaszkę cynkową

wkładamy do roztworu siarczanu(VI) miedzi(II) (pro

bówka nr 1), a blaszkę miedzianą do roztworu siarcza

n u j! ) cynku (probówka nr 3).

Obserwacje: po kilku minutach niebieskie zabarwienie roztworu siarczanu(VI) miedzi(II) staje się mniej

intensywne, a blaszka cynkowa pokrywa się czerwono-

brunatnym nalotem (probówka nr 2). W probówce nr 4

natomiast nie obserwujemy zmian - powierzchnia dru

tu miedzianego się nie zmienia.

Wnioski: na blaszce cynkowej osadziła się metaliczna

miedź. Przebiegający proces można zapisać równa

niem reakcji:Zn + Cu2+—* Zn2++Cuł

W probówce nr 1 atomy cynku utleniają się do dwuwartościowych kationów i przechodzą do roztworu, jony

miedzi(II) zaś redukują się do metalu, który osadza się na powierzchni cynku, jony cynku nie reagują z meta

liczną miedzią. Potwierdza to hipotezę: cynk znajdujący się na lewo od miedzi w szeregu aktywności metali, jest

metalem aktywniejszym od miedzi. W reakcji redoks jony miedzi(ll) są utleniaczami, a atomy cynku - redukto

rami. Natomiast w probówce nr 3 reakcja nie zachodzi, poni eważ atomy miedzi są zbyt słabymi reduktorami,

aby zredukować kationy cynku do wolnego metalu. Tym samym jest niemożliwe odwrócenie kierunku reakcji

(w lewo), ponieważ jony cynku są zbyt słabymi utleniaczami, aby utlenić metaliczną miedź.


56. Szereg napięciowy metali j 131

■ Szereg napięciowy metali

® Szereg napięciowy metali to zbiór reakcji elektrodowych uporządkowanych według rosnących wartościstandardowych potencjałów półogniw, w których te reakcje zachodzą. _■

Ilościową miarą aktywności metali są wartości ich potencjałów standardowych wyrażone w woltach (V), będące

konsekwencją zjawisk zachodzących na granicy faz metal-roztwór. Z chwilą zanurzenia metalu w wodnym

roztworze jego soli powstaje układ metal-roztwór, który schematycznie zapisuje się jako M \Mn+, gdzie M

oznacza metal, Mn+— jony metalu w roztworze, a kreska pionowa symbolizuje granicę faz.

Ujemna wartość potencjału standardowego wskazuje, że metal ma większą zdolność do oddawania elektro

nów niż wodór, czyli ma większą tendencję do utleniania się - metal taki jest silniejszym reduktorem. Metal

o niższym potencjale standardowym (metal aktywniejszy) wypiera z roztworu jony metali o wyższym potencjalestandardowym (jony metali mniej aktywnych).

ISchemat Potencjał

połogu iwa połogniwa, Vzreduk

Ca |Ca2+ -2,86

Na I Na+ -2,72

Mg | Mg2+ -2,36

Li

K

Ca

Na

Mg

Al

Mn |Mn2+ -1,18 Mn

Zn |Zn2* -0,76 Zn

Cr |Cr3' -0,74 Cr

Fe | Fe2* -0,44 Fe

Cd |Cd21 -0,4 Cd

Co |Co21 -0,26 Co

Ni | Ni2* -0,26 Ni

Sn |Sn2! -0,14■

Sn~T

Pb | Pb2+ -0,13 Pb

•i- 0 z definicji H2 I

Cu | Cu2 +0,34 Cu

Ag |Ag+ +0,80 Ag

Hg | Hg2' +0,85 Hg

Au |Au3+ +1,52 Au

Forma

.

utleniona

K+

Ca2+

Na+

Mg2+

AP*

Mn2+

Zn2+

C r 3 +

Fe2+

Cd2+

Co2+

Ni2+

Sn2+

Pb2+

Cu2+

Hg2+

Au3+








132 Vil. METALE

■ Zastosowanie szeregu napięciowego metaliSzereg napięciowy metali jest pomocny w rozwiązywaniu wielu problemów chemicznych, np. w określaniu

przebiegu niektórych reakcji jonowych w roztworach wodnych.

□ Przewidywanie kierunku przebiegu reakcji metali z kwasamiMetale o ujemnym potencjale standardowym wypierają wodór z kwa

sów, a metale o dodatnim potencjale standardowym takiej reakcji

nie ulegają.

□ Przykład 1.

Które równania opisują reakcje chemiczne mogące zachodzić w roz

tworze wodnym?

A. Zn +2 H+—►Zn2++ H2t C. 2 Au +2 H+— 2 Au++ H2f

B. Cu +2 HH D. Fe +2 HH Fe2++H,t


W roztworze wodnym zajdą reakcje A i D. Cynk i żelazo mają niższy po

tencjał standardowy niż wodór, będą więc powodowały jego redukcję.

Natomia st miedź izłoto są metalami szlachetnymi o dodatnim poten

cjale standardowym, nie wypierają więc wodoru z roztworów kwasów.1 - cynk reaguje zkwasem solnym2 - miedź nie reaguje zkwasem solnym

□ Przewidywanie kierunku przebiegu reakcji metali z roztworami soli

Metale o niższym potencjale standardowym wypierają z roztworu jony metali o wyższym potencjale

standardowym.

□ Przykład 2.

Które równania opisują reakcje chemiczne mogące zachodzić w roztworze wodnym?

A. Zn +2 Ag+—»•Zn2++ 2 Ag C. Fe2++ Cu —> Fe +Cu2+

B. Pb + Cu2+—►Pb2++Cu D. Zn2++ Pb — Zn + Pb2+


W roztworze wodnym zajdą reakcje A i B. Cynk ma niższy potencjał standardowy niż srebro, a ołów ma niższy

potencjał standardowy niż miedź. M iedź ma wyższy p otencjał standardowy niż żelazo, więc w reakcji C to

żelazo będzie występowało w roztworze w postaci jonów Fe2+. Reakcja opisana równaniem C nie zajdzie zatem

w roztworze. Podobnie jest w przypadku reakcji D - ołów ma wyższy potenc jał standardowy niż cynk, więc to

cynk będzie występował w roztworze w postaci jonów Zn 2+.

■ Zadanie

•• Zadanie 1. Na podstawi e podanych standardowych potenc jałów redukcji ustal, czy jony NÓ3~ oraz jony

H+mogą utlenić miedź.

N03~+4 H++3 e-— NO +2 H20 £? = 0,96 V j

2H+ +2 e-—>H2 E2° = 0,00 V

Cu2++2 e' — Cu £3= 0,34 V

Uzupełnij zdania, tak aby były prawdziwe.

Zaznacz w każdym zdaniu litery przyporządkowane odpowiednim określeniom.

A. mogą utl en ić m iedź do jonów Cu2+ C. niższy

B. nie mogą utlenić miedzi do jonów Cu2+ 0. wyższy

I. jony N 03~w środowisku o odczynie kwasowym A / B, ponieważ standardowy potencjał £° jest C / D niż

standardowy potencjał £3.

II. Jony H+A / B, ponieważ standardowy potencjał £2jest C / D niż standardowy potencjał £3.

więcej na WWW.2DASZ.TO

57. Metale grup 1. i 2. | 133

1

i

57. Metale grup 1. i 2.

■ Litowce

Do litowców należą: lit, sód, potas, rubid, cez i frans.

Są metalami lekkimi, miękkimi (możn a je kroić no

żem), o małej gęstości i srebrzystobiałej barwie. Lit,

sód i potas mają gęstość mniejszą niż gęstość wody.

Wraz ze zwiększaniem się liczby atomowej zwiększa

się ich gęstość i promień atomowy, maleje zaś twar

dość oraz spadają temperatury wrzenia i topnienia.

□ Barwienie płomienia przez sole litowcówZwiązki chemiczne litowców barwią płomienie na charakterystyczne dla każdego metalu kolory:

■ karmazynowy - lit,■ żółty - sód,

■ fioletowy - potas,

■ czerwony - rubid,

■ niebieski - cez.

□ Właściwości litowcówZ konfiguracji elektronowej atomów litowców oraz

ich położenia w układzie okresowym wynika, że:

■ mają po 1elektronie walencyjnym;

■ wykazują tendencję do oddawania 1 elektronu,

a więc łatwo tworzą jednododatnie kationy M +;

■ tworzą niemal wyłącznie związki chemiczne o budowie jonowej;

■ mają małą elektroujemność (najmniejszą w okresie);

■ mają małą energię jonizacji.

Litowce potwierdzają swoją dużą aktywność chemicz

ną zachowaniem wobec składników powietrza. Próbki

tych metali, wydobyte ze szczelnych pojemników (np.

wypełnionych naftą), pokrywają się warstwą nalotu,

składającego się z tlenków, wodorotlenków i węgla

nów, będących produktami reakcji danego metalu

z tlenem, parąŁwodną oraz tlenkiem węgla(IV).

Barwienie płomienia przez związki: 1 - litu, 2 - cezu

Lit (1), sód (2) i potas (3) przechowuje się w nafcie zewzględu na ich dużą aktywność

□ Porównanie właściwości chemicznych litowców

Konfiguracjaelektronowa

litowca

3Li: [HejZs1

rNa: [NejBs1

i9K: [Ar]4s1

37Rb: [Kr]5s1

„Cs: [Xe]6s’

87Fr: [Rnps1

Aktywnośćchemiczna

Charakterzasadowy

tlenków ŹW20

MoczasadM OH


http://www.2dasz.to/






134 I VII. METALE

■ BerylowceDo berylowców należą: beryl, magnez, wapń, stront,

bar i rad. Są metalami lekkimi, kruchymi, srebrzysto-

białymi o małej gęstości, twardszymi od litowców.

Ich twardość maleje wraz ze zwiększaniem liczby

atomowej. Berylowce mają większe wartości tempe

ratury topnienia i wrzenia oraz gęstości niż litowce,

ale mniejsze niż metale ciężkie.

□ Barwienie płomienia przez sole berylowcówZwiązki chemiczne berylowców w stanie gazowym

barwią płomień na kolor:

* ceglastoczerwony - wapń,

■ karminowy - stront,

■ zielony - bar. Barwienie płomienia przez związki: 1- strontu, 2 - baru

□ W łaściwości berylowcówZ konfiguracji elektronowej atomów berylowców oraz ich położenia w układzie okresowym wynika, że:

■ mają po 2 elektrony walencyjne;■ wykazują tendencję do oddawan ia 2 elektronów, a więc łatwo tworzą dwudodat nie kationy M2+;

■ tworzą niemal wyłącznie związki chemiczne o budowie jonowej (z wyjątkiem berylu);

■ mają małą elektroujemność (większą od litowców);

m mają małą energię jonizacji.Wysoka reaktywność berylowców, choć mniejsza niż litowców, powoduje, że żaden z tych pierwiastków n

Beryl (i) i migneż {2) są:sfebrzystymi metalami. Wapń (3j 'i śtońt .(4) są tak ak tywną że trzeba je przechowywać w nafcie

O Porównanie właściwości chemicznych berylowców

Konfiguracjaelektronowaberylowca

4Be: [He]2s2

12Mg: [Ne]3s2

2gCa: [Ar]4s2

38Sr: [Kr]5s2

56Ba: [Xe]6s2

ooRa: [Rn]7s2

Aktywnośćchemiczna

Charakterzasadowy

tlenków MO

Moczasad

/W(OH)2


58. Glin i jego związki chemiczne j 135

58. Glin i jego związki chemiczne

■ Właściwości fizyczne glinuGlin to metal o srebrzysto białej barwie i metalicznym

połysku, jest kowalny i ciągliwy, dobrze przewodzi

prąd elektryczny i ciepło. W porównaniu z większo

ścią metali ma małą gęstość (dA[ = 2,7 g •cm-3).

Czysty, krystaliczny glin jest kruchy i łamliwy. Trwal

sze i łatwiejsze w obróbce są stopy glinu z miedzią

i magnezem, zwane duraluminium. Aluminium to

stopy z manganem i magnezem. Są one używane do

produkcji np. puszek do napojów. Folie aluminiowe

o różnej grubości stosuje się do pakowania żywności

oraz jako odbijające promieniowanie podczerwone

ekrany cieplne, które zapobiegają utracie ciepła.

■ Właściwości chemiczne glinu

Glin jest pierwiastkiem należącym do 13. grupy układu okresowego pierwiastków. Z konfiguracji elektronowejatomu glinu:

13Al: [Ne]3s23p1wynika, że:

■ ma 3 elektrony walencyjne;

■ ma tendencję do oddawania 3 elektronów i tworzenia tym samym trwałego kationu Al3+, wchodzącego iw skład związków jonowych glinu; >

■ może uwspóln iać 3 elektrony i tworzyć związki chemiczne o budowie kowalencyjnej, w których występujena III stopniu utlenienia.

□ Pasywacja glinu■ Pasywacja to proces, w którym aktywna chemicznie substancja wytwarza na swojej powierzchni powłokę

pasywną, powstającą z produktów reakcji chemicznej tej substancji z otoczeniem. Powłoka ta jest całkowicie

odporna na dalsze reakcje ze środowiskiem i jednocześnie na tyle szczelna, że stanowi barierę ochronnądla reszty substancji, którą pokrywa.

Glin na powietrzu ulega pasywacji. Na powierzchni glinu tworzy się cienka warstwa tlenku glinu, która chroni

metal przed dalszymi reakcjami z tlenem i wodą.

4 Al +3 02— 2 Al20 3

□ AluminotermiaGlin redukuje tlenki metali do wolnych pierwiastków, a sam utlenia się do tlenku glinu, zgodnie z równaniem: I

4 Al +3 Mn0 2—»-3 Mn +2 Al20 3+energia j

Reakcji towarzyszy wydzielanie się tak dużej ilości ciepła (temperatura osi ąga 3000°C) , że otrzymywany metal

jest w stanie ciekłym. Proces ten, nazywany aluminotermią, jest wykorzystywany w metalurgii do otrzymywania

chromu, manganu, wanadu lub stopów tych metali z żelazem.

□ Reakcje glinu z rozcieńczonymi kwasamiGlin reaguje z rozcieńczonym kwasem solnym i z rozcieńczonym kwasem siarkowym(VI) z utworzeniemodpowiednich soli i wydzieleniem wodoru:

2 Al +6 HC I(rozc) —>2 AlCl3 +3 H 2t

2 Al +3 H2S0 4(rozc) — Al2(S04)3+3 H2t

Z rozcieńczonym kwasem azotowym(V) reaguje zgodnie z równaniem reakcji:

Al +4 HN 03(rozc) — Al(N 03)3+ NOt +2 H20








136 | Vil. METALE

□ Reakcje glinu ze stężonymi kwasamiPod wpływem stężonego kwasu siarkowego(VI) i stężonego

kwasu azotowego(V) glin ulega pasywacji, tzn. pokrywa się

szczelną warstwą tlenku glinu, chroniącą wewnętrzne warstwy

metalu przed ich roztworzeniem.

Glin nie reaguje ze stężonymi kwasami.

Al + H N0 3(stęż) —»■reakcja nie zachodzi

□ Reakcje glinu z zasadamiGlin reaguje z roztworami mocnych zasad, np. NaOH, co po

twierdza jego właściwości amfoteryczne:

2 Al + 2 NaOH + 6 H20 -*• 2 Na[Al(O H)4] + 3 H2t

■ Tlenek glinuTlenek glinu ma właściwości amfoteryczne, reaguje zarówno z kwasami, jak i z zasadami.

Al20 3+6 HCl — 2 AlCl3+3 H20

At20 3+ 2 NaOH +3 H20 2 Na[Al(OH)4]

Doświadczenie 1.

Badanie właściwości tlenku glinu

■ Do dwóch probówek wsypujemy po około 2 g tlenku glinu. Do

; pierwszej wlewamy 5 cm3 20-proc. kwasu solnego (probówka

nr 1), a do drugiej 5 cm 320-proc. roztworu wodorotlenku sodu

(probówka nr 3). Po zmieszaniu zawartości obie probówki ogrze

wamy w pł omieniu palnika,

i Obserwacje: w obu probówkach tlenek glinu się roztwarza (2 i 4).

: Wnioski: tlenek glinu reaguje zarówno z kwasem solnym, jak

i z zasadą sodową.

| ■ Wodorotlenek glinu

□ Otrzymywanie wodorotlenku glinu

Wodorotlenek glinu można otrzymać z soli glinu:A12(S04)3+6 NaOH — 2 Al(OH)3ł + 3 Na2S0 4

| 2 Al3++ 3 S 042- + 6 Na++ 6 O H" -*• 2 A l(O H)3ł +6 Na++ 3 S 042“

| Al3++ 3 OH“ — A l(OH )3ł

I Można go też strącać za pomocą amoniaku; Al( OH )3 jest nierozpuszczalny w nadmiarze amoniaku

(nie tworzy aminakompleksów):

Al2(S04)3+6 NH 3+ 6 H20 2 Al(O H)3* +3 (NH4)2S0 4

Al2(S04)3+ 6 NH3 •H20 —►2 Al(OH)3ł +3 (NH 4)2S04

j □ Właściwości wodorotlenku glinuWodorotlenek glinu wykazuje właściwości amfoteryczne:

Al(OH) 3+ 3 HCl —>•AlCl3+ 3 HzO

W reakcji z zasadą sodową tworzy najpierw tetrahydroksoglinian sodu:

Al(OH)3+ NaOH —►Na[Al(OH)4]

a w nadmiarze zasady - heksahydroksoglinian sodu:

Al(OH )3 +3 NaOH —»-Na3[Al(OH)6]

Glin reaguje z kwasem solnym (1) i zzasadąsodową (2)


58. Glin i jego związki chemiczne 137

Doświadczenie 2.

i Otrzymywanie i badanie właściwości wodorotlenku glinu

j Do zlewki o pojemnośc i 100 cm3wlewamy 20-30 cm 32-proc. roztworu siarczanu (VI) glinu, po czym dodajemy

j kroplami wodę amoniakalną (25-proc. roztwór amoniaku) do strącenia osadu. Osad odsączamy na lejku przez j bibułę i przemywamy wodą destylowaną.

j Otrzymany osad wodorotlenku glinu dzielimy na dwie części i przenosimy do dwóch probówek (1 i 4). Do

j pierwszej dodajemy 5-proc. roztwór kwasu solnego (probówka nr 2), a do drugiej 5-proc. roztwór wodorotlenku| sodu (probówka nr 5). : ;

| Obserwacje: po dodaniu wody amoniakalnej do roztworu soli glinu (siarczanu(V I) glinu) strąca się biały, galareto- .

I waty osad, znikający po dodaniu zarówno kwasu solnego (probówka nr 3), jak i zasady sodowej (probówka nr 6). ;

i Wnioski: w reakcji siarc zanu( VI) glinu z wodą amoniakalną powstaje wodorotlenek glinu. Wodoro tlenek glinu '

j reaguje zarówno z mocnym kwasem solnym, jak i z zasadą sodową.1 . __________________________________________________ i

{ ■ Zastosowanie glinu i jego związków chemicznychi Glin jest drugim po żelazie najczęściej używanym metalem. Stosuje się go m.in. do wyrobu:

j ■ przewodów elektrycznych,

■ luster (do teleskopów),

■ cystern do transportu stężonego kwasu azotowego(V),

j ■ farb, materiałów wybuchowych i sztucznych ogni (tu: używa się glinu w postaci pyłu lub proszku).

Wodorotle nek glinu jest wykorzystywany w przemyśle farmaceutycznym do produkcji leków zalecanych przy

nadkwaśnoścfsoku żołądkowego, ponieważ działa zobojętniająco na nadmiar kwasu solnego w żołądku. Powstający w wyniku tej reakcji chlorek glinu działa przeciwzapalnie na błonę śluzową żołądka.

Stopy glinu mają małą gęstość i są bardziej wytrzymałe niż czysty glin, dlatego stosuje się je w:

■ przemyśle lotniczym, ■ przemyśle motoryzacyjnym, ■ budownic twie.

j Stopy glinu








138 Vil. METALE

59. Cynk, miedź i ich związki chemiczne

■ Pierwiastki bloku dZ konfiguracji elektronowej metali bloku d wynika, że w większości przypadków orbitale s są obsadzone dwoma

elektronami (przy niecałkowitym obsadzeniu orbitali typu d), a chrom, miedź, niob, molibden, technet, ruten,

rod, srebro, platyna i złoto mają po jednym elektronie walencyjnym s1. Takie niecałkowite wypełnienie podpowłok

d czy s wynika z niewielkich różnic energetycznych między elektronami s i d i powoduje, że większość metali

bloku d wykorzystuje do tworzenia wiązań chemicznych elektrony z obu tych podpowłok.

Konfiguracje elektronowe pierwiastków bloku d

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

421 S C

[Ar]3d'4s2

22Ti

[Ar]3dV

23 V

[Ar]3d34s2

24 Cr

[Ar]3ds4s'

25 Mn

[Ar]3d W

26 Ffi

[Ar]3dV

27 CO

[Ar]3dV

28 NÍ

[Ar]3d*4s2

29 CU

[Ar]3d’V

3o Zn

[Ar]3d’V

539v

[Kr]4dV

40Zr[Kr]4d25s2

4, Nb

[Kr]4dV

42MO[Kr]4ds5s'

43 T c

[Kr]4d65s1

4,Ru

[Kr]4d75s’

45 Rh

[Kr]4d85s’

«P d[Kr]4d10Ss°

4 i A g

[Kr]4d105s1

48 Cd

[Kr]4d,05s2

6 57 La[Xe]5d’6s2

72 Hf [Xe]4/,45d26s2

73 fa[Xel4/ 5c’6s

Hw[Xej4/’V 6 s 2

75 Re[Xe]4/145d56s2

76 CS[Xe]4/145d66j2

77 Ir[Xe]4f‘'5d 6C

78 ^

[Xe]4/H5£ł!6s1

79 Au[ X e ] 4 / W

so Hg[ X e ] 4 / ' W

Charakterystyczną cechą metali bloku d jest ich zmienny stopień utlenienia, który może przyjmować wszystkie

wartości - od I (np. srebro) do maksymalnej, zgodnej z numerem grupy układu okresowego (np. dla manganu:

VII ). Metale te tworzą tlenki, wodorotlenki, sole, a nawet kwasy tlenowe. Tlenki i wodorotlenk i na I i II stopniu

utlenienia mają charakter zasadowy, na lili IV stopniu utlenienia związki te mają charakter amfoteryczny, a na

stopniach utlenienia; V, VI i VII pojawiają się właściwości kwasowe. Większość metali bloku d ma zdolność

do tworzenia barwnych związków chemicznych, a ich sole są w większości trudno rozpuszczalne w wodzie.

| ■ Cynk i jego związki chemiczne

I □ Cynki Cynk jest pierwiastkiem należącym do 12. grupy układu okreso-

| wego pierwiastków. Z jego konfiguracji elektronowej:

30Zn: [Ar]3c/104s2wynika, że atom cynku ma 2 elektrony walencyjne opisane przez

orbital 4s. Są one łatwo oddawane przez cynk, co prowadzi do

utworzenia kationów cynku Zn2+. W związkach chemicznych

cynk przyjmuje II stopień utlenienia. W temperaturze pokojowej

ulega działaniu powietrza i pokrywa się warstwą tlenku:

2 Zn +02— 2 ZnO

Na gorąco spala się w atmosferze czystego tlenu do ZnO.

Cynk ma właściwości amfoteryczne. Reaguje z rozcieńczonymi kwasami z wydzieleniem wodoru:

3 Zn +2 H 3P04(rozc) — Zn3(P0 4)2 + 3 H2t

oraz ze stężonymi roztworami mocnych z asad:

Zn +2 NaOH (stęż) + 2 H20 -> Na2[Zn(OH )4] +H2t

tetrahydroksocynkan(ll) sodu

Cynk ze stężonym kwasem azotowym(V ) reaguje zgodnie z równaniem reakcji:

4 Zn +10 HN 03(stęż) — 4 Zn(N 03)2+ NH 4N03+ 3 H20


59. Cynk, miedź i ich związki chemiczne I 139

□ Tlenek cynkuTlenek cynku ma właściwości amfoteryczne, tzn. uleg

reakcjom zarówno z kwasami, jak i z zasadami:

ZnO +2 HCl —►ZnCl2+H 20

chlorekcynku(ll)

ZnO +2 NaOH + H20 —^ Na2[Zn(O H)4]tetrahydroksocynkan(ll)

sodu

□ Wodorotlenek cynkuWodorotlenek cynku ma właściwości amfoteryczne, tzn.

reakcjom zarówno z kwasami, jak i z zasadami:

Zn(OH)2+-H2S04— ZnS04+2 H20

siarczan(VI)cynku(ll)

Zn(OH)2 +2 KOH — K2[Zn(OH)4]

tetrahydroksocynkan(ll)potasu

□ Zastosowanie cynkuCynk znalazł wiele zastosowań, używa się go:

■ do pokrywania stalowych przedmiotów i urządzeń w celu zabezpieczenia przed korozją (powłoka cynkowa jest trwała i odporna na przerwania i nieciągłości);

■ w mikroelektronice - z cynku, w połączeniu z metalem mniej aktywnym (np. srebrem), wykonuje się mini-baterie (np. do zegarków, rozruszników serca);

■ jako składnik stopów (np. mosiądzu);

■ do wyrobu pigmentów (tzw. biel cynkowa to tlenek cynku, ZnO);

■ w farmaceutyce - tlenek cynku jest składnikiem tzw. maści cynkowej, a jako suplement, w postaci glukonianu

cynku, uzupełnia niedobory tego metalu w organizmie (cynk jest mikroelementem).

■ Miedź i jej związki chemiczne

□ MiedźMiedź jest pierwiastkiem należącym do 11. grupy układu okre

sowego pierwiastków. Z jej konfiguracji elektronowej:

29Cu: [Ar] BcWs1wynika, że atom miedzi ma 1 elektron walencyjny. Miedź naj

częściej tworzy związki chemiczne, w których przyjmuje I lub II

stopień utlenienia.

Czysta miedź jest różowobrązowym, miękkim metalem bardzo

dobrze przewodzącym ciepło i prąd elektryczny. Na powietrzu

miedź pokrywa się ochronną warstwą ceglastoczerwonego tlenku miedzi (I) :

4 Cu +0 2—^ 2 Cu20

Pod wpływem wilgoci i C02 miedź pokrywa się zielonym nalotem - patyną, która jest mieszaniną różnych związków chemicznych miedzi.

Miedź jest metalem szlachetnym, ma dodatni potencjał stan

dardowy (w szeregu napięciowym metali jest umieszczona za

wodorem), dlatego też nie reaguje z rozcieńczonymi kwasamiHCl i H2S04:

Cu + HCl(rozc) —►reakcja nie zachodzi

Cu + H2S04(rozc) —>-reakcja nie zachodzi

Miedź roztwarza się w kwasach utleniających, przy czym w stę

żonym kwasie azotowym(V) redukuje ten związek do tlenku

azotu(IV), a w rozcieńczonym - do tlenku azotu(II):

Cu +4 HN0 3(stęż) — Cu(N 03)2+ 2 N02t +2 H20

3 Cu +8 HN 03(rozc) —►3 Cu(N0 3)2 +2 N Oł + 4 H20

Miedź reaguje ze stężonym kwasem siarkowym(VI):

Cu +2 H,SO 4(stęż.) CuSCb + S O J +2 H,0Reakcja miedzi z rozcieńczonym (1) i stężonym(2) roztworem HN03








140 i VII. METALE

□ Tlenki miedziMiedź tworzy dwa tlenki: tlenek miedzi(l) (Cu20) o barwie ceglastoczerwonej oraz tlenek miedzi(II) (CuO)

o barwie czarnej:

2 Cu +02—>2 CuO

Powstanie ceglastoczerwonego tlenku miedzi (I) świadczy o pozytywnym wyniku próby Trommera - charakte

rystycznej reakcji, jakiej ulegają aldehydy utleniające się do kwasów karboksylowych:

temp.CH3CHO +2 Cu(OH)2-

etanal

^ CH3COOH +Cu2Oł +2 H20

kwas etanowy

Tlenek miedzi(II) pełni funkcję utleniacza w reakcji utleniania alkoholi:

CH3CH2OH +CuO —* C H3CHO +Cu + H20

etanol etanal

Roztwory wodne związków chemicznych miedzi(II) mają barwę niebieską. Barwa ta pochodzi od kationów

heksaakwamiedzi(ll) [Cu( H20) 6]2+.

NaOH

CuSO Cu (OH)-

□ Wodorotlenek miedzi(ll)

Wodorotlenek miedzi(ll) jest trudno rozpuszczalny w wodzie. Możnago otrzymać w postaci galaretowatego, niebieskiego osadu w reakcji

strąceniowej:

CuS0 4+ 2 NaOH —*►Cu(OH)2ł + Na2S04 (fot. obok)

Wodorotl enek miedzi (II) ma właśc iwości amfote ryczne. W reakcji z kwa

sami tworzy sole:

Cu (OH)2 +H2S04—►CuS0 4+ 2 H20

a w reakcji z wodorotlenkami - tetrahydroksokompleksy miedzi (II) o bar

wie granatowej:

Cu(OH)2+2 NaOH -*► Na2[Cu(0H)4]tetrahydroksomiedzian(ll)

sodu

Cu(OH)2+2 Na++2 OH-—►2 Na++[Cu(OH)4]2-

Cu(O H)2 +2 OH~ —»■[Cu(OH)4]2“

Wodorotlenek miedzi (II) rozkłada się pod wpływem ogrzewania na czarny

tlenek miedzi(II) i wodę:

Cu (OH) 2 teiT-)--» CuO + H20 (fot. obok)

□ Zastosowanie miedziMiedź stosuje się do produkcji:

■ cienkich blach i rur;

■ brązu (stop miedzi z cyną), z którego odlewa się np. pomniki, dzwony;

■ mosiądzu (stop miedzi z cynkiem), z którego wytwarza się np. klamki,

okucia, armaturę sanitarną.

Miedź jest mikroelementem występującym w centrach aktywnych wielu enzymów. Znajduje się tam ze wzglę

du na łatwość pobierania i oddawania elektronu w czasie zmiany stopnia utlenienia. Potrzebna jest np. do

tworzenia się czerwonych krwinek, jej niedobór w organizmie człowieka prowadzi do anemii, zaburzeń pracy

układu nerwowego i układu krążenia.

■ Zadanie

•• Zadanie i. Płytkę miedzianą zanurzono w 100 cm3wodnego roztworu Ag N0 3. Po wyjęciu płytki stwier

dzono, że stężenie jonów Cu2+w otrzymanym roztworze jest równe 0,5 mol -d ir r3. Uzupełnij zdanie, tak

aby było prawdziwe. Wstaw w każdą lukę odpowiednią informację wybraną z podanych.

miedź e srebro « Cu i Ag+ b Cu2+i Ag

Aktywniejszym metalem jest. _, ponieważ podczas doświadczenia zachodzi reakcja między


60. Chrom, mangan i ich związki chemiczne | 141

60. Chrom, mangan i ich związki chemiczne

■ Chrom i jego związki chemiczne

□ ChromChrom jest pierwiastkiem należącym do 6. grupy układu okreso

wego pierwiastków. Z konfiguracji elektronowej atomu chromu:

24Cr: [Ar]3d54s1wynika, że ma on 6 niesparowanych elektronów walencyjnych,

opisanych sześcioma orbitalami atomowymi: pięcioma typu 3d

oraz orbitalem 4s. W związkach chemicznych może zatem wystę

pować na stopniach utlenienia od I do VI. Chrom jednak wystę

puje w związkach chemicznych na II, III iVI stopniu utlenienia.

Chrom jest metalem srebrzystym, połyskliwym, twardym i bardzo trudno topliwym.

Jest metalem aktywnym, na powietrzu ulega pasywacji:

4 Cr +3 02 —►2 Cr203

która zwiększa jego odporność na korozję. Dlatego właśnie chromem pokrywa się różne elementy armaturysanitarnej, np. baterie łazienkowe, krany.

Chrom jest odporny na działanie zarówno rozcieńczonego, jak i stężonego kwasu azotowego(V):

Cr + HN O3 —►reakcja nie zachodzi

ale reaguje z rozcieńczonymi kwasami solnym i siarkowym(VI), wydzielając wodór:

C r+ 2 HC1(rozc.)

Cr +H 9SO4(rozc.)

■CrCl2 + H2t

■CrSCL + H,t

□ Tlenki i wodorotlenki chromuTlenki i wodorotlenki chromu różnią się właściwościami kwasowo-zasadowymi.

chromu kwasowo-zasadowe chemicznych

l l l l j g l f zasadoweCrOCr(OH)2

amfoteryczne :

. - ... ........................... - ...................................

Cr203Cr(OH)3

VI | kwasowe Cr03

~

m m

ciemnobrunatna

szarozielona

Tlenek chromu(lll) i wodorotlenek chromu (III) mają właściwości amfoteryczne, czyli reagują zarówno z kwasami, jak i z zasadami:

Cr203 +6 NaOH +3 H 20 —►2 Na3[Cr(OH)6]

Cr203 +6 HCl —►2 CrCl3+ 3 H20

Cr(OH)3 +3 KOH —►K3[Cr(OH)5]

heksahydroksochromian(lll)potasu

2 Cr(OH)3+3 H2S04— Cr2(S04)3+6 H20

□ Jony chromianowe(VI) jony chromianowe(VI) ( Cr042~) w środowisku kwaśnym ulegają kondensacji (dimeryzacji) itworzą jony dichro-

mianowe(V I) (Cr2072-). Reakcja ta jest odwracalna, a jej kierunek zależy od pH środowiska:

2 Cr042~ +2 H +^ Cr2072- + H20

żółty pomarańczowy








142 j Vil. METALE

W środowisku kwaśnym podczas reakcji powstają jony dichromianowe(Y I) (w prawo):

2 Na2Cr04+ H2S04—►

2 00,2- +2H 1

Na2Cr207 + Na2S04 + H20

■— Cr9072- + H20

natomiast w środowisku obojętnym i zasadowym tworzą się jony chromianow e(VI) (w lewo):

Na2Cr207 +2 NaOH — 2 Na2Cr04+ H20

Cr9072- +2 OH- ■2Cr0;- +H,0

□ Właściwości redukująco-utleniające związków chemicznych chromu■ Związki chemiczne chromu (II) i chromu (III) mają właściwości redukujące.

Sole chromu(ll) bardzołatwo się utleniają, nawet tlenem z powietrza, do soli chromu(lll):

4GC U +4 HCl +O, CrCl3+2 H20

Natomiast sole ch romu(ll l) utleniają się pod wpływem takich utleniaczy jak brom czy nadtlenek wodoru:

2 Na3[Cr(OH )6] +3 H202—►2 Na2Cr04+ 2 NaOH + 8 H20

chromian(VI)sodu

Utlenianie:

Redukcja:

III VICr(OH)63_ — ►Cr 042- + 2 H20 + 2 H++ 3 e- | •2

H202 + 2 H++ 2 •1e“ 2 H20 •3

Chromia ny(VI) i dichromi any(VI) mają silne właściwości utleniające. Utleniają zarówno substancje nie

organiczne, jak i organiczne. Na przykład dichromian(VI) potasu utlenia związki chemiczne żelaza(II) do

żelaza(lll), a sam redukuje się, tworząc związki chemiczne chromu(lll):

(2Cr20 7

Redukcja:

K9Cr907 +6 FeS04+ 7 H2S04 — Cr2(S04)3+ K2S04 +3 Fe2(S04)3+ 7 H20

2 Cr3++ 7 H20 |-1VI

Cr20 72- + 14 H++ 2- 3e "

Utlenianie: 2 Fe2+— 2 Fe3++ 2 •1 e |•3

Rolę reduktora mogą odgrywać także jony jodkowe, które dichro mian(VI) potasu utlenia do wolnego jodu.

K2Cr207 +6 KI +14 HCl — 2 CrCl3+8 KCl +3 I2ł + 7 H20

Redukcja:

Utlenianie:

Cr2072- + 14 H++ 2 •3 e~— »■2 Cr3++ 7 H20 | •1

21" I9+2 -1e"

OH'

+reduktor, H+

Cr3t

□ Zastosowanie chromuChrom stosuje się:

■ jako dodatek do stali w celu zwiększenia jej twardości i odporności chemicznej;

■ do powlekania baterii łazienkowych i części karoserii samochodowych w celu zwiększenia odporności wyro

bów na uszkodzenia mechaniczne i ochrony przed korozją. Warstwa chromu nadaje połysk.

Chrom należy do mikroelementów. Jego jony, znajdujące się w centrach aktywnych enzymów, są odpowiedzialne

za regulację stężenia glukozy we krwi i produkcję insuliny. Nadmierne stężenie związków chemicznych chromu

może jednak być dla organizmu toksyczne. Trujące są zwłaszcza związki chemiczne chrom u(YI).


60. Chrom, mangan i ich związki chemiczne j 143

■ Mangan i jego związki chemiczne

□ ManganMangan jest pierwiastkiem należącym do 7. grupy układu okre

sowego pierwiastków. Z jego konfiguracji elektronowej:

25Mn: [Ar]3d54s2wynika, że atom manganu ma 7 elektronów walencyjnych, opi

sanych pięcioma orbitalami atomowymi typu 3d oraz orbitalem

typu 4s. M oże więc w związkach chemicznych występować na

stopniach utlenienia od I do VII, ale najtrwalsze są związki che

miczne manganu na II, IV i VII stopniu utlenienia.

Mangan jest srebrzystoszarym, dość kruchym i twardym meta

lem. Jest stosowany do wyrobu stopów, a zwłaszcza tzw. stali

manganowej, jest mikroelementem, u roślin uczestniczy w fo

tosyntezie, u zwierząt jest regulatorem prawidłowego przebiegu

metabolizmu węglowodanów, białek i cholesterolu oraz w syntezie kwasów nukleinowych.

Mangan jest metalem aktywnym, reaguje z rozcieńczonymi kwasami z wydzieleniem wodoru:

In +2 HCL rozc.) MnCU + H9t

□ Związki chemiczne manganuW zależności od stopnia utlenienia związki chemiczne manganu mają różne właściwości.

Stopień utlenieniamanganu

Przykłady związkówchemicznych

Właściwościkwasowo-zasadowe

VI VII

MnOMn (OH)2

Mn09

zasadowe amfoteryczne

Właściwości , , ,redukująco-utleniające Vu u^ce redukujące

K2Mn04

kwasowe

Barwa

utleniające

zielona

KMnO,

kwasowe

utleniające

fioletowa

□ Zastosowanie manganuMangan stosuje się:

■ w metalurgii jako dodatek utwardzający do stopów metali;

■ jako katalizator w niektórych reakcjach chemicznych;

■ jako środki dezynfekujące oraz do produkcji barwników (związki chemiczne manganu);

■ w ogniwie Leclanchego jako depolaryzator (tlenek manganu(IV )).

Mangan jest niezbędnym do życia mikroelementem, wpływa na prawidłowe funkcjonowanie mózgu i dobry stan

skóry. Jest jednym ze składników kości. Zapobiega osteoporozie i chroni przed zapaleniem stawów. W dużych

ilościach sole manganu są toksyczne, a ich nadmiar może sprzyjać rozwojowi demencji, schizofrenii orazpogłębiać chorobę Parkinsona.

Manganian(VII) potasu ma silne właściwości bakterio- i grzybobójcze. Związek ten - w postaci pastylek -

jest używany do odkażania wody do mycia (np. do kąpieli noworodków). Stosuje się go również jako aktywny

składnik w maściach do odkażania gardła oraz w preparatach do przemywania ran. Rozcieńczony roztwór

manganianu(V II) potasu jest płynem do płukania jamy ustnej.








144 Vil. METALE

o

fOO)i—

fO

t/ł

oT3O

"OO

‘o't/ł Oc•NI

jyroNI

3CfDOł CroE

'ONI

Ef £NI

aiu•S'3

3

"OCUuiOu.ü£.5ccu

Io+ <N

dl — ro

O X>00

+oCN

iOJCN

O X + 4.

Grsi .

<nO,c

iOJ X

A + CN CN

1 (N -> A i + +

OO>c O

sit OJ

<N!N-

ł CNN-X OJ + O

00O00

+

tilf t

ro++

iCN

o 1 1

o !CV OJ X > Ł/l 9*>o o •co ro CNt X X 1

+ + + + 1 + + ■in-

o*'■'tO

*N"o

*■'śhO

tCN sCN CN— c — c •c •c O o O> 2 > 00 00 00

O>00

O

OX+rilNf O

>oo

+

t 1(N

CN

A

X0+1

O_ c> 2

t

Oc2

t

O> 00

11OJ

11OJ

+ + +

N-OSI

N o u | / \ |

1 1 A

■fl-0c2

t t<L> XLA 00

O o

ro . i

I Ií S g= 3 5<oo3e c o5 .S. £

c : = .

¡ I

l l

O> 0 0

cn+O

iuXCN +

+ AI N*N-OO 0000 A

)l X OO CN+ +

O o o>00 00 oo

O>00

'(U XOI CN+ +

t í

X X

cj ¡2

I .5

§ ü3 3

o

'u O .5O

cuv£)

t +1 +

0 XVCJ

X +ro 1+1 C)

CNm U)O rot/) +ro 1+ X1 C)OJu> +-ł-+ 0X cN-+ CN

N t1

2(N

O

-o

Ns¿ x

-oaj cni

re 1 c +H O .5 i

CN JD+

= c■> <u

O

O

O

O

o

o

o ^_£j OI

o

o

o

5 3

= 3,10 ¿Tc ro

3 E


Sprawdzian po dziale VII j 145

Sprawdzian po dziale VII

• Zadanie 1. Zaznacz wszystkie popr awne odpowiedzi. Który z podanych metali wykazuje większą aktywność

chemiczną niż wapń?. . ^

□ A. Al □ C. K □ E. Ra □ G. Sr

□ B. Ba □ D. Mg □ F. Rb

•• Zadanie 2. Zależność między standardowymi potencjałami dwóch metali oznaczonych umownie X i V

a standardowym potencjałem Ni | Ni2+jest następująca: X |X2+>Ni |N i2+> Y| Y1+. Która z zaproponowanych

przemian (A-C) zachodzi w roztworach elektrolitów?

Zaznacz wszystkie możliwe odpowiedzi.

□ a . n ¡2++X —>

□ B. Ni2++ Y —>

C. X2' - Ni —»

••• Zadanie 3. Uzupełnij schematy reakcji. Wstaw w luki odpowiednie wzory (lub symbole) reagentów orazwspółczynniki stechiometryczne wybrane z podanych.

Mn ■ Mn2+ ■ Mn3+ * Mn02 ■ M n042 ■ M n04 * 1 ■ 2 « 3 * 4 i 5 • 6 * 7

M n04_ +___ S0 32 +_ _ H- —►_____ + _ S042- +_ _ h 2o

Mn04“ +___ S032 +_ H20 ____ + ....S042- +_ ___0H -

Mn04_ +___ S032“ +_ OH - >____ + ___S0 42- +_ ___h 2o

•• Zadanie 4. Reakcję K2Cr207z H202 w środowisku o odczynie kwasowym przedstawiają dwa podane sche

maty połówkowych równań reakcji.

a) Uzupełn ij schematy połówkowych równań reakcji, tak aby liczba pobranych elektronów była równa liczbieoddanych elektronów. Wsta w w każdą lukę odpowiednią liczbę wybran ą z podanych.

i 1 ■2 ■3 a6 •7 i 8 ■10 i 12 ■14 b16 I

Cr2072- + H++ e- —►____ Cr3++______H20

ł?202—>______ 02+___ H++ ______e~

b) Uz upełnij zdanie. Wstaw w każdą lukę odpowiednie wyrażenie wybran e z podanych.

utleniacza ■ reduktora ■ obniża ■ podwyższa

Podczas opisanej reakcji H20 2 pełni funkcję_________________, ponieważ tlen_________________ swój stopień

utlen ienia . **•• Zadanie 5. Poniżej podano standardowe potencjały trzech reakcji redukcji.

Sn4++2 e~ —>Sn2+ E° = 0,15V

Br2+2 e-—>2 B r P = 1,07V

Mn0 4- +2 H20 +3 e_ —►Mn 02 +4 O H- £° = 0,59 V

a) Uzupełnij zdanie. Wpisz w lukę odpowiedni symbol jonu wybrany z podanych.

| B r >•Sn2+i L J

Silniejszym reduktorem jes t .

b) Określ możliwość utlenienia jonów Sn2+i B r przez KM n0 4 w środowisku obojętnym. Napisz w formie

jonowej r ównania odpowiednich reakcji lub wstaw wie lką literę X, jeśli reakcja nie zachodzi.

Mn04_ +B r + H20 —>______________________________________________

Mn04- +Sn2++ H20 - > ______________________________________________








61. Niemetale - właściwości fizyczne

■ Niemetale w układzie okresowym pierwiastków chemicznychDo niemetali zalicza się 22 pierwiastki chemiczne, znajdujące się w układzie okresowym w następujących

grupach: w g rupie 1. - wodór, w grupie 13. - bor, w grupie 14. - węgiel I krzem, w grupie 15. - azot, fosfor

i arsen, w grupie 16. - tlen, siarka, selen I tellur, w grupie 17. - fluor, chlor, brom, jod i astat, w grupie 18. (gazy

szlachetne) - hel, neon, argon, krypton, ksenon i radon.

■ Wiązania tworzone przez niemetaleNiemetale w swoich związkach tworzą:

■ wiązania kowalencyjne - powstają dzięki uwspólnieniu elektronów między atomami niemetali o jednakowych

lub nieznacznie różniących się elektroujemnościach;

■ wiązania kowalencyjne spolaryzowane - powstają dzięki uwspólnieniu elektronów między atomami niemetali

o znacznie różniących się elektroujemnościach. W przypadku tych wiązań następuje polaryzacja ładunku

elektrycznego w kierunku atomu silniej elektroujemnego;

■ wiązania jonowe - powstają między metalami a niemetalami dzięki przemieszczeniu się elektronów walen

cyjnych od metalu do niemetalu z utworzeniem stabilnych jonów: kationów i anionów.

■ Właściwości fizyczne niemetaliNiemetale:

■ w stanie stałym tworzą kryształy, które nie mają połysku

i gładkiej powierzchni, są.na ogół kruche;

■ w temperaturze 20°C i pod normalnym ciśnieniem wy

stępują w różnych stanach skupienia, większość z nich to

i ciała stałe i gazy, brom jest jedynym ciekłym niemetalem;

■ mają różne barwy oraz woń, np. wodór, tlen i azot są bez

barwnymi i bezwonnymi gazami, chlor jest zielonożółtym

gazem o duszącym zapachu, siarka jest bezwonną, sub-

j stancją stałą o żółtej barwie, brom jest brunatną łatwo lot-

j ną cieczą o ostrej woni, jod po ogrzaniu tworzy fioletowe

j pary o woni zbliżonej do chloru;

j ■ są złymi przewodnikami ciepła i elektryczności;

| « wykazują słabsze przewodnictwo elektryczne i przewod-

j ność cieplną w porównaniu z metalami;

i ■ mają zwykle niższe wartości temperatury topnienia i tem-

j peratury wrzenia niż metale o zbliżonej masie atomowej;

j ■ mają na ogół małą gęstość;

j ■ większość z nich występuje w kilku odmiana ch alotro-

j powych, m.in. węgiel (diament, grafit, grafen, fulereny),

j siarka (siarka jednoskośna, siarka rombowa), fosfor (fosfor

j czerwony, fosfor biały), tlen (tlen, ozon, tlen czerwony). Fosfor


62. Niemetale - właściwości chemiczne j 147

62. Niemetale - właściwości chemiczne

■ Informacje ogólneNiemetale wykazują dużą aktywność chemiczną, wynikającą z konfiguracji elektronowej ich atomów: im więk

szy numer grupy układu okresowego (tzn. im jest więcej elektronów walencyjnych w atomie), tym aktywność

chemiczna jest większa. Najaktywniejsze są niemetale 17. grupy.

| ■ Właściwości chemiczne niemetaliNiemetale:

■ w związkach chemicznych występują na ujemnych i dodatnich stopniach utlenienia;

■ mają dużą elektroujemność (1,8-4,0 w skali Paulinga)

1,8 (E/Vkrzemu)<E/V <4 ,0 (ENf|uoru)

■ wykazują tendencję do pobierania elektronów i przechodzenia w stan prostych anionów (są utleniaczami);■ ich tlenki częściej wykazują właściwości kwasowe niż zasadowe.

■ HelowceHelowce (gazy szlachetne) znacznie różnią się od pozostałych niemetali. Są nieaktywnymi che

micznie gazami, ponieważ ich atomy mają całkowicie zapełnione zewnętrzne powłoki elektro

nowe (w postaci dubletu u helu i oktetu u pozostałych he lowców) . Dzięki trwałym strukturom

elektronowym, w których nie występują niesparowane elektrony niezbędne do utworzenia wiązań

chemicznych, gazy szlachetne nie tworzą trwałych związków chemicznych. Tylko w warunkach

laboratoryjnych udało się otrzymać pojedyncze związki kryptonu, ksenonu i radonu. Potwierdza

to ogólną regułę, że wraz ze zwiększaniem się liczby atomowej w obrębie grupy, nawet helowców

rośnie reaktywność pierwiastków. Jest to spowodowane zwiększaniem się rozmiarów atomów

a tym samym zwiększaniem się odległości elektronów walencyjnych od środka jądra.

□ Zastosowanie helowcówHelowce znalazły szerokie zastosowanie:

■ hel jest wykorzystywany do napełniania balonów (nośność balonów helowych jest dwukrotnie

mniejsza niż balonów wypełnianych wodorem, ale są bezpieczniejsze itrwalsze, ponieważ hel

jest niepalny i wolniej dyfunduje przez powłokę balonu);

®* mieszanina helu i tlenu służy do napełnian ia butli, z których korzystają nurkowie (hel gorzej

rozpuszcza się we krwi niż azot);

■ hel jest składnikiem gazów podawanych pacjentom podczas znieczulania lub przy leczeniu

astmy;

■ argon służy do wypełniania żarówek, jest on dobrym gazem obojętnym, w którego atmosferze nie dochodzi

do utleniania żarnika wykonanego z wolframu;

■ helowców używa się do wypełniania lamp jarzeniowych i reklamowych, ponieważ podczas wyładowań elek

trycznych w rozrzedzonych gazach szlachetnych zachodzi emisja charakterystycznego dla każdego gazu

barwnego światła, np. neon emituje światło czerwone, hel - żółte, a argon - niebieskie.

■ Zadanie

•• Zadani e 1. Podczas ogrzewania w powietrzu 0,1 mola metalu X otrzymano 0,05 mola tlenku o masie molowej j

102 g -mol-1. Zawartość procentowa tlenu wtym tlenku, wyrażona w procentach masowych, jest równa 47,06%. j

Zaznacz popr awną odpowiedź.

W j akim stosunku molowym nx: n0 meta! X reaguje z tlenem? I

. :A. 1 : 1 r j B .2 : l . Q C . 3 :2 ł Q d. 4:3 ; j1: • ■ . ' ■■ ' 1 ‘ |

z H e

Ne(He]2sy

i8A r

_______

.KrAr M 4* p

86R n

[Xe]4r”5in s 2f








148 ] VIII. NIEMETALE ______ I __ _____________ __

63. Wodór

■ Właściwości wodoruWodór charakteryzuje się tym, że:

■ występuje na Ziemi głównie w postaci związanej (woda, związki organiczne). Niewielkie jego

ilości w stanie wolnym znajdują się w gazach wulkanicznych i w górnych warstwach atmosfery

ziemskiej;

■ jest gazem bezbarwnym, bez zapachu i smaku;

■ bardzo słabo rozpuszcza się w wodzie;

■ występuje w postaci trzech izotopów: wodoru, deuteru, trytu.

■ wartość jego elektroujemności, oszacowana w skali Paulinga, wynosi 2,1;

■ jego atom ma dużą tendencję do tworzenia dubletu elektronowego przez przyjmowanie elektronu z utwo

rzeniem wiązania kowalencyjnego lub kowalencyjnego spolaryzowanego. Dlatego w związkach z niemeta

lami wodór występuje na I stopniu utlenienia, a w związkach z litowcami oraz berylowcami, wodór jest na

-I stopniu utlenienia i tworzy wiązania jonowe. W sieciach krystalicznych tych wodorków są obecne aniony H~;■ tworzy z większością pierwiastków binarne związki typu H„X (wodorki), np.

2 Na +H2— 2 NaH

■ jego spalanie w tlenie jest procesem silnie egzotermicznym. W mieszaninie o stosunku objętościowym wo

doru do tlenu 2 : 1spalaniu towarzyszy charakterystyczna detonacja (stąd nazwa „mieszanina piorunująca”);

2 H2+ 02 —»-2 H20

■ jest dobrym reduktorem, w podwyższonej temperaturze reaguje z wieloma tlenkami, np.

Fe20 3 + 3 H 2— 2 Fe + 3 H 20

■ I P

i H

M M I

□ W przemyśle■ Konwersja metanu nad katalizatorem niklowym

w temperaturze około 400°CNi

CH4 +2 H20(g) C02 +4 H2t

■ Działanie pary wodnej na rozżarzony koks

C +2H,0 , C09 +2 Hot

■ Otrzymywanie wodoru

□ W laboratorium* Elektroliza wodnych roztworów kwasów

K (-): 2 H++ 2 e-— »-H 2t (redukcja)

A (+): 2 Cl” Cl2t +2 e- (utleniani e)

■ Działanie kwasami na aktywne metale

H2S04+Zn — H2t +ZnS04

■ Działanie wodą na metale 1. i 2. grupy

2 Na + 2 H20 —*■H2t +2 NaOH

Doświadczenie 1.

Otrzymywanie wodoru

W prob ówce umieszczamy łyżeczkę wiórków

magnezu i dodajemy 4 cm3 roztworu kwasu

octowego o stężeniu 10%. Probówkę zamykamy

korkiem z rurką odprowadzającą i ogrzewamy

w płomieniu palnika. Wydzielający się gaz zbie

ramy w wypełnionej wodą probówce zanurzonej

w krystalizatorze. Do wylotu probówki z zebra

nym gazem zbliżamy palące się łuczywo.

Obserwacje: pod wpływem ogrzewania ocet burzliwie reaguje z magnezem, a powstały gaz wypiera wodę

z probówki. Gaz zebrany w probówce spala się z charakterystycznym odgłosem.

Wnioski: magnez reaguje z kwasem octowym z wydzieleniem wodoru:

Mg + 2 CH3COOHtemp

Mg(CH3COO)2+H 2t


64. Wodorki j 149

64. Wodorki

■ Otrzymywanie wodorków

Wodorki to związki wodoru z innymi pierwiastkami typu H „X lub XH (1 (n —wartościowość pierwiastka X).

• Większość wodorków jest otrzymywana w wyniku bezpośredniej syntezy wodoru z danym pierwiastkiem.

H 2+ Br2 2 HBr

H2 +S ^ H 2S

Litowce i fluor łączą się z wodorem samorzutni e, a reakcja z chlorem wymaga obecności świ atła.

H2 +2 Na —»■2 NaH

H2+F2

Ho +CIt

-2 HF

-*2 HC l'2 2

Synteza amoniaku przebiega natomiast w obecności katalizatora.

N2+ 3 H2— Pt > 2 NH3

■ Wodorki fluorowców i siarki można otrzymać w reakcji beztlenowych soli tych pierwiastków z mocnymikwasami.

CaF2+ H2S04—^CaS0 4+2 HF

Powstający fluorowodór, podobnie jak inne fluorowcowodory, po rozpuszczeniu w wodzie staje się mocnymkwasem.

2 NaBr +H2S04—►2 HBr +Na2S04

K2S +H2S04^ H 2S +K2S04

■ Inne, pośrednie metody, np.

3 LiH +ALCI3 »-AlH 3+ 3 LiCl (reakcja zachodzi w środowisku eteru)

CH3COONa + NaOH —►CH4+ Na2C03 (substraty są stapiane)

■ Reakcje chemiczne wodorków

□ Reakcje wodorków z wodą

■ Zasadowe wodorki metali reagują gwałtownie z wodą, tworząc zasady i wydzielając cząsteczkowy wodór.

CaH2+2H20 ^ Ca (0H )2+H2t

■ Zasadowy wodorek azotu (amoniak) reaguje z wodą, tworząc aniony wodorotlenkowe .

NH3+ H2O ^ N H 4++OH-

■ Wodorki siarki i wodorki fluorowców rozpuszczają się w wodzie i tworzą kwasy beztlenowe, np.

H 2 S ( g ) 2— * H 2 S ( a q )

siarkowodór kwas siarkowodorowy

Stałe dysocjacji (Ka) kwasu siarkowodorowego i kwasów fluorowcowodorowych

Nazwa i wzór kwasu

kwas siarkowodorowy - H2S

kwas fluorowodorowy - HF

kwas chlorowodorowy - HCl

kwas bromowodorowy - HBr

kwas jodowodorowy - HI

Stała dysocjacji (Ka)

1,2•107 ^

6,3 •10“4

1,0 -107

3.0 -109

1.0 - 1010

W miarę zwiększania się liczby ;atomowej fluorowca zwiększa siępromień atomowy, czyli zwiększa się

długość wiązania H—X, co ułatwia ioddysocjowanie protonu.








150 j VIII. NIEMETALE

□ Reakcje wodorków z zasadamiWodorki siarki i fluoro wców reagują z zasadami i tworzą sole beztlenowe (siarczki lub halogenki).

H2S +2 NaOH ■— Na2S +2 H20

HI +KOH — KI +H20

Podział wodorków

wodorki metali

zasadowe(NaH, CaH2)

wodorki niemetali

kwasowe(HCl, H2S)

nasadowe(NH 3)

obojętni(CH4)

amfoteryczne

(H20)

■ Rodzaj wiązania i charakter chemiczny wodorkówPorównanie różnic w elektroujemności pierwiastków 2. i 3. okresu pokazuje, w jaki sposób zmienia się rodzaj

ich wiązań chemicznych w wodorkach oraz jak zmienia się charakter chemiczny tych związków zilustrowany

zachowaniem się wobec wody.

Zwiększanie się ładunku ujemnego wodoru wodorku

Zwiększanie się ładunku dodatniego wodoru wodorku

Wodorki pierwiastków2 . otftes« --' g i

LiH BeH2 b2h5 ch4 nh3 H20 HF

Ełektroujemność pierwiastków 2 . okresu

i.o ; 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0

Wodorki pierwiastków

X okresu -NaH MgH2 AlH3 SiH4 ph3 H2S HCl

Ełektroujemność pierwiastków 3. okresu

0,9 1,2 1,5 1,8 2,1 2,5 3,0

• _r>Zwiększanie się elektroujemności pierwiastka w wodorku

mmKśtmmmmmmmmmmKm

jonowe kowalencyjne słabo spolaryzowane kowalencyjne silnie spolaryzowane

Wzrost charakteru jonowego wiązań w wodorkach

iH K H H M immmęammmŚmmmĘmmmtm

Zachowanie się reagują z wodą, tworzącwodorotlenki i wodór

CH4reagu je z wodąw wysokiejtempera

turze

NH3tworzy jony NH4+

i OH-(w sposóbtypowy dla

zasad)

H2S jestsłabymkwasem

dysocjująz od szczepieniem

jonów H+(w sposóbtypowy dlakwasów)


65. Azot i jego tlenki j 151

65. Azot i jego tlenki

Azot3,0

N

[ H e ] 2 s V

□ Właściwości azotuAzot:

■ występuje w przyrodzie w stanie wolnym i związanym. Jako wolny pierwiastek jest głównym

składnikiem atmosfery ziemskiej (stanowi 78,09% objętości i 75,1% masy powietrza). W po

staci związanej wchodzi w skład minerałów (tzw. saletr), białek oraz kwasów nukleinowych;

■ jest niepalnym, bezbarwnym, bezwonnym gazem, słabo rozpuszczalnym w wodzie;

■ ma 5 elektronów walencyjnych, może zatem tworzyć związki chemiczne, w których występuje na stopniachutlenienia: -III, I, II, III, IV iV.

□ Otrzymywanie azotu

W labo ratorium azot otrzymuje się w wyniku skroplenia powietrza lub termicz

nego rozkładu azotanu(111) amonu.N H4N 02 — > N2 + 2 H 20

□ Reakcje chemiczne azotuW warunkach normalnych azot jest bardzo mało aktywny, dopiero w podwyż

szonej temperaturze reaguje z:

* wodorem, tworząc amoniak ■ tlenem, tworząc tlenek azotu(II)

N2+ 3 H2 2 NH3 N2+ 0 2^ 2 N 0

■ litowcami i berylowcami, tworząc azotki, w których jest na -III st opniu utle

nienia, np. azotek magnezu

3 Mg +N2^ Mg3N2(fot. obok)

Spalanie magnezu w azocie

■ Tlenki azotuAzot tworzy 6 tlenków, w których występuje na stopniach utlenienia od I do V. Łączenie się azotu z tlenem j est re

akcją endotermiczną (synteza taka zachodzi w powietrzu w czasie burzy, na skutek wyładowań atmosferycznych).

Właściwości fizyczne i chemiczneWzór sumaryczny

i nazwa tlenku

N20 i bezbarwny gaz o słabym, słodkawym zapachu, nazywany

tlenek azotu(l)-. g.-./om ,;v .vi 'M\hi p i-1''NO i bezbarwny, trujący gaz; ma jeden niesparowany elektron,

tlenek azotu(ll) ; dlatego jest niestabilny i bardzo reaktywny; w powietrzu sa- j morzutnie reaguje z tlenem i tworzy trujący tlenek azotu(IV):

i 2 NO +02—*■2 N02

niebieskie ciało stałe lub ciecz (w niskiej temperaturze); nietrwały, rozpadający się na NO i N0 2; reaguje z wodą:

N2°3 + H20 5=t 2 HN 02

czerwonobrunatny gaz, trujący, o duszącym zapachu ¡■łatwo'dimeryzuje do bezbarwnego tetratlenku diazotu:

2 N0 2<= N204oba tlenki reagują z wodą, tworząc mieszaninę kwasów azotowego (III ) i azotowego (V):

2 N02 +H20 —*■HN02 +HW©3

N204+ H?0 HNO? +HNOj

bezbarwne ciało stałe; łatwo się rozkłada:

2 N205—*■2 N204+02 :

n2o3tlenek azotu(lll)

N02tlenek azotu(IV)

N204tetratlenek

diazotu

N205tlenek azotu(V)

Znaczenie w przyrodziei Zcistosowiinii-

w medycynie stosowany jako

środek znieczulającyuczestniczy w procesach przepływu bodźców nerwowychw centralnym i obwodowymukładzie nerwowym

wchodzi w skład spalin samochodowych i gazów przemysłowych, powoduje smogfotochemiczny i kwaśne opady

silny utleniacz

ięcej na WWW.ZDASZ.TO







152 VIII. NIEMETALE

66. Amoniak

■ Budowa cząsteczki amoniakuW cząsteczce amoniaku wiązania kowalencyjne N —H są rozmiesz

czone pod kątem 107,8°, nadając cząsteczce kształt piramidy trygo-

nalnej. Atom azotu ma wolną parę elektronową, dzięki czemu w obec

ności kationów wodoru tworzy się wiązanie koordynacyjne, w którym

azot jest donorem pary elektronowej, a jon H+jej akceptorem.

■ Charakter chemiczny amoniaku i tlenków azotu

Związki azotu Wodorek Tlenki

Stopień utlenienia azotu -III i1 1 IIIII IV V

Wzory i nazwy związkówN H3 ,■ |

amoniak j

. 1

N20

tlenekazotu ( 1)

NO

tlenekazotu (II)

N203

tlenekazotu (III)

: N02

N A; tlenekazotu (IV)

n2o5tlenek

azotu(V)

Charakter chemiczny zasadowy j obojętny obojętny kwasowy kwasowy kwasowy

■ Otrzymywanie amoniaku■ Bezpośrednia synteza pierwiastków

N 2+ 3 H 2^ 2 N H 3

■ Reakcja chlorku amonu z zasadą sodową

NH 4Cl +NaOH —►N H3 + NaCl +H20 (fot. obok)

■ Rozkład termiczny soli amonowych

Sole amonowe (kwasu solnego, węglowego, azotowe

go ^), siarkowego(IV) i siarkowego(VI)) są termicznie

nietrwałe i pod wpływem ogrzewania rozkładają się.

NH 4HC 03(s) NH 3(g) + C0 2(g) + H20 (g)

Otrzymywanie amoniaku; NH3 ma gęstość

mniejszą od gęstości powietrza, zbiera sięgo więc w kolbie obróconej dnem do góry

| ■ Reakcje chemiczne amoniaku1

j ■ Reakcja amoniaku z wodą

I NH3+H2O ^ N H 4++OH-

■ Reakcja amoniaku z tlenem

4 N H 3 + 3 0 2 < ^ 2 N 2 + 6 H 20

■ Reakcja amoniaku z kwasami

NH 3+ HCl — NH4CI (fot. obok)

Cząsteczki gazowego NH3 łączą się z cząsteczkami gazowego HCl i tworzą biały dym,

który składa się zkryształów NH4Cl ik


67. Kwas azotowy(V) 153

67. Kwas azotowy(V)

■ Właściwości kwasu azotowego(V)Kwas azotowy(V) jest kwasem mocnym, który prawie całkowicie dysocjuje w wodzie:

HN03+ H20 -^ N 0 3- +H30+ Ka = 25

Ma silne właściwości żrące i utlenia większość metali. Utlenianie zachodzi w różny sposób, w zależności od

stężenia kwasu azotowego(V) i użytych substancji:

■ metale szlachetne

Cu +4 HN 03(stęż) — Cu( N03)2+ 2 N02t +2 H20

3 Cu +8 H N0 3(rozc) —►3 Cu (N0 3)2+ 2 NOt +4 H20

■ żelazo i glin (pod wpływem stężonego kwasu azotowego(V) ulegają pasywacji)

Fe +H N 03(Stężj —»-reakcja nie zachodzi

Al + H N0 3(Stę2_j — reakcja nie zachodzi

■ cynkZn + 4 HN 03(stęż ) —>•Zn (N0 3)2+ 2 N0 2t +2 H 20

4 Zn + 10 HN0 3(rozc) —»►4 Zn(N 03)2+ NH 4N03 +3 H 20

■ siarka

S +4 HNO 3(stęi0—►4N 02ł+ S02f +2H 20

Część I

: Na trzech szalkach Petriego umieszczamy: trochę białego sera, pióro i owczą wełnę. Następnie na próbki

: nanosimy pipetą po kilka kropli stężonego kwasu azotowego(V).

; Obserwacje: pod wpływem stężonego kwasu azotowego(V) na powierzchni białego sera, pióra i owczej wełny ■

: powstały żółte plamy.

; Wnioski: stężony kwas azotowy(V) w zetknięciu z produktami zawierającymi białko powoduje pojawienie się

i na nich żółtego zabarwienia. Reakcja ta jest nazywana próbą ksantoproteinową i służy do wykrywania białek. >

Część II

Na szalkach Petriego umieszczamy próbki: siarki (jako przedstaw iciela niemetali) , żelaza i cynku (jako przed- j

stawicieli metali). Pipetą ostrożnie wkraplamy na powierzchnię próbek stężony kwas azotowy(V).

Obserwacje

■ Siarka roztwarza się w stężonym kwasie azotowym(V).

■ Na powierzchni żelaza nie zaszły zmiany.

■ Cynk roztworzył się w stężonym kwasie azotowym, a nad jego powierzchnią pojawił się brunatny gaz. ;








154 [ VIII. NIEMETALE

Wnioski■ Siarka reaguje ze stężonym kwasem azotowym (V), co ilustruje równanie:

S +4 H N0 3(stęż) — 4 NO?t + S0 2t + 2 H20

Współczynniki stechiometryczne powyższego równania reakcji wynikają ze zbilansowania równań połówkowych*#

v IV ,Redukcja: NOs" + 2H ++ le~ —»• NO? + H?0 I-4

Utlenianie: S + 2 H?0 —> S0 2+ 4 H'! + 4 e" I •I w:

■ Żelazo ze stężonym kwasem azotowym(V) nie reaguje, ponieważ ulega pasywacji.

■ Cynk reaguje ze stężonym kwasem azotowym(V), co ilustruje równanie:

Zn + 4 H N0 3(stęŁ) —►Zn (N0 3)2 + 2 N0 2t +2 H 20

■ Współczynn iki stechiometryczne powyższego równania reakcji wynikają ze zbilansowania równań połówkowych:;

; Redukcja: NO3" + 2 H+ + 1e~ —►N 02 + H20 | •2

j Utlenianie: Zn —*■Zn2++ 2 e" ( •1

: Dwa jony azotanowe(V) stanowią tło reakcji i nie ulegają redukcji.

Część III

; Do dwóch probówek wprowadzamy oczyszczone dru-

i ciki miedziane i ostrożnie wlewamy po 1cm3 rozcicń-

i czonego (probówka nr 1) i stężonego kwasu azotowe*;;

i go(V) (probówka nr 2). Do mieszaniny poreakcyjn ej

; w probówce nr 2 dodajemy wody (probówka nr 3). se

Obserwacje; * W probówce z rozcieńczonym kwasem azoto

wym (V) (1) wydziela s ię bezbarwny, bezwonny

gaz, który w kontakcie z powietrzem brunatnieje;#

miedź roztwarza się, a roztwór zabarwia się na

bladoniebiesko. a

; ■ W probówce ze stężonym kwasem azotowym(V)

(2) wydziela się brunatny gaz o duszącym, nieprzy

jemnym zapachu, miedź się roztwarza, a roztwór

zabarwia się na zielono. Po rozcieńczeniu wodą

roztwór staje się niebieski (probówka nr 3).

; Wnioski: kwas azotowy(V) reaguje z miedzią w różny;

; sposób, w zależności od stężenia. W każdym przypad-; ku zachodzi utlenienie miedzi do II stopnia utlenienia,;

; natomiast azot w kwasie azotowym (V) redukuje się do

i różnych stopni utlenienia.8 HN 03(fOZc) +3 Cu —»■3 Cu (N0 3)2+ 2 NOt +4 H20 I

i I# ;V;u'i -4 *'#■:;<Zu44?'*; Redukcja: NO3“ + 4 H++ 3e-- > N0 + 2H20 i -2

■■ Utlenianie: Cu —*-Cu2++ 2 e~ | - 3

; Sześć jonów azotanowych(V) stanowi tło reakcji i nie ulega redukcji.

4 H N 0 3 (stęż.) + Cu — ► C u (N 0 3) 2 + 2 N02t + 2 H20

; Współczynniki stechiometryczne powyższego równania reakcji wynikają ze zbilansowania równań połówkowych;

l:' V ^ ..........“; Redukcja: N03~ + 2 H++ I e~ —*■N02 + H20 | ■2

; o: Utlenianie: Cu —*■Cu2++2 e~ | ■1

i Dwa jony azotanowe(V) stanow ią tło reakcji i nie ulega redukcji.


j .

68. Tlen

■ Właściwości tlenu

Tlen:

■ w warunkach normalnych jest gazem bezbarwnym, bezwonnym, bez smaku, trudno rozpuszczalnym w wodzie, podtrzymującym palenie;

■ ciekły tlen ma barwę niebieską;

■ cząsteczki tlenu mają właściwości paramagnetyczne (po umieszczeniu ciekłego tlenu w silnym, zewnętrznym

polu magnetycznym następuje uporządkowanie kierunkowi zwrotów wektorów magnetycznych cząsteczek

zgodnie z przyłożonym zewnętrznym polem, podobnie jak ustawiają się igły magnetyczne kompasów w polumagnetycznym Ziem i);

■ występuje w trzech odmianach alotropowych: tlen, ozon i tlen czerwony;

■ łączy się prawie ze wszystkimi pierwiastkami, tworząc tlenki, nadtlenki lub ponadtlenki;

■ bezpośrednio reaguje z metalami, t worząc tlenki metali - substanc je o konsystencji stałej i bardzo wysokichwartościach temperatury topnienia oraz temperatury wrzenia;

■ bezpośrednio reaguje z niemetalami, tworząc tlenki niemetali, występujące w trzech stanach skupienia(gazowym: C02, S0 2, ciekłym: H20 i stałym: Si 02_P4O10).

■ Otrzymywanie tlenu

Tlen można otrzymać na wiele sposobów, np.

■ rozkład azotan u (V) potasu w temperaturze

powyżej 400°C (ale nie większej niż 440°C):

2 KN03 -m-' >2 KN02 +0 2t

■ rozkład manganianu(VII) potasu:

K2Mn0 4+ Mn0 2+■02t2 KMnCdtemp.

i rozkład ch loranu(V) potasu w temperaturzepowyżej 550°C:

2 KCI03-gUE:» 2 KCI +3 02f

rozkład tlenku rtęci (II):

2 Hg O te-p -» 2 Hg + 02t

■ elektroliza wody:

2 HoO ■

Doświadczenie 1.

2 H2t +0 9t

rozkład nadtlenku wodoru:

2 h 2o tal(Mn° 21 2 H90 + 04

Otrzymywanie tlenu z manganianu(VII) potasu

Do probówki z trudno topliwego szkła wsypujemy ły

żeczkę manganianu(Vil) potasu. Probówkę zamyka my

korkiem z rurką odprowadzającą. Wydzielający się gaz

zbieramy do odbieralnika w postaci kolby wypełnionej

wodą i umieszczonej w krystalizatorze z wodą. Ogrze-

wamy probówkę do momentu ustania trzasków. Do

kolby z zebranym gazem wprowadzamy rozżarzone ; łuczywo.

Obserwacje: pod wpływ em ogrzewania manganianu-

(VI!) potasu w odbieralniku gromadzi się gaz. jest on 1

trudno rozpuszczalny w wodzie i powoduje rozpalenie ;się rozżarzonego łuczywa.

Wnioski: manganian (VII) pot asu ulega rozkładowi termicznemu, jednym z produktów reakcji jest gazowy tlenpowodujący zapalenie się rozżarzonego łuczywa. Reakcja przebiega zgodnie z równaniem:

2 KMn 04 —»•K-pMnOa +M n0 2+ 02t








156 i VIII. NIEMETALE

69. Otrzymywanie tlenków

■ Informacje ogólne■ Tlenki to związki chemiczne tlenu z metalami i niemetalami, w których atomy tlenu lub jony tlenkowe tworzą

wiązania tylko z danym pierwiastkiem, a nie łączą się między sobą.

Związki, w których występuje wiązanie między atomami tlenu to nadtlenki (np. H 202, Na20 2) oraz ponad-

tlenki (np. K02)

są z reguły ciałami stałymi o dużej gęstości, wysokiej temperaturze topnienia

wynikającej z ich budowy jonowej

są gazami, rzadziej cieczami czy ciałami

stałymi

■ Otrzymywanie tlenków

□ Reakcje spalania pierwiastkówTlen łączy się z większością pierwiastków,

tworząc tlenki:

■ z metalami4 Na +0 2— 2 Na20 (fot. a)

2 Ca +0 2— 2 CaO (fot. b)

4 Al +3 0 2—►2 Al203 (fot. c)

3 Fe +2 02 —►Fe304

2 Cu +02—►2 CuO

■ z niemetalami

2 H 2 +0 2 ^ 2 H 20

c +o2— co2

s +ó2— so2

P4 +5 02 P A o

□ Reakcje utleniania-redukcji■ Utlenianie tlenków ■ Redukcja tlenków

2 CO +0 2—►2 C0 2 Fe203 + C —>■2 FeO +C O

□ Reakcje rozkładu związków chemicznych■ Rozkład tlenków

N203—^ NO +N 02

■ Rozkład termiczny wodorotlenków

2 Fe(OH)3 temf' >Fe203 +3 H20

■ Rozkład termiczny soli kwasów tlenowychtemp.

CaC03 CaO + C0 2

□ Reakcje spalania związków organicznych■ Spalanie całkowite

CH4 +2 02—►C02+2 H20

■ Spalanie niecałkowite

2 CH4+30 2 ■2 CO + 4 H20


70. Charakter chemiczny tlenków 157

70. Charakter chemiczny tlenków

■ Podział tlenków

Właściwości chemiczne tlenków są zróżnicowane. Biorąc pod uwagę ich zachowanie się wobec kwasów, zasad

i wody, tlenki dzieli się na: zasadowe, kwasowe, amfoteryczne i obojętne.

Reakcja z kwasami i z zasadami Reakcja z wodą

tlenki zasadowe (np. Na20, CaO, Cu20, CrO)

reagują z kwasami, tworząc sole, np.:

Na20 +2 HCl — 2 NaCl +H2Q

nie reagują z zasadami

tlenki litowców i berylowców (z wyjątkiem berylu) reagująz wodą, tworząc zasady, np.:

Na20 + H20 —*■2 NaOH

tlenki pierwiastków bloku d na najniższych stopniach utlenienia,np. Cu20, CrO (tlenki zasadowe), nie reagują z wodą

tlenki kwasowe (np. C02, S02, N205, N02, P4010, Si02, Cr03)

reagują z zasadami, tworząc sole, np.:

■. SO3+ 2 NaOH —►Na2S04 +H 20

nie reagują z kwasami

z wodą reagują:■tlenki, które w reakcji z wodą tworzą kwasy, np.:

N205 +H20 —*■2 HN03

■tlenki, które ulegają reakcji utleniania-redukcji (dysproporcjo-nowanie), np.:

2 N02+ H20 —*■HN02+HN03

■pozostałe tlenki kwasowe nie reagują z woda

reagują z mocnymi kwasami, np.::

Al203+6 H C l^ 2 AICI3+3 H20reagują z mocnymi zasadami, bp.:

Al203+ 2 NaOH +3 H20 ^ 2 Na[Al(OH)4]

tlenki amfoteryczne (np. Al203, Cr203, ZnO)

L zazwyczaj nie zachodzi

nie reagują ani z kwasami, ani z zasadami

tlenki obojętne (np. NO, CO, N20)

i nie zachodzi

Badanie charakteru chemicznego tlenku wapnia

Do jednej probówki wlewamy kwas solny i dodajemy kilka kropli

wodnego roztworu oranżu metylowego (probówka nr 1), a do

drugiej wlewamy zasadę sodową i dodajemy kilka kropli alkoholowego roztworu fenoloftaleiny (probówka nr 3). Następnie doobu probówek dodajemy po około 1g tlenku wapnia i mieszamyich zawartość.

Obserwacje: oranż metylowy zabarwił się w kwasie na czerwono.

Tlenek wapnia roztwarza się w kwasie i zawartość probówki staje

się pomarańczowa (probówka nr 2). Fenoloftaleina zabarwiła się

na malinowo w zasadzie sodowej. Po dodaniu tlenku wapnia nie

ma żadnych zmian (probówka nr 4).

Wnioski: tlenek wapnia przereagowałz kwasem solnym. Zmiana barwy wskaźnika wskazuje, że kwas solny uległ

zobojętnieniu. Zaszła reakcja, którą ilustruje równanie:

CaO + 2 HCl —» CaCl2 + H20

Tlenek wapnia nie przereagowałz zasadą sodową, a uległ reakcji z kwasem solnym. Ma zatem właściwości zasadowe.








158 | VIII. NIEMETALE

71. Siarka i jej tlenki

■ Siarka

□ Właściwości fizyczneSiarka występuje w przyrodzie w stanie wolnym i w postaci związanej. Jest obecna w mine ra

łach siarczkowych i siarczanowych, węglu kamiennym, ropie naftowej, gazie ziemnym, gazach

wulkanicznych i w białkach roślinnych oraz zwierzęcych.Siarka tworzy wiele odmian alotropowych w stanie ciekłym i stałym, zawierających cząsteczki o budowie pier- j

ścieniowej, składające się z 6, 8, 15, a nawet 20 atomów. Dwie najbardziej znane odmiany alotropowe siarki j

to siarka rombowa (siarka a) i siarka jednoskośna (siarka /?). ii

Model kryształusiarki j ednoskośnej

Obie odmiany alotropowe siarkisą zbudowane z ośmoatomowych pierścieni,

ułożonych w różny sposób w kryształach.

Model kryształu siarkirombowej

Siarka rombowa jest trwała w temperaturze pokojowej, pod wpływemogrzewania do temperatury 96,6°Cprzemienia się w siarkę jednosko-śną, a poddana dalszemu ogrzewaniu ulega stopieniu początkowodo jasnożółtej cieczy (a), po czymna skutek procesów polimeryzacyj-nych, zamienia się w gęstniejącą,lepką, ciemnobrunatną ciecz.Ciekła siarka szybko schłodzonatworzy siarkę plastyczną, podobną

w konsystencji do plasteliny fb),a pozostawiona na kilka dni samorzutnie ulega krystalizacji

□ Właściwości chemiczneAtomy siarki, mają po 6 elektronów walencyjnych, dlatego w związ

kach chemicznych siarka występuje najczęściej na -II, IV i VI stopniu

utlenienia.

Związki chemiczne siarki w zależnościod jej stopnia utlenienia

a H2S■Na2S■CaS

B S O

■h2so3

» K2so3

fl so3■h2so4■Lub(J4

Siarka jest utleniana do wyższych stopni utlenienia przez kwasy utle

niające, np. kwas azotowy(V).

S +2 HN03— 2 NOt +H2S04

Roztwarza się w stężonych, gorących zasadach, np. — -i— --— L*—-— —

3 S +6 NaOH —►Na2S0 3+ 2 Na2S +3 H20

Siarka ogrzewana z kauczukiem, dzięki powstającym mostkom siarczkowym (w procesie tzw. sieciowania

kauczuku, zwanego też wulkanizacją), sprawia, że guma staje się elastyczna.


71. Siarka i jej tlenki j 159

■ Tlenek siarki(IV)

Tlenek siarki(IV) w warunkach normalnych jest bezbarwnym gazem o nieprzyjemnym zapachu, drażniącym

błony śluzowe. Stanowi groźne zanieczyszczenie powietrza, ponieważ powoduje kwaśne opady atmosferyczne.

□ Otrzymywanie tlenku siarki(IV)Tlenek siarki(IV) otrzymuje się:

8 podczas spalania siarki w tlenie

S +02— S02f ■ podczas spalania siarczków w tlenie

2 ZnS +3 02—►2 ZnO +2 S02f

8 w reakcji pewnych metali ze stężonym kwasem siarkowym(VI)

Cu +2 H2S0 4(stęż) —►Cu S04 +S 02f + 2 H?0

□ Reakcje tlenku siarki(IV)

Tlenek siarki (IV) jest tlenkiem kwasowym, reaguje:a z zasadami, tworząc sole - siarczany(IV) lub wo

dorosiarczany^)

S02+Ca(OH)2— CaS03+H20

S0 2 + NaOH —*■NaH S03

■ z wodą, tworząc kwas siarkowy(IV)

S02+ H20 —*-H2S03

□ Zastosowanie tlenku siarki(IV)Tlenek siarki(IV) jest stosowany głównie do produkcji

kwasu siarkowego(IV) i siarczanów(IV), jako środek

wybielający w przemyśle tekstylnym i papierniczym,

środek dezynfekcyjny w szklarniach, i przygotowy

waniu beczek na wino i piwo, środek konserwujący

w przemyśle spożywczym do produkcji suszów owo

cowych, soków i przecierów owocowych.

| ■ Tlenek siarki(VI)

j Tlenek siarki (VI) w warunkach normalnych jest ciałem stałym; w temperaturze 19°C przechodzi w ciecz. j

i ' i

| □ Otrzymywanie tlenku siarki(VI) II Tlenek siarki(VI) otrzymuje się na skalę przemysłową metodą kontaktową w reakcji egzotermicznej utleniania j

j tlenku siarki(IV) w obecności katalizatora (V205 lub Pt): j

j 2 S0 2 +0 2- - ..>2 S03 A H ° =-98 kj •mol“ 1 |

□ Reakcje tlenku siarki(VI) jTlenek siarki(VI) jest tlenkiem kwasowym, reaguje: j

■ z zasadami, tworząc sole - siarczany(VI) lub wodorosiarczany(VI) I

S03 +Ca(OH)2—»-CaS04+ H20 |

S03 + NaOH NaHS04 i8 z wodą, tworząc kwas siarkowy(VI) j

S03+ H20 — H2504

□ Zastosowanie tlenku siarki(VI)

Tlenek siarki (VI) j est rozpuszczany w roztworze H2S0 4, tworząc tzw. oleum, z którego, w wyniku rozcieńczaniawodą, jest otrzymywany produkt o pożądanym stężeniu.

Kwiat umieszczony w cylindrze z S02odbarwił się








160 VIII. NIEMETALE

72. Związki chemiczne siarki

■ SiarczkiW wyniku bezpośredniej syntezy siarki z metalami powstają siarczki.

2Na +S —^ Na2S Ca +S — CaS 2 Cu +S —^Cu2S

2 K + S —^ K2S Mg +S —►MgS lub Cu + S — CuS

■ Siarkowodór i kwas siarkowodorowyW wyniku bezpośredniej syntezy siarki z wodorem powstaje siarkowodór:

S +H2- ^ H 2S

Siarkowodór jest gazem trującym, o silnym, nieprzyjemnym zapachu, dość

dobrze rozpuszczalnym w wodzie. Na powietrzu spala się niebieskim

płomieniem, tworząc:

■ przy dużym dostępie tlenu - tlenek siarki((V)

2 H2S + 3 02 —*■2 S02 +2 H20

■ przy ograniczonym dostępie tlenu - wolną siarkę

2 H2S +0 2— »-2 S + 2 H20

Cząsteczka siarkowodoru ma budowę kątową (92°), jest polarna, ale w od

różnieniu od cząsteczki wody nie tworzy wiązań wodorowych.

Siarkowodór w reakcji z wodą tworzy słaby dwuprotonowy kwassiarkowodorowy : Otrzymywanie siarkowodoru

H2s + H 2O ^ H S - + H 30 + Ka1 = 1 -10-7

HS- + H20 =*=* S2- + H30+ Ka2=l-10~u

Kwas siarkowodorowy może tworzyć dwa typy soli: siarczki i wodorosiarczki. Większość siarczków metali

ciężkich to związki trudno rozpuszczalne w wodzie. Oprócz siarczków znane są dwusiarczki (np. piryt FeS2),

polisiarczki (np. H —(S)„—H ) i wielosiarczki (np. K2S4).

■ Kwas siarko wy (VI)Kwas siarkowy(VI) jest bardzo mocnym, dwuprotonowym jkwasem. W roztworze wodnym dysoc ju je dwustopnio- 1 2 3 ^

wo, a dysocjacja na pierwszym stopniu zachodzi prawie

całkowicie:

H2S04 + H20 hs o4- + H30+ Ka] = 103

HS0 4- +H20 S042~+ H30+ Ka2= 1,02-10-2

W reakcji rozcieńczonego kwasu siarkowego(VI) z:■ metalami aktywnymi wydziela się wodór Stężony kwas siarkowy(VI) pow oj e zwęglenie

1 1 1 ^ tkaninyfl), papieru (2) i drewna (3)Zn +H 2S04—»-ZnS 04 + H2t

■ tlenkami metali tworzą się sole - siarczany(VI)MgO +H2S04—►M gS04 +H20

■ zasadami mogą tworzyć się sole obojętne lub wodorosole

2 NaOH +H2S04—►Na2S04+ 2 H20

NaOH +H2S04-^ NaHS04+ H20

■ solami mogą tworzyć się sole trudno rozpuszczalne w wodzie

BaCl2+H 2S04 —►BaS04ł + 2 HCl

Stężony kwas siarkowy(VI) ma silne właściwości utleniające i utlenia większość metali:

2 Ag + 2 H2S0 4— Ag2S04 +S 02f +2 H 20


73. Fluorowce 161

73. Fluorowce

■ Informacje wstępneDo fluorowców należą: fluor, chlor,

brom, jod i astat - pierwiastek

promieniotwórczy. Pierwiastki te

w przyrodzie nie występują w stanie wolnym. Fluor i chlor w warunkach

normalnych są gazami, brom jest cieczą, jod i astat są ciałami stałymi.

Na podstawie konfiguracji elektronowej atomów fluorowców ( ns2np5)

oraz ich położenia w układzie okresowym pierwiastków można wnioskować, że atomy fluorowcó w:

■ mają 7 elektronów walencyjnych;

■ mają tendencję do przyjmowania jednego elektronu, dlatego najczę

ściej tworzą jednoujemne aniony X-, typowe dla halogenków metali

(fluorków, chlorków, bromków i jod ków- soli odpowiednich kwasówfluorowcowodorowych, w których występują na -I stopniu utlenienia);

* mają dużą elektroujemność (wraz ze zwiększaniem się liczby ato

mowej fluorowca wartość elektroujemności się zmniejsza, ponieważ

zwiększa się liczba powłok elektronowych i wartość energii uwalnianej

przez atom podczas przyłączania elektronu się zmniejsza);

* mają dużą energię jonizacji.

Fluorowce występują w postaci dwuatomowych cząsteczek typu X2,

w których atomy są połączone pojedynczym wiązaniem kowalencyjnym.

Z tlenem i innymi niemetalami fluorowce tworzą wiązania kowalencyjne

lub kowalencyjne spolaryzowane. Wszystkie są utleniaczami (najsilniej

szym jest fluor, najsłabszym - jod), a ich jednoujemne aniony X- są

reduktorami. Fluor, najbardziej elektroujemny ze wszystkich pierwiast

ków, występuje zawsze na -I stopniu utlenienia. Pozostałe fluorowce

mają stopnie utlenienia mieszczące się w przedziale od -I d o VII, przy

czym na dodatnich stopniach utlenienia występują w tlenkach, kwasachtlenowych i solach kwasów tlenowych.

4,0 3,0 2,8 __ 2,5 2,2

9f 17Cl 35Br 531 85At[He]2sV [Ne]3s23p5 [Ar]3d104sV [Kr]4d105sV pfeHfVfoV1

Modele cząsteczek

fluor

chlor

C Cbrom

jod

■ Aktywność fluorowców

Fluorowce są pierwiastkami bardzo reaktywnymi. Aktyw

ność chemiczna chloru, bromu i jodu zmniejsza się wrazze zwiększaniem się ich liczby atomowej.

■ Chlor wypiera brom i jod z roztworów ich soli:

^ 2(aq) +2 KBr(aq) ^ 2 KCl(aq) + Br2

Cl2(aq) +2 KI(aq) 2 KCl(aq) + I2

■ Brom wypiera tylko jod z roztworu jego soli:

Br2(aq) +2 KI(aq) 2 KBr(aq) +h

Br2(aq) + KCl —* reakcja nie zachodzi

I2(wjodynie) + KCl —^ reakcja nie zachodzi

I2(Wjodynie) +K Br — reakcja nie zachodzi

Aktywność chemiczną fluorowców potwierdza zdolność

do bezpośredniego łączenia się z większością metali i nie

metali. Przykładami takich reakcji mogą być:

Ca + Br2—*•CaBr2

2 K +Br2- ^ 2 KBr

2 Fe +3 Cl2 —^ 2 FeCt3

Wzrost aktywności chemicznej

Wzrost właściwości utleniających








162 I VIII. NIEMETALE

Doświadczenie 1.

Badanie aktywności chloru, bromu i jodu

Uwaga! Doświadczenie należy wykonywać pod włączonym, sprawnym wyciągiem.

Do jednej probówki (1) wlewamy 2 cm3 roztworu bromku potasu, a do kolejnej (4) 2 cm3 roztworu jodku :

potasu. Do obu probówek dodajemy po 5 cm3 chloroformu i trochę wody chlorowej. Probówki zamykamy

korkami i wstrząsamy nimi. Na fotografii pokazano kolejne fazy reakcji wody chlorowej z KBr (probówki nr 1-3)

i z KI (probówki nr 4-6).

Obserwacje: pod wpływem wody chlorowej roztwór bromku potasu zabarwiłsię na koior żółtopomarańczowy.

Po wytrząśnięciu mieszaniny znajdująca się na dole warstwa chloroformu stała się ciemnopomarańczowa, a roz

twór wodny uległ częściowemu odbarwieniu. Pod wpł ywem wody chlorowej roztwór jodku potasu zabarwił się

na kolor brunatny, a po wytrząśnięciu mieszaniny znajdująca się na dole warstwa chloroformu stała się fioletowa.

Wnioski: chlor jest bardziej aktywny od bromu i od jodu.

W roztworach przebiegły reakcje, które ilustrują równania:

2KBr(aq)+Cl,2 (aq)

2 KI(aq) +Cl2(aq)

2 KCl(aq) +Br2

■2 KCl(aq) +I7{“'I/ v >/

Chlor utlenił aniony bromkowe i jodkowe do wolnych pi erwiastków. W reakcjach tych chlor jest utleniaczem,

a jony bromkowe i jodkowe są reduktorami.

i ■ Zadaniai • Zadanie 1. Do probówki z wodnym roztworem soli sodowej jednego z fluorowców wlano wodę chlorową.

{ Nie zaobserwowano żadnych objawów reakcji.

! Która spośród podanych soli mogła zostać użyta w opisanym doświadczeniu?

i Zaznacz wszystkie poprawne wzory sumaryczne.

j NaF * NaCl » NaBr * Nal ii -...... -.............-............. ;

I • Zadan ie 2. W sześciu probówkach zmieszano po dwie substancje,

i Probówka nr 1: KCl i B r2 Probówka nr 2: KBr i I 2 Probówka nr 3: KI i C l2

Probówka nr 4: KI i Br2 Probówka nr 5: KBr i Cl2 Probówka nr 6: KCl i I2

Uzupełnij zdanie.Wstaw w każdą lukę odpowiedni numer probówki wybrany z podanych.

j .1 * 2 * 3 » 4 m 5 ' ® 6 j.

j Reakcje nie zaszły w probówkach nr _ ___ , ____ , ____ .


74. Chlor i jego związki chemiczne 163

74. Chlor i jego związki chemiczne

■ Chlor

□ Otrzymywanie chloru

Chlor jest otrzymywany:

■ na skalę przemysłową w procesie elektrolizy wodnych roztworów chlorku sodu

A (+): 2 CD —►Cl2 + 2 e '

K (-): 2 H20 + 2 e~ — H2 +2 0H~

■ w reakcji stężonego kwasu solnego z

- manganianem (VII) potasu

2 KMn04 +16 HCl(stęż) — 2 KCl +2 MnCl2+ 5 Cl2t +8 H20-tlenkiem manganu(IV)

Mn0 2 +4 HC l(stęż ) —►M nCl2 +C l2t +2 H20

□ Reakcje chloruSuchy, gazowy chlor jest bardzo aktywny chemicznie, jego aktywność wzrasta w obec

ności wilgoci, reaguje bezpośrednio z większością pierwiastków (wyjątek stanowiąazot i helowce).

■ Reakcja z wodą

Cl2(g) + H20 — ^ HC l(aq) + HClO(aq)

2 HCIO — 2 HCl +02

■ Reakcja z metalami

Chlor bezpośrednio reaguje z metalami, nawet tymi najszlachetniejszymi, tworząc sole - chlorki, np.

2 Na + Cl2(g) — 2 NaCl 2 Fe +3 Cl2(g) —►2 FeCl3 (fot. a)

2 K +Cl2(g) — 2 KCl Cu + Cl2(g) — CuCl2 (fot. b)

Mg + Cl2(g) — MgCl2 2 Au + 3 Cl2(g) — 2 AuCl3

Ca +Cl2(g) — CaCl2 Pt +2 Cl2^ — PtC l4

■ Reakcja z z wodorem

Reakcja chloru z wodorem może zachodzić po naświetleniu, ogrzaniu lub pozainicjowaniu iskrą elektryczną:

H2(g) + Cl2(g) 2 HC l(g) (fot. c)

■ Kwas chlorowodorowy (kwas solny)

□ Otrzymywanie kwasu chlorowodorowego■ Spalanie wodoru w chlorze

W reakcji spalania wodoru w chlorze powstaje chlorowodór - bezbarwny gaz, który po

rozpuszczeniu w wodzie tworzy mocny kwas chlorowodorowy, zwany kwasem solnym:h 2o

HC L HCl(C)

Gazowy chlorowodór doskonale rozpuszcza się w wodzie (w temperaturze 0°C jego

rozpuszczalność w wodzie wynosi 82,3 g/l 00 g). Maksymalne stężenie kwasu solne

go, jakie można uzyskać w temp. 0°C, wynosi 45,148% (pod ciśnieniem normalnym).

■ Reakcja kwasu siarkowego(Vl) z chlorkiem sodu

H2S04(stęż) +2 NaC l—»•Na2S04 +2 H Clł

Jest to przykład przemiany chemicznej, w której mocny kwas siarkowy(VI) wypiera w k0i5je znajduje się chlo-

z soli (chlorku) gazowy chlorowodór, który po rozpuszczeniu w wodzie staje się rowodór, który zasysa wodę

mocnym kwasem solnym. z oraniem z krystalizatora








164 í VIII. NIEMETALE

■ Kwasy tlenowe chloruChlor nie łączy się bezpośrednio z tlenem, ale w pewnych warunkach tworzy tlenki, w których występu je na 1,

lii, IV, VI i VII stopniu utlenienia. Tlenki chloru mają charakter kwasowy.

□ Otrzymywanie kwasów tlenowych chloruReakcje tlenków chloru z wodą prowadzą do powstania kwasów tlenowych, np.

G 207 + H20 —- 2 HC104

□ Otrzymywanie soli kwasów tlenowych chloruReakcje tlenków chloru z zasadami prowadzą do powstania soli, np.

Cl20 7+ 2 NaOH (aq) —^ 2 NaCl04 + H20

□ Właściwości kwasów tlenowych chloru

Nazwa kwasu

Wzor

sumarycznyTrwałość kwasu

Kwas chlorowy(l)

Kwas chlorowy(lll)

Kwas chlorowy(V)

Kwas chlorowy(Vil)

HCIO

HCIO,

HCIO,

HCIO4

Stała

dysocjacji(Ka)

39 io~8 I nietrwały, rozkłada się pod’ i wpływem światła

Moc

kwasów

Właściwości

utleniające

1,3 -TO-2

10

około 1010

i nietrwały, istnieje tylko w roz j tworach wodnych

j nietrwały, istnieje tylko w roz-I tworach wodnych

i trwały, oleista, łatwo wybuchająca ciecz

□ Zastosowanie kwasów tlenowych chloruPraktyczne zastosowanie mają jedynie niektóre sole kwasów

tlenowych chloru, np.

■ chloran (I) sodu (NaClO) - jako środek wybielający,

■ chloran(l) wapnia (Ca(C lO)2) - jako środek dezynfekcyjny,

■ chloran (V) potasu (KC103) - jako silny środek utleniający (np.

do wyrobu sztucznych ogni).

Chlor niszczy barwniki tkanin

■ Zadanie

••Z adanie 1. Poniżej podano równania reakcji syntezy fluorowcowodorów i odpowiadające im standardowe

entalpie tworzenia A H29g.

F2(0) + H2(o) 2 HF/„\ AH 298= —271,0 kj •mol"'

Cl2(g) + H2(g) — 2 HC l(g) AH ^98= -92,5 kJ -moH

Br2(g) + H2(g) —^ 2 HB r(g) AH 298= -36,0 kj •moh 1

l2(gj + H2(g) • 2 Hljgj AH 298 = +26,5 kj •■mol


Zaznacz w każdym zdaniu odpowiednią informację.

I. Podczas tworzenia jednego mo la HI w reakcji syntezy l2 gj i H2^ energia równa 26,5 kj jest przekazywana

z układu / otoczenia do układu / otoczenia. Proces ten jest egzoenergetyczny / endoenergetyczny.

II. Wiązanie p owstające w cząsteczce H F jest najmocniejszym / najsłabszym wiązaniem w porównaniu z wią

zaniami w innych fluorowcowodorach. Cząsteczka HI jest najbardziej / najmniej trwała spośród wszystkich

fl u o ro wcowod o rów.


75. Klasyfikacja kwasów j 165

75. Klasyfikacja kwasów

■ Definicje kwasów

Kwasami są związki chemiczne wykazujące charakter kwasowy, co w zależności od definicji może oznaczaćzdolność do:

■ zwiększania stężenia jonów wodoru w roztworach (definicja Arrheniusa);

■ dostarczania kationów wodoru (definicja Bron steda-Lowry’ego);

■ przyjmowania pary elektronowej (definicja Lewisa).

Klasyfikacja kwasów

Kwasy

tlenowe beztlenowe jednoprotonowe wieloprotonowe

j przykłady: przykłady: i przykłady:v h 2so 4 ■H2S * HCl i■h 2so 3 ■HCl ■HNO3■HNÓ3 ■HBr * HBr■H3PO4 ■HI ■HCN■H3BO3 ■HCN

■'.« HCIG4 :

przykłady:

■H2S0 4

■h 3po4

■H3B03

słabe* mocne* utleniające nieutleniające

przykłady: przykłady: przykłady: przykłady:* HF ■HCl pH 2S04 jStężj ■H 2S04(rozc)■H2S : ■HBr ■HNO3 ■H3PO4■H3PO4 ■Hi ■HCIO3 ■H3BO3■H2S03 ■h 2so 4 ■H3Aś04 ■HCl* h n o 2 ■HNOs■HCIO . ■hcio4

■h 2co 3

*Moc rozumiana jako zdolność do uhígania dysocjacji elektrolitycznej.

■ Zadanie

•Zadan ie 1. Trzy kwasy X, Y, Zz awierają w anionie siarkę. Kwas X można otrzymać po rozpuszczeniu w wodzie

produktu syntezy pierwiastków. Kwasy Y\ Z otrzymuje się w wyniku reakcji wody z odpowiednim tlenkiem.Stężony kwas Y jest kwasem utleniającym.


Zaznacz w każdej parze wyróżnionych informacji odpow iednie określenie.

I. Kwas X jest kwasem beztlenowym / tlenowym, ma właściwości redukujące / utleniające, należy do kwasówmocnych / słabych.

II. Kwas Y jest kwasem beztlenowym / tlenowym, należy do kwasów mocnych / słabych, jest kwasem trwały m/ nietrwałym.

III. Kwas Z jest kwasem beztlenowym / tlenowym, należy do kwasów trwałyc h / nietrwałych, jest kwasemmocnym / słabym.








166 I VIII. NIEMETALE

76. Właściwości kwasów

■ Otrzymywanie kwasów tlenowych» Reakcja syntezy tlenków niemetali z wodą

np. P4O10+ 6 H20 4 H,P04

SO, +HpO — H2S04

Działanie mocnym kwasem na sól słabego kwasu

np.

H2S04+2 CH3COONa —►Na2S04+2 CH3COOH

I Otrzymywanie kwasów beztlenowychReakcja syntezy niemetalu z wodo rem i dalszego ■ Działanie mocniejszym kwasem na sole beztlenowe

rozpuszczenia otrzymanego gazu w wodzie np. CuS +2 HCl —»•CuCl2 + H2S

2 HCl (gj ■ Działan ie kwasu trwalszego na sole kwasu lotnego

np. 2 NaCl +H2S04— Na2S04 + HClnp. H2(g) +Cl2(g)

H-,0HCb0\— HCl

(aq)

■ Właściwości chemiczne kwasów■ Działanie na metale

np. 3 Mg +2 H3PO4— Mg3(P04)2+ 3 H2f

■ Działanie na tlenki metali

np. CaO +2 H Cl— ►CaCl2+H 20

■ Działanie na wodorotlenki (reakcja zobojętniania)

np. Ba(OH)2 + H2S04 — BaS04ł +2 H20

■ Działanie na sole kwasów o mniejszej mocy

np. Na2C03 +2 HC l—^2 NaCl +H 20 + C02t

Doświadczenie 1.

Działanie kwasu siarkowego(VI) na metale, tlenki metali, wodorotlenki metali i sole

Uwaga! Podczas wykonywania doświadczenia trzeba zachować wszelkie środki ostrożności. Należy używać

okularów i rękawic ochronnych.

Do czterech probówek wlewamy po około 3 cm3 roztworu kwasu siarkowego(VI) o stężeniu 10% i dodajemy

do nich różne substancje, tak jak to jest opisane na rysunku.

NaOH(aq)+fenoloftaleinaZn

~ 1

MgO BaClż(ac;

ł

2 3 4

sh2so 4 / h2so4/ h2so4/H,S0,

Obserwacje:■ cynk dodany do roztworu kwasu siarkowego(VI) r oztwarza się z wydziel eniem bezbarwnego gazu; ?

■ tlenek magnezu się roztwarza;■ zasada sodowa zabarwiona fenoloftaleiną dodana do kwasu siarkowego(VI) odbarwia się;

■ chlorek baru z kwasem siarkowym(VI) tworzy biały, trudno rozpuszczalny, drobnokrystaliczny osad.;

Wnioski:■ kwas siarkowy(VI) reaguje z cynkiem. Produktami

reakcji są sól i wodór:

Zn +H2S04 — ZnS04+ H2t

■ kwas siarkowy(VI) reaguje z tlenkiem magnezu:

MgO + H2S04— MgS04+ H20

kwas siarkowy(VI) zobojętnia zasadę sodową:

2 NaOH + H2S04 —►Na2S0 4+ 2 H20

kwas siarkowy(V I) reaguje z chlorkiem baru z utwo

rzeniem siarczanu(VI) baru:

BaCl2+ H2S0 4—►BaS04t +2 HCl


Sprawdzian po dziale VIII i 167

Sprawdzian po dziale VIII

•• Zadanie 1. Uzupełnij zdania, tak aby były prawdziwe.

Zaznacz w każdej wyróżnionej parze odpowiednie określenie.

I. W grupie litowców wraz ze zwiększaniem się liczby atomowej metali maleje / rośnie zdolność atomówdo oddawania elektronów oraz maleje / rośnie ich aktywność.

II. W grupie fluoro wców wraz ze zwiększaniem się liczby atomowej niemetali maleje / rośnie zdolnośćatomów do przyjmowania elektronów oraz maleje / rośnie ich aktywność.

III. Wraz ze zwiększaniem się p romienia atomowego pierwiastków grup 1. i 2. oraz od 13. do 17., należącychdo trzeciego okresu, maleje / rośnie ich charakter metaliczny.

IV. Wraz ze zwiększaniem się liczby atomowej pierw iastków grup 1. i 2. oraz od 13. do 17., należących dotrzeciego okresu, maleje / rośnie charakter zasadowy ich tlenków.

••• Zadanie 2. Zaplanuj doświadczenie, dzięki któremu wykażesz, że chlor jest bardziej aktywny od jodu.

a) Uzupełnij schemat doświadczenia. y Zaznacz nazwy odpowiednich odczynników.

Odczynnik X: chlorek potasu / jodek potasu Odczynnik Y: jod / woda chlorowa

b) Uzupełnij zdania, tak aby były prawdziwe.

Zaznacz w każdym zdaniu literę przyporządkowaną odpowiedniej informacji.

Po dodaniu substancji Y do probówki, zawierającej substancję X i chloroform,roztwór A /B /C .

Po wymieszaniu zawartości probówki warstwa chloroformowa D/ E / F.

A. się odbarw ił D. się odbarwiła

B. zabarwi ł się na brunatno E. zabarwiła się na brunatno

C. zabarwi ł się na niebieskofiole towo F. zabarwił a się na niebieskof ioletowo

• Zadani e 3. Próbka sproszkowanego cynku o masie 10 g przechowywana przez dłuższy czas w otwartym naczyniu zwiększyła swoją masę o 4%.


Ile moli atomów cynku zostało utlenionych?

j I A. 0,045 mola L J B. 0,037 mola [Jj C. 0,025 mola [J j D. 0,015 mola

•• Zadanie 4. Spośród tlenków azotu tylko jeden powstaje wbezpośredniej syntezie z pierwiastków, prowa

dzonej w wysokiej temperaturze. Zawartość procentowa azotu w tym tlenku wynosi 46,67%.


Ile dm3tlenu potrzeba do zsyntetyzowania 1dm 3tego tlenku?

L j A. 2 dm3 [j B. 1,5 dm3 LJ C. 1 dm3

chloroform

D. 0,5 dm3

•• Zad anie 5. W celu otrzymania

wodoru i tlenu przeprowadzono

elektrolizę lekko zakwaszonej

wody. Na rysunku przedstawiono

trzy sposoby zbierania gazów. Wy

bierz te, które można zastosować

do zbierania wodoru i tlenu.

Uzupełnij tabelę.

Wpisz w odpowiednie komórki

numery zestawów oraz właści

wość wodoru lub tlenu, która

zadecydowała o wyborze.

gaz

Zbierany yar

wodor

Numer zestawu








77. Teoria strukturalna budowy związków organicznych

Podział węglowodorów

Węglowodory

alifatyczne cykliczne aromatyczne

nasycone nienasycone

alkany i i alkeny i i alkiny

■ Postulaty teorii strukturalnej budowy związków organicznych1. Atomy węgla w związkach organicznych są czterowartościowe, czyli mogą wiązać się z innymi atomami

czterema wiązaniami.

H

H H H H H H H u i J - uI I I I I I I ł-K C/ C ^C/HH - C - C - C - H H - C - C - C - H H - C - C = C - C - H |i |

I I I . II I I I I C CH H H O H H H H H ' H

2. Atomy węgla mogą łączyć się ze sobą, tworząc łańcuchy o dowolnej długości - proste lub rozgałęzione,pierścienie o dowolnej długości oraz dowolne kombinacje pierścieni i łańcuchów.

CH3-CH 2-CH 2-CH 2-CH 2-CH 2-CH 2-CH 3

CH3I

CH3—CH2-CH -CH 2-C H-C H2—C-C H2-CH2-CH 3

c h 2 c h 3 c h 7I Ic h 3 c h 3

^ V - c h 7- ch .

c h — c h 3ICH,


77. Teoria strukturalna budowy związków organicznych 169

3. Atomy węgla mogą łączyć się ze sobą lub z atomami innych pierwiastków wiązaniami pojedynczymi,podwójnymi lub potrójnymi.

CH3 .

C H3- C H 2- C - C H 2- C H 3 C H3- C H = CH - C H2- C H - C H 3

c h 3 c h 3

oII

c h 3- c = c - c h - c h 3 c h 3- c h 2- c h - c - o h c h 3- c h 2- c = n

c h 3 ci

4. Elektrony, które nie uczestniczą w wiązaniach między atomami węgla, są wykorzystywane do tworzeniawiązań z atomami innych pierwiastków.

□ Przykładowe szkielety węglowe utworzone z czterech atomów węgla

■ Zadania

••• Zadanie 1. Zaznacz poprawne dokończenie zdania.

Grupami substancji, które spełniają założenia teorii strukturalnej budowy związków organicznych, są:

f j A. węgliki, acetylenki, alkohole.

F j B. węglany, węglowodory, węglowodany.

i~1 C. alkany, alkeny, alkiny, areny.

f~l D. estry, kwasy karboksylowe, aminy.


Substancjami, które nie spełniają założeń teorii strukturalnej budowy związków organicznych, są:

□ A. CHą, C6H6, C3H7OH.

□ B. CO, C02, NH4HCO3.

□ C. CH3COOH, CH3COOCH3, CH 3OH.

O B- C11H220-|1, C2H4, c 5h 12.








170 I IX. WĘGLOWODORY

■ Wzory węglowodorów■ Wzór strukturalny - opisuje kolejność i sposób powiązania wszystkich atomów w cząsteczce (czyli jej

konstytucję).■ Wzór półstrukturalny (grupowy) - przedstawia sposób powiązania atomów w cząsteczce po zgrupowaniu

niektórych połączonych ze sobą atomów (np. węgla i wodoru).

■ Wzór szkieletowy - przedstawia sposób powiązania atomów w cząsteczce. Nie zapisuje się tu symboli

atomów węgla i wodoru, tylko zaznacza się poszczególne wiązania (tzw. szkielet węglowy cząsteczki).

□ Przykłady różnych wzorów węglowodorów

Nazwawęglowodoiu

Wzór strukturalny Wzór półstrukturalny Wzór szkieletowy

butan

pent-1-en

5-metylo-heks-1-en--3-yn

cyklopentan

cykloheksen

benzen

1-etylo--3,5-dime-tylo-benzen

H H H HI I I I

H - C - C - C - C - H

1 I I IH H H H

c h 3- c h 2- c h 2- c h 3

H H H H1 1 1 1

H_C=C—C—C- C- H1 1 1 1 1H H H H H

c h 2= c h - c h 2- c h 2- c h 3—

H H H H I I I I

h - c = c - c - c - c - c - h .IH

H - C - H■J

H

c h2= c h - c ^ c - c h - c h 32 1

c h 3

H ' T V H

H h '~ h

H2C^ C\21 CH2

H2C-C yH2O

H\/H ,h

H ' X y ' ^ C - HII 1

H -c - c / C r HH/XH H

h c ^ c h ,II 1

HC^c/CH2h 2 0

H1

: 1 II

H/C^ C/Cv H• 1

H

h

HC^C^CH1 II

HC. CH^ C ^

H

i

0

H HI I

H - C - C - H

i II

j!] H -H

c h 2- c h 3I

HC^C^CH1 IIC. C

h3c- - c h3 Awięcej na WWW.ZDASZ.TO

78. Nazewnictwo węglowodorów i fluorowcopochodnych węglowodorów I 171

78. Nazewnictwo węglowodorów i fluorowcopochodnych

węglowodorów

I Szereg homologicznySzereg homologiczny to ciąg związków

0 podobnych właściwościach fizycznych

1chemicznych, w którym każdy kolejny

ma o jedną grupę —CH2— więcej od

poprzedniego.

Homologi to związki należące do tego

samego szeregu homologicznego

Nazwa szeregu homologicznego

alkany

alkeny

alkiny

cykloalkany

areny (węglowodory jednopierścieniowe)

Wzór ogólny szereghomologicznego

•n2n+2

c „h2„

n 2n-2

C„H2n

/ł 2n-6

□ Homologi szeregu alkanów

H

H- í-H

CH,

— CHn

metan

H HI I

H - C - C - Hh 2IH H

^2^6

etan

-CH,H H HI I I

H - C - C - C - Hh 2I 3IH H H

C,Ho

propan

■ Zasady nazewnictwa węglowodorów

□ Alkany

1. Wybieramy najdłuższy łańcuch w cząsteczce węglowodoru, bo od niego pochodzi rdzeń nazwy, który łączy

my z końcówką -an. Pozostałe fragmenty cząsteczki stanowią tzw. podstawniki (w przykładowym wzorzeobwiedziono je pętlami).

CH , —CH — CH2— CH — CH2— C —C2H5

CH, (CH

2. Atomy węgląwłańcuchu głównym numerujemy w taki sposób, aby podstawniki miały jak najniższe numery.Numerację łańcucha głównego zaczynamy od tego końca łańcuc ha, przy którym znajduje się większa liczbapodstawników.

CH8 7 6 5 4 |3 1,2

C H2- C H - C H 2- C H - C H , - C - C , H

CH, CH

2 '5

CH9

CH

CH,

3. Nazwy p odstawników tworzymy z rdzenia nazwy alkanu, odpowiadającego liczbie atomów węgla w danympodstawniku, i końcówki -yl.

4. Podstawniki wymieniamy w porządku alfabetycznym.

5. Przed nazwą podstawnika podajemy numer atomu węgla łańcucha głównego, do którego jest on przyłączony.

6. jeżeli ten sam rodzaj podstawnika występuje w cząsteczce wielokrotnie, dodajemy przed nim przedrostek

di-, tri-, tetra- itd., podając jednocześnie wszystkie numery atomów węgla łańcucha głównego, przy którychwystępuje dany podstawnik.

Poprawna nazwa powyższego węglowodoru to 5-etylo-3,3,7-trimetylononan.








172 ! IX. WĘGLOWODORY

□ Cykloalkany1. Nazwy cykloalkanów tworzymy od nazw odpowiednich alkanów, dodając przedrostek cyklo-.

2. Atomy węgla pierścienia numerujem y tak, aby podstawniki miały jak najniższe numery. 5

3. Pozostałe reguły nazewnictwa są takie jak w przypadku alkanów. 4

Poprawna nazwa węglowodoru obok to 2-etylo-1,1-dimetylocykloheksan. 3

□ Alkeny i alkiny1. Nazwy alkenów i alkinów tworzymy od nazw odpowiednich alkanów, zamieniając przyrostek -an (alkany) na

-en (alkeny) lub -yn (alkiny).

2. Łańcuch główny numerujemy tak, aby wiązanie wielokrotne miało jak najniższy numer.

CH, CH,—CH-VL4- C - C H 3

(Chh

3. Podajemy numer atomu węgla, przy którym znajduje się wiązanie wielokrotne.

4. W przypadku występowania izomerii geometrycznej stosujemy zasady omówione w temacie Izomeria wę

glowodorów ifluorowcopochodnych węglowodorów.

5. Pozostałe reguły nazewnictwa są takie jak w przypadku alkanów.

Poprawna nazwa powyższego węglowodoru to 3-etylo-7,7-dimetylookt-3-en.

□ Węglowodory aromatyczne1. Atomy węgla pierścienia aromatycznego numerujemy tak, aby podstawniki miały jak najniższe numery.

2. Pozostałe reguły nazewni ctwa są takie jak w przypadku alkanów.

Poprawna nazwa powyższego węglowodoru to 1-etylo-2,4-dimetylobenzen.

3. Zamiast numerów podstawników często używamy przedrostków orto- (o), meta- {m) i para- (p).

R OH

orto ^ ji orto meta meta

paranp.

Clp-chlorofenol

(4-chlorobenzenol)

□ Fluorowcopochodne węglowodorów1. Reguły nazewnictwa są takie jak w przypadku węglowodorów.

2. Nazwę podstawnika (np. chloro-, bromo-) dodajemy do nazwy węglowodoru.

10CH, CH

ES?)

•CH,

CH

C —CH

CÜ)(¿H

C J j ÿ

c h 2-3t 2 1-c - c h - c h ,

Poprawna nazwa powyższej fluorowcopochodnej węglowodoru to

9-bromo-7-chloro-5-etylo-3-fluoro-3-jodo-2,5,6)7-tetrametylodekan.


79. Rzędowość atomów węgla w cząsteczce węglowodoru i 173

79. Rzędowość atomów węgla w cząsteczce węglowodoru

I Ustalanie rzędowości atomów węgla

Rzędowość to liczba atomów węgla związanych z rozpatrywanym atomem węgU

pierwszorzędoweatomy węgla

drugorzędoweatomy węgla

trzeciorzędowyatom węgla

czwartorzędowyatom węgla

W celu określenia rodzaju otoczenia atomu węgla w cząsteczce węglowodoru podaje się jego rzędowość.

■ Pierwszorzędowy ( 1°) atom węgla jest połączony z jednym atomem węgla.

■ Drugorzędowy (2°) atom węgla jest połączony z dwoma atomami węgla.

■ Trzeciorzędowy (3°) atom węgla jest połączony z trzema atomami węgla.

■ Czwartorzędowy (4°) atom węgla jest połączony z czterema atomami węgla.

□ Przykład 1.

Określ rzędowość wszystkich atomów węgla w poniższych cząsteczkach węglowodorów,

a) b) c) d) ^ H3

CH3—CH2—C — CH3

CH —CH3

c h ,

CH3-CH -CH 2-C -C HICH, CH,

CH,I

C- CH2- CH3I 2 3

CH,

CH, —CH,

CH,3 '3 -n 3 ^ .n 3

Rozwiązanie i odpowiedź: Liczymy atomy węgla, z którymi jest bezpośrednio połączony dany atom węgla,

b) c) d)

CH3r 3“ 2“ 41 O

CH3- CH- C H2- C- CH

CH3 CH,

2° CH,4 r i”

■3 -I ç - c h 2- c h 3

2°' ĆH,2°

C) 2»ch2- ch ,

A-i2“

rCH3

1” 2” I Vch3—ch2- c —ch3

z 4° I 3

C H - C H 33*1 1° 3CH 3

i ■ Zadanie

I •• Zada nie ! Jaką liczbę atomów węgla o określonej rzędówości mają węglowodory, których wzory umieszczono

j w tabeli? Wstąw w odpowiednie komórki tabeli podane informacje.

2 atomy węgla 4° i 6 atomów węgla 1° » 3 atomy węgla 3° i 5 atomów węgla 1°» 8 atomów węgla 2° \

Wzor węglowodoru Liczba atomów węgla o określonej rzędowości

CH3 CH,I I

H3C-C—C-CH3

I ICH, CH,

H H HI I I

H3C-C—C—C—CH3

ch 3 c h3 ch3








174 IX. WĘGLOWODORY

80. Izomeria węglowodorówi fluorowcopochodnych węglowodorów

■ Rodzaje izomerii■ Izomeria to występowanie związków chemicznych o tym samym wzorze sumarycznym, lecz o różnych

wzorach strukturalnych.■ Izomery to związki chemiczne o tym samym wzorze sumarycznym, a więc o tym samym składzie jakościowym

i ilościowym, lecz o odmiennej budowie cząsteczki. Zazwyczaj mają różne właściwości fizyczne i chemiczne,

ale taką samą masę cząsteczkową.

l/on

konstytucyjnastereoiznmcii.i

szkieletowa

¡łańcuchowai pierścieniowa

położenia

podstawnikalub grupy funkcyjnej

iwiązaniawielokrotnego

izomeria geometryczna(izomeria cis-trans)

izomeria optyczna

■ Izomeria konstytucyjna■ Konstytucja cząsteczki to układ tej cząsteczki określony przez liczbę i rodzaj atomów oraz liczbę i rodzaj

wiązań chemicznych łączących atomy.■ Izomeria konstytucyjna to występowanie związków chemicznych, które różnią się od siebie kolejnością

i sposobem powiązania atomów w cząsteczce.

□ Izomeria szkieletowaIzomeria szkieletowa to izomeria, w której cząsteczki poszczególnych izomerów różnią się budową szkieletu

węglowodorowego.

■ Izomeria łańcuchowa, np. C4H10

Przedrostek izo- oznaczarozgałęziony łańcuch węglowy

butan (/i-butan)

Przedrostekn- oznaczaprosty łańcuch węglowy


80. Izomeria węglowodorów i fluorowcopochodnych węglowodorów I 175

Izomeria pierścien iowa, np. C5H10

H,C-

ch ,

-CH

H2C CH2

metylocyklobutan

CH7

H2C ch 2

- \ 7h 2c — c h 2

cyklopentan

□ Izomeria położenia (podstawienia)Izomeria położenia to izomeria, w której cząsteczki poszczególnych izomerów różnią się położeniem wiązania

wielokrotnego lub podstawnika.

■ Izomeria położenia podstawnika lub grupy funkcyjnej, np. C3H7Cl

Cl

c h 2- c h 2- c h 3

1 -chloropropan

Izomeria położenia wiązania wielokrotnego, np. C7H12

CH = C-CH2-CH-C H2-CH3

c h 3

4-metyloheks-l-yn

ClI

CH3-CH -CH 3

2-chloropropan

CH3-C = C-C H-C H2-CH3

c h 3

4-metyloheks-2-yn

■ Stereoizomeria

■ Stereolzomeria (izomeria przestrzenna) to występowanie cząsteczek (stereoizomerów) o identycznych

wzorach sumarycznych i grupach funkcyjnych, różniących się rozmieszczeniem atomów w przestrzeni

i układem wiązań.

□ Izomeria geometryczna (izomeria cis-trans)Izomeria geometryczna to izomeria spowodowana zaha mowaną rotacją atomów wokół niektórych wiązań

w cząsteczce.

Izomer cis to izomer, w którym podstawniki o tzw.

większej wadze znajdują się po tej samej stronie

płaszczyzny przechodzącej wzdłuż wiązania wielo

krotnego lub pierścienia.

* Izomer trans to izomer, w którym podstawniki o tzw.

większej wadze znajdują się po przeciwnych stro

nach płaszczyzny przechodzącej wzdłuż wiązania

wielokrotnego lub pierścienia.

c = c c = c

^ V # \% ^ 'ą

izomer trans

izomer c/s izomer trans








176 | IX. WĘGLOWODORY

O „wadze" danej grupy decyduje liczba atomowa atomu, który jest bezpośrednio połączony z atomem two

rzącym wiązanie podwójne (lub atomem pierścienia). Jeżeli atomy przyłączone bezpośrednio do atomów

tworzących wiązanie podwójne (lub atomów pierścienia) mają taką samą liczbę atomową, to bierzemy pod

uwagę kolejne atomy z danego podstawnika.

□ Przykłady izomerów geometrycznych węglowodorów i ich fluorowcopochodnych

Wzor połslrukturalny

Gk ^Z\ /C=CN ____

r e n ,

© Uv C =C v

(B f

/\ .c=cc h 9- c h 2- c h - c h ^

CH .

Nazwa systematyczna

c/s-3-metylopent-2-en

c/s-3-ety lo-4-mety I o pe nt-2-en

irans-3-bromo-2-chloro-6-metylohept-2-en

trans-l-etylo-2-metylocyklopropan

Znaki: >, <wskazują, które podstawniki mają większą wagę.

□ Izomeria optyczna■ Izomeria optyczna to zjawisko dotyczące związków, których cząsteczki są nieidentyczne z własnym odbiciem

lustrzanym. Związki te różnią się czynnością optyczną.

■ Czynność optyczna związku chemicznego jest wynikiem obecności w cząsteczce przynajmniej jednego chi-

ralnego atomu węgla i polega na skręcaniu płaszczyzny światła spolaryzowanego o pewien charakterystyczny

dla danej substancji kąt.■ Chiralny atom węgla (oznacza się go gwiazdką - C*) to atom w stanie hybrydyzacji sp3, połączony z czte

rema różnymi podstawnikami.

H\ ^0 Hx ^0

1. ł.H - C - O H H O - C - H

I ICH2OH c h 2o h

aldehyd D-(+)-glicerynowy aldehyd L-(-)-glicerynowy

■ Izomer prawoskrętny (+) skręca płaszczyznę polaryzacji światła w kierunku zgodnym z ruchem wskazówek

zegara.

■ Izomer lewoskrętny (-) skręca płaszczyznę polaryzacji światła w kierunku przeciwnym do ruchu wskazówek

zegara.

Jeżeli grupa hydroksylowa jest położona po prawej stronie asymetrycznego atomu węgla, to izomer oznacza

się symbolem D, a jeżeli po lewej - symbolem L.

Izomery optyczne to inaczej enancjomery.


80. Izomeria węglowodorów i fluorowcopochodnych węglowodorów ! 177

Enancjomery (stereoizomery) to cząsteczki, które są względem siebie odbiciami lustrzanymi.

□ Przykłady izomerów optycznych węglowodorów i ich fluorowcopochodnych

Nazwa systematyczna

bromochlorojodometan

2-chlorobutan

3-bromo-2-metylopentan

1-bromo-1-chloro-1-jodopropan

1-etylo-2-metylocyklopropan

Wzór enancjomeru I Wzór enancjomeru II

Hr v. . . . J* ■■

Br—C —I I - C - B r !

i1 1

a i

c2H5 c 2h5 |

c h 3- c ~ h'•° I h - c - c h 31

Cl a

c h 3■] -

c h 3I 3

CH-CH,= i J c h - c h 3

1*

B r - C - H H - C - B r

C2H5 c2h5

II.

i C,H S— C —Br

IU

Br—C—C2H5

Ci Cl

! H CH3 c h 3 h

i YHc2h5 c2h5

■ Zadanie

••Z adanie 1. Zaznacz wszystkie poprawne odpowiedzi.

Które rodzaje izomerów mogą tworzyć związki o wzorze sumarycznym C6H12?

|_] A. Izomery geometryczne. .

H B. Izomery optyczne.

L ]C . Izomery położenia podstawnika.

O D. Izomery położenia wiązania wielokrotnego.









81. Alkany

■ Szereg homologiczny alkanów Wzór ogólny alkanów

■ Alkany to węglowodory, zawierające tylko wiązania

pojedyncze między atomami węgla 0 hybrydyzacji sp3.^2/7+2

Liczba atomówwęgla

Nazwa alkanu sumarycznyLiczba atomów

węglaNazwa alkanu s

- Wzor „ -sumaryczny

i lI ii ll É i ll l ■uran c h 4 l ii M g l S B M I S l \ heksan c 6h14

i i i i i i i i i-:an : C2H6 heptan C7H16

is illiillS iił propan C3h b liM iim oktan Q H 18

g m a s m i butan I c4h10 Ü I Ü I B 1 B nonan C9H20

S lilSlililliSS ! pentan c 5h12 S llfM H R dekan Q 0H22

■ Właściwości fizyczne alkanówHomologi mają bardzo podobne właściwości che

miczne, a różnią się właściwościami fizycznymi.

Właściwości fizyczne węglowodorów zależą od liczby

atomów węgla w cząsteczce oraz stopnia rozgałęzie

nia łańcucha.

Im jest dłuższy łańcuch węglowy, tym są wyższe war

tości temperatury wrzenia i gęstości alkanów. Podob

ną zależność obserwuje się w wypadku temperatury

topnienia alkanów.

Stopniowa zmiana właściwości fizycznych związków

następująca wraz ze wzrostem długości ich łańcu

cha węglowodorowego jest typową cechą szeregów W temperaturze 25°C n-heptadekan (C17H36) jest cieczą,

homologicznych. a n-oktadekan (C18H38) - ciałem stałym

Właściwość fizyczna

barwa

zapach

stan skupienia

gęstość

rozpuszczalność

temperatura wrzeniai temperatura topnienia

Opis właściwości fizycznych alkanów

wszystkie alkany są bezbarwne

iC j—C4- bezwonne

i C5 i więcej - zapach benzyny

n-alkany w warunkach standardowych:

■C1-C 4-gazy

■C5—C17- ciecze* Clg i więcej - ciała stałe

wraz z długością łańcucha węglowego w cząsteczce gęstość alkanów się zwiększa(np. dmetanu =0,000 717 g ■cm-3, ddekanu=0,7264 g •crr r3)

słabo rozpuszczalne w wodziedobrze rozpuszczalne w niepolarnych i w słabo polarnych rozpuszczalnikachorganicznych

■wraz ze zwiększaniem się liczby atomów węgla w cząsteczce rosną wartości temperatury wrzenia i topnienia

■wraz ze zwiększaniem się masy cząsteczkowej różnice wartości temperatury topnienia zmniejszają się

■rozgałęzione alkany mają niższą temperaturę wrzenia niż ich izomery liniowe


81. Alkany 179

j Temperatura wrzenia i topnienia n-alkanów

300

250 -

200 -

150 -

100 -

g. 50-|

E

-50 -

-100 -

-150

-200

3 4 ¡5 $ j7i — r

ib ii-T i i r*12 13 14 15

temperatura topnienia• temperatura wrzenia

Liczba atomów węgla w łańcuchu

■ Otrzymywanie alkanów

□ Reakcja WurtzaReakcja Wurtza to reakcja fluorowcoalkanów z metalicznym sodem. Zamiast Na można użyć Li lub K.

R1—X +R2-x +2 Na —►R1 —R2 +2 HaX

X- CH2-C H2-C H2 - X + 2 Na — ^ + 2 NaX

Reakcję tę przeprowadza się zwykle w bezwodnym, polarnym rozpuszczalniku (np. eterze dietylowym).

Jeżeli R1= R2, to otrzymujemy alkan o parzystej liczbie atomów węgla.

Jeżeli R1* R2, to otrzymujemy mieszaninę trzech węglowodorów: R1—R1, R1—R2, R2—R2.

□ Uwodornienie alkenów lub alkinówR1—CH = CH—R2 +H2 —- (N'-pd’pt):>r i _ Ch2- Ch2-R 2

R1—C=C—R2 +2 H2 - at (Nl’ -d-^ > R i—CH2—CH2—R2

□ Dekarboksylacja kwasów organicznych i ich soli

RCOONa +NaOH -temp>R-H +Na2C03

□ Reakcja węgliku glinu z kwasem solnym (otrzymywanie metanu)

Al4C3 +12 HCl — 3 Cłł 4 +4 AlCl3

□ Destylacja frakcjonowana ropy naftowejW wyniku destylacji frakcjonowanej otrzymuje się mieszaninę różnych węglowodorów.









82. Reakcje alkanów

■ Reakcje alkanów

□ Substytucja rodnikowa (podstawienie, fluorowcowanie)Alkany reagują z fluorowcami pod wpływem promieniowania ultrafioletowego bądź temperatury. Względna

reaktywność fluorowców w reakcji z alkanami:

Zwiększanie się reaktywności

Reakcje te mają przebieg łańcuchowy.

UV lub temp.

(1)CH4+Cl2-

(2) c h 3ci +ci2

czyli:

->CH 3CI + HClchlorometan

UV lubtemp.CH2Cl2+ HCl

dichlorometan

CH4 +4 Cl2

_ UVIubtemp. , ly~i(3) CH2Cl2+ Cl2------- ^ C HC I3 + HC l

trichlorometan

UVIubtemp. .(4) CHCI3+Cl2------- ^ CC I4 + H Cl

tetrachlorometan

UV lub temp.CCl4 +4 HCl

W przypadku wyższych homologów alkanów mogą zachodzić reakcje konkurencyjne, prowadzące do powstania

produktów izomerycznych.

Podczas reakcji chlorowania (bromowania) najłatwiej ulegają podstawieniu trzeciorzędowe atomy wodoru,

trudniej drugorzędowe, a najtrudniej pierwszorzędowe.

Pierwszorzędowe atomy wodoru są przyłączane do pierwszorzędowych atomów węgla. Drugorzędowe atomy

wodoru są przyłączane do drugorzędowych atomów węgla, a trzeciorzędowe —do trzeciorzędowych atomów

węgla. Czwartorzędowe atomy wodoru nie istnieją.

BrI

CH, —CH, —C —CH3+ HBr3 I

CH3

2-bromo-2-metylobutanprodukt główny

CH3— CH2—CH —CH3+ Br2

CH,

CH2—CH2—CH — CH3+ HBrI IBr CH3

l-bromo-3-metylobutan

CH3—CH —CH-C H3+ HBr3 I I

Br CH3

2-bromo-3-metylobutan

CH, — CH2—CH —CH2 + HBr3 2 j , 2

CH3 Br

l-bromo-2-metylobutan


82. Reakcje alkanów j 181

□ Spalanie (reakcje z tlenem)■ Spalanie całkowite

2 C„H2n+2+ (3n +1) 02 — 2/7 C02+2(n +1) H20

np. 2 C2 H 6 + 7 0 2 — »-4 C 0 2 + 6 H 20

■ Spalanie częściowe (niecałkowite)

2 cnH2/i+2 +(2n +1) 02 2/7CO +2{n +1) H20

np. 2 C2 H 6 + 5 0 2 — ►4 CO + 6 H 20

2 c«H2n+2 +(n +1) 02—►2/7 C +2(n +1) H20

np. 2 C2 H 6 + 3 0 2 — 4 C + 6 H 20

Spalanie gazu ziemnego przy różnym dopływie powietrza: 1- pełny dostęp powietrza, 2- ograniczony dostęp powietrza, 3- odcięty dopływ powietrza

□ Kraking (piroliza alkanów)

alkan 1 >alkan 2 +alken

np. CH3-(C H2)16—CH3— CH3—(CH2)10—CH3+ CH2=CH —(CH2)3—CH3

kat., temp.

□ Reakcje z wodą bromową i roztworemmanganianu(VII) potasu

Alkany nie odbarwiają wody bromowej i roztworu man-

ganianu(VII) potasu, ponieważ wszystkie wiązania w ichcząsteczkach są nasycone.

Alkany nie reagują zwodą bromową (1) aniz roztworem manganianu(VII ) potasu (2)

■ Zadanie

• Zadanie 1.

a) Halogenopochodne metanu mają szerokie zastosowanie praktyczne. Przyporządkuj podane związki ich

zastosowaniom praktycznym.

Wpisz obok każdego zastosowania odpowiednią literę.

A. chlorometan C. tetrachlo rometan

B. trichlorometan D. trijodometan

I. środek anestetyczny o miejscowym działaniu - _____

II. środek dawniej stosowany w gaśnicach - _____

III. środek anestetyczny o działaniu ogólnym _i_

IV. środek antyseptyczńy - j

b) Wymienione związki można otrzymać w wyniku reakcji między metanem a halogenami zachodzącej według

podanych mechanizmów. Dobierz podane mechanizmy do odpowiednich związków.

Wpisz obok każdego związku odpowiedn ią literę.

A. substytucja rodnikowa B. substytuc ja elektrofilowa C. substytucja nukleofilowa

I. chlorometan - ______

II. trichlorometan ____

HI. tetrachlo rometan - ____









83. Alkeny

■ Szereg homologiczny alkenów■ Alkeny to węglowodory zawierające oprócz wiązań

pojedynczych jedno wiązanie podwójne między

atomami węgla o hybrydyzacji sp2.

Wzór ogólny alkenów

^ n ^ l n

Liczba atomów węgla

Nazwa alkenuzji-dnym wiązaniem podwonwni

Wzót Liczba atomówsumaryczny i węgla

Nazwa alkenu z jednymwiązaniem podwójnym sumaiyczny

■ h h H h S h M H I

2 eten j c2h4 ! w m m i heptęn c 7h14

3 propen i c3h 6 * 8 okten C8H16

4 buten c4h. l l l l l i i l B nonen -9h318

5 penten i c5h10 * 10 deken 10 20

G heksen j C6H! 11 undeken C-ll H22

■ Właściwości fizyczne alkenówWłaściwości fizyczne alkenów są zbliżone do właściwości odpowiednich alkanów.

Wiastiwost fizyczna Opis właściwości fizycznych alkenów

stan skupienia

■C2-C 4- gazy

’ ■C5—C10- ciecze1 8 C] ] i więcej - ciała stałe

gęstość ) wraz z długością łańcucha węglowego w cząsteczce gęstość alkenów się zwiększa

rozpuszczalność j * słabo rozpuszczalne w wodzie' b dobrze rozpuszczalne w niepolarnych i w słabo polarnych rozpuszczalnikach organicznych


i wraz ze zwiększaniem się liczby atomów węgla w cząsteczce rosną wartości temperatury: wrzenia i topnienia

! ■ Otrzymywanie alkenów

i ..i Reguła Zajcewa

| W reakcjach eliminacji prostych cząsteczek, np. H20 i HX, atom wodoru odłącza się od. atomu węgla związanego

j z mniejszą liczbą atomów wodoru.

I1

I CH ,-C H2-C H -C H , lemp.,AIjO.(lubs.ęg.H.so.!, ch _ Ch -C H - CH, + H20

! 3 II OH

CH, — CH — CH —CH3 +NaOH CH3—C = CH — CH3+ NaBr +H 203 I I I

CH3 Br CH3


83. Alkeny j 183

□ Reakcje eliminacji■ Odwodnienie alkoholi (zgodnie z regułą Zajcewa)

kat -C.H2, 'N jO -

np. CH ,—CH 2—OH -lemp-A‘-0. ,"t sl;ł H;S°-1» CH 2-C H 2+ H20

■ Eliminacja chlorowcowodoru z monochlorowcopochodnych węglow odorów (zgodnie z regułą Zajcewa)

cnH2n+1X +NaOH C„H2„ +Na X +H20

np. CH3-C H 2-Cl + Na OH etano1>C H2=C H2 +NaCl +H 20

■ Eliminacja chlorowca z difluorowcoalkanó w

R1 —CH—CH—R2 +Zn ---— R1 — CH = CH — R2 +ZnX2I I 2

X X

V V Hx /Hnp. H -C -C -H +Zn -----► , C= C. + ZnCt,

I I H HCl Cl

□ Odwodornienie alkanów

R1 —CH2—CH2—R2 Ri—CH=CH—R2 +H2

ę H3 CH3. JL _ ciśn., temp., kat. I

np. CH3—CH2—CH2—C —CH3 ---:-- ----^ CH3-CH = CH -C-C H3+H2

CH3 CH3

□ Redukcja (uwodornienie) alkinów

/7H2n-2+hi2 C„H2„

^ , , , ciśn., temp., kat. (Ni, Pd, Pt)np. H- C ^C- CH 3+H2 :— - y ' ' ' > H - C H = C H - C H 3

□ Kraking (piroliza alkanów)

. kat., temp. ,,alkan 1 »•alkan 2 +alken

1P- CH3-(CH 2)16—CH3 »-CH3—(CH 2)10—CH3 +C H2=CH —(CH2)3—CH3

■ Zadania


Który z poniższych schematów reakcji prowadzi do otrzymania etenu?

□ A. ai 3c 4 - 4 c h 4 C H3GI - # ; c2h 6 c 2h 5c i « 4 C2H 4

U B. A l3ę4»4-.G2H 6* f .C2H 5 C l * ^ C2H'4 .

□ C. A l3C4 C2H 2'w+ C2H6-+ C2H5Cl C2H4

□ D. AI3C4 :CH4^ C2H5Cl C2H5^ C2H4

• •Zadanie 2.W dwóch naczyniach znajdują się roztwory zawierające po 8 g bromu. Do pierwszego naczynia

wprowadzono 1dm3etenu (warunki normalne), a do drugiego 1dm3etynu (warunki normalne).


W którym z naczyń nastąpiło całkowite odbarwienie roztworu?

□ A. W naczyniu nr 1. □ B. W naczyniu nr 2.









84. Reakcje alkenów

■ Reakcje alkenów

□ Addycja wodoruAddycja cząsteczki wodoru do alkenów przebiega według mechani zmu addycji rodnikowej. W wyniku reakcji

addycji zostaje rozerwane wiązanie n w cząsteczce alkenu.

CnH2n+H 2 *■C„H2n+2

np. CH2=C H2 + H2 kat (Nl’Pd' Pt >C H3-CH 3

□ Addycja elektrofilowa (przyłączanie)■ Addycja fluorowców

C„H2n+X2 — c„H2nx2

np. CH2=CH — CH3+Cl2 UV— — ► c h2- c h - c h 3I ICl Cl

■ Addycja fluorowcowodorów (zgodnie z regułą Markownikowa)

C„H2n+HX - ^ C nH2n+1X

np. CH2=C H-C H3+ HCl -----^ CH3— CH —CH 3

Cl

■ Addycja wody (zgodnie z regułą Markownikowa)

C„H2n+H20 — CnH2n+1OHOHi

np. CH3—CH —C —CH3+H20 CH3 CH2 C CH3

c h 3 c h 3

W przypadku ni esymetrycznych cząsteczek alkenów mogą zachodz ić reakcje konkurencyjne, które prowadzą

do powstania mieszaniny produktów, zgodnie z regułą Markownikowa.

Reguła MarkownikowaPodczas addycji prostych cząsteczek typu H Y (H20, HCl) do niesymetrycznego alkenu atom wodoru z cząsteczki

H Y przyłącza się do atomu węgla związanego z większą liczbą atomów wodoru.

► c h 3- c h - c h 31Br

CH7=CH —CH3+ HBr ---2-bromopropan

V . produkt główny

—► ch2— ch2—ch3

Br

1-bromopropan

Analogicznie przebiega reakcja z HCL


84. Reakcje alkenów j 185

h2so4CH3—CH = C —CH2-C H3 +H -OH

4| i HgS04( ch3

OHI

CH3- CH2- C- C H2- CH 3

c h 3

3-metyiopentan-3-olprodukt główny

c h 3- c h - c h - c h , - c h ,

OH CH

3-metylopentan-2-ol

D Addycja tlenu (otrzymywanie dioll)

X = c +0 9g, 250°C H20

2 H - C - C - H ---»\ /O

HI

2 HO-C-

H

□ Spalanie (reakcje z tlenem)■ Spalanie całkowite

2 C„H2n+3/702 —►2n C02 +2/7 H20

np. C2H4+ 3 02 — 2 C02 +2 H20


CnH2n+n 02 — n CO +n H20

np. C2H4 +2 0 2— ^ 2 CO +2 H20

□ Polimeryzacja

2 C„H2n +n 02 -*► 2/7 C +2n H20

np. C2H4 + 02— >-2 C +2 H 20

n C„H 2„ ^ ^ ( C nH2n)n

n CH2= CH2 ---^ -fCH2-C H 2>„

eten polietylen (PE)

□ Utlenianie (reakcja z roztworem manganianu(VII) potasu)

H HI I

" 3 H — C—C —H +2 Mn02+ 2 KOHI IOH OH

-H3 ^C=C^ + 2 KMn04 + 4 H20

V H

Utlenianie:

Redukcja:

C2H4 + 2 OH- —►C2H 4 (O H )2 + 2 •1e"

Mn04 +2H20 +3e"IV

Mn02 + 4 OH"

•3

• 2

Alkeny odbarwiają roztwór manganianu (VII) potasu, pon ieważ w ich cząsteczkachznajdują się wiązania nienasycone.

□ Reakcja z wodą bromowąAlkeny odbarwiają wodę bromową, ponieważ w ich cząsteczkach znajdują się wią

zania nienasycone. Można stosować uproszczony zapis tej reakcji (podobnie jak

w przypadku reakcji alkenu z bromem w środowisku bezwodnym):

CH, = CH, + Br,

H BrI I

—> HC-CHI IBr H

1 ,2-dibromoetan

HI

-C-OHIH

Spalanie etenu

Alkeny reagują z roztworem manganianu(VII)potasu

Alkeny reagują zwodąbromową









85. Alkiny

■ Szereg homologiczny alkinów■ Alkiny to węglowodory zawierające oprócz wiązań

pojedynczych jedno wiązanie potrójne między ato

mami węgla o hybrydyzacji sp.

Wzór ogólny alkinów

Cn H 2i7-2

C,H,

GsH>

CcHc

CfiHi

heptyn C7H12

oktyn 8 14

nonyn c 9h 16

dekyn 0 0

X 0

O“

undekyn Q lH20

■ Właściwości fizyczne alkinówWłaściwośc i fizyczne alkinów są zbliżone do właściwości odpowiednich alkenów.

Właściwość fizyczna

stan skupienia

gęstość

rozpuszczalność


Opis wł.iściwosu fizycznych .llkinów

*C2—C4-gazy

■C5—C10- ciecze* Cn i więcej - ciała stałe

wraz z długością łańcucha węglowego gęstość alkinów się zwiększa

isłabo rozpuszczalne w wodzieidobrze rozpuszczalne w niepolarnych i w słabo polarnych rozpuszczalnikach organicznych

wraz ze zwiększaniem się liczby atomów węgla w cząsteczce rosną wartości temperaturywrzenia i topnienia

| ■ Otrzymywanie alkinów

| □ Reakcje eliminacji| ■ Reakcja dibromoalkanów z NaOH (KOH)

j R1—C H- CH —R2 +2 NaOH - koh?l» R1—C = C—-R2+2 NaBr + 2 H20I I I| Br Br

! Br

R1— C — CH2—R2+2 NaOH R' -C = C -R 2+2 NaBr +2 H20

Br

Br H

np. H — C- C —C2H5+2 KOH H — C=C —C2H5+ 2 KBr +2 H 20| | 2 5

Br H


■ Reakcja tetrafluorowcoalkanów z cynkiem

X X

1 1 1 7R — C — C — R +2 Zn —I I

X X

Cl ClI I

np. H —C —C —H +2 ZnI ICl Cl

□ Odwodornienie alkanów

CnH2n+2 * n 2n-2 +2 H2

. c iśn. , temp . , kat . _ _np. CH3-CH3 -— >H—C=C —H +2 H2

□ Reakcja wągliku wapnia (karbidu) z wodą

(metoda historyczna)

CaC03— 11~>CaO +C0 2

wapnopalone

CaO +3 C CaC2+ CO

karbid

CaC2+ 2 H20 — C2H2ł +Ca(O H)2

wapnogaszone

□ Piroliza metanu

7 = 2000°C2 CH4 *■C2H2+ 3 H2

■R —C=C — R +2 Zr)X,

H- C =C - H +2ZnCl,

□ Odwodornienie alkenów

n 2n n 2n-2 +^2

, ciśn., temp., kat. _np. C H 2 = C H 2 ----► H - C = C - H + H-

Otrzymywanie acetylenu

■ Zadania

•Zadanie 1. Uzupełnij każdy szereg o brakujący wzór sumaryczny.

Wstaw w każdą lukę odpowiedni wzór węglowodoru wybrany z podanych.

i C4H6 s C4H8 b C4H10 » C5H8 b C5H10 * C5H12 » C3H4 b C3H6 * C3H8 j

i. c 2h6, c3h 8, c4h 10, ------ ... c6H ]4

N- ^2^2.C3H4,------ , C5Hg, C6H 10

III. C2H4,--- _— , C4Hg, C5H10, C6H12

•• Zadanie 2. jedną z metod otrzymywania alkinów jest dehydrogenacja dichloroalkanów, którą można przed

stawić poniższym schematem:

H H

1 1 1 zR —C—C—R2I IX X

KOH, C,H,OH, 78°CR1 H

\ / N aN H,c=c ---------- -

h ' VRt - C^C- R2

Zaznacz poprawny wzór alkinu. jaki alkin otrzyma się tą metodą z 2,3-dichloro-4-metyloheksanu?

CH, CHq CH,

A.H3C-C=C-C-CH 2CH3 B. h—c= c—ch2—c—ch2ch 3 c. h 3c - c = c - c - c h3 d. ch,c h7—c=c —ch,ch,I I IH H CH3

ięcej na WWW.ZDASZ.TO








86. Reakcje alkinów

■ Reakcje alkinów

□ Addycja elektrofilowaW wyniku reakcji addycji zostaje rozerwane wiązanie tt w cząsteczce alkinu.

■ Addycja wodoru

C„H2n-2+ H2— CnH2„+Hz, kat.

C„Hnn2n+2

kat H71 kat. ,np. CH = CH + H2------*■CH2=CH2 CH3—CH3

■ Addycja fluorowców

C„H2„_2 +X2 — C„H2n_2X2

np. HC=CH +Cl2 HC = CHI ICl Cl

ci

CnH2n-2*4

Cl ClI I

HC-CH

I ICl Cl

■ Addycja fluorowcowodorów (zgodnie z regułą Markownikowa)

+HXC„H2n_2 + HX — C n ł W f c„ h 2„x 2

np. CH = CH + HCl CH2=CH2 I

Cl

chloroeten(chlorek winylu)

HClClI

C H j - C - HICl

□ Addycja wodyC2H2 +H20

np. CH = CH +H20HgSO„

CH3—CHO

izomeryzacjaCH ,-C = 0

3 IH

eta na l

CH2=CH

OH

etyn etenol (enol)

W przypadku niesymetrycznych cząsteczek alkinów mogą zachodzić reakcje konkurencyjne prowadzące do

wstania mieszaniny produktów. Obowiązuje reguła Markownikowa:

CH2=C - CH 3IBr

2-bromopropen — produkt główny

c h = c h - c h 3IBr 1-bromopropen

CH=C —CH, +H -OHHgSO„

CH9=C - CH 3

OH

izomeryzacja

propen-2-ol

CH = CH-C H3IOH

propen-1-ol

■ł c h 3- c - c h 33 II

O

propanon - produkt główny

izomeryzacja H'

" 0^C - C H , - C H ,

propanal


86. Reakcje alkinów | 189

□ Spalanie (reakcje z tlenem)

* Spalanie całkowite

2 C„H2n_2 +(3n - 1) 02 —►2n C02 +2(n - 1) H20

np. 2 C2H2+ 5 02—►4 C02 +2 H 20


2 CnH2n_2 +(2n - 1) 02 —►2n CO +2(n - 1) H20

np. 2 C2H2 +3 0 2—►4 CO +2 H 20

2 cnH2„-2 +(« “ 1) O2 —*■2n C +2(n - 1) H20

np. 2 C2H2+ 02 —►4 C +2 H20

□ Polimeryzacja

■ Dimeryzacja

2 c 2 H2 H = Ł i Ł c H 2- C H — C - C H

■ Trimeryzacja

Mechanizm trimeryzacji:

H

3 CH = CHtemp., kat.

H- C 77 C - H

H-C^-CC -Hc>

IH

Spalanie acetylenu

□ Utlenianie (reakcja z roztworem manganianu(VII) potasu)

5 CH=CH +8 KMn04+12 H2S04-^ 5 HOOC-COOH + 8 MnS04+4 K2S04+ 12 H20

Utlenianie:

Redukcja:

C2H2+4H20^ (C 0 0 H )2+ 8H+ + 2-4e- 1.5

Mn04- + 8H++ 5e~ Mn2++4 H,0

Alkiny odbarwiają roztwór manganianu(VII) potasu,ponieważ w ich cząsteczkach znajdują się wiązania nienasycone

□ Reakcja z wodą bromowąAlkiny reagują z wodą bromową. Można stosować uproszczony zapis tej reakcji (podob

nie jak w przypadku reakcji alkinu z bromem w środ owisku bezwodnym):

HC = CH + 2 Br-

etyn

Br BrI I

►HC-CHI IBr Br

1,1,2,2-tetrabromoetan

Alkiny odbarwiają wodę bromową,ponieważ w ich cząsteczkach znajdują się wiązania nienasycone

■ Zadanie

•• Zadani e 1. Do całkowitego spalenia próbki pewnego alkinu zużyto 1,12 dm3tlenu (warunki normalne).

Otrzymany tlenek węgla(IV) przepuszczono przez płuczkę z wodą wapienną. Otrzymany osad odsączono,

wysuszono i zważono - jego masa wynosiła 3 g.


Wzór półstrukturalny spalanego związku to

□ a . h c = c - c h 3 □ c .h c ^ c h

□ B. H 3C - C = C - C H 3 l ub H C = C -C H 2- C H 3 □ D. H3C —C = C —C H2—C H 3








190 i IX. WĘGLOWODORY

87. Areny

■ Szereg homologiczny arenów

■ Areny (węglowodory aromatyczne) to węglowodory,

których cząsteczki zawierają pierścień aromatycz

ny, czyli 4n +2 elektronów w sprzężonym układzie

wiązań, w wypadku jednego pierścienia - sekstet

elektronowy.

Wzór Na7u»/a Na7wa WZOf Nazwa Nazwapółstrukturalny systematyczna zwyczajowa ' pÓłSt™k^ ralny systematyczna zwyczajo*

arenu arpnn

Benzen należy do węglowodorów aromatycznych

i jest pierwszym związkiem szeregu homologicznego

arenów. Najbliższym homologiem benzenu jest to

luen - metylobenzen, a kolejnym etylobenzen. Związ

ki te różnią się więc między sobą o grupę — CH2—.

metylobenzen toluen

1,2-dimetylobenzenorto-ksylen

(o-ksylf 11

1,3-di metylobenzen

1,4-dimetylobenzen

temp.

■gaz węglowy

-koks

-smoła węglowa

-woda pogazowa

■ Otrzymywanie arenów

□ Piroliza węgla kamiennegoSmoła węglowa jest poddawana destylacji, w czasie której otrzy

muje się frakcje zawierające różne węglowodory aromatyczne.

□ Reforming frakcji ropy naftowej wąg\e\ kamienny

■ Kraking to proces rozszczepiania długich łańcuchów węglo

wych na mniejsze frakcje pod wpływem wysokiej temperatu

ry i katalizatorów. Przykładową reakcję zachodzącą podczas

krakingu opisuje równanie:C H 3 - ( C H 2) 12- C H 3 — C H 3 - ( C H 2 ) 4 - C H 3 + C H 3 - C H = C H - ( C H 2 ) 4 - C H 3

■ Reforming to proces mający na celu podniesienie jakości użytkowej frakcji paliwowych ropy naftowej,

on na izomeryzacji węglowodorów o prostych łańcuchach do węglowodorów rozgałęzionych oraz cyklizacji

i odwodornienia prowadzonych w wysokiej temperaturze i pod wysokim ciśnieniem w obecności katalizatorów.

C7H16- ^ — C6H5CH3+4H 2t

■ Liczba oktanowa (LO) to umowny wskaźnik odporności paliwa na spalanie detonacyjne. Przyjęto, że LO

2,2,4-trimetylopentanu ( izooktanu) , który powoduje bardzo sł abe stukanie, wynosi 100, a LO heptanu, który

spala się detonacyjnie, wynosi 0.

□ Alkilowanie benzenuAIX,

Ar—H +R—X- -Ar— R + HX

□ Reakcja Wurtza-FittigaAl*,

Ar—R +2 NaX

X= Cl lub Br

CH,CH,

np. +C H3CH2Br • +HBr

Ar—X +2 Na +R—X-

R - grupa alkilowa; Ar - grupa arylowa;

X - fluorowiec

Metoda nie jest selektywna, ponieważ w rze

czywistości otrzymuje się mieszaninę produktów:

Ar-R, Ar-Ar i R-R.


88. Benzen 191

88. Benzen

■ Budowa cząsteczki benzenuW cząsteczce benzenu wiązania między atomami węgla są równocenne. Każdy

z atomów węgla jest związany z jednym atomem wodoru. Cząsteczkę benzenu H

można sobie wyobrazić jako płaską strukturę zbudowaną z wiązań a (między 120° I

którymi występują kąty 120° wynikające z hybrydyzacji sp2atomów węgla) i 3

wiązań n usytuowanych prostopadle do tej struktury, a utworzonych z niezhy- 20° Hbrydyzowanych orbitali 2p atomów węgla. q £

Wiązania z nie są zlokalizowane między określonymi atomami węgla, ale mogą W ''

zmieniać swoje wzajemne położenie (delokalizacja). Długość wiązania między |

atomami węgla w cząsteczce benzenu (139 pm) jest pośrednia między długością |-|

wiązania pojedynczego (154 pm) a długością wiązania podwójnego (134 pm).

■ Wzory benzenu

Pierścień benzenowy przedstawia się za pomocą dwóch struktur granicznych obrazujących dwa możliwe roz

mieszczeni a elektronów nieuczestniczących w pojedynczych wiązaniach. Można go też pokazać za pomocą

wzoru z wiązaniem zdelokalizowanym (sekstetem elektronowym).

wzór elektronowy wzory strukturalne model

■ Reakcje benzenu

Właściwości chemiczne benzenu są konsekwencją jego budowy: wiązania po

dwójne w pierścieniu mają możliwość przemieszczania się, co powoduje, że każ

de wiązanie między atomami węgla nie jest pojedyncze i nie jest podwójne, ma

zatem charakter pośredni. Obecnoś ć wiązań pośrednich między pojedynczymi

a podwójnymi jest cechą budowy związków aromatycznych.

Benzen:■ nie odbarwia wody bromowej i roztworu manganianu(V II) potasu (jak było

to w przypadku węglowodorów nienasyconych);

■ wiązania w jego cząsteczce są trwalsze niż w cząsteczkach węglowodorów

nienasyconych;

■ nie ulega reakcji utleniania;

■ trudno ulega reakcji addycji;

■ ulega reakcji podstawienia z bromem (chlorem) tylko wobec katalizatora.

□ Addycja (przyłączanie)Reakcja addycji zachodzi bardzo trudno.

+3H-ciśn., temp., kat.

+3Cl,

Brak objawów reakcjibenzenu zwodą bromową (1)i roztworem manganianu(V!l)potasu (2)

cykloheksan

1,2,3,4,5,6-heksachlorocykloheksan









□ SpalanieW normalnych warunkach benzen spala się kopcącym płomieniem (udział reakcji

całkowitego spalania jest niewielki).

2 C6H6+ 15 02— 12 C02 +6 H20

2 C6H6 +9 02 —►12 CO +6 H20

2 C6H6+3 02—*■12 C +6 H20

□ Substytucja elektrofilowa (podstawienie)■ Chlorowanie lub bromowanie

FeXAr—H +X2 Ar—X +HX

Cl

np. +CUFeCl,

+HCl Spalanie benzenu

chlorobenzenAnalogicznie przebiega reakcja z Br2 (wobec FeBr3).

■ Nitrowanie Sulfonowanie

NO,

+HNOh 2s o 4(

3 tem p.+H,0

nitrobenzen

s o 3h

+H2S04 *■| ^ j ] + H20

kwas benzenosulfonowy

■ Alkilowanie

■ Acylowanie

+CH3-CI

Ar—H +RCO—X-

■ Ô - »toluen

Ar—COR +HX

np. j + CH3-C -C IC- CH3IIO

acetóte non

+HCl

■ Otrzymywanie benzenu

■ Destylacja smoły węglowej ■ Synteza Fischera i Tropscha

■ Odwodornienie cykloheksanu 6 CO +9 H2 >6 H20 +C6H6

■ Trimeryzacja acetylenu

I" 1 * 3 H 2 3 CH, CH ^ i ^ C 6H6

□ Ciąg przemian pozwalających otrzymać benzenMając do dyspozycji jedynie węgiel i dowolne odczynniki nieorganiczne, można otrzymać benzen.

(1) C + H20 - ^C 0 + H2 (3) C2H6 Clśn-temp" kai» C2H2 +2 H2t

gaz syntezowy

(2) 2 co +5 H2-d*-g !EJ g;. » C2H6+ 2 H20 (4) 3 C2H2 c"n" temp" — ^


89. Reakcje arenów 193

89. Reakcje arenów

■ Właściwości chemiczne homologów benzenuWłaściwości chemiczne homologów benzenu są podobne do właściwości benzenu.

□ PodstawnikiPodstawniki obecne w pierścieniu aromatycznym mają duży wpływ na reaktywność cząsteczki oraz na miejscewprowadzenia kolejnego podstawnika do pierścienia.

Podstawniki pierwszego rodzaju

grupy alkilowe (np. — CH3, — C2H5), —NH 2, —OH,

fluorowce (—Br, —Cl, — F, —I)

kierują podstawienie czynnika elektrofilowegow położenie orto i pora

pozycje orto pozycja para

-N02, -S O 3H, —COOH, -C HO , —RCjO jR1—,

-RC(0)0R\ -RCONH 2

powodują podstawienie czynnika elektrofilowegow położenie meta

R

pozycje meta

■ Reakcje homologów benzenu

Homologi benzenu ulegają reakcjom substytucji elektrofilowej (podstawienia).

□ Fluorowcowanie* Fluorowcowanie w obecności katalizatora

CH, CH,

+2 Cl,FeClj

Cl+ +2 HCl

orto-chlorotoluen

para-chlorotoluen

W tej reakcji powstaje również izomer meta, który jest produktem ubocznym.Uwaga: ilości produktów orto i para powstające w reakcjach substytucji elektrofilowej nigdy nie są jednakowei zależą od konkretnego przypadku.

Analogicznie zachodzi reakcja z Br2 (w obecności FeB r3).

■ Fluorowcowanie w obecności światła

W reakcji fluorowcowania homolo gów benzenu w obecności światła atom wodoru jest podstawiany przezfluorowiec we fragmencie alkilowym:

CH,

+CI,

CH,—Cl

+HCl

CH2CH3

+Br,

Br

CH—CH,

+HBr

chlorofenylo metan(chlorek benzylu)

1-bromo-l-fenyloetan








194 ! IX. WĘGLOWODORY

□ Nitrowanie

2f V 2 H N O , ^ L J

oluenpara -nitrotoluen

c h 3 c h 3 ch

n o2+ 1 11+2 H20

orto-nitrotoluen

Uwaga: nitrowanie toluenu w bardzo drastycznych warunkach (miesz anina nitrująca: Hl\iu3(Stf?ż) t uicu

(roztwór S0 3w bezwodnym H2S0 4) oraz wysoka temperatura procesu) prowadzi do powstania 2,4,6-trim-

trotoluenu (trotylu, TNT).

c h 3 ęH3

° 2N T ^ i r N02 + 3 H,0II +3 HN03(stęż) - ¡ ¡ ^ \ )

n o 2

2,4,6-trinitrotoluen

■ Właściwości chemiczne wielopierścieniowychwęglowodorów aromatycznych

Właśc iwości chemiczne wielopierścieniowych węglowodorów aromatycznych są podob- naftalen C10Hg

ne do właściwości benzenu i dlatego ulegają one reakcjom substytucji elektrofilow ej

(podstawienia).Najważniejszym wielopierścieniowym węglowodorem aromatycznym jest naftalen.

Pod względem reaktywności wyróżnia się w cząsteczce naftalenu pozycje a i /?. Pozycje

a są bardziej reaktywne niż pozycje fi. 30 raC8n 14 10

pozycje alfa

i I

pozycje beta "* T T ] pozycje beta

i» y|

-►6 34_ 5 4

f f

pozycje alfa

□ Nitrowanie naftalenuNO,

temp.+ H20

+ h n o 31-nitronaftalen

(a-nitronaftalen)

produkt główny

+H,0

2-nitronaftalen(/Tnitronaftalen)


90. Typy reakcji organicznych j 195

90. Typy reakcji organicznych

■ Reakcja substytucji (podstawienia)

■ Reakcja substytucji polega na podstawieniu atomu lub grupy atomów przez inny atom lub inną grupęatomów:

H3C- H +Cl2^ H 3C- Cl +HCt

□ Mechanizm substytucji rodnikowejW pierwszym etapie, w wyniku rozerwania cząsteczki chloru (lub bromu) powstają dwa rodniki. W kolejnych

etapach dochodzi do powstania kolejnych rodników, które następnie, zderzając się ze sobą, tworzą odpowiednie

chlorowcopochodne węglowodoru.

■ Rodnik to bardzo reaktywny atom (lub grupa atomów) mający niesparowany (e) elektron( y):

CH3- C H- C H3 H. :Q '

| Etapy substytucji rodnikowej■ zapoczątkowanie reakcji (inicjowanie)

i — . — uv — —| ic ircu ^ i ą - +-ęu

H HI I

H- C+ H + 'Cl- —►H-C- + H—CUI IH H

■ wzrost łańcucha (propagacja)

H HI I _

H-C- +iCI- —►H-C-CUI I “H H

H HI _ I _

H - c- ęu + ig- — H - c - p + h - cu

h

■ zakończenie łańcucha (terminacja)

ig- +ig-—►ig-g i

H H H Hl i l i

H-C- +H-C- —►H-C-C-HI I I IH H H H

□ Mechanizm substytucji elektrofilowej■ Czynnik elektrofi lowy to kation lub grupa, w której występuje niedomiar elektronów (akceptor elektronów):

CH 3

H® CH,—C—CH, :0=N = 0: :Br®

Reakcja rozpoczyna się od ataku czynnika elektrofilowego na pierścień aromatyczny. Następnie wiązanie mię

dzy atomami wodoru i węgla (do którego zosta ł przyłączony czynnik elektrofilowy) ulega osłabieniu, w efekcie

czego od pierścienia odszczepia się jon H+.









Mechanizm substytucji elektrofiłowej na przykładzie reakcji nitrowania

_ y Ó i H - O w O i _ © H - 0 \ y QiH - O H < = + . _ A - iQ-N=0 + H2°

- o H i-g/ x0 i Qi

jon nitroniowy jon wodorosiarczanowy(VI)elektrofil nukleofil

-N02+ NO/ ! NO;, — II I + H+

□ Mechanizm substytucji nukleofilowejCzynnik nukleofilowy to anion lub cząsteczka, której atom centralny zawiera wolne pary elektronowe mogące

utworzyć nowe wiązania:

C H 3C H 2O H H 20 : O H e = N H 3 C H 3N H 2

■ Mechanizm substytucji nu kleofilowej na przykładzie hydrolizy zasadowej

Reakcja rozpoczyna się od oderwania jonu chlorkowego od cząsteczki chloropochodnej węglowodoru, w czego

wyniku powstaje karbokation. Następnie ma miejsce atak czynnika nukleofilowego na karbokation. Reakcja

kończy się oderwaniem jonu wodoru i powstaniem cząsteczki alkoholu.

CH3 c h 3I i -

h3c—cj—CU ^ H3C- C® +1CUG3 ! _ !

CH3 c h 3

c h 3 ch 3

H 3C - ę ® — I O - H — H 3C - ę - 0 - H

c h 3 h c h 3 h

c h 3 c h 3

H 3C - C — Ó - H H 3C - C — 0 - H + H ®

ch3 h ' ch

■ Zadania

•Z adanie 1. Której z wymienionych reakcji może ulegać benzen?Zaznacz T, jeśli reakcja jest możliwa, lub N, jeśli nie jest możliwa.

I. reakcja substytucji rodnikowej T /N

II. reakcja substytucji elektrofilowej T /N

III. reakcja substytucji nukleofilowej T / N

IV. reakcja addycji nukleofilowej T /N

V. reakcja addycji rodnikowej T / N

• Zadanie 2. Uzupe łnij tekst, tak aby był prawdziwy.

Wstaw w każdą luką odpowiednie określenie wybrane z podanych.

i elektrofilowej s rodnikowej « nukleofilowej * chlorobenzen & heksachlorocykloheksan j

W cz ąsteczce benzenu znajdują się zdelokalizowane elektrony n odpowiadające za charakter aromatyczny

związku, którego cechą charakterystyczną jest zdolność do ulegania zarówno reakcjom substytucji _ jak

i reakcjom addycji ______ . W wyniku chlorowani a benzenu przy naświetlaniu mieszaniny reakcyjnej promie

niowaniem UV zachodzi reakcja addyc ji i powstaje W wyniku działania chlorem w obecności

FeCl3jako katalizatora powstaje . Reakcja zachodzi według mechanizmu substytu cji .


90. Typy reakcji organicznych 197

■ Reakcja addycji (przyłączania)

■ Reakcja addycji polega na przyłączeniu jednej cząsteczki do drugiej bez powstawania produktu ubocznego:

CH2=CH2+ iBr—Bri CH2—CH,I I

iBri iBri

□ Mechanizm addycji elektrofilowejW pierwszym etapie reakcji do jednego z atomów węgla połączonego wiązaniem wielokrotnym przyłącza się

czynnik elektrofilowy. Następnie do drugiego atomu węgla przyłącza się anion.

□ Addycja bromowodoru

H HI I

H—C^=C—H

®H

H HI I

H - C - C - HI ©H

-HBri

H H

H - C - C - HI I

H iBri

0 ! x wiązanieq kowalencyjne

spolaryzowane

karbokation

□ Addycja bromu (lub chloru)(zachodzi analogicznie do addycji bromowodoru)

H HI I

H- C=C- H

f ®

iBri

H HI I

H - C - C - HI

iBr

karbokation

+iBri°-

H HI I

H - C - C - HI I

iBri iBri

polaryzacja wiązania(pojawia się biegundodatni i ujemny)

I Reakcja eliminacji

Reakcja elirhinacji polega na odszczepieniu od cząsteczki związku organicznego cząsteczki prostego związkunieorganicznego typu H2, Cl2, H20, HB r itd.:

CH2—CH2—^C H2=CH ?+H — ÓHI I 2 2

H iOH

□ Mechanizm eliminacjiW pierwszym etapie anion ( lub zasada) zbliża się do atomu wodoru związanego z atomem węgla sąsiadującym

z atomem węgla, przy którym znajduje się atom fluorowca. Następnie odrywa go i tworzy cząsteczkę wody.Fluorowiec odszczepia się od cząsteczki w postaci anionu.

H 00*I K

H—CX C-H J.r IH HA

®iO-H

H\ /H - - ©.C=C. +H - O - H +iXi

Hx XH








198 i IX. WĘGLOWODORY

91. Polimeryzacja

■ Proces polimeryzacji■ Polimeryzacja to proces łączenia się cząsteczek (monomerów) w długie łańcuchy (polimery) bez wydzielania

produktów ubocznych.■ Mer to najmniejszy powtarzający się fragment cząsteczki polimeru.Procesy polimeryzacji zachodzą w różnych warunkach temperatury i ciśnienia w zależności od rodzaju zasto

sowanego katalizatora.n CH2=C H-C H3-^ -fCH2-CH j-n

monomer ^ 3propen f

(propylen) mer

polimer

polipropylen (PP)

□ Przykłady monomerów i otrzymywanych z nich polimerów

■ n CH2=CH2— ►-fCH2-C H2f „etylen polietylen (PE)

W i W W W W W W W J Łańcuch polietylenu

F Fi I

■ n F2C=CF2 ~^ -fC-C-b

F Ftetrafluoroetylen

politetrafluoroetylen(PTFE)

CH, = C H —^ -{-CH2-ęH-h ,

Cl Cl

chloroetylen poli(chlorek winylu)(chlorek winylu) (PVC)

Łańcuch poli(chlorku winylu)

n CH2=CH —►-f CH2-CHd-„

styren polistyren (PS)

m CH3

n CH2=C

c o o c h 3

meta kryla nmetylu

CH3

-fCH2— C-)-„

c o o c h 3

po li (meta kryla n metylu)(PMMA)

■ Zadanie

• Za da nie ! Zaznacz poprawną odpowiedź.Ile kilogramów karbidu zawierającego 90% węgliku wapnia należy użyć, aby otrzymać 100 kg polichlorku winylu

przy 70% wydajności reakcji polimeryzacji?

□ A. 146,3 kg

j B. 102,4 kg

C. 162,5

□ D.131,7


92. Reakcje barwne węglowodorów 199

92. Reakcje barwne węglowodorów

■ Identyfikacja węglowodorówWęglowodory nasycone, nienasycone i aromatyczne można odróżnić za pomocą charakterystycznych reakcji

barwnych z wodą bromową i roztworem mang anianu(VII) potasu.

alkany alkeny i alkiny areny

nie odbarwiają wody bromoweji roztworu manganianu (VII)potasu

odbarwiają wodę bromowąi roztwór manganianu (VII)potasu (zakwaszony)

nie odbarwiają wody bromoweji roztworu manganianu(VII)potasu

■ Odbarwianie wody bromowej

Doswi.nlt zonie !

Badanie reaktywności węglowodorów w reakcji z wodą bromową

Przygotowujemy probówkę zawierającą badany węglowodór. Następnie dodajemy do niej wodę bromową.

Probówkę szczelnie zamykamy korkiem i mocno wstrząsamy. Podobne próby wykonujemy dla kolejnych

węglowodorów.

Obserwacje: '■ w probówce z alkanem po dodaniu wody bromowej nie obserwuje się zmiany zabarwienia roztworu;

■ w probówce z alkenem po dodaniu wody bromowej obserwuje się odbarwienie roztworu;

■ w probówce z alkinem po dodaniu wody bromowej obserwuje się odbarwienie roztworu;

■ w probówce z arenem po dodaniu wody bromowej nie obserwuje się zmiany zabarwienia roztworu.

Wnioski:

■ alkany nie odbarwiają wody bromowej;

■ alkeny odbarwiają wodę bromową;

■ alkiny odbarwiają wodę bromową;

■ areny nie odbarwiają wody bromowej.

Równania reakcji:

CH2—CH2+Br2-

eten

H BrI I

► H - C - C - HI IBr H

1 ,2-dibromoetan

CH^CH +2 Br,

etyn

Br BrI I

—*■H—C—C—HI I

Br Br

1,1,2,2-tetrabromoetan








200 1 IX. WĘGLOWODORY

■ Odbarwianie roztworu manganianu(VII) potasu

Doświadczenie 2.

Badanie reaktywności węglowodorów w reakcji z zakwaszonym roztworem manganianu(VII) potasu

: Przygotowujemy probówkę zawierającą badany węglowodór. Nastę pnie dodajemy do niej zakwaszony roztwór

; manganianu(V II) potasu. Probówkę szczelnie zamykamy korkiem i mocno wstrząsamy. Podobne próby wyko

nujemy dla kolejnych węglowodorów.

Obserwacje:' ■ w probówce z alkanem po dodaniu zakwaszonego roztworu mang anianu (VII) potasu nie obserwuje się;;

zmiany zabarwienia roztworu;■ w probówce z alkenem po dodaniu zakwaszonego roztworu man ganianu(VII ) potasu obserwuje się odbam

wienie roztworu;■ w probówce z alkinem po dodaniu zakwaszonego roztworu mangania nu(VII) potasu obserwuje się odbar

wienie roztworu;■ ■ w probówce z arenem po dodaniu zakwaszonego roztworu mangan ianu(V Ii) potasu nie obserwuje się

zmiany zabarwienia roztworu.

Wnioski:. ■ alkany nie odbarwiają roztworu manganianu(V II) potasu;

i ■ alkeny odbarwiają roztwór manganian u(VII ) potasu;

■ ■ alkiny odbarwiają roztwór manganianu(VII) potasu;

■ areny nie odbarwiają roztworu manganianu (VII) potasu. ?

Równania reakcji:

r H\ /H I I5 C=C +2KMn04 +3 H-,S04+2H ,0 —^ 5 H—C- C- H +2 MnSO, +l<7SO,l-r XH ( ( « z .

OH OH

eten glikol etylenowy

5 CH ^C H + 8 KMn04+ 12 H2S04—» 5 HOOC-C OOH + 8 MnS04+ 4 l<2S04 + 12 H20

etyn kwas szczawiowy

i| Do identyfikacji węglowodorów nienasyconych można użyć roztworu manganianu (VII) potasu bez dodatku

j kwasu. W takim przypadku roztwór odbarwi się i strąci się brunatny osad.

Właściwośc i etenu Właściwośc i etynu


Sprawdzian po dziale IX j 201

Sprawdzian po dziale IX

••• Zadanie 1. Zaznacz wszystkie poprawne odpowiedzi.

Które z podanych związków są monochloropochodnymi alkanu o masie molowej 72 g •mol-1zawierającymiw swojej budowie trzeciorzędowy atom węgla?

[ J A . 2-chloro-3-metylobutan, l-chloro-2-metylobutan [_ JC . 1-chloropentan, 2-chloropentan

I I B. 2-chloro-2-metylobutan, l-chloro-3-metylobutan j j D. l-chloro-2,2-dimetylopropan, 2-chloropentan

•• Zadanie 2. W wyniku spalania 10 cm3 pewnego węglowodoru otrzymano 40 cm3tlenku węgla(IV) oraz50 cm3 pary wodnej.


Wzór sumaryczny tego związku oraz wszystkie możliwe jego nazwy systematyczne to:

I |A. C4H10, butan, 2-metylopropan. jj j C. C3H8, propan.

i I B. C5H10, pentan, 2-metylobutan, 2,2-dichloropropan. J J D. C4Hg, but-1 -en, but-2-en, 2-metylopropen.

•• Zadanie 3. Fluorowcoalkany można otrzymać zarówno z alkanów (w wyniku reakcji substytucji rodnikowej), jak i z alkenów lub alkinów (w wyniku addycji elektrofilowej). Reaktywność powstałego fluorowcoalkanuw reakcjach substytucji zależy od typu jego szkieletu węglowego i rodzaju fluorowca.


W którym punkcie podano szeregi zawierające wzory fluorow coalkanów w kolejności rosnącej ich aktywnościchemicznej?

A. CH, H CH3 CH, B. CH3 H CH3 CH,

h3c c ch2ch2ch3 < h3c c c ch3 < h3c-c-ch2ch2ci h3c-c-ch2ch2ch3 < h3c-c-c-ch3 > H3C-C-CH2CH2Cl

Cl Cl H H

CH3CH2CH2Cl < CH3CH2CH2Br < CH3CH2CH2I

C. CH3 H ch3 ch3I I I I

H3C-C -C H2CH2CH3 > H3C—C— C—ch3 > H3C-C —CH2CH2Ct

I I I ICl Cl H H

CH3CH2CH2CI > CH3CH2CH2Br > CH3CH2CH2I

Cl Cl H H

CH3CH2CH2Cl > CH3CH2CH2Br < CH3CH2CH2I

D. CH3 Hch3 ch3I I I I

h3c-c-ch2ch2ch3 > h3c-c-c-ch 3 < h3c-c-ch2ch2ciI I I I

Cl Cl H H

CH3CH2CH2Cl > CH3CH2CH2Br < CH3CH2CH2I

Nazwa związku Temperatura wrzenia

pentan 36°C

2-metylobutan 28°C

2,2-dimetylopropan 10°C

• Zadanie 4. W tabeli podano wartości temperatury wrzeniawybranych związków organicznych.

Podane w tabeli związki - mimo tego samego wzoru sumarycz

nego C5H12 (a tym samym jednakowej masy cząsteczkowej)- różnią się wyraźnie wartościami temperatury wrzenia.


Który z opisów jest wyjaśnieniem tego zjawiska?

I jA. Rozgałęzione alkany mają niższe wartości temperatury wrzenia niż ich izomery o prostych łańcuchach, jponieważ ich kształt staje się coraz bardziej sferyczny, co w konsekwencji zmniejsza wielkość oddziaływań jvan der Waalsa pomiędzy ich cząsteczkami. j

L J B. Rozgałęzione alkany mogą łatwiej tworzyć agregaty cząsteczek i w tej samej postaci przechodzi ć do fazy j

gazowej. Efektem tego jest zmniejszenie wielkości oddziaływań typu van der Waalsa (w przeliczeniu na 1 jedną cząsteczkę), a więc obniżenie temperatury wrzenia. j

•• Zadanie 5. Dlaczego w reakcji z KMn 04(aq) lub z wodą bromową nie można odróżnić pent-l-enu od 2-me- jtylocykloheks-l-enu, a można odróżnić go od cykloheksanu? jNapisz wyjaśnienie. !








X. Hydroksylowe pochodne ^ *

węglowodorów *

93. Budowa alkoholi i fenoli

■ Grupa funkcyjna■ Grupa funkcyjna to grupa atomów nadająca czą- Grupa hydroksylowa jest grupą funkcyjną alkoholi

steczce związku organicznego specyficzne w+aści- i fenoli. _ ”

wości chemiczne. „

■ Alkohole■ Alkohole to pochodne węglowodorów, w których

atom (atomy) wodoru połączony z tetraedrycznym

atomem węgla (o hybrydyzacji sp3) został zastąpio

ny grupą —OH.

H . grupa hydroksylowaI /

R-C-OH

□ Podział alkoholi

monohydroksylowe

zawierają jedną grupę —OHw cząsteczce, np.

CH3CH2OH

•etanol(alkohol etylowy)

H' atom węgla o hybrydyzacji sp3

Alkohole

polihydroksylowe

zawierają co najmniej dwie grupy—OH w cząsteczce, np.

CH2—OHI

CH,-OH CH-OHI I

CH2—OH CH2—OH

etano-1,2-diol propano-1,2,3-triol

(glikol etylenowy) (gliceryna)

Alkohole

pierwszorzędowe

pierwszorzędowy atom węgla jest połączony z grupą —OH, np.

CH3CH2OH

etanol(alkohol etylowy)

diiKjorzudowe

drugorzędowy atom węgla jestpołączony z grupą —OH, np.

OH

C H 3- C H - C H 3

propan-2-ol(izopropanol)

trzeciorzędowe

j trzeciorzędowy atom węgla jest j połączony z grupą —OH, np.i

j OH

1C H 3- C - C H 3

! 3 11 c h 3

j 2-metylopropan-2-ol| (alkoholtert-butylowy)


93. Budowa alkoholi i fenoli 203

Alkohole

alifatyczne

łańcuchowe

grupa —OH jest połączona z grupąwęglowodorową będącą łańcuchemprostym lub rozgałęzionym

cykliczne

grupa — OH jest połączonaz atomem węgla pierścienia

aromatyczne

grupa —OH jestpołączona z łańcuchem węglowodorowym, który

jest połączonyz pierścieniemaromatycznym

zawierają w ł ańcuchu tylko wiązania pojedyncze

□ Przykłady■ R—C H2— OH

R1I

■ H - C - O HIR2

R2

■ R1—C—OH

zawierają w łańcuchu wiązaniawielokrotne

nasycone

zawierają w pierścieniu tylko wiązania pojedyncze

nienasycone

zawierają w pierścieniu wiązaniawielokrotne

R1-CH =C H-C H2-OH

-OH

HO—( KO H

%

c h 2- c h - c h 2I I I

OH OH OH

monohydroksylowy, łańcuchowy, nasycony alkohol pierwszorzędowy

monohydroksylowy, łańcuchowy, nasycony alkohol drugorzędowy

monohydroksylowy, łańcuchowy, nasycony alkohol trzeciorzędowy

monohydroksylowy, łańcuchowy, nienasycony alkohol pierwszorzędowy

monohydroksylowy, cykliczny, nasycony alkohol drugorzędowy

polihydroksylowy, cykliczny, nienasycony alkohol drugorzędowy

monohydroksylowy, aromatyczny alkohol pierwszorzędowy

polihydroksylowy, łańcuchowy, nasycony alkohol

■ Fenole* Fenole to pochodne węglowodorów aromatycznych,

w których atom wodoru związany z atomem węgla

pierścienia aromatycznego został zastąpiony grupą

- OH.

Fenole I

/ \,grupa hydroksylowa

monohydroksylowe

OH

polihydroksylowe

OH

OH

benzenol(fenol)

OH

benzeno-1,3-diol(rezorcyna)








204 I X. HYDROKSYLOWE POCHODNE WĘGLOWODORÓW

94. Wzory strukturalne i półstrukturalne alkoholi i fenoli

■ Nazewnictwo alkoholi

□ Zasady nazewnictwa alkoholi1. Do nazwy macierzystego węglowodoru, którego nazwę tworzy się zgodnie z regułami nazewnictwa węglo

wodorów, dodaje się końcówkę -ol.

2. Grupa hydroksylowa jest uprzywilejowana w stosunku do atomów fluorowców i wiązań wielokrotnych,

dlatego atomy węgla w łańcuc hu numerujemy tak, aby grupa —OH była związana z atomem węgla o naj

niższym możliwym numerze.

3. Numer atomu węgla, przy którym znajduje się grupa —OH, podaje się przed końcówką -ol.

4. Obecno ść kilku grup hydroksylowych w jednej cząsteczc e zaznacza się końcó wkami -diol (d wie grupy

— OH), -triol (trzy grupy —OH) itd.

□ Przykłady

CH,—CH—CH—CH—CH,I I IBr OH CH3

2-bro mo-4-mety lo pe nta n-3-ol

OH

■O^CH3

2-metylocykloheksanol

CH2-C H2-OH

2-fenyloetanol

4 3 2 1

CH2=CH—CH—CH2—OH

Cl

2-chlorobut-3-en-l-ol

’Côh5

cyklopent-3-en-l-ol

HO—CH2—CH2—CH2—CH2—OH

butano-l,4-diol

Izomeria alkoholi

Izomeria alkoholi

szkieletowa

j c h 3- c h 2- c h 2- c h 2- c h 2- o h j pentan-1-ol

! CH3—CH2—CH—CH2—OH j Ii CH3

j 2-metylobutan-l-ol

! CH3—CH—CH2—CH2—OHi I j C H 3

| 3-metylobutan-l-oli! c h 3

ic h 3- c - c h 7- o h

í IS c h 3!i 2,2-dimetylopropan-l-ol

położenia podstawniki!

C5H120 c5h11oh

c h 3- c h 2- c h 2- c h 2- c h 2- o hpentan-1-ol

CH3—CH2—CH2—CH—CH3

OH

pentan-2-ol

CH3—CH2—CH—CH2—CH3

OH

pentan-3-ol


94. Wzory strukturalne i półstrukturalne alkoholi i fenoli 205

■ Wzory strukturalne i półstrukturalne alkoholio podanym wzorze sumarycznym

■ C3H80 *► alkohol monohydroksylowy C3H7OH alkohol alifatyczny, nasycony

H H HI I I

H - C - C - C - O - HI l IH H H

CH,-CH ,-CH9-OH propan-1-ol(alkohol 1°)

H H HI I I

H - C - C - C - HI I I

H O HVH

CH3—CH—CH,IOH

propan-2-ol(alkohol 2°)

C3H60 alkohol monohydroksylowy C3H5OH ■*►alkohol alifatyczny, nienasycony

«*► alkohol cykliczny, nasycony

H HV I I<C=C—C—O—H CH2=CH—CH2—OH prop-2-en-l-ol

(alkohol I o)

H\ /HC \

X

X/O—H

SH

H7C'

H,C"

X H - O H cyklopropanol(alkohol 2°)

« C2H602 alkohol d¡hydroksylowy C2H4(OH )2 alkohol alifatyczny, nasycony

H HI I

H - C - C - H CH2-C H2I IOH OHH—O O-H

8 C7H80 «« f alkohol monohydroksylowy C7H7OH «■►alkohol aromatyczny

H ■H\ / , ir= r Hr \ i

H- C C- C- O- H\r J |

HC-C' II

,/ \H H

ljC=CH

HC V- C H2-OH^ // 2HC-CH

etano-l,2-diol(alkohol I o)

fenyloetanol(alkohol 1°)

Nazewnictwo fenoli

□ Zasady nazewnictwa fenoli1. Nazwy systematyczne fenoli tworzy się przez dodanie końcówki -ol do nazwy węglowodoru aromatycznego.

2. Numerowanie atomów węgla rozpoczyna się od atomu węgla połączonego z grupą hydroksylową. Fenole

mają nazwy zwyczajowe, które są znacznie częściej stosowane niż nazwy systematyczne.

□ Przykłady

f ~ \ OH

benzenolfenol

2-metylobenzenol2-metylofenol

o-krezol


m-krezol


p-krezol

benzeno-l,4-diolhydrochinon








206 I X. HYDROKSYLOWE POCHODNE WĘGLOWODORÓW

95. Właściwości alkoholi

■ Kontrakcja objętości■ Kontrakcja objętości to zmiana objętości podczas

mieszania.

Podczas mieszania alkoholu z wodą obserwuje się

zmniejszanie objętości mieszaniny. Przyczyną kontr

akcji jest ściślejsze upakowanie cząsteczek w mie

szaninie dwóch cieczy, co wynika ze zdolności do

tworzenia wiązań wodorowych między cząsteczkami

wody i alkoholu.

■ Rozpuszczalność alkoholi w wodzie maleje wraz ze

zwiększaniem długości ich łańcucha węglowego.

Kontrakcja alkoholu etylowego (tu zabarwiony)

■ Właściwości chemiczne alkoholi

□ Spalanie■ Spala nie całkowite - nieograni czony dostęp tlenu Wszystkie alkohole są palne.

C2H5OH + 3 0 2—^ 2 C0 2+ 3 H20 Procesowi spalania towarzyszy■ nieca łkow ite wydzielanie energii na sposób

ciepłaC2H5OH +2 02— 2 CO +3 H20

C2HsOH +0 2—>2 C +3 H20

□ Odczyn alkoholiRoztwory wodne alkoholi wykazują odczyn obojętny, ponieważ alkohole nie ulegają dysocjacji elektrolitycznej.

□ Reakcje alkoholiReakcje alkoholi polegają na rozerwaniu jednego z dwóch wiązań: wiązania R—OH bądź RO—H.

■ Reakcje z odszczepieniem grupy —OH

A £ (C—O) = 1 wiązanie kowalencyjne spolaryzowane

- reakcja z halogenowodorami (HCl, HBr, HI)

R-OH +H—X— R—X +H 2Q

Typ reakcji: substytucjaReaktywność HX: HCl <HBr <HI

np. CH3-C H 2-OH + HCl temp" Z-n° 2>CH 3-C H 2-C l + H20

etanol chloroetan

temp. wrz.CH3—CH—CH3+HBr — --- >CH3-CH -C H3+HzO3 | 3 !

OH Br

propan-2-ol 2-bromopropan

CH3 c h 3• temp. pok. '

CH3-C -C H3 +HCl — —— >•CH3—C— ch 3+ h2o

OH Cl

2-metylopropan-2-ol 2-chloro-2-metylopropan


95. Właściwości alkoholi 207

dehydratacja (odwodnienie)

_ temp., Al203R-CH -CH2 ------->R-CH=CH2 +H20

H OH

Typ reakcji: eliminacja

Reaktywność alkoholi: 1° <2° <3'

np. CH3-C H 2-C H 2-O H temp-,A‘2° 3>CH 3-C H= C H2 + H20

propan-1-ol propen

OHtemp., Al203

cykloheksanol cykloheksen

■ Reakcje z odszczepieniem atomu wodoru

A EN (O— H) = 1,4 wiązanie kowalencyjne spolaryzowane

- reakcja z metalami aktywnymi

2 R-O-H +2 M —►2 R-O/M +H2ł

M - metal aktywny, np. Na, K, Ca, Mg

Typ reakcji: substytucja

Reaktywność alkoholi: 3° <2° <1° <CH3OH

np. 2 CH 3OH +2 Na —► 2 CH3ONa + H2t (fot. obok)

metanol metanolan sodu

CHs CH:I

2 H3C—C —OH + 2 K —>■2 H3C -C -O K + H2t

wP *‘A

Ik Cj

e

CH: CH:

2-metylopropan-2-ol 2-metylopropan-2-olan potasu

Alkoholany ulegają nieodwracalnej hydrolizie:

R-CT+H20- ^R0 H +0H-

- reakcja estryfikacji z kwasami karboksylowymi

Sód gwałtownie reaguje zmetanolem (1). Mieszanina poreakcyjna pododaniu wody i roztworu fenolofta-leiny zabarwia się na malinowo (2)

R1—0—H +R2 —C Jjt

''OHr2-c \ +h 20

OR

j Typ reakcji: substytucja

np. HCOO H +C H3CH2OH =s=fcHCO OCH 2CH3 + H20kwas etanol metanian

metanowy etylu

CH3COOH + OH C H 3COO +H,0

kwas cykloheksanol etanianetanowy cykloheksylu

reakcja estryfikacji z tlenowymi kwasami nieorganicznymi

Rt-O—H +H—O—XOm^ Ri—o—X0m+H20

np. CH2—O—HICH-O-H +3 H0-N02

Ćh2-o -h (hno 3)

propano-1,2,3-triol

CH2—O—N02ICH—0-N 02+3 H20I 2

ch 2—o—no2

triazotan(V)propano-1,2,3-triolu








208 | X. HYDROKSYLOWE POCHODNE WĘGLOWODORÓW

Właściwości i zastosowanie wybranych alkoholi

Nazwa systematycznai zwyczajowa alkoholu

etanol(alkohol etylowy)

etano-l,2-diol(glikol etylenowy)

propano-l,2,3-triol(glicerol, gliceryna)

Właściwości fizyczne

oezbarwna ciecz o cha- j rakterystycznym zapachu, j bardzo dobrze miesza się

z wodą i z benzyną, niearz-ewodzi prądu

bezbarwna, bezwonna ciecz o dużej lepkości i słodkimsmaku, higroskopijna, z wodą miesza się bez ograniczeń,dobry rozpuszczalnik tłuszczów,nie przewodzi prądu

rw=78°Crt=-ii4°c

; d =0,789 g •cm-3

Tw=197°C7t=-16°Cd =1,11g •cm"3

Tw=290°CTt= 18°Cd = 1,26 g ■cm" 3

. palny, roztwór wodny o odczynie obojętnym, wykazuje cechy słabego kwasu (reakcja z me-

:alami aktywnymi), reaguje z fluorowcowodorami i kwasami

Właściwościchemiczne

n wyniku odwodnienia1 powstaje eten, który utlenia

się do aldehydu lub kwasuoctowego w zależności od

i użytego utleniacza

w wyniku odwodnieniapowstaje nietrwały etenol,który przekształca się w aldehyd octowy

w wyniku odwodnienia:powstaje aldehyd - propenal(akroleina)

Toksyczność słabo toksyczny silnie toksyczny bardzo słabo toksyczny

Otrzymywanie■addycja wody do etenu■fermentacja cukrów

■hydroliza fluorowcopo-chodnych

* hydroliza tlenku etylenu

■hydroliza tłuszczów■hydroliza fluorowcopo-

chodnyeh

Zastosowanie

przemysł spożywczy, farma- j ceutyczny, kosmetyczny, su- j rowiec do produkcji innych

związków chemicznych■- .. _

niezamarzające płyny dochłodnic silników, surowiecdo produkcji włókien syntetycznych i rozpuszczalników

produkcja nitrogliceryny,surowiec w przemyślefarmaceutycznym, kosmetycznym i garbarstwie

■ Odróżnienie alkoholi monohydroksylowych od polihydroksylowychAlkohole polihydroksylowe, w przeciwieństwie do alkoholi monohydroksylowych, reagują z wodorotlenkiem

miedzi(II), a podczas reakcji tworzy się barwny, rozpuszczalny związek koordynacyjny.

Doświadczenie 1.

Odróżnienie etanolu od glicerolu

Do dwóch probówek (1 i 3) ze świeżo strąconym wodoro

tlenkiem miedz i(II) d odajemy kolejno etanol (probówka nr 2)

i glicerol (probówka nr 4).

Obserwacje: w probówce nr 2 nie obserwuje się zmian, w pro

bówce nr 4 osad się roztwarza - powstaje szafirowy roztwór.

Wnioski: glicerol reaguje z wodorotlenkiem miedzi(II) - pro

duktem reakcji jest barwny związek koordynacyjny.

CHv-0-HICH-O-H +Cu(OH)2-

CH,—Ó—H

CH, Q'I -/H

CH— Ov /OH

^ U's'OH2 NH

CH2-0

Etanol nie reaguje z wodorotlenkiem miedzi(II).

2 ¡11 4

mmmmmm


96. Utlenianie alkoholi j 209

96. Utlenianie alkoholi

■ Informacje wstępneProdukty utleniania alkoholu zależą od jego rzędowości i zastosowanego utleniacza.

Rzędowość alkoholu Produkt utlenienia

CuOtlenek miedzi(ll)

(łagodny utleniacz)

i alkohol 1°i alkohol 2°

j alkohol 3°

aldehydketonnie ulega reakcji utleniania

K2Cr207/H2S04dichromian(VI) potasu w obecnościkwasu siarkowego(VI)

(silny utleniacz)

! alkohol 1°: alkohol 2°i alkohol 3°

aldehyd —»-kwas karboksylowyketonnie ulega reakcji utleniania

KMn04manganian(VII) potasu

(silny utleniacz)

i alkohol 1°■alkohol 2°: alkohol 3°

kwas karboksylowymieszanina kwasów karboksylowychnie ulega reakcji utleniania

Łagodne utlenianie tlenkiem miedzi(II)

□ Utlenianie alkoholu 1c utlenianie+2 e~

CH,CH,CH,OH +CuO

propan-1-olalkohol 1°

temp.1

■CH3CH2CHO +Cu + H20

propanalaldehyd

-2 e"redukcja

□ Utlenianie alkoholu 2° utlenianie+2 e"

o ii

CH3—CH—CH3+CuO

OH

propan-2-ol

alkohol2 °

temp.CH3CCH3+Cu + H20

IIo

propanon

keton

-2 e"redukcja

■ Silne utlenianie dichromianem(VI) potasu wobec kwasu siarkowego(VI)□ Utlenianie alkoholu 1°Powstający w pierwszym etapie aldehyd utlenia się do kwasu karboksylowego, który jest ostatecznym produktem tej reakcji.

3 CH3CH2OH +2 K2Cr207+8 H2S04^ 3 CH3COOH +2 Cr2(S04)3+2 K2S04 + 11 H20

etanol kwas etanowyalkohol 1° kwas karboksylowy

Utlenianie:

Redukcja:

CH3CH2OH + H20 —>CH 3COOH + 4 H++ 4 e” |-3

* 2 Cr3++ 7 H20 I ■2VI

Cr2072“ +14 H++ 2 •3








210 X. HYDROKSYLOWE POCHODNE WĘGLOWODORÓW

□ Utlenianie alkoholu 2°

3 CH3CH2CHCH3+ K2Cr20 7+4 H2S04 — 3 CH3CH2CCH3+Cr2(S04)3+ K2S0 4+7 H 20

OH O

butan-2-ol butanonalkohol 2° keton

o 11Utlenianie: CH3CH2CH(OH)C H3 *■CH3CH2C(0)C H3 + 2 H++2 e | •3

VIRedukcja: Cr2072-+ 14 H++ 2 •3e_ ^ 2C r3++ 7 H 20 |-1

■ Silne utlenianie manganianem(VII) potasuProduktem utleniania alkoholu 1° manganiane m(VII) potasu jest odpowiedni kwas karboksylowy, ponieważ

KM n0 4jest silnym utleniaczem. Produkt redukcji zależy od środowiska reakcji.

□ Reakcja w środowisku kwaśnym

utlenianieI I

VII -i ^ ^4 KMn04 +5 CH3CH2OH + 6 H2S0 4—^ 5 CH3COOH + 4 MnS0 4+2 K2S0 4+ 11 H20

redukcja

-i iii _

Utlenianie: CH3CH2OH + H20 — CH3COOH + 4 H++4 e | •5

VII

Redukcja: Mn0 4~ + 8 H++5 e- —►M n2++ 4 H20 |-4

j □ Reakcja w środowisku obojętnym

I utlenianie| I I| VII ■ -I II1 Iv ,I 4 KMn04 + 3 CH3CH2OH —* 3 CH3COOH + 4 Mn02ł +4 KOH + H20

!_________________________ i____________________________________ iredukcja

Utlenianie:-i iii

CH3CH2OH + H20 — CH3COOH + 4 H++ 4 e •3

Redukcja:VII IV

Mn04_ + 2 H++ 3 e~ —^ Mn02 + 2 OH- •4

□ Reakcja w środowisku zasadowym

utlenianiei.............. .... ....11 ł

VII -1 HI4 KMn04 +CH3CH2OH +4 KOH —*■CH3COOH +

1

VI

4 K2Mn04+3 H20t

redukcja

Utlenianie:-1 111

CH3CH2OH + 4 OH- — CH3COOH + 3 H20 + 4 e 1-1

j Redukcja:VII VI

Mn0 4_ + 1e- —► Mn042_ 1•4


97. Właściwości fenoli j 211

97. Właściwości fenoli

■ Właściwości benzenoluNajprostszym przedstawiciel em fenoli jest benzenol (hydroksy

benzen) popula rnie nazywany fenolem.

Fenol:

■ jest bezbarwnym, krystalicznym ciałem stałym o charakterystycznym zapachu;

■ słabo rozpuszcza się w zimnej wodzie, a lepiej w gorącej;

■ uzyskany w wysokiej temperaturze roztwór fenolu w wodzie

po ochłodzeniu staje się mętny (emulsja);

■ ma niską temperaturę topnienia (42°C);

■ utlenia się tlenem z powietrza i zmienia barwę na różową;

■ jest substancją żrącą, powoduje trudno gojące się oparzenia

skóry, a jego pary są trujące;■ jest higroskopijny, jego roztwór wodny ma odczyn kwasowy;

■ ma właściwości kwasowe, które wynikają z oddziaływania

niewiążących par elektronowych atomu tlenu z elektronami

pierścienia aromatycznego (tworzącymi wiązania typu %).

Oddziaływanie to powoduje zwiększenie polaryzacji wiązania

O—H. To z kolei prowadzi do łatwiejszego oderwania

protonu.

Fenol świeżo wyjęty ze słoika (1) i fenol utleniony tlenem z powietrza (2)

fenol(benzenol)

+H4

anion fenolanowy(anion benzenolanowy)

■ Reakcje fenoli

Reakcje fenoli zachodzą z udziałem grupy -O H bądź z udziałem pierścienia aromatycznego.

□ Reakcje z udziałem grupy -OH

■ Reakcja z sodem

OH ONa

2 || I+2Na —>2 | I +H2t

fenol fenolansodu(benzenol) (benzenolan sodu)

■ Reakcja z tlenkiem potasu

Reakcja z wodorotlenkiem sodu

fenol fenolan potasu(benzenol) (benzenolan potasu)

OH ONa

/ V+ NaOH —»■| +H 2Q

fenol fenolan sodu(benzenol) (benzenolan sodu)








212 j X. HYDROKSYLOWE POCHODNE WĘGLOWODORÓW

Fenolany, jako sole słabego kwasu i mocnej zasady, ulegają w wodzie hydrolizie anionowej.

+ H20y -OH¡I +OH”

Fenole reagują również z kwasami karboksylowymi, tworząc estry.

■ Reakcja z kwasami karboksylowymi (estryfikacja)

-OH+ch3-c;

<o

sOH

0'\ri^CH3ii + h 2o o

fenol kwas etanowy etanian fenylu

□ Reakcje z udziałem pierścienia aromatycznegoGrupa —OH jest podstawnikiem pierwszego rodzaju, czyli kieruje kolejny podstawnik w pozycję orto i para.

■ Bromowanie fenoluObecność grupy —OH przyłączonej do pierścienia aromatycznego powoduje, że reakcja zachodzi łatwo, nie

wymaga obecności katalizatora, a podstawieniu ulegają jednocześnie trzy atomy wodoru, położone w pozycjach:

orto i para w stosunku do grupy hydroksylowej.

OH OH

Br Br+3

fenol

Model cząsteczki benzenolu (fenolu)

Sulfonowanie fenolu

OH

OH

+3HBr

Br

2,4,6-tribromofenol

Model cząsteczki 2,4,6-tribromofenolu

■ Nitrowanie fenolu

fenol

OH

S03H+H 20

kwaso-hydroksy-benzenosulfonowy

OH

OH

fenol

+HNO,

I +H 20

so 3h

kwasp-hydroksy-benzenosulfonowy

N0 2II + h 2o

o-nitrofenol

OH

+ H20

N0 2

p-nitrofenol

Intensywne nitrowanie fenolu prowadzi do powstania 2,4,6-trinitrofenolu (kwasu pikrynowego).

OH

A ,

fenol

OH

0,N+3HN03

N0 2|| +3 H20

no 2

2,4,6-trinitrofenol


98. Odróżnianie fenoli od alkoholi j 213

98. Odróżnianie fenoli od alkoholi

■ Reakcja z wodorotlenkiem soduDo odróżnienia alkoholi od fenoli wykorzystuje się różnice we właściwościach chemicznych tych związków.

Bezpośrednie połączenie grupy —OH z pierścieniem benzenowym powoduje, że fenole różnią się od alkohol

reaktywnością. Na przykład fenol reaguje z wodorotlenkiem sodu, a alkohole nie ulegają działaniu zasad.

Doświadczenie 1.

Reakcja fenolu i etanolu z zasadą sodową

Uwaga ! Podczas wykonywania doświadczenia trzeba

zachować wszelkie środki ostrożności. Należy używać

okularów i rękawic ochronnych.

Przygotowujemy dwie probówki: jedną z emulsją feno

lu w wodzie (1), drugą z etanolem (3). Dodajemy donich kroplami zasadę sodową.

Obserwacje: pod wpływem zasady emulsja fenolu w wodzie zmieniła się

w klarowny roztwór (probówka nr 2), w probówce nr 4 nie ma zmian.

Wnioski: fenol jest silniejszym kwasem niż etanol. Reaguje z zasadą so

dową, a produktami reakcji są: fenolan sodu i woda. Etanol nie reaguje

z zasadą sodową.

Doświadczenie 2.

Reakcja fenolanu sodu z kwasem solnym i tlenkiem węgla(IV)

Przygotowujemy dwie probówki z roztworem fenolanu HCl

sodu. Do jednej dodajemy kwas solny, a przez drugą prze-

puszczamy tlenek węgla(!V).

Obserwacje: roztwór fenolanu sodu mętnieje po dodaniu

kwasu solnego i wprowadzeniu tlenku węgla(IV) .

Wnioski: kwas solny ikwas węglowy (tlenek węgla( IV) roz

puszczony w wodzie) wypierają fenol z jego soli, ponieważ

są kwasami mocniejszymi od fenolu. fenolan sodu

(aq)

ONa ONa

CO,

fenolan sodu

+HCl

Zadanie

+NaCl +C02+H20 + NaHCO,

•Zadanie 1. Które z podanych w tabeli związków reagują z sodem, roztworem wodorotlenku sodu i mieszaniną

stężonych kwasów azotowego(V) i siarkowego(VI), a które nie? Uzupełnij tabelę, tak aby przedstawiała reak

tywność podanych alkoholi względem podanych odczynników. Zaznacz w każdej komórce tabeli TAK lub NIE.

Odczynnik

heksanol

benzenol

fenylometanol

Na

TAK / NIE

TAK / NIE

TAK / NIE

HN 03(stąz.) <H2S 04(stąz.)

TAK / NIE

TAK/NIE

TAK / NIE

TAK / NIE

TAK / NIE

TAK / NIE








214 X. HYDROKSYLOWE POCHODNE WĘGLOWODORÓW

Reakcja z chlorkiem żelaza(lll)

Doświadczenie 3.

Reakcja fenolu i etanolu z chlorkiem żelaza(lll)

Przygotowujemy dwie probówki: jedną z roztworem fe

nolu, a drugą z etanolem. Dodajemy do nich kroplami

roztworu chlorku żelaza (i II).

Obserwacje: po dodani u roztworu chlorku żelaza (III)

roztwór fenolu przyjął fioletowe zabarwienie, natomiast

w probówce z etanolem nie obserwuje się zmian.

Wnioski: fenol reaguje z chlorkiem żelaza (III), a w wyniku

tej reakcji powstaje barwny związek koordynacyjny. Etanol

nie reaguje z chlorkiem żelaza (III).

Reakcja z chlorkiem żelaza(IIi) jest bardzo czuła i po

zwala na wykrycie śladowych ilości różnych fenoli, np.

w wodzie do picia (fenol jest szkodliwy dla zdrowia).

Do probówki z badaną próbką wody (1) wkraplamy

roztwór chlorku żelaza (111) (2). jeżeli w badanej wodzie

znajdują się fenole, to zawartość probówki zabarwi się

na kolor fioletowy (3).

FeCl3(aq)FeCl3(aq)

roztwór fenolu ''"V—' etanol '''V —

■ Zadania

• Zadanie 2. Zaznacz wszystkie poprawne dokończenia zdania.

Benzenol można odróżnić od benzenu i etanolu za pomocą reakcji

[ J A. z wodnym roztworem FeCl3. i !.C. z zakwaszonym roztworem KM n0 4

j j B. z mieszaniną nitrującą. Cl D. z wodą bromową.••Zadanie 3. Przeprowadzono doświadczenie zilustrowane poniższym schematem.

NaNaOH(aq) +fenoloftaleina

I

NaOH(aq)-fenotoftaleina Na

undekanol

Uzupełnij zdanie. Wpisz w lukę odpowiedni numer probówki.

Nie zaobserwowano objawów reakcji w probówce nr .

benzenol


99. Różnice we właściwościach alkoholi i fenoli ! 215 —-------------- — __________ i_______

99. Różnice we właściwościach alkoholi 1fenoli

grupy związków Alkohole Fenole

Wzoi nyolny R-OH

R - grupa węglowodorowa,—O H- grupahydroksylowa jest grupą funkcyjną

Ar-OH

Ar - grupa arylowa, —OH - grupahydroksylowa jest grupą funkcyjną

Odczynobojętny

nie ulegają reakcji dysocjacji elektrolitycznej

kwasowydysocjują z odszczepieniem kationuwodoru z grupy hydroksylowej

Reakcja zmet.il.nniaktywnymi reagują - powstają alkoholany reagują - powstają fenolany

Reakcjazwodorotlenkami metali nie reagują reagują

Reakcjal

fluotowcowudoiami

reagują nie reagują

Charakter aromatyczny nie wykazują wykazują

Utlenianie ulegają utlenianiuprodukty zależą od rodzaju alkoholu i utleniacza

ulegają utlenianiureakcja jest bardziej złożona niż w przypadku alkoholi

Di-hydratacja(odwodnienie) zachodzi nie zachodzi

Estryfikacja zachodzi zachodzi

Reakcjecharakterystyczne

* wykrywanie etanolu

reakcja z K2Cr2O;/H2S04 - zmiana barwy z pomarańczowej na zieloną

«odróżnianie alkoholi polihydroksylowych odmonohydroksylowych

alkohole polihydroksylowe reagująz Cu(OH)2- powstaje szafirowy roztwóralkohole monohydroksylowe nie reagują z Cu(OH)2

■wykrywanie fenolu

reakcja fenolu z chlorkiem żelaza(lll)- powstaje fioletowy roztwór

Otrzymywanie ■katalityczne uwodnienie alkenówOH

CH2=CHCH3+ H20 temp- dC CH3CHCH3propen propan-2-ol

■reakcja fluorowcoalkanów z mocnymi zasadami

CH3CH2a + NaOH...

---■■■> CH3CH2OH + NaClchloroetan etanol

■reakcja fenolanów z kwasami (mocnykwas wypiera słaby)

■na skalę przemysłową ze smoły węglowej■synteza z innych związków organicznych

Występowaniew przyrodzie

alkohole występują zarówno w organizmachroślinnych, jak i zwierzęcych, np.:■mentol - w mięcie i■geraniol - w geranium■bombikol (CygHjgOH) - feromon samicy je-;

dwabnika morwowego■glicerol - w nasionach słonecznika, oliwkach,

wątrobie ryb

składniki olejków eterycznych niektórychroślin, np.■kory cynamonowca

■liści laurowych■ziela angielskiego■oregano■kminku■tymianku

Zastosowanie ■etanol - przemysł spożywczy, kosmetyczny,farmaceutyczny

■glikol etylenowy - składnik płynów do chłodnic, irozpuszczalnik klejów, farb i lakierów

■gliceryna - przemysł spożywczy i kosmetyczny :

* sorbitol - substancja słodząca

■...................................... 1

■fenol - przemysł farmaceutyczny, produkcja żywic (np. bakelitu), detergentów,środków bakteriobójczych (lizol)

■tymol (2-izopropylo-5-metylofenol)- środek wykrztuśny w syropach, składnik preparatów zwalczających roztocza

■krezole - składnik płynów odkaża jących (właściwośc i bakteriobójczei grzybobójcze)








216 j X. HYDROKSYLOWE POCHODNE WĘGLOWODORÓW _____ _L_ „__ __ _ ___ _____________________ —--------------------- ---

Sprawdzian po dziale X

• Zadanie 1. W wyniku hydrolizy estru o wzorze sumarycznym C6H120 2powstaje kwas propanowy oraz alkohol,

który utlenia się do ketonu.

Zaznacz pop rawną odpowiedź.

jaka jest nazwa systematyczna alkoholu tworzącego ten ester?

f j A. Propan-1 -ol. L J C. Butan-2-ol.

j | B. Propan-2-ol. ! j D. Heksan-2-ol.

••Z adanie 2. Metaliczny sód wypiera 934 cm3wo doru (w przeliczeniu na warunki normalne) z 5 g pewnego

nasyconego, drugorzędowego alkoholu jednowodorotlenowego.

Zaznacz popraw ną odpowiedź.

Jaką nazwę systematyczną ma ten alkohol?

□ A. Propan-1 -ol. [ j C. Propan-2-ol.

[j B. Butan-!-ol. U D. Butan-2-ol.

••• Zadanie 3. Do próbki zawierającej m ieszan inę etanolu i propan-2-olu wprowadzono 100 cm 3 roztworu

K2Cr207o stężeniu 2 mol •drrr3 zakwaszonego H2S0 4. Otrzymano 28,4 g mieszaniny CH3CO OH i CH 3COCH 3.

Oblicz skład otrzymanej mieszaniny w p rocentach masowych.

Zaznacz popraw ną odpowiedź.

W którym wierszu tabeli podano właśc iwą zawartość procentową składników próbki po reakcji?

1 1CH3COOH CHiCOCH

s 124,1% 75,9%

B I 50,0% 50,0%

c68,2% 31,8%

67,0% 33,0%

j ••• Zadanie 4. Na chloropochodną propanu podziałano wodnym roztworem NaOH i otrzymano substan

cję X. W reakcji substancji Xz metalicznym sodem otrzymano 2,24 dm3 wodoru (w przeliczeniu na warunki

normalne).

Podaj wzór związku X, jeśli wiadomo, że w reakcji z sodem wzięło udział 7,6 g tego związku {w = 100%).

Zaznacz popr awne dokończenie zdania.Związek X ma wzór

| [ JA . CH3CH2CH2OH. [ JC . C3H6(OH)2.

j □ B. CH 3CH(O H) CH 3. □ D. C3H5(O H) 3.1|| •• Zadani e 5. Ile jest pierwszorzędowych alkoholi, będących izomerami pentanolu (uwzględnij izomery optyczne)?

j Narysuj wzory półstrukturalne wszystkich możliwych izomerów.


100. Budowa aldehydów i ketonów

■ Grupa funkcyjna

grupa karbonylowa grupa aldehydowa struktura grupy karbonylowej

Grupa karbonylowa jest grupą funkcyjną aldehydów i ketonów. Tworzy ją atom węgla o hybrydyzacji sp2 po łączony wiązaniem podwójnym z atomem tlenu,

j Grupa karbonylowa jest silnie spolaryzowana ze względu na dużą różnicę elektroujemności między atomami

j węgla i tlenu (A EN =1,0) oraz z powodu obecności dwóch wolny ch par elektronowych atomu tlenu.








218 ! XI. ZWIĄZKI KARBONYLOWE - ALDEHYDY I KETONY

■ KetonyKetony to związki zawierające grupę karbonylową połączoną z dwiema grupami węglowodorowymi.

o oo

II

/ C \R R

keton alifatyczny

AR Ar

keton alifatyczno-aromatyczny

AAr Ar

keton aromatyczny

c=o

keton cykliczny

alifatyczne aromatyczne

Inp.

łańcuchowe cykliczne

nasycone

np.CH3-C -C H3

IIO

propanon

nienasycone

np.

CH7=C H—C —CH3IIO

but-3-en-2-on

O K 3keton difenylowy

■ Zadanie

* Zada nie !. Poniżej podano kilka grup funkcyjnych występujących w związkach organicznych oraz kilka wzorów

półstrukturalnych związków organicznych.

Uzupełnij tabelę.

Wstaw w każdą komórką odpowiedni wzór.

A > >0 .

-OH ■ H - Q ■ H 3C - C - C H 3 ■ H -CO— H II X0 -C H 3O

«. —c-IIo

- < ■*O—H O—-CHO ■ H—C. ■ CH3OH

H

Szereghomologiczny

Grupafunkcyjna

Wzor połstrukturalny homologuo naimmeiszei masie molowei

i alkohole monohydroksyl owe

j aldehydy

j ketony

j kwasy karboksylowe

estry kwasów karboksylowych


101. Wzory strukturalne i półstrukturalne aldehydów i ketonów 219


aldehydów i ketonów

Nazewnictwo aldehydówCH,2I

Cl

5-chloro-2-metyloheks-3-enal

□ Zasady nazewnictwa aldehydów1. Nazwy aldehydów tworzy się, dodając końcówkę -al do nazwy odpo- CH ,—CH — CH =C H — CH — C

wiedniego węglowodoru (atom węgla grupy aldehydowej jest zalicza

ny do grupy węglowodorowej). Atom węgla w grupie aldehydowej ma

zawsze numer 1.

2. Gdy grupa aldehydowa jest bezpośrednio związana z atomem węgla pierścienia cyklicznego lub aromatycz

nego, traktuje się ją jako podstawnik i dodaje przyrostek -karboaldehyd. Atom węgla pierścienia związany

z grupą aldehydową ma zawsze numer 1.

CH-

Br

2-bromo-4-metylocykloheksanokarboaldehyd benzenokarboaldehyd

□ Przykłady

H - C"H

c h ,= c h —c:

metanal(formaldehyd,

aldehyd mrówkowy)

CH, — C

fenyloetanal

propenal

c h ,- c = c - c ;

but-2-ynal

Y —CH,—CH,—C/ Ł Ł \u

butanodial

>0

, . cr\ _ / H

cyklopent-2-enokarboaldehyd

H

benzenokarboaldehyd(benzaldehyd, aldehyd benzoesowy)

■ Nazewnictwo ketonów

□ Zasady nazewnictwa ketonów

1. Do nazwy macierzystego węglowodoru, którego fragmentem jest grupa karbonylowa, dodaje się końcówkę-on, poprzedzoną numerem atomu węgla grupy karbonylowej. Atomy węgla w łańcuchu numeruje się tak,

aby atom węgla w grupie karbonylowej miał jak najmniejszy numer.

5

CH, -CH,—CH, -CH,

OO

CH, -C—CH, —C —CH,A l II

O O

pentan-2-on cykloheks-2-enon pentano-2,4-dion

2. Jeżeli reszty węglowodorowe są mieszane, np. alifatyczne, aromatyczne, cykliczne, to po wyrazie keton

wymienia się w kolejności alfabetycznej nazwy reszt węglowodorowych, a gdy reszty są jednakowe, to po

przedza się je przedrostkiem -di.

OIIC-CH -CH, O

O ' -CH,

keton etylowo-fenylowy keton cykloheksylowo-metylowy keton difenylowy








220 I XI. ZWIĄZKI KARBONYLOWE - ALDEHYDY I KETONY

□ Przykłady

CH,- C- CH ,IIO

propanom,keton dimetylowy

(aceton)

CH2=CH — C — c h 3IIO

but-3-en-2-on

CH,

keton fenylowo-metylowy(acetofenon)

CH,

2-metylocyklopentanon

keton difenylowy(benzenofenon)

CIIO

keton dicyklopropylowy

■ Izomeria grup funkcyjnychAldehydy i ketony, zawierające taką samą liczbę atomów węgla w cząsteczce, mogą mieć ten sam wzór su

maryczny. Są wtedy izomerami, których cząsteczki mają różne grupy funkcyjne, czyli metamerami. Ten rodzaj

izomerii jest nazywany metamerią.

Wzory pótstrukturalne i nazwy systematyczne

aldehydu

c3h6o

CH , - C H , - c f

propanal

ketonu

CH, —C —CH,IIO

propanon

c h 3- c h = c h - c h 2- c ;

pent-3-enal

cyklobutanokarboaldehyd

CH3— CH=CH —C —CH3

0

HB? pent-3-en-2-on

Wm

f i l i > - c - c h 3¡i 0

1 1 ^ 0

keton cyklopropylowo-metylowy

■ Zadanie

• Za da ni e! Podczas dehydratacji glicerolu powstaje substancja o charakterystycznym zapachu - akroleina

- nienasycony aldehyd o trzech atomach węgla w cząsteczce. Uzupełnij poniższy zapis, tak aby przedstawiał

równanie tej reakcji chemicznej. Określ również nazwę systematyczną akroleiny.

Wstaw w luki odpowiedni współczynnik stechiometryczny, wzór półstukturalny produktu reakcji oraz jego

nazwę systematyczną.

; 1 b 2 u 3 » CH2=CH—CHO b CH3C(0)CH3 s CH3CH(OH)CHO * propanon « propenal » 2-hydroksypropanal j

C3H5(OH)3temp.

_ h 2o +.(wzór) (nazwa)


102. Otrzymywanie aldehydów i ketonów j 221

102. Otrzymywanie aldehydów i ketonów

■ Otrzymywanie aldehydów

□ Utlenianie alkoholi pierwszorzędowych łagodnymi utleniaczami

♦o

'H

aldehyd

R- CH2- OH + C u O R- C^ +Cu + H20N Li l

np.

alkoholi0

CH3CH2OH +CuOetanol

temp.

CH 3CHO + Cu +H 20 (fot. obok)eta nal

2 CH 3OH + 0 2-k— —p>2 HCHO + 2 H20

metanol metanal

□ Katalityczne utlenianie alkenów

kat. A ®R - CH = C H2 +V2 02 — ^ r - c h 2- cc \ u

alken aldehyd

np. C H2= CH 2+ ’/z 0 2 C H3— c (O

Reakcja tlenku miedzi(ll) z etanolem1- tlenek miedzi(ll) pokrywający blaszkęmiedzianą, 2- etanol, 3- miedźeten eta na l

□ Reakcje specyficzne prowadzące do otrzymywania konkretnych aldehydów

■ otrzymywanie etanalu (reakcja Kuczerowa) ■ otrzymywanie benzenokarboaldehydu

CH = CH + H20

etyn(acetylen)

CH,—C" H

etanal(acetaldehyd)

Ar—CH3 +02

metylobenzen(toluen)

kat. a O

Ar—C + H20H 2

benzenokarboaldehyd(aldehyd benzoesowy)

■ Otrzymywanie ketonów

□ Utlenianie alkoholi drugorzędowych łagodnymi utleniaczami

OHI

R —CH —CH 3+ CuO

alkohol 2°

temp.

OII

R—C—CH3+Cu + H20

keton

HI

H O H H O HI I I temp I II I

np. H- C- C- C- H +CuO — ^ H- C - C- C - H 4-Cu +H ,0H I I I I I 2

H H H H H

propan-2-ol propanon

Model cząsteczki propan-2-olu

OH O

Atemp. C

+CuO

cykloheksanol cykloheksanon

+Cu + H20

Model cząsteczki propanonu








222 XI. ZWIĄZKI KARBONYLOWE - ALDEHYDY I KETONY

□ Katalityczne uwodnienie alkinów

R- C ^CH +H20 ---^ R -C -C H , lub R — C = C —•R + H20IIO

O, 11 ?

R — C — CH2— R

R — CH2— C — RIIO

np. CH3— C = CH + H20 ^ CH3- C - C H 3

propyn

CH3-C = C-CH2-C H3+ H20

pent-2-yn

kat.

O

propanon

OII

CH3— C— CH2— CH2— CH3

pentan-2-on

C H3- C H 2~ C - C H 2 - C H 3IIO

pentan-3-on

□ Otrzymywanie acetofenonu - acylowanie metodą Friedla-Craftsa

H,C Cl

CH,+HC1

chlorek benzen keton fenylowo-metylowyacetylu (acetofenon)

■ Zadania

•• Zadan ie 1. Z węglowodoru nienasyconego w wyniku ciągu przemian chemicznych otrzymano aldehyd,

którego gęstość par względem powietrza wynosi 2.

I. Podaj wzór półstrukturalny otrzymanego aldehydu.

II. Podaj wzór półstrukturalny węglowodoru nienasyconego będącego substancją wyjściową ciągu przemian.


□ A. I- CH3CH2CH2CHO, II - CH3CH- CHC H3 ,□ c. I - CH3CH2CH2CH2CHO

n B. I -- CH C H CHO , .11 - C H3C H —C H2 : : II - CH :3C H2C H2C H = C H 2

: i jD . I - CH 3CHO, I I - CH2=CH2

•• Zadanie 2. Aldehydy na skalę przemysłową mogą być otrzymywane w reakcji gazu syntezowego z alkena

mi w obecności katalizatorów, w podwyższonej temperaturze i pod podwyższonym ciśnieniem, co obrazuje

poniższy schemat:

R —CH = CH, + CO + H-

R —CH2CH2—C^

HI ^0

-c-<I HCH3

Zaznacz poprawn e dokończenie zdania.

Aldehydy, które można otrzymać lą metodą z 3-metylopent-l-enu, to

□ A. 4-metyloheksanal i 2,3-dimetylopentanal. Q c . 4-metyloheksanal i 2,2-dimetylopentanal.

□ B. 3-metyloheksanal i 2,4-dimetylopentanal. □ D. 4-metyloheksanal i 2,4-dimetylopentanal.


103. Odróżnianie aldehydów od ketonów j 223

103. Odróżnianie aldehydów od ketonów

■ Informacje ogólneReakcje utleniania-redukcji pozwalają na doświadczalne odróżnienie aldehydów od ketonów.

Aldehydy łatwo się utleniają, a reakcja prowadzi do otrzymania kwasów o takiej samej liczbie atomów węgla

jak aldehyd wyjściowy. Czynnikiem utleniającym może być nawet tlen z powietrza.

Ketony w przeciwieństwie do aldehydów nie mają właściwości redukujących.

R-CHO [01 >R-COOH

Reakcja z wodorotlenkiem miedzi(ll) w podwyższonej temperaturze- próba Trommera

R—CHO +2 Cu(OH)2temp.

R-COOH +Cu, Of + 2H, 0

np. CH3CHO + 2 Cu(OH )2—»■CH3COOH + Cu20ł +2 H 20

eta na l kwas etanowy(aldehyd octowy) (kwas octowy)

Doświadczenie 1.

Reakcja metanalu i propanonu z wodorotlenkiem miedzi(ll)

Uwaga ! Doświadczenie należy wykonywać pod włączonym, sprawnym wyciągiem oraz używać okularów i rę- :kawie ochronnych.

Do pierwszej probówki (1) ze świeżo strąconym wodorotlenk iem miedz i(ll) doda jemy kilka kropli metanalu j(formaliny) i ogrzewamy (2). ;

Do drugiej probówki (la) ze świeżo strąconym wodorotlenkiem miedzi(ll ) dodajemy kilka kropli propanonu :i ogrzewamy (2a).

■ ■ ■ 1 (1M I I 1

■ ■ ■ mmmm 1 i B i l M H I 1

1a 1i

i Obserwacje: w probówce, w której był metanal, pojawia się ceglastoczerwony osad (3). W probówce z propa-

: nonem nie obserwuje się zmian, a po dłuższym ogrzewaniu pojawia się czarny osad (3a). :

; Wnioski: metanal utlenia się do kwasu metanowego, a wodorotlenek miedzi (II) redukuje się do tlenku miedzi(l) i

i (ceglastoczerwonego osadu). Propanon w tych warunkach nie utlenia się. Pojawiający się czarny osad to tlenek ■

; miedz i(II), który powstaje w wyniku termicznego rozkładu wodorotlenku miedzi(II). i

I HCHO +2 Cu(OH)2 temp’ >HCOOH +Cu20 ł +2 H20

; metanal kwas metanowy(aldehyd mrówkowy) (kwas mrówkowy) i








224 XI. ZWIĄZKI KARBONYLOWE - ALDEHYDY I KETONY

■ Reakcja z wodorotlenkiem diaminasrebra(l) - próba Tollensa- reakcja lustra srebrnego

R-CHO +Ag20 —►R-COOH +2 Agł

np. CH3CH2CHO + Ag20 — CH3CH2COOH + 2 Agi

propanal kwas propanowy(aldehyd propanowy) (kwas propionowy)

Doświadczenie 2.

Reakcja metanalu i propanonu z wodorotlenkiem diaminasrebra(l)

: Uwag a! Doświadczenie należy wykonywać pod włączonym, sprawnym wyciągiem oraz używać okularów i rę- :■

i kawie ochronnych.

i Do pierwszej probówki z roztworem azotanu(V) srebra(l) i roztworem wodorotlenku sodu dodajemy tyle wody !

i amoniakalne j (1), aby strącony początkowo osad całkowicie się rozpuścił (2). Następnie dodajemy kilka kropli\ metanalu (formaliny) (3) i ogrzewamy zawartość probówki, wstawi ając ją do zlewki z gorącą wodą (4). j

: Do drugiej probówki z roztworem azotanu(V) srebra(l) i roztworem wodorotlenku sodu dodajemy tyle wody j

: amoniakalnej (la) , aby strącony początkowo osad całkowicie się rozpuścił. Następnie dodajemy kilka kropli ;

: propanonu (2a) i ogrzewamy zawartość probówki, wstawiając ją do zlewki z gorącą wodą (3a).

i Obserwacje: na ściankach probówki z metanalem pojawia się srebrzyste lustro (4). W probówce z propanonemi w tych warunkach nie obserwuje się zmian (3a).

: Wnioski: metanal utlenia się do kwasu metanowego, a srebro redukuje się ze stopnia utlenienia I do stopnia

i utlenienia 0.

j Reakcja przebiega w kilku etapach:

AgN03 +NaOH —*■AgOHł +Na N03

2 AgOH —>Ag2Oł + H20

Ag20 +4 N H3 + H20 —>2 [Ag(N H3)2]OH

i 2 [Ag(NH3)2]OH +CH3CHO—* CH3COOH +2 Agi +4 NH 3+ H20

i Równanie często zapisuje się w formie uproszczonej, przyjmując, że aldehyd reaguje z tlenkiem srebra(I):

j HCH O + Ag20—*■HCOOH + 2 Agł

i

| Reakcja lustra srebrnego jest wykorzystywana w przemyśle do produkcji luster i ozdób choinkowych.


W ł a ś c i w o

ś c i c h e m i c z n e

W ł a ś c i w o ś c i f i z y c z n e

104. Właściwo ści i zastosowanie aldehydów i ketonów 225

104. Właściwości i zastosowanie aldehydów i ketonów

Aldehydy

H HR-C.

'H

Ketony

R1 - C- R2——

Iwłaściwości fizyczne zależą od długości łańcuchawęglowego

■stan skupienia:- C, - gaz,- od C2- ciecze;

■zapach:

- Q-C7-mają nieprzyjemny zapach,- od Cg- mają przyjemny zapach;

■rozpuszczalność w wodzie zmniejsza si ę wraz ze zwiększaniem się długości łańcucha węglowego;

■wartości temperatury wrzenia, temperatury topnienia orazgęstość zwiększają się wraz ze zwiększaniem się długości

łańcucha węglowego

«właściwości redukujące - utleniają się do kwasówkarboksylowych;

■ulegają redukcji do alkoholi 1°

RCHO + H2 kaŁ > RCH2OH

■ulegają polimeryzacji

wHCHO —s--fCH2—Oj-„metanal poliformaldehyd

(formaldehyd)

■ulegają polikondensacji

właściwości fizyczne zależą od długości łańcuchawęglowego

■są cieczami bardziej lotnymi niż odpowiadająceim alkohole;

■mają charakterystyczny zapach;

a rozpuszczalność w wodzie zmniejsza się wraz zezwiększaniem się długości łańcucha węglowego;

« rozpuszczają się w rozpuszczalnikach organicznych;

a wartości temperatury wrzenia, temperatury topnie

nia oraz gęstość zwiększają się wraz ze zwiększaniem się długości łańcucha węglowego

OH+iiH — C

✓O |<at.

H

c h 7--+n H ,0

i ulegają kondensacji aldolowej - tylko te aldehydy, w których cząsteczkach przy atomie węgla sąsiadującym zgrupą aldehydową znajdują się atomy wodoru. Produkta

mi tej realęcji są aldole czyli /Ahydroksyaldehydy, które

można odwodnić do «./^-nienasyconych aldehydów lub

utlenić do /J-hydroksykwasów

* nie mają właściwości redukujących; mogą się utleniać bardzo silnymi utleniaczami - podczas reakcjizostaje rozerwany łańcuch węglowodorowy, np.podczas utleniania butanonu powstanie mieszanina trzech kwasów:

- kwasu etanowego - powstającego przez rozerwanie wiązania z prawej strony grupy karbo-nylowej:

O i

ch3-c4- ch2ch3

- kwasów metanowego i propanowego - powsta jących przez rozerwanie wiązania z lewej stronygrupy karbonylowej:

i Oi II

CHj-f-C—CH2CH3

i ulegają redukcji do alkoholi 2°

h3c - c : +h3c —c.H VH

PITH,C—CH —CH, —C

R — C— R + H2IIO

kat.R ’ - C H - R 2

IOH

OH

3-hydroksybutanal

i ulegają reakcji Cannizzaro - tylko te aldehydy, w którychcząsteczkach przy atomie węgla sąsiadującym z grupąaldehydową nie znajdują się atomy wodoru. W reakcjiuczestniczą dwie cząsteczki aldehydu, z których jednasię redukuje do odpowiedniego alkoholu, a druga sięutlenia do kwasu. Reakcja zachodzi w środowisku silniezasadowym

2 HCHO +NaOH'metanal

CHjOH +HCOONametanol metanian

sodu

jako czynnik redukujący najczęściej stosuje sięNaBH4lub LiAlH4

■metyloketony ulegają reakcji z f luorowcami, np.próbie jodoformowej służącej do wykrywania grupy

— C — CH3IIO

CH3COCH3+3 I2+4 NaOH —►

—► CHI3ł + CH3COONa +3 Nal +3 H20

Trijodometan (CH3I), zwany jodoformem, tworzyżółty osad.■nie ulegają reakcji Cannizzaro;■nie ulegają polimeryzacji








226 I XI. ZWIĄZKI KARBONYLOWE - ALDEHYDY I KETONY

Aldehydy

R- C'H

isą składnikami olejków eterycznych wielu roślin, np.- aldehyd octowy - dojrzałych owoców i kawy,- aldehyd benzoesowy - migdałów, wiśni i jabłek,- cytral - owoców cytrusowych,- aldehyd cynamonowy - wanilii i cynamonu

iprzemysł kosmetyczny:

- składniki kompozycji zapachowych*- metanal - preparat bakteriobójczy w szamponachi płynach do kąpieli,

- aldehyd mukonowy - w samoopalaczach;i przemysł spożywczy, np.- wanilina - substancja zapachowa;

i przemysł farmaceutyczny:

- produkcja leków,- dezynfekcja narzędzi chirurgicznych

Ketony

1 C -R 2

* są substancjami zapachowymi pochodzenia zwierzęcego, np.- cybeton - składnik wydzieliny z gruczołów

cywety,- muskon - składnik piżma;

* większość hormonów płciowych to ketony: estron,progesteron, testosteron i androsteron;

* są składnikami niektórych roślin, np.- kamfora występuje w cynamonowcu,- karwon jest w mięcie

i przemysł kosmetyczny:

- aceton - składnik lakierów do paznokci i zmywaczy do paznokci,- cybeton i muskon - utrwalacze zapachów

w perfumach,- kamfora - składnik preparatów do golenia

i depilacji,- karwon - składnik mydeł, past do zębów;

i przemysł farmaceutyczny- kamfora - składnik preparatów

rozgrzewających

■ Zadania

Zadanie 1. Podano wzory półstrukturalne różnych alkoholi.

CH, CH, CH3I 3 I I '

HC-OH CH3CH2—CH—CH2OH KC -C -O HI I

c h 3 c h 3

1 2 3

/ ~ \ Z \ h2c-o hC V C H ,O H < ) —OH I\ — / \ ___ / h 2c- o h

4 5 6

Uzupełnij zdanie.

Zaznacz odpowiednie numery wzorów.

Alkoholami, które mogły powstać w wyniku redukcji aldehydów, są związki o wzorach nr 1/ 2 / 3 / 4 / 5 / 6.

•Za danie 2. Termiczny rozkład soli wapniowych i barowych kwasów karboksylowych jest jedną z metod otrzy

mywania ketonów:

(RCOO)2Ba temP:~> BaC 03 + RCOR .

Pewien keton otrzymano tą metodą w wyniku stapiania propanian baru.


Nazwa systematyczna powstałego ketonu to

□ A. pentan-3-on. | i C. propanon.

□ B. pentan-2-on. D. 2-metylopentan-2-on.


Sprawdzian po dziale XI i 227

Sprawdzian po dziale XI

• Zadan ie 1. Poniżej podano wzory półstrukturalne szes'ciu związków. Określ, które z nich są aldehydami, a któreketonami. Zaznacz literę A, jeśli związek należy do aldehydów, lub literę K, jeśli do ketonów.

«0, / y < H

A /K

2. ^ ^ c h 2- c ( °H

A/ K

3. Oo

4- W K

• Zadanie 2. W wyniku utlenienia związku Xdichromiane m(VI)

potasu w środowisku kwaśnym otrzymano związek Y.

I. Po poddaniu związku Y próbie Trommera s trącił się cegla-sty osad.

II. Po poddaniu związku Y próbie Tollensa na wewnętrznych

ściankach probówki pojawił się srebrzysty osad.

III. Po poddaniu związku / próbie jodoformowej strącił siężółty osad.


W którym zestawie prawidłowo przyporządkowano nazwy związkom Xora z Y?

•• Zadanie 3. Przyporządkuj podanym nazwom systematycznym wzory półstrukturalne związków wybranespośród podanych. Wpisz w każdą lukę odpowiednią literę.

I. pentan-2-on

II. 4-fenylobut-3-en-2-on

III. pentano-2,4-dion

IV. fenyloetanal

A /K A /K

Zwią/ek Y Związek Y

A propan-l-ol propanal

B_

etanol etanal 1

C!

propan-2-olpropanon ii

Di 2-metylopropan-2-ol propanon i

CHO CH2CHO

B

C = C- C- CH ,

H3C —C —CH 2CH2CHIIo

H3C- C- CH 2-C-CH,II IIo o

IV D E

•• Zadanie 4. U rotropina (heksametylenotetraamina) - substancja o właściwościach antyseptycznych jestotrzymywana w reakcji kondensacji metanalu i amoniaku:

N \ ^ Działanie antyseptyczne urotropiny polega na wy

korzystaniu właściwości bakteriobójczych metanalu

uwalnianego w reakcji jej hydrolizy zasadowej.

+6 H20 Oblicz, ile gramów urotropiny zawierała badana

próbka, jeśli masa srebra wydzielonego w próbieTollensa, w reakcji z produktem hydrolizy zasadowej

urotropiny zawartej w tej próbce wynosiła 1,08 g.

CH, CH,

4 NH3+6 HCHO

TH - "CH-n ;

CH-

; n

'C KZaznacz poprawną odpowiedź.

□ A. 0,3266 g B. 0,1167 g C. 3,2660 D. 1,6330 g

•• Zadanie 5. W środowisku zasadowym aldehydy niezawierające atomów wodoru przy atomach węgla sąsiadujących z grupą aldehydową ulegają reakcji dysproporcjonowania (reakcja Cannizzaro):

^KCHO +OH" <fr ~ V C H 2OH + / V COO“

a) Napisz w formie jonowej z uwzględnieniem pobranych lub oddanych elektronów (zapis jonowo-elektro-nowy) równanie reakcji utleniania i redukcji.

b) Uzupełnij poniższy schemat.

Wpisz w luki odpowiednie współczynniki stechiometryczne.

C6H5CHO + OH —^ _____ C6H5CH2OH +„ C6H5COO








105. Kwasy karboksylowe

■ Budowa kwasów karboksylowych

■ Kwasy karboksylowe to związki organiczne zawierające przynajmniej jedną grupę karboksylową, która jest

ich grupą funkcyjną.

Wzór ogólny nasyconych kwasów monokarboksylowych to CMH2„02.

•q 9ruPa karbonyiowa

-cf.:"O — H grupa hydroksylowa

•• kO - 'H y

grupa karboksylowa

R-COOH lub Ar-COOHR - alifatyczna reszta węglowodorowa Ar - aromatyczna reszta węglowodorowa

RCOOH ArCOOH

reszta kwasowa reszta kwasowa

■ Nazewnictwo kwasów karboksylowych

Zasady nazewnictwa kwasów karboksylowych:

1. Nazwy systematyczne kwasów karboksylowych tworzy się, dodając do słowa kwas nazwę odpowiedniego

węglowod oru z końcówką -owy.CH3-C H2-CH2-COOH

kwas butanowy

2. Łańcuch węglowy numeruj e się począwszy od atomu węgla grupy karboksylowej.

CH3-C H- CH 2-COOH

Cl

| kwas 3-chlorobutanowy

| 3. Gdy grupa karboksylowa jest bezpośrednio związana z atomem węgla pierścienia cyklicznego lub aroma-

| tycznego, traktuje się ją jako podstawnik i do nazwy:systematycznej węglowodoru dodaje się końcówkę

-karboksylowy z łącznikiem -o-.

BrO ° ° H

kwas 4-bromocykloheksanokarboksylowy

4. W kwasach zawierających więcej niż jedną grupę karboksylową końcówkę -owy poprzedza się przedrostkiem

-di (dwie grupy), -tri (trzy grupy) itd.

HOOC-CH2-CH 2-COOH

kwas butanodiowy

5. W przypadku kwasów karboksylowych jest dopuszczalne podawanie nazw zwyczajowych.


105. Kwasy karboksy lowe j 229

□ Nazwy systematyczne i zwyczajowe wybranych kwasów karboksylowych

I Nazwa zwyczajowaWzoi pnłitiukrurjlny Nazwa systematyczna

|

pij[ H—COOH kwas metanowy j kwas mrówkowy

j CH3-COOH kwas etanowy j kwas octowy

j CH3-CH2-COOH kwas propanowy j kwas propionowy

j CH3—CH2—CH2_ COOH kwas butanowy j kwas masłowy

j CH3 (CH2)14 COOH j kwas heksadekanowy kwas palmitynowy

CH3-( C H2)16-CO OHi • kwas oktadekanowy kwas stearynowy

CH3-(C H2)7-CH = C H-(CH 2)7-COOH kwas c/s-oktadek-9-enowy kwas oleinowy

Hl_lq /COO HII 1

HC .CH

H

kwas benzenokarboksylowy kwas benzoesowy

HOOC-COOH kwas etanodiowy kwas szczawiowy

Podział kwasów karboksylowych

Kwasy karboksylowImonokarboksylowe

j zawierają jedną grupę karboksylową

j np. CH3COOH j kwas etanowy

COOH

j kwas cyklohaks- j -2-enokarboksylowy

COOH

kwasbenzenokarboksylowy

poiikarboksylowe

zawierają więcej niż jedną grupę karboksylową

np. HOOC-COOHkwas etanodiowy

r \ COOH

COOH

kwas benzeno-1,2--dikarboksylowy

H\ /H,c=c;

HOOC■/ \COOH

kwasc/s-but-2-enodiowy

alifatyczne Kwasy karboksylowe aromatyczne

łańcuchowe cykliczne

np.

COOH

kwasbenzenokarboksylowy

np.

C17H35COOH

kwasoktadekanowy

iCH2—CH —CH2—COOH

kwasbut-3-enowy

-COOH

kwascyklopentano-karboksylowy

-COOH

kwascyklopent-2-eno-

karboksylowy








230 XII. KWASY KARBOKSYLOWE

106. Otrzymywanie kwasów karboksylowych

■ Otrzymywanie kwasów karboksylowych w reakcji utleniania

□ Utlenianie alkoholi 1° silnym utleniaczem

r c h 2o h -°— >RCOOH

■ utlenianie dichromian em(VI) potasu w obecności kwasu siarkowego(VI)

3 C2H5OH +2 K2Cr20 7+ 8 H2S0 4— 3 CH3COOH +2 Cr2(S04)3+ 2 K2S0 4 + 11 H20

■ utlenianie manganianem(VII) potasu (produkty reakcji zależą od środowiska reakcji)

5 C2HsOH +4 KMn04+ 6 H2S04— 5 CH3COOH +4 MnS04 +2 K2S04 + 11 H20

3 C2H5OH +4 KMn04— ^ 3 CH3COOH +4 Mn02ł +4 KOH +H20

C2H5OH +4 KMn0 4+ 4 KOH —►CH3COOH +4 K2Mn0 4+ 3 H20

m utlenianie tlenkiem chromu(VI) w wodnym roztworze kwasu siarkowego(VI) - odczynnik Jonesa

3 C2H5OH +4 Cr03 +6 H2S04—► 3 CH3COOH +2 Cr2(S04)3 +9 H20

□ Utlenianie aldehydów - odczynnik Tollensa lub Trommera

RCHO — — RCOOH

np. CH 3CHO + 2 Cu (OH) 2JfiUEi*. CH3COOH + Cu20 + 2 H20

CH 3CHO + Ag20 tem-P' ->C H3COO H + 2 Ag

□ Utlenianie ketonów silnymi utleniaczamiProduktami tego typu utleniania są kwasy karboksylowe zawierające - parami - taką samą liczbę atomów

węgla jak utleniany keton.

O i-» R1—COOH + R2—CH2— COOH|| z

r ’- c h 2- c - c h 2- r 2—

-♦ R1-C H 2-COOH +R2—COOH

10HCOOH +10CH3-C H2-COOH +OII

ip 10 CHj — C—CH2—CH3+ 12 KMn04 + 18 H2S04+ 12 M nS04+6 K2S04+18 H20

20 CH,COOH + 12 MnS04+6 K2S04+18 H20

□ Katalityczne utlenianie odpowiednich węglowodorów

CnH2n+2i2 iJi ^ C n_1H2n+1COOH

np. 2 C H 4+ 3 0 2 2 H CO OH + 2 H 20

□ Utlenianie łańcuchów bocznych związków aromatycznych

_ KMnO. . .Ar R ----^ Ar—COOH

'CH3 KMn04,temp.np.

toluen kwas benzoesowy


106. Otrzymywanie kwasów karboksylowych j 231

□ Hydroliza estrów

RiCOOR2 +H20 R1COOH +R2OH

np. CH3COOC2H5+H20 < =s CH3COOH +( ^ O H

etanian etylu kwas etanowy(octan etylu) (kwas octowy)

■ Otrzymywanie kwas ów karboksylowych w reakcji ich soli z mocniejszym kwasem

Mocny kwas wypiera słaby kwas organiczny z jego soli.

sól kwasu organicznego +mocny kwas —►kwas organiczny +sól

np. (CH3COO)2Ca +H 2S04— 2 CH3COOH +CaS0 4

| ■ Otrzymywanie kwasów w procesach fermentacji

{ □ Fermentacja octowa j Kwas octowy można otrzymać w wyniku fermentacji octowej:

I C2H5OH +0 2- >c h 3cq oh +h 2o

J Fermentacja octowa jest fermentacją tlenową, tzn. zachodzi w warunkach nieograniczonego dostępu tlenu, j Katalizatorem tej reakcji są enzymy wytwarzane przez bakterie kwasu octowego.

□ Fermentacja mlekowa

W procesie fermentacji mlekowej powstaje kwas mlekowy, który jest wytwarzany z glukozy przez bakteriemlekowe.

_ , , _ bakterie mlekoweC6H1206---------- ^ 2 CH3—CH —COOH

IOH

jest to przykład fermentacji beztlenowej.

□ Fermentacja masłowa jest to proces zachodzący pod wpływem bakterii masłowych w warunkach beztlenowych.

A Ch3Ch2ch 2COOH +2 C02+2 H2t

■ Otrzymywanie kwasu etanodiowego

Kwas etanodiowy (szczawiowy) można otrzymać w reakcji utleniania etynu manganianem(VII) potasu:

HC=CH — —±-H+>HOOC-COOH

Kwas szczawiowy jest kwasem dikarboksylowym. jego cząsteczki nie mają części węglowodorowej.

więcej na WWW.ZDAS2.TO








107. Dysocjacja elektrolityczna kwasów karboksylowych

■ Dysocjacja elektrolityczna kwasów karboksylowychRozpuszczalne w wodzie kwasy karboksylowe ulegają dysocjacji elektrolitycznej:

R -CO

\ 0 - hR - c f +H4

xO"lub R -C

.0

"O —H+H 90 R- C + H30+

X( T

W zapisie dysocjacji elektrolitycznej kwasu karboksylowego uwzględnia się struktury rezonansowe anionu

karboksylanowego:

^Y . ../Hr - c :: + o

xOH«—" HR-C. R-C.

" “\o%

□ Równania dysocjacji wybranych kwasów karboksylowych

Nazwa kwasu Równanie procesu dysocjacji

kwas metanowy(kwas mrówkowy)

kwas etanowy(kwas octowy)

kwas propanowy(kwas propionowy)

kwas benzenokarboksylowy(kwas benzoesowy)

HCOOHh20

►ur oń - f H+anion metanianowy(mrówczanowy)

. CH3COOHi ¡»o

* CH3COO ' + H+anion etanianowy(octanowy)

C2H5COOHH,0

'C 2H5COO H*anion propanianowy(propionianowy)

c6h 5co ohh2o

>C()H3COO + Hf anion benzenokarboksylanowy(benzoesanowy)

■ Moc kwasów karboksylowychKwasy karboksylowe należą do słabych kwasów. Stała dysocjacji większości kwasów karboksylowych przyjmuje

wartości rzędu 10-5. Na moc kwasu ma wpływ obecność innych grup w cząsteczce. Na przykład podstawniki

o dużej elektroujemności zwiększają moc kwasu, jest to spowodowane efektem indukcyjnym.

Wzrost mocy kwasu w zależności od obecności podstawnika _ _ _ _ _

Nazwa kwasu

kwas octowy

kwas chlorooctowy

kwas dichlorooctowy

kwas trichlorooctowy

Wzór kwasu

CH3COOH

c i c h 2c o o h

c i2c h c o o h

C13CCOOH


1,8 - 10-5

1,5 ■Id" 3

5,0 •10-2

2,0 •10-1

□ Porównanie mocy kwasów: siarkowego(VI), octowego i węglowego

Wzóri nazwa kwasu


kwas siarkowy(VI)

2,7 •104

CH3COOHkwas octowy

1,75 •IO-5

h 2co 3kwas węglowy

h 2c o 3 c h , c o o h h 2so 4

♦Wzrost mocy kwasów

W celu doświadczalnego porównania mocy kwasów: siarkowego(VI), octowego i węglowego należy przepro

wadzić reakcje tych kwasów z solami pozostałych kwasów.


107. Dysocjacja elektrolityczna kwasów karboksylowych j 233

Doświadczenie 1.

Porównanie mocy kwasu siarkowego(VI), kwasu octowego i kwasu węglowego

Doświadczenia przeprowadzamy zgodnie ze schematycznymi rysunkami. --

a) Reakcja kwasu siarkowego(VI) zoctanem sodu i węglanem sodu

H,SOd

CH,C00Na

Obserwacje: w probówce nr 1powstaje substanc ja o zapachu octu, w probówce nr 2 wydziela się bezbarwnygaz powodujący mętnienie wody wapiennej.

Wniosek: kwas siarkowy(VI) wypiera kwas octowy i kwas węglowy z ich soli, jest zatem od nich mocniejszymkwasem.

H2S0 4+ 2 CH3COONa — Na2S0 4+ 2 CH3COOH

H2S04 +Na2C03— Na2S04 +C0 2t + H20

b) Reakcja kwasu octowego z siarczanem(VI) sodu i węglanem sodu

CH jCOOH

Na2S04 W

Obserwacje: w-^probówce nr 1 nie obserwuje się zmian, w probówce nr 2 wydziela się gaz powodujący mętnieniewody wapiennej.

Wniosek: kwas octowy jest mocniejszy tylko od kwasu węglowego, ponieważ wypiera go z jego soli. Nie reagujenatomiast z siarczanem (VI) sodu.

CH 3CO OH + Na2S0 4—»•reakcja nie zachodzi

2 CH3COOH +Na2C03- * 2 CHjCOONa + C0 2f +H20

c) Reakcja kwasu węglowego z siarczanem(VI) sodu

i octanem sodu

Obserwacje: w probówkach nie obserwuje się zmian.

Wnioski: kwas węglowy jest słabszy zarówno od kwasu siar

kowego (VI), jak i kwasu octowego, ponieważ nie wypiera tych

kwasów z ich soli.

co2a h2o

Na2S04

C02 +H20

CH,COONa-









108. Właściwości kwasów karboksylowych

■ Właściwości fizyczne jednokarboksylowych nasyconych kwasówWłaściwości fizyczne jednokarboksylowych nasyconych kwasów zmieniają

się wraz z długością ich łańcucha węglowego.

■ Stan skupienia w temperaturze 20°C

- C ]-Cg - ciecze o charakterystycznych zapachach,

- od C9 - ciała stałe.

■ Rozpuszczalność

- - rozpuszczalne w wodzie bez ograniczeń,

- C5-C9- słabo rozpuszczalne w wodzie,

- od C10- nierozpuszczalne w wodzie,

- kwasy o długich łańcuchach rozpuszczają się tylko

w rozpuszczalnikach niepolarnych (fot. obok).

■ Temperatura wrzenia

Wysokie, w stosunku do mas cząsteczkowych, wartości temperatury

wrzenia rosną wraz ze zwiększaniem się długości łańcucha.

Kwas stearynowy nie rozpuszcza sięw wodzie (1), a rozpuszcza się w benzynie (2) i tetrachlorometanie (3)

■ Właściwości chemiczne kwasów karboksylowychGrupa karboksylowa jest zbudowana z dwóch grup: karbonylowej i hy

droksylowej. Każda z tych grup jest odpowiedzialna za inny rodzaj reakcji,

którym ulegają kwasy karboksylowe.

□ Reakcje z udziałem atomu wodoru grupy karboksylowej■ Reakcje z metalami

RCOOH +M —►(RC00)x/W+x/2 H2f

np. 2 CH 3COOH + Mg — (CH3COO)2Mg +H 2t (fot. obok)

kwas etanowy etanian magnezu

■ Reakcje z tlenkami metali

np. 2 RCOOH +Na20 —►2 RCOONa + H20

2CHjCOOH +CuO (CH3COO)2Cu + H20

kwas etanowy etanian miedzi(ll)

■ Reakcje z wodorotlenkami

np. RCOOH +NaOH —►RCOONa +H20CH3COOH +NaOH — CH3COONa +H20

kwas etanowy etanian sodu

Octan sodu ulega hydrolizie anionowej:

Reakcja kwasu octowego z magnezem ma burzliwy przebieg

CH3COONa ■ :CH3COO-+ Na+

:CH3COOH +OH:CH3COO-+ H20:

■ Reakcje z solami słabszych kwasów

np. 2 RCOOH +Na2C03 —►2 RCOONa +H20 +C02t

2 CH3COOH + Na2C03— 2 CH3COONa + H20 +C0 2t (fot. obok)

kwas etanowy octan sodu

□ Reakcje z udziałem grupy - OH z grupy karboksylowej■ Estryfikacja +

RCOOH +HOR1 RCOOR1 +H20

■ Reakcje z amoniakiem

RCOOH +NH3 —►RCOONH4

W reakcji kwasu octowego z węglanem sodu wydziela się duża ilośćgazu


108. Właściwości kwasów karboksylowych j 235

□ Reakcje grupy karbonylowej —C(0)—z grupy karboksylowej

■ Reakcje redukcji (uwodornienia)

RCOOH tH1 >RCHO -- >RCH20H

kwas aldehyd alkohol ~

np. CH3COOH tH1 >CH3CHO —Ł - CH3CH2OH

kwas etanowy etanal etanol

■ Dekarboksylacja (podstawieniu ulega cała grupa karboksylowa)

RCOOH lł" "’ I'in >R -H +COz

np. C H3COOH — " C H4 +C02

kwas etanowy metan

■ Właściwości redukujące kwasu mrówkowegoKwas metanowy (mrówkowy), w przeciwieństwie do innych kwasów karboksylowych, wykazuje właściwości

redukujące (podobnie jak aldehydy), ponieważ jako jedyny kwas karboksylowy zawiera grupę aldehydową.

grupa aldehydowa j_j

I / f ó nie zawieraH C C grupy aldehydowej

I OH'O H

kwas metanowykwas etanowy

□ Reakcja z mangamanem(VII) potasu w obecności kwasu siarkowego(VI)

Doświadczenie 1.

Reakcja kwasu metanowego (mrówkowego) z manganianem(VII) potasuw obecności kwasu siarkowego(VI)

Uwag a! Podczas wykonywania doświadczenia trzeba zachować wszelkie«

środki ostrożności. Należy używać okularów i rękawic ochronnych.

Do probówki z boczną rurką wlewamy 5 cm3 rozcieńczonego roztworu1

manganianu(VII) potasu i dodajemy parę kropli kwasu siarkowego(VI). D©/

wkraplacza wlewamy stężony kwas mrówkowy i rozpoczynamy jego doda-?

wanie do probówki z mieszaniną reakcyjną, którą delikatnie ogrzewamy

palnikiem. Wydobywające się z zestawu gazy wprowadzamy do probówki

z wodą wapienną.

Obserwacje: fioletowy roztwór odbarwił się. Wydzielający się gaz powoduje:

mętnienie wody wapiennej,

i Wniosek: powstający gaz to tlenek węgla(IV). Kwas mrówkowy spowodo

wał odbarwienie fioletowego roztworu manganianu(VII) potasu. Powstał

związek manganu na II stopniu utlenienia.

Zachodzi reakcja utleniania-redukcji, którą można opisać równaniem:

utlenianie

5 HCOOH +2 KMn04+3 H2S04 5C 02+2 M nS04+ K2S04+8 H20

redukcja

Kwas metanowy jest reduktorem, a manganian(VI I) potasu jest utleniaczem.









□ Próby Tollensa i Trommera

Próba To_____ T

Do probówki zawierającej roztwór azotan u (V) srebradodajemy tyle wody amoniakalnej, aby strącony początkowo osad całkowicie się rozpuścił (!). Następniedodajemy kwas mrówkowy i ogrzewamy zawartośćprobówki właźni wodnej (2).

Do probówki zawierającej roztwór siarczanu(VI) miedzi(I I)dodajemy roztworu wodorotlenku sodu aż do strąceniaosadu (1). Następnie dodajemy kwas mrówkowy i ogrzewamy zawartość probówki (2).

Obserwacja: na ściankach probówki powstaje lustrosrebrne.

Obserwacje: powstaje ceglasty osad.

Wniosek: kwas metanowy jest reduktorem- redukujesrebro z I na 0 stopień utlenienia.

I I ' IV 0 IV

HCOOH + Ag20 —> 2 Ag +C02+ H20 : :

Wniosek: kwas metanowy jest reduktorem - redukujemiedź z II na I stopień utlenienia.

II II i IVHCOOH + 2 Cu(OH)2—► Cu20 +C 02 +3 H20

■ Zadania

•Z ada nie! . Kwas metanowy jest najbardziej reaktywnym kwasem monokarboksylowym, ponieważ jego grupa

karboksylowa jest związana nie z podstawnikiem węglowodorowym, lecz z atomem wodoru. W cząsteczce

kwasu metanowego można wyróżnić nie tylko grupę karboksylową, lecz także grupę aldehydową, dlatego kwas

metanowy wykazuje właściwości redukujące charakterystyczne dla aldehydów. W odróżnieniu od innych słabych

kwasów karboksylowych kwas metanowy należy do elektrolitów średniej mocy (K = 2,1 ■10 4).

Czy, stosując próbę Tollensa, można odróżnić kwas metanowy od metanalu? 'Zaznacz poprawn ą odpowiedź i jej uzasadnienie.

A. Ta k,C. kwas metanowy i metanal to dwa różne związki.

D. oba te związki dają pozytywny efekt w próbie Tollensa.

ponieważ E. oba te związki odbarwiają wodny zakwaszony roztwór KM n04.

B. Nie, F. kwas metanowy w wyniku próby Tollensa wydziela tlenek węgla(II), a metanal

utlenia się do tlenku węgia(IV).

•Zadanie 2. Oblicz masę kwasu metanowego w próbce, wiedząc, że na miareczkowanie tej próbki zakwaszonej

kwasem siarkowym(VI) zużyto 20 cm3 roztworu KMn 04 0 stężeniu 0,05 mol •drr r3.


Masa kwasu metanowego w badanej próbce wynosi

A. 0,115 g □ B. 0,018 g C. 0,046 g ^ 1D. 0,230 g


109. Podobieństwo właściwości kwasów karboksylowych i kwasów nieorganicznych 237

109. Podobieństwo właściwości kwasów karboksylowych

i kwasów nieorganicznych

Wzór ogólny

Oysocjacjaelektrolityczna

Odczyn

Kwasy

R-CO OH lub Ar—COOH

R/Ar - alifatyczna/aromatyczna resztawęglowodorowa

—COOH —grupa karboksylowa zawierającakwasowy wodór

Doświadczenie!.

_ _ _ _ _ _

nieorganiczne

H„R

R - reszta kwasowa

Badanie przewodnictwa prądu elektrycznego roztworów kwasów

Obserwacje: żarówka zapala się zarówno podczas badania kwasu octowego, jak i kwasu solnego.Wniosek: wodny roztwór kwasu octowego i kwas solny przewodzą prąd elektryczny, ponieważ kwasyte ulegają dysocjacji elektrolitycznej.

Kwasy karboksylowe są słabymi elektrolitami.

HCOOH <= = ł HCOCT +H+

CH^COOH ■H ,0

CH,C00“ +H+

Kwasy zawierające więcej grup karboksylowychdysocjują stopniowo.

Kwasy nieorganiczne można podzielići słabe elektrolity.

HCI — 2—►H++c r

h n o 9 H++NOo

COOH *=é= C00^+ H+

COOH COOH

H,0COO- i COO-+ H+

COOH coo-

Kwasy wieloprotonowe dysocjująwielostopniowo.

h 2oH 2S 04 — ► H++ H S0 4

HSO/i H++S O,2-

Doświadczenie 2.

Badanie odczynu wodnego roztworu kwasu octowego i kwasu solnego

Obserwac je: uniwersalne papierki wskaźnikowe barwią się na czerwonopod wpływem obu kwasów.Wniosek: kwas octowy i kwas solny mają odczyn kwasowy, ponieważ ulegają dysocjacji elektrolitycznej, podczas której odszczepiają si ę kationywodoru.

H,0CH3COOH <“— ■— CH 3COO- +H+

I■mm

HCI-h 2o

H++Cl-

CłTCOOH








238 ! XII. KWASY KARBOKSYLOWE

Reakcjazmetalami

Reakcjaztlenkamimetali

Reakcja zwo dorotlenkamimetali

Kwasy karboksylowe Kwasy nieorganiczne^ mI

kwas +aktywn y metal —»•sól +wodórf

Doświadczenie 3.

Reakcja kwasu etanowego (octowego) i kwasu solnego zmagnezem

Przygotowujemy dwie probówki: jedną z roztworem kwasu octowego (1), :a drugą z kwasem solnym (2) . Do obydwu dodajemy wióry magnezu.Obserwacje: po dodaniu magnezu do roztworów kwasów wydziela się gaz,który zapala się z charakterystycznym dźwiękiem.Wniosek: kwas solny i kwas octowy reagują z magnezem, a podczas reakcjiwydziela się wodór

Rozpuszczalne w wodzie kwasy karboksylowe reagują z aktywnymi metalami z wydzielaniem wodoru.

2 GH3COOH +Mg (CH3COO)2Mg i-H?t

2 H+ +Mg Mg2++ Hi t

Kwasy mineralne reagują z aktywnymi metalami,a podczas reakcji wydziela się wodór.

2 HCI +Mg —* MgCl2+ H2t

2 H++Mg— Mg2++H2

kwas +tlenek metalu —*■sól +woda

Doświadczenie 4.

Reakcja kwasu etanowego (octowego) i kwasu solnegoz tlenkiem żelaza(lll)

Przygotowujemy dwie probówki: jedną z roźtworęm kyiasu:octowego, a drugą z kwasem solnym. Do obydwu dodajemy trochę tlenku żelaza( lll).Obserwacje: po dodaniu tlenku żelaza(HI) do roztworówkwasów w obydwu probówkach po ws taj e czerwo no brunatnyroztwórWniosek: kwasy solny i octowy reagują z tlenkiem żel ąza(l II).

Fe203 Fe-,02U 3

CH3COOH HCI

Kwasy karboksylowe reagują z tlenkami metali.W wyniku reakcji powstają odpowiednia sóli woda.

6CH3COOH +Fe203— ^ 2 (CH3COO)3Fe +3 H20

6 H ~ Fe203—>■:2 Fe3++3 H20

Kwasy mineralne reagują z tlenkami metali.W wyniku reakcji powstają odpowiednia sóli woda.

6 HCI + Fe203

6 H++ Fe7Oo

■2 FeCl3+3 H20

-2 Fe3++3 H,0

kwas +wodorotlenek —>sól +woda

Doświadczenie 5.

Reakcja kwasu etanowego (octowego) i kwasu solnego zzasadą potasową

Do naczynia z zasadą potasową dodajemy kilka kropli fenoloftaleiny (1), a następnie dodajemyroztwór kwasu (2). Na fotografii a przedstawiono kolejne fazy doświadczenia z kwasem octowym,a na fotografii b z kwasem solnym.

Obserwacje: w obydwu naczyniach malinowy roztwór odbarwia się (3).Wniosek: kwas solny i kwas octowy reagują z wodorotlenkiem potasu.

CH3C00H +K 0H -^ CH 3C00K +H20 ‘ HCI +KOH —*■KCl +H 20

H++OH-—^H 20 H++0 H- -^ H20


Reakcjazsolamisłabszychkwasów

Reakcjaz alkoholami

109. Podobieństwo właściwości kwasów karboksylowych i kwasów nieorganicznych 239

Kwasy karboksylowe Kwasy nieorganiczne

kwas +sól słabszego kwasu -sól mocniejszego kwasu +słaby kwas

Doświadczenie 6.

Reakcja kwasu etanowego (octowego) i kwasu solnego zwęglanem wapniaPrzygotowujemy dwie probówki z węglanem wapnia. Do jednej dodajemy kwas octowy, a do drugiejkwas solny. Probówki zamykamy korkiem z rurką odprowadzającą. Koniec rurki umieszczamy w zlewce z wodą wapienną.

f

CaC03+

CFbCOOH

wodawapienna ■

{ ?

F :

CaC03 +HCI'""

wodawapienna-

Obserwacje: w obydwu probówkach ciało stałe roztwarza się i wydziela się gaz, powodujący mętnieniewody wapiennej.Wniosek: kwas octowy i kwas solny reagują z węglanem wapnia. Kwas węglowy jest kwasem słabszymod kwasów octowego i solnego, zostaje przez nie zatem wyparty. Kwas węglowy jest nietrwały i rozkładasię na wodę i tlenek węgla (IV).

2CH3COOH +CaC03—►(CH3COO)2Ca + i§ +H20 +C02ł

2 H++CaC03 Ca2++H20 +C02t

2 HCI +CaC03 —*■CaCl2+ H20 +C0 2ł

2 H++CaC03 —►Ca2++H 20 + C02t

kwas +alkohol - >ester +woda

i Reakcja kwasu etan swego (octowego) i kwasu borowego zalkoholem etylowym

Do probówki wlewamy po 2 cm3kwasuetanowego i alkoholu etylowego. Następniedodajemy parę kropli stężonego kwasusiarkowego(Vl).Probówkę umiesz-

«.czamy w zlewcez wrzącą wodą.Obserwacje: w probówce powstaje substancja o charakterystycznym zapachu.

Do kolby kulistej wsypujemy łyżeczkę kwasuborowego i wlewamy 20 cm3etanolu. Dodajemyparę kropli stężonego kwasu siarkowego(VI).Kolbę zamykamykorkiem z rurką jak na

zdjęciu i zaczynamy jąogrzewać. Gdy parydotrą do szerszej rurki,zapalamy je płonącym

łuczywem.Obserwacje: substancja powstająca w kolbiepali się charakterystycznym zielonym płomieniem.

Wniosek: kwasy octowy i borowy reagują z alkoholem etylowym i powstają estry.

CH3C00 H+C 2H50 H ^ ŁC H 3C00C2H5+ H20 j H3B03+3 C2H5OH B(OC2H5)3+3 H20








240 ¡ XII. KWASY KARBOKSYLOWE

110. Kwasy tłuszczowe

■ Przykłady kwasów tłuszczowychKwasy tłuszczowe to monokarboksylowe związki o kilkunastu atomach węgla w cząsteczce. Ich cząsteczki mają

parzystą liczbę atomów węgla i nierozgałęziony łańcuch alkilowy. Nienasy cone kwasy występujące w tłuszczach

naturalnych zawierają niesprzężone wiązania podwójne i mają najczęściej konfigurację cis. Izomery trans po

wstają w wyniku przeróbki przemysłowej.

Wyjątkiem od powyższych reguł jest np. rozgałęziony i o nieparzystej liczbie atomów węgla w cząsteczce kwas

izowalerianowy, który w dużej ilości występuje w tranie.

Pochodne kwasów tłuszczowych są składnikami tłuszczów roślinnych i zwierzęcych.

palmitynowego stearynowego

Modele cząsteczek kwasów

c/s-oleinowego trans-o lei nowego

Wzory i nazwy kwasów tłuszczowych

Wzórsumarycznykwasu

Wzór półstrukturalny systematyczna / zwyczajowa

C15H31COOH 1CH3(CH2)14COOH kwas heksadekanowy / palmitynowy

c17h35cooh ; CH 3(CH2)16COOH kwas oktadekanowy / stearynowy

C19H39COOH CH3(CH2)18COOH kwas eikozanowy / arachidowy

C17H3JCOOH!CH,(C H2)7x /(CH2)7COOH

c =< ■ ■H7 XH

kwas c/s-oktadek-9-enowy / oleinowy

c17h31cooh:CH ,(CH2)4x /CH2x / (CH 2)7COOH

c=c c=cHx xHHy XH

kwas c/s,c/s-oktadeka-9,12-dienowy /linolowy

c17h29cooh;CH,CH2x /CH2x /CH2x /(CH2)7COOH

C=G C==C C=CI Hy XHH / H H7 XH

kwas cis,cis,c/s-oktadeka-9,'12,15-trienowy /linolenowy


110. Kwasy tłuszczowe | 241

Właściwości

Właściwości i występowanie kwasów tłuszczowych

Nazw.i zwyczajowa

kwas palmitynowy

kwas stearynowy

■Występowanie w d

kwas arachidowy

kwas oleinowy

kwas linolowy

kwas linolenowy

ciała stałe,, nierozpuszczalne w wodzie, rozpuszczalne w rozpuszczalnikach niepolarnych,nielotne i niemające charakterystycznegozapachu; ich temperatura topnienia wzrastawraz ze zwiększaniem się długości łańcuchaalifatycznego

składnik oleju palmowego

bezbarwne ciecze, nierozpuszczalne w wodzie, rozpuszczalne w rozpuszczalnikachniepolarnych

składnik masła kakaowego, smalcu, łoju

składnik orzechów arachidowych

główny składnik oliwy z oliwek i tranu

główny składnik nasion słonecznika

składnik oleju lnianego, rzepakowego, sojowego

■ Otrzymywanie kwasów tłuszczowychKwasy tłuszczowe otrzymuje się w reakcji hydrolizy tłuszczów, zachodzącej pod wpływem enzymów zwanychipazami.

tłuszcz +woda - iipazy

/>c h 2- o - cI C15H31

np. CH— 0 - c f_ .. +3 H20 hpaza > CH-O H +3C 15H31COOH

kwasy tłuszczowe +glicerol

CH2—OH

-15' '31

c H . - o - c :o CH,-OH

Nc 15H31

tripalmitynian glicerolu glicerol kwas palmitynowy

Właściwości chemiczne kwasów tłuszczowych

□ Reakcja zzasadamiKwasy tłuszczowe reagu ją z zasadam i, a w wyniku reakcji

powstają sól (mydło) i woda.

kwas tłuszczowy +zasada —►mydło + H20np. C15H31COOH + NaOH

kwaspalmitynowy

C17H35COOH +NaO H

kwasstearynowy

C17H33COOH + KOH

kwasoleinowy

C15H31COO Na + H20

palmityniansodu

C17H35COONa +H20 (fot. obok)

stearyniansodu

C17H33COOI<+ H20

oleinianpotasu

□ Reakcja z wodoremNienasycone kwasy tłuszczowe można poddać reakcji

uwodornienia, w czasie której obecne w cząsteczce wiąza

nia wielokrotne ulegają wysyceniu. Efektem uwodornienia

kwasu jest zmiana jego stanu skupienia z ciekłego na stały.

CH3(CH2)7CHCH(C H2)7COOH +H 2-^ C H 3(CH2)15COOH

kwas oleinowy kwas stearynowy

Kwas stearynowy reaguje zzasadą sodową w podwyższonej temperaturze. Roztwór powstałej soli(mydło) powoduje pienienie








242 ¡ XII. KWASY KARBOKSYLOWE

■ Odróżnianie kwasów nasyconych od nienasyconychNienasycone kwasy tłuszczowe, w przeciwieństwie do kwasów nasyconych, reagują z roztworem bromu i ro

tworem manganianu(VII) potasu.

Doświadczenie 1.

Reakcja kwasu stearynowego i kwasu oleinowegoz roztworem bromu w rozpuszczalniku niepolarnym

Do probówki nr 1wprowadzamy trochę kwasu steary

nowego, a do probówki nr 3 trochę kwasu oleinowe

go. Następnie dodajemy do nich po 2 cm3 roztworu

bromu. Probówki zamykamy korkami i intensywnie

wstrząsamy.

Obserwacje: w probówce z kwasem stearynowym nie

obserwuje się zmian (1 i 2). Brunatny roztwór w probówce z kwasem oleinowym (3 i 4) odbarwia się i two

rzy się substancja stała.

Wniosek: kwas oleinowy jest kwasem nienasyconym i reaguje z bromem zgodnie z równaniem:

CH3(CH2)7CH = C H(CH 2)7COOH +Br2

kwas oktadek-9-enowy(kwas oleinowy)

Br BrI I

CH3(CH2)7CH -C H(C H2)7COOH

kwas 9,10-dibromooktadekanowy(kwas 9,10-dibromostearynowy)

Utworzony z ciekłego, nienasyconego kwasu oleinowego kwas 9,10-dibromostearynowy jest nasycony i ma

stały stan skupienia.

Kwas stearynowy w tych warunkach nie reaguje z bromem.

Doświadczenie 2.

Reakcja kwasu stearynowego i kwasu oleinowego

z roztworem manganianu(VII) potasu

Do probówki nr 1wsypujemy trochę kwasu stearynowe

go, a do probówki nr 3wlewamy niewielką ilość kwasu

oleinowego. Następnie dodajemy do nich po 2 cm3

zakwaszonego roztworu mangamanu(VII) potasu. Pro

bówki zamykamy korkami i intensywnie wstrząsamy.

Obserwacje: w probówce z kwasem stearynowym nie

obserwuje się zmian (1 i 2). Fioletowy roztwór w pro

bówce z kwasem oleinowym odbarwia się (3 i 4).

Wniosek: kwas oleinowy, zawierający wiązanie podwójne, reaguje z roztworem KMn0 4.W środowi sku kwaśnym

mangan redukuje się z VII do IV stopnia utlenienia.

5 CH3(CH2)7CH = CH(CH 2)7COOH +2 KMn04+ 3 H2S04+ 2 H20

kwas oleinowyOH OHI I

5 CH3(CH2)7CH-C H(C H2)7COOH +2 M nS04ł + K2S04

kwas 9,10-dihydroksystearynowy

Kwas stearynowy w tych warunkach nie reaguje.


111. Odczyn roztworów soli kwasów karboksylowych I 243

111. Odczyn roztworów soli kwasów karboksylowych

I Odczyn roztworów soli rozpuszczalnych w wodzieKwasy karboksylowe należą do kwasów słabych, dlatego odczyn ich soli rozpuszczalnych w wodzie może być

tylko zasadowy lub obojętny. Większość soli kwasów karboksylowych jest dobrze rozpuszczalna w wodzie.

i nazwa soli

sól kwasu karboksylowego i mocnej zasady

CHjCOONa

octan sodu

(HCOO)2Ca

mrówczan wapnia

C15H31COONa

palmitynian sodu(mydło)

sól kwasu karboksylowego i słabej zasady

CH3COONH4

octan amonu

(HCOO)2Cu

mrówczan miedzi(ll)

Odczynroztworu

zasadowy

Rodzajhydrolizy

anionowa

Równanie makcji hydrolizy

RCOO” +H20 <= RCOOH +■'.n

CH3COO- +H 20 CH3COOH +OH-

HCOCr +H70 HCOOH +OH“

;oo- ,0 CicP OOH +

obojętny kationowo--anionowa n RCOO +Mn++n H20 n RCOOH +/W(OH)„

CH3COO +NH4- +H2O ^C H,C O O H + NH, •H,0

H70 <=» 2 HCOOH +Cu(OH)-

■ Sole trudno rozpuszczalne w wodzie

□ SzczawianySzczawian wapnia (CaC20 4) odkłada się w nerkach, powodujetzw. szczawianową kamicę nerkową.

COO“ICOO“

+Ca (COO)2Caf

■ ■

u i -v-

j □ Sole wapnia i magnezu wyższych kwasów

karboksylowych j Kationy wapnia i magnezu są zawarte w twardej wodzie. Po

j dodaniu do takiej wody mydła sodowego lub potasowego na-

j stępuje strącenie osadu:

i ^ C17H35COO“ + Mg2+—^ (C17H35CO O)2Mgł (fot. obok)

stearynian magnezun r u rr\r\- ?+ \ ,r i i Do Probówek wlano roztwór mydła oraz

15 31 O + Ca > (C, 5H3|C OO )2Cał (fot. obok) 1- wodę destylowaną, 2-roztwór chlorku wap-

palmitynian wapnia nia, 3- roztwór chlorku magnezu, jony wapniaZ tego powodu mycie I pranie w twardej wodzie są utrudnione. i magnezu strąciły białe kłaczkowate osady

■ Zadanie

• Zadanie 1. Zaznacz wszystkie poprawne odpowiedzi.

Który z poniżej wymienionych związków chemicznych w roztworze wodnym nie ma odczynu zasadowego?

U A. C17H35COONa B. C17H3SCOOK U C. (C15H31COO)2Ca U D. (C17H35COO)2M{









112. Hydroksykwasy

■ Budowa hydroksykwasów

Wielofunkcyjne pochodne węglowodorów to związki, które mają co najmniej dwie różne grupy funkcyjne

połączone z grupą węglowodorową.

Hydroksykwasy to dwufunkcyjne pochodne węglowodo rów zawierające dwa rodzaje grup funkcyjnych: hydro

ksylową i karboksylową. Cząsteczka hydroksykwasu może zawierać więcej niż jedną grupę każdego rodzaju.

R—(COOHL lub Ar—(COOH) R- alifatyczna grupa węglowodorowaI I n Ar - aromatyczna grupa węglowodorowa

(01-11 —COOH - grupa karboksylowa' 'm ' —OH - grupa hydroksylowa

■ Nazewnictwo hydroksykwasówNazwy systematyczne hydroksykwasów tworzy się, dodając przedrostek hydroksy- do nazwy odpowiedniego

kwasu. Należy również podać numer/numery atomów węgla, przy których znajdują się grupy -OH oraz ich

krotność (di-, tri-itd.).

Dla wielu hydroksykwasów występujących w przyrodzie używa się nazw zwyczajowych ze względu na ich duże

znaczenie.

CH3-CH-CO OHI

OH

kwas 2-hydroksypropanowy(kwas a-hydroksypropionowy,

kwas mlekowy)

| COOH

1 CH-OHi II CH-,! I

j COOH

j kwas 2-hydroksybutanodiowy| (kwas jabłkowy)

| ■ Właściwości chemiczne hydroksykwasów

| O właściwościach chemicznych hydroksykwasów decyduje obecność w ich cząsteczkach grup funkcyjnych:

| karboksylowej i hydroksylowej. Hydroksykwasy ulegają zątem reakcjom typowym dla kwasów i dla alkoholi.

| □ Właściwości związane z obecnością grupy karboksylowejI ■ Odczyn roztworu wodnego

| Kwas mlekowy i kwas salicylowy ulegają dysocjacji elektrolitycznej, podczas której odszczepia się kation wodoru,

j ich roztwory wykazują zatem odczyn kwasowy.

I COOH COO

! CH3- CH -C OO H CH3- CH -C OO ~+ H+! i i j OH OH

j kwas mlekowy anion mleczanowy kwas salicylowy anion salicylanowy

CH2-

OH

-CH —COOHIOH

kwas 2,3-dihydroksypropanowy(kwas a,/?-dihydroksypropionowy,

kwas glicerynowy)kwas 2-hydroksybenzoesowy

(kwas salicylowy)

COOHICH-OHI

CH-OHICOOH

kwas 2,3-dihydroksybutanodiowy(kwas winowy)

H?C—COOHI

HO—C—COOHI

H2C-COOH

kwa s 2-hyd ro ksy-1,2,3-propanotriowy(kwas cytrynowy)


112. Hydroksykwasy j 245

Reakcje z metalami, zasadami i tlenkami metali, w których wyniku powstają sole

2CH3-CH -CO OH +2 Na

OH

kwas mlekowy

COOH

-OH

2 CH 3—CH — COONa +H2t

OH

mleczan sodu

COOK

OH+KOH

kwas salicylowy salicylan potasu

+H20

COOH

-OH

COONa

-OH2 | || +Na20

kwas salicylowy

Reakcja estryfikacji (reakcja z alkoholem)

21 II + H20

salicylan sodu

COOH

-OH

COOC,H

+C,HqOH

‘2 '5

OH+H,0

Dekarboksylacja

kwas salicylowy

OH

salicylan etylu

CH3-CH-C OOH CH3-C H2-0H +C02t

kwas mlekowy etanol

□ Właściwości związane z obecnością grupy hydroksylowejObecność grupy hydroksylowej w cząsteczce powoduje, że moc alifatycznych hydroksykwasów jest większa niż

prostych kwasów karboksylowych o tej samej liczbie atomów węgla.

■ Reakcja z aktywnymi metalami

Grupą dominującą w hydroksykwasach jest grupa karboksylowa ito ona pierwsza reaguje z aktywnymi metalami,

jeżeli jednak użyje się nadmiaru metalu, to reaguje również grupa hydroksylowa.

CH3-CH -CO OH +2 K

OH

CH3—CH —COOK +H2f

OK

Reakcja estryfikacji (reakcja z kwasami)

COOH

-OH

COOH

+CH3—COOH

kwas salicylowy kwas octowy

o - c - c h 3l +h2o

kwas acetylosalicylowy








246 | XII. KWASY KARBOKSYLOWE

■ Utlenianie

CH,-CH-COOHI

OH

[o]CH j-C -C OO H +H20 (fot. obok)

O

kwas mlekowy kwas pirogronowy

Produktem utleniania kwasu mlekowego jest kwas pirogronowy, który

pełni ważne funkcje w organizmach.

■ Odwodnienie

y?-hydroksykwasy mogą ulegać eliminacji wody z utworzeniem kwasu

nienasyconego.

OH

ch 2- c h 2-c oo h Al2° 3,temp-> CH2=C H- C0 0H + H20

KMnO.

kwasmlekowy+H,SO.

kwas 3-hydroksypropanowy kwas propenowy

■ Właściwości, występowanie i zastosowanie hydroksykwasów

-. \ Maam__ _

zwyczajowaWłaściwości fizyczne Występowanie

■ ■ ■ ■ ■ ■ ■ ■ ■ ■ ■ i

kwasmlekowy

jego duża higroskopijnośćpowoduje, że w laboratoriach spotyka się gow postaci gęstej cieczy; jestrozpuszczalny w wodzie,nietoksyczny

w kwaśnym mleku, :V yw kwaszonych togórkach, w jabłkach, fw organizmie ludzkim

■przemysł spożywczy - E270, produkcja przetworów kwaszonych, mleczarstwo

■rolnictwo - żywienie zwierząt, produkcja kiszonek, leczenie weterynaryjne

■przemysł kosmetyczny - peelingi, kosmetyki do skóry i włosów

kwassalicylowy

białe krystaliczne ciałostałe, słabo rozpuszczalnyw wodzie,w dużych ilościach toksyczny

w wielu roślinach, np.W korze wierzby

■przemysł farmaceutyczny - produkcjaaspiryny i leku przeciwgruźliczego

■przemysł kosmetyczny - spirytussalicylowy

kwas

jabłkowy

białe, krystaliczne ciało stałe

rozpuszczalne w wodzie

w wielu owocach, np. jabłkach, rabarbarze, pigwie, agreście, jagodach

jarzębiny i berberysu

■przemysł kosmetyczny - kosmetyki doskóry (zmiękcza i wygładza skórę, zabiega powstawaniu zmarszczek)

■przemysł spożywczy -E296

kwaswinowy

bezbarwne kryształy, bez zapachu, rozpuszczalne w wodzie, higroskopijny

w owocach - główniew winogronach

■kwas winowy i jego sole są stosowane jako dodatki do żywności regulującekwasowość

■przemysł kosmetyczny - kosmetykido skóry (usuwa przebarwienia skóry)

kwascytrynowy

bezbarwne kryształy bardzodobrze rozpuszczalne wwodzie

* w niewielkich ilościachw większości organizmów żywych

* w większych ilościachw owocach cytrusowych, kwaśnym mleku,igłach drzew iglastych

■przemysł spożywczy - przyprawa(kwasek cytrynowy), regulator kwasowości

■przemysł farmaceutyczny■przemysł kosmetyczny - kosmetyki

do skóry (usuwa przebarwienia skóryi rozjaśnia skórę, ponieważ ma właściwości złuszczające)


Sprawdzian po dziale XII I 247

Sprawdzian po dziale XII

• Zadan ie 1. Cytrynian sodu jest używany jako dodatek do krwi przeznaczonej do transfuzji . Krew zawierają

ca 0,4-0,5 % cytrynianu sodu nie krzepnie, ponieważ jony wapnia, niezbędny czynnik krzepliwości, ulegająstrąceniu.

Oblicz, jakie najmniejsze stężenie molowe powinien mieć roztwór cytrynianu sodu, jeżeli dodanie 50 cm3

tego roztworu do 100,0 cm3 roztworu o stężeniu 0,0010 mol •dm“ 3względem jonów Ca2+spowodowało ich

całkowite strącenie. Wynik podaj z dokładnością do czterech miejsc po przecinku.


i i A. 0,0013 mol ■dm-3 i j C. 0,0015 mol •drrr3

[ j B. 0,0001 mol •dm-3 [ j D. 0,0025 mol •dm-3

•• Zadanie2 . Przeprowadzono reakcję roztworów kwasu mrówkowego (K=4-10-4) i kwasu etanowego (K =l,76 -10-5)

o stężeniach 1mol •dm-3z cynkiem. Stwierdzono, że w obu przypadkach wydzi elałsię bezbarwny, bezwonny gaz.

Oceń prawdziwość zdań.


W obu doświadc zeniach zachodzi reakcja, którą można zapisać za pomocą wzoru

2 RCOOH +Zn —►(RCOO)2Zn +H 2.P / F

Szybkość wydzielania wodoru zależy od stężenia jonów H+w roztworze. P / F

III

IV

Stężenie jonów H +w roztworze jest wprost p roporcjonalne do kwadratowego pierwiastka

ze stałej dysocjacji kwasu. P / F

Stężenie jonów H +w roztworze jest odwrotnie proporcjonalne do stałej dysocjacji kwasu. P / F

Szybkość reakcji wydzielania gazu jest większa w reakcji z kwasem etanowym. P / F

•• Zadani e 3. W wyniku reakcji wewnątrzcząsteczkowej estryfikacji cząsteczek y- lub 5-hydroksykwasów powstają

cykliczne estry, zwane laktonami. W wyniku reakcji między cząsteczkami a-hydroksykwasów powstają również

cykliczne związki, zwane laktydami. Uzupełnij zdania, tak aby były prawdziwe.

Wstaw w każdą lukę odpowiednią informację wybraną z podanych.

lakton * laktyd ■dwuelementowym ■czteroelementowym ■sześcioelementowym

W wyniku reakcji dwu cząsteczek kwasu 2-hydroksypropanowego powstaje __________o pierścieniu

W wyniku reakcji wewnątrzcząsteczkowej estryfikacji kwasu 5-hydroksypentanowego powstaje__________o pierścieniu _____ ___

•• Zadanie 4.Vrzyporządkuj wzorom kwasów monokarboksylowych wzory odpowiednich alkoholi, które należyutlenić, aby otrzymać podany kwas.

H H

I. H3C - C - C H 3 A ./ V c H 2OH C. H3C - C - C H 3

COOH ¿H

« . r \ -COOH B. CH3CH2CH2CH2OH D. H3C -C - C H 3

CH2OH

Wpisz w komórki tabeli odpowiednie litery przyporządkowane wzorom właściwych alkoholi.

Kwas

Alkohol

•• Zadanie 5. W obec ności katalizatora utleniono tlenem 100 g 15-procentowego roztworu etanolu do kwasu

etanowego. Oblicz stężenie procentowe otrzymanego kwasu, przy założeniu, że wydajność reakcji wynosiła

80%. Wynik podaj z dokładnością do jednego miejsca po przecinku.

Zapisz obliczenia i odpowiedź.








113. Estry

■ Budowa cząsteczekEstry to związki organiczne, pochodne alkoholi lub fenoli i kwasów karboksylowych, sulfonowych albo tlenowych

kwasów nieorganicznych.

kwasów karboksylowych

r - c ;'OR

i estry kwasów tłuszczowych

h 2c - o - c

HC- O- C

H,C —O—C

^R 1

yO

XR2,0

kwasów sulfonowych

O

ilenowych kwasów meoni.initznyc h

i 11R - S

O

V0R

i estry kwasu azotowego(V)

R—O—N02i estry kwasu siarkowego(VI)

R1—0\? ;so2

R2-O y 2

i estry kwasu fosforowe go (V)

R’-OvR2—O—P=0R3—O

Estry kwasów karboksylowych powstają w wyniku zastąpienia grupy —OH grupy karbo- ^ O

ksylowej grupą -O R (R - grupa alifatyczna lub aromatyczna). R1—Estry kwasów sulfonowych i tlenowych nieorganicznych powstają w wyniku zastąpienia O — R

wodoru grupy -O H grupą R (R - grupa alifatyczna lub aromatyczna).

■ Grupa estrowa

Grupą funkcyjną estrów jest grupa estrowa. Grupa estrowa nie zawiera atomu wodoru, dlatego

estry nie tworzą wiązań wodorowych między cząsteczkami. W związku z tym oddziaływania

międzycząsteczkowe są w nich słabsze niż w alkoholach czy kwasach i estry mają łatwość

przechodzenia w stan gazowy.

Grupa estrowa

- c *^ 0-

wiązanieestrowe

■ Zadanie

•• Zadanie 1. Oceń prawdziwość każdego zdania.


I Podczas reakcji estryfikacji rozerwaniu ulega wiązani e 0—H w cząsteczce alkoholu. P / F

IIEstry mają wyższe wartości temperatury wrzenia niż kwasy karboksylowe i alkohole 0 po

równywalnych masach molowych.P / F

IIIStopień utlenienia atomu węgla w grupie estrowej jest taki sam, jak stopień utlenienia atomu

węgla w grupie karboksylowej kwasu tworzącego ester.P / F


114. Otrzymywanie estrów j 249

114. Otrzymywanie estrów

■ Reakcja estryfikacji

□ Reakcja estryfikacji kwasów karboksylowych (reakcja Fischera)

'OH+ R -O H

kwas karboksylowy alkohol

np. CH3COOH

kwas etanowy(kwas octowy)

+ CH3CH2OH

etanol

R - C ''O-R

+ H20

ester woda

CH3COOCH2CH3+H20

etanian etylu(octan etylu)

Podczas estryfikacji dochodzi do zerwania wiązania między atomami tlenu i wodoru w grupie funkcyjnej alko

holu oraz wiązania między atomem węgla i grupą —OH w grupie karboksylowej kwasu. Uwolnione fragmenty

tworzą cząsteczkę wody. Szczególną rolę w tej reakcji odgrywa stężony kwas siarkowy (VI), który jest jednocześni ekatalizatorem tej reakcji i czynnikiem zwiększającym jej wydajność (dzięki swoim higroskopijnym właściwościom

wiąże powstającą w reakcji wodę).

Reakcja estryfikacji jest odwracalna, tzn. towarzyszy jej proces rozkładu estru na alkohol i kwas. Po pewnym

czasie od rozpoczęcia reakcji ustala się stan równowagi dynamicznej i stężenia reagentów się nie zmieniają.

Doświadczenie 1.

Otrzymywanie estru kwasu karboksylowego

Uwaga! Podczas wykonywania doświadczenia trzeba zachować

wszelkie środki ostrożności. Należy używać okularów i rękawic

ochronnych.

Do suchej kolby kulistej wsypujemy szczyptę bezwodnego siar

czanu (VI) miedzi(ll) ¡wlewamy po 20 cm3 bezwodnego etanolu

i lodowatego (bezwodnego) kwasu octowego. Do tej mieszani

ny wrzucamy kilka kawałków potłuczonej porcelany i dodajemy

3 cm3stężonego kwasu siarkowego(VI). Kolbę zamykamy chłod

nicą i ogrzewamy ją czaszą grzejną - tak jak to pokazuje ilustra

cja. Mieszaninę utrzymujemy w stanie wrzenia przez 10 minut.

Sprawdzamy zabarwienie siarczanu(VI) miedzi. Po ostygnięciu

mieszaniny reakcyjnej zawartość kolby ostrożnie prz elewamy

do zlewki z wddą.Obserwacje: podczas doświadczenia białe kryształki bezwodnego

siarczanu (VI) miedzi (11) zabarwił y się na kolor niebieski. Po prze

laniu mieszaniny do wody na jej powierzchni zebrała się warstwa

bezbarwnej cieczy, która miała intensywny, przyjemny zapach.

Wnioski: kwas etanowy (octowy) przereagowałz etanolem. Za

chodzącą reakcję można zapisać równaniem:

CH 3C0 0 H +c 2h5o h -<H2S° 4(siężl>CH3CO OC2H5 + H20

Powstający w wyniku reakcji etanian etylu (octan etylu) jest lotną cieczą, która nie miesza się z wodą, ma

przyjemny, charakterystyczny i intensywny zapach. Powstająca w wyniku reakcji woda utworzyła z bezwodnym,

białym siarczanem(VI) miedzi(II) sól uwodnioną o niebieskiej barwie. Sól ta ma wzór: CuS 04 •5 H20.

Stężony kwas siarkowy(V!) spełnia w reakcji estryfikacji podwójną funkcję:

1. katalizuje tę reakcję;

2. zwiększa wydajność estryfikacji w wyniku pochłaniania wody - jednego z produktów reakcji.








250 XIII. ESTRY I TŁUSZCZE

□ Reakcja estryfikacji kwasu salicylowegoCząsteczka kwasu salicylowego zawiera oprócz grupy karboksylowej również grupę hydroksylową i dlatego

może tworzyć estry na dwa sposoby, występując w nich w roli kwasu lub fenolu. W reakcji z kwasem octowym

kwas salicylowy pełni funkcję fenolu:

COOH

+CH,-COOH

kwas salicylowy kwas octowy

O - C - C H 3II +H20

kwas acetylosalicylowy

Produkt tej reakcji estryfikacji - kwas acetylosalicylowy - jest zatem estrem, choć nosi nazwę kwasu, ponieważ

dysponuje wolną grupą karboksylową (jego cząsteczki zawierają dwie grupy funkcyjne: karboksylową i estrową).

Kwas acetylosalicylowy jest podstawowym składnikiem aspiryny, leku przeciwgorączkowego i przeciwbólowego.

□ Reakcja estryfikacji tlenowych kwasów nieorganicznych

■ Estryfikacja kwasu azotowego(V)

C2H5- 0 - H +HO- NO;H2VO4[StQŻ.j

temp.C2H5-0 -N °2+ H20

etanol kwas azotowy(V) azotan(V) etylu

Azotan (V) etylu jest stosowany w medycynie jako lek rozkurczowy. Podobne właściwości lecznicze ma

azotan(V) «-pentylu, otrzymywany w reakcji opisanej równaniem:

C H 3- ( C H 2) 4- 0 - H + h o - n o 2

Estryfikacja kwasu fosforowego(V)

O

temp.

O

:CH3-(CH 2)4-0 -N 0 2+H20

3C,HrOH +HO -P-O H

etanol

OH

kwas fosforowy(V)

H5C20 — P —OC2Hs +3 H20

OC2H5

fosforan(V) trletylu

Doświadczenie 2.

Otrzymywanie estru tlenowego kwasu nieorganicznego

Uwag a! Podczas wykonywania doświadczenia trzeba zachować wszelkie

środki ostrożności. Należy używać okularów i rękawic ochronnych. Do

świadczenie trzeba wykonywać pod włączonym, sprawnym wyciągiem.

Do kolby kulistej wsypujem y łyżkę kwasu borowego ( H3B0 3) i kilka kawałków potłuczonej porcelany, wlewamy 15 cm3 etanolu i wkraplamy pipetą

kilka kropli stężonego kwasu siarkowego(VI). Zawartość kolby ogrzewamy

do wrzenia elektrycznym płaszczem grzejnym. Ostrożnie zapalamy pary

u wylotu kolby.

Obserwacje: powstający w kolbie gaz spala się bladozielonym płomieniem.

Wnioski: kwas borowy i etanol ulegają reakcji estryfikacji, którą można opisać

równaniem:

H3B0 3+ 3 C2H5OH <H25° 4(stęz)>(C2H5)3B03 +3 H20

kwas borowy etanol boran trletylu

Powstający w wyniku reakcji estryfikacji boran trletylu jest związkiem lotnym i palnym - spala się bladozielonym

płomieniem.

114. Otrzymywanie estrów i 251

■ Estryfikacja kwasu azotowego(V)

jednym z najpopularniejszych estrów kwasu azotowego(V) i glicerolu (propano-l,2,3-triolu) jesttzw. nitrogli

ceryna, czyli tnazotan(Y) gliceryny, powstający w reakcji, którą można opisać równaniem:

CH2—O—HI

C H - O - H

CH2-0 -H

glicerol

+3HO- NO,

CH2-I

CH -ICH2-

-0 —no2

o - n o 2

-O—NO,

+3 H70

kwas azotowy(V) triazotan(V) gliceryny

Nitrogliceryna - wbrew nazwie zwyczajowej - nie jest związkiem nitrowym, ponieważ nie zawiera połączeń

C— N0 2 (czyli takich, które są np. w nitrobenzenie). Atom węgla jest związany z grupą — N0 2przez atom tlenu

(połączenie C—O— N0 2), nitrogliceryna jest więc estrem.

I Inne reakcje otrzymywania estrów

Reakcja chlorków kwasowych z alkoholami

r - c:'Cl

+R-OH

np. ch 3c; +c h,c h2ohVCL

chlorek acetylu etanol

R -C

c h ,c ;

+ HCI'OR

'OCH.CH,

octan etylu

Reakcja bezwodników kwasowych z alkoholami lub fenolami

R-C

R—C. +R'OH +R-C"OR 'OH

+HCI

CH,-C'

np. CH3-CÔ +

bezwodnikoctowy

COOH

OH

kwassalicylowy

COOH

OCCH,IIO

kwasacetylosalicylowy

+CH,COOH

■ Zadania

•• Zadan ie 1, Do reaktora o objętości 1d m3 wprowad zono 1 mol bezwodnego kwasu etanowego I 1 mol

bezwodnego etanolu. Po ustaleniu się stanu równowagi w temperaturze 20°C w mieszaninie poreakcyjnej

znajdowało się 0,667 mola estru. Zaznacz poprawne dokończenie zdania.

Stężeniowa stała równowagi tej reakcji w temperaturze 20°C wynosi

□ A. 6,00 B. 4,01 n c . 2,00 □ D. 0,67

••• Zadanie 2. Pewien ester powstaje w wyniku reakcji kwasu etanowego z alkoholem, będącym produktem

addycji wody do propenu. Uzupełnij schemat równania reakcji estryfikacji.

Wstaw w każdą lukę wzór reagenta wybrany z podanych.

(CH3)2CHOH s CH3CH2CH2OH * CH3COOCH(CH3) » CH3COOCH2CH2CH3 e NaOH * H2S04

CH3COOH + .+ h 7o






252 I XIII. ESTRY I TŁUSZCZE

115. Nazewnictwo estrów

■ Nazwy estrów kwasów karboksylowychNazwy estrów kwasów karboksylowych tworzy się w podobny sposób jak nazwy soli kwasów karboksylowych,

tzn. określa się, z jakiego kwasu powstały i jaka grupa alkilowa bądź arylowa jest wprowadzona w miejsce

wodoru w grupie karboksylowej.

Nazwa i wzórkwasu

Nazwai wzór

alkoholuNazwa i wzór estru Wzór półstrukturalny estru

^ ■

kwas metanowy

HCOOH

: metanol

CH3OH

metanian metylu(mrówczan metylu)

HCOOCH3

H- Ci f xO- CH3

kwas metanowy

HCOOH

: etanol

C2H5OH

metanian etylu(mrówczan etylu)

HCOOC2H5

H - <x o - c h 2- c h 3

kwas etanowy

CH3COOH

i etanol

C2H5OH

etanian etylu(octan etylu)

CH3COOC2H5

c h 3- c (x o - c h 2- c h 3

kwas propanowy

C2H5COOH

etanol

C2H5OH

propanian etylu(propionian etylu)

C2H5COOC2H5

c h , - c h , - cx o - c h 2- c h 3

kwas propanowy

C2H5COOH

i pentan-l-ol

CsHuOH

propanian n-pentylu(propionian n-pentylu)

C2H5COOC5H11

c h , - c h , - c0—(CH2)4—ch 3

kwas n-butanowy

C3H7COOH

propanol

; C3H7OH

n-butanian propylu(maślan propylu)

C3H7COOC3H7

CH3-,CH 2,2-C Xo_ (cH2i2_ cHj

kwas benzoesowy

C6H5COOH

metanol

, CH3OH

benzoesan metylu

C6H5COOGH3 f > < °\ — / x o - c h 3

■ Nazwy estrów tlenowych kwasów nieorganicznychNazwy estrów kwasów nieorganicznych tworzy się, podając nazwę anionu, a następnie nazwę grupy alkilowej

bądź arylowej. Niektóre estry mają też nazwy zwyczajowe.

CH3-C H- CH 2CH3

Ox .0hk /Sf

wodorosiarczan(VI) sec-butylu

CH3-CH2-0- N0 2

azotan(V) etylu

ch3- o n;so2

c h 3—O

siarczan(VI) dimetylu

ch3- o xc h 3- o - p = och3- o /

fosforan(V) trimetylu

c2h5-o

c2h5- o - b- o- c2h5

boran trietylu

V.I .3c2hs—0-^P=°C3H7- 0 /

fosforan(V) etylometylopropylu

C H 2 - 0 - N 0 2

c h - o - n o 2IC H 2 - 0 - N 0 2

triazotan(V) glicerolu(nitrogliceryna)


116. Hydroliza estrów I 253

116. Hydroliza estrów

■ Hydroliza estrów w środowisku kwaśnymW środowisku kwaśnym estry reagują z wodą, w wyniku tej reakcji odtwarza się kwas i alkohol

i H+R’- C +H20 5= 6: R’- c f +R-OH

O—R O—H

ester woda kwas alkoholkarboksylowy

Hydroliza estrów w środowisku kwaśnym jest procesem odwracalnym.

Reakcje hydrolizy kwasowej wybranych estrów:

■ metanian (mrówczan) propylu

HCO O-(C H2)2CH3 + H20 <=;:> HCOOH +CH3(CH2)2-OH

* benzoesan metyluCOOCH, O

IIh + r k " V ' c ^ O H

+ h 2o +CH3OH

kwas benzoesowyetanian (octan) benzylu

CH,OH

/ \ H +xo -c h2hí y +h2o CH3C00H +

■ Hydroliza estrów w środowisku zasadowymW środowisku zasadowym estry ulegają nieodwracalnej reakcji, w której wyniku powstaje sól kwasu karboksylowego i alkohol.

R-C ^ +NaOH R1—c f ° +R-OHO—R ONa

ester wodorotlenek sól kwasu alkoholsodu karboksylowego

Hydroliza estrów w środowisku zasadowym jest procesem nieodwracalnym.

Proces ten nazywa się również zmydlaniem, ponieważ w wyniku hydrolizy tłuszczów (estrów glicerolu i wyższych

kwasów tłuszczowych) otrzymuje się sole wyższych kwasów tłuszczowych, czyli mydła.

Reakcje hydrolizy zasadowej wybranych estrów:

■ etanian (octan) metylu

Z* +KOH CH3- c f °x0 - C H 3 x (

CH3-C x +KOH CH3-C: + CH3OH~ ł3 X 0K 3

octan metylu octan potasu metanol

benzoesan etylu

c , ° c ^ °xO -CH 2CH3+ NaOH \ f xONa +CH 3CH2OH

benzoesan etylu benzoesan sodu etanol









117. Tłuszcze

■ Budowa cząsteczekTłuszcze (glicerydy) to estry glicerolu i wyższych (nasyconych lub nienasyconych) kwa

sów tłuszczowych (głównie palmitynowego, stearynowego, oleinowego i linolenowego).

Tłuszcze naturalne są najczęściej mieszaniną glicerydów, w których cząsteczkach wystę

pują fragmenty węglowodorowe różnych kwasów karboksylowych. W cząs teczce glice

rolu znajdują się trzy grupy hydroksylowe, które mogą ulec estryfikacji. W zależności od

liczby zestryfikowanych grup -OH wyróżnia się monoglicerydy, diglicerydy i triglicerydy.

Model cząsteczki tłuszczu nasyconego

O

H2C -0 -C xX R1^ 0

HC-O-C

h 2c - o - c x

X R 2

^ 0

R3

R1, R2, R3- grupywęglowodorowe odpowiednich kwasówkarboksylowych (conajmniej dwie znichmuszą pochodzić odwyższych kwasówkarboksylowych)

Model cząsteczki tłuszczu nienasyconego

W tłuszczach naturalnych wykryto nasycone kwasy tłuszczowe zawierające od 4 do 26 atomów węgla w czą

steczce oraz nienasycone kwasy tłuszczowe z 10-24 atomami węgla w cząsteczce.

Tłuszcze nienasycone to glicerydy o cząsteczkach zbudowanych głównie z reszt nienasyconych kwasów tłusz

czowych. Dzięki obecności wiązania podwójnego w łańcuchu węglowodorowym, nienasycone kwasy tłuszczowe

mogą występować w postaci izomerów geometrycznych cis i trans. Kwas oleinowy (o nazwie systematycz

nej kwas c/s-oktadek-9-enowy) jest izomerem cis i jego reszty występują w 55-80% tłuszczów wchodzących

w skład oliwy. Izomer trans (o nazwie systematycznej kwas irans-oktadek-9-enowy) nazywany jest kwasem

elaidynowym. Udowodn iono, że częste spożywanie tłuszczów z resztami kwasowymi izomerów trans wywiera

negatywny wpływ na zdrowie.

HOOC- "(f-bi2) 7\ /(CH 2)7 ch 3,c=c;

XH

kwas oleinowy

' \ l

HOOC -(CH2)7x /H

> = c\X(CH2)7-CH 3

kwas elaidynowy


117. Tłuszcze ] 255

W izomerach trans dwa atomy wodoru znajdują się po przeciwnych stronach względem płaszczyzny

przechodzącej wzdłuż wiązania wielokrotnego. Reszty kwasów tłuszczowych o konfiguracji trans mają kształt

liniowy, a o konfiguracji cis mają kształt litery V, co radykalnie zmienia ich metabolizm.

Tłuszcze nasycone to glicerydy o cząsteczkach zbudowanych głównie z reszt-nasyconych kwasów tłuszczowych

(np. kwasów: palmitynowego, stearynowego, masłowego).

■ Właściwości tłuszczówTłuszcze charakteryzują się tym, że:

■ glicerydy nienasyconych kwasów tłuszczowych

w temperaturze pokojowej są cieczami;

■ glicerydy nasyconych kwasów tłuszczowych w tem

peraturze pokojowej są ciałami stałymi;

■ mają niskie wartości temperatury topnienia;

■ są dobrze rozpuszczalne w rozpuszczalnikach or

ganicznych;

■ w obecności mydeł i detergentów tworzą z wodą

emulsje;

■ mają gęstość mniejszą od gęstości wody (pływają

po powierzchni wody);

■ są palne.

Do określania właściwości tłuszczów są stosowane następujące parametry:

■ liczba kwasowa to liczba miligramów KOH potrzebnego do zobojętnienia wolnych kwasów tłuszczowychzawartych w 1 g tłuszczu;

■ liczba jodowa to liczba gramów jodu przyłączającego się do nienasyconych kwasów tłuszczowych zawartych

w 100 g tłuszczu;

■ liczba zmydlania to liczba miligramów KOH niezbędnego do przeprowadzenia całkowitej hydrolizy zasadowej 1 g tłuszczu.

| ■ Funkcje biologiczne i zastosowanie tłuszczów j

Tłuszcze odgrywają bardzo ważną rolę w organizmach: J

* są źródłem energii; j

■ stanowią budulec błon komórkowych; j

■ są magazyrrowane w tkance tłuszczowej, która chroni organizm przedutratą ciepła i utrzymuje we właści- j

wym położeniu narządy ciała. i

j

I Zastosowania tłuszczów:

j ■ w przemyśle chemicznym - do wyrobu glicerolu, stearyny, mydeł, smarów, pokostów, farb olejnych i środków j chroniących metale przed korozją; j

j ■ w przemyśle farmaceutycznym - do wyrobu maści, czopków i plastrów. j

■ Zadanie

•Zadanie 1. Uzupełnij zdania, tak aby były prawdziwe.

Zaznacz w każdym zdaniu odpowiednią informację.

I. Tłuszcze dobrze rozpuszczają się w rozpuszczalnikach polarnych / niepolarnych.

H. Wszystki e tłuszcze mają gęstość mniejszą / większą niż gęstość wody.

III. Pary tłuszcz ów są palne / niepalne.

Olej spożywczy ma gęstość mniejszą od gęstości wody (1),w wodzie z detergentem tworzy emulsję (2), rozpuszczasię w tetrachlorometanle (3)









118. Odróżnianie tłuszczów nasyconych od nienasyconych

■ Rodzaje tłuszczówTłuszcze zwierzęce (z wyjątkiem tranu) są mieszanin ą estrów glicerolu i głównie nasyconych kwasów tłuszczo

wych, dlatego mają konsystencję stałą.

Tłuszcze roślinne (z wyjątkiem masła kakaowego) są przeważnie estrami glicerolu i nienasyconych kwasów

tłuszczowych, dlatego mają konsystencję płynną.

Odróżnianie tłuszczów nasyconych od nienasyconychW ciekłych tłuszczach roślinnych są obecne reszty nienasyconych kwasów tłuszczowych, w których znajdują

się wiązania podwójne. Korzystając z właściwości tego typu wiązań, można odróżnić tłuszcze nienasycone

od tłuszczów nasyconych.

□ Reakcja addycji fluorowcówReakcja addycji fluorowców do wiązania podwójnego jest stosowana jako próba chemiczna na obecność wiązań

nienasyconych w związkach organicznych. To podstawowa metoda rozróżniania nasyconych i nienasyconych

kwasów tłuszczowych. Reakcja ta służy do ilościowego oznaczania liczby nienasyconych wiązań w tłuszczach

roślinnych (oznaczanie tzw. liczby jodowej).

Doświadczenie 1.

Odróżnianie tłuszczów nasyconych od nienasyconych

Uwaga! Doświadczenie należy wykonywać pod włączonym, spraw- -

nym wyciągiem.

Do probówki nr 1 wprowadz amy trochę smalcu, a do probówki

nr 2 wlewamy trochę oleju. Następnie do każdej probówki doda

jemy po 2 cm 3 rozpus zczalnika organiczne go, np. chlorof ormu.

Probówki zamykamy korkami i energicznie nimi wstrząsamy, aż do

rozpuszczenia się tłuszczów. Do otrzymanych roztworów dodajemy

po 5 cm3 roztworu Br2 w C Cl4. Wstrząsamy probówkami.

Obserwacje: tylko w probówce nr 2 z roztworem oleju nastąpiło

odbarwienie roztworu bromu.

Wnioski: tłuszcze roślinne, których cząsteczki zawierają wiązania

nienasycone, ulegają reakcji addycji. Reakcji takiej nie ulegają tłuszcze

zwierzęce, które mają w cząsteczkach głównie wiązania nasycone.

Atomy bromu przyłączają się do wiązań podwójnych, reakcję tę można opisać równaniem:

H , C - 0 - C.A'(CH 2)7CH =C H(C H2)7CH3

./u|_| Q O C

2' x(CH2)7CHB r-C HBr( CH 2)7CH3

HC-O-Cjf +3Br2X(CH 2)7CH =C H(C H2)7CH3

H C - O - C(CH2)7CHB r-CH Br(C H2)7CH3

HoC- O- C'(CH 2)7CH =C H (CH2)7CH 3

H , C - 0 - C'(CH 2)7CHB r—CHBr(CH2)7CH3

□ Reakcja z roztworem mang anianu(VII) potasuPróba z roztworem manganianu(VII) potasu jest kolejnym sposobem odróżnienia tłuszczów nasyconych od

tłuszczów nienasyconych.

Addycja tlenu do wiązań podwójnych nienasyconych kwasów tłuszczowych sprawia, że fioletowy roztwór

manganianu(VII) potasu się odbarwia - następuje redukcja do związków manganu na IV stopniu utlenienia.


119. Utwardzanie tłuszczów ciekłych 257

119. Utwardzanie tłuszczów ciekłych

■ Katalityczne uwodornienie

Utwardzanie tłuszczów ciekłych to ich przemiana w tłuszcze stałe w wyniku katalitycznego uwodornienia resztnienasyconych kwasów tłuszczowych.

H,C—o-c:(CH2)7CH =C H(C H2)7CH3

HC- O- C

H2C-0 -C(

(CH2)7CH= CH(C H2)7CH3 +3 h2

(CH2)7CH = CH(C H2)7CH3

trioleinian glicerolutłuszcz ciekły

kat.

H , C - 0 - CO

h c - o - c :

(ch 2)16ch 3

V(CH2)16CH3

H7C—O—CO

(CH2)16CH3

tristearynian glicerolutłuszcz stały

Najczęściej stosowanymi katalizatorami są: nikiel, platyna, miedź i pallad. Utw ardzanie tłuszczów ciekłych

przeprowadza się w podwyższonej temperaturze i pod zwiększonym ciśnieniem.

Utwardzanie tłuszczów ciekłych odbywa się na dwa sposoby:

■ wodór jest przetłaczany przez warstwę oleju zmieszanego z katalizatorem w reaktorze,

■ rozpylony olej z katalizatorem jest wprowadzany do reaktora wypełnionego wodorem.

■ Produkcja margaryny

Proces utwardzania tłuszczów stosuje się na skalę przemysłową do otrzymywania margaryny. W zależności

od ilości wodoru przyłączającego się do wiązań nienasyconych tłuszczu otrzymuje się mieszaninę nasyconych

i nienasyconych tłuszczów roślinnych. Z mieszaniny tej - po dodaniu m.in. witamin, barwników, przeciwu-

tleniaczy i dodatków smakowych - produkuje się margarynę. Głównym problemem w procesie utwardzania

tłuszczów jest minimalizowanie w produktach zawartości triglicerydów zawierających reszty nienasyconych

kwasów tłuszczowych o konformacji trans. M argaryna jest tym bardziej miękka, im więcej je stw niej tłuszczównienasyconych.

i ■« ]| katalityczne

*. uwodornienie

i iKwasy tłuszczowe

w margarynie

nasycone

jednonienasycone

wielonienasycone

Zawarłoś 1 , m as

23U

55.8

21.8

I

1

■ Zadanie

•• Zadanie 1. Mieszaninę składającą się z trioleinianu glicerolu i tripalmitynianu glicerolu poddano utwardza

niu. Do całkowitego utwardzenia 50 kg tej mieszaniny zużyto 289 dm3wodoru (w odniesieniu do warunkównormalnych).


jaka jest zawartość procentowa trioleinianu glicerolu w mieszaninie poddanej utwardzaniu?

□ A. 3,8% □ B. 4,7% □C .7,6% □ D. 9,4%








258 | XIII. ESTRY I TtUSZCZE

120. Hydroliza tłuszczów

■ Hydroliza tłuszczów w środowisku kwaśnymTłuszcze jako estry łatwo ulegają hydrolizie, dając, w zależności od czynnika wywołującego hydrolizę, różne

produkty. Jeżeli hydroliza zachodzi pod wpływem pary wodnej w środowisku kwaśnym, powstaje glicerol

i mieszanina kwasów tłuszczowych.

[H+]tłuszcz + woda

np. H2C—O—C(■c17h3

^0

glicerol + kwasy tłuszczowe

CH,—OH

H C - O - c f + 3 H20 CH -O H +3 CH3(CH2)16COOHxc17h35 i

_/) c h 2- o h

h2c- o - c ;xc 17h35

tristearynian glicerolu glicerol kwas stearynowy

■ Hydroliza tłuszczów pod wpływem enzymówHydroliza tłuszczów zachodzi także w organizmach człowieka i zwierząt. Wprowadzane wraz z pokarmem

tłuszcze ulegają hydrolizie w jelicie pod wpływem enzymu - lipazy trzustkowej. Uwolnione kwasy tłuszczowe

są pobierane przez komórki jelitowe. Procesy trawienia i pobierania są wspomagane przez sole żółciowe

o właściwościach przypominających detergent:

enzymy ,tłuszcz + woda --------------- ^ glicerol + kw asy tłuszczowe

Uwolnione kwasy tłuszczowe dzielą się na człony o parzystej liczbie atomów węgla, a następnie się utleniają.

Ostatecznymi produktami tych przemian (nazywanych spalaniem tłuszczów) są tlenek węgl a(IV) i woda. To

warzyszy im wydzielanie się znacznych ilości energii, potrzebnej do właściwego funkcjonowania organizmu.

■ Hydroliza tłuszczów w środowisku zasadowym - zmydlanie tłuszczówHydroliza zasadowa tłuszczów nosi nazwę zmydlania . Czynnikiem powodującym zmydlanie tłuszczów są

zasady lub węglany litowców. W procesach tych nie otrzymuje się wolnych kwasów tłuszczowych, lecz ich

sole, czyli mydła, oraz glicerol:

tłuszcz + zasada — — — ^ glicerol + sól kwasu tłuszczowego (mydło)

np. H2C—O—CO

Q 7H35

Z0HC -O -C +3 NaOH

XC17H35

.0h 2c - o - c (

xc 17h 35

tristearynian glicerolu

c h 2- o h

CH -O H +3 C17H35COONa

CH2—OH

stearynian soduglicerol (mydło)

Hydroliza zasadowa tłuszczów jest wykorzystywana w przemyśle mydlarskim do otrzymywania mydła z gor

szych gatunków tłuszczów.


121. Ciągi przemian 259

121. Ciągi przemian

Węglowodory i ich pochodne ulegają przemianom, układającym się w charakterystyczne ciągi reakcji chemicz

nych, w których z jednych związków węgla można otrzymywać inne. S ą one przedstawiane s chematycznie,w postaci tzw. chemografów.

□ Przykład 1.

Ułóż równania reakcji, za których pomocą można dokonać następujących przemian:

metanol - mel.in.il kwas metanowV metanian metylu

Rozwiązanie

OII

(1) CH3 OH+CuO »■ +H20 +Cu (utlenianie alkoholu)

H H

II JD(2) h/ C\h +AS2° H~C\oh +2Ag (Próba Tollensa)

(3) H + CH 3 OH <— - H — CH + ( reakcJ’a estryfikacji)

□ Przykład 2.

Mając do dyspozycji etan i dowolne odczynniki nieorganiczne, ułóż równania reakcji, które należy przeprowadzić, aby otrzymać etanian etylu (octan etylu).

Rozwiązanie

(1) CH3CH 3+ Cl2 » CH 3CH2Cl + HC1 (reakcja substytucji rodnikowej)

(2) CH 3CH 2Cl + NaOH —> CH 3CH 2OH + NaCl (reakcja substytucji nukleofilowej)

(3) CH 3CH2OH + CuO —^ CH 3CHO + H20 + Cu (reakcja utleniania)

(4) CH 3CHO +Ag20 >C H3COOH +2 Ag (reakcja utleniania)

(5) CH 3COOH +C H3CH2OH ►CH 3COOCH2CH3 + H20 (reakcja estryfikacji)

□ Przykład 3.

Na chemografie literami A, 6, D, C, J, L, Z oznaczono produkty reakcji, a literami X i Y reagenty, które są niezbędne do przeprowadzenia wybranych reakcji.

Napisz równania wszystkich rekcji znajdujących się w chemografie. Podaj wzory i nazwy substancji A B D C,J, L, Z, X, Y.

X . _ Yaldehyd octowy(6) (5)

CaC ________ *. c h ^ a HCt , R k°h /h 2oCaC2 c f 2 f 3 7^ 6 (4)

kat. (7) (10) Cl2

c6h6 c

Cl21(8) (11) KOH (nadmiar)

J Ltemp.,

Z

.. (9)cisn.








260 | XIII. ESTRY I TŁUSZCZE

Rozwiązanie

(1) CaC2+2 H20 —* C2H2+Ca(OH) 2

(2) C2H2+H2 ^ C2H4

A - C2H4- eten

(3) C2H4+H Cl—>C H3CH2Cl

B - CH3CH2Cl - chloroetan

(4) CH3CH2Cl +K OH (aq) —►CH 3CH 2OH + KCl

D -C H 3CH2OH - etanol

(5) CH3CH2OH +CuO —* CH3CHO +Cu + H20

Y - CuO - tlenek miedzi(II)

(6) C2H2+ H20 CH2= CH-----

> CH3CHOOH

X - H20 - woda

(7) 3 C2H2 -mp-bt >C6H6

(8 }C6H6+Cl2_5 _* C 6H5Cl+H G

J - C6H 5Cl - chlorobenzen

(9) C6H5Cl + NaOH temp-qsn--> c 6 H 5 OH + NaCl

Z - C 5 H 5 OH - benzenol (fenol)

(10)C2H4+Cl2 — ► CH2-CH2

Cl Cl

C —CH2— CH2 - 1,2-dichloroetanI ICl Cl

(11) CH?-CH? +2KOH — ► CH2-C H2 +2 KCiI I I ICl Cl OH OH

L - CH7— CHy - etano-l,2-diolI I

OH OH

■ Zadania

•• Zadan ie 1. Poniżej podano schematy czterech reakcji, których przeprowadzenie pozwoli na otrzymanie

estru W z acetylenu.

1. HC ^C H + H20 g- :!> X

2 x km.q,:,h - : y

3 . X , : . ; x

4. y +z Hł -> w+ h20Przyporządkuj związkom X, Y, Z i W ich wzory. Wstaw obok każdej litery odpowiedni wzór wybrany z podanych.

j CH2=CHOH e CH3OH * CH3CH2OH ■HCHO K CH3CHO ■ CH2=CHCHO * CH2=CHCOOH j

j ■ HCOOH ■CH3COOH ■CH2=CHCOOCH3 ■HCOOCH3 » CH3COOCH3 • CH3COOCH2CH3 j

X - ____;________ ; , Y - _____________ - Z - ,_ _ W - ___

••• Zadanie 2. Uzupełn ij równania reakcji opisanych za pomocą schematów 1, 2 i 4.

1) Cl,, hi' ' 2)Na0H,H20 , 3) KMh04, H2S04 . 'metan--------->X --------- ^ Y-------- — >kwas Z

kwas Z + Y - H— W + H20

Wstaw w każdą lukę odpowiedni wzór reagenta wybrany z podanych.

j CH4» CH3CH3 « CH2=CH2 b CH3CI * CH3CH2Cl * CH3OH * CH3CH2OH e HCHO « CH3CHO '! "

!« CH2=CHCOOH * HCOOH a CH3COOH a CH2=CHCOOCH3 e HCOOCH3 * HCOOCH2CH3 I

i K CH3COOCH3 O CH3COOCH2CH3 * Cl2 S H20 ■ NaOH « H2S0 4 « HCl * NaCl |

Sprawdzian po dziale XIII | 261

Sprawdzian po dziale XIII

• Zadanie 1. Podano wzór estru.


Nazwa systematyczna estru o podanym wzorze to

f ~ l A. benzoesan etylu.

I i B. etanian fenylu. CH3-

| |C. metanian fenylu.

f I D. benzoesan metylu.

••• Zadan ie 2. Do 3 moli pewnego estru kwasu monokarboksylowego i alkoholu etylowego dodano 100 cm3

wody (dwocjy = 1g •cm-3). Stężeniowa stała równowagi tej reakcji w warunkach prowadzen ia reakcji Kc = 0,25.

Oblicz i wskaż liczbę moli kwasu karboksylowego w mieszaninie po ustaleniu się stanu równowagi dynamicznej.


| j A. 1,33 moli [ J C. 2,13 moli

| j B. 1,76 moli Q D. 2,56 moli

•• Zadanie 3. Podczas hydrolizy palmitynostearyn ianu glicerolu otrz ymano 5,61 g glicerolu i 31,23 g kwasu

palmitynowego. Ustal wzór tego tłuszczu, wiedząc, że jego cząsteczka jest chiralna.


Wzór opisanego tłuszczu to

□ A. CH2OCOC15H31

chococ17h35

ch 2ococ15h31

IB. CH2OCOC15H31

ęHOCOC17H35

CH2OCOC17H35

i C. ęH2OCOC17H33

CHOCOC15H31

ch2ococ17h35

I ] D. CH2OCOCl5H31

chococ15h31

ch 2ococ17h35

• Zadanie 4. Próbkę estru jednokarboksylowego kwasu aromatycznego o masie 4,5 g ogrzewano przez pewien

czas ze 75 cm3 roztworu NaOH o stężeniu 0,5 mol ■dr rr3. Po ostudzeniu mieszaniny nadmia r wodorotlenkuzobojętni ono, zużywając 15 cm3 kwasu solnego o stężeniu 0,5 mol ■dm-3.


Masa molowa opisanego estru wynosi

’ ] A. 136 g •mol-1 d l C. 164 g •mol-1

5. 150 g •mol-1 f j D. 178 g ■mol-1

Zadanie 5. Podano dwa schematy reakcji, których przeprowadzenie pozwoli na otrzymanie estru F.

1. trimeryzacja 2. Br2, FeBr3 3. NaOH, ciśn., temp. 4. C02, H20HC=CH ----------A B -------------- C -----------D

‘ (CH3)2CHCHO —

a) Podaj nazwy związków B,C, El F.

E 6. o, h2sq4 _

C -

E - .

F -

b) Napisz, stosu jąc wzory półstrukturalne związków organicznych, równan ia reakcji 3, 4, 5 i 6.3.






XIV. Związki organiczne

zawierające azot

122. Budowa amin

amoniak

■ Budowa cząsteczekAminy to jednofunkcyjne związki organiczne

o ogólnym wzorze R—N H2, zawierające w czą

steczkach grupę funkcyjną —NH2o nazwie grupa

aminowa. Aminy można uznać za organicznepochodne amoniaku, w którego cząsteczce atom

wodoru (lub atomy) został zastąpiony grupą wę

glowodorową (alifatyczną lub aromatyczną).

Podobnie jak w amoniaku, najistotniejszy wpływ

na właściwości chemiczne amin ma wolna para

elektronowa atomu azotu, zdolna do przyłączania

protonu. Jest ona odpowiedzialna za zasadowe

właściwości amin.

Wiązanie chemiczne utworzone w wyniku addycji protonu do wolne j pary elek

tronowej azotu jest wiązaniem koordynacyjnym. Produktem addycji protonu

do amoniaku jest kation amonowy N H4+,występujący w solach amonowych,

takich jak np. chlorek amonu N H4Cl. W wyniku addycji protonu do grupy

aminowej powstają odpowiednie kationy amoniowe, np. R NH 3+, ponieważ

aminy, podobnie jak amoniak, tworzą sole, nazywane solami amoniowymi.

Grupafunkcyjna

■ N

J-H

grupa aminowa

wiązaniekoordynacyjne

+ H+ -N-HIH

■ Rządowość amini Rządowość amin to liczba grup węglowodorowych związanych z atomem azotu.

R-N R1—N/ R2

amina I o

XHamina 2°

R1—N/ R2XR3

amina 3°

Porównanie amoniaku i soli amonowych zaminami i solami amoniowymiKoruwi idine

Substancjawyjściowa pierwszorzedowa drugorzędowa

Postaćtrzeciorzędowa czwartoizedow.i

nh 3i R — N H 2 ' ^ N H

r 2 /

R\r 2 /

amoniak amina 1° amina 2° amina 3°

NH4ClR - N H 3 C I

R\r 2 / N H 2C I

r !

R 2- ; N H C l

R3

Rl \R 2^ N R 4 C l

R3

chlorekamonu

chlorekalkiloamoniowy

chlorekdialkiloamoniowy

chlorektrialkiloamoniowy

chlorektetraalkiloamoniowy


122. Budowa amin i 263

■ Nazewnictwo aminZasady nazewnictwa amin:

1. Nazwy amin pierwszorzędowych tworzy się, podając nazwę grupy węglowodorowej, łącznik -o-i końcówkę -amina.

H3C-N H2 CH3CH2- N H 2 L ^ y ^ NH2

metyloamina etyloamina cyklopentyloamina

2. W nazwach amin drugorzędowych (trzeciorzędowych) zawierających takie same grupy węglowodoroweprzed nazwą tej grupy dodaje się przedrostek di- (tri-).

c h 3ch 2- n - ch 2c h 3 c h 3c h 2ch 2- n - ch 2c h 2c h 3

H CH2CH2CH3

dietyloamina tripropyloamina

3. Podstawą nazwy aminy drugorzędowej zawierającej r óżne grupy węglowodorowe jest nazwa większej z tychgrup połączona z końcówką -amina. Mniejsze grupy traktuje się jak podstawniki i przed nazwą umieszczasię symbol N.

H 3C - N - C 2H 5 C H3- N H C2H 5—N —C3H 7

H CH3-C H -C H 2-C H 3 H

/V-mety[oety[oamina /V-metylo-2-butyloamina W-etylopropyloamina

4. Podst awą nazwy aminy trzeciorzędowej zawierającej różne grupy węglowodorowe jest nazwa większej z tych

grup połączona z końcówką -amina. Mniejsze grupy traktuje się jak podstawniki i przed nazwą umieszczasię symbole N,N.

, - N - ^ \h3c - n - c 3h 7 c h 3- n - c 2h5 c h 3- n ^ )

ch 3 Ćh3 c h 3

W.APdimetylopropyloamina /V,/V-dimetyloetyloamina /V,/V-dimetylocykloheksyloamina

5. Nazwy związków zawierających więcej niż jedną grupę aminową tworzy się, dodając do nazwy macierzystego węglowodoru końcówkę -diamina lub -triamma.

h 2n - c h 2- c h - n h 2h2n- ch2- c h2- n h2

etylodiamina etylotriamina

| ■ Aminy aromatyczne

j Najprostsza amina aromatyczna, fenyloamina, ma również nazwę zwyczajową - anilina. Jest ona pochodną

amoniaku, w którego cząsteczce jeden atom wodoru został zastąpiony grupą fenylową — C5H5.

Od aniliny tworzy się nazwy jej pochodnych. Wyjątek stanowią metyloaniliny zwane toluidynami, np. p-me-

tyloanilina nazywana jest p-toluidyną (toluidyny traktuje się jak aminowe pochodne toluenu, w których grupaaminowa może występować w położeniu orto, meta lub para).

H

j p J NH 2 j ^ N H 2 j j ^ N . CH3

anilina p-toluidyna N-metyloanilina(fenyloamina) (p-metyloanilina)

H

d¡fenyloamina

więcej na WWW.2DASZ.TO







264 XIV. ZWIĄZKI ORGANICZNE ZAWIERAJĄCE AZOT

123. Właściwości amin

■ Właściwości fizyczne amin |

□ Temperatura wrzenia■ Temperatura wrzenia amin zależy od ich rzędowości. Aminy pierwszorzędowe i drugorzędowe mogą tworzyć j

wiązania wodorowe i dlatego mają wyższe wartości temperatury wrzenia niż aminy trzeciorzędowe, w których

występują tylko siły van der Waalsa.

■ Wartości temperatury wrzenia amin alifatycznych są wyższe od wartości tempe

ratury wrzenia odpowiednich n-alkanów, gdyż grupy — NH 2 mogą tworzyć wią

zania wodorowe.

■ Aminy są bardziej lotne niż odpowiadające im alkohole, ponieważ wiązania wo

dorowe między grupami — N H2 są słabsze niż między grupami —OH.

□ Rozpuszczalność■ Aminy alifatyczne zawierające do 6 atomów węgla w cząsteczce są dobrze

rozpuszczalne w wodzie, ponieważ ich cząsteczki tworzą wiązania wodorowe

z cząsteczkami wody.

■ Aminy aromatyczne są bardzo słabo rozpuszczalne w wodzie, a dobrze rozpusz

czalne w rozcieńczonych roztworach mocnych kwasów i w rozpuszczalnikach

organicznych.

««#

: Ui

X'

Schemat powstawaniawiązań wodorowychw roztworze wodnymmetyloaminy

■ Właściwości zasadowe amin

Aminy po rozpuszczeniu w wodzie ulegają dysocjacji elektrolitycznej (podobnie jak amoniak). Ich roztwory

wodne mają odczyn zasadowy:

R- NH 2+ H20 «=* RN H3++OH “

N H 3 + H 2O ^ N H 4++ O H “

Zasadowy charakter amin, podobnie jak amoniaku, wynika z obecności wolnej pary elektronowej atomu azotu,

która pozwala na utworzenie wiązania koordynacyjnego z jonem H +i powstanie jonu R NH 3+.

Zasadowość amin zależy od podstawników połączonych z atomem azotu:

■ aminy alifatyczne są mocniejszymi zasadami od amoniaku i ich zasadowość wzrasta wraz z rzędowością,

a maleje wraz ze wzrostem długości łańcucha węglowodorowego.

/H /H / R 2 /R2

h - n : r - n ; r ' - i t R '- n .XH X H X H X R3

amoniak amina T amina 2° amina 3°

♦Wzrost zasadowości

■ aminy aromatyczne są słabszymi zasadami od amoniaku i amin alifatycznych, co wynika z oddziaływania

wolnej pary elektronowej azotu na sekstet elektronowy pierścienia. Podstawniki aktywujące pierścień zwięk

szają zasadowość amin aromatycznych, a dezaktywujące - zmniejszają. Zasadowo ść amin aromatycznych

zmniejsza się wraz ze wzrostem ich rzędowości.

Ar—NH2 NH3 R —NH2

aminy aminyaromatyczne amoniak alifatyczne

Wzrost zasadowości


124. Otrzymywanie amin j 265

124. Otrzymywanie amin

■ Otrzymywanie amin alifatycznych

□ Reakcja fluorowcopochodnych węglowodorów z amoniakiem lub aminami■ Otrzymywanie amin pierwszorzędowych

r - x + n h 3 - ^ r - n h 2 +hx

np. CH3—Br +NH3—►CH3—NH2 +HBr

Reakcja powyższa nie kończy się na tym etapie, ale prowadzi do powstania mieszaniny produktów (od aminypierwszorzędowej aż do czwartorzędowej soli amoniowej):

CH3— NH2 +C H3— Br —»■(CH3)2NH +H Br

(CH3)2NH +CH3—Br—*■(CH3)3N + HBr

(CH3)3N +CH 3—B r— > (CH3)4N+Br

h Otrzymywanie amin drugorzędowych a Otrzymywanie amin trzeciorzędowych

f R2 R2

R1—NH2+ R2—X -R1—NH +HX R1—NH + R3—X —^ R1—Ń+ HX

□ Aminowanie redukcyjne grupy karbonylowej■ Otrzymywanie amin pierwszorzędowych

)c=o+ n h 3 - ) c h - n h 2

■ Otrzymywanie amin drugorzędowych

)c=o+ r n h 2 ^ ) c h - n h r

■ Otrzymywanie amin trzeciorzędowych

)c=0+ R2N H - ^ ) c H — NR 2

I Otrzymywanie amin aromatycznych I

□ Redukcja związków nitrowych |Aminy aromatyczne można otrzymać przez redukcję związków nitrowych oraz w wyniku działania amoniakiem j

lub innymi aftiinami na halogenki arylowe. Najczęściej do otrzymywania amin aromatycznych stosuje sięredukcję związków nitrowych wodorem in statu nascendi (tzn. w chwili powstawania ).

wodorosiarczan(VI)aniliniowy

W środowisku kwaśnym powstaje sól - wodorosiar czan(VI) aniliniowy —która po zalkalizowaniu tworzy anilinę:

a+NH3HS04-

+2 NaOH ---►


NH,+Na,S04+2 H,0







266 I XIV. ZWIĄZKI ORGANICZNE ZAWIERAJĄCE AZOT

125. Reakcje amin

Reakcje potwierdzające zasadowośćamin

□ Reakcja z wodąr - n h 2 +h 2o^=

np. CH3CH2NH2+ H20 :

R- NH 3++OH-

=^ch3ch 2n h 3 + OH"

Anilina dodana do wody gromadzi sią na dnienaczynia. Zielone zabarwienie papierka dowodzi,że roztwór ma odczyn zasadowy

□ Reakcja z kwasamiAminy łatwo reagują z kwasami nieorganicznymi i tworzą roz

puszczalne w wodzie sole:

R—NH2 +HCl —►R—NH3CI

Ar—NH2 +HCl —►Ar—NH3CI

np. CH3CH2NH2 + HC l—►CH3CH2NH3Cl

etyloamina chlorek etyloamoniowyC6H5—NH2+ HC l—^ C6H5—NH3Cl

fenyloamina chlorek fenyloamoniowy

Roztwór wodorotlenku sodu wypiera z obu chlorków (etyloamoniowego i fenyloamoniowego) słabe zasady:

CH3CH2NH3Cl + NaOH -♦ CH3CH2NH2 + NaCl +H20

[CH3CH2N H3]+Cl- +Na++ OH " —►CH3CH2N H2 + Na++C l" + H20

C6H5-N H 3Cl+ NaOH

[C6H5-N H 3]+CI- + Na+ +OH-

C6H5—NH 2+ NaCl + H20

■C6H5- N H2+ Na+ +Cl“ + H20

■ Reakcje fluorowcowania i reakcje z kwasem azotowym(lll)Obecność grupy aminowej powoduje zwiększenie reaktywności pierścienia benzenowego. Wolna para elek

tronowa atomu azotu grupy aminowej oddziałuje z sekstetem elektronowym pierścienia aromatycznego.

Atomy węgla w położeniach orto i para uzyskują cząstkowy, ujemny ładunek elektryczny. Dzięki temu aminy

aromatyczne ulegają substytucji elektrofilowej.

□ Reakcja bromowania (substytucja elektrofilowa)

n h 2

Nbh+3Br7 +3 HBr (fot. obok)

anilina 2,4,6-tribromoanilina

Anilina (fenyloamina) reaguje z bromem, znajdującym się w wodzie bromo

wej, bez obecności katalizatora. Z aminami alifatycznymi (np. etyloaminą)

reakcja taka nie zachodzi.

□ Reakcja amin 1° z kwasem azotowym(lll)

R-NH2 +HONO —►R-OH +N2t +H20

Woda bromowa dodawana do anilinyw wodzie powoduje strącenie białegoosadu - produktu reakcji. Woda bromowa się odbarwia


126. Amidy i 267

126. Amidy

■ Budowa cząsteczek

■ Amidy to pochodne kwasów karboksylowych, w których cząsteczkach grupa hydroksylowa (—OH) zostałazastąpiona grupą aminową ( — NH 2).

R - C R - c fOH x NH2 - < °n h 2

kwas karboksylowy amid kwasu karboksylowego grupa amidowa

■ Rząd owość amidówW zależnośc i od liczby i rodzajów podstawników w grupie amidowej można wyróżnić:

R1- < °N—H

,0R1-C^

N—H|

, 0R1- c (

N—R3

H R2 R2amid 1° amid 2° amid 3°

■ Nazewnictwo amidówZasady nazewnictwa amidów:

1. Nazwy amidów 1° tworzy się przez dodanie do nazwy odpowiedniego węglowodoru łącznika -o- i końcówki

-amid (dla alifatycznych) lub -karboksyamid (dla aromatycznyc h), albo podaje się wyraz amid oraz nazwękwasu.

H - CxN H2

¿►Oh 3c - c ;

xN H2 f > < °\ — / xn h2

metanoamidamid kwasu metanowego

(formamid)

etanoamid benzenokarboksyamidamid kwasu etanowego amid kwasu benzenokarboksylowego

(acetamid) (benzamid)

2. W przypadku amidów 2° i 3° przed nazwą amidu dodaje się symbol N i nazwę podstawnika.

h 3c - c ;xNH-C2H5 f > < °\ — / xn h - c h3

W-etyloetanoamid /V-fenyloetanoamid A/-metylobenzenokarboksyamid

■ Zastosowanie amidówAmidy znalazły zastosowanie między innymi:

■ w farmacji - są lekami, np. paracetamol, cardiamid,

■ w przemyśle tworzyw sztucznych - są plastyfikatorami,

■ w przemyśle chemicznym - są używane do produkcji lakierów, materiałów wybuchowych, do impregnacji

tkanin nieprzemakalnych (amidy kwasu stearynowego).









■ Otrzymywanie amidówAmidy otrzymuje się w dwuetapowej reakcji kwasów karboksylowych z amoniakiem:

^•0 ^0Cl-U-C +NH, — CH3—C

OH xONH,

kwas etanowy octan amonu(kwas octowy)

/•O temp. _c h 3- c — ^ CH 3- C. + h 2o

3 xo n h 4 xn h 2

octan amonu amid kwasu etanowego(acetamid)

Podobna reakcja zachodzi podczas ogrzewania kwasów karboksylowych z aminami:

i temp. „

R - Q + NH 2R ^ R - C ( . ^ R- C , +H20X0H 0” R NH3+ x NHR]

■ Reakcje amidów

□ Reakcja z kwasem siarkowym(VI) z wydzieleniem kwasu octowego

oC H , - C + H 2S 04 + H 20 — C H3- C

13 w+ NH,HS0,

'N H2

acetamid kwas kwas octowy wodorosiarczan(VI) amonusiarkowy(VI) kwas karboksylowy sól amonowa

□ Reakcja z zasadą sodową z wydzieleniem amoniaku

c h 3- c ;NH,

+ NaOH C H j- C ; + NH3t3 xONa

acetamid wodorotlenek octan sodu amoniaksodu sól kwasu karboksylowego

□ HydrolizaHydroliza amidów przebiega w zależności od rzędowości amidów.

np. etanoamid

środowiskokwaśne:

CH3COOH+sól

amonowa

środowiskozasadowe:

etanian+NH,

np. W-metyloetanoamid

środowiskokwaśne:

CH3COOH+sól

metyloaminy


etanian+CH3NH2

np. N,W-dimetyloetanoamid

środowiskoi kwaśne:| CH3COOH ;

+sól !dimetyloaminy:


etanian+CH3NHCH3

□ Dysocjacja elektrolitycznaAmidy nie ulegają w wodzie dysocjacj i elektrolitycznej, o czym świadczy oboję tny odczyn ich roztworów.


127. Mocznik I 269

127. Mocznik

■ Budowa cząsteczki■ Mocznik to diamid kwasu węglowego, jest jednym z ważniejszych amidów stanowiących końcowy produkt

przemiany białek i innych związków azotowych w organizmach ssaków. Jest wydalany z moczem, a w nie

wielkich Ilościach z potem.

W cząsteczce mocznika nie ma grup węglowodorowych, a grupa karbonylowa — C(0 ) — jest połączona z dwoma

atomami azotu.

o ^ o

II

h c k ^ o h S c F t L r h 2n / C X n h 2

Model i wzór cząsteczki kwasu węglowego Model i wzór cząsteczki mocznika

(amid kwasu węglowego)

■ Otrzymywanie mocznikaOtrzymywanie mocznika na skalę przemysłową polega na q

reakcji syntezy tlenku węg la(I V) z amoni akiem (T = 200 °C temp.,dśn. lii p = 20 M Pa ). C 02 +2 N H3 " H 2N/ C ^ N H 2+ H 2°

■ Kondensacja mocznikaCząsteczki mocznika podczas ogrzewania ulegają kondensacji, której produktem głównym jest biuret, a pro

duktem ubocznym amoniak:

O O 0 0

< łH

r ■ / H r- temp. " H .

H 2N / C ^ N X | + H 2N ^ C ^ N H 2 * H 2N / C ^ N / C x ' N H 2 + N H 31'

H

mocznik mocznik biuret amoniak

Biuret charakteryzuje się obecnośc ią w cząsteczce wiązan ia amidowego (peptydowego), dlatego w środowisku

zasadowym reaguje z siarczanem(V I) mIedzi(II) i tworzy związek koordynacyjny o fioletowej barwie, jest to

reakcja biuretowa:

; c - n h 2 . n h - c ;Cu (OH)2+2 H2N —CO- NH—CO—NH2- ^H N x g / ) N H + 2 H 20

X — NH NH2- C v0^ % 0

Reakcja biuretowa służy m.in. do wykrywania białek.

■ Reakcje mocznika

□ Reakcja z kwasem siarkowym(VI) z wydzieleniem tlenku węgla(IV)

o

h2n/( X nh 2+h2° + H2so4— C02t +(NH4)2S04

Reakcja ta potwierdza, że mocznik jest pochodną kwasu węglowego.









□ Reakcja z kwasem azotowym(V)

H2[\KCx"NH2+ h n 0 3

oII

H2N/C ^NH; NO,

Reakcja ta jest wykorzystywana w medycznej diagnostyce laboratoryjnej do ilościowego oznaczania mocznika

w moczu.

□ Reakcja z zasadą sodową z wydzieleniem amoniaku

o11

H N/C ^ NH^+2 NaOH—^Na 2C03+2 NH3t

Reakcja ta potwierdza, że mocznik jest amidem.

□ HydrolizaMocznik jako amid ulega hydrolizie przebiegającej zarówno w środowisku kwaśnym, jak i zasadowym, zgodnie

z jonowymi zapisami równań:

O

H2N/C X NH2+H2° +2 H+— C02t +2 NH4+

H 2N ^ N H 2+ 2 0 H " - " C ° 3 2" + 2 N H 3ł

Zastosowanie mocznikaMocznik jest stosowany między innymi:

■ w rolnictwie - jest nawozem sztucznym zawierającym łatwo przyswajalny przez rośliny azot,

■ w hodowli zwierząt - jest dodatkiem do pasz,

■ w przemyśle chemicznym - jest stosowany do produkcji tworzyw sztucznych,

■ w farmacji - jest stosowany do produkcji leków i niektórych kosmetyków (zapewnia nawilżanie skóry i dzia

łanie antybakteryjne).

■ Zadania

• Zadani e 1. Oblicz objętość tlenku węgla(I.V), odniesioną do warunków normalnych, jakiej należy użyć do

otrzymania 1tony mocznika, przy założeniu wydajności reakcji w = 75%. Zaznacz poprawną odpowiedź.

Jaką objętość musi mieć tlenek węg!a(IV),którego należy użyć?

□ A. 279,9 m3 : B. 373,3 rn3 C. 497,7 m3 D. 560,0 m3

•• Zadanie 2. Przeprowadzono doświadczenie opisane za pomocą schematycznego rysunku. Do wylotu obu

probówek zbliżono zwilżone uniwersalne papierki wskaźnikowe. Uzupełnij zdania, tak aby powstały właściwe

obserwacje i wnioski z przeprowadzonego doświadczenia. Zaznacz w każdym zdaniu literę przyporządkowaną

odpowiedniej informacji.

I. Uniwersalny papierek wskaźnikowy umieszczony u wylotu probów

ki nr TA/ B/C .

II. Uniwersa lny papierek wskaźnikowy umieszczony u wylotu probów-

ki nr 2 A / B / C. V

III. Mocznik D / E hydrolizie kwasowej.

IV. Mocznik D / E hydrolizie zasadowej.

A. zabarwi ł się na niebiesko C. nie zmienił zabarwien ia

B. zabarwi ł się na czerwono D. ulega E. nie ulega X

HCl(aq) NaOH(aq)

1

mocznik- mocznikAJx


128. Aminokwasy I 271

128. Aminokwasy

I Budowa cząsteczek

Aminokwasy to dwufunkcyjne związki organiczne, których cząsteczki zawierają co najmniej jedną grupę

karboksylową —COOH i co najmniej jedną grupę aminow ą — NH 2 połączone z grupą węglowodorową.

Aminokwasy, w których obie grupy funkcyjne są związane z tym samym atomem węgla, to a-aminokwasywchodzące w skład białek.

Wzór ogólny aminokwasów

grupa ,, p __ 9ruPaaminowa n 2l>l * karboksylowa

grupawęglowodorowa

Wzór ogólny aminokwasów białkowych

grupawęglowodorowa

H /cc-atom węglaI /

R-C-NH-

COOH

grupa aminowa

grupa karboksylowaAminokwasy w cząsteczkach mogą zawierać również inne grupy funkcyjne, np.: hydroksylową (—OH), tiolową

(—SH), ponadto układy heterocykliczne i pierścienie aromatyczne. Aminokwasy zawierające więcej niż jedną

grupę karboksylową są nazywane aminokwasami kwasowymi, a te, które mają więcej niż jedną grupę aminową

- aminokwasami zasadowymi. Wszystkie składowe cząsteczek współdecydują o właściwościach aminokwasów.

■ Nazewnictwo aminokwasówZasady nazewnictwa aminokwasów:

1. Nazwy systematyczne aminokwasów tworzy się od nazw odpowiednich kwasów karboksylowych z przedrostkiem amino- i jego lokantem.

H2N-CH 2-COO H

kwas aminoetanowy

NH25 4 3| 2 1

H3C-C H2-CH-C H2-COOH

kwas 3-aminopentanowy

2. W przypadku nazw zwyczajowych odmian izomerycznych aminokwas ów różniących się położeniem pod-stawnika aminowego dodaje się grecką literę a, fi, y, np.:

CH,-CH,-CH-COOHIn h 2

kwas 2-aminobutanowy(a-ammomasłowy)

4 3 2 1

CH3-CH -CH 2-COOHIn h 2

kwas 3-aminobutanowy(/?-aminomasłowy)

Nazwa i symbol

glicynaGly

alaninaAla

walinaVal

leucynaLeu

Wzór półstrukturalny

c h 2- c o o h

n h2 a

c h 3- c h - c o o h

NH,

C H ,—CH—CH —COOH1 1CH3 NH.

CH,-CH-CH, -CH -COOH

CH,INH-

Nazwa i symbol

serynaSer

fenyloalaninaPhe

kwasasparaginowy

Asp

cysteinaCys

4 3 2 1

H2N-C H2-C H2-CH 2-COO H

kwas 4-aminobutanowy(y-a minomasłowy)

Wzór potstiukturalny

h o - c h 2- c h - c o o h

NH ,

C6H5-CH 2-C H -COOH

NH ,

HOOC-CH2-CH - COOHl

V NH,

iS—CH2—CH—COOH

NH,








272 i XIV. ZWIĄZKI ORGANICZNE ZAWIERAJĄCE AZOT

129. Właściwości aminokwasów

■ Właściwości fizyczneAminokwasy charakteryzują się tym, że:

■ są ciałami stałymi, krystalicznymi i bezbarwnymi,

* dobrze rozpuszczają się w rozpuszczalnikach polarnych (np.

w wodzie, w etanolu),

■ nie rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych.

Badanie właściwości glicyny. Glicyna jest bezbarwną, krystalicznąsubstancją (1), która pod wpływem ogrzewania nie topi się, lecz rozkłada (2). Słabo rozpuszcza się w zimnej wodzie, lepiej w gorącej (3),a roztwór ma odczyn prawie obojętny (4)

■ Powstawanie jonów obojnaczychW roztworach wodnych grupy funkcyjne aminokwasów o przeciwnych właściwościach: kwasowych (grupa

karboksylowa jest zdolna do odłączania jonu H+) i zasadowych (grupa aminowa jest zdolna do przyłączania

jonu H+) oddziałują na siebie. Dochodzi do wewnątrzcząsteczkowego przemieszczania się jonu H+i do utwo

rzenia jonu obojnaczego. Cząsteczka aminokwasu ma wówczas charakter jonowy i jest jednocześnie anionem

(—CO O-) i kationem (— NH 3+):

H,C—C—C(INH

H,C-C—C'I

+NH ,

wzór jonu obojnaczegowzór aminokwasu aminokwasu

■ Właściwości amfoteryczne aminokwasów |Aminokwasy mają właściwości amfoteryczne, tzn. w reakcjach mogą zachowywać się jak kwas, i jak zasada j

w zależnośc i od rodzaju substancji , z którą reagują. jW roztworach wodnych aminokwasów zawierających w cząsteczkach jedną grupę karboksylową i jedną grupę j

aminow ą ustala się stan równowagi, w którym występują trzy formy jonowe:

ianion >

COO- II iCH —NH-, 1IR I

środowisko kwaśne pH =pi środowisko zasadowe j

W środowisku kwaśnym aminokwasy występują jako kationy (ładunek dodatni jest zlokalizowany na atomie

azotu), a w środowisku zasadowym jako aniony (ładunek ujemny jest zlokalizowany na atomie tlenu grupy j

karboksylowej). I

Punkt izoelektryczny (pi) to takie pH, w którym dany aminokwas występuje w postaci jonu obojnaczego.

Roztwór zawierający jony obojnacze nie przewodzi prądu elektrycznego, ponieważ ładunki dodatni i ujemny jsą umieszczone na tej samej cząsteczce (sumaryczny ładunek takiego jonu wynosi 0). I

kation jon obojnaczy

COOH COO- ;I OH“ I 0H-C H-N H,+ CH—NH3+I I HR R


129. Właściwości aminokwasów j 273

□ Reakcje z kwasami □ Reakcje z zasadami

R—CH—COOH + HCl-

NH-,

np. CH2-CI OHNH7

+ HCl-

CHINH

■R—CH—COOH

NH 3Cl

■Z0— c h 2- c ;

i vohnh 3ci

+3

chlorowodorek glicyny(chlorek glicyniowy)

— c h 2- c ;i xohNH,+

R—CH—COOH +NaOH—^R-C H-CO ONa +H201 ^ 1n h 2 n h 2

np. CH2—C +NaOHI OHNH7

CH2-C +H201 ONaNH7

CH2- C +OH"1 \ rN H3+

2-aminoetanian sodu(a-aminooctan sodu)

*•c h 2- c + h 2o I \ rNH,

Doświadc zenie 1.

Badanie właściwości glicyny

(kwasu M-aminooctowego)

Do kolby wlewamy wodę destylowaną i dodajemy tro

chę kwasu solnego oraz parę kropli roztworu oranżu

metylowego. Następnie wsypujemy glicynę i mieszamy

zawartość naczynia. Kolejne etapy doświadczenia są

pokazane na fotografii a.

Do drugiej kolby wlewamy wodę destylowaną i doda

jemy trochę zasady sodowej oraz parę kropli alkoho

lowego roztworu fenoloftaleiny. Następnie wsypujemy

glicynę i mieszamy zawartość naczynia. Kolejne etapy

doświadczenia są pokazane na fotografii b.

Obserwacje: czerwona barwa oranżu metylowego

w roztworze kwasu pod wpływem glicyny zmieniła się

na żółtopomarańczową, a malinowa barwa fenolofta

leiny w roztworze zasady po dodaniu glicyny zniknęła

i roztwór sta ł się bezbarwny.

Wnioski: glicyna reaguje zarówno z kwasem, jak i z za

sadą, czyli wykazuje charakter amfoteryczny.

■ Czynność optyczna aminokwasówW cząsteczkach aminokwasów (poza glicyną) atom węgla a jest połączony z czterema różnymi podstawnikami

(ma hybrydyzację s/23), a to oznacza, że aminokwasy są związkami chiralnymi.

COOH COOH

H2N — Ć — H H ^ Ć ^ N H 2

c h 3 c h 3

L-alanina : D-alanina

-^wiązanie skierowane do góry (nad płaszczyznę kartki)

wiązanie skierowane w dół (pod płaszczyznę kartki)

Wszystkie aminokwasy białkowe (poza glicyną) wykazują czynność optyczną i mają konfigurację L.








274 XIV. ZWIĄZKI ORGANICZNE ZAWIERAJĄCE AZOT

130. Kondensacja aminokwasów

■ Tworzenie dipeptydówNajważniejszą reakcją aminokwasów jest kondensacja. Polega ona na przereagowaniu co najmniej dwóch

cząsteczek aminokwasów, a podczas reakcji tworzy się dipeptyd i wydziela się woda (powstająca z połączenia

grupy hydroksylowej pochodzącej z kwasu i atomu wodoru pochodzącego z grupy aminowej).

HO

HH \ . , i

H O HI II \ j O

h , n - c - c + JN - c- c r h 2n - c - c - n - c - c + h2o2 I xOH H I xOH 2 I I I OH

R R R H R

■W wyniku kondensacji dwóch cząsteczek tego samego aminokwasu, np. glicyny, powstaje jeden dipeptyd

o nazwie glicyloglicyna (w skrócie Gly-Gly):

JO H\ /JOh 2n - c h 2- c ; _ _ + , i ) n -CH 2-COOH —►H2N-CH2-C ( n / CH2COOH + h 2o2 OH H/

glicyna Gly glicyna Gly

H

glicyloglicyna Gly-Gly (dipeptyd)

W wyniku kondensacj i dwóch cząsteczek różnych aminokwasów, np. glicyny i alaniny, powstają dwa różne

dipeptydy:

CH3 O c h 3_JO H\ J__ _ ^ J0 -Hjq " 1

H ,N-CH2- C ' + yN—CH—COH H' xOH

H2N—CH2—C CH—C7 z Nm/

O

Gly

CH,

Ala

N'IH

Gly-Ala

'xOH

I JO H\ JO -h -o 1 11H2N - c H - c f + ; n - c h 2- c ; — h 2n - c h - c X m/CH2- c (

xOH H/ xOH XN X xOH

c h 3 OI II JO

Ala Gly

H

Ala-Gly

■ Tworzenie polipeptydówDipeptydy dzięki obecności wolnych grup funkcyjnych mogą ulegać kondensacji z następnymi aminokwasami,

podczas której tworzą się tripeptydy, tetrapeptydy itd.:

N-koniec wiązani a peptydowe C-koniec

\ / \ /H HI JO H I

H2N- C - C( I JO + H - N- C- C J-I XN- C- QH I I OH

H CH3

I I xOHH CH3

alanina

\ H\ |

H7N—c

H

0 H jOl II

f C - N - - C + C - N f I

____H, c h 3 L i±

>0c - q + h 2o

X0 Hc h 3

tripeptyd Gly-Ala-AlaGly-Ala

W cząsteczkach dipeptydów i polipeptydów można wyodrębnić reszty poszczególnych am inokwasów połączo

nych wiązaniami peptydowymi, a także koniec zawierający grupę aminową, zwany od atomu azotu /V-końcem,

i koniec z wolną grupą karboksylową, zwany od atomu węg la C-końcem.


131. Peptydy j 275

131. Peptydy

■ Budowa cząsteczek■ Peptydy to produkty kondensacji aminokwasów, zawierające wiązanie peptydowe wiązanie peptydowe

(amidowe) między grupą karboksylową jednego aminokwasu a grupą aminową dru- \ Q

giego aminokwasu. Aminokwas A/-końcowy (mający wolą grupę —N H2) zapisuje się

z lewej strony cząsteczki peptydu, a aminokwas C-końcowy (mający wolą grupę

— COOH) z prawej.

H H H O H\ JO H\ I JO I II I X )

h 2n - c- c ^ + . n - c - c —► h2n - c - c - n - c - c ; + H20I OH Hx | x 0 H I I I X 0H ■R R R H R I

W celu sprawdzenia, czy badany związek zawiera wiązania peptydowe i jest peptydem,

wykonuje się reakcję biuretową.

Doświadczenie 1.

Badanie obecności wiązania peptydowego w glutationie. Reakcja biuretową

Do dużej probówki wsypujemy pół łyżeczki glutationu, wlewamy około 5 cm3wody, 3 cm3

zasady sodowej o stężeniu 10% i 2 cm3 roztworu siarczanu(VI) m iedzi( II). Mieszamy

zawartości probówki i ostrożnie ją ogrzewamy nad płomieniem palnika.

Obserwacje: bezbarwne kryształy glutationu rozpuszczają się w wodzie. Roztwór wodny

glutationu po dodaniu zasady sodowej i roztworu siarczanu(VI) miedzi(II) i ogrzaniu za

barwia się na kolor fioletowy.

Wnioski: glutation ut worzył z wodorotlenkiem miedzi (II) roztwór o fioletowym zabarwie

niu, czyli zaszła reakcja biuretową. W cząs teczkach glutationu wys tępują zatem wiązania

peptydowe.

■ Nazewnictwo peptydówNazwę peptydu, określającą kolejność (sekwencję) aminokwasów,

tworzy się w ten sposób, że wymienia się nazwy aminokwasów z koń

cówką -ylo począwszy od /V-końcowego aminokwasu i kończy się

nazwą aminokwasu C-końcowego. Stosuje się również nazwy skró

cone aminokwasów, oddzielając je od siebie łącznikami.

COOH

alanyloseryloglicyna, Ala-Ser-Gly

□ Przykład 1.

Z jakiej liczby reszt aminokwasowych składa się poniższa cząsteczka? Podaj jej nazwę, wskaż reszty amino-

kwasowe, N-koniec, C-koniec oraz wiązania peptydowe.

wiązania peptydowe

/ \N-koniec C-koniec

CH—COOH

resztafenyloalaniny

resztaglicyny

resztaalaniny

Odpowiedź: Cząsteczka składa się z trzech reszt aminokwasowych. jej nazwa to fenyloglicyloalanina

(Phe-G ly-Aia).








276 X I V . ZWIĄZKI ORGANICZNE ZAWIERAJĄCE AZOT

■ Hydroliza peptydówW celu określenia, z jakich aminokwasów są zbudowane białka i jaki jest ich skład ilościowy, przeprowadza

się ich hydrolizę.

Schemat h ydrolizy tripeptydu

•’Ó- CH, H

COOH

CH2-CH/ CxOH CK H/l *xCH'I I I C... | ..

:SH NH2 :NH OH CH2OH

H

cysteina alanina seryna

Grupy hydroksylowe cząsteczek wody przyłączają się do atomów węgla grup amidowych, a wodór do atomów

azotu z równoczesnym rozpadem wiązania peptydowego.

Hydrolizę peptydów można prowadzić w środowisku kwaśnym i zasadowym.

□ Hydroliza kwasowa glutationu

Glu Cys Gly

O OH+

H2NCHCH2CH2c i N/C H C{ N/CH 2COOH +2 H20

COOH !• CH2:H Ii SH

glutation

H2N- CH -C H2-CH 2-COOH +H2N—CH—COOH +H2N-C H2-COOH

COOH CH2SH

kwas glutaminowy cysteina glicyna

□ Hydroliza kwasowa dipeptydu Ala-Ala

O! CH,

CHj-CH -gL/CHC OOH +H20 -2— 2 CH3—CH—COOH

n h 2

alanyloalanina

NH-

alanina

□ Hydroliza kwasowa tripeptydu Gly-Gly-Ala

CH,

NH2CH2cŁ /C H 2gL/CHCOOH +2H20 ^ - 2 H2N- CH2- COOH +h2n- ch - c oo h

glicyloglicyloalanina glicyna

CH,

alanina


Sprawdzian po dziale XIV j 277

Sprawdzian po dziale XIV

• Zadanie 1. Wybierz spośród podanych poniżej drobin reagenty reakcji fenyloammy (aniliny) z wodą.

Wstaw w odpowiednie komórki tabeli właściwe wzory.

C6H5NH2 ■ C6H5CH2NH2 ■ C6H5NH3+■C6H5CH2NH3+■C6H5NH" |

* C6H5CH2NH- * H20 ■ H30+■OH- ■H+ I_______________________________________________________________i

Kwas 1

•• Zadanie 2. Do zobojętnienia amoniaku, który powstał podczas hydrolizy zasadowej mocznika, zużyto 40 cm3

kwasu solnego o stężeniu cp=10% i gęstości d = 1,05 g •crrr3.


Ile gramów mocznika uległo hydrolizie?A. 2,75 g □ B. 3,45 g LJC .5 ,21 g □ D. 6,90 g

•• Zadanie 3. Oceń prawdziwość każdego zdania.


l Aminokwasy w formie kationowej występują wówczas, gdy pH <pi. P /F

II Aminokwasy dobrze rozpuszczają się w rozpuszczalnikach organicznych. P /F

III Wszystkie aminokwasy białkowe są optycznie czynne. P / F i

••• Zadan ie 4. jedynymi produktami częściowej hydrolizy 1mola peptydu Xzawierającego 40,678% węgla są

glicyna i glicyloglicyna, pozostające w stosunku molowym 1 : 1.



1 Liczba wiązań peptydowych w peptydzie X jest równa 8. P / F

II Cząsteczka peptydu X składa się z 9 reszt glicyny. P / F

III 1 W wyniku hydrolizy powstały 3 mole glicyloglicyny. P / F

IV j W wyniku hydrolizy powstało 1,8 •1024cząsteczek glicyny. P / F

•• Zadanie 5. Do trzech probówek wprowadzono różne ilości NaOH i CH3COOH i otrzymano roztwory o pH

równym odpowiednio 4, 6 i 8. Następnie do każdej z probówek dodano glicynę.

glicyna

1

glicyna

I

glicyna

1

1 2 3

roztwór o pH =4 — roztwór o pH =6 roztwór o pH =8 -—

a) Napisz wzory jonów, które są formą dominującą w każdym z roztworów.

Probówka nr 1_________ Probówka nr 2 _________ Probówka nr 3 _________

b) Napisz numer probówki, w której rozpuszczalność glicyny jest najmniejsza.








' * f

XV. Białka

132. Budowa białek

I Budow a cząsteczek

Białka to związki wielkocząsteczkowe (polimery) zbudowane z reszt

aminokwasów białkowych połączonych wiązaniami peptydowymi:

Podstawniki w łańcuchu białkowympochodzące od różnych aminokwasów

0u

1 )ii

CH--C-NH- -CH-|

-C-NH--

1R R1

CH

R2

Aminokwas Podstawnik R-

Gly ! H -

Ala : CH3-

Phe : Ar—CH2—

Ser i O H - C H 2-

Cys i h s - c h 2-

Cząsteczki poszczególnych białek różnią się między sobą rodzajem i ko

lejnością podstawników, które są charakterystyczne dla tworzących je

a-aminokwasów. Białka są polimerami kondensacyjnymi a-aminokwasów,ponieważ powstają w wyniku reakcji, w której cząsteczki aminokwasów łączą się ze sobą, tworząc większą od

nich cząsteczkę produktu głównego (białka) z wydzieleniem produktu małocząsteczkowego (wody).

H H OHI

H,N-C-CIR

.A •OH\; n - c - c ;

Hy I OHR

HI />

h 7n - c - c - n - c - c + h 2o2 I I I OH

R H R

Przykładowy polipeptyd zbudowany z n cząsteczek glicyny:

H-fN-CH2-C4;OHI IIH O

□ Proces kondensacji aminokwasów białkowych

aminokwasy i dipeptydy

oligopeptydy polipeptydy

tripeptydy

i białka proste białka złozonc

Przyjmuje się, że białka (duże polipeptydy) są zbudowane z co najmniej 100 reszt aminokwasowych, natomiast

polipeptydy i oligopeptydy odpowiednio z kilkudziesięciu i kilkunastu reszt aminokwasowych.

□ Podział białek

Białka

proste złożone

cząsteczki są zbudowane wyłączniez a-aminokwasów

zbudowane z łańcucha białkowego połączonegoz tzw. grupą prostetyczną, czyli niebiałkową grupąorganiczną lub nieorganiczną (np. resztą kwasuortofosforowego (V))


133. Struktura przestrzenna białek 279

133. Struktura przestrzenna białek

■ Struktura pierwszorzędowa białek

■ Struktura pierwszorzędowa białka to kolejność reszt aminokwasowych włańcu chu polipeptydowym, czyitzw. sekwencja a-aminokwasów w białku.

O O

-N-CH

H

O O

2- c - n - c h - c - n - c h 2- c - n - c h - c - n - c h - c -I I I I I I Ih c h 3 h h c h 2 h c h 2

SH

-Gly-Ala-Gly-Phe-Cys-

reszta aminokwasu

Struktura pierwszorzędowa białka - fragment łańcucha białkowego

■ Struktura drugorzędowa białek

Łańcuchy polipeptydowe mogą przybierać różne kształty przestrzenne. Są one wynikiem oddziaływań między

resztami aminokwasowymi należącymi do tego samego łańcucha lub różnych łańcuchów polipeptydowych.

■ Struktura drugorzędowa białek to układ przestrzenny łańcuchów polipeptydowych, których poszczególnefragmenty łączą się za pośrednictwem wiązań wodorowych.

Struktura a (a-helisa)-łańc uch polipeptydowy przyj- Struk tura fi (struktura pofałdowanej kartki, tzw.

muje kształt prawoskrętnej linii śrubowej (helisy), ^-harmonijka)-łańcuchy polipeptydowe tworzą pofał-Struktura ta jest stabilizowana przez wiązania wodo

rowe powstające między grupami NH i CO należącymi

do sąsiednich.zwojów helisy.

dowaną powierzchnię, ponieważ wiązania wodorowe

powstają między dwoma wyprostowanymi łańcuchami

poi i peptydowymi położonymi równolegle obok siebie.

t >

m :

Struktura drugorzędowa białek: a - struktura a, b - struktura fi








280 XV. BIAŁKA

■ Struktura trzeciorzędowa białek■ Struktura trzeciorzędowa białek to układ przestrzenny zwiniętego już w helisę łańcucha polipeptydowego.

Strukturę tę stabilizują mostki disiarczkowe, wiązania wodorowe, oddziaływania jonowe i siły van der Waalsa.

■ Oddzi aływania jonowe tworzą się między przeciwnie naładowanymi grupami —N H3+i — COO~ znajdującymi

się włańcu chach bocznych cząsteczek niektórych aminokwasów.

■ Oddziały wania (siły) van der Waalsa są to wzajemne oddziaływania między dipolami cząsteczkowymi,

cząsteczkami pozbawionymi momentów dipolowych lub atomami.

* Mostki disiarczkowe tworzą się między dwiema resztami cysteiny pod wpływem czynników utleniających.

Proces ten jest odwracalny.

OII

- N- CH- C- N-I I IH CH, H

ISH

SHI

H CH, HI I 2 I

- N- CH- C- N-IIO

Tworzenie i rozpad mostków disiarczkowych

[Q];

: [H]mostekdisiarczkowy

Struktura trzeciorzędowa białka

■ Struktura czwartorzędowa białek■ Struktura czwartorzędo wa dotyczy białek zbudo

wanych z kilku łańcuchów polipeptydowych tworzą

cych odpowiedni układ przestrzenny. Określa ona

sposób usytuowania względem siebie podjednostek

białkowych, z których każda ma swoją strukturę

pierwszo-, drugo- i trzeciorzędową.

Struktura czwartorzędowa jest stabilizowana przez

mostki disiarczkowe, wiązania wodorowe, oddziały

wania jonowe i siły van der Waalsa.

Cząsteczka hemoglobiny krwi jest białkiem zbu

dowanym z czterech podjednostek (łańcuchów),

z których każda ma niezależną strukturę pierw

szo-, drugo- i trzeciorzędową. Podjednostki te nie

są związane kowalencyjnie. Każda z nich zawiera

cząsteczkę hemu - grupę niebiałkową.

cztery podjednostki hem

białko

Struktura czwartorzędowa białka Struktura czwartorzędowa białka hemoglobiny krwi


134. Właściwości białek 281

134. Właściwości białek

■ Właściwości fizyczne białek i ich roztworówRóżnorodność białek powoduje, że ich właściwości fizyczne są zróżnicowa

ne. Niektóre białka są rozpuszczalne w wodzie (enzymy, hormony, toksyny),

inne tworzą koloidy, a jeszcze inne są nierozpuszczalne w wodzie (białka

strukturalne, białka błon komórkowych). Ogólnie można stwierdzić, że:

■ roztwory białek mają cechy koloidów (w przypadku koloidów białek ob

serwuje się efekt Tyndalla),

■ białka mają zdolność wiązania jonów,

■ białka wędrują w polu elektrycznym (zjawisko elektroforezy),

■ białka skręcają płaszczyznę polaryzacji światła w lewo,

■ białka pod wpływem różnych czynników ulegają koagulacji odwracalnej

(wysalanie) bądź nieodwracalnej (denaturacja).

□ Denaturacja białek■ Denaturacja białek to nieodwracalna koagulacja, ponieważ zostaje znisz

czona struktura przestrzenna białka (wiązania peptydowe są zachowa

ne). Białko traci swoje właściwości fizyczne, chemiczne i biologiczne.

Czynniki wywołujące denaturację białek:

■ sole metali ciężkich,

■ mocne kwasy i mocne zasady,

■ niektóre związki organiczne (np. stężone roztwory alkoholi, garbniki, detergenty)

■ wysoka temperatura,

■ promieniowanie o wysokiej energii.

Doświadczenie 1.

Na1

+ NaCl

Cl'

Pod wpływem chlorku sodubiałko ulega koagulacji

2 3 4

h 9H| C" ’f3S

Badanie procesu denaturacji białka

Do czterech probówek wlewamy po 2 cm3 roztworu

białka jaja kurzego (białko wymieszane z wodą destylo

waną). Probówkę nr 1ogrzewamy w płomieniu palnika,

a do pozostałych dodajemy kolejno:

■ nr 2 - 2 cm3 roztworu siarczanu(VI) miedzi (II),

■ nr 3 - 2 cm3 roztworu azotanu(V)ołowiu(ll),

■ nr 4 - 2 cm? alkoholu etylowego.

Następnie do każdej probówki dodajemy trochę wody

destylowanej i sprawdzamy, czy strącone osady ulegają

rozpuszczeniu.

Obserwacje: białko pod wpływem ogrzewania ścięło

się, a w trakcie silniejszego ogrzewania uległo zwęgle

niu. Białko pod wpływem soli miedzi (li) i ołowiu(ll),

a także pod wpływem alkoholu ścięło się, a osad nie

rozpuścił się w wodzie.

Wnioski: białko pod wpływem podwyższonej tempe

ratury, soli miedzi(II) i ołowiu(II) oraz alkoholu uległo

procesowi denaturacji. Proces ten jest nieodwracalny.

□ Wysalanie białek■ Wysalani e białek to odwracalna koagulacja zachodząca pod wpływem soli metali lekkich i soli amonowych

(np. NaCl, N a2S04, (N H4)2S0 4). Nie narusza struktury przestrzennej białek.








I 282 I XV. BIAŁKA

Doświadczenie 2.

Badanie procesu wysalania białka

Do probówki wlewamy 2 cm3 roztworu białka jaja kurzego (białko wy

mieszane z wodą destylowaną) i dodajemy 1 g chlorku sodu. Zawartość

probówki intensywnie mieszamy (1). Następnie do probówki dodajemy

10 cm3wody destylowanej i intensywnie wstrząsamy (2).

Obserwacje: po dodaniu soli do roztworu białka nastąpiło strącenie bia

łego osadu. Osad zniknął po dodaniu wody destylowanej.

Wnioski: wysalanie białka jest procesem odwracalnym.

■ Właściwości chemiczne białek

□ Hydroliza

Białka ulegają hydrolizie enzymatycznej, kwasowej i zasadowej.

H O

11-N—R —C-I

H

O

■n-r2- c —IH

O O

+ H - OHH+

-N- R1—C—OH + H—N—R —C-I IH H

Hydroliza białek jest procesem stopniowym, w którego wyniku otrzymuje się coraz krótsze łańcuchy polipep-

tydowe, oligopeptydowe, a w końcowym etapie aminokwasy.

białkozłozone

O ©

* *O *

% Oi O o G

białka proste

oligopeptydy

aminokwasy

□ Reakcje charakterystyczneDo wykrywania białek stosuje się:

■ reakcję ksantoproteinową, świadczącą o obecności reszt aminokwasów aromatycznych. Pod wpływem

stężonego roztworu kwasu azotowego(V) białko przyjmuje żółte zabarwienie, zmieniające się na pomarań

czowe po dodaniu amoniaku;

■ reakcję biuretową, świadczącą o obecności co najmniej dwóch wiązań peptydowych bezpośrednio obok

siebie lub przedzielonych nie więcej niż jednym atomem węgla. D odanie roztworu siarcz anu(VI) miedzi(II)

do zasadowego roztworu białka powoduje pojawienie się fioletowego zabarwienia.


135. Wykrywanie białek j 283

135. Wykrywanie białek

I Reakcja ksantoproteinowaReakcja ksantoproteinowa to reakcja barwna, wykorzystywana do wykrywania obecności białek. Świadczy

ona o obecności reszt aminokwasów aromatycznych - pod wpływem stężonego kwasu azotowego(V) białko

przyjmuje żółte zabarwienie, które zmienia się na pomarańczowe po dodaniu zasady.

0 0 0II h n o 3 II o m II

'/www— [\J — Q-— w w m ------ > ł/www— [sj (J{~| — (J— ww wv ------ > jw w w* — 1\] (2H — C —

'NO,

OH

żółte zabarwienie pomarańczowe zabarwienie

Doświadczenie 1.

Wykrywanie białek - reakcja ksantoproteinowa

Uwaga ! Podczas wykonywania doświadczenia trzeba zachować wszelkie środki ostrożności.

Należy używać okularów i rękawic ochronnych.

Do probówki zawierającej białko jaja kurzego dodajemy kilka kropli stężonego kwasu azoto-

wego(V). Po 2 minutach dodajemy 3 cm3 10-procentowego roztworu wodorotlenku sodu.

Obserwacje: białko pod wpływem stężonego kwasu azotowego(V) przybiera charakterystyczne

żółte zabarwienie. Po dodaniu wodorotlenku ż ółte zabarwienie przechodzi w pomarańczowe.

Wnioski: białka ulegają reakcji ksantoproteinowej. Reakcja ksantoproteinowa polega na nitro

waniu pierścieni a aromatycznego reszty aminokwasu (tyrozyny lub fenyloalaniny).

¡1■

■ Reakcja biuretową■ Reakcja biur etową to reakcja barwna, wykorzystywana do wykrywania obecności białek. Świadczy ona o obec

ności wiązań peptydowych - dodanie roztworu siarczanu(VI) miedzi(II) do zasadowego roztworu białka

powoduje pojawienie się fioletowego zabarwienia.

Reakcja biuretową pozwala wykrywać wiązania peptydow e w różnych związkach or

ganicznych (nie tylko w białkach i peptydach). Warunkiem koniecznym pozytywnegowyniku tej próby jest występowanie co najmniej dwóch wiązań peptydowych znajdują

cych się obok siebie lub przedzielonych nie więcej niż jednym atomem węgla. Nazwa

tej reakcji pochodzi od najprostszego związku, który jej ulega, a mianowicie biuretu,

czyli dimeru mocznika.

O

IIH,N-C-N-I

H

Wzór biuretu

■NH,

Doświadczenie 2.

Wykrywanie białek - reakcja biuretową

Do probówki zawierającej białko jaja kurzego dodajemy kilka kropli roztworu siarczanu(VI)

miedzi(II) i 5 cm3 10-procentowego roztworu wodorotlenku sodu (nadmiar).

Obserwacje: mieszanina białka i odczynników przybiera charakterystyczne różowofioletowe

zabarwienie.

Wnioski: białka ulegają reakcji biuretowej. W wyniku reakcji jony Cu2+ulegają kompleksowaniu

przez wiązania peptydowe w łańcuchu białka.








284 I XV. BIAŁKA

Sprawdzian po dziale XV

• Zadanie 1. Białka są zbudowane z reszt aminokwasów białkowych połączonych wiązani ami peptydowymi.

Uzupełnij zdanie, tak aby było prawdziwe.

Zaznacz odpowied nią informacją.

Łańcu ch białka zawierający 125 wiązań peptydowych jest zbudow any ze 123 / 124 / 125 / 126 reszt

aminokwasowych.

•• Zadan ie 2. Struktura czwartorzędowa dotyczy białek zbudowanych z kilku łańcuch ów polipeptydowych

tworzących odpowiedni układ przestrzenny. Zaznacz poprawne dokończenie zdania.

Struktura czwartorzędowa białek jest stabilizowana

f j A. tylko przez wiązania wodorowe i oddziaływania jonowe.

j |B. tylko przez oddziaływania van der Waalsa.

[ j C. tylko przez mostki disiarczkowe i oddziaływania van der Waalsa.

i j D. przez mostki disiarczkowe, wiązania wodorowe, oddziaływania jonowe i siły van der Waalsa.

•• Zadanie 3. Poniższy schemat prezentuje jedną z reakcji umożliwiających wykrycie białka.

żółte pomarańczowezabarwienie zabarwienie


Powyższy schemat przedstawia

[_] A. reakcję z wodą bromową.

j 1 B. próbę Tollensa.

i |C. reakcję ksantoproteinową.

L J D. reakcję biuretową.

•• Zadan ie 4. Przeprowadzono następujące doświadczenie. Do probówki zawierającej białko jaja kurzego

dodano kilka kropli roztworu siarczanu(VI) miedzi(II) i kilka cm3 10-procentowego roztworu wodorotlenku

sodu (nadmiar). Zaznacz poprawne dokończenie zdania.Opisany powyżej eksperyment nosi nazwę

[ j A . reakcji biuretowej, w której wyniku obserwujemy charakterystyczne zielone zabarwienie zawartości pro

bówki.

□ B. reakcji biuretowej, w której wyniku obserwujemy charakterystyczne różowof ioletowe zabarwienie zawar

tości probówki.

□ C. reakcji ksantoproteinowej, w której wyniku obserwujemy charakterystyczne pomarańczowe zabarwieniezawartości probówki, a po dodaniu roztworu wodorotlenku staje się ono żółte.

□ D. reakcji ksantoproteinowej, w której wyniku obserwujemy charakterystyczne żółte zabarwien ie zawartości

probówki, a po dodaniu roztworu wodorotlenku staje się ono pomarańczowe.

••• Zadanie 5. Białka ulegają hydrolizie enzymatycznej, kwasowej i zasadowej. Dokończ równanie reakcji

hydrolizy białka. Napisz odpowiednie wzory półstrukturalne.

O O CH3

— C-CH2- N - C -C H - N — + H 20 — ► ............. + .............

I IH H


136. Klasyfikacja cukrów

■ Informacje ogólne

Cukry to związki organiczne składające się z atomów węgla, wodoru i tlenu.

Cukry

1proste

1dwucukry wielocukry

Cząsteczki cukrów prostych zawierają jednocześnie dwa rodzaje grup funkcyjnych: grupy hydroksylowe(—OH) i grupą aldehydową (-CH O) lub ketonową -C (O )- .

|poiihytlroksychdehvi1yj /uwieraią grupęhydroksylową ! dlcenydowcj

ipohhydroksyketony) zawierają grupęhydroksylową :karhonylową

triozy; łańcuch jest zbudowa-

j ny z 3 atomów węgla

tetrozy łańcuch jest zbudowany z4 atomów węgla

pentozy łańcuch jest zbudowany z5 atomów węgla

heksozy łańcuch jest zbudowa- Iny z6atomów węgla I

W przypadku większości cukrów prostych na każdy atom węgla przypada jedna cząsteczka wody (stąd wywo

dzi się nazwa węglowodany). Węglowodany są opisywane wzorem ogólnym C„(H20)„. Wzór ten ma obecnie

znaczenie historyczne, ponieważ jest znanych wiele cukrów, które go nie spełniają (np. 2-deoksyryboza).

■ Aldopentoza to cukier prosty zawierający grupy funkcyjne - OH oraz grupę -CHO , którego łańcuch jestzbudowany z 5 atomów węgla.

■ Ketoheksoza to cukier prosty zawierający grupy funkcyjne -OH oraz grupę -C (0 )- , którego łańcuch jestzbudowany z 6 atomów węgla.

□ Przykłady cukrów prostych

Wzót cukru

CHO1

H - C - O H1 .

CH?OH

CHO1

H—C—OH1

H- C- OH1CH2OH ,

CHO•' 1 ■

H - C - O H1•'

H - C - O H1

H - C - O H' 1 :: CH2OH

CH2OH1

C= 01

H O - C - H1

H - C - O H1

H - C - O H1

CH2OH

Rodzaj cukru aldotrioza aldotetroza aldopentoza ketoheksoza








286 XVI. CUKRY

137. Pochodzenie cukrów prostych

■ Informacje ogólneCukry proste są wytwarzane przez rośliny zielone w procesie fotosyntezy. Proces ten przebiega pod wpływem

energii świetlnej i w obecności chlorofilu (pełniącego funkcję katalizatora). Substratami reakcji fotosyntezy są

tlenek węg la(IV) i woda, a produktami cukry i tlen.

6 C02 +6 H 20 +energia świetlna chlorofil->C6H1206 +6 02

□ Występowanie cukrów prostych

Nazwa cukru

ryboza

2-deoksyryboza

glukoza

fruktoza

mannoza

g a laktoza

Wzórsumaryczny

c 5h10o5

Występowanie

c5h10o4

Q H 12o6

c6h12o6

c 6h12o6

C6H1206

wchodzi w skład rybonukleozydów, nukleotydów (np. AMP, czyli adenozynomono-fosforan), dinukleotydów (np. NADP, czyli dinukleotyd nikotynoamidoadeninowy),kwasu rybonukleinowego (RNA), niektórych koenzymów (koenzymu A) i witamin

(witaminy B 2 i B12) ____________

wchodzi w skład nukleozydów, nukleotydów i kwasów nukleinowych (DNA)

znajduje się w znacznych ilościach w owocach (zwłaszcza w winogronach, stądnazwa - cukier gronowy) i miodzie __________

znajduje się w owocach, nektarze kwiatów, miodzie, spermie ssaków

znajduje się w owocach (bardzo rzadko)

nie występuje w postaci wolnej, jest wiązana z białkiem i tłuszczem. U zwierząt występuje w postaci składnika cukru mlekowego oraz składnika substancji mózgowej

□ Porównanie zawartości glukozy i fruktozy w niektórych owocach

Owoce Glukoz.i. mas,

brzoskwinie 4,2-7,0 l, 2-1,7

gruszki 0,9-3,7 5,5-7,5

jabłka 2,5-5,5 5,4-6,4

maliny 2,4-3,3 2,0-2,8.... .... 1

śliwki 3,4-6,0 2,6-3,7 1

winogrona 6,2-8,5 7,2-9,3

O Przykład 1.

Oblicz, ile kg glukozy i ile dm3tlenu może powstać w procesie fotosyntezy z 1 m3tlenku węg la(IV ) (w przelicze-

| niu na warunki normalne), przy założeniu, że proces zachodzi z wydajnością 75%. Podaj wynik z dokładnością

do części setnych.

Rozwiązanie

■ Zapisujemy równianie procesu fotosyntezy.

6 C02 + 6 H20 + energia świetlna chlorof'i^ C5H120 6 +6 0 2

■ Na podstawie stechiometrii równania obliczamy ilość powstającej glukozy.

6 kmol C02— 1 kmol C6H120 6

6 •22,4 m3C 02 — 180 kg CgH-Ôg

1 m3— x 1,34 kg


137. Pochodzenie cukrów prostych j 287

■ Obliczamy ilość powstającej glukozy przy wydajności 7 5%.1,34 kg C6H120g — 100%

mc6H12o6— 75%

mc6H12o6=l,01 kg . . . ■ —

* Na podstawie stechiometrii równania obliczamy ilość powstającego tlenu.

6 kmol C02 — 6 kmol 0 2

czyli

1kmol C02— 1 kmol 02

22,4 m3C0 2— 22,4 m30 2

1m3C02— y

y = 1m3

■ Obliczamy ilość powstającego tlenu przy wydajności 75%.1 m3— 100%

% = 7 5%

Vq2=0,75 m3 (750 dm3)

Odpowiedź : W procesie fotosyntezy z 1m 3tlenku węgla(IV ) (przy założeniu, że proces zachodzi z wydajnością75 %) można otrzymać 1,01 kg glukozy i 750 dm3tlenu.

■ Zadania

• Zadanie 1. Proces fotosyntezy zachodzący w roślinach prowadzi do wytworzenia glukozy.

Zaznacz prawdziwe stwierdzenie.

.A. Produktami procesu fotosyntezy są glukoza, woda i tlen.

C j B. W wyniku procesu fotosyntezy wydziela się duża ilość energii.

Q C. Produktami procesu fotosyntezy są glukoza i tlen.

G D. Produktem procesu fotosyntezy jest tylko glukoza.

• Zadanie 2. Pewien cukier wchodzi w skład m.in. DNA.


Cukrem tym jest

□ A. ryboza. □ C. giukoza.

□ B. 2-deoksyryboza. □ D. fruktoza.


Nazwa zwyczajoVa cukier gronowy odnosi się do□ A. glukozy. 7-' Q c. rybozy.

L J B. fruktozy. j_ j D. 2-deoksyrybozy.

•• Zadanie 4. Oblicz, ile gramów glukozy powstanie w procesie fotosyntezy ze 100 g wody, przy założeniu, że

proces zachodzi z wydajnością n>= 60% .


W procesie fotosyntezy ze lOO g wody powstanie około

A. 60 g glukozy. C. 167 g glukozy.

□ B. 100 g glukozy. □ D. 278 g glukozy.

•• Zadanie 5. Oblicz, ile m3tlenu (odmierzonego w warunkach normalnych) powstanie w procesie fotosyntezy

ze 100 kg tlenku węgla(IV), przy założeniu, że proces zachodzi z wydajnością i*>=80%.


W procesie fotosyntezy ze 100 kg tlenku węgla( IV) powstan ie około

□ A. 2,3 m3tlenu. Q C. 50,9 m3tlenu.

G B. 40,7 m3tlenu. G D. 63,6 m3tlenu.








2 8 8 i XVI. CUKRY

138. Wzory łańcuchowe i taflowe cukrów prostych

■ Wzory FischeraCukry proste mogą występować w postaci łańcuchowej lub cyklicznej (pierścieniowej).

Budowę łańcu chową cukrów prostych ilustruje się za pomocą tzw. wzorów projekcyjnych Fischera.

W przypadku cukrów mamy do cz ynienia z tzw. izomerią optyczną (patrz temat 80). Najprostszym cukrem

prostym jest aldehyd glicerynowy, który występuje w postaci dwóch enancjomerów (w przyrodzie występuje

tylko aldehyd D-glicerynowy). Posłużył on jako wzorzec do określania tzw. konfiguracj i.

CHO CHO1

H - C - O H H O - C - H1

c h 2o h CH2OH

aldehyd D-glicerynowy aldehyd L-glicerynowy

Konfiguracja podstawników przy przedostatnim atomie węgla, nazywanym węglem konfiguracyjnym, określaszereg (D lub L), do jakiego należy dany cukier. Cukry występujące w przyrodzie należą do szeregu D (grupa

— OH przy ostatnim a symetrycznym atomie węgla jest położona po prawej stronie cząsteczki).

Wzory projekcyjne Fischera powstają przez rzutowanie na płaszczyznę cząsteczki cukru. Główny łańcuch

węglowy rysuje się pionowo, tak aby grupa aldehydowa lub ketonowa znajdowała się na górze.

H\ ^0’C

H\ ^0’C

H > Z 3’c h 2o h

i

H - C - O H21

H - C - H H - C - O H-, i

2 1C=0

31

H - C - O H H - C - O H H O - C - H H O - C - H1

41H - C - O H

4 ■H - C - O H H - C - O H H - C - O H

1

5c h 2o h 5CH2OH H - C - O H

6c h 2o h

H - C - O H61CH2OH

D-ryboza(polihydroksyaldehyd)

(aldopentoza)

D-2-deoksyryboza(polihydroksyaldehyd)

(aldopentoza)

D-glukoza(polihydroksyaldehyd)

(aldoheksoza)

D-fruktoza( poli hydroksy keton)

(ketoheksoza)

■ Wzory Hawortha

W rzeczywistości cukry proste występują głównie w postaci pierścieniowej. B udowę pierścieniow ą cukrówprostych ilustruje się za pomocą tzw. wzorów taftowych Hawortha.

□ Zasady rysowan ia wzorów cyklicznych1. Zakłada się, że pierścień leży w płaszczyźnie prostopadłej do płaszczyzny rysunku, a jego krawędź naryso

wana niżej znajduje się bliżej obserwatora.

S-D-fruktoza-D-fruktofuranoza

anomerycznyatom węgla

obserwator

5CH2O H ,o

*OH

CH,OH

OH


a-D-fruktoza:-D-fruktofuranoza


138. Wzory łańcuchowe i taflowe cukrów prostych j 289

2. W formie cyklicznej mostek tlenowy tworzy się między tzw. anomerycznym atomem węgla (atomem, do

którego jest przyłączona grupa funkcyjna -C HO lub — C (0 )—) a ostatnim asymetrycznym atomem węg la

(czyli odpowiednio między C-, i C4 dla rybozy i 2-deoksyrybozy, C, i C5dl a glukozy, C2 i C5dl a fruktozy).

Cząsteczka glukozy tworzy więc pierścień sześcioczłonowy, a cząsteczki rybozy, 2-deoksyrybozy i fruktozy - pierścień pięcioczłonowy.

Wzory D-fruktozy

CH,OH

H O - C - H

CH2OH

forma łańcuchowa

CH,OH

HO-C-

H O - C - H4 I

H- C- OH O

H—c 2

CH2OH

odmiana cykliczna

6CH,OH

h

CH,OH

OHÎ2OH

OH H

a-D-fruktofuranoza

CHoOH

OH

’-D-fruktofuranoza

3. Grupa - O H przy anomerycznym atomie węgla może znajdować się nad płaszczyzną pierścienia (odmiana

/?, anomer/?) lub pod płaszczyzną pierścienia (odmiana a, anomer«).

4. Atomy lub grupy atomów znajduj ące się po prawej stronie we wzorze Fische ra leżą pod płaszczyzną pier

ścienia we wzorze Hawortha. Z kolei atomy lub grupy atomów znajdujące się po lewej stronie we wzorze

Fischera leżą nad płaszczyzną pierścienia we wzorze Hawortha.

5. Końcowa grupa —CH 2OH (odpowiednio C5dla rybozy i 2-deoksyrybozy oraz

C6 dla glukozy i fruktozy) znajduje się nad płaszczyzną pierścieni a we wzorzeHawortha.

6. Nazwy cukrów w formie cyklicznej tworzy się od nazw pięcio- lub sześcioczło-

nowych pierścieniowych związków heterocyklicznych.

□ Wzory pierścieniowe oraz nazwy cukrów prostych

piran

O

fu ran

CH2OH o

OH

/?-D-ryboza5-D-rybofuranoza

OH1

H2|OH

5CH2OH

OH

H

OH2jOH

a-D-rybozaa-D-rybofuranoza

5CH,OH _ o

F

OH

H

OH H

yff-D-2-deoksyryboza’-D-2-deoksyrybofuranoza

5CH2O l^ o

OH

OH

a-D-2-deoksyrybozaa-D-2-de oksy ry bofura noza

y9-D-glukoza a-D-glukoza/FD-glukopiranoza a-D-glukopiranoza








2 9 0 XVI. CUKRY

139. Właściwości redukujące cukrów

■ Informacje ogólneWszystkie cukry proste mają właściwości redukujące, czyli dają pozytywny wynik prób Tollensa i Trommera.

Cukry reagujące z Cu(O H)2 oraz z Ag20 nazywa się cukrami redukującymi.

■ Uproszczony zapis reakcji cukru z odczynnikiem Tollensa

cukier prosty +Ag20 NHs >produkt utleniania cukru +2 Ag

reduktor utleniacz

■ Uproszczony zapis reakcji cukru z odczynnikiem Trommera

cukier prosty +2 Cu(OH)2 —^ produkt utleniania cukru +Cu20 +2 H20

reduktor utleniacz

Doświadczenie 1.

Reakcja cukru prostego z odczynnikiem TollensaDo probówki wprowadzamy 2 cm3 1-procentowego roztworu azotanu (V)

srebra(l) oraz 2 cm3 1-procentowego roztworu wodorotlenku sodu, a następnie

dodajemy kroplami stężony roztwór amoniaku aż do rozpuszczenia strąconego

początkowo osadu. Do przygotowanego roztworu dodajemy szczyptę glukozy

i całość mieszamy (1). Probówkę umieszczamy w łaźni wodnej i ogrzewamy

przez kilka minut (2).

Obserwacje: po kilku minutach ogrzewania na ściankach probówki osadza się

lustro srebrne lub strąca się czarny, bezpostaciowy osad.

Wnioski: glukoza wykazuje właściwości redukujące.

Doświadczenie 2.

Reakcja cukru p rostego z odczynnikiem Trommera

Do probówki wprowadzamy kilka cm3roztworu siarczanu(VI) miedzi(ll) i doda

jemy tyle roztworu wodorotlenku sodu, aż zawartość probówki stanie się szafi

rowym roztworem. Do przygotowanej mieszaniny dodajemy szczyptę fruktozy.

Zawartość probówki mieszamy (1), po czym ogrzewamy do wrzenia nad pło

mieniem palnika (2).

Obserwacje: po kilku minutach ogrzewania z szafirowego roztworu strąca się

ceglastoczerwony osad.Wnioski: fruktoza wykazuje właściwości redukujące.

Fruktoza daje pozytywny wynik próby Tollensa i Trommera (mimo że nie ma grupy aldehydowej), ponieważ

w środowisku zasadowym zachodzi proces izomeryzacji i fruktoza przekształca się m.in. w glukozę:

OH-

HO

H - C - HIc=o<*-IC- H

OH

OH J

CH2OH

D-fruktoza

41H- C

H- C

H

HO

H

H

'C- H

■T OH

H

OH

OH6Ic h 2o h

D-glukoza


140. Właściwości glukozy i fruktozy 29 1

140. Właściwości glukozy i fruktozy

■ Właściwości fizyczneGlukoza i fruktoza są przedstawicielami cukrów prostych, czyli

monosacharydów. Cukry te charakteryzują się tym, że:

■ są krystalicznymi, białymi ciałami stałymi;

■ bardzo dobrze rozpuszczają się w wodzie, słabo w alkoho

lach, a nie rozpuszczają się w niepolarnych rozpuszczalnikach

organicznych;

■ ich wodne roztwory mają odczyn obojętny;

* mają słodki smak.

Glukoza wsypana do wody bardzo dobrze się w niej rozpuszcza (1).Nie rozpuszcza się w alkoholu (2) i heksanie (3). Roztwór glukozy maodczyn obojętny)

■ Właściwości chemiczne

□ Właściwości redukująceGlukoza i fruktoza wykazują właściwości redukujące (reagują z odczynnikami Tollensa i Trommera) (patrztemat 139).

Cukier wykazuje właściwości redukujące, j eżeli

■ we wzorze łańcuchowym cukru znajduje się grupa aldehydowa (ryboza, 2-deoksyryboza, glukoza) lub ugrupowanie typu (fruktoza):

I

c=oI

H-C-OH

■ we wzorze pierścieniowym znajduje się ugrupowanie typu:

fragment pierścienia cukru

grupa hydroksylowa przyanomerycznym atomie węgla

anomeryczny atom węgla

□ Właściwości utleniająceMonosacharydy mogą ulegać reakcji redukcji, przyłączając wodór do anomerycznego atomu węgla. W wyniku

tej reakcji powstają alkohole wielowodorotlenowe.

■ Redukcja glukozy

CHO|

CH2OH

H - C - O H H- C- OH

H O - C - H1

|

[H] HO—C —H

H - C - O H H- C- OH|H - C - O H

|

|

H - C - O H

CH2OH|

, CH20H

D-glukoza sorbitol

Sorbitol to bezbarwna substancja krystaliczna o słodkim smaku, dobrze rozpuszczalna w wodzie, stosowanam.in. jako dodatek do żywności.








292 J XVI. CUKRY

■ Redukcja rybozy

CHO CH2OH

H - C - O H H- C- OH

H - C - O H [H] H- C- OH

H - C - O H O

1

- u-1

CH2OH c h 2o h

D-ryboza rybitol

Rybito lto składnik witaminy B2 (ryboflawiny).

□ Fermentacja alkoholowaGlukoza i fruktoza ulegają fermentacji alkoholowej, czyli beztlenowemu procesowi rozkładu cukrów do alkoholu

etylowego i tlenku węgla(IV) zachodzącemu pod wpływem enzymów występujących w drożdżach.

j enzymy .( C6H 120 6--- — ^2 C2H5OH +2C02t

| □ Przemiany metaboliczne| Glukoza i fruktoza ulegają przemianom metabolicznym (w komórkach organizmów) do tlenku węgla(IV)

! i wody. W p rzemianie tej jest wydzielana również energia - glukoza pełni funkcję najważniejszego źródła

I energii organizmów ludzi i zwierząt.enzymy

| C6H120 6+6 0 2------ ^ 6 C02 +6 H 20 + energia

■ Odróżnianie glukozy od fruktozyGlukoza łatwo ulega utlenieniu. Czynnikiem utleniającym może być wodny roztwór bromu. Fruktoza nie ulega

takiej reakcji, dlatego aby odróżnić glukozę od fruktozy stosuje się próbę z wodą bromową w obecności wo

dorowęglanu sodu, który jest dodawany w celu utrzymania słabo zasadowego odczynu mieszaniny reakcyjnej.

H-

HO-

H-

H-

CHOI

-C-OH

-H

-OH

-OH

D-glukozareduktor

4- Br2 + 2 N aH C0 3

utleniacz

CH,OH

COOHI

-OH-C-I

-C-H

H

HOI

H - C - O HI

H - C - O HICH2OH

kwas glukonowy

+2 NaBr +2 C02+ H20

Doświadczenie 1.

Odróżnianie glukozy od fruktozy

Do dwóch probówek wprowadzamy po 2 cm3wody bromowej oraz

szczyptę wodorowęglanu sodu i lekko mieszamy zawartość pro

bówek. Nastę pnie do jednej probówki wlewamy 2 cm3 roztworu

glukozy o stężeniu 0,5 mol •dm3, a do drugiej 2 cm3 roztworu fruk

tozy o stężeniu 0,5 mol •dm3. Wstrząsamy zawartością probówek.

Obserwacje: w probówce zawierającej glukozę następuje odbarwie

nie wody bromowej. W probówce zawierającej fruktozę nie obser

wuje się odbarwienia wody bromowej.

Wnioski: glukoza reaguje z wodą bromową w obecności wodorowęglanu sodu i utlenia się do kwasu glukonowego. Fruktoza nie

ulega reakcji z wodą bromową w obecności wodorowęglanu sodu.

glukoza

Br->+

fruktoza

NaHC03'^ v —z'

Br2 +

NaHCO,


141. Budowa i występowanie dwucukrów 293

141. Budowa i występowanie dwucukrów

■ Budowa dwucukrów

Cząsteczki dwucukrów są zbudowane z dwóch reszt monosacharydów połączonych wiązaniem glikozydowym.

Wiązanie glikozydowe tworzy się między grupą hydroksylową połączoną z anomerycznym atomem węgla

jednego cukru a dowolną grupą hydroksylową drugiego cukru.

□ Budowa sacharozyCząsteczka sacharozy jest zbudowana z dwóch reszt cukrów prostych: glukozy i fruktozy, które są połączoneze sobą atomem tlenu.

W cząsteczce sacharozy wiązanie glikozydowe jest utworzone między atomami Q reszty a-glukozy i C2 reszty^-fruktozy.

reszta a-glukozy

wiązanie a,/M,2-0-glikozydowe

reszta -fruktozy

□ Budowa maltozyCząsteczka maltozy jest zbudowana z dwóch reszt a-glukozy. Wiązanie glikozydowe jest utworzone międzyatomem C] reszty pierwszej a-glukozy i C4 drugiej reszty a-glukozy.

CH,OH

CH->OH c h 2o h

H t OH

reszta a-glukozy reszta a-glukozy

wiązanie a-l,4-0-glikozydowe

Występowanie dwucukrów

Nazwa cukru

sacharoza

maltoza

celobioza

laktoza

Występowanie

znajduje się w owocach, liściach, łodygach, nasionach i kwiatach niektórych roślin, jestgłównym składnikiem cukru trzcinowego i cukru buraczanego

w stanie wolnym występuje rzadko, np. w kiełkujących nasionach; jest przejściowymproduktem trawienia skrobi

nie występuje w stanie wolnym w roślinach; jest przejściowym produktem hydrolizycelulozy

znajduje się w mleku ssaków (stąd nazywana jest cukrem mlecznym); mleko kobiecezawiera ok. 6% mas., a mleko krowie ok. 4,5% mas. laktozy








294 XVI. CUKRY

142. W łaściwości redukujące dwucukrów

■ Informacje ogólneDwucukry w zależności od budowy wykazują właściwośc i redukujące (reagują z odczynnikami Tollensa i Trom-

mera) lub ich nie wykazują.

Sacharoza nie wykazuje właśc iwości redukujących, ponieważ oba anomeryczne atomy węgla są zablokowane

wiązaniem glikozydowym (przy anomerycznych atomach węgla nie ma grup hydroksylowych). Sacharoza jest

cukrem nieredukującym.

6CH2O ł^ O

4|OH

CH2OH


wiązanie glikozydowe


H

Maltoza wykazuje właściwości redukujące, ponieważ do jednego z anomerycznych atomów węgla jest przy

łączona grupa hydroksylowa. Maltoza jest cukrem redukującym.

anomeryczny atom węgla

6CH2OHanomerycznyatom węgla

wiązanie glikozydowe

grupa hydroksylowaprzyłączona doanomerycznegoatomu weala

□ Przykład 1.

Przeanalizuj poniższe struktury i określ, czy cukry te wykazują właściwości redukujące.

Rozwiązanie i odpowiedźCH,OH

CH,OH

CH,OH

OH H

sacharoza laktoza

Cząsteczka sacharozy jest zbudowana z reszty D-gluko-

zy i reszty D-fruktozy. Wiązan ie O-glikozydowe znajduje

się między anomerycznymi atomami węgla. W związku

z tym, cukier ten nie wykazuje właściwości redukujących.

Cząsteczka laktozy jest zbudowana z reszty D-galak-

tozy i reszty D-glukozy. Przy anomerycznym atomie

węgla reszty D-glukozy znajduje się grupa - O H . Cu

kier ten ma zatem właściwości redukujące.


142. Właściwości redukujące dwucukrów j 295

Doświadczenie 1 .

Badanie właściwości redukujących sacharozy i maltozy

Próba Tollensa

Do dwóch probówek wprowadzamy po 2 cm3 roztworu azotanu(V) srebra(l) oraz po 2 cm3roztworu wodo

rotlenku sodu, a następnie dodajemy kroplami stężony roztwór amoniaku (probówka nr 1, fot. a, fot. b) aż do

rozpuszczenia strąconego początkowo osadu (probówka nr 2, fot. a, fot. b). Do przygotowanych roztworów

dodajemy po szczypcie badanego dwucukru: do jednego sacharozy (probówka nr 3, fot. a), a do drugiego maltozy

(probówka nr 3, fot. b). Probówki umieszczamy w łaźni wodnej i ogrzewamy przez kilka minut.

Obserwacje: po kilku minutach ogrzewania w probówce z maltozą osadza się na ściankach lustro srebrne lub

strąca się czarny, bezpostaciowy osad. W probówce z sacha rozą nie strącił się osad.

I I I I

1 Immem

n;2 j

■

Próba Trommera

Do dwóch probówek wprowadzamy po kilka cm3 roztworu siarczanu (VI) miedzi (i I) idoda jemy odpowiednią ilość

roztworu wodorotlenku sodu (aż do uzyskania szafirowego roztworu). Następnie do probówek wprowadzamy po

szczypcie badanego dwucukru: do jednej sacharozy (fot. c), a do drugiej maltozy (fot. d). Zawartość probówek

mieszamy (probówka nr 1, fot. c, fot. d), po czym ogrzewamy do wrzenia nad płomieniem palnika (probówkanr 2, fot. c, fot. d).

Obserwacje: w probówce z maltozą powstał szafirowy roztwór, a po jego ogrzaniu strącił się ceglastoczerwony

osad. W probówce z sacharozą powstał szafirowy roztwór, a po jego ogrzaniu strącił się czarny osad.

1 ^ p i

c 12 : d l i

2

t __

Wnioski: Sacharoza nie wykazuje właściwości redukujących. Maltoza wykazuje właściwości redukujące.

Uwaga: W próbie Trommera strącenie się w probówce z sacharozą czarnego osadu (CuO) jest wynikiem termicznego rozkładu wodorotlenku miedzi( II):

Cu(OH )2— »■CuOł + H20








296 XVI. CUKRY

143. Właściwości dwucukrów

■ Właściwości fizyczneDisacharydy charakteryzują się tym, że: i,

■ są krystalicznymi, białymi ciałami stałymi; i *

b na ogół są nierozpuszczalne w wodzie (z wyjątkiem sacharozy); •

m ich wodne roztwory mają odczyn obojętny;

B mają słodki smak. Sacharoza

I ■ Właściwości chemiczne

j □ Właściwości redukująceDwucukry w zależności od budowy wykazują właściwości redukujące lub ich nie wykazują (patrz temat 142).

□ HydrolizaDwucukry ulegają hydrolizie w środowisku kwaśnym do cukrów prostych.

C12H22°11 + H2° 2 C6H12°6disacharyd monosacharyd

np.

sacharoza a-D-glukoza /?-D-fruktoza

5ch ,oh

H+

H OH

a-D-glukoza

Hydroliza sacharozy w gorącym rozcieńczonym roztworze kwasu prowadzi do otrzymania równych ilości

D-glukozy i D-fruktozy. Mieszaninę tę nazywa się cukrem inwertowanym.

Podczas hydrolizy, początkowo prawoskrętność roztworu stopnio

wo zmniejsza się, osiąga zero i po pewnym czasie roztwór staje

się lewoskrętny. Obserwuje się zjawisko odwrócenia (inwersji)

kierunku tzw. skręcalności właściwej roztworu ([a]).

sacharoza +woda —►D-glukoza +D-fruktoza

Cukier inwertowany jest znacznie słodszy od sacharozy, ponieważ

fruktoza jest najsłodsza z cukrów. Cukier inwertowany występuje

w dużych ilościach w miodzie.

Skręcalność właściwa roztworów cukrów

Cukier \«\

sacharoza

D-gLukoza

D-fruktoza

cukier inwertowany

+66,4°

+52,7°

-92,4°

- 20°


143. Właściwości dwucukrów I 297

Doświadczenie 1.

Badanie właściwości produktów hydrolizy sacharozy

j Do probówki wlewamy 2 cm3 rozcieńczonego kwasu solnego i dodajemy-szczyptę sacharozy. Ogrzewamy

j mieszaninę przez kilka minut (1). Po ochłodzeniu mieszaniny dodajemy kroplami roztwór wodorotlenku sodu

j aż do uzyskania odczynu lekko zasadowego (2). Następnie wprowadzamy kilka cm3 roztworu siarcz anu(VI)

[ miedzi(II) (3). Zawartość probówki mieszamy i ogrzewamy do wrzenia nad płomieniem palnika (4).

[■■■.■.■0fesefwacjfi>--;pi>-d0daniu roztworu siarczanu (VI ) miedzi (i I) w probówce powsta ł szaf irowy roztwór, a po jego j: ogrzaniu strącił się cegiastoczerwony osad.

i Wniosk i: podczas ogrzewania wodnego roztworu sacharozy z kwasem solnym zachodzi hydroliza, w której !

: wyniku powstają cukry proste (glukoza i fruktoza) wykazujące właściwości redukujące. ;

■ Zadania

••• Zadanie 1. Przeprowadzono eksperyment. Do probówki z rozcieńczonym kwasem solnym wprowadzono

szczyptę sacharozy i ogrzewano mieszaninę przez kilka minut. Po ochłodzeniu mieszaniny wkraplano roz

twór wodorotlenku sodu aż do uzyskania odczynu lekko zasadowego. Następnie wlano kilka cm3roztworu

siarczanu(VI) miedzi(II). Zawartość probówki wymieszano, oceniono barwę uzyskanego roztworu, po czym

ogrzewano do wrzenia nad płomieniem palnika.


Zaobserwowano, żef I A. po kilku minutach ogrzewania na ściankach probówki osadziło się lustro srebrowe.

[ j B. zawartość probówki przybrała szafirową barwę, a po ogrzaniu strącił się czarny osad.

jj C. pojawiło się charakterystyczne różowofioletowe zabarwienie roztworu.

L J D. zawartość probówki przybrała szafirową barwę, a po ogrzaniu strąci ł się cegiastoczerwony osad.

•• Zadanie 2. Ob licz masę glukozy uzyskaną podczas kwasowej hydrolizy 171 kg sacharozy, przy założeniu, że

zachodzi ona z 90-procentową wydajnością.


Masa otrzymanej glukozy wynosi

[J A . 77 kg [J B . 86 kg 0 C. 81 kg 0 D. 90 kg

••• Zadanie 3. Oblicz masę maltozy, którą poddano hydrolizie w środowisku kwaśnym, jeżeli w wyniku procesu

przebiegającego z wydajnością 80% otrzymano 72 kg glukozy..


Masa otrzymanej maltozy wynosi

□ A. 54,7 kg [ IB . 68,4 kg 0 C. 85,5 kg 0 D. 109,4 kg








298 XVI. CUKRY

144. Budowa i występowanie wielocukrów

■ Budowa wielocukrówCząsteczki wielocukrów (polisacharydów) są zbudo- Wzór ogólny wielocukrów

wane z wielu reszt monosacharydów połączonych

wiązaniami glikozydowymi. Mogą tworzyć łańcuchy n _ faba ^ cukm prostego

liniowe lub rozgałęzione.

□ Budowa skrobiSkrobia składa się z dwóch polisacharydów: nierozgałęzionej amylozy i rozgałęzionej amylopektyny. Liczba

reszt glukozowych w cząsteczkach amylozy i amylopektyny wynosi od kilkuset do kilku tysięcy. Amyloza stanowi

ok. 20% mas. skrobi.

■ Amyloza

Cząsteczki amylozy zawierają kilkaset fragmentów «-glukozy, a ich łańcuchy są liniowe.

W c ząsteczce amylozy wyst ępują wiązania a-1,4-0-glikozydowe.

W cząs teczce amylozy występują takie same wiązania jak w cząsteczce maltozy.

■ Amylopektyna

Cząsteczki amylopektyny składają się z reszt «-glukozy. Mają rozgałęzione łańcuchy.

W amylopektynie występują wiązani a «-1,4-0-glikozydowe oraz wiązania a-1,6-0-glikozydowe - te wiązania

występują w miejscach rozgałęzień łańcucha.

□ Budowa celulozyCeluloza jest nierozgałęzionym polisacharydem. Jej cząsteczki mają od kilkuset

do kilkunastu tysięcy reszt -glukozy. W cząsteczc e celulozy występu ją CH2OH

wiązania /M,4-0-glikozydowe.

Celuloza jest również zwana błonnikiem.


144. Budowa i występowanie wielocukrów | 299

□ Budowa chitynyChityna zawiera w swojej strukturze, oprócz atomów węgla, wodoru i tlenu, atomy azotu.

| ■ Występowanie wielocukrów

najwięcej jest jej we włóknach juty i lnu oraz włoskach okrywających nasiona bawełnysi (nawet ok. 90% ), w drewnie 45-50%; składnik budulcowy ściany komórkowej roślin oraz

niektórych bakterii, glonów i grzybów

substancja budulcowa pancerzy skorupiaków 1owadów oraz ścian komórkowych większo-wj ści gatunków grzybów

materiał zapasowy bakterii i drożdży; szeroko stosowany w medycynie, m.in. jako środeki* krwiozastępczy

*1, w mięśniach i wątrobie organizmów; materiał zapasowy organizmów zwierząt

isj produkowana w organizmach ssaków; stosowana w medycynie jako środekis przeciwzakrzepowy

składnik macierzy międzykomórkowej skóry właściwej oraz mazi stawowej; używany m.in. j w kosmetykach poprawiających elastyczność skóry

w bulwach, korzeniach, liściach, nasionach, owocach, rdzeniu łodygi i kłączach; głównied w ziarnach zbóż, bulwach ziemniaka i manioku oraz kolbach kukurydzy; najważniejszysi cukier zapasowy roślin

■ Zadania

•• Zadanie 1. Oceń prawdziwość zdań. Zaznacz P, jeśli zdanie jest prawdziwe, lub F, jeśli jest fałszywe.

1 j Skrobia jest zbudowana z bardzo dużej liczby reszt «-glukozy. P / F

II Skrobia występuje w postaci dwóch odmian: amylozy i amylopektyny. P / F

III Celuloza występuje w postaci dwóch odmian: amylozy i amylopektyny. P / F

•Z adanie 2. Oceń prawdziwość zdań. Zaznacz P, jeśli zdanie jest prawdziwe, lub F, jeśli jest fałszywe.

1 Łańcuchy amylozy są rozgałęzione P / F

II Łańcuchy amylopektyny są rozgałęzione. P / F

III Amyloza może występować w postaci makrocząsteczek rozgałęzionych lub nierozgałęzionych.---- ------ ----------- . ______ _____ ______ ___

P / F

Nazwa cukru

celuloza

chityna

dekstran

glikogen

heparyna

kwas hialuronowy

skrobia








BOO XVI. CUKRY

145. Wykrywanie skrobi

■ Wykrywanie skrobiSkrobię wykrywa się za pomocą tzw. płynu Lugola (wodnego roztworu jodu z dodatkiem jodku p otasu) lub

jodyny (rozcieńczonego roztworu jodu w etanolu o stężeniu ok. 90% objętościowych z dodatkiem jodku potasu).

Doświadczenie 1.

Wykrywanie skrobi

Do probówki wsypujemy szczyptę skrobi (mąki ziemniaczanej)

i wlewamy 5 cm3zimnej wody. W zlewce zagotowujemy 50 cm3

wody i do wrzątku dodajemy, ciągle mieszając, zawiesinę z pro

bówki. Ochładzamy otrzymany kleik skrobiowy i wkraplamy do

niego płyn Lugola.

Obserwacje: po dodaniu do kleiku skrobiowego płynu Lugolapojawia się ciemnogranatowe zabarwienie.

Wnioski: skrobia pod wpływem płynu Lugola barwi się na gra

natowo. To zabarwienie umożliwia wykrywanie skrobi w różnych

produktach.

□ Wyjaśnienie zjawiskaW opisanym eksperymencie nie zachodzi reakcja chemiczna, jest to zjawisko fizyczne. Badan ia rentgenograficz-

ne wykazały, żełańcuchy amylozy przyjmują kształt linii śrubowej (helisa). Cząsteczki jodu migrują do wnętrza

helisy i zostają tam uwięzione (pojawia się ciemnogranatowe zabarwienie). Gdyby układ poddać dalszemu

ogrzaniu, to struktura helikalna skrobi uległaby zniszczeniu, a cząsteczki jodu zostałyby uwolnione i zniknęłoby

ciemnogranatowe zabarwienie). Kolejne obniżenie temperatury układu spowodowałoby odtworzenie helisy

z uwięzionymi cząsteczkami jodu i ciemnogranatowe zabarwienie pojawiłoby się ponownie.

Tworzenie helikalnej struktury skrobi z uwięzionymi cząsteczkami jodu

*i

Po dodaniu płynu Lugola dokleiku skrobiowego pojawia sięciemnogranatowe zabarwienie

Po podgrzaniu układuzanika ciemnogranatowezabarwienie

Po ochłodzeniu układu, ponowniepojawia się ciemnogranatowezabarwienie


146. Właściwości wielocukrów 30 1

146. Właściwości wielocukrów

■ Właściwości fizyczneSkrobia

■ jest białym, bezpostaciowym ciałem stałym;

■ jest nierozpuszczalna w zimnej wodzie, a w gorącej

tworzy koloid;

■ nie ma smaku i zapachu.

Celuloza

■ jest białym ciałem stałym o budowie włóknistej;

■ jest nierozpuszczalna w wodzie, nawet po podgrzaniu;

■ jest najbardziej rozpowszechnionym w przyrodzie

związkiem organicznym.

■ Właściwości chemiczne

□ Właściwości redukująceWielocukry nie wykazują właściwości redukujących (ni e reagują z odczynnikami Tollensa i Trommera), ponieważ

wszystkie anomeryczne atomy węgla są zablokowane wiązaniami glikozydowymi (przy anomerycznych atomachwęgla nie ma grup hydroksylowych) (patrz temat 139).

s 18

Skrobia - próba Tollensa - wynik negatywny Skrobia - próba Trommera - wynik negatywny

j □ Hydroliza j Wielocukry ulegają hydrolizie w środowisku kwaśnym i rozpadają się na coraz krótsze fragmenty i ostatecznie

na cukry proste.

■ Skrobia podczas hydrolizy w środowisku kwaśnym rozpada się na coraz krótsze fragmenty, tworząc tzw.dekstryny, a następnie na maltozę i na końcu glukozę.

(C6H 10O5)n +n H 20 ---->n C6H1206

Hydroliza skrobi zachodzi również pod wpływem enzymów trawiennych człowieka i zwierząt.

(c6h 10o5

dekstryny

i, ~ . H2° , enzymy H 20, enzymy H,0, enzymy(C6H10°5)/1---------- >■(f-6 10 5)*------------- C12H22011----------- =*n C6H120 6

skrobia

H- 0

6CH2OH

H + (n HoO

maltoza

n 4

glukoza

6CH,OH

glukoza








302 ! XVI. CUKRY

■ Hydroliza celulozy w środowisku kwaśnym zachodzi bardzo wolno. Końcowym produktem jest glukoza.

Organizm człowieka nie produkuje enzymów umożliwiających trawienie celulozy. Celuloza jest trawiona

przez zwierzęta przeżuwające.

Doświadczenie 1

Badanie właściwości produktów hydrolizy skrobi

I Do 5 cm3 kleiku skrobiowego wprowadzamy 2 cm3 rozcieńczo-i

i nego kwasu solnego i ogrzewamy mieszaninę przez kilkanaście;

; minut. Po ochłodzeniu mieszaniny dodajemy kroplami roztwór

; wodorotlenku sodu, aż do uzyskania odczynu lekko zasadowego,

i Następnie wprowadzamy kilka cm3 roztworu siarczanu (VI) mie-

dzi(ll) . Zawartość probówki mieszamy i ogrzewamy do wrzenia

1 nad płomieniem palnika.

i Obserw acje: po dodaniu roztworu siarczanu(VI) miedzi(II)

■ powsta ł szafirowy roztwór, a po jego ogrzaniu po jawił się ce-; glastoczerwony osad.

1 Wn iosk i: podczas ogrzewania kleiku skrobiowego z kwasem

solnym zachodzi hydroliza, w której wyniku powstaje glukoza

■ wykazująca właściwości redukujące.

□ Przemiany celulozyCelulozę można poddawać licznym modyfikacjom chemicznym

■ Estryfikacja kwasem azotowym(V)

Produktem reakcji estryfikacji celulozy kwasem azotowym(V) jest nitroceluloza.

Nitroceluloza jest stosowana m.in. w technologii materiałów wybuchowych.

■ Estryfikacja kwasem octowym

Produktem reakcji estryfikacji celulozy kwasem octowym jest octan celulozy.

Octan celulozy jest stosowany m.in. w technologii tworzyw sztucznych, lakierów i farb drukarskich. J


147. Syntezy chemiczne zudziałem cukrów I 303

147. Syntezy chemiczne z udziałem cukrów

□ Przykład 1.

Napisz równania reakcji przedstawionych na poniższych schematach,

a) glukoza ---- etX wy ~ * oct,in c:tylu

I b ) ■ ‘J | uk0Łi “ ■ ¿ ¡¡ ¡¡ ¡¡ 5) - • «ten

I c) skrobia - . glukoza . f ° l’°l _ . ald«hyd — J j ’ 3 etylowy octowy j

i d) fruktoza - - a'k?ho1 - - aldehyd - k" a! _ J j ’ etylowy octowy octowy j

i Rozwiązanie

| a) C6H120 6- en- my ■>2 C2H5OH +2 C02

j C2H5OH + CHj COO H CH 3COOC2H5+ H20

b) C12H22011+ H20 ^ U 2 C 6Hi206

C6H1206 ■— y-y->2 C2H5OH + 2 C02

C2H5OH -A"2° —temf’>c h 2= c h 2 + h 2o

C) (C6H10O5)„ +nH 2O - ^ n C 6H12O6

C6H1206 my >2 C2H5OH +2 C02

C2H5OH + CuO —►CH3CHO + H20 + Cu

CH3CHO + Ag20 -► CH 3COOH + 2 Ag

d) C6Hł20 6-_ - my >2 C2H5OH +2 C0 2

C2H5OH +C uO - mp'^ CH 3CHO + H20 +Cu

CH3CHO + Ag20 —►CH3COOH +2 Ag

CH3COOH +C6H5OH CH3COOC6H5 + H20

□ Przykład 2. j

Napisz równania reakcji przedstawionych na poniższych schematach. Napisz nazwy związków chemicznych joznaczonych literami. j

chlorofil enzymy CH3COOH ja) tlenek węgla(IV) ------ >B <-jH"g0=Ł C j

I, . , , enzymy CuO _ Cu (OH), _ HOCH2CH2OH jb) glukoza------ Â ------- ^ B — C < = = = * D

temp. temp. n2iu 4

kwasoctowy

octanfenylu

1anZlu








302 XVI. CUKRY

■ Hydroliza celulozy w środowisku kwaśnym zachodzi bardzo wolno. Końcowym produktem jest glukoza.

Organizm człowieka nie produkuje enzymów umożliwiających trawienie celulozy. Celuloza jest trawiona

przez zwierzęta przeżuwające.

Doświadczenie 1.

Badanie właściwości produktów hydrolizy skrobi

: Do 5 cm3 kleiku skrobiowego wprowadzamy 2cm3 rozcieńczo-

i nego kwasu solnego i ogrzewamy mieszaninę przez kilkanaście

; minut. Po ochłodzeniu mieszaniny dodajemy kroplami roztwór

: wodorotlenku sodu, aż do uzyskania odczynu lekko zasadowego.

I Następnie wprowadzamy kilka cm3 roztworu siarczanu(VI) mie

dzi (II). Zawartość probówki mieszamy i ogrzewamy do wrzenia

: nad płomieniem palnika.

' Obserwac je: po dodaniu roztworu siarczanu(VI) miedzi(II)

; powstał szafirowy roztwór, a po jego ogrzaniu pojawił się ce-; glastoczerwony osad.

: Wnioski: podczas ogrzewania kleiku skrobiowego z kwasem

solnym zachodzi hydroliza, w której wyniku powstaje glukoza

wykazująca właściwości redukujące.

□ Przemiany celulozyCelulozę można poddawać licznym modyfikacjom chemicznym.

■ Estryfikacja kwasem azotowym (V)

Produktem reakcji estryfikacji celulozy kwasem azotowym(V) jest nitroceluloza.

HO

CH2OH

H,SO/H +3n HNO, -2—^ HO

CH20N0 2

H 0N02

nitroceluloza

■H+ 3n H ,0

Nitroceluloza jest stosowana m.in. w technologii materiałów wybuchowych.

■ Estryfikacja kwasem octowym

Produktem reakcji estryfikacji celulozy kwasem octowym jest octan celulozy.

HO

CH20C(0 )CH3(X

\ H

H +3n H 20

H 0C(0)CH3J

octan celulozy

Octan celulozy jest stosowany m.in. w technologii tworzyw sztucznych, lakierów i farb drukarskich.


147. Syntezy chemiczne z udziałem cukrów ! 303

147. Syntezy chemiczne z udziałem cukrów

□ Przykład 1.

Napisz równania reakcji przedstawionych na poniższych schematach.

a)

b)

c)

d)

glukoza

maltoza —

fruktoza

Rozwiązanie

alkoholetylowy

glukoza

octan etylu

alkoholetylowy

alkoholetylowy

aldehyd

octowy

eten

aldehydoctowy

kwas

octowy

kwasoctowy

octanfenylu

a) C6H 120 6 2 C2H5OH + 2 C02

C2H5OH +c h 3co oh

b) C12H2201•) + H20

r u n enzymyL6H 12U6 ---------------

CH2COOC2H5+ H20

^2 C 6H1206

2 C2H5OH +2 C02

c 2h5oh A‘2° 3,temp>CH2= CH 2+ H20

c) (QHiqOs),, + n H 20HC l

n C6H1206

C6H 120 6 ■enzymy > 2 C2H5OH +2 C0 2

C2H5OH +CuO — CH3CHO + H20 +Cu

CH3CHO +Ag20 — CH3COOH + 2 Ag

d) C6H120 6 enzymY >2 C2H5OH +2 C02

C2H5OH +CuOtemp.

■CHjCHO +H20 + Cu

CH3CHO +Ag20 — CH3COOH +2

CH3COOH + C6H5OHh 2so 4

ch 3coo c6h5+h 2o

□ Przykład 2.

Napisz równania reakcji przedstawionych na poniższych schematach. Napisz nazwy związków chemicznychoznaczonych literami.

, . . . chlorofil enzymy C H3C00Ha) tlenek węgla(IV)------ >■A ------- B C

enzymy Cu0b) glukoza------ --------

temp.

Cu ( 0 H ) 2

temp.

H2S04

H0CH2CH20HC :

H,S0,








304 XVI. CUKRY

c) maltozaH?0 enzymy HBr KOH

HCl

Rozwiązanie chlorofila) 6 C02+ 6 H20 +energia świetlna------ ^ C6H120 6+ 6 02

A

A - glukoza

C6H120 6 enZymY >2 C2H5OH +2 C0 2

B

B - alkohol etylowy

c h 3co oh +C2H5OH CH3COOCH2CH3+ H20

CC - octan etylu

b) e 6H120 6 C2H5OH + 2 C02

A

A - alkohol etylowy

C2H5OH +CuO CH3CHO + H20 + Cu

B

B - aldehyd octowy, etanal

CH3CHO +2 Cu(OH )2 CH3COOH +Cu20 +2 H20

C

C - kwas octowy

2 c h 3co oh +h oc h 2c h 2oh CH3COOCH2CH2OOCCH3+ 2 H20

D

D - dietanian etano-1,2-diolu, dioctan glikolu etylenowego

HClc) C^H Ô ^ + H20 ►2 C6H1206

A

A - glukoza

C6H120 6 enzymY ^ 2 C2H5OH + 2 C02

B

B - alkohol etylowy

C2H5OH +H Br —* C2H5Br +H20

C

C - bromoetan

C2H5Br + KOH h2° >C2H5OH + KBr

D

D - alkohol etylowy

C2H5Br + KOH et3n°' >CH2= CH 2+ KBr + H20

E

E - eten


Sprawdzian po dziale XVI j 305

Sprawdzian po dziale XVI

Zadanie 1. Podano wzory cząsteczek związków chemicznych. Zaznacz poprawne dokończenie zdania.

A. CHOI

H- C- OHI

H- C- OHICH2OH

B. CHO

H - C - O HI

H - C - O HI

H - C - O HICHO

C. COOHI

H - C - O HI

H - C - O HI

H- C- OHICHO

D. CH2OH1C= 0I

H O - C - HI

H - C - O HI

H - C - O HICH2OH

c h 2o hI

H - C - O HI

H O - C - HI

H - C - O HI

H - C - O HICH2OH

Cukrami są substancje, których cząsteczki przedstawiono za pomocą wzorów:

□ A. A i D. □ B. A, B i D. □ C. A i B. □ D. B, C i D.

Zadanie 2. Podano wzory cząsteczek związków chemicznych. Zaznacz poprawne dokończenie zdania.

A. CHOI

H - C - O HI

H - C - O HI

c h 2o h

B. CHOI

H - C - O HI

H- C- OHI

H - C - O HI

CH,OH

C. CHOI

H - C - O HI

H - C - O HI

H O - C - HICH2OH

D. CH2OHIc=oI

H O - C - HI

H- C- OHI

H- C- OHICH2OH

CHOI

H - C - O HI

H O - C - HI

H - C - O HI

H - C - O HIc h 2o h

□ d. a , B, D i e.

Wzory cząsteczek cukrów należących do szeregu D oznaczono literami:

□ A. B i C. □ B. A, B i D. □ C. A, B i E

•• Zadanie 3. Celobioza jest dwucukrem, a jego cząsteczka ma strukturę, którą opisuje poniższy wzór.


Wiązanie glikozydowe w cząsteczce celobiozy nosi nazwę

wiązania

I i A. a,fi-1,2-O-glikozydowego.

i I B. a,a-1,2-O-glikozydowego.

[~~1C. a-l ,4-O-gl ikozydowego.

n D. p-1,4-O-glikozydowego.

••• Zadanie 4. Galaktoza jest monosacharydem, którego cząsteczka ma strukturę opisaną

za pomocą wzoru obok. Wchodzi ona w skład dwucukru laktozy. Nie jest spotykana w postaci

wolnej. Jest składnikiem cukru mlekowego i substancji mózgowej u zwierząt.

Narysuj wzór anomeru a formy cyklicznej galaktozy.

••• Zadanie 5. Podano wzór cząsteczki dwucukru - celobiozy. Zaznacz wszystkie poprawne

odpowiedzi.

CHOI

H - C - O HI

H O - C - H

H O - C - HI

H - C - O HICH,OH

Co jest produktem kwasowej hydrolizy celobiozy?

□ A. a-D-glukoza

□ B./?-D-glukoza

0 C. a-L-glukoza

1 I D. /?-L-glukoza








I j ■ Zadanie 1.

Roztwory buforowe są to roztwory mieszanin związków charakteryzujące się tym, że mimo wprowadzenia do

nich niewielkich ilości kwasów czy zasad ich odczyn praktycznie nie ulega zmianie. W skład buforu wchodzą

zazwyczaj dwie substancje, z których jedna zobojętnia kwasy, a druga zobojętnia zasady. Oczywiście składniki

buforu nie mogą się wzajemnie zobojętniać, dlatego nie mogą to być mieszaniny mocnych kwasów i mocnych

zasad. Roztwór buforowy stanowi sprzężony układ kwas-zasada według teorii Brónsted a i Lowry’ego. Może

to być roztwór zawierający:

h słaby kwas i sprzężoną z nim mocną zasadę (np. bufor etanianowy),■ słabą zasadę i sprzężony z nią mocny kwas (np. bufor amonowy),

■ mieszaninę wodorosoli kwasu wieloprotonowego (np. bufor fosforanowy).

Przygotowano roztwór buforowy: dodano 30 g etanianu sodu do kolby z roztworem zawierającym 0,3 mola kwasu

etanowego. Po rozpuszczeniu etanianu sodu kolbę miarową dopełniono wodą destylowaną do objętości 500 cm3.

A. Zapisz równanie reakcji opisujące stan równowagi dynamicznej między składnikami tego buforu.

B. Wyjaśnij zasadę działania tego buforu, zapisując w formie jonowej skróconej równania reakcji będące

wynikiem dodania do roztworu buforowego porcji kwasu (wprowadzenie jonów H30+) i porcji zasady (wpro

wadzenie jonów OH").

C. Oblicz pH tego roztworu (Kch3cooh =1>8 ■10-5).

D. Wyjaśnij, dlaczego rozcieńczanie buforu nie powoduje zmiany jego pH.

E. Oblicz, jak zmieni się pH roztworu buforowego po dodaniu do niego 0,01 mola kwasu solnego. Porównaj

uzyskany wynik z wartością pH roztworu otrzymanego po dodaniu 0,01 mola HCl do 0,5 dm3 chemicznie

j czystej wody.

| O Krok 1.5 A. Wiedząc, że roztwór buforowy stanowi sprzężony układ kwas-zasada według teorii Brónsteda i Lowry’ego,

! reakcję opisującą stan równowagi dynamicznej między składnikami roztworu zapisujemy następująco:

| CHjCOOH + H2O ^ C H 3COO- + H30 +

j słaby kwas mocna zasada

i O Krok 2. j B. Dodan ie do roztworu buforowego porcji kwasu, czyli wprowadzenie do roztworu buforowego jonów H30+,

J powoduje, że jeden ze składników buforu reaguje z H30 +:

I ch 3coo- +h 3o+—» ch 3co oh +h 2o

Dodanie do roztworu buforowego porcji zasady, czyli wprowadzenie do roztworu buforowego jonów O H-,

powoduje, że drugi ze składników buforu reaguje z OH -':

c h 3c o o h + o h - +=* ch 3co o- +H2Q

i Z powyższych równań wynika, że zasada działania buforu sprowadza się do wiązania wprowadzanych do

| buforu jonów H30 + (z kwasu) czy OH - (z zasady) w związek słabo zdysocjowany i odtwarzania drugiego ze

j składników buforu.

| Q Krok 3.I C. pH roztworu liczymy z zależności pH =-log [H +], Ten etap zadania sprowadza się do wyznaczenia stężenia

) jonów wodoru ( [H30 +j) w roztworze buforowym. Aby określić stężenie jonów wodoru, należy najpierw obliczyć

1 wyjściowe stężenia etanianu sodu i kwasu etanowego oraz stężenia jonów CH 3CO O- i CH3CO OH w stanie

| równowagi.

Zadania z rozwiązaniem krok po kroku 307

Stężenia początkowe etanianu sodu i kwasu etanowego wynoszą odpowiednio:

30 gnCH3COONa

cCH,COONa

82 g •mol 1

0,366 mol

= 0,366 mol

cCH,COOH

0,5 dm3

0,3 mol

0,732 mol ■dm 3

0,5 dm3= 0,6 mol •dm 3

O Krok 4.

Oblicz amy stężenie H30+, korzystając z tabeli:

CH3COOH + H20 c h 3c o o + h 3o +

¡Stężenie początkowe 0,6 0,732 -

j Zmiana stężeń reagentów -* +x +*

j Stężenie w stanie równowagi 1 O" 0,732 +* *

O Krok 5.

Zapisujemy wyrażenie opisujące stan równowagi reakcji:

[CH3C 0 Q-] [ H 30 +1

[CH3C0 0 H][H20 ]

przyjmujemy, że [H20] = const, a K[H20] = KCH3COOH = 1,8 -10-3

1,8 -10-(0,6-*)

Kwas octowy ma bardzo małą wartości stałej dysocjacji, przyjmujemy zatem, że wartość*jest na tyle małaże 0,732 +* = 0,732 mol •dm-3

0,6 - * =0,6 mol •dm-3

Stężenie CH3COOH jest więc w przybliżeniu równe stężeniu wyjściowemu kwasu etanowego (ck), a stężenie

molowe jonów CH3COO- jest w przybliżeniu równe stężeniu etanianu sodu (cs), ponieważ

ą _ 0,6= 3,3 •104mol ■dm-3 > 400

K 1,8-10“?,Po podstawieniu:

K = —- ]Cs stąd [H30 +] = • r = = i,ąg . 1o-5 m0| . dm-3cs 0,732

to pH = -log [H 30+] =-log 1,48 •10-5 = 4,83

Odpowiedź: Otrzymany roztwór ma pH = 4,83.

D Krok 6.

D. Określamy, jak wpływa rozcieńczanie roztworu buforowego na wartość jego pH.

Wartość pH roztworułauforowego zależy od stosunku stężeń jego składników:

[H+] = - KCs

a stosunek ten przy rozcieńczaniu buforu nie ulega zmianie.



308 j ZADANIA Z ROZWIĄZANIEM KROK PO KROKU

O Krok 7.E. Obliczam y, wartość pH buforu po dodaniu do niego porcji kwasu.

Dodani e 0,01 mola HCl do 0,5 dm3 roztworu buforowego sprawia, że jony wodoru tego kwasu przereagują

z jonami etanianowymi z utworzeniem słabo zdysocjowanego kwasu etanowego. Ilość moli jonów etanianowych

w roztworze zmaleje o 0,01 mola, ilość moli kwasu etanowego wzrośnie zaś o 0,01 mola.

Ilość moli kwasu etanowego oraz jonów etanianowych w roztworze przed dodaniem kwasu wynosiła:

nCH3coo H = 6 mol •drrr3•0,5 dm3= 0,3 mola

«chjCOO- = 0,732 mol •dm-3 •0,5 dm 3= 0,366 mola

a po dodaniu kwasu:

nCH3coo H = 0,3 mola +0,01 mola = 0,31 mola

«CHjCOO-=0,366 mola - 0,01 mola = 0,356 mola

czyli stężenie jonów wodoru w roztworze po dodaniu kwasu wynosi:

[H+l = 1,8•10-5 • =1,6 •10 5 mol ■dm 3

1 J 0,356a pH = -log 1,6 •10 5 = 4,80

ApH = 4,83-4,80 = 0,03

Odpowiedź: pH zmaleje o 0,03 jednostki pH.

Q Krok 8.Obliczamy pH roztworu otrzymanego przez dodanie 0,01 mola HCl do 0,5 dm3chemicznie czystej wody.

Otrzymany roztwór HCl ma stężenie molowe w przybliżeniu równe:

0,01 mola , ,Oh cl = ,...r = 0,02 mol-dm

0,5 dnr

[H+]« cHCi =0,02 mol •dr rr3, ponieważ dla mocnych kwasów, a takim jest kwas solny [H+] ~ cHCl

więc pH = -log[H+] = -log0 ,02 = l,7

Ap H = 7 - 1,7 = 5,3

Odpowiedź: Wartość pH roztworu zmaleje o 5,3 jednostki pH.

■ Zadanie 2.Aldehydy niezawierające w pozycji a (przy atomie węgla sąsiadującym z grupą funkcyjną) atomów wodoruw silnie zasadowych roztworach ulegają reakcji dysproporcjonowania do alkoholi i kwasów karboksylowych.

W reakcji tej (zwanej reakcją Cannizzaro) jedna cząsteczka aldehydu zostaje utleniona, a druga ulega redukcji.

Innym typem reakcji, której mogą ulegać aldehydy w środowisku zasadowym jest reakcja kondensacji aldolowej.

Reakcji tej z kolei ulegają tylko takie aldehydy, które zawierają atom wodoru przy atomie węgla a:

H R2 H OH R2i I I /fO OH“ i I i I

R —C —C + H - C - c f ---► R —C—C—C—CÎ XH i XH | I I xOHH H H H H

A. Napisz równanie reakcji Cannizarro, której ulega benzenokarboaldehyd. Uzgodnij tę reakcję, korzystając

z bilansu jonowo-elektronowego.

B. Napisz, jaką funkcję pełni benzenokarboaldehyd w tej reakcji.

C. Oblicz, ile gramów produktów można otrzymać w wyniku reakcji 4 moli benzenokarboaldehydu z 2 molami

wodorotlenku sodu, przy założeniu 100 % wydajności reakcji.

D. Napisz równanie reakcji kondensacji aldolowej, której ulega fenyloetanal.

Zadania zrozwiązaniem krok po kroku ! 309

E. Podaj nazwę systematyczną otrzymanego związku.

F. Oblicz, ile gramów produktu można otrzymać z 1mola fenyloetanalu, przy założeniu 100% wydajności.

Rozwiązanie

O Krok 1.

Najpierw zapisujemy ogólny sch emat reakcji Cannizzaro:

>—CHO +OH~ — ^~ y-C Q Q- + ^ ~ ^ ) —Ćh 2OH

O Krok 2.

A. Aby zbilansować równanie reakcji, zapisujemy równania procesów połówkowych - utleniania i redukcji:

Utlenianie: y>—CHO +3 OH“ —>■^ COO~ +2 e +2 H20

Redukcja: ^ C H O +2e +2H20 —^ ^ - ¿H 2OH +2OH“

□ Krok 3.

Zapisujemy sumaryczne równanie reakcji redoks w formie jonowej:

2 c h o +oh~ — f y ^ o o - + y y H20 H

O Krok 4.

B. Benzenokarboaldehyd pełni w tej reakcji funkcję zarówno utleniacza, jak i reduktora.

O Krok 5.

C. Z równania reakcji wynika, że z 2 moli benzenokarboaldehydu można otrzymać po 1molu produktów, czyli:

2 CHO + NaOH — ^ C O O N a + ^ C H ^ H

2 mole 1mol 144 g 108 g

4 mole 2 mole W(c6H5cooNa) m(c6H5CH2OH)

m (C6H5COONa) = 2 •144 g = 288 g

m (C6H5CH2OH) =2 •108 g =216 g

Odpowiedź: W reakcji 4 moli benzenokarboaldehydu z 2 molami NaO H powst ają 504 g produktów.

□ Krok 6.

D. Korzystając ze schematu reakcji przedstawionego w treści zadania, zapisujemy reakcję kondensacji aldolowejfenyloetanalu.

H OH H-0

r y c h 2- ^ _ c\ = / H i XH W I | OH

H

□ Krok 7.

E. Związek otrzymany w reakcji kondensacji aldolowej fenyloetanalu to/?-hydroksyaldehyd o nazwie systematycznej

. OH H4 I 3 i 1 / )

« Xv- CH2- C - C - C f I |2 xOHH

2,4-difenylo-3-hydroksybutanal



310 j ZADANIA Z ROZWIĄZANIEM KROK PO KROKU

□ Krok 8.F. Z równania reakcji wynika, że z 2 moli fenyloetanalu można otrzymać 1mol produktu:

O c h 2 - < ° h + h _ i - < ° r v

OHHO

, c h 2- c - c - c ;\ — / i | oh

H

2 mole 240 g

1mol m(C,6H16o2)

m(C16H,6o2) = 240 g ■1 mol / 2 mole = 120

Odpowiedź: Z jednego mola fen yloetanalu można otrzymać 120 g produktu.

■ Zadanie 3.W roztworach wodnych w zależności od ich pH aminokwasy mogą występować w trzech formach:

R R R

h 2n - c - c o o ~ +H 3N - c - a x r +h 3n - c - c o o hI I I

H H H

anion jon obojnaczy kation

Punkt izoelektryczny (pl) to wartość pH roztworu, przy której aminokwas występuje w formie jonu obojnaczego

i nie może poruszać się w polu elektrycznym. Jeśli pH > pl, aminokwas wys tępuje w postaci an ionu i dąży do

anody; jeśli pH < pl, aminokwas występuje w postaci kationu i dąży do katody. Właś ciwość ta jest wykorzysty

wana podczas elektroforetycznego rozdzielania aminokwasów.

Zaplanowano doświadczenie, którego celem jest przeprowadzenie rozdziału elektroforetycznego mieszaniny

dwu aminokwasów - alaniny (pl =6) oraz kwasu glutaminowego (pl = 3,2).

A. Zaproponuj wartość pH roztworu, w którym można byłoby rozdzielić te aminokwasy.

B. Napisz wzory półstrukturalne obu aminokwasów, w takich formach, w jakich występ ują w roztworze o za

proponowanym pH.

C. W kierunku której z elektrod (katody czy anody) będzie w tym roztworze poruszać się

a) alanina?

b) kwas glutaminowy?

Q Krok 1.A. Należy wybrać taką wartość pH roztworu, przy którym alanina i kwas glutaminowy będą znajdowały się

w postaci różnych jonów (jeden w formie kationu, a drugi - anionu), tak aby podczas elektroforezy dążyły do

przeciwnych elektrod.

Ponieważ pl kwasu glutaminowego wynosi 3,2, a pl alaniny wynosi 6, wybrana wartość pH będzie wartością

z zakresu 3,2 < pH < 6, np. 4.

□ Krok 2.B. W celu ustalenia formy występowania aminokwasów w roztworze, należy porównać wartość pl z wartością

pH roztworu. H

Przy pH =4 alanina będzie występowała w formie kationu h 3C — C— COOH> ponieważ pl alaniny >pH roztworu.

| W H

Kwas glutaminowy w roztworze o pH = 4 będzie występował w formie anionu HO OC—CH 2CH2—C—COCr,

NH 2ponieważ pl kwasu glutaminowego <pH roztworu.

Zadania z rozwiązaniem krok po kroku 311

□ Krok 3.

C. Ustalamy, do której z elektrod wędrują alanina i kwas glutaminowy. W trakcie elektroforezy katoda ma znakujemny, natomiast anoda ma znak dodatni.

Podczas elektroforezy alanina będąca w formie kationu dąży zatem do katody, a kwas glutaminowy występującyw formie anionu - do anody.

I ■ Zadanie 4. Jednym ze sposobów charakterystyki tłuszczów jest określanie ich liczby jodowej. Jest to liczba gramów jodu,

który może przereagować ze 100 g tłuszczu. Miejscem przyłączenia jodu do cząsteczki tłuszczu są wiązania

podwójne w resztach kwasów tłuszczowych. Liczba jodowa jest tym wyższa, im więcej wiązań podwójnych jest

w tłuszczu. Stosunek wartości liczb jodowych pozwala na porównanie zawartości tłuszczów nienasyconychw próbkach tłuszczów naturalnych.

Liczby jonowe tłuszczów naturalnych

Tłuszcz Liczba jodowa

olej kokosowy 8-10

olej sojowy 124-133

masło 26-45

tran 155-170

A. Uszereguj podane w tabe li tłuszcze w kolejności rosnącej liczby wiązań nienasyconych.

B. Oblicz stosunek wartości liczb jodowych trioleinianu glicerolu do dioleinostearynianu glicerolu. Wynikiprzedstaw w postaci liczb całkowitych.

□ Krok 1.

A. Liczba wiązań nienasyconych jest wprost proporcjonalna do wartości liczby jodowej, czyli im niższa wartośćliczby jodowej, tym mniej wiązań nienasyconych zawiera cząsteczka tłuszczu.

Kolejność rosnącej liczby wiązań podwójnych w podanych tłuszczach naturalnych jest więc następująca:

olej kokosowy < masło < olej sojowy < tran

O Krok 2.

B. Korzystamy z zależności, że liczba jodowa (Lj) to liczba gr amów jodu, który może przereagować ze 100 g

tłuszczu.

LJ = mh =nh ■Mk = nh •254 g

Liczba moli cząsteczek jodu, który może przereagować z n moli tłuszczu, jest związana z liczbą wiązań nienasyconych w cząsteczce tłuszczu:

I2 = ^moli tłuszczu '

gdzie x - liczba wiązań nienasyconych w cząsteczce tłuszczu

( > = < + I2— I ^ C - C ^ I)

Liczbę jodową liczymy dla 100 g tłuszczu, dlatego liczba moli tłuszczu wynosi:

„ . ^tłuszczu T00gtłuszczu M M

/v'tłuszczu mtłuszczu

Po podstawieniu uzyskujemy zależność liczby jodowej od masy molowej tłuszczu i liczby wiązań nienasyconychw cząsteczce tłuszczu:

Lj = (25400 / M tłuszczu) •x



312 ZADANIA Z ROZWIĄZANIEM KROK PO KROKU

□ Krok 3.Zapisujemy wzory trioleinianu glicerolu i dioleinostearynianu glicerolu i obliczamy ich masy molowe.

(C17H33COO)3C3H5- wzór trioleinianu glicerolu (M = 884 g •mol-1)

(C17H33CO O)2(C17H35COO) C3H5 - wzór dioleinostearyni anu glicerolu (M = 886 g ■mol-1)

O Krok 4.Obliczamy liczbę jodową trioleinianu glicerolu:

L I tr i ol e in i an u g l ic e ro l u = ( 2 5 4 0 0 / 8 8 4 ) . 3 = 8 6 , 2

□ Krok 5.Obliczamy liczbę jodową dioleinianostearynianu glicerolu:

LJ d ioleinianostearynianu gl icerolu - (25 400 / 88 6 ) ■2 — 57 ,3

n Krok 6.Obliczamy stosunek wartości liczb jodowych trioleinianu glicerolu do dioleinostearynianu glicerolu.

LI trioleinianu glicerolu / LJ dioleinianostearynianu glicerolu ~ / 57,3 - 3 / 2

Odpowiedź : Stosunek wartości liczb jodowych trioleinianu glicerolu do dioleinostearynianu glicerolu wynosi

3 : 2 .

■ Zadanie 5.Azotan(V) amonu jest istotnym składnikiem nawozów sztucznych. Czysty azotan(V) amonu obecnie nie jest

stosowany jako nawóz sztuczny ze względu na swoje właściwości wybuchowe. Zazwyczaj jest mieszany z wę

glanem wapnia i mieszanina ta jest nazywana azotanem wapniowo-amonowym. Czysty azotan(V) amonu

zawiera około 35% masowych azotu, a azotan(V) wapniowo-amonowy zawiera 27,5% azotu.

Proces otrzymywania azotanu(V) amonu jest kilkuetapowy.

W pi erwszym etapie otrzymuje się amoniak w wyniku bezpośrednie j syntezy z azotu i wodoru:

Ni, TI. 3 H2+ N2 >2 NH3

Otrzymany amoniak jest następnie utleniany wobec katalizatora platynowo-rodowego do tlenku azotu(II) :

II. 4 NH 3+ 5 02 Pt/RH’700 C>4 NO+6 H20 iv = 90%

W kolejnym etapie tlenek azotu(II) utlenia się samorzutnie do tlenku azotu (IV):

III. 2 NO +02—>2 N02 iv = 95%

Następnie zachodzi absorpcja tlenku azotu(IV) w wodzie:

IV. 3 N02+ H20 —*■2 HN03+NO w = 90%

Otrzymany kwas azotowy(V) jest mieszany z amoniakiem:

V. NH3 +HN 03—^ NH4N03 w =60%

A. Uzupełnij zdanie, tak aby było prawdziwe.

jeśli przebieg produkcji azotanu(V) amonu na skalę przemysłową przedstawimy schematem:

N2 -1* NH3 -1* NO N02^ HN032U NH4N03

|___________________ v|___________________ t

to analizując reakcje w poszczególnych etapach procesu, można stwierdzić, że azot ulega redukcji w etapach:

a) li IV. b) IV i V. c) li III. d) III i IV.

B. Oblicz, ile kilogramów amoniaku potrzeba do otrzymania 1tony azotanu(V) wapniowo-amonoweg o.

Zadania zrozwiązaniem krok po kroku ] 313

□ Krok 1.

A. Analizujemy reakcje w poszczególnych etapach pod kątem zmiany stopnia utlenienia azotu:0 [\jj j -III

I. 3 H 2+ N2- >2 N H j _

„ „ V1!1, , r- Pt/Rh, 700° c +ilII. 4 N H3 + 5 0 2-4 ^ 4 NO + 6 H20

+1! +IV

III. 2 NO +02—> 2 N 02

+iv +v +11IV. 3 N0 2+H20 —^2 H N03 + NO

-III +V -Ili +vV. n h 3 + h n o 3 - ^ n h 4 n o 3

Azot ulega redukcji w etapie Ioraz w etapie IV (podczas reakcji dyspropor cjonowania ). Należy zatem zaznaczyća) jako poprawne dokończeni e zdania.

Q Krok 2.

B. Na podstawie informacji znajdujących się we wstępie do zadania obliczamy masę azotu zawartego w 1tonie

nawozu sztucznego -azotanu(V) wapniowo-amonowego.1000 kg — 100%

m — 27,5% m = 275 kg

W jednej tonie azotanu(V) wapniowo-amonowego znajduje się 275 kg azotu.

□ Krok 3.

Obliczamy, ile gramów azotanu(V) amonu musi zawierać ten nawóz, aby zawierał 275 kg azotu.

80 g (N H4N0 3) — 28 g azotu

j m — 275 kg m= 785,7 kg

j Azotan(V) wapniowo-amonowy składa się z 785,7 kg azotanu(V) amonu.

O Krok 4.

Proces otrzymywania N H4N 03 jest kilkuetapowy:

4 NH3+5 02— 4 NO +6 H20 |3

2 NO +0 2—>2 N02 | 6

3 N 0 2 + H20 — >2 H N 03 + NO | 4

NH3+ HN03^ NH4N03 |8

W celu obliczenia masy amoniaku zużytego w tym procesie najlepiej jest zapisać powyższe równania w postaci jednego równania reakcji sumarycznej:

20 NH3 +21 02 —^ 8 NH4N03 +4 NO +14 H20

O Krok 5.

Na podstawie reakcji sumarycznej obliczamy masę amoniaku potrzebną do otrzymania 785,7 kg azotanu (v) amonu.

20 -17 g (NH3) — 8-80 g (NH 4N03)

m — 785,7 kg m= 417,4 kg

Krok 6.

Analizowany proces jest kilku etapowy, jego całkowita wydajność jest zatem równa iloczynowi wydajnościetapowych, czyli:

w/= 0,9 •0,95 •0,9 •0,6 = 0,462

w(%)=w- 100% = 46,2%

O Krok 7.

Obliczamy, ile kilogramów amoniaku potrzeba będzie zużyć, aby otrzymać 785,7 kg azotanu(v) amonu, jeżeliwiadomo, że sumaryczny proces przebiega z wydajnością 46,2%.

417,4 kg (N H3) — 46 ,2%

m — 100% m = 903,5 kg

Odpowiedź: Do otrzymania 1 tony azotanu(V) wapniowo-amonowego potrzeba 903,5 kg amoniaku.



314 ! Arkusz maturalny

ARKUSZ MATURALNYPRZYKŁADOWY ZESTAW ZAD AŃ

Zadanie 1. (0-1)Bor występuje w przyrodzie w postaci dwóch izotopów, które różnią się liczbą neutronów:

10B i n B. Naturalny fluo r jest natom iast zbiorem identyc znych atomów (19F). W reakcji boru

z fluorem można otrzymać fluorek boru BF3, na który składają się dwa rodzaje cząsteczek

o wzorach: 10B19F3 i n B19F3. Średnia masa cząsteczkowa fluorku boru jest równa 67,81 u.

Oblicz zawartość 10B19F3 we fluorku boru w % mas.

| Obliczenia:

Odpowiedź: ............................................................................................................................................

£23. Informacja do zadań 2.-4.Dane są konfiguracje elektronowe atomów dwóch pierwiastków chemicznych oznaczonych

umownie symbolami A i B w stanie podstawowym:

A: ls 22s22p63s23p64s23cfl04p5

B: 1 s22s22p63s23p64s2

Zadanie 2. (0-1)Napisz w postaci graficznej, w tzw. zapisie klatkowym, fragment konfiguracji elektronowej

atomu pierwiastka A opisującej jego elektrony walencyjne.


Arkusz maturalny j 315

Zadanie 3. (0-1)Podaj wartości pięciu liczb kwantowych każdego z elektronów obsadzających poziom orbitalny 4 s w atomie pierwiastka B w stanie podstawowym.

n l m (i ml) s ms

Pierwszy elektron

Drugi elektron

Zadanie 4. (0-1)Oceń praw dziwość każdego zdania.

Podkreśl P, jeśli zdanie jest prawdziwe, lub F, jeśli jest fałszywe.

1 W stanie podstawowym atomy pierwiastków A i B mają całkowicie zapełnione

elektronami tylko powłoki K i L.P /F

II

III

IV

W stanie podstawowym atom pierwiastkami ma jeden elektron niesparowany,

a atom pierwiastka B ma wszystkie elektrony sparowane.P /F

Pierwiastek A tworzy aniony proste o wzorze A~, w których pierwiastek A m a

—I st opień utleni enia, a pie rwia stek B tworzy kationy o wzorze B2+, w których

pierwi astek B ma II stopień utlenienia.

P /F

W wyniku reakcji pierwiastków A i B powstaje związek chemiczny o wzorze BA2 ,

w którym atomy pierwiastków B i A są połączone wiązaniami atomowymi spo-laryzowanymi.

P /F

Zadanie 5. (0-1)Poniższe schematy ilustrują budowę przestrzenną trzech typów cząstek kowalencyjnych (cząste-

czek albo jonów). Szarym kolorem oznaczono w nich wolną parę albo wolne pary elektronoweatomu centralnego.

1 I 2 n 3 ,


Podkreśl w każdej wyróżnionej informacji odpowiednie określenie.

I. Drobina kowalencyjna zawierająca cztery atomy tego samego pierwiastka, przedstawiona

na schemacie nr 1, jest / nie jest polarna.

II. Schemat nr 2 prz edstawia budowę cząstki NH4+ / N H3 / NH 2~, która ma kształt liniowy

/ trójk ątny / czworościenny.

III. W celu wyjaśnienia kształtu drobiny nr 3 orbitalom atomowym jej atomu centralnego

należy przypisać hybrydyzację sp3 / sp2 / sp. Wszystkie wiązania w tej drobinie są wią-zaniami typu a 1 7i.








316 j Arkusz maturalny

£2^ In form acja do zadań 6.-8.Miedzianą blaszkę o masie 15,00 g ogrzewano w płomieniu palnika. Po ostudzeniu blaszkę po-

krytą czarnym nalotem zważono. Jej masa była równa 15,08 g. Następnie blaszkę umieszczono

w zlewce z kwasem solnym i zaobserwowano znikanie czarnego osadu z powierzchni miedzi

i powstawanie roztworu o zielononiebieskim zabarwieniu.

Zadanie 6. (0—4)a) Usta! wartości indeksów x i y we wzorze sumarycznym CuvO(. związku chemicznego o czar

nej barwie otrzymanego na powierzchni blaszki. W rozwiązaniu zadania skorzystaj z infor-

macji, że stosunek masowy miedzi do tlenu w uzyskanym produkcie jest równy 4 :1 . Wzór

elementarny związku jest jednocześnie jego wzorem rzeczywistym.

| Obliczenia: j

Odpowiedź: ............................................................................................................................................

b) Oblicz, ile gramów tlenu z powietrza przereagowalo z miedzią podczas ogrzewania płytki

w płomieniu palnika.

i Obliczenia: |

Odpowiedź: ............................................................................................................................................

c) Ustal, ile gramów związku chemicznego miedzi i tlenu wytworzyło się na powierzchni

blaszki.

i Obliczenia: i

Odpowiedź: ..............


d) Oblicz masę blaszki po usunięciu z jej powierzchni czarnego osadu w reakcji z kwasem solnym.

| Obliczenia:


Odpowiedź: ..........................................................................................................................................

Zadanie 7. (0-2)

Napisz równania reakcji, o których mowa w Inform acji do za dań 6.-8.a) Reakcja tworzenia czarnego związku chemicznego miedzi i tlenu (w formie cząsteczkowej).

b) Reakcja roztwarzania czarnego związku chemicznego miedzi i tlenu w kwasie solnym (w formie jonow ej sk róconej).

Zadanie 8. (0-3)Zaprojektuj doświadczenie, którego celem będzie wydzielenie miedzi z opisanego

w In fo rm ac ji do zad ań 6.- 8. zielononiebieskiego roztworu soli miedzi. Skorzystaj

z danych odczytanych z szeregu elektrochemicznego metali.

a) Naszkicuj schemat zaplanowanego doświadczenia; zaznacz po jego lewej stronie substraty, a po prawe j produkty.

b) Napisz dwa spostrzeżenia, które można sformułować, wykonując doświadczenie.

c) Napisz równanie reakcji zachodzącej podczas doświadczenia (w formie cząsteczkowej).

1 Schemat doświadczenia: ji I Obserwacje:

1....................

Równanie reakcji (w formie cząsteczkowej):








318 j Arkus z maturalny

3 3 Informacja do zadań 9.-10.W celu zidentyfikowania pewnego metalu X przeprowadzono serię doświadczeń, biorąc za każ-

dym razem, próbkę tego metalu o innej masie i roztwarzając ją w nadmiarze rozcieńczonego wod-

nego roztworu kwasu siarkowego(VI). Zachodziła reakcja, którą ilustruje równanie:

X + 2 H+ —» X2++ H21

Wydzielający się wodór zbierano w cylindrze nad wodą i mierzono jego objętość. Po przeliczeniu

objętości wodoru na warunki normalne, uzyskane wyniki p rzedstawiono na poniższym wykresie.

Masa metalu X,g

Zadanie 9. (0-2)a) Oblicz masę molową metalu X. Wynik podaj z dokładnością do liczb ca łkowitych.

Obliczenia:

Odpowiedź: ...........................................................................

b) Zidentyfikuj metal X Napisz jego symbol lub nazwę.

Zidentyfikowany metal to: ..................................................


Arkusz maturalny i 319

Zadanie 10. (0-1)Który z podanych poniżej sposobów prowadzenia doświadczeń opisanych w Informacji do zadań

9.-10 . pozwoli przyspieszyć roztworzenie metalu X w kwasie?

Zaznacz wszystkie poprawne odpowiedzi. -

A. Zamiast roztworu wodnego H2S0 4 należy użyć kwasu solnego o takim samym pH.

B. Trzeba użyć roztworu wodnego H2S0 4 o wyższym pH.

C. Należy użyć roztworu H2S04 o stężeniu 98%.

D. Trzeba zmienić rozpuszczalnik, czyli zamiast roztworu wodnego użyć roztworu H2S04 w nie

polam ym ro zpuszczalniku, ale o takim s amym s tężeniu molowym.

E. Należy podgrzać mieszaninę reakcyjną; prowadzić reakcję w wyższej temperaturze.

F. Trzeba rozdrobnić metal X i zastosować zamiast wiórków pył metalu X.

Zadanie 11. (0-4)Poniżej jest przedstawiony schemat ilustrujący przebieg pewnej reakcji chemicznej:

Cr20 72 + H20 2 + H+ »• Cr3+ + 0 2 + H20

a) Napisz w formie jonowej równania procesów redukcji i utleniania zachodzących podczas

tej przemiany. Uwzględnij liczbę oddawanych lub pobieranych elektronów (zapis jonowo

elektronowy).

Równanie reakcji redukcji:

Równanie reakcji utleniania:

b) Dobierz i uzupełnij współczynniki stechiometryczne w poniższym schemacie.

Cr20 72 + ..... H202 + H+ —► Cr3+ + .... 0 2 + ....... H20

c) Na pisz, jaką funkcję pe łnią jony Cr20 72~ w opisanej reakcji.

d) Napisz dwa spostrzeżenia, które można sformułować, obserwując przebieg opisanej reakcji.

I ...............................

II.








320 ! Arkusz maturalny

Zadanie 12. (0-1)Oceń prawd ziwość poniższych zdań.

Podkreśl P, jeśli zdanie jest prawdziwe, lub F, jeśli jest fałszywe.

I Mol to jednostka liczności materii. Jeden mol chlorku sodu zaw iera 6,02 • 1023

cząsteczek NaCl.

P /F

II Masa molowa chlork u sodu jest równa liczbowo masie cząsteczkowej tej substancji

i ma wartość 58,5 g • mol1.

P /F

III Objętość molowa to objętość, którą zajmuje jeden mol substancji. Objętość mo-

lowa chlorku sodu jest równa 22,4 dm3 (w warunkach normalnych).

P /F

IV Prowadząc rozkład (termoelektrolizę) jednego mola NaCl z wydajnością 80%,

można otrzymać 0,4 mola Cl2, czyli 28,4 g tego pierwiastka.

P /F

Zadanie 13. (0-1)Bezbarwny tlenek azotu(II) w kontakcie z tlenem utlenia się samorzutnie do brunatnego tlenku

azotu(IV). Przedstawia to p oniższe równanie:

2 N O (g ) + ° 2 ( g ) — * 2 N 0 2 (g )

W tabeli przedstawiono trzy interpretacje ilościowe rów nania reakcji utleniania tlenku azo-

tu(II). Uzupełnij każdą z nich.

Nazwa reagenta

Interpretacja tlenek azotu(II) tlen tlenek azotu(IV)

Liczba moli 1 mol cząsteczek lA mola cząsteczek mol(e) cząsteczek

Masa 90 g ..... g 138 g

Objętość* dm3 11,2 dm3 22,4 dm3

*Objętości wszystkich podanych w tabeli gazów odnoszą się do warunków normalnych.

FTA Inform acja do zadań 14.15.W odpowiednich warunkach wodór redukuje tlenek węgla(IV) do tlenku węgla(II). Przebieg tej

odwracalnej reakcji, zachodzącej w fazie gazowej, ilustruje równanie:

C 02(g) + H2(g) cb(g) + H20 (g)


Arkusz maturalny | 321

Zadanie 14. (0-2)Do szczelnego zbiornika o objętości 2 dm3 wprowadzono a moli C02 i a moli H2. Mieszaninę

utrzymywano w stałej temperaturze i po ustaleniu się stanu równowagi stwierdzono, że znajduje

się w niej x moli CO. ^

a) Napisz wyrażenie na stężeniową stałą równowagi opisanej reakcji (Kc) w funkcji a i x .

b) Zaznacz poprawną odpowiedź.

Jak na wartość stałej równowagi (Kc) wpłynie użycie do reakcji zamiast a moli C02 2 a moli tej

substancji?

A. Zastosowanie dwa razy większej ilości C 02 spowoduje wzrost wa rtości Kc.

B. Zastosowanie dwa raz y większej ilości C 02 spowoduje spadek wartości Kc.

C. Zastosowanie dwa razy większej ilości C 02 nie wpłynie na wartość Kc.

Zadanie 15. (0-2)Wartość stężeniowej stałej równowagi ( Kc) redukcji tlenku węgla(IV) wodorem zależy od tem-

pera tury rea lizacji przemiany. W poniższej tabeli p odano wartości s tężeniowej stałej równow agi

opisanej reakcji w różnych wartościach temperatury (Z).

Z k 298 400 600 800 1000 150 2000 3000

Kc 9,65 • 106 6,47 •1 0^ 0,0354 0,237 0,697 2,60 4,60 7,44

a) Przeanalizuj dane zamieszczone w tabeli i ustal, czy rozważana reakcja jest egzo czy endoter

miczna. Uzupełnij zdanie, tak aby było prawdziwe.

Podkreśl odpowiednie określenia.

Rozważana reakcja jest egzotermiczna / endotermiczna, a jej AB ma wartość < 0 / > 0.

b) Uzupełnij zdanie, tak aby pop rawnie określało zmiany wydajności otrzymywania tlenku wę

gla(II).

Podkreśl odpowiednie określenia.Wydajność otrzymywania tlenku węgla(II) po:

I. podwyższeniu temperatury prowadzenia reakcji wzrośnie / zmaleje / nie zmieni się.

II. sprężeniu mieszaniny reakcyjnej (zmniejszeniu jej objętości) wzrośnie / zmaleje / nie zmieni się.

III. użyciu katalizatora wzrośnie / zmaleje / nie zmieni się.








322 | Arkusz maturalny

Zadanie 16. (0-2)Przeprowadzono doświadczenie, którego przebieg ilustruje poniższy schemat:

K3P04(S) NaNO2(s) (NH4)2S04(s)

2 3

W

H70 +fenoloftaleina

a) Napisz numer probówid (albo numery probówek), w której uzyskano roztwór o malinowym

zabarwieniu.

b) Napisz w formie jonowej równanie reakcji zachodzącej w probówce nr 3 albo zaznacz,

że reakcja nie zachodzi.

Zadanie 17. (0—4)Poniższy schemat ilustruje w łaściwości chemiczne wybranych związków ołowiu(II).

2+ NaOH(aq) - +HN03 (aq) + HN0 3(aq) ,

P b 0 (s) — P W - P b (O H )2(s) — p - p y +

3

+ HN03(aq) _________

a) Korzystając z danych odczytanych ze schematu, ustal i napisz, jaki charakter chemiczny

(kwasowy, zasadowy, obojętny, amfoteryczny) mają:

tlenek ołowiu(II):

• wodorotlenek ołowiu(II):....................................... ...........................................................................

b) Napisz w formie cząsteczkowej równania reakcji oznaczonych na schemacie numerami 1,

2 i 3.

Równanie reakcji nr 1:





Zadanie 18. (0-5)Do zlewki oznaczonej l i terą A wlano 25,0 cm3 wodnego roztworu CH3COOH

o stężeniu 0,1 mol • drrr 3i dodawano do niej z biurety porcjami znane objętości roztworu NaOH

o stężeniu 0,1 mol • drr r3, mierząc za każdym razem pH otrzymanej mieszaniny. Doświadczenie

powt órzo no z kw asem solnym: do z lewk i o znaczone j literą B wlano 25,0 cm3 kwasu solnego

o stężeniu 0,1 mol •drrr3. Następnie sporządzono wykres pH roztworów w obu zlewkach w funkcji

objętości dodanego do nich roz tworu NaOH. Poniższy rysunek przedstawia uzyskane zależności.

Objętość roztworu NaOH, cm3

a) Napisz, który spośród wziętych do doświadczenia kwasów (HCl czy CH3COOH) w roztworach o takim samym stężeniu, równym 0,1 mol • dmr3, i o takiej samej temperaturze

charakteryzuje się większą wartością stopnia dysocjacji.

b) Podaj nazwę substancji, której roztwór znajduje się w zlewce A, jeśli wiadomo, że do 25 cm3roztworu CH3COOH dodano 25 cm3 roztworu NaOH. Oblicz stężenie molowe powstałego

roztworu.

Nazw a substancj i: .................................................................................................................................

Obliczenia:

Odpowiedź: ............................................................................................................................................

c) W czasie opisanych doświadczeń w obu zlewkach zachodziły reakcje protolityczne kwasza

sada. Podaj wzory dwóch kwasów Bronsteda znajdujących się w zlewce B, jeśli wiadomo, że zmieszano w niej 25,0 cm3 kwasu solnego i 10,0 cm3 roztworu wodorotlenku sodu.

Pamiętaj o autodysocjacji wody.









d) Która spośród zasad Brónsteda za sada sprzężona z HC1 czy zasada sprzężona z CH3COOH je st

słabsza?

Napisz wzór słabszej zasady.

Zadanie 19. (0-1)Dodatki do żywności to substancje, które nie są środkami spożywczymi i zazwyczaj nie mają

wartości odżywczych. Wprowadz a się je do pożywienia, a by poprawić jego właściwości, m.in.

wygląd, zapach, smak i trwałość.

Podano sześć schematów reakcji z udziałem związków chemicznych stosowanych jako dodatki

do żywności, które oznaczono literą E i liczbą.

Schemat I C + 0 2 E290

Schemat II E170 + HC1 — CaCl2 + E290f + H20

Schemat III E529 + E290 — E170

Schemat IV E517 + NaOH NH3f + Na2S0 4 + H20

Schemat V E517 + CaCl2— E516 f + NH4C1

Schemat VI E236 + E529 — (HCOO )2Ca + H20

Zidentyfikuj substancje kryjące się w schematach pod symbolami E l70, E236, E290, E516, E 517,

E529.

Wpisz w rubryki poniższej tabeli wzory albo nazwy odpowiednich związków chemicznych.

E170

E236

E290

E516

E517

E529


Zadanie 20. (0-1)Chlorek sodu jest jednym z najpopularniejszych konserwantów żywności. Solenie mięsa, ryb, sera,

warzyw i grzybów to prawdopodobnie najstarsza m etoda przedłużania przydatności żywności do

spożycia. "

Podkreśl literę, którą oznaczono zdanie poprawnie wyjaśniające konserwujące działanie

chlorku sodu.

A. Przesycenie tkanek roztworem chlorku sodu hamuje rozwój drobnoustrojów wskutek denaturacji

białek.

B. Chlorek sodu odciąga wodę z tkanek produktów i z komórek drobnoustrojów wskutek hydratacji

jonó w Na+ i Cl.

C.Po d wpływem rozpuszcz alników polarnych, np. wody, sól kuchenna dysocjuje na jony, które

są nośnikami prądu elektrycznego.

D. Chlorek sodu powoduje nieodwracalne wysolenie białek zawartych w mięsie, rybach, serzei w warzywach.

Zadanie 21. (0-^1)Kwas etanowy (kwas octowy) chroni warzywa, grzyby i owoce przed zepsuciem. Z uwagi na szko-

dliwość kwasu octowego do konserwowania żywności stosuje się roztwory wodne tej substancji

0 stężeniu mniejszym lub równym 4%.

a) Oblicz, ile cm3 wody należy dodać do 250 cm3 octu o stężeniu CH3COOH 10% i o gęstości 1,013 g • cm-3, aby otrzymać zaprawę do marynowania grzybów o stężeniu 4%.

Przyjmij, że gęstość wody jest równa 1 g • cm3. Wszystkie obliczenia prowadź z dokładnością

do dwóch cyfr po przecinku.

1 Obliczenia: I


Odpowiedź: ............................................................................................................................................

b) Oblicz stężenie molowe 4-procentowego roztworu kwasu octowego do marynowania grzybów, którego gęstość jest równa 1,004 g • cm-3.

Wynik podaj z dokładnością do dwóch cyfr po przecinku.

I Obliczenia:

Odpowiedź:









Zadanie 22. (0-2)Napisz wzór półstrukturalny (grupowy) i podaj nazwę systematyczną jednego węglowodoru

o wzorze C4H8, który:

a) nie odbarwia roztworu bromu w tetrachlorometanie.

Wzór półstrukturalny (grupowy): Nazwa s ystematyczna:

b) odbarwia zakwaszony wodny roztwór manganianu(YII) potasu.

Wzór półstrukturalny (grupowy): Nazwa systematycz na:

Zadanie 23. (0-1)Ropa naftowa jest obecnie najważniejszym surowcem energetycznym. W przemyśle rafineryj-

nym jest ona przerabiana na użyteczne produkty w procesie destylacji frakcjonowanej. W wyniku

destylacji ropy naftowej pod ciśnieniem atmosferycznym otrzymuje się: gazy rafineryjne, olej

napędowy, naftę, benzynę i olej opałowy (mazut).

Uporządkuj wymienione produkty destylacji ropy naftowej od najmniej lotnego do najbar

dziej lotnego.


Wzrost lotności


Zadanie 24. (0-2)Benzyna jest mieszaniną ciekłych węglowodorów. W celu uproszczenia dalszych rozważań, przyj-

mijmy, że w skład tego paliwa wchodzą wyłącznie heksan C6H14i heptan C7H16i że na jedną

cząsteczkę heksanu przypada jedna cząsteczka heptanu.

W czasie pracy silnika samochodowego, przy odpowiedniej ilości powietrza, składniki benzyny

spalają się całkowicie. Pokazują to podane równania:

2 C6H 14+ 19 0 2 — 12 C0 2 + 14 H20

C7H 16 + 11 0 2 — 7 C 02 + 8 H20

a) Oblicz i napisz, jaki jest stosunek liczby cząsteczek tlenku węgla(IV) do liczby cząsteczek

wody w produktach całkowitego spalania benzyny o podanym składzie.

Obliczenia:

Odpowiedź: ............................................................................................................................................

b) Narysuj wzór półstrukturalny (grupowy) alkanu o wzorze sumary cznym C7H16 i o wartości liczby oktanowej (LO) większej od zera.









Informacja do zadań 25.-26.Kwas acetylosalicylowy to popularny lek, znany min. pod nazwą aspiryna. Aspirynę można

otrzymać z alkoholu salicylowego w ciągu dwóch następujących po sobie reakcji, których prz e-

bieg il ustruje schemat.

c h 2- o h

;orOH0 ^ C / 0 H 0 ^ C / 0 H

utlenianie. _ r O Hi ) I estryfikacja

o - c,0

CU,

alkohol salicylowy kwas salicylowy aspiryna

Zadanie 25. (0-2)a) Oblicz i napisz wartości formalnych stopni utlenienia atomów węgla, które zaznaczono

we wzorach alkoholu salicylowego, kwasu salicylowego i aspiryny.

Formalny stopień utlenienia zaznaczonego atomu węgla w:

alkoholu salicylowym kwasie salicylowym aspirynie

b) Zaznacz literę, którą wyróżniono wzory odczynników um ożliwiających (w odpowiednich

warunkach) zrealizowanie przemian opisanych w schem acie numerami 1 i 2.

Przemiana 1 Przemiana 2

A K2Cr04 / KOH

B K2Cr20 7/ H 2S0 4

C CuO c h 3- c ( °

D KMn04 / H2S04 0 U > 1 O z

\

O

o

w



Zadanie 26. (0-4)Przeanalizuj fragment ulotki informacyjnej dołączanej do opakowania aspiryny i wykonaj podane

pod nim p olecenia.

Skład: 1 tabl. zawiera 500 mg kwasu acetylosalicylowego.

Działanie: Kwas acetylosalicylowy działa głównie przez hamowanie uwalniania i biosyntezy

prostagl andyn z nienasycony ch kwasów tłus zczowy ch. Dzi ała przeciwb ólowo, przeciwgorącz

kowo i przeciwzapalnie, a także hamuje agregację płytek krwi. Wchłania się szybko i prawie

całkowicie z przewodu pokarmowego. Jest metabolizowany w wątrobie oraz w innych tkankach.

Jest wydalany z moczem głównie w postaci m etabolitów (w 75% jako kwas salicylurowy) oraz

w 10% w postaci niezmienionej. TO,5 wynosi 3 h.

Wskazania: Bóle o lekkim i średnim nasileniu: bóle głowy różnego pochodzenia, bóle zębów, j

bóle mięśni. Ból i go rączka w przebiegu prz eziębien ia i grypy. j

Przeciwwskazania: Nadw rażliwość na salicylany. Czynn a cho roba wrzo dowa żołądka i /lubdwunastnicy.

Sposób użycia: Doustn ie. Doro śli: doraźnie 1—2 tabl. po 500 mg, maksyma lnie 4 g kwasu

acetylosalicylowego na dobę. Dzieci 7 12 r.ż.: maksymalna dawka dobowa wynosi 1000 mg

j (2 tabl. po 500 mg na dobę).

a) Wartość biologicznego okresu p ółtrwania a spiryny (TO,5), czyli czasu, po którym ilość tego

leku we krwi zmniejsza się do połowy początkowej wartości, wynosi 3 godziny.

Pewien człowiek zażył tabletkę aspiryny o godzinie 9.00.

Oblicz i napisz, ile miligramów kwasu acetylosalicylowego pozostało w jego organizmie0 godzinie 15.00.

1 Obliczenia:

Odpowiedź: ............................................................................................................................................

b) Poniższy schemat przedstawia uproszczoną drogę metabolizmu aspiryny w organizmie czło-

wieka.

0 ^ / N - C H 2 - c f °0 ^ „/ O H 0 ^ „/ O H C " | 2 'O H

O I H

hydroliza reakcja z aminokwasem

aspiryna kwas salicylowy kwas salicylurowy








Napisz, stosując wzory półstrukturalne (grupowe) organicznych reagentów, równania reakcji

oznaczonych na schemacie numerami 1 i 2.


330 i Arkusz maturalny


c) Napisz nazwę wiązania chemicznego zaznaczonego we wzorze kwasu salicylurowego.

Zadanie 27. (0-1)Pierwszorzędowe aminy alifatyczne (o wzorze ogólnym R N H 2) reagują z kwasem azotowym(III),

zgodnie z uproszczonym równaniem:

RNH 2 + HN02 — R OH + H20 + N2t

Reakcji tej ulegaj ą także inne związki organiczne zawierające azo t w cząsteczkach, m.in. większość

peptydów, p olipept ydów oraz białek.

W celu ustalenia budowy pewnego tripeptydu, wykonano trzy doświadczenia i uzyskano nastę-

pujące wyn iki:

Doświadczenie 1.

Wskutek całkowitej hydrolizy badanego tripeptydu otrzymano mieszaninę fenyloalaniny (Phe),

alaniny (Ala) i glicyny (Gly).

Doświadczenie 2.

Wskutek hydrolizy enzymatycznej tripeptydu, w której rozerwaniu uległo wyłącznie

Ckońcowe wiązanie peptydowe, powstała mieszanina dwóch produktów, z których tylko jeden

był opty cznie czynny.

Doświadczenie 3.

Po potraktowaniu badanego tripeptydu nadmiarem kwasu azotowego(III) i po hydrolizie otrzyma-

nego produktu otrzymano: fenyloalaninę (Phe), glicynę (Gly) i kwas mlekowy.

Napisz, posługując się trzyliterowymi symbolami aminokwasów, sekwencję badanego

tripeptydu.



Informacja do zadań 28.29.Coraz powszechniej są stosowane biodegradowalne polimery kondensacyjne, które po wyko rzy-

staniu i wyrzuceniu na wysypisko śmieci stosunkowo szybko rozkładają się przy udziale obec-

nych w glebie mikroorganizmów. Do najpopularniejszych polimerów biodegradowalnych należą:

poli(kw as gliko lowy) PGA , poli(k was mle kowy) PLA i połi(hydroksym aśłan) PHB.

Monomer Polimer biodegradowalny

wzór nazwa wzór nazwa

0 1 0 t o 0

= 0

1 o w

kwas hydroksyeta

nowy

(kwas glikolowy)

0

-6 0 - c h 2- c ^

połi(k was g likolowy)

PGA

0II

H O C H C O H

c h 3

kwas2hydroksypropa

nowy

(kwas mlekowy)

0^ O C H C ^

c h 3

poli(kw as mlek owy)

PLA

0

h o - c h - c h 2- c - o hI 2

c h 3

kwas

3hydroksybuta

nowy

(kwas hydroksyma

słowy)

0

-6 0 - c h - c h 2- c ^

c h 3

połi(hyd roksym aślan)

PHB

Wszystkie polimery biodegradowalne są poliestrami i dlatego są podatne na hydrolizę zawartych

w ich cząsteczkach wiązań estrowych.

Zadanie 28. (0-1)Poli(hydroksymaślan) jest stosowany m.in. do wytwarzania folii do pakow ania żywności. Masa

cząsteczkowa pewnego rodzaju poli(hydroksymaślanu) PHB w ynosi około 5 805 000 u.

Oblicz, z ilu reszt kwasu hydroksymaslowego składa się cząsteczka tego poliestru.

| Obliczenia: j

Odpowiedź:








I332 j Arkusz maturalny

Zadanie 29. (0-1)Z różnych monomeró w otrzymuje się tzw. kopolimery. Właściwości kopolimerów są zazwyczaj

inne niż właściwości homopolimerów. Kopo limery PGA z PLA m ają wyjątkowo dużo zastoso-

wań, np. kopolimer 90/10 poli(kwasu glikolowego) z poli(kwasem mlekowym) jes t stosowany do

wytwarzania wchłanialnych nici chirurgicznych. Nici chirurgiczne wykonane z tego poliestru są

absorbowane w organizmie w ciągu 90 dni po operacji.

Napisz wzór półstrukturalny (grupowy) fragmentu cząsteczki kopolimeru PGA z PLA składającego się z dwóch reszt kwasu glikolowego i z jednej reszty kwasu mlekowego. Otocz

kółkami wszystkie wiązania estrowe w narysowanym frag mencie wzoru poliestru.

Zadanie 30. (0-2)W wyniku całkowitej hydrolizy 102,6 g mieszaniny sacharozy (C ^H ^C ^ )1maltozy (C12H22011)

otrzymano 90,0 g gluko zy (C6H120 6) i fruktozę (C6H120 6).

Oblicz zawartość sacharozy w analizowanej mieszaninie disacharydów (w % mas.).

Wynik podaj z dokładnością do dwóch cyfr po przecinku. W obliczeniach przyjmij masy molowe

cukrów: MCnR2lQll = 342 g n r 1, M CMl20s = 180 g • mol1 .

| Obliczenia:| i

Odpowiedź: ..............


Indeks j 333

Indeks

A

acetamid 268

acylowanie Friedla-Craftsa222 addycja 184,188,191,197akceptor 56alanina 271

aldehyd glicerynowy 288

aldehydy 217,219-226aldopentoza 285aldozy 285, 288

alkany 171,178-181,199alkeny 172,182-185, 199alkiny 172,186-189,199

alkohole 57, 202-210, 213-215

- alifatyczne 203- aromatyczne 203- drugorzędowe 202-, izomeria 204

- monohydroksylowe 202- pierwszorzędowe 202

- polihydroksylowe 202- trzeciorzędowe 202

aluminium 135amidy 267, 268

aminokwasy 271-274«-aminokwasy 271aminy 262-266amoniak 152, 262

amylopektyna 298amyloza 298

anilina (fenyloamina) 263aniony 43

anomeryczny atom węgla 289areny 190

asocjacja cząsteczek wody 57

asymetryczny atom węgla 288atom 19

azot 52,151

B

benzen 190-192

-, alkilowanie 190benzenol (fenol) 205, 211berylowce 128,134białka 278-284

-, denaturacja 281-, hydroliza 282- proste 278

-, struktura czwartorzędowa 280-, - drugorzędowa 279

-, - pierwszorzędowa 279-, - trzeciorzędowa 280-, - a 279

-, —y? 279

-, wysalanie 281- złożone 278

biuret 269, 283blok d 117,128,138

-p 117- s 117

błonnik 298brom 162

C

celobioza 293

celuloza 298-301chiralność 176chlor 43,162-164

chlorek sodu 50chlorofil 286

chlorowodór 54chrom 141,142

chromatografia 98

cukry 285-291cykloa łkany 172cynk 138,139

cysteina 271

czynnik elektrofilowy 195czynność optyczna 176

-aminokwasów 273

D

dekantacja 98, 99

dekarboksylacja 179, 235dekstryny 301

delokalizacja 191

denaturacja 97, 281

2-deoksyryboza 286, 288destylacja 98

- frakcjonowana 179diament 53dipol 55

disacharyd 296donor 56

dublet elektronowy 40, 45,117

dwucukry 293-296

dysocjacja elektrolityczna 87, 89, 232dyspersja 97

E

efekt indukcyjny 232efekt Tyndalla 95, 97

ekstrakcja 98elektrofil 195,196

elektrolit 89,107elektron 19, 21

elektrony niesparowane 26, 27- sparowane 26, 27

- walencyjne 34, 36, 40

- zdelokalizowane 59,126,191elektroujemność 47, 48eliminacja 197

enancjomery 176,177

energia aktywacji 78, 80-jonizacj i 41, 42

energia powinowactwaelektronowego 43

- wiązań chemicznych 83entalpia reakcji 83, 84estry 248-260etan 68,171,178etanol 208eten 69,172,182

etyn 70,172,186

F

fenol (benzenol) 205, 211fenole 202-215

fenoloftaleina 109fenyloalanina 271

fermentacja alkoholowa 291filtracja 98

fluorowce 161fluorowcowanie180,193fotosynteza 286fruktoza 286, 288-291fu ran 289

G

galaktoza 286

gaz elektronowy 59,126- szlachetny 40

gęstość roztworu 102

glicerol (gliceryna) 208, 251, 258glicyna 271, 273glikogen 299

glikol etylenowy 208glin 135-137

glukoza 286, 288-292

glutation 275, 276

grupa aldehydowa 217, 285- amidowa 267

- aminowa 262- estrowa 248- funkcyjna 202

- hydroksylowa 202, 285- karboksylowa 228- karbonylowa 217- ketonowa 285

H

helowce 40,147hem 280

hemoglobina 280homologi 171

hybrydyzacja 23, 62-70

-typu sp (diagonalna, liniowa)65, 66

-typu sp2(trygonalna, płaska)64, 65

- typu sp3(tetraedryczna) 64-67hydratacja 97

hydrochinon 205

hydroliza białek 276, 282





334 INDEKS

hydroliza estrów 253

- peptydów 276

- sol i 111- tłuszczów 258

Iiloczyn jonowy wody 91

indykator (wskaźnik) 109

inhibitor 80

- korozji 80

izobary 21izomeria 174-177

izotony 21izotopy 10, 21

J jądro atomowe 19, 21

jod 53,162 jodyna 300 jon 32, 33

- obojnaczy 273

jonizacja 41

K

karbid 187kataliza 80katalizator 78, 80

kate nacja 68kation 41,126

ketoheksoza 285ketony 217-226

ketozy 285kinetyka chemiczna 73, 74

koagulacja 97

koloid 95, 97kompleks aktywny 80

kondensacja 97, 274konfiguracja elektronowa 29-35

kontrakcja objętości 206

kraking 183,190

krezol 205krystalizacja 98, 99kryształ cząsteczkowy 53

- jonowy 50- kowalencyjny 53- metaliczny 59,126

kwas 110- acetylosalicylowy 245, 250, 251

- Arrheniusa 87

- asparaginowy 271

- azotowy(V) 153,154- benzenokarboksylowy

(benzoesowy) 229

- borowy 250- butanowy (masłowy) 229

- cytrynowy 244- etanodiowy (szczawiowy) 229, 231

-etanowy (octowy) 229, 232,

237-239

kwas glicerynowy 244- glukonowy 292- izowalerianowy 240- jabłkowy 244

- Lewisa 88- metanowy (mrówkowy) 229,235

- mlekowy 244-246- oleinowy 240-242- palmitynowy 229, 240- pirogronowy 246- propanowy (propionowy) 229

- salicylowy 244-246, 251- siarkowodorowy 160

- siarkowy(Vl) 160

- solny 163- stearynowy 229, 240, 242, 258

- winowy 244

kwasy beztlenowe 112,165,166- karboksylowe 228-238

- mocne 111,165- nieutleniające 165- słabe 111,165- tlenowe 112,165,166

- tłuszczowe 240, 241- utleniające 165

Llakmus 109laktoza 294leucyna 271liczba Avogadra 6

- jodowa 255

- koordynacyjna 50- kwasowa 255

- oktanowa 190- zmydlania 255

liczby kwantowe 22, 25

ligandy 50lipazy 241litowce 128,133

Mmaltoza 293-295

mangan 143,144mannoza 286masa atomowa 10

- cząsteczkowa 12- molowa 8,12

mer198

metale 40, 59,126-130- ciężkie 126

- lekkie 126- szlachetne 130

metameria 220

miedź 139,140mieszanina 94, 98

moc kwasu 111, 232- zasady 111

mocznik 269, 270

mol 6moment dipolowy 55

monomer 198monosacharyd 296mostki disiarczkowe 280

mydła 241, 253, 258

Nnaftalen 194

neutron 19, 21niemetale 40,146,147nitrogliceryna (triazotan(V)

gliceryny) 251nitrowanie 194

nukleofil 196nukleony 21

nuklid 21

Oobjętość molowa 8octan etylu (etanian etylu) 249, 251

odczyn 91,108,109

odczynnik jonesa 230oktet elektronowy 40, 45,117

oranż metylowy 109orbita 123-25, 34, 60-65

- atomowy 23, 60- molekularny 23, 60

- zdegenerowany 23- zhybrydyzowany 63-65

Ppasywacja glinu 135,136

- żelaza 129peptydy 275, 276

peptyzacja 97

pH 91,109pierścień aromatyczny 190pierwiastek chemiczny 19

piran 289piroliza 190płyn Lugola 300podpowłoka elektronowa 24, 29podstawniki 171,193poli(chlorek winylu), PVC198

poli(metakrylan metylu), PMMA198

polietylen, PE 198polimery 198

- kondensacyjne 278

polimeryzacja 185,189,198

polipeptyd 274polipropylen, PP198

polistyren, PS 198

potas 37potencjał standardowy 131powłoka elektronowa 19, 24, 37

półogniwo 131prawo działania mas Guldberga

i Waagego 85

Indeks 335

prawo Hessa 83- okresowości 36- rozcieńczeń Ostwalda 107- stałości składu 14

- stosunków objętościowych 14- zachowania masy 14

promień atomowy 37, 41

promocja elektronowa 28proton 19, 21, 36

próba ksantoproteinowa 153, 282,283-Tollensa (reakcja lustra srebrne

go) 224, 230, 236

- Trommera 223, 230, 236

przemiana izobaryczna 83- izochoryczna 83

przewodnictwo elektryczne metali 59punkt izoelektryczny 272

R

rdzeń atomowy 34reakcja addycji 197

- biuretowa 269, 275, 282, 283

- dysproporcjonowania 120- egzoenergetyczna 78, 81-83- eliminacji 183,186

- endoenergetyczna 78, 81-83- estryfikacji 249, 250- Fischera 249

- Kuczerowa 221- odwracalna 85

- protolityczna 87- redoks 120-126

- strąceniowa 110

- synproporcjonowania 120- Wurtza 179

- Wurtza-Fittiga 190- zobojętniania 87,110

reduktor 119

reforming 190

reguła helowca 40, 45, 46

-Hunda27 k- Lavoisiera-Laplace'a 83- Markownikowa 184,188- przekory Le Chateliera

i Brauna 86

- van’t Hoffa 78- Zajcewa 183

rodnik 195

rozpuszczalność 94-96

roztwarzanie 95roztwór 94-96

równanie Clapeyrona 9- kinetyczne 73, 76

równowaga chemiczna 85, 86ruchy Browna 97

ryboza 286, 288rząd reakcji 75, 76

rzędowość amin 262

- atomów węgla 173

S

sacharoza 293-295sekstet elektronowy 46

sekwencja aminokwasów 275, 279seryna 271

siarczki 160siarka 52,158-160

siarkowodór 54,160siły van der Waalsa 280skrobia 298-301

sole 113

solwatacja 97sód 41

sól amoniowa 262- amonowa 262

- fizjologiczna 105- gorzka 105

- obojętna 110stała dysocjacji 89, 90, 232

- równowagi 85- szybkości reakcji 73

stechiometria równań chemicznych 16- wzorów 16

stereoizomeria 175stężenie 100-105

stopień dysocjacji 107- utlenienia 115-120

substytucja elektrofilowa 192-195- rodnikowa 180,195

symetria cząsteczki 55

synteza Fischera i Tropscha 192szereg aktywności chemicznej

metali 130- homologiczny 171

- napięciowy metali 131,132szybkość reakcji chemicznej 73-79

T

teoria kwasów i zasad Arrheniusa 87

Bronsteda i Lowry’ego 87

Lewisa 88tlen 155

tlenki 115,156, 157tłuszcze 241, 254-256toluen 190toluidyna 263

trójkąt wiązań 48

U

układ 81

- heterofazowy 79

- homofazowy 79- izolowany 81- jednofazowy 94

- okresowy pierwiastkówchemicznych 36-38

- otwart y 81- wielofazowy 94

- zamknięty 81

utleniacz 119

utwardzanie tłuszczów 257

W

walińa 271

węgiel konfiguracyjny 288węglowodany 285węglowodory 168-190

wiązanie glikozydowe 293- jonowe 48, 49,146

- koordynacyjne (donorowo--akceptorowe) 45, 56, 262

- kowalencyjne 45, 48, 51,146- atomowe 45

- spolaryzowane 45, 48, 54,146- metaliczne 48, 59,126

- peptydowe 274-278, 283

- wodorowe 57, 58- zdelokalizowane 191

wielocukry (polisacharydy) 298-301wodorki 115,149,150wodorotlenki 112

wodór 10, 51,148

wskaźnik kwasowo-zasadowy(indykator) 109

wydajność reakcji 17wysalanie 97

- białek 281

wzór elektronowy Lewisa 44

- empiryczny (elementarny) 12- Fischera 288

- Hawortha 288- grupowy 170

- kreskowy 44- kropkowy 44- półstrukturalny 44,170

- rzeczywisty 12, 44

- strukturalny 44,170- sumaryczny 44

- szkieletowy węglowodoru 170

- uproszczony 44

Z

zakaz Pauliego 27zasada 110

- Arrheniusa 87- Lewisa 88

zasady mocne 111- słabe 111

zawiesina 95zderzenia aktywne 78zmydlanie 253, 258zol 97

związki jonowe 50

- kowalencyjne 52- polarne 55

Żżel 97



336 1 ODPOWIEDZI DO ZADAŃ

Odpowiedzi do zadań

Dział I6.1. B, 2. C

Sprawdzian: 1. C, 2. C, 3. C, 4. C, 5. CH20

Dział li7 .1. I. P, II. R III. P, 2. B; 11.1. I. A, II. C, 2. A; 14 .1. D,

2. I. 6, II. 7, 3. B; 15.1. D, 2. 1. P, II. F, III. P

Sprawdzian

1. a) B, b) Punktów z wykresu nie należy łączyć Unią.

Na osi rzędnych przedstawiono liczbę elektronów. Po

łączenie punków linią oznaczałoby, że elektrony można

podzielić na dowolną liczbę elementów, czyli że istnieje

pół elektronu, % elektronu itd. Nie istnieje % powłoki

elektronowej.

Poprawna jest każda odpowiedź, która dotyczy ułamkowych części elektronów oraz ułamkowych części powłok.

2. 4., 6., 3 .1. P, II. P, III. F, IV. P, 4. Masa cząsteczkowa:

H20 <HDO <D20, Masa 1dm3 cieczy: H20 <HDO <D20,

Ciepło parowania: H20 <HDO <D20, 5. A, B, E

Dział III20.1. C; 23.1. B, C; 26.1. B, D; 27.1. D

Sprawdzian

1.

{ Wzór

j substancji

Liczba j Liczba

wiązań j wiązań

typu a j typu n

Liczba

wolnych par

elektronowych

i ch3- c h 3 7 T O 0

! ch 3—CH2—Cl 7 i 0 3

i CHr OH 5 T 0 2

I CH2= CH—CH3 8 ! 1 0

2 .1.P, II. F, III. R IV. P, 3. B, 4. D, 5. I. P, II. P, III. P

Dział IV32.1. B; 35.1. C, D

Sprawdzi an: 1.1. A, II. B, 2 .1. P, II. F, 3. D, 4. A, 5. a) Stężenie HCl było największe w doświadczeniu III.; b) Reakcja

w doświadczeniu II praktycznie zakończyła się po 6 min.;

c) Pomiar ubytku masy zawartości otwartego naczynia

reakcyjnego w funkcji czasu.

Dział V40.1.1. B, II. C, 2. B; 48.1. B, 2. B, 3. C

Sprawdzian: 1. I. równą wartości, II. mniejszą niż war

tość, III. większą niż wartość, 2. a) od góry: kwas siarko

wodorowy, roztwór azotanu(V) miedzi(ll), b) strąca się

osad, roztwór się odbarwia, 3. B, 4. B, 5. a) CaC03+C02+

+H20 —►Ca(HC03)2, b) Ca2+i HCO3-, c) Ca2++2 HC03“

—►CaC03+C02+H20

Dział VI50.1. Maksymalny: IV, V, VI, VII, Minimalny: -IV, -III, -II,

-I, 2. B, F, H; 51.1. B, C, 2. I. A, E, II. B, D, F, H, III . C, G,

3. C; 52.1. H+, Ca, 2. C

Sprawdzian: 1. I. P, II. P, III. P, 2. I. utleniaczem, się ob

niża, II. Cl-, podwyższa się, chloru, III. Cl-, oddają, 3.

CH3CHO +2 Cu(OH)2+OH“ —►CH3COO“ +Cu20 +3 H20,

4. I. 5 : 2, II. 4 :1, III. 1 : 5, 5. H202 —*■02+2 H++2 e~,

H202 +2 H++2 e~ —*•2 H20

Dział VII56 .1 .1. A, D, II. B, C; 59.1. miedź, Cu i Ag+

Sprawdzian: 1. B, C, E, F, G, 2. B, C,

3.2 M n04“ +5 S032“ +6H+—►2 Mn2++5 S042“ +3 H20,

2 Mn04“ +3S 032“ +H20 —^ 2 Mn02 +3 S042“ +2 OH“,

2 Mn0 4“ +S032“ +2 OH“ —►2 M n042“ +S042' +H20,

4. a) Cr2072“ +14 H++6 e- — 2 Cr3++7 H20, 3 H202—►

3 02 +6 H++6 e-, b) reduktora, podwyższa, 5. a) Sn2+,

b) X, 2Mn0 4“ +3Sn2++4 H20 —^2 Mn02+3Sn4++8 OH“

Dział VIII

62.1. D; 73.1. NaF, NaCl, 2.1, 2, 6; 74.1. I. otoczenia,układu, endoenergetyczny, II. najmocniejszym, najmniej;

75.1.1. beztlenowym, redukujące, słabych, II. tlenowym,

mocnych, trwałymSprawdzian: 1. I. rośnie, rośnie, II. maleje, maleje, III.

rośnie, IV. maleje, III. tlenowym, ni etrwałych, słabym, 2.

a) X. jodek potasu, Y. woda chlorowa, b) B, F, 3. C, 4. D, 5.

Zbierany j Numer

gaz | zestawuWłaściwość gazu

“1“

wodór j 1lub 3|

1.mała rozpuszczalność

w wodzie

3. gęstość mniejsza od gęsto

ści powietrza

tlen ! 1 mała rozpuszczalność w wodzie

Dział IX77.1. C, 2. B; 79 .1. od góry: 8 atomów węgla 2°, 2 ato

my węgla 4° i 6 atomów węgla 1°, 3 atomy węgla 3° i 5

atomów węgla 1°; 80.1. A, B, C, D; 82.1. a) I. A, II. C, III.

B, IV. D, b) I. A, II. A, III. A; 83.1. A, 2. B; 85 .1 .1. C5H12, II.

C4H6, III. C3H6,2. A; 86.1. A; 90 .1 .1. N, II. T, III. N, IV. N, V.

T, 2. elektrofllowej, elektrofilowej, elektrofiłowej, heksa-

chlorocykloheksan, chlorobenzen, elektrofilowej; 91.1. CSprawdzian: 1. A, B, 2. A, 3. C, 4. A, 5. Zarówno pent-1-en,

jak i 2-metylocykloheks-1-en należą do węglowodorów

nienasyconych i reagują w podobny sposób z KMn04(aq)

oraz Br2(ac|). W przypadku obu węglowodorów zauważymy

takie same objawy tych reakcji (brunatny osad, odbar

wienie Br2(aq)).

\ /3 C=C + 2 Mn04~ + 4 H20 —►

/ \

I I— 3 - C - C - + 2 M n0 2ł + 2 0 H~

I IOH OH

\ / M/C=C^ + Br2(aq) — - C - C -

Br Br

Odpowiedzi do zadań | 337^

Cykloheksan jest węglowodorem nasyconym i nie ulega

reakcji ani z KMn04(aq), ani z Br2(aq), dlatego dzięki tym

reakcjom można go odróżnić od pent-1-enu.

Dział X98.1.

TAK i NIE TAK ¡ S

.

.

.

.

.

¡ s

TAK

TAK | NIE TAK

2. A, D, 3. 2

Sprawdzian: 1. B, 2. B, 3. A, 4. C, 5.

CH3-CH 2-C H2-C H2-CH2-OH

CH3-CH-CH2-CH2-OH

CH3

CH3-CH 2-CH-CH2-OH

ch 3

h o - c h 2- c h - c h 2- c h 3

ch 3

ch 3

CH3—CH—CH2—oh

ch 3

Dział XI10 0. 1.

Grupa

funkcyjnaWzór półstrukturalny homologu

0 najmniejszej masie molowej

-OH c h 3o h

-CHO HCHO

- c(b)- CH3C(0)CH3

-COOH HCOt)H-C(0)0- HC(0)OCH3

101. 1. 2, CH2= CH —CHO, propenal; 102. 1. B, 2. A;

104.1.2, 4, 6, 2. A

Sprawdzian: 1 .1. A, 2. A, 3. K, 4. A, 2. B, 3. I - D, II - C,

III - E, IV- B, 4. B,

5. a) Równanie procesu utleniania:

C6H5CHO +3 OH” — C6H5C00“ +2 e“ +2 H20

Równanie procesu redukcji:

C6H5CHO +2 e- +2 H20 —►C6H5CH2OH +2 OH“

b) 2 C6H5CH0 +OH“ —►C6H5C00 “ +C6H5CH2OH

Dział XII108.1. B, D, 2. A; 111.1. C, D

Sprawdzian: 1. A, 2. I. P, II. P, III. P, IV. F, V. F, 3. I. laktyd,

sześdoelementowym, II. lakton, sześcioelementowym,

4. I-D, II-A, 5.14,4%

Dział XIII

113.1.1. R II. F, III. P; 114.1. B, 2. CH3COOH +(CH3)2CHOHH2so4 „

------ ^CH3COOCH{CH3)2+H20; 117.1.1. niepolarnych,

II. mniejszą, III. palne; 119.1. C; 121.1. X- CH3CHO,

X- CH3COOH, Z - CH3CH2OH, W - CH3COOCH2CH3,

2.1) CH4 +Cl2— - — ^ CH3Cl +HCl, 2) CH3Cl +NaOH

>CH3OH +NaCl, 4) HCOOH +CH3OH — - — ►

HCOOCH3+H20

Sprawdzian 1: B, 2. A, 3. D, 4. B, 5. a) B. bromobenzen,

C.fenolan sodu, E. kwas 2-metylopropanowy, F. 2-mety-

lopropanian fenylu, b)

ONa

+ NaOH

+ C02 + H20

+ HBr

+ NaHC03

5) (CH3)2CHCHO + Ag20 (CH3)2CHCOOH

OH

+ H20

Dział XIV127.1. C, 2. I. B, II. A, III. D, IV. D

Sprawdzian: 1. od lewej: H20, C6H5NH2, OH“ , C6H5NH3+,

2. B, 3. I. R I I. F, III. F, 4. I. P, II. P, III. P, IV. P, 5. a) 1.

H3N+CH2C00H, 2. H3N+CH2COO“, 3. H2NCH2C00“ , b) 2

Dział XVSprawdzian: 1.126, 2. D, 3. C, 4. B,5. OCH3

— C-CH2-N H2 + HOOC-CH-N —

Dział XVI H137. 1. C, 2. B, 3. A, 4. B, 5. B; 143. 1. D, 2. C, 3. C;

144.1. I. P, II. P, III. F, 2. I. F, II. P, III. F

Sprawdzian: 1. A, 2. D, 3. D,

4. CH2OH

(-O.

LOH

5. A, B



338 I ODPOWIEDZI DO ZADAŃ

Odpowiedzi do zadań z arkusza maturalnego

Kryteria oceniania i model odpowiedziNrzad.

Punk

1 p. - za obliczenie zawartości 10B19F3we fluorku boru w % mas. i podanie odpowiedzi:_ 67u ■x% +68u ■(100-x)%

M( 10B19F3) =10 u +3 •19 u =67 u 67,81 u =--------- -— ------—M( 11B19F3) =11 u+ 3 ■19 u =68 u 100/o

%(10B19F3) = x % x =19%%(11B19F3) =(100 - x)%Odp.: Zawartość 10B19F3 we fluorku boru wynosi 19% mas.

0-1

2elektrony walencyjne, w tzw. zapisie klatkowym:

be mmi 114s Ap

■■'.tj O-!

1 p. - za podanie wartości pięciu liczb kwantowych każdego z elektronów obsadzających |poziom orbitalny 4s w atomie pierwiastka B w stanie podstawowym: j

3| n \ 1 m (m¡) s ms i j n-1

j Pierwszy elektron 4 0 0 % 1A lu b-1A j

! Drugi elektron 4 0 0 y2 -A lub y2 |

1 p. - za właściwą ocenę prav

I. F, II. P, III. P, IV. F W1 p. - za podkreślenie pięciu poprawnych określeń:

I. nie jest, II. NH3, czworościenny, III. sp3, a.

1 p. - za ustalenie wartości indeksów x i y we wzorze sumarycznym CuxOr

mo.. 4 a-•64 x _ l

~V~i ^/??0 1 .)/•16

Odp.: Wartości indeksów we wzorze produktu reakcji są równe x =1 iy =1.Albo: Wzór sumaryczny produktu ma postać CuO.Nie jest wymagane przedstawienie obliczeń.

1 p. - za obliczenie liczby gramów tlenu, który przereagował z miedzią:m(02) - 15,08 g - 15,00 g - 0,08 g . ■Odp.: Z miedzią przereagowało 0,08 g tlenu z powietrza.Nie jest wymagane przedstawienie obliczeń.

1 p. - za ustalenie masy związku miedzi i tlenu, który wytworzy ł się na powierzchni blaszki:

mCu _ 4 mCu : 4 -0,P8 =mCu mCu0=0,32 g+0,08 g =0,4 g

” l _ 0,08 :mCu=0,32.g •. •

Odp.: Na powierzchni blaszki wytworzyło się 0,4 g tlenku miedzi(ll).Nie jest wymagane przedstawienie obliczeń.

l p. - za obliczenie masy blaszki po usunięciu z jej powierzchni czarnego osadu:

/t?cu-15,00 g- 0(32 g =14,68 gOdp.: Masa blaszki po usunięciu zjej powierzchni tlenku miedzi(ll) jest równa 14,68 g.Nie jest wymagane przedstawienie obliczeń.

1 p. - za napisanie równania reakcji miedzi ztlenem (w formie cząsteczkowej):

2 Cu +02— ^2 CuO

1 p. - za napisanie równania reakcji zachodzącej podczas roztwarzania tlenku miedzi(ll)w kwasie solnym (w formie jonowej skróconej):CuO +2 H+—►Cu2++HzO albo CuO +2 H30+— Cu2++3 HzO

0-1

0-4

0-2

Odpowiedzi do zadań zarkusza maturalnego i 339____ _____________________ __ ______ i______

Kryteria oceniania i model odpowiedzi Punk

lp.- za naszkicowanie schematu zaplanowanego doświadczeniai zaznaczenie po jego lewej stronie substratów, a po prawejproduktów:

Do roztworu chlorku miedzi(ll) należy wprowadzić metal stojącyprzed miedzią w szeregu elektrochemicznym albo wodór.

CuCl

1 p. - za napisanie dwóch spostrzeżeń, które można sformułować, wykonując zaplanowanedoświadczenie:1. Na powierzchni cynku wydziela się brunatny osad.2. Zielononiebieski roztwór odbarwia się.

Wymagane jest podanie dwóch poprawnych obserwacji.

1 p. - za napisanie równania reakcji zachodzącej podczas zaplanowanego doświadczenia (w

formie cząsteczkowej):CuCl2 +Zn —» Cu +ZnCl2

1 p. - za obliczenie masy molowej metalu X i za podanie poprawnego wyniku z dokładnościądo liczb całkowitych wraz z poprawną jednostką:Mx — 22,4 dm3 100-22,4 rr. , .

, , Mv =------- = 56g-mo rI100 g — 40 dm3 ^ 4 0

Odp.: Masa molowa metalu X ma wartość 56 g •mol'1.

1 p. - za zidentyfikowanie metalu X, napisanie poprawnego symbolu albo nazwy:Fe lub żelazo

0-3

1 p. - za zaznaczenie dwóch poprawnych odpowiedzi: E, F

1 p. - za napisanie w odpowiednich miejscach poprawnych równań reakcji redukcji i utleniania (w formie jonowo-elektronowej):Równanie reakcji redukcji: Cr2072' +14 H++6 e" —^2 Cr3++7 H20Równanie reakcji utleniania: H202 —>0 2 +2 H++2 e~Za napisanie poprawnych równań w złej kolejności, zdający nie otrzymuje punktu.

1 p. - za dobranie i uzupełnienie współczynników stechiometrycznych w podanym schemacie reakcji chemicznej:

Cr2072~+3 H202+8 H+—* 2 Cr3++3 02 +7 H20

1 p. - za napisanie funkcj i, jaką pełnią jony Cr2072“ w opisanej reakcji jony Cr2072' w opisanej reakcji pełnią funkcję utleniacza.

1 p. - za napisanie dwóch spostrzeżeń:

I. (Pomarańczowy) roztwór zmienia barwę (na granatowozieloną).

II. Wydzielają się pęcherzyki (bezbarwnego) gazu.Nie jest wymagane podanie barwy reagentów.

1 p. - za właściwą ocenę prawdziwości czterech zdań:

I. F, II. P, Ili. F, IV. P

1 p. - za przedstawienie poprawnej interpretacji ilościowej równania reakcji (za poprawneuzupełnienie trzech rubryk tabeli):

I Interpretacja | tlenek azotu(ll) tlen j tlenek azotu(IV)

j Liczba moli ! 1m ol cząsteczek >2mola cząsteczek j 1 mol(-e) cząsteczek

I Masa 90 g 48 g | 138 g

i Objętość 22,4 dm3 11,2 dm3 22,4 dm3

0-1

0-1

0-1




14

15

1 p. - za bezbłędne napisanie wyrażenie na stężeniową stałą równowagi reakcji (Kc):

/?eo .

[CO] -[H2Q] _ / [/ _ nco ■/?h2q _ x2

[C02] •[H2] Pc ^ nCOi ■nHi

V V

K(a-x)2

b i 1 p . - za zaznaczenie poprawnej odpowiedzi: C

1 p. - za poprawne uzupełnienie zdania:Wydajność otrzymywania tlenku węgla(ll) po: I. wzrośnie, II. nie zmieni się, III. nie zmieni się.

0-2

1 p. - za poprawne uzupełnienie zdania:Rozważana reakcja jest egzotermiczna / endotermiczna, a jej AH ma wartość <0 / >_0.

i a

16

1 p. - za podanie numerów probówek, w których uzyskano roztwory o malinowym zabarwieniu:

1,2

1 p. - za napisanie poprawnego równania reakcji zachodzącej w probówce nr 3 (w formie jonowej skróconej):NH4+3*=fc-NH3 +H+albo NH4++H20 NH3 +H30+

0-2

17

18

1 p. - za poprawne podanie charakteru chemicznego tlenku ołowlu(ll) i wodorotlenkuołowiu(ll):■tlenek ołowlu(ll): amfoteryczny

■wodorotlenek ołowiu(ll): amfoterycznyWymagane jest bezbłędne określenie charakteru chemicznego obu związków ołowiu.

19

1 E170 1 j i CaC03 albo węglan wapnia

E236 HCOOH albo kwas metanowy albo kwas mrówkowyi f| E290 1 C02 albo tlenek węgla(IV) albo dwutlenek węgla

! E516 1 CaS04albo siarczan(VI) wapnia j 1

E517

(NH4)2S04 albo siarczan(VI) amonu

lub NH4HS04

albo wodorosiarczan(VI) amonu

| E529 CaO albo tlenek wapnia

0-4

{ 3 x 1 p. - za bezbłędne napisanie trzech równań reakcji (w formie cząsteczkowej): j 1. PbO +2 NaOH +H20 — Na2[Pb(OH)4]i 2. Na2[Pb(OH)4] +2 HN03—> Pb(OH)2+2 NaN03 +2 H20

j 3. Pb(OH)2+2 NaOH —►Na2[Pb(OH)4]

a I 1 p. - za napisanie wzoru albo nazwy kwasu: HCl albo kwas:scdny— — j . _ _ _ _ _ _ _ _ : - _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

j 1 p. - za podanie nazwy albo wzoru substancji, której roztwór znajduje się w zlewce A: j octan sodu lub CH3COONa

| Ip .- za obliczenie stężenia molowego roztworuipodaniewyniku ż poprawną jednostką;: j n(CH3COOH) =% ■Vj. - 0,1 mol drrr3 •0,025dm3=0,0025 mol - «(CH3COOŃa)

b |Vr =0,025 dm3+ 0,025 dm3^ 0,05 dm3

i /7CH3cooNa 0,0025 mol . . _3! cm=— - ■ =0,05 mol-dm 3

; j m l/r 0,05dm3

j Odp.: Stężenie molowe uzyskanego roztworu jest równe 0,05 mol •dm-3.

c | 1 p. - za podanie wzorów dwóch kwasów Brónsteda znajdujących się w zlewce B: H30+yH20

d . 1 p. - za napisanie wzoru słabszej zasady: Cl"

j 1 p. - za uzupełnienie tabeli, wpisanie w puste rubryki wszystkich poprawnych wzorów alboi nazw zidentyfikowanych związków chemicznych:

0-5

0-1

Odpowiedzi do zadań zarkusza maturalnego j 341----- — — — —___________________________ i__________

Kryteria oceniani a i model odpowiedzi Punkty

2q 11 P-_ za podkreślenie litery/którą oznaczono zdanie poprawnie wyjaśniające konserwujące1działanie chlorku sodu: B - ; 0-1 U

21

a

1 p. - za zastosowanie poprawnej metody rozwiązania zadania.

0-4

1 p. - za podanie poprawnego wyniku wraz z jednostką 1zodpowiednią dokładnością.

Przykład rozwiązania: m 100%m m r =

d=— ¿p1/

a \/ 25,33 g-100%m r = dr - V r /77r4% = ------- —------= 633,25 gm r lQ% = 1,013 g •cm“3 •250 cm3= 253,25 g 4%r ms in no / c P ' m r m H 0 =mr4% - m rl0% =633,25 g - 253,25 g =cp = ---- lUU/o /77c = ---- L _ oon HO nmr 100% - 380,00 g

10%•253.25a _r . , m H2o 380,OOg ,

100% "" 4i,o ~ 19■ cm-3 ""

Odp.: Należy dodać 380,00 cm3 wody.

b

1 p. - za zastosowanie poprawnej metody rozwiązania zadania.

1 p. - za podanie poprawnego wyniku wraz z jednostką 1zodpowiednią dokładnością.

Przykład rozwiązania:

4g CH 3COOH — 100 g roztworu Vx= — =-----— - =99,60 cm3= 0,0996 dm3dx 1,004 g-cm"3

m 4g n , n 0,067mol „ 3 , ,n = — = ------------ = 0,067nnol cm= — = ------------- = 0,673 mol •dm_3 = 0,67mol-dm-3

M 60g- mol'1 0,0996 dm3

Odp.: Stężenie molowe roztworu kwasu oc towego o stężeniu 4% jest równe 0,67 mol •dm-3.

22

a

1 p. - za napisanie poprawnego wzoru półstrukturalnego (grupowego) i podanie nazwy; ;systematycznej węglowodoru (wymagane jest narysowanie wzoru jednego węglowodoru >spełniającego podany warunek):

: :H2C--CH2 : CH :

albo / \

H,C--CH2 ; H2C---CH;;

cyklobutan metylocyklopropan 0-2

b

l%p. - za napisanie poprawnego wzoru półstrukturalnego (grupowego) i podanie nazwysystematycznej węglowodoru:

: CH,H\ /CH , CH ,\ /CH , . | :

CH2=C H-C H2-CH , albo X= C tub Y = C albo CH/=C-C H,CH , H H H ; ;,3

but-l-en ■ 2-metylopropentrans-b ut-2-en c/s-but-2-en

23

1 p. - za uporządkowanie wymienionych produktów destylacji ropy naftowej od najmniejlotnego do najbardziej lotnego:

olej opałowy (mazut), olej napędowy, nafta, benzyna, gazy rafineryjne 0-1

Wzrost lotności

1 1 p. - za podanie stosunku liczby,cząsteczek tlenku węgla(IV) do liczby cząsteczek wody wproduktach całkowitego spalania benzyny: :

J . | nco2_ 6 + 7 _ 13 .

12 4: | 3 r ^ o _ 7+ B_ 15 V.. .v ;. |

| j j Odp.: Stosunek liczby cząsteczek tlenku węgla(IV) do liczby cząsteczek wody w produktach i] j j całkowitego spalania benzyny o podanym składzie jest równy 13 : 15. j




Nrzad.

24 I b

Kryteria oieni ani.i i model odpowiedzi Punkty

I i p. - za narysowanie poprawnego wzoru półstrukturalnego (grupowego) dowolnego alkanu i j o rozgałęzionym łańcuchu węglowym, zawierającego 7 atomów węgla w cząsteczce: ii np. CH , ! :i i !i CHh- C - C I I 2- CH ,, - CH, - j

I Ćh 3 I( Wymagane jest narysowanie wzoru półstrukturalnego (grupowego) jednego, dowolnego j

j alkanu o rozgałęzionym łańcuchu węglowym. j

1 p. - za poprawne uzupełnienie wszystkich rubryk tabel i: j

25

Formalny stopień utlenienia zaznaczonego atomu węgla w:

alkoholu salicylowym kwasie salicylowym aspirynie

III -III

1 p. - za podkreślenie litery, którą oznaczono wzory potrzebnych odczynników: D

0-2

1 p. - za podanie liczby miligramów kwasu acetylosalicylowego:9.00 -50 0 mg; 12.00 (po 3 h) - 250 mg; 15.00 (po 6 h) — 125 mgOdp.: O godzinie 15.00 w organizmie tego człowieka pozostało 125 mg kwasu acetylosalicylowego.

26

2 x 1 p. - za napisanie dwóch równań reakcji:Równanie reakcji nr 1:0% /OH 0% /OH

C S > ' co—C +H—OH ——3

CH,


OH +H,N — CH, —COH

+II ,0

1 p. - za podanie nazwy wiązania: wiązanie peptydowe

0-4

27

28

1 p. - za napisanie sekwencji tripeptydu: Ala-Phe-Gly

1 p. - za obliczenie liczby reszt kwasu hydroksymasłowego zawartych w cząsteczce.poliestru:

M(C4H602) =4-12 u +6 :■1 u +2 •16 u =86 u ^ c 4hśo2)^ 58050 00o ,M(PGA) =M(P HB)„ =5 805000 u ^ n ~ ~ 86 u “

Odp.: Cząsteczka poli(hydroksymaślanu) PHB składa się z 67 500 reszt kwasu hydroksymasłowego.

■= 67500

0-1

: o - i

1 p. - za napisanie poprawnego wzoru półstrukturalnego (grupowego) fragmentu cząsteczkikopolimeru i zaznaczenie w nim dwóch wiązań estrowych:

^0~"\ O

29

Wymagane jest narysowanie jednego, dowolnego wzoru kopolimeru i zaznaczenie w nimwszystkich wiązań estrowych.

0-1

Odpowiedzi do zadań z arkusza maturalnego i 343

j Kryteria oceniania i model odpowiedzi Punkty

j 1 p. - za zastosowanie poprawnej metody rozwiązania zadania. I

11 p. -za podanie poprawnego wyniku wraz z jednostką i z odpowiednią dokładnością. j

j Przykład rozwiązania: i| m 102,6 g m 90 g . j

-i ^ di sa ch a ry dó w — , — U , 3 m O l ^ gl uk oz y — . . “ 1 o n — U , 5 m 0 . l . .30 | M 342g-mol 1 a M 180g-mol 1 0-2

^sacharozy “ x ^maltozy - Y ^sacharozy - n •M - 0,1 mol •342 g ■mol 3 - 34,2 g jx+ y =0,3 j

* +27- 0’5 %sacharozy = ^ 1 - 1 0 0 % = 33,33% mas. 1X =0,1 mol y - 0,2 mol sacharozy 1(R6g ; ' . . .j

Odp.: Mieszanina disacharydów zawiera 33,33% mas. sacharozy. j

Razem ¡ 60

Źródła ilustracji i fotografiiWiniety: s. 19 (atom) valdis torms/Shutterstock.com; s. 73 (wybuch) Andrew Burgess/Shutterstock.com; s. 94 (kolby)Andrey Voskressenskiy/Shutterstock.com; s. 115 (rury) Alastair Wallace/Shutterstock.com; s. 126 (alternator samochodowy)testlng/Shutterstock.com; s. 146 (balony) topseller/Shutterstock.com; s. 168 (wydobycie ropy) qingqing/Shutterstock.com;s. 202 (butelka laboratoryjna) Szasz-Fabian llka Erika/Shutterstock.com; s. 217 (tabletki) stockshoppe/Shutterstock.com;s. 228 (słonecznik) NoralucaOl 3/Shutterstock.com; s. 248 (perfumy) Mike Laptev/Shutterstock.com; s. 262 (nawóz sztuczny) egilshay/Shutterstock.com; s. 278 (czerwone krwinki) Sebastian Kaul itzki/Shut terstock.com; s. 285 (jabłko) ValentinaRazumova/Shutterstock.com

Tekst główny: s. 7- W. Wójtowicz/Putto/WSiP; s. 10 (izotopy wodoru - il.) Verde; s. 14 - W. Wójtowicz/Putto/WSi P; s. 19(2 ilustracje) Verde; s. 36 (ukł. okres. - il.) Verde; s. 37 (zmienność promieni atom. - ¡I.) Verde; s. 41 (tworzenie kationu - il.)Verde; s. 43 (tworzenie anionu - il.) Verde; s. 49 (tworzenie wiązania jonowego - il.) Verde; s. 53 (2 struktury - ¡I.) Verde;s. 70- P. Kubat/Putto/WSIP; s. 75 (klisza fotograficzna) jon Le-Bon/Shutterstock.com; s. 79, 80 - P. Kubat/Putto/WSiP; s. 81-W. Wójtowicz/Putto/WSiP; s. 82 (porównanie masy substratów reakcji z masą powstałych produktów - 2 fot.) P. Kubat/Putto/WSiP, (ognisko) Helga Chirk/Shutterstock.com; s. 84-W. Wójtowicz/Putto/WSiP; s. 89 (dysocjacja elektrolitycznaHCl - ¡I.) Verde; s. 94 (woda, woda z olejem, woda z mąką) W. Wójtowicz/Putto/WSiP, (woda mineralna) P. Kubat/Putto/WSiP; s. 95 (efekt Tyndalla - il.) Verde, (mieszanie- fot.) P. Kubat/Putto/WSiP, (roztwarzanie - fot.) W. Wójtowicz/Putto/WSiP; s. 97 (solwatacja- ¡I.) Verde; s. 99 (odparowanie) P. Kubat/Putto/WSIP, (dekantacja, sączenie/filtracja, krystalizacja)W. Wójtowicz/Putto/WSiP; s. 105 (Ti02) Grażyna Bryk/WSiP;s. 106, 110-W.Wójtowicz/Putto/WS iP; s. 115 (spalanie soduw chlorze) W. Wójtowicz/Putto/WSiP; s. 127 (rtęć, kadm, sód) W. Wójtowicz/Putto/WSiP, (śrubki żelazne) P. Duma/Putto/WSiP; s. 128 - W. Wójtowicz/Putto/WSi P; s. 129 (magnez z kwasem octowym, magnez z kwasem fosforowym) P. Kubat/Putto/WSiP, (gwóźdź stalowy z kwasami, srebro z kwasem azotowym) W. Wójtowicz/Putto/WSIP; s. 130, 132, 133, 134,135, 136-W. Wójtowicz/Putto/WSiP; s. 137 (Myśliwiec F-16 Flghting Falcon) Sascha Hahn/Shutterstock.com, (właściwościwodorotlenku glinu: dodanie kwasu solnego, dodanie zasady sodowej) W. Wójtowicz/Put to/WSiP; s. 138 - W. Wojtowicz/Putto/WSiP; s. 139 (miedź) W. Wójtowicz/Putto/WSiP, (miedź z kwasami) P. Kubat/Putto/WSiP; s. 140, 141, 142, 143,144 - W. Wójtowicz/Putto/WSiP; s. 146 (brom, chlor) W. Wójtowicz/Putto/WSiP, (fosfor) P. Kubat/Putto/WSiP; s. 148, 151,152 - W. Wójtowicz/Putto/WSiP ; s. 153, 154 - P. Kubat/Putto/WSiP; s. 155, 156, 157 - W. Wójtowicz/Putto/WSiP; s. 158(właściwości siarki - 2 fot.) W. Wójtowicz/Putto/WSiP, (cząsteczka Sg- il.) Verde; s. 159 - W. Wójtowicz/Putto/WSIP ; s. 160(otrzymywanie siarkowodoru) W. Wójtowicz/Putto/WSiP, (właściwości kwasu siarkowego(VI)) P. Kubat/Putto/WSiP; s. 162,163, 164, 178, 181, 185, 187, 189, 191, 192 - W. Wójtowicz/Putto/WSiP; s. 198 (łańcuch polietylenu i poli (chlorku winylu)- ¡I.) Verde; s. 199 - W. Wójtowicz/Putto/WSiP; s. 200, 206, 207 - P. Kubat/Putto/WSiP; s. 208, 211, 213, 214, 221, 223,224, 234, 235, 236, 237, 238, 239, 241, 242, 243, 246, 249, 250, 255, 256 - W. Wójtowi cz/Putto/WSiP; s. 257 (margaryna)Multiart/Shutterstock.com, (oliwa) Thomas Klee/Shutterstock.com; s. 266, 272, 273, 275 - W. Wójtowicz/Putto/WSiP;s. 279 (struktura alfa - ¡I.) Opal, (struktura beta - ¡I.) Verde; s. 280 (struktura 3-rzędowa białka i struktura 4-rzędowa białkahemoglobiny krwi - il.) Verde, (struktura 4-rzędowa białka) Iculig/Shutterstock.com; s. 281 (koagulacja białek - il.) Opal,(denaturacja białka - fot.) W. Wójtowicz/Putto/WSiP; s. 282, 283 - P. Kubat/Putto/WSiP; s. 290, 291, 295 - W. Wojtowicz/Putto/WSiP; s. 296 (cukier) Picsfive/Shutterstock.com; s. 297, 300, 301, 302 - W. Wójtowicz/Putto/WS iP

Wydawnictwa Szkolne i Pedagogiczne sp. z o.o. oświadczają, że podjęły starania mające na celu dotarcie do właścicieli i dysponentów praw autorskich wszystkich zamieszczonych utworów. Wydawnictwa Szkolne i Pedagogiczne sp. z o.o., przytaczając w celachdydaktycznych utwory lub fragmenty, postępują zgodnie z art. 29 ustawy o prawie autorskim. Jednocześnie Wydawnictwa Szkolnei Pedagogiczne sp. z o.o. oświadczają, że są jedynym podmiotem właściwym do kontaktu autorów tych utworów lub innych podmiotów uprawnionych w wypadkach, w których twórcy przysługuje prawo do wynagrodzenia.



344 UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW CHEMICZNYCH

CO Iifl3 Q) 5 “Z S S'

O

> -

rsi

o

□ c

o

sO

‘-JI

t o O I

l i )

c oc n e

< l i

00

CM

<311s

■aisa

CD g SO g ii

co s;

C D °> s

r s i

o3

0 3 | S

X S 5

J 2C/ )

= 1 5

■ o -o I

3

<1

ą l l

* * l

<2 i is

DO

s

f i l ?

F ? 3= a

o ) t

a

O J

D C s ~

3 1 i»— *s-- 1 o S

co — Ô

i 1 1o *—

o l s

o

I 3 !

5■O - i 2

ą pO S

m f s

s "

E 1 *“ ■ « ao

O £I I *

co sL U 2 K

a *

>> i a

□ g. £ 2 5 1 103 -i* CMa>

f i -e S»I— s s

cS

^ 1 °-

“ 5 s

6 4

G

d

g a d o l i n

1 5 7 , 2

5E s 5

o ■“ s

Documents

Zdasz to Matura 2015 Repetytorium Matura. Chemia Rozszerzenie