CHEMIA R O Z S Z E R Z E N IE
REPETYTORIUM MATURA
KI
WSIP
II
ZD/4 SZ.TO
Spis treści
j
3
Spis treści
30.
I. Atomy, cząsteczki i stechiometria chemiczna 1. Mol....................................................................6
Reguła van’t Hoffa. Wpływ rodzaju substratów i katalizatora na szybkość reakcji........................78
2. Masa molowa i objętość molowa.........................8
31. Efekty energetyczne przemian chemicznych
3. Masa atomowa i skład izotopowy pierwiastka
32. Entalpia reakcji................................................. 83
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
81
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
Sprawdzian po dziale I .........................................18 V. Roztwory i reakcje zachodzące w roztworach II. Struktura atomu - jądro i elektrony
wodnych
7. Atom................................................................19
38. Mieszaniny...................................................... 94
8. jądro atomowe................................................. 21
39. Rozdzielanie mieszanin..................................... 98
9. Wielkości opisujące stan elektronu
40. Stężenie roztworu........................................... 100
w atomie..........................................................22 10. Powłoki i podpowłoki elektronowe
41. Zmiana stężenia roztworu................................103 42. Sporządzanie roztworów..................................105
w atomie..........................................................24
43. Stopień dysocjacji........................................... 107
11. Rozmieszczanie elektronów w atomie................ 26
44. Odczyn roztworu............................................. 108
12. Konfiguracja elektronowa atomów.....................29
45. Wskaźniki kwasowo-zasadowe......................... 109
13. Konfiguracja elektronowa jonów........................32
46. Reakcje zobojętniania i strąceniowe.................110
14. Elektrony walencyjne........................................34
47. Hydroliza soli................................................. 111
15. Budowa atomu a układ okresowy
48. Otrzymywanie kwasów,
pierwiastków chemicznych................................ 36
wodorotlenków i soli.......................................112
Sprawdzian po dziale I I ..........................................39
Sprawdzian po dziale V ......................................... 114
III. Wiązania chemiczne
VI. Reakcje utleniania i redukcji
16. Kationy i aniony................................................ 40
49. Stopień utlenienia pierwiastka........................ 115
17. Wzory chemiczne cząsteczek............................. 44
50. Przewidywanie stopnia utlenienia
18. Elektroujemność............................................... 47
pierwiastków...................................................117
19. Wiązanie jonowe..............................................49
51. Utlenianie i redukcja. Utleniacze i reduktory
20. Wiązanie kowalencyjne..................................... 51
52. Reakcje utleniania-redukcji..............................120
119
21. Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane.............. 54
53. Bilansowanie równań reakcji
22. Wiązanie koordynacyjne................................... 56
utleniania-redukcji......................................... 122
23. Wiązanie wodorowe..........................................57
Sprawdzian po dziale VI ....................................... 125
24. Wiązanie metaliczne.........................................59 25. Orbitale molekularne........................................60 26. Hybrydyzacja orbitali........................................62 27. Hybrydyzacja atomów węgla............................. 68
VII. Metale 54. Metale - właściwości fizyczne ....................... 126 55. Metale - właściwości chemiczne.................... 128
Sprawdzian po dziale III .........................................71
56. Szereg napięciowy m etali................................130 57. Metale grup 1. i 2............................................133
IV. Kinetyka i statyka chemiczna
58. Glin i jego związki chemiczne.......................... 135
28. Szybkość reakcji................................................ 73
59. Cynk, miedź i ich związki chemiczne.................138
29. Zależność szybkości reakcji od stężenia
60. Chrom, mangan i ich związki chemiczne
reagentów....................................................... 77
141
Sprawdzian po dziale VII....................................... 145
4
SPIS TREŚCI
VIII. Niemetale 61. Niemetale - właściwości fizyczne.....................146 62. Niemetale - właściwości chemiczne.................147
99.
Różnice we właściwościach alkoholi i fenoli............................................... 215
Sprawdzian po dziale X ........................................216
63. Wodór............................................................148 64. Wodorki .........................................................149 65. Azot i jego tlenki............................................. 151
128. Aminokwasy................................................... 271
139. Właściwości redukujące cukrów....................... 290
129. Właściwości aminokwasów............................. 272
140. Właściwości glukozy i fruktozy......................... 291
130. Kondensacja aminokwasów............................ 274
141. Budowa i występowanie dwucukrów................293
131. Peptydy .........................................................275
142. Właściwości redukujące dwucukrów.................294 144. Budowa i występowanie wielocukrów...............298
66. Amoniak.........................................................152
100. Budowa aldehydów i ketonów......................... 217
67. Kwas azotowy(V)............................................. 153
101. Wzory strukturalne i półstrukturalne
145. Wykrywanie skrobi..........................................300 XV. Białka
146. Właściwości wielocukrów................................ 301 147. Syntezy chemiczne z udziałem cukrów............. 303
68. Tlen............................................................... 155
aldehydów i ketonów......................................219
132. Budowa białek................................................ 278
69. Otrzymywanie tlenków....................................156
102. Otrzymywanie aldehydów i ketonów................221
133. Struktura przestrzenna białek.......................... 279
70. Charakter chemiczny tlenków.......................... 157
103. Odróżnianie aldehydów od ketonów.................223
134. Właściwości białek ......................................... 281
71. Siarka i jej tlenki............................................. 158
104. Właściwości i zastosowanie
135. Wykrywanie białek.......................................... 283
72. Związki chemiczne siarki..................................160
aldehydów i ketonów......................................225
73. Fluorowce...................................................... 151
Sprawdzian po dziale X I ......................................... 227
74. Chlor i jego związki chemiczne......................... 163
Sprawdzian po dziale VIII .....................................167
Sprawdzian po dziale XVI .......................................305 Zadania z rozwiązaniem krok po kroku ...................306
Sprawdzian po dziale X V ........................................ 284 Arkusz maturalny - przykładowy zestaw zadań XVI. Cukry
75. Klasyfikacja kwasów........................................165 76. Właściwości kwasów.......................................166
143. Właściwości dwucukrów................................. 296
Sprawdzian po dziale X IV ....................................... 277 XI. Związki karbonylowe - aldehydy i ketony
Indeks................................................................... 333
XII. Kwasy karboksylowe
136. Klasyfikacja cukrów......................................... 285
105. Kwasy karboksylowe........................................ 228
137. Pochodzenie cukrów prostych.......................... 286
106. Otrzymywanie kwasów karboksylowych........... 230
138.
Wzory łańcuchowe i taflowe cukrów prostych
Odpowiedzi do zadań............................................. 336
288
Układ okresowy pierwiastków chemicznych
107. Dysocjacja elektrolityczna kwasów karboksylowych..................................232
IX. Węglowodory
108. Właściwości kwasów karboksylowych...............234
77. Teoria strukturalna budowy związków organicznych....................................168 i fluorowcopochodnych węglowodorów
171
237
110. Kwasy tłuszczowe............................................ 240 111. Odczyn roztworów soli kwasów
79. Rzędowość atomów węgla w cząsteczce węglowodoru............................. 173
karboksylowych............................................... 243 112. Hydroksykwasy............................................... 244
80. Izomeria węglowodorów i fluorowcopochodnych węglowodorów
109. Podobieństwo właściwości kwasów karboksylowych i kwasów nieorganicznych
78. Nazewnictwo węglowodorów
174
Sprawdzian po dziale X I I ........................................ 247
81. Alkany............................................................178 82. Reakcje alkanów............................................. 180 83. Alkeny............................................................182
XIII. Estry i tłuszcze
84. Reakcje alkenów............................................. 184
113. Estry.............................................................. 248
186
114. Otrzymywanie estrów.....................................249
85. Alkiny....................................
86. Reakcje alkinów.............................................. 188
115. Nazewnictwo estrów ......................................252
87. Areny............................................................. 190
116. Hydroliza estrów............................................ 253
88. Benzen...........................................................191
117. Tłuszcze .........................................................254
89. Reakcje arenów.............................................. 193
118. Odróżnianie tłuszczów nasyconych
90. Typy reakcji organicznych................................ 195
od nienasyconych .......................................... 256
91. Polimeryzacja................................................. 198
119. Utwardzanie tłuszczów ciekłych ...................... 257
92. Reakcje barwne węglowodorów....................... 199 Sprawdzian po dziale I X .......................................201
Oznaczenie stopnia trudności zadań:
• - łatwe
•• - średnio trudne
120. Hydroliza tłuszczów........................................ 258 121. Ciągi przemian............................................... 259 Sprawdzian po dziale XIII .......................................261
X. Hydroksylowe pochodne węglowodorów 93. Budowa alkoholi i fenoli................................. 202
XIV. Związki organiczne zawierające azot
94. Wzory strukturalne i półstrukturalne
Więcej na WWW.ZDASZ.TO; e
Arkusze maturalne z kluczem odpowiedzi
e
Zadania do wszystkich tematów i działów
a także: a Podpowiedzi do zadań Rozwiązania wszystkich zadań
122. Budowa amin................................................. 262
® Zadania z gwiazdką
e
alkoholi i fenoli............................................... 204
123. Właściwości amin........................................... 264
■ Test na wejście
*s Aktualne postępy w nauce
95. Właściwości alkoholi.......................................206
124. Otrzymywanie amin........................................265
b
96. Utlenianie alkoholi.........................................209
125. Reakcje amin ................................................. 266
97. Właściwości fenoli .........................................211
126. Amidy............................................................ 267
98. Odróżnianie fenoli od alkoholi......................... 213
127. Mocznik.........................................................269
Wiedza
314
■ Słownik pojęć
••• - trudne
344
j
■ Układamy proporcję.
I i i i j
c _ reaguje z _ , 5 moli 0 2 — — — 2 molami N 2 . 1C , reaguje z 15 moli 0 2 — — nNz
! i I ,
I
nN2 = 6 moli
I
10 moli - 6 moli = 4 mole N2 pozostanąnieprzereagowane
1. Mol
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). | Odpowiedź: W skład mieszaniny poreakcyjnej wchodzą: 2,408 ■1024 cząsteczek azotu i 3,612 •1024 cząsteczek | tlenku azotu(V). |
I Podstawowe informacje Mol (n) to jednostka liczności materii.
15
1 mol = 6,02 •1023 sztuk materii Liczba Avogadra (/VA) to liczba drobin (atomów, cząsteczek, jonów,
2 03
elektronów itp.) stanowiących 1 mol. /VA = 6,02 •1023 Jednostka liczby Avogadra:
2 trójatomowe cząsteczki tlenu zawierają 6 atomów tlenu
sztuk materii mol
i
| j I
Oblicz sumaryczną liczbę atomów oraz liczbę atomów poszczególnych pierwiastków zawartych w 4 molach kwasu ortofosforowego(V).
j I
Rozwiązanie
j
[ W 4 molach H 3P04jest: 12 moli wodoru, 4 mole fosforu i 16 moli tlenu, czyli 32 mole wszystkich atomów, Obliczamy liczbę poszczególnych atomów ( N ) .
j
N h = 12 moli •6,02 - 1023 atomów •mol-1 = 7,224 - 1024 atomów
I
N p = 4 mole ■6,02 •1023 atomów ■mol“ 1= 2,408 •1024 atomów
I
j
N 0 ~ 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
■
Interpretacja
1 mol Na
6,02 •1023 atomów sodu
1 moi 02
6,02 ■1023 dwuatomowych cząsteczek tlenu
1 moi Fe2’
6,02 •1023 jonów żelaza(I i)
1 mol SO.-t2
6,02 •1023 jonów siarczanowych(VI)
1 mol e
6,02 •1023 elektronów
Odpowiedź: W 4 molach kwas u ortofosforowego(V) znajduje się 1,9264 - 1025 wszystkich atomów. Na tę liczbę składa się 7,224 •1024 atomów wodoru, 2,408 ■1024 atomów fosforu i 9,632 ■1024 atomów tlenu.
2 mole HCl
1,204 •1024 cząsteczek chlorowodoru
Mole różnych substancji różnią się objętością i masą
3 mole 03
1,806 •1024 trójatomowych cząsteczek tlenu
4 mole Sbji
2,408 •1024 jonów antymonuj
5 moli N03
3,010 •1024 jonów azotanowych(V)
5 mol: c-
3,612 •1024 elektronów
1 mol HN02
6,02 •1023 cząsteczek kwasu azotowego(lll) zawiera 6,02 •1023 atomów wodoru, 6,02 •1023 atomów azotu i 1,204 •1024 atomów tlenu
2 mole H2S03
1,204 •1024 cząsteczek kwasu siarkowego(IV) zawiera 2,408 •1024 atomów wodoru, 1,204 •1024 atomów siarki i 3,612 •1024 atomów tlenu
3 moie H-,
1,806 •1024 cząsteczek wodoru zawiera 3,612 -1024 atomów wodoru
B r2
\
^
2 5 .
.
\
207 g Pb
a Przykład 1. W celu otrzymania tlenku azotu(V) do reaktora wprowadzono 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 0 2 —»- 2 N20 5 ■ 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
j
j
|ub
Zapis
Przykład 2.
(
więcej na WWW.ZDASZ.TO
j
i !
I.
2. Masa molowa i objętość molowa
ATOMY, CZĄSTECZKI I STECHIOMETRIA CHEMICZNA
2. Masa molowa i objętość molowa
□ Równanie Ctapeyrona Dla dowolnych warunków temperatury i ciśnienia można korzystać z równania Clapeyrona; w oblicze niach temperaturę należy podawać w skali bezwzględ nej (skali Kelvina):
■ Masa molowa ■ Masa molowa (M) to masa 1 mola drobin (atomów, cząste czek, jonów itp.) wyrażona w gramach. Masa molowa pier
m liczba moli ■
M
wiastka jest liczbowo równa jego masie atomowej.
p-V=n-R-T
'masa molowa
Jednostka masy molowej: g •mol-1
Stała gazowa: R = 83,1 hPa •dm3 •mol-1 • K-1
□ Przykład 1.
(w układzie SI: R = 8,314 j •mol-1 •K-1)
Oblicz liczbę moli atomów tlenu, która jest zawarta w próbce o masie 128 mg.
Objętość gazów w dowolnych warunkach temperatury i ciśnienia
Rozwiązanie
□ Przykład 3.
■ Należy pamiętać, żetlen występuje w postaci dwuatomowych cząsteczek.
Oblicz masę molową pewnego gazu, którego 7 g zajmuje
■ Obliczamy liczbę moli 0 2, która jest zawarta w próbce o masie 128 mg: -przeliczamy jednostki: 128 mg = 0,128 g -obliczamy masę molową cząsteczkowego tlenu: M 0l = 2 •16 g •mol-1 = 32 g •mol-1
a) 4900 cm3w warunkach normalnych;
0,128 j 32 g •mol 1
9
b) 5723 cm3 pod ciśnieniem 1100 hPa, w temperaturze 30°C. Rozwiązanie a)
= 0,004 mola
■ Obliczamy liczbę moli atomów tlenu.
■ Przeliczamy jednostki: 4900 cm3 = 4,9 dm3 Sposób I
Sposób II
■ Przekształcamy wzory.
■ Układamy proporcję.
1 mol 0 2— 2 mole O 0,004 mola 0 2 — n0
V = n ■Vn
n0 = 0,008 mola
Odpowiedź: Próbka 128 mg tlenu zawiera 0,008 mola atomów tlenu.
m M
■V0
M : Oblicz masę molową ortofosforanu(Y) żelaza(ll).
m / j * ma masę 22,4 dm3 4*
7g -22,4dm3 •mol 1
V
□ Przykład 2.
. _ , , ma masę 4,9 dm3 47 |
•Vn
4,9 dm3
= 32 2 •mol
7 g •22,4dm3 4,9 dm3
32 g jest to masa 1 mola gazu.
Odpowiedź: Masa molowa gazu w warunkach normalnych wynosi 32 g •mol-1.
Rozwiązanie Rozwiązanie b)
■ Zapisujemy wzór sumaryczny związku chemicznego. Fe3(P0 4)2 ■ Z układu okresowego odczytujemy masy atomowe pierwiastków tworzących związek chemiczny, zaokrąglamy je i sumujemy odpowiednie ich wielokrotności. M = 3 ■mFe + 2 •m p + 8 •m0 = 3 •56 g •mol-1 +2-31 g •mol-1 + 8 • 16 g •mol-1 = 358 g •mol-1
■ Przekształcamy wzory. p ■V = n -R •T
m -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. Odpowiedź: Masa molowa ortofosforanu(V) żelaza(II) wynosi 358 g •mol-1.
m -R-T 7 g •83,1 hPa •dm3 •mol-1 •K-1 •303 K , , M = ------ = -----------= 28 2 •mol 1 p-V 1100 hPa-5,723 dm3 5 Odpowiedź: Masa molowa gazu w warunkach 1100 hPa i 30°C wynosi 28 g •mol-1.
■ Objętość molowa ■ Objętość molowa (Vmo|) to objętość 1 mola gazu w określonych warunkach temperatury i ciśnienia
-objętość
wyrażona w dm3. jednostka objętości molowej: dm3 •mol-1
liczba moli'
n=
O Przykład 4. Oblicz gęstość tlenku węgla(IV) w warunkach normalnych.
V
Rozwiązanie
1/mol 'objęćość molowa
■ Związek między gęstością, masą i objętością substancji opisuje wzór: d
m ~ V'
■ Gęstość każdego gazu w warunkach normalnych możemy zatem obliczyć, korzystając ze wzoru: Prawo Avogadra W warunkach normalnych (7 = 273 K, p= 1013 hPa) 1 mol dowolnego gazu zajmuje objętość 22,4 dm3.
1 mol H2 (2 g)
1 mol C02 (44 g)
Objętość molowa gazów w warunkach normalnych
więcej na WWW.ZDASZ.TO
V0 = 22,4 dm3 •mol-1 czyli V = n ■22,4 dm3 •mol-1
d
m
* Obliczamy gęstość tlenku węgla(IV) w warunkach normalnych. d = 44 g •mol-1: 22,4 dm3 -mol-1 = 1,96 g •dm-3 Odpowiedź: Gęstość tlenku węgla(IV) w warunkach normalnych wynosi 1,96 g •dm-3.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
10
3. Masa atomowa i skład izotopowy pierwiastka j
I I. ATOMY, CZĄSTECZKI I STECHIOMETRIA CHEMICZNA
11
_________________________________________________________________________ L_________
3. Masa atomowa i skład izotopowy pierwiastka
□ 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.
Masa atomowa pierwiastka
■ Masa atomowa pierwiastka (mat) to średnia ważona mas atomowych poszczególnych jego izotopów.
^ a t . l ’ % 1 + ^ a t .2 ‘ 402 + .. . + ™ a t.n " ^°n m
at
100%
Jednostka masy atomowej: u
Rozwiązanie
Jednostka masy atomowej odpo
gdzie:
wiada 1/12 masy izotopu węgla
mat i 2 , n - masa atomowa izotopu 1, 2, ..., n
■ Zapisujemy dane z zadania. x - zawartość izotopu I (wyrażona w postaci ułamka dziesiętnego)
12C, czyli
1 u =1,66 ■10 -24 g =1,66 ■10‘ 27 kg
Oblicz procentowy skład izotopowy srebra występującego w przyrodzie, wiedząc, że jest ono mieszaniną dwóch izotopów, a jego masa atomowa wynosi 107,87 u. Atomy jednego z izotopów są zbudowane z 60 neutronów, a drugiego z 62 neutronów.
%i 2
procentowa zawartość izotopu 1, 2,..., n
1 g = 6,02 •1023 u
(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
■ Skład izotopowy pierwiastka
x = 0,565 (1 —x) =0,435
■ Izotopy to atomy tego samego pierwiastka o różnej liczbie neutronów.
Odpowiedź: Srebro jest mieszaniną złożoną z 56,5% izotopu 107Ag i 43,5% izotopu 109Ag.
■ Izotopy mają takie same liczby atomowe, lecz różne liczby masowe, np. izotopy wodoru:
□ 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 miejsc po przecinku. Podaj nazwę kwasu. Rozwiązanie
\H (prot)
(deuter)
□ 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. m S;
28 u •92% + 29 u •5 % + 30 u •3 % . ----------------------------- « 28,1 u
100%
Odpowiedź: Masa atomowa krzemu wynosi 28,1 u.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
■ 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.
(tryt)
Oo o o o o o o o o o•oooooooo oooooooooo oooooooooo oooooooooo oooooooo•o oooooooooo oooooooooo oooo•ooooo oooooooooo O atom 28Si
O atom 29si
^
atom 3° Si
W związku z tym, wzór nieznanego kwasu zapisujemy następująco: H 3X 0 3. ■ Obliczamy masę atomową nieznanego pierwiastka. m,t x atX
1,794 •10" 23 g -1 u in o ---------- i --- = 10,8 u 0,1 66 -10“ 23 g
■ W układzie okresowym odnajdujemy pierwiastek, który ma masę atomową 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.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
12
4.
I. ATOMY, CZĄSTECZKI I STECHIOMETRIA CHEMICZNA
4. Wzór empiryczny i wzór rzeczywisty związku chemicznego
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 wzór rzeczywisty, wiedząc, że 2 g tego związku zajmują objętość około 1,62 dm3 w temperaturze 27°C i pod ciśnieniem 1100 hPa. ^
I Podstawowe informacje
Rozwiązanie
Wzór empiryczny (elementarny) podaje stosunek
■ Wzór rzeczywisty (sumaryczny) określa liczbę ato
między liczbami atomów poszczególnych pier wiastków, z których jest zbudowany dany związek
mów poszczególnych pierwiastków, z których jest zbudowany związek chemiczny, jest wielokrotnością
chemiczny.
wzoru empirycznego.
XV xYy
Mr. M,em p.
'em p.
masa cząsteczkowa (masa mo
1rzecz. i ^ r z e c z
lowa) związku chemicznego memp. (^emp.) ~ masa cząsteczkowa (masa molo wa) wynikająca ze wzoru empi rycznego C:H = 1:2 CH2
Wzór empiryczny i wzór rzeczywisty związku chemicznego j
y
Mu
■ Obliczamy masę węgla z proporcji. 1 mol cząsteczek C 02 jest zbudowany z 1 mola atomów C, zatem
Obliczamy masę wodoru z proporcji. 1 mol cząsteczek H20 jest zbudowany z 2 moli atomów H, zatem
44,01 g C 0 2— 12,01 gC
18,02
6,29 g C02 — mc
2,57 g HzO — mH
mc = 1,72 g
mH = 0,29 g
g H20 — 2,02 g H
« Wyznaczamy stosunek liczby moli węgla do wodoru. 0,29 g
172g . x _ -------— --- =0,14 mola 12,01 g •mol 1
1,01 g-mol 1
0,29 mola
x : y = 0,14 mol : 0,29 mol = 1 :2 Wzór empiryczny to CH2. ■ Wyznaczamy wzór rzeczywisty.
Wzór empiryczny może być wzorem rzeczywistym,
c 4h 8 np. but-2-en
mc
■ Zapisujemy dane z zadania. CxHy - szukany wzór
np. N 20 5.
Wzór empiryczny
Wzór rzeczywisty
Przykłady związków chemicznych
N,0 ,
N20 5
tlenek azotu (V)
CHCl-
c 2h 2ci4
1.1.2.2-tetrachloroetan 1.1.1.2-tetrachloroetan
C4Hc
but-l-en but-2-en cyklobutan
^6^ 12^6
glukoza fruktoza
mrzecz. ~
m -R-T 2 g •83,1 hPa •dm3 • K-1 • mol-1 •300 K ;28g-mol 1 77~ ~ P ■ 1/ 100 hPa ■1,62 dm3
'em p.
14 g -mol
■=
2
(CH2)q = C2H4
ÍÜ CH,
CH20
□ Sposoby obliczania masy cząsteczkowej (molowej) związku chemicznego
Odpowiedź: Wzór rzeczywisty związku ma postać C2H4.
□ Przykład 2. Ustal wzór sumaryczny hydratu wodorosiarczanu(VI) wapnia, wiedząc że zawiera on 13,3% masowych wody. Rozwiązanie ® Ogólny wzór hydratu wodorosiarczanu (VI) wapnia możerny zapisać w następujący sposób: C a(H S0 4)2 •x H20.
gęstość bezwzględna par związku w warunkach normalnych (c/0)
i gęstość względna związku w stosunku do powietrza ! (
4.
I gęstość względna związku w stosunku do wodoru
mrzecz.= mcz; lub mrwr7 = M ‘rzecz. —Vr¡ »0 ■ ■dr. 0 ■ gdzie: V0 - objętość 1 mola gazu w warunkach normalnych (22,4 dm3 •moH) 171rzecz.
™ ś r . pow. ' ®w./pow.
gdzie: mśr pow - średnia masa cząsteczkowa (29 u) lub molowa (29 g ■mol-1) powietrza = mH2•4 . /h2 gdzie: mp|. - masa cząsteczkowa (2 u) lub molowa (2 g •mon) wodoru m -R-T
warunki reakcji inne niż normalne
więcej na WWW.ZDASZ.TO
p-V
m (Ca(HS04)2) = 100 •0,867 = 86,7 g
13,3 g
(h 2o )
■ Zapisujemy proporcję: na 1 mol C a(H S0 4) 2 w hydracie przypada x moli H20 , czyli: 234 g C a(H S0 4)2 — x • 18 g H 20 86,7 g C a (H S 0 4)2— 13,3 g H 20
ISS\i/'"I (M) fh/l\ masa cząsteczkowa (mcz) lub masa molowa związku chemicznego
■ Zakładamy, że masa hydratu wynosi 100 g.
x=2
Odpowiedź: Hydrat ma wzór C a(H S0 4) 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 NxO y. ■ 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: Wzór rzeczywisty tlenku azotu ma postać N 0 2.
Stosunek molowy azotu do tlenu wynosi 1 Wzór empiryczny ma zatem postać N 0 2. Wyznaczamy wzór rzeczywisty związku. = 14 g •mol-1 + 2 •16 g •mol-1
m em p.
' rzecz.
= 22,4 dm3 •mol-1 •2,05 g •dm-3
mr.
45,9g •mol-1 =
1
'em p.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
14
5. Interpretacja jakościowa i ilościowa równania reakcji j
i. ATOMY, CZĄSTECZKI I STECHIOMETRIA CHEMICZNA
5. Interpretacja jakościowa i ilościowa równania reakcji
2H 2S(g) +3 02(g) — Interpretacja równania re.' kcji
| ■ Prawa chemiczne j
substraty
produkty '
molowa
2 mole 68 g
| jących w dowolnej reakcji chemicznej (produktów) jest równa masie substancji wziętych do reakcji
masa substratów = masa produktów
|
n h 3 + h 2o + c o 2
79 kg = 17 kg + 18 kg + 44 kg 2 S + 3 0 2 —►2 S 0 3
Pierwiastki chemiczne tworzące dany związek che
2 •32 g + 3 •32 2 = 2-80
1 1
2 mole
2 mole
% g
i
128 g
36 g
miczny łączą się w ściśle określonych i stałych sto
-tlen Stosunek molowy pierwiastków
objętościowa ; (w tych samych warunkach : temperatury i ciśnienia)
i ;
objętościowa (w warunkach normalnych)
i
67,2 dm3
""\Y
m tlenu
o/
reakcji mierzone w tych samych warunkach tempe ratury i ciśnienia pozostają do siebie w stosunku
= 10,0 g - 2,581 g = 7,42 g
(w tlenku niemetalu) = 12,9 g •0,6000 = 7,74 f
^ n ie m e t a lu ~~
44,8 dm3
44,8 dm3
I
2,58 g + 7,74
_
o/
22,9
_
/ 0 m etaiu —
^2,90 g — 7,74 g = 5,1 6 g o/
= ^^,0 g + 12,9 g = 22,9 g
/ 0 niem etalu
7,42 g
100% = 45,07%
•100% = 32,40%
22<9 g
_
5,16
2Z9g
100% = 22,53%
Odpowiedź: Związek chemiczny zawiera 45,07% tlenu, 32,40% metalu i 22,53% niemetalu.
□ Przykład 2.
li Ü
Z rozkładu próbki wody otrzymano 8 g wodoru i 64 g tlenu. Oblicz, ile gramów wodoru i tlenu można otrzymać z 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 wody
niewielkich liczb całkowitych. CI-Lm + 2 0 2(g)
2 dm3
/ 0 tlenu
6 : 12:6 =
Objętości reagujących gazów i gazowych produktów
2 dm3
Obliczamy skład procentowy.
(w tlenku metalu) = 10,0 g •0,2581 = 2,58 g
^ m e t a lu
Prawo Gay-Lussaca (prawo stosunków objętościowych)
1 [ ! 1_
Rozwiązanie
^ s u b s t r a t ó w = ^ p r o d u k tó w
C6Hi206
44,8 dm3
i j
3 dm3
□ Przykład 1.
m tlenu
H2S04
2 dm3
■ Obliczamy masy pierwiastków wchodzących w skład reagentów.
Stosunek masowy pierwias
N20 5
164 g
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.
sunkach masowych.
Wzór sumaryczny związku chemicznego
2 H2°(g)
M IS 164 g
(substratów).
Prawo stałości składu
2 S° 2(g)
3 mole
j W układzie zamkniętym masa substancji powsta-
N H 4HCO3 —
2S02(g; +2H 20(g)
3 ° 2(g)
Prawo zachowania masy i prawo stałości składu na podstawie reakcji tworzenia tlenku siarki(VI)
i Prawo zachowania masy
15
C 0 2 (g ) + 2 H 2 0 (
^ch4 : ^o2: ^co2: ^h2o - 1 : 2 : 1 : 2
Objętość wodoru i tlenu powstające w wyniku rozkładu wody pozostają do siebie w stosunku 2:1
x — 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. H,0.
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 dm3 tlenku węgla(IV) 13 dm3 pary wodnej. Rozwiązanie Ustalamy wzór węglowodoru, korzystając z prawa Gay-Lussaca. CxHy +
+
0 2 —►_
C 02 +_
H20
1 CxH y + 3,5 0 2 — 2 C 0 2 + 3 H20 / •2 2 CxHy + 7 0 2 — 4 C 0 2 + 6 H20 2 C2H 6 + 7 0 2 — 4 C 0 2 + 6 H20 Odpowiedź: Procesowi spalania poddano węglowodór o wzorze C2H6.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
16
6.
I I. ATOMY, CZĄSTECZKI I STECHIOMETRIA CHEMICZNA
6. Obliczenia na podstawie stechiometrii wzorów i równań chemicznych
■ Wydajność reakcji
w
■ Wydajność reakcji (w) to stosunek masy produktu (mprod.) otrzymanego w wyniku reakcji chemicznej do jego teoretycznej masy (mteor) obliczonej na
■ Podstawowe informacje
_
m prod. ^ te o r .
W — \N-\ ' W j ’ W 3 ■ ... ■ W n
podstawie stechiometrii równania reakcji.
■ Stechiometria wzorów określa, w jakim stosunku molowym pozostają do siebie pierwiastki, z których jest zbudowany dany związek chemiczny.
* Stechiometria równań chemicznych określa, w jakim stosunku molowym pozostają do siebie reagujące ze sobą substraty oraz powstające produkty.
W przypadku Ca3(P0 4)2 ■4 H20 stosunek molowy Ca : P : O : H wynosi 3 :2 :1 2 :8 , natomiast stosunek
Po zmieszaniu substratów w stosunku niestechiometrycznym ilość produktu należy obliczać na podstawie
masowy wynosi 120:62:192:8 (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
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. Zmieszano 200 cm3 wodoru 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.
■ 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,
2 H2 + 0 2 —►2 H20 ■ Obliczamy liczbę moli substratów.
czyli 1,204- 1024 = 12,04- 1023). 6,02
Obliczenia na podstawie stechiometrii wzorów i równań chemicznych ! 17
•1023 N2— 1 mol N2
>
ŚT )
12,04- 1023 — n
p-V 1050hPa •0,2 dm3 . riu = ----= ---— ----- —--— = 0,0082 mola 2 R -T 83,lhPa •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
nN2 = 2 mole mol 0 2 — 32 g 0 2
mieszanina przedreakcyjna
mieszanina poreakcyjna
no2 & Hq2= 2 mole
■ Sprawdzamy, który substrat jest w niedomiarze. 2 mole H2 — 1 mol 0 2 0,0082 mola H2 — n0i
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 0 2. Tlen przereagowałcałkowicie, 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 0 2 — 2 mole N 0 2 (stechiometria reakcji) 2 mole 0 2— nN02
«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
' n o 2 = 2 mole
0,1476 g ^ 100%
Odpowiedź: W wyniku reakcji powstały 2 mole tlenku azotu(IV). Nie przereagował 1 mol azotu.
mH20 — 85% mH2o = 0,1255 g H20
□ Przykład 2. Sól X2C 03 -7 H20 zawiera 19,83% metalu X. Ustal wzór tego hydratu.
Odpowiedź: W reakcji otrzymano 0,1255 g H20.
Rozwiązanie ■ Obliczamy masę atomową szukanego metalu. 2 •mat,x_________________ 1oo%
% *
2 ' m a t.X + 1 • ™ a t .C + 1 0 ' m at.O + 1 4 • W at.H
■ Zadania • Zadanie 1. Zaznacz poprawną odpowiedź. Ile milimoli azotu potrzeba do otrzymania 0,05 mola tlenku azotu(V)?
0,1983 = 2 ' mat.x 2 •matx + 1•12,01 u + 10-1 6,00 u + 14 -1,01 u
□ A.5m m oli
Q B. 50 mmoli
[ j C . lOm m oli
j |D. lOOmmoli
•• Zadanie 2. Zaznacz poprawną odpowiedź. ^at.x = 23,02 u » Odnajdujemy w układzie okresowym pierwiastek o obliczonej masie atomowej. Odpowiedź: Hydrat ma wzór Na2C 0 3 •7 H 20.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
Ile dm3 wodoru i azotu, odmierzonych w warunkach normalnych, należy użyć, aby otrzymać 170 g amoniaku? i j A. 224 dm3 wodoru i 112 dm3 azotu.
| | C. 336 dm3 wodoru i 112 dm3 azotu.
■j |B. 336 dm3 wodoru i 224 dm3 azotu.
I i D. 112 dm3 wodoru i 224 dm3 azotu.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
— ,— „ — J—
18
-
—
— —
.
.— — .
— ------ — '— —
-------------------
| I. ATOMY, CZĄSTECZKI I STECHIOMETRIA CHEMICZNA
Sprawdzian po dziale I • Zadanie 1. Zaznacz poprawną odpowiedź.
II. Struktura atomu - jądro i elektrony
W jakiej objętości chlorowodoru znajduje się tyle samo atomów, ile jest zawartych w 11,2 dm3 tlenku azotu(V) w warunkach normalnych? f j A. 1,75 dm3 i | B. 3,5 dm3
7. Atom
[ J C . 39,2 dm3 i | D. 78,4 dm3 • Zadanie 2. Atom pewnego pierwiastka ma masę 6,645 •10~23 g. Zaznacz poprawną odpowiedź. Ile wynosi masa atomowa tego pierwiastka? □ A. 12 u □ B. 39 u □ C. 40 u I j D. 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. . C.
50,9 u 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.
■ Struktura atomu ■ Pierwiastek 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
Ilość wodoru i tlenu w mieszaninie przedreakcyjnej wynosi
| | j i i
[j [j LJ M
J
W wyniku spalenia 0,31 g pewnego związku składającego się z węgla, wodoru i tlenu otrzymano 0,46 g tlenku
poruszające się w chmurze elektronowej wokółjądra. Elektrony tworzą powłoki.
jących po tyle samo protonów w jądrze. ■ Atom to najmniejsza część pierwiastka chemiczne go, która zachowuje jego właściwości chemiczne.
□ Oddziaływania w atomie Siły 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.
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.
| Zaznacz poprawne dokończenie zdania. |
Atom jest obiektem o ciężkim, dodatnio naładowa nym jądrze atomowym, otoczonym przez elektrony
Zwiększanie się energii (wartości ujemne)
A. 0,32 g tlenu i 0,64 g wodoru. B. 0,16 g tlenu i 0,64 g wodoru, C. 0,64 g tlenu i 0,16 g wodoru, D. 0,36 g tlenu i 0,36 g wodoru,
n =2
•i -=3
i ■--- 6
n =4
•••Zadanie 5. węgla(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.
□ Wyznaczanie maksymalnej liczby elektronów w powłokach Numer powłoki
Wyznaczanie maksymalnej liczby elektronów w powłoce n
i ll l i li l ii l ll l l 2 -12= 2 -1=2 WKmKKmHi
2
122= 2 - 4 = 8
l l i l i i l l i l i i l 2 . 32=2 ■9 = 18 llllili i il l li i i więcej na WWW.ZDASZ.TO
Maksymalna liczba elektronów w o numerze n
2n2 mumer powłoki
2 •42 = 2 -16=32 więcej na WWW.ZDASZ.TO
18
I. ATOMY, CZĄSTECZKI I STECHIOMETRIA CHEMICZNA
Sprawdzian po dziale I • Zadanie 1. Zaznacz poprawną odpowiedź.
II. Struktura atomu - jądro i elektrony
W jakiej objętości chlorowodoru znajduje się tyle samo atomów, ile jest zawartych w 11,2 dm3 tlenku azotu(V) w warunkach normalnych? | j A. 1,75 dm3 I i B. 3,5 dm3
7. Atom
: C. 39,2 dm3 I | D. 78,4 dm3 • Zadanie 2.
■ Struktura atomu ■ Pierwiastek chemiczny to substancja, której nie
Atom jest obiektem o ciężkim, dodatnio naładowa
Atom pewnego pierwiastka ma masę 6,645 •10-23 g.
można rozłożyć na substancje prostsze w proce
nym jądrze atomowym, otoczonym przez elektrony
Zaznacz poprawną odpowiedź.
sie fizycznym lub chemicznym (wyklucza się tutaj procesy rozpadu promieniotwórczego). Pierwiastek
poruszające się w chmurze elektronowej wokółjądra. Elektrony tworzą powłoki.
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 mieszaniną dwóch izotopów: 50V i 51V o zawartości procentowej odpowiednio 0,25% i 99,75%. Zaznacz poprawne 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.
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 atomie Siły 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.
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.
Zaznacz poprawne dokończenie zdania.
Zwiększanie się energii (wartości ujemne)
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.
BP
w= 2
••• 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.
□ Wyznaczanie maksymalnej liczby elektronów w powłokach Numer powłoki
H H H i l i i i «
Wyznaczanie maksymalnej liczby; elektronów w powłoce n
!
7 -12 = 2 .- 1 = 2
llllliiilllw
- 22 = 2 •4 = ; 2 . 32 ==2 - 9 = 18
4 więcej na WWW.ZDASZ.TO
Maksymalna liczba elektronów w powłoce o numerze n
2n2 murner powłoki
2 • 42 = 2 • 16 = 32 więcej na WWW.ZDASZ.TO
i
20
II. STRUKTURA ATOMU - JĄDRO I ELEKTRONY
21
8. Jądro atomowe
L___________________________ • _____________________
8. Jądro atomowe
□ Przykład 1. Atom pewnego pierwiastka chemicznego położonego w 3. okresie układu okresowego pierwiastków ma
■ Charakterystyka składników atomu
16 elektronów. Ile elektronów ma ten atom w kolejnych powłokach, licząc od jądra atomowego?
H
Rozwiązanie
■ Nuklid to jądro atomowe o określonej liczbie nukleonów (protonów i neutronów).
■ Położenie atomu w 3. okresie oznacza, że atom tego pierwiastka ma trzy powłoki elektronowe.
■ Nukleony to składniki jądra atomowego (protony i neutrony). Liczba nukleonów odpowiada liczbie masowej.
■ W pierwszej powłoce mieszczą się maksymalnie 2 elektrony, a W drugiej powłoce mieści się maksymalnie 8 elektronów.
liczba masowaN (liczba protonów + + liczba neutronów)
■ 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 pierwiastków chemicznych jest położony ten pierwiastek? Podaj jego nazwę. Rozwiązanie
liczba atomowa' (liczba protonów = = liczba elektronów)
Cli Hiiktorystyka Cząstka -symbol pierwiastka chemicznego
symbol neutron proton
Liczba neutronów w jądrze atomowym = A •
ładunek, e
P. P+
elektron
masa, u
Miejsce cząstk w atomie
0
1,00728
jądro atomowe
+1
1,00866
jądro atomowe
-1
0,00055
chmura elektronowa
□ Przykład 1.
Sposób I
Podaj liczbę elektronów, protonów, neutronów oraz nukleonów atomu ^ E. Podaj nazwę pierwiastka.
» 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.
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
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.
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 liczba atomowa Z = 13.
■ W ostatniej 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.
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 ). Mają takie same liczby masowe (A)
■ Zadania prawdziwość każdego zdania. Zaznacz P, jeśli zdanie jest prawdziwe, lub F, jeśli jest fałszywe. 1 Wszystkie atomy siarki mają identyczną liczbę atomową.
I
HU | Wszystkie atomy siarki mają identyczną liczbę protonów w jądrze.
P/F
|:.+ P ./ F W .,: ~
j
Wszystkie atomy siarki mają identyczną liczbę elektronów w atomie.
••• 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.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
gw,
17 q
8u ,
180
30Si ■ 31 .P ■32S■ 4U r 4U 16 ’ 18
a
4U,/ ’ 19
Ł
A - Z = 16
A = 40
Czy dwa nuklidy, które są izobarami, mogą być jednocześnie izotopami tego samego pierwiastka? Uzasadnij odpowiedź. Rozwiązanie
i..........
III
16 q
Charakterystyczna liczba
□ Przykład 2.
• Zadanie 1. Siarka jest szesnastym pierwiastkiem w układzie okresowym pierwiastków chemicznych. Oceń
1
Przykłady
t ~ T
~
rr~ r r ?
[Z ;? P / F
■ Izotopy to nuklidy tego samego pierwiastka chemicznego różniące się liczbą neutronów w jądrze. Mają zatem taką samą liczbę protonów. ■ Izo bary natomiast są nuklidami różnych pierwiastków, 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 .
więcej na WWW.ZDASZ.TO
22
9. Wielkości opisujące stan elektronu w atomie :
¡ II. STRUKTURA ATOMU - JĄDRO I ELEKTRONY
9. Wielkości opisujące stan elektronu w atomie
■ Czwarty elektron: n = 2;
■ Stan kwantowy Stan kwantowy charakteryzuje elektron w obrębie chmury elektronowej. Określa jego energię, prawdopodo bieństwo 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.
23
■ Piąty elektron: n =
2;
1= 0 ]
1= 1;
m = 0 (wartość m od -l do +/, dla / = 0 przyjmie wartość 0); 1 2’
m = -1 (wartość m od -/ do +/, dla 1= 1 przyjmie wartości - 1, 0 i 1; zaczynamy od najmniejszej wartości l)]
□ Liczby kwantowe Liczby kwantowe: n, l, m, ms oraz s opisują stan kwantowy elektronu. Przyjmują one pewne ściśle określone wartości (co oznacza, że są skwantowane).
Odpowiedź Liczby kwantowe Elektron
1,2, 3,4, 5, 6,7,...
główna
0,1,2, 3,4,..., (« —1)
poboczna
magnetyczna
...,-1 ,0 ,1 ,...,
magnetyczna spinowa
/
-- lub+— 2
2
n
/
m
ms
s
pierwszy
1
0
0
+1
2
1 2
kształt orbitalu, v razem z ń określają energię elektronu
drugi
1
0
0
1 2
1 2
orientacja; przestrzenna orbitalu w zewnętrznym polu magnetycznym
trzeci
2
0
0
+1
2
1 2
czwarty
2
0
0
1 2
1 2
piąty
2
1
-1
+1 2
1 2
rozmiar przestrzenny orbitalu (numer powłoki)
orientacja przestrzenna spinu
spin elektronu.
spinowa
_
□ 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).
O Przykład 1. Określ wartości liczb kwantowych wszystkich elektronów atomu boru.
■ Orbital atomowy to obszar przestrzeni wokółjądra atomowego, w którym prawdopodobieństwo znalezienia
Rozwiązanie
elektronu o określonej energii przyjmuje pewną wartość (np. 90%).
■ 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:
■ Drugi elektron: n = 1;
1= 0 (l przyjmuje różne wartości, ale maksymalnie n - 1, dla n = 1
/= 0;
przyjmie zatem tylko jedną wartość równą 0); m = 0 (wartość m od -l do +/, dla /= 0 przyjmie wartość 0); (wartość
■ Orbital molekularny (cząsteczkowy) to orbital, który powstaje w wyniku nakładania się orbitali atomowych. Liczba orbitali molekularnych jest równa liczbie orbitali atomowych, z których powstały.
n = 1;
ms = +
Przykładowe typy orbitali to: s, p, d ,f
lu b ~ );
■ Orbitale zdegenerowane to orbitale o identycznej energii, np. orbital p jest trzykrotnie zdegenerowany ze względu na równocenność energetyczną orbitali px, py i pz.
m = 0; mę = s
Orbitdlr
1 2
1 S _ 2'
■ 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
lu b“
);
orbitale molekularne
orbitale atomowe
s = - (wartość zawsze-).
orbitale zhybrydyzowane
orbitales
orbitale p i orbitale d
orbitale/
orbitale wiążące
orbitale niewiążące
orbitale antywiążące
-sp orbitale a
orbitale n
sp * °s p
MJTT l pp
mass *
więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
22
9. Wielkości opisujące stan elektronu w atomie
I II. STRUKTURA ATOMU - |ĄDRO I ELEKTRONY
9. Wielkości opisujące stan elektronu w atomie
■ Czwarty elektron: n = 2;
■ Stan kwantowy Stan kwantowy charakteryzuje elektron w obrębie chmury elektronowej. Określa jego energię, prawdopodo bieństwo 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.
23
■ Piąty elektron:
n = 2]
1= 0;
/= l;
m = 0 (wartość m od - id o +/, dla 1= 0 przyjmie
m = - l (wartość m od -/do +/, dla /= 1 przyjmie
wartość 0);
wartości - 1, 0 i 1; zaczynamy od najmniejszej wartości /); 1
□ Liczby kwantowe Liczby kwantowe: n, l, m, ms oraz s opisują stan kwantowy elektronu. Przyjmują one pewne ściśle określone wartości (co oznacza, że są skwantowane).
Odpowiedź Liczby kwantowe Elektron
Symbol
i _______________i " ” 1,2, 3,4, 5, 6,7,
główna
0,1,2, 3,4
poboczna
(n - 1)
-/, ..., -1, 0, 1,..., /
magnetyczna
magnetyczna spinowa
-- lub+2
2
“
rozmiar przestrzenny orbitalu (numer powłoki) kształt orbitalu, razem z n określają energię elektronu orientacja przestrzenna; orbitalu wlzewnętrznym polu magnetycznym : ł
/
m
pierwszy
1
0
0
drugi
1
0
trzeci
2
0
czwarty
2
0
piąty
2
1
0 o
[ i
1 1
m,
s
+2
1 2 1 2
1 ^2
1 2 1 2
0
orientacja przestrzenna spinu
spin elektronu
spinowa
n
Í
2 2
^
□ 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).
O Przykład 1. Określ wartości liczb kwantowych wszystkich elektronów atomu boru.
■ Orbital atomowy to obszar przestrzeni wokółjądra atomowego, w którym prawdopodobieństwo znalezienia elektronu o określonej energii przyjmuje pewną wartość (np. 90%).
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/.
■ Orbital molekularny (cząsteczkowy) to orbital, który powstaje w wyniku nakładania się orbitali atomowych. Liczba orbitali molekularnych jest równa liczbie orbitali atomowych, z których powstały.
Pierwszy elektron: n = 1;
Drugi elektron:
1= 0 (l przyjmuje różne wartości, ale maksymalnie n - 1, dla n = 1
1= 0]
n = 1;
przyjmie zatem tylko jedną wartość równą 0); m = 0 (wartość m od -/ do +/, dla /= 0 przyjmie wartość 0); ms = + ^ (wartość
Przykładowe typy orbitali to: s, p, d ,f
lub — );
■ Orbitale zdegenerowane to orbitale o identycznej energii, np. orbital p jest trzykrotnie zdegenerowany ze względu na równocenność energetyczną orbitali px, py i pz.
m = 0;
Orbitale
1 2;
mc s 1
orbitale molekularne
s = - (wartość zawsze -). Trzeci elektron (w powłoce n = 1 mieszczą się maksymalnie 2 elektrony, trzeci elektron i kolejne będą już zatem w następnej powłoce):
orbitale zhybrydyzowane
orbitales
orbitalep
orbitale d
orbitale/
orbitale wiążące
orbitale niewiążące
orbitale antywiążące
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“
);
orbitale a
orbitale k
rnasp Mass ■ <7cc„3
więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
24
II. STRUKTURA ATOMU - |ĄDRO I ELEKTRONY
10.
10. Powłoki i podpowłoki elektronowe w atomie
Powłoki i podpowłoki elektronowe w atomie | 25
Liczby kwantowe dla drugiej powłoki
■ Oznaczanie liczby elektronów na podpowłokach
liczba pod powłok
■ 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.
» podpowłoka s m przyjmuje jedną wartość poziom jednokrotnie zdegenerowany
podpowłoka p m przyjmuje trzy wartości poziom trzykrotnie zdegenerowany
Liczba pod powłok należących do danej powłoki jest równa numerowi tej powłoki. Liczba stanów kwantowych ( 2n2)
Oznaczenie podpowłoki
Liczba poziomów orbitalnych
Zapis graficzny podpowłoki
0
s
1
□
2
8
0,1
P
3
□ n
6
18
0, 1,2
d
5
I J . H 1.1
10
0,1,2, 3
f
7
1I I l l l l l
14
2
1
I 32 il____ L________
Maksymalna liczba elek tronów w pod powłoce i
m =0
m =1
m s = 1/2
■
elektronf ms =
-
ms =
-
m =0
1/2
« ms = -1/2 elektront ■ ms = 1/2 elektront
elektronł
1/2
■ ms =
elektronf
m =-1
1/2
elektront
■ ms = -1/2 elektronł ■ ms = 1/2 elektront
□ Przykład 1. Pewien orbital atomowy opisują liczby kwantowe o wartościach: n = 4, / = 2.
□ Kontury orbitali
a) Do której podpowłoki należy orbital opisany za pomocą podanych liczb kwantowych?
a Kontury orbitali typu s i p
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.
/ Px
Py
Orbitale s mają kształt kul, a ich promienie są tym większe, im większa jest wartość głównej liczby kwantowej n.
Pz
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. Orbitale typu s, p i d.
B. Tylko orbitale typu s\p.
D. Orbitale typu s, p, d \f.
Rozwiązanie
I
) 2s
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
więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
26
11. Rozmieszczanie elektronów w atomie j
I II. STRUKTURA ATOMU - JĄDRO I ELEKTRONY
11. Rozmieszczanie elektronów w atomie
27
■ Podpowłoka 3d zostanie zapełniona ostatnia, ponieważ suma liczb kwantowych n + /jest w jej przypadku największa.
■ 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-
Odpowiedź: C
El
ziom orbitalny.
□ Zakaz Pauliego Zakaz Pauliego
■ Elektrony niesparowane to elektrony o identycznej orientacji spinu - zajmują różne poziomy
I f 111
orbitalne.
□ Reguła minimum energii
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.
Reguła minimum energii
□ Przykład 2.
Elektrony zajmują w pierwszej kolejności orbitale o najmniejszej dostępnej energii.
Który zapis jest poprawny? a . inittitiittini
Diagramy poziomów energetycznych orbitali w atomie wieloelektronowym
B. ittittittitmti
c . luittiuittiui
2 -H
i
2 E
d. m m m m m i
Rozwiązanie 5d
----4/
4f
____ Ad APd ----As
5s 4P 3d As
Ad Ap
U ,4S
1 1 -
II
1 11
I 1.
3d
Energia
3p
3s
U
1 1 1
■ Dla każdej wartości m (przedstawionej w postaci jednej kratki) mogą istnieć 2 elektrony o przeciwnych spinach.
□ Reguła Hunda Reguła Hunda
2p
3s 2p
* W przypadku wszystkich elektronów podpowłoki d wartości n i / są identyczne. Stan elektronów różni się wartościami m oraz ms.
Odpowiedź: D 3p
---- 3P ____ 3s
■ Podane zapisy graficzne przedstawiają rozmieszczenie elektronów w podpowłoce d.
---- 2p ____ 2s
2s
L
1 1 1
Liczba niesparowanych elektronów w danej podpowłoce powinna być możliwie największa, a elektrony sparowane tworzą się dopiero, gdy wszystkie poziomy orbitalne danej podpowłoki są zapełnione przez elektrony niesparowane. Elektrony niesparowane w poziomach orbitalnych
Zapełnianie poziomów orbitalnych
im TAK
ls
-\s
___ Is
□
I
danej podpowłoki mają jednakową orientację spinu.
2s n =1
2 It lt l 1—1 2 liii
It P T l NIE
'
NIE
□ Przykład 3. Przedstaw graficznie opis poziomów orbitalnych w atomie azotu. Rozwiązanie
□ Reguła (n + /)
■ Liczba atomowa azotu wynosi 7, czyli atom azotu ma 7 elektronów. ■ Elektrony zajmują najpierw poziomy orbitalne o najmniejszej energii w kolejności: -2 elektrony w Is (Is jest jednokrotnie zdegenerowany i zawiera 2 elektrony),
Reguła (/? + /) Elektrony zajmują w pierwszej kolejności tę podpowłokę, dla której suma liczb kwantowych - głównej i pobocz
-2 elektrony w 2s (2s jest jednokrotnie zdegenerowany i zawiera 2 elektrony),
nej (n + /) - jest najmniejsza, jeśli dwie lub więcej podpowłok mają jednakową sumę (n + /), to o kolejności
- 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).
zapełniania decyduje najmniejsza wartość głównej liczby kwantowej n.
Odpowiedź: Graficzny opis poziomów orbitalnych w atomie azotu: 7N: 1[til 7 lUl 9 1111111
O Przykład 1.
□ Przykład 4.
Która podpowłoka zostanie zapełniona elektronami ostatnia? A.
3sB.3p
C. 3d
D. 4s
Przedstaw kolejność zapełniania poziomów orbitalnych przez elektrony w atomie fosforu 15P.
Rozwiązanie
Rozwiązanie
■ Dla każdej pod powłoki obliczamy sumę liczb kwantowych (n + /). 3d ■ n + l = 3 + 2 = 5 3s ■n + l = 3 + 0 = 3
■ Liczba atomowa fosforu wynosi 15, czyli atom tego pierwiastka ma 15 elektronów.
3p-
.« + /= 3 + 1 =4
więcej na WWW.ZDASZ.TO
4s ■
n+ /= 4+ 0= 4
więcej na WWW.ZDASZ.TO
28
| II. STRUKTURA ATOMU - JĄDRO I ELEKTRONY
12. Konfiguracja elektronowa atomów
12. Konfiguracja elektronowa atomów
■ Korzystamy z reguły (n + l) oraz reguły Hunda. Is (2 elektrony) E l [n + / = 1 + 0 = 1]2 elektrony o przeciwnych spinach
2s (2 elektrony)
E][n
■ Zapis konfiguracji elektronowej
+ / = 2 + 0 = 2]
2p (6 elektronów) Itlltiltll [/? + / = 2 + 1 = 3] na każdym poziomie orbitalnym 2 elektrony o przeciwnych
3s (2 elektrony)
EI[n
spinach
■ Stan podstawowy atomu to stan o najmniejszej energii elektronów.
+ / = 3 + 0 = 3]
■ Konfiguracja elektronowa to sposób zapisu infor macji o liczbie oraz stanie elektronów w atomie. Z konfiguracji elektronowej można odczytać, w któ
I Odpowiedź:Kolejność zapełniania poziomów orbitalnych przez elektrony w atomie fosforu:
I
iczba elektronów w podpowłoce p
Gdy atom znajduje się w stanie podstawowym, elek trony znajdują się możliwie blisko jądra atomowego.
3p (zostały już tylko 3 elektrony) 1111111 [n + / = 3 + 1 = 4] 3 niesparowane elektrony mają jednakowe spiny i zajmują różne poziomy orbitalne
|
29
numer powłoki (numer okresu odczytany z układu okresowego)
symbol pod powłoki, w której znajdują się 3 elektrony
rej powłoce i w której podpowłoce znajduje się dany elektron, czyli jaką ma energię.
lsP:lEl2El2lHI5IHl3lHl3[iini]
□ Zapis skrócony konfiguracji elektronowej □ Zapis pełny konfiguracji elektronowej
Zapis skrócony konfiguracji elektronowej różni się od
Zapis pełny konfiguracji elektronowej obejmuje roz
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.
■ Prom ocja elektronow a
pisanie wszystkich elektronów obecnych w danym
Promocja elektronowa to nieregularność w kolejności zapełniania poziomów orbitalnych w atomach niektórych
atomie - podpowłoka po podpowłoce w kolejności zwiększającej się energii elektronów, np.
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.
19 K:
1s22s22p63s23p64s
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.
Na przykład: 24Cr: ls22s22p63s23p64s13d5
Kolejność zapełniania podpowłok przez elektrony w atomach pierwiastków
29Cu: ls22s22p63s23p64s13d10
■ Zadania ••• Zadanie 1. Wśród pierwiastków o liczbach atomowych Zod 1 do 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
□ Przykład 1.
H A. zakazu Pauliego. F I B. reguły Hunda.
Atom pewnego pierwiastka ma konfiguracją elektronową: 1s22s22p63s23p64s23d104p4.
I |C. promocji elektronowej.
a) Podaj liczbę atomową pierwiastka oraz jego nazwę.
•• Zadanie 2. Zapis klatkowy konfiguracji elektronowej atomu pewnego pierwiastka chemicznego w stanie podstawowym jest następujący:
b) Ile elektronów znajduje się w czwartej powłoce w atomie tego pierwiastka? Rozwiązanie a): Sumujemy górne indeksy liczbowe oznaczające liczbę elektronów w poszczególnych pod-
Zaznacz poprawną odpowiedź.
powłokach: jest ich 34. jeśli atom pierwiastka ma 34 elektrony, to protonów ma również 34, zatem liczba atomowa Z = 34.
Ile wynosi liczba niesparowanych elektronów w atomie tego pierwiastka?
Odpowiedź: Liczba atomowa pierwiastka Z = 34. jest to atom selenu - 34Se.
1El 2I I 2 H M ] 3 ES 3 ¡MB-4 El 3 [ffillEE]
□ A. 3 □ B. 5 □ C. 7 □ D. 9
więcej na WWW.ZDASZ.TO
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.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
30
I II. STRUKTURA ATOMU - JĄDRO I ELEKTRONY
Zapis konfiguracji elektronowej
, , Symbol pierwiastka
pełny
tH 2He
12. Konfiguracja elektronowa atomów [
□ Przykład 3.
skrócony
Podaj pełny i skrócony zapis konfiguracji elektronowej atomu pierwiastka mającego 35 protonów w jądrze. do zapisu konfiguracji elektronowej atomu wodoru nie stosuje się zapisu skróconego
Is1
konfiguracja atomu gazu szlachetnego
: ls2 ls22s]
iLi
31
[He] 2s1
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—^ 4 d —^ 5p ^ 6s itd. * Maksymalne liczby elektronów w kolejnych orbitalach to: s - 2, p - 6, d - 10,/- 14. * Rozpisujemy 35 elektronów na kolejnych podpowłokach: ls22s22/?63s23p64s23d104p5. * Do zapisu skróconej konfiguracji elektronowej jest potrzebna konfiguracja atomu najbliższego gazu szlachet
ioNe
: ls22s22p6 (ls22s22p6)
konfiguracja atomu gazu szlachetnego (konfiguracja zamkniętopowłokowa)
[He]2s22p6
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],
ii Na
ls22s22p63s1
[Ne]3sr
i2Mg
lsz2s22p63s2
[Ne]3s2
13AI
ls22s22p63s23p1
uSi
: lsz2s22p63s23p2
[Ne]3s23pl ...” ” [Ne]3s23p2
isAr
: łs22s22p53s23p6 (ls22s22pe3s23p6)
v : '-■■■. . ■ konfiguracja atomu gazu szlachetnego [Ne]3s23p6 (konfiguracja zamkniętopowłokowa)
1
Odpowiedź
|9K
ls22s22p63s23p64s1
20Ca
1sz2s22p63s23pHs2
[Ar]4s2
21
1s12s22p63s23p64s23d1
[Ar]4s23c/1
22TÍ
ls22s22p63s23p64s23d2
[Ar]4s23d2
23V
1s22s22p63s23p&4s23d3
[Ar]4s23d3
■ Pełny zapis konfiguracji elektronowej: ■ Skrócony zapis konfiguracji elektronowej:
1 .................... j
24Cr
ls22s22p63s23p64s13d5
[Ar]4s]3d5
25Mn
1s22s22p63s23p64s23d5
[Ar]4s23d5
aoZn
: ls22sz2pb3s23pb4sz3d,v
[Ar]4s23dlu
□ Zapis klatkowy konfiguracji elektronowej Zapis klatkowy konfiguracji elektronowej to opis graficzny poziomów orbitalnych. Przedstawia pełniejszą infor mację na temat rozmieszczenia elektronów w poszczególnych podpowłokach. Dokonując zapisu klatkowego konfiguracji elektronowej, należy korzystać z reguły Hunda oraz zakazu Pauliego. Zapis konfiguracji elektronowej
Symbol pierwiastka
[Ar]4s’
35Br: 1s22s22p63s23p64s23d1°4p5 35Br: [Ar]4s23c/104p5
Uwagi pełny
skrócony
klatkowy [He] 2 E l 2 l H
podpowłoka d zapełniona w połowie - promocja elektronowa iNe
s22s22p2
[He]2s22p2
[He]2 E ] 2 l I I E
1s22s22p3
[He]2s22p3
[H e] 2 G2 2 C O ïn ]
Is22s22p4
[He]2s22p4
í[He] 2 03.215DGŒI
s22s22p5
[He]2s22p5
[ He] 2
ls22s22p6
[He]2s22p6
[H e jz E h E E E l
orbital p zapełniony w połowie
El EHH 2
konfiguracja atomu gazu szlachetnego
□ Przykład „4. podpowłoka d zapełniona całkowicie
□ Przykład 2.
Podaj pełny oraz skrócony zapis konfiguracji elektronowej atomu miedzi - 29Cu. Rozwiązanie
Zaznacz poprawne dokończenie zdania.
■ Atomy miedzi i manganu (a także kilku innych pierwiastków z 7. i 11. grupy układu okresowego pierwiastków) mają szczególny układ podpowłok elektronowych.
Atom pierwiastka 0 skróconej konfiguracji elektronowej [Ar]3c/64s2 ma w jądrze
■ Zastosowanie schematu kolejności zapisu poziomów energetycznych dla atomu miedzi prowadzi do za
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
więcej na WWW.ZDASZ.TO
pisania konfiguracji elektronowej ls22s22p63s23p64s23d9, która nie znajduje potwierdzenia w pomiarach 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 zapełnioną 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 konfiguracji elektronowej: ■ Skrócony zapis konfiguracji elektronowej:
29^u: 1s22s22p63s23p64s13c/10 19Cu\ [kr]4s]3d]0
więcej na WWW.ZDASZ.TO
32
! II. STRUKTURA ATOMU - JĄDRO I ELEKTRONY
13. Konfiguracja elektronowa jonów ]
13. Konfiguracja elektronowa jonów
33
O Przykład 1. Oceń słuszność stwierdzenia.
□ Zapis konfiguracji elektronowej ■ jon to drobina obdarzonaładunkiem elektrycznym. ■ Jony proste to drobiny z jednym jądrem atomo
konfiguracji elektronowej stosuje się do określenia struktury zarówno obojętnych elektrycz nie atomów, jak i jonów.
wym, np. H +, Ch, 0 2~. * jony złożone to drobiny z kilkoma jądrami atomo
i Podczas zapisywania konfiguracji elektronowej jonu należy postępować tak samo, jak podczas rozpisywania konfiguracji elektronowej atomu.
wymi, np. S 0 42~, H 30 +.
Atom Lub jon
i Zapisy
Zapis konfiguracji elektronowej
H H
pełny
i
ls2
-
He
2
ls2
• ■ ■ ■“
LiH
3
ls2
[He]
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.
skrócony
H-
Zapisując skróconą konfigurację elektronową jonów, wystarczy w nawiasie kwadratowym napisać symbol gazu szlachetnego - w przypadku kationów - poprzedzającego, a w przypadku anionów - znajdującego się dalej w układzie okresowym pierwiastków chemicznych.
□ Przykład 2. Jakiej drobiny dotyczy zapis konfiguracji elektronowej: ls22s22p63s23p6? A. Kationu. kationy metali 1. grupy układu okresowego pierwiastków mają konfiguracje atomów poprzedzających gazów szlachetnych
B. Anionu. C. Atomu. D. Nie da się tego stwierdzić.
mm O2’
Rozwiązanie ls22s22p6
8 — —
.........
9
i
[Ne]
■ Reguły zapisywania konfiguracji elektronowej pozwalają określić taką konfigurację drobiny o określonej licz
'
ls22s22p6
[Ne] O
ls22s22p6
[Ne]
Ne
10
Na-
11
ls22s22p6
[Ne]
Mg2+
12
]s22s22p6
[Ne]
bie elektronów, dla której energia elektronów będzie możliwie najmniejsza. Drobiną tą może być zarówno atom, jak i jon. pięć drobin izoelektronowych
■ Na podstawie zapisu konfiguracji elektronowej ls22s22p63s23p6 możemy stwierdzić, że rozważana drobina ma 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.
Fe2t
26
1s22s22p63s23p63d6
[Ar]3#
Fe3+
26;
ls22s22p63s23p63d5
[Ar]3d5
Odpowiedź: D podpowłoka d wypełniona w połowie tłumaczy większą trwa łość jonów Fe3+w porównaniu z jonami Fe2+
□ Przykład 3. Oceń słuszność stwierdzenia.
Cu'1
29
ls22s22p63s23p63d10
[Ar]3d10
Wszystkie jony zaznaczone kolorem na fragmencie układu okresowego pierwiastków chemicznych są względem siebie izoelektronowe.
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 atomo
1
18
wego - im więcej protonów znajduje się w jądrze atomowym drobiny, tym wzajemne oddziaływanie chmury elektronowej z jądrem jest silniejsze, czyli wartość promienia jonowego jest mniejsza.
H~
2
13
14
15
16
17
He
Drobiny izoelektronowe o konfiguracji 1s22s22p6 ,Ne
,Na
Li+
,Mg2
Na+ Mg2' 2s22p6 2v'7p'
10 e"
N3 O 2“ F“ Ne 2s22p6 2s22p6 2s22p6
Be2+ Al3' IV?:?-
P3 S 2' cr 3s23p6 3s23p5 3s23p6
Ar
Rozwiązanie
10 e~
■ 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.
Konfiguracja elektronowa obojętnych atomów:
1s22 s22 p4 więcej na WWW.ZDASZ.TO
'\s22s22ps
1s22s22p63s1
1s22s22p63s2
Odpowiedź: Stwierdzenie jest fałszywe, ponieważ jony zaznaczone kolorem tworzą dwie grupy jonów izoelek tronowych. Grupy te różnią się obecnością jednej powłoki elektronowej.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
34
| II. STRUKTURA ATOMU - JĄDRO I ELEKTRONY
14. Elektrony walencyjne
14. Elektrony walencyjne
35
■ Zapis skrócony konfiguracji elektronowej dla pierwiastka z punktu A to: [He]2s22p3, natomiast dla pierwiastka z punktu B to: [Ar]4s23d7. ■ Sumujemy elektrony rdzenia i elektrony walencyjne.
I Elektrony walencyjne atomu
—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 walencyjnej) = 27 e~.
Elektrony walencyjne to elektrony znajdujące się w najbardziej zewnętrznych podpowłokach atomu.
* Liczba elektronów atomu jest równa liczbie protonów w jądrze. Odpowiedź: Pierwiastek z punktu A to azot, a pierwiastek z punktu B to kobalt.
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,
Pierwiastek
jeśli elektrony te znajdują się w więcej niż dwóch podpowłokach, do elek
P: [Ne] 3s23p3 15
tronów walencyjnych zalicza się jedynie elektrony z dwóch najbardziej ze wnętrznych pod powłok.
Zapis konfiguracji elektronowej
Blok konfigu racyjny
pełny
skrócony
Wyrażenie opi sujące elektrony walencyjne
Hr okresu (n)
Elektrony walencyjne
mm grupy
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
4 si
1
20Ca
s
ls22s22p63s23p64s2
[Ar]4s2
ns
4
4s2
2
■ Elektrony walencyjne w zapisie konfiguracji elektronowej
24Cr
d
]s22s22p63s23p64s]3d5
[Ar^sPc/5
ns (n -1 )d
4- .
4s']3d5
6
W celu określenia konfiguracji elektronowej oraz liczby elektronów walencyjnych atomu, można posługiwać
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
ls22s22jt?63s23p64s23d]04pĄ
[Ar]4s23c/104p4
ns np
4
4s24pĄ
16
ls22s22p63s23p64s23d104p5
[Ar]4s23d104p5
ns np
4
4s24p5
17
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
elektrony 2 rdzenia atomowego
elektrony walencyjne
rdzenia atomowego się nie zmienia.
się ogólnym zapisem konfiguracji na podstawie układu okresowego pierwiastków. Elektrony walencyjne atomów pierwiastków grup 1. i 2. znajdują się w orbitalach ns (n - numer powłoki). Elek trony walencyjne atomów pierwiastków z grup od 13. do 18. (z wyjątkiem helu) to elektrony ns oraz np. Atomy pierwiastków przejściowych (z grup od 3. do 12.) mają elektrony walencyjne w podpowłokach: ns oraz (n -1)d.
34$e
18
1 Układ okresowy pierwiastków z podziałem na bloki s, p oraz d
13
14
15
16
_
17
^
V p
|
:
■ Zadania blok p
bloks 10
11
•• Zadanie 1. Pełny zapis konfiguracji elektronowej atomu pewnego pierwiastka jest następujący: 1s22s22p63s23p64s23d]°.
12
W którym zapisie konfiguracji właściwie oddzielono rdzeń atomowy od elektronów walencyjnych? Zaznacz poprawną odpowiedź.
ns oraz np
blok d
□ A. [ls22s2] 2p63s23p64s23d10 i I B. [ls22s22j)6] 3s23p64s23d10
ns oraz (n - 1)d
j | C. [ls22s22p63s2] 3p64s23d10 j i D. [ls22s22p63s23p6] 4s23d10 •• Zadanie 2. Poniżej zapisano konfiguracje elektronowe atomów dwóch różnych pierwiastków. Atom I: ls22s22p63s23p4
□ Przykład 1.
Atom II: [Ar]4s23d104p5
Elektrony walencyjne atomów których pierwiastków można przedstawić w następujący sposób? A.
R
4 lf l l3 l t t l H l t l t m
2EEG 3
20
Uzupełnij zdania, tak aby były prawdziwe, i Zaznacz w każdym zdaniu odpowiednią 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. Rozwiązanie
W atomie o konfiguracji elektronowej ls22s22p3 elektrony walencyjne
■ 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
L J A. zajmują jedną podpowłokę. 0
B. to elektrony drugiej powłoki.
pierwiastki. Na podstawie tej informacji możemy sprawdzić, który gaz szlachetny poprzedza omawiane
0 C. są elektronami sparowanymi.
pierwiastki.
Q D. mają jednakową orientację spinu.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
36
! II. STRUKTURA ATOMU - JĄDRO I ELEKTRONY
15. Budowa atomu a układ okresowy pierwiastków chemicznych
____________________
15. Budowa atomu a układ okresowy pierwiastków chemicznych
37
□ Liczba powłok elektronowych Liczba powłok elektronowych w atomie pierwiastka jest równa numerowi okresu, w którym znajduje się ten pierwiastek.
1\
■ Budowa układu okresowego pierwiastków chemicznych
Atom potasu ma 1 elektron walencyjny.
4
Układ okresowy pierwiastków chemicznych to zestawienie wszystkich pierwiastków chemicznych w postaci tabeli. Pierwiastki są w nim uporządkowane według zwiększającej się liczby atomowej (Z).
Potas jest 19. pierwiastkiem w układzie okresowym. - Liczba protonów wynosi 19. -Liczba elektronów wynosi 19.
\
Prawo okresowości Właściwości pierwiastków chemicznych uporządkowanych według zwiększającej się liczby atomowej zmieniają się w sposób okresowy (periodyczny).
i Elektrony w atomie potasu zajmują 4 powłoki elektronowe.
□ Grupy układu okresowego
19K: ls22s22p63s23p64s] *1 elektron walencyjny jest w czwartej powłoce orbitalu typu s.
Grupy to kolumny w układzie okresowym (numery od 1 do 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.
19K: [Arpłs1 i Wszystkie elektrony w atomie potasu są sparowane z wyjątkiem elektronu walencyjnego:
El H U M H H M U Is
2s
2p
3s
3p
[0 4s
■ Zmiany w rozmiarach promienia atomowego pierwiastków na tle układu okresowego pierwiastków chemicznych Promień 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 atomowy pierwiastków należących do tej samej grupy zwiększa się wraz ze zwiększaniem się liczby atomowej w wyniku obsadzania przez elektrony kolejnych powłok elektronowych.
La nta nówce
Okresowa zmienność promieni atomowych pierwiastków chemicznych > Aktynowce
3 0 0 -i
□ Okresy układu okresowego Okresy to rzędy w układzie okresowym (numery od 1 do 7).
■ Informacje dotyczące budowy atomu pierwiastka, które można odczytać z układu okresowego pierwiastków chemicznych Liczba atomowa
□ Liczba protonów i elektronów Pierwiastki w układzie okresowym zostały ułożone według zwiększającej się liczby atomowej, która jest jedno cześnie liczbą porządkową pierwiastka i określa jego położenie w układzie. Liczba atomowa informuje o liczbie
O Przykład 1. Zaznacz poprawne dokończenie zdania.
protonów i jednocześnie o liczbie elektronów w atomie, jeżeli pierwiastek zajmuje 12. pozycję w układzie
Atomy wszystkich pierwiastków należących do 3. okresu mają
okresowym, oznacza to, że jego liczba atomowa wynosi 12, liczba protonów = 12 i liczba elektronów = 12.
A.
□ Liczba elektronów walencyjnych
numerowi grupy, dla grup od 13. do 18. z kolei odpowiada cyfrze jedności w numerze grupy.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
B. 3 elektrony walencyjne.
C. 3 powłoki elektronowe.
D. 3 protony.
Rozwiązanie
Pierwiastki należące do tej samej grupy układu okresowego mają charakterystyczną konfigurację powłoki wa lencyjnej oraz identyczną liczbę elektronów walencyjnych. Numer grupy, w której znajduje się pierwiastek, wskazuje na liczbę jego elektronów walencyjnych. Dla grup 1. i 2. liczba elektronów walencyjnych równa się
3 elektrony.
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
więcej na WWW.ZDASZ.TO
j
I
38
r 1
II. STRUKTURA ATOMU - JĄDRO I ELEKTRONY
Sprawdzian po dziale II
39
- -
Sprawdzian po dziale II
Zależności między budową atomu a położeniem pierwiastka w układzie okresowym pierwiastków chemicznych
••• Zadanie 1. Wykres przedstawia zależność maksymalnej liczby elektronówod numeru powłoki dla nuklidu ^ E .
Zwiększanie promienia atomowego
Zaznacz poprawną odpowiedź i za pisz uzasadnienie.
Zwiększanie liczby protonów i elektronów w atomie 18
1
,H e
iH
1
16
sC
,N
8o
„Al
„Si
1SP
,o S
„Cl
,8 A r
13
3Li
.B e
oB
3 „N a
«M g
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
17
15
2
14
j B
i.N e
j
2oC a
21 S c
22T l
2oV
24C r
ooM n
25F e
27CO
28 N i
20C u
20 Zn
3, G a
32 G e
33 A S
24 S e
35 B r
40 K r
5 „Rb
.o S r
„Y
«Zr
4, N b
„M o
4jTC
o. Ru
4i Rh
lbPd
47A g
, sC d
is la
w Sn
54S b
52Te
i l l
, ,X e
6 ib C s
06 B a
57L a
„H f
isTa
«w
70O s
77 Ir
78 P r
,8 A u
ooH g
81T l
£
75 R e
8.1 B i
8. Po
05 A t
.sR n
„Fr
so R®
89A c
104 R f
«a D b
’ooS g
107 B h
iooH s
,05 M t
iio D s
« i Rg
7
i« C n
S
,SK
4
Czy punkty na przedstawionym wy kresie należy połączyć linią? 1 I A. Tak. I 1B. Nie.
Numer powłoki
1.4 F I
• Zadanie 2. Uzupełnij zdanie, tak aby było prawdziwe. Wstaw w każdą lukę odpowiednią liczbę wybraną z podanych.
1« Lv
2.
□ Przykład 2.
■ 3. ■ 4. ■ 5. ■ 6. ■ 7.
Atom pierwiastka o konfiguracji elektronowej: ls22s22/963s23^64s13z/5 znajduje się w w ____________ grupie układu okresowego pierwiastków chemicznych.
Promień atomowy siarki ma długość 104 •10-12 m. Którą z proponowanych długości ma promień atomowy fosforu? A. 48-10-12m
C. 9 8 - IC H 2 m
B. 6 4 - l ( H 2 m
D. 110-10-12 m
. okresie oraz
•• Zadanie 3. Na diagramie poziomów energetycznych zapisano konfigurację elektronów walencyjnych atomu pewnego pierwiastka E.
2EEH
Oceń prawdziwość każdego zdania.
Rozwiązanie
■20
Zaznacz P, jeśli zdanie jest prawdziwe, lub F, jeśli jest fałszywe.
■ 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
IV
■ Zadania
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
Atom pierwiastka E ma łącznie 7 elektronów.
P/F
• Zadanie 1. Pierwiastki należące do tej samej grupy układu okresowego pierwiastków chemicznych mają
••• Zadanie^. Deuter jest jednym z izotopów wodoru oznaczanym jako jD. Uczestniczy on w identycznych
wspólne pewne cechy budowy atomów, a także podobne niektóre właściwości fizyczne oraz chemiczne.
reakcjach i tworzy analogiczne związki chemiczne jak prot ]H, np. analogi wody: D20 oraz HDO.
Zaznacz poprawne dokończenie zdania.
Właściwości fizyczne cząsteczek, w których występuje deuter, są inne niż cząstek zbudowanych tylko z protu.
Atomy wszystkich pierwiastków 2. grupy mają: □ A. 2 elektrony.
Uporządkuj cząsteczki H20, D20 oraz HDO według wzrastających wartości: masy cząsteczkowej, masyl dm3 cieczy (w 20°C) oraz ciepła parowania cieczy.
[_] B. 2 protony.
Wstaw w każdą lukę odpowiedni wzór sumaryczny.
[ j C. 2 powłoki elektronowe. H20 ■ D20 * HDO
L j D. 2 elektrony walencyjne. •• Zadanie 2. Atom pierwiastka E w stanie podstawowym ma konfigurację elektronową: ls22s22p63s].
masa cząsteczkowa
Oceń prawdziwość każdego zdania.
masa 1 dm3 cieczy (w 20°C)
< _______ < _______
Zaznacz P, jeśli zdanie jest prawdziwe, lub F, jeśli jest fałszywe.
ciepło parowania
<
I
j
Liczba atomowa pierwiastka E jest równa 11.
P / F
•• Zadanie 5. Zaznacz wszystkie poprawne odpowiedzi. Który szereg poprawnie obrazuje zmniejszanie promienia atomowego lub jonowego?
Pierwiastek E znajduje się w 4. okresie układu okresowego pierwiastków chemicznych. III
Pierwiastek E należy do 1. grupy układu okresowego pierwiastków chemicznych.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
P / F
P / F
□ A. Na > Li > H
□ C. O2- > S2“ > Se2“
□ B. O2“ > o- > O
H D. P > P- > P2-
E. Cu > Cu+ > Cu2+
więcej na WWW.ZDASZ.TO
16.
Kationy i aniony | 41
■ Kationy
III. Wiązania chemiczne
■ jonizacja to proces tworzenia jonów z atomów pierwiastków chemicznych w wyniku oddania lub przyjęcia elektronów.
■ Energia jonizacji to energia potrzebna do usunięcia elektronu z atomu pierwiastka, jednostka energii jonizacji:
■ Kationy to jony naładowane dodatnio. Powstają w wyniku oderwania jednego bądź kilku elektronów od atomu.
16. Kationy i aniony
atom
mol atomów
atom + energia jonizacji —> ■kation + elektron
| ■ 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.
Ł
i
-j-
e n e rg ia jo n iz a c ji
-------------------------------- >-
*.
Ł ,
t *.
-L
□ Atomy helowców (pierwiastków 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: 1s2 S-' (2 elektrony walencyjne - dublet elektronowy)
Na
10Ne: 1s22s22p6
Na+
atom sodu
(8 elektronów walencyjnych - oktet elektronowy)
kation sodu
e~ elektron
Promień kationu jest zawsze mniejszy od promienia atomu, z którego powstał. Oderwanie elektronu (elektro nów) powoduje zmniejszenie odpychających oddziaływań między elektronami, czego skutkiem jest zmniejszenie chmury elektronowej.
lgAr: 1s22s22p63s23p6 (8 elektronów walencyjnych - oktet elektronowy)
Energia jonizacji zależy od:
Atomy mogą uzyskać konfigurację gazu szlachetnego w wyniku:
■ odległości elektronu od jądra atomowego (im elektron znajduje się bliżej jądra, tym większej energii potrzeba do usunięcia elektronu),
■ oddania lub przyjęcia elektronów walencyjnych; ■ uwspólnienia elektronów walencyjnych.
■ efektywnego ładunku jądra (na elektron walencyjny działa nie tylko dodatni ładunek jądra atomowego, ale wpływają też ujemne ładunki innych elektronów).
Atomy metali bloku s, aby uzyskać konfigurację atomu najbliższego gazu szlachetnego, oddają wszystkie elek trony walencyjne i tworzą kationy, a atomy niemetali przyjmują elektrony do ostatniej powłoki i tworzą aniony.
W atomie wieloelektronowym po usunięciu elektronu najsłabiej przyciąganego przez jądro (pierwsza energia
Sposoby uzyskiwania konfiguracji atomu gazu szlachetnego przez atomy wybranych pierwiastków Mg
Li
Symbol pierwiastka
He
Konfiguracja atomu pierwiastka
ls22s’
ls22s22p63s2
1s22s22p4
1s27s22p6.3s23 5
Konfiguracja atomu gazu szlachetnego
ls2
ls22s22p6
ls22s22p6
ls22s22p63s23p6
Ne
£•' < £■" < £-m < £ IV CJ CJ CJ ŁJ
Cl
0
Symbol gazu szlachetnego, któ rego konfigurację chce osiągnąć atom danego pierwiastka
Ne
jonizacji Ej1) mogą być usuwane następne elektrony (druga energia jonizacji Ej11, trzecia energia jonizacji Ej111 itd.). Między kolejnymi energiami jonizacji istnieje zależność:
Ar
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. Zaznacz poprawne dokończenie zdania.
Sposób uzyskania konfiguracji gazu szlachetnego
oddaje 1 elektron
oddaje 2 elektrony
przyjmuje 2 elektrony
przyjmuje 1 elektron
Rodzaj pierwiastka
metal
metal
niemetal
niemetal
: kation
kation
anion
anion
dwudodatni: Mg2+
dwuujemny: O2
jednoujemny: ci-
Najmniejszej energii potrzeba, aby w procesie jonizacji obojętnie elektrycznego atomu usunąć elektron z powłoki A. pierwszej.
C. trzeciej.
B. drugiej.
D- czwartej.
Rozwiązanie: Im dalej od jądra jest elektron, tym siła oddziaływania elektrostatycznego między jądrem a tym
Utworzony jon Ładunek jonu
więcej na WWW.ZDASZ.TO
jednododatni: Li+
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
więcej na WWW.ZDASZ.TO
42
I
16. Kationy i aniony
| III. WIĄZANIA CHEMICZNE
Zmiana energii jonizacji w układzie okresowym pierwiastków
W 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.
43
I Aniony Aniony to jony naładowane ujemnie. Powstają w wyniku przyjęcia przez atom jednego lub kilku elektronów.
Pierwsza energia jonizacji pierwiastków 2. i 3. okresu
■ Energia powinowactwa elektronowego to energia oddawana przez atom podczas przyłączania elek tronu przy tworzeniu jonu ujemnego, jednostka energii powinowactwa elektronowego: eV
20
atom
, , lub
kJ mol atomów
atom + elektron —> anion + energia powinowactwa elektronowego
¡iP *
+
-j-
energia powinowactwa elektronowego
. 4,
20
15
10
Liczba atomowa ♦ okres drugi ■ okres trzeci W obrębie grupy w układzie okresowym stwierdza się zazwyczaj zmniejszanie energii jonizacji w miarę zwięk
Cl
e~
cr
atom chloru
elektron
anion 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.
szania się liczby atomowej.
Zmiany energii powinowactwa elektronowego w układzie okresowym
Pierwsza energia jonizacji metali 1. i 2. grupy
lnie największe wartości energii powinowactwa elektronowego
6-
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.
Nazwa pierwiastka
Energia powinowactwa elektronowego, eV/atom
fluor
3,4
wyniku przyłączenia pierwszego elektronu nosi nazwę pierwszej ener
chlor
3,6
gii powinowactwa elektronowego, a dodatkowa energia wydzielona wskutek przyłączenia drugiego elektronu to druga energia powino
brom
3,4
wactwa elektronowego. Na wartość energii powinowactwa elektrono
jod
3,05
astat
2,8
Atom może przyłączyć więcej niż 1 elektron. Energia uwolniona w
'= 3
Wartości energii powinowactwa elektro nowego atomów pierwiastków 17. grupy
wego mają wpływ takie same czynniki jak na wartość energii jonizacji.
□ Przykład 2. Podaj nazwę helowca, którego konfigurację powłoki walencyjnej starają się uzyskać atomy magnezu. Rozwiązanie Konfiguracja atomu magnezu to ls22s22/?63s2. W atomie magnezu w powłoce walencyjnej znajdują się 2 e_, natomiast w przedostatniej 8 e~. Atom magnezu, 20
40
60
Liczba atomowa ■ grupa pierwsza grupa druga
więcej na WWW.ZDASZ.TO
80
100
oddając 2 e-, staje się jonem dodatnim (kationem Mg2+) i uzyskuje konfigurację atomu neonu. i 2M g - > 12Mg2+ + 2e12Mg2+: ls22s22p6= ioNe: ls22s22p6
Kation magnezu jest izoelektronowy z atomem neonu.
Odpowiedź: Atomy magnezu uzyskują konfigurację atomów neonu.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
44
III. WIĄZANIA CHEMICZNE
17.
17. Wzory chemiczne cząsteczek
szczególnych atomów znajdujących się w cząstecz ce związku chemicznego, np. Cl2, H2SO3, C3H 8. 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.
HWH )
H-H
iN=Ni
■ Wzór półstrukturalny (grupowy) przedstawia struk turę cząsteczek organicznych. Wiązania są pokazane w sposób jawny jedynie w głów nym łańcuchu węglowodorowym.
H
iA,
■ Wzór uproszczony (szkieletowy wzór strukturalny) stosuje się w chemii organicznej w celu pokazania kształtu cząsteczki, w tym kątów między wiązaniami.
H-C-H
H — c ii
I
H
W takim wzorze nie uwidacznia się atomów węgla
nych par elektronowych atomów. Każdą wiążącą parę
oraz związanych z nimi atomów wodoru. Założenie jest takie, że atomy węgla znajdują się na przecięciu
elektronową oznacza się pojedynczą kreską.
dwóch linii (czyli wiązań) i na końcu każdej linii.
We wzorze strukturalnym pomija się obecność wol
45
□ Wzory elektronowe wybranych cząsteczek
■ Sposoby przedstawiania cząsteczek ■ Wzór sumaryczny służy do zobrazowania liczby po
Wzory chemiczne cząsteczek I
Zgodnie z regułą helowca wiązania chemiczne są skutkiem tendencji atomów do osiągnięcia konfiguracji ato mu gazu szlachetnego - ośmiu (oktet elektronowy) lub dwóch (dublet elektronowy) elektronów (w przypadku wodoru, litu czy berylu) w ostatniej powłoce.
□ Przykład 1. Wzór sumaryczny (rozwinięty)
C2HgO (c2h50H)
C/jHsC^ (C3H7COOH)
Wzór strukturalny
Wzór półstrukturalny
H H H I I ! H -C-C-C-H I 1 I : H H H :
c h 3- c h 2- c h 3
H H I I H -C-C-O -H ; 1 I .H H
c h 3- c h 2- o h
H H H I I I P H-C-O -O -C I I I O—H H H H
c h 3—c h 2—c h 2- c o o h
Wzór uproszczony
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. Rozwiązanie i odpowiedź ■ Wzór sumaryczny amoniaku to N H 3. 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
Wzór elektronowy Lewisa pokazuje, w jaki sposób są uporządkowane elektrony walencyjne w obrębie czą steczki. Jest on podobny do wzoru strukturalnego, z tym że zaznacza się w nim zarówno elektrony wiążące,
□ Symbolika wzorów kreskowych
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
Symhnl wiązania
LiczKi e w wiązaniu
Przykład
Znaczenie
H2
wiązanie kowalencyjne pojedyncze
O,
wiązanie kowalencyjne podwójne
X X i...
□ Reguły rysowania wzorów elektronowych Aby poprawnie narysować wzór elektronowy cząsteczki zbudowanej z atomów bloków s i p, należy kolejno: ■ określić elektrony walencyjne atomów tworzących cząsteczkę;
X
X
X
X
wiązanie kowalencyjne potrójne
X~Z
NhL
wiązanie koordynacyjne (donorowo-akceptorowe) (tylko jedno w podanym przykładzie)
X^Z
HCl
wiązanie kowalencyjne spolaryzowane
■ 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.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
□ Przykład 2. H s /H C
[3]-radialen, odkryty w 1965 roku, ma strukturę chemiczną: Narysuj kropkowy wzór elektronowy [3]-radialenu oraz podaj jego wzór sumaryczny.
C /\ ■C—
Rozwiązanie ■ Przerysowujemy wzór uproszczony na wzór strukturalny (ujawniamy wszystkie atomy węgla i wodoru występujące w strukturze).
/H H
więcej na WWW.ZDASZ.TO
46
Ili. WIĄZANIA CHEMICZNE
18. Elektroujemność |
i
■ Następnie każdą kreskę symbolizującą wiązanie przekształcamy w dwie kropki symbolizujące parę elektronową. Z tak narysowanej struktury wynika, że każdy atom węgla
::
ma oktet elektronów, a każdy atom wodoru - dublet, żaden z atomów nie ma więc
j j
H
H
j
|
Który wzór strukturalny przedstawia najbardziej poprawną strukturę tlenku węgla(IV)? W których strukturach
j
atomy spełniają regułę oktetu?
I
B. iÓ = 0=Ó
C. (O—C=Oi
D. iC -O ^O i
j
E .iO - 0 = C i
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 wiązania oraz wolne pary elektronowe dookoła każdego atomu.
I j
Odpowiedź: Najbardziej poprawną strukturę tlenku węgla(IV) przedstawia wzórw punkcie A.Regułę
oktetu
■ Pojęcie elektroujemności ■ Elektroujemność to tendencja atomów do przyciągania.elektronów tworzących wiązanie chemiczne.
j
□ Przykład 3.
A.iÓ=C=Ói
18. Elektroujemność
j
wolnej pary elektronowej. Odpowiedź: Wzór sumaryczny [3]-radialenu to C6H6.
47
j
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). Zwiększanie się elektroujemności
□ Zmiana elektroujemności pierwiastków w układzie okresowym
18
Między wartościami elektroujem
,H e
ności pierwiastków, wyznaczanymi różnymi metodami, występują nie
13 'g |
pierwiastków wykazują zawsze podobne tendencje.
~ 2 -OJ OJ' w
metale. Wraz ze zwiększaniem się liczby atomowej pierwiastka
’1 $
elektroujemność pierwiastków na-
.ST
■ Wyjątki od reguły helowca
leżących do tego samego okresu zwiększa się, a do tej samej grupy
m
□ Związki o niepełnym oktecie (hipowalencyjne)
- zmniejsza się.
spełniają wszystkie atomy we wszystkich strukturach od punktu A do E.
I
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
15
16
17
2,0
wielkie różnice, ale zmiany elektroujemności w układzie okresowym
Niemetale mają zwykle większe . ■ l l • . . . wartości elektroujemności niż
14
3Li
4B
e
1,2
0,9 ,N a
6C
,N e
2.:
1,8
„M g
,3 A l
,Si
nC a
31Ca
, G e
.In
iS n
.Tl
,P b
3,0 „ C l
0,8
18 A r
28
,R b
j
A s
19 51Sb
.S e
i B r
K r
2,5 54 Ke
,T e
.-■.0 = C s
; B a
,B i
,P o
i A t
; R n
Największą wartość elektroujem ności ma fluor (4,0), a najmniejszą cez i frans (0,7).
,R a
wiązania kowalencyjne i osiągają w ten sposób sekstet (6) elektronów w powłoce walencyjnej.
□ Przykład 1.
Wzory elektronowe BF3
Wzory elektronowe BH3
Pierwiastki o symbolach: Na, Cs, Mg, Al, N, P, F uszereguj według ich zwiększającej się elektroujemności. H
H
i H
H
)
H
- B - H
: F
H
B
H
F
: j
iF
-
" H
B
-
l ipi
F
Rozwiązanie
i
“
Sposób I Jeśli mamy do dyspozycji skalę elektroujemności, to sprawdzamy wartości elektroujemności wszystkich pier wiastków i szeregujemy je zgodnie z poleceniem.
□ Związki o rozszerzonym oktecie (hiperwalencyjne)
Sposób II
Atomy pierwiastków leżących w 3. i kolejnych okresach układu okresowego pierwiastków rozbudowują orbitale
Jeśli mamy do dyspozycji układ okresowy pierwiastków, ale bez oznaczonych wartości elektroujemności, mo-
d. W przypadku niezapełnionego do końca (lub pustego) orbitalu d atomy tych pierwiastków mogą przyjmować
żerny skorzystać z informacji, że elektroujemność pierwiastków zwiększa się od 1. do 17. grupy. Szeregujemy więc pierwiastki, zaczynając od 1. grupy.
do swoich powłok więcej niż osiem elektronów, tworząc tak zwany oktet rozszerzony. ■ Wzór elektronowy SF 6
■ 1. grupa: Na, Cs - im mniejszy numer okresu, tym elektroujemność jest większa. Cs ma mniejszą elektro ujemność niż Na.
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.
■ 2. grupa: Mg. sFs
16S: ls22s22p63s23p4- do osiągnięcia oktetu atomowi siarki brakuje 2 elektronów. Siarka ma
■ 15. grupa: N, P - im mniejszy numer okresu, tym elektroujemność jest większa. P ma mniejszą elektro ujemność niż N.
elektrony w powłoce o głównej liczbie kwantowej o numerze 3: 3s2 oraz 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.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
■ 13. grupa: Al.
■ 17. grupa: F. sFs
Odpowiedź: Szereg pierwiastków uporządkowanych od najmniejszej do największej wartości elektroujemności to: Cs, Na, Mg, Al, P, N, F.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
j
48
19. Wiązanie jonowe j
III. WIĄZANIA CHEMICZNE
■ Elektroujemność a rodzaj wiązania
19. Wiązanie jonowe
wiązanie jonowe
Trójkąt wiązań jest diagramem klasyfikującym związki che miczne pod względem rodzaju wiązania. Wiązania jonowe,
U F 80°'
^
■ Tworzenie wiązania jonowego
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
Li20
BeF2
■ Wiązanie jonowe to elektrostatyczne przyciąganie się kationów i anionów. Tworzy się między atomami
59%
pierwiastków, które różnią się znacznie elektroujemnością (powyżej 1,7). Wspólna para elektronowa obu wiążących się atomów zaczyna być tak silnie przyciągana przez jądro bardziej elektroujemnego
wiązania. Wierzchołki trójkąta stanowią 3 idealne wiązania - w stu procentach kowalencyjne (niemetal +
atomu, że właściwie porusza się wokół tego jądra. Atom pierwiastka, który traci elektrony, staje się katio
ten sam niemetal), jonowe (metal + nieme
nem, natomiast atom, który zyskuje elektrony, staje się anionem. Atomy obydwu pierwiastków zyskują
tal) i metaliczne (metal +ten sam lub inny metal).
trwałą konfigurację atomu gazu szlachetnego. Po wstałe różnoimlenne jony tworzą wiązanie jonowe.
Wiązanie w stu procentach jonowe nie istnieje. Każde wiązanie zaliczane jako jonowe ma pewien udział wiązania
atom traci jeden lub kilka elektronów i uzyskuje ładunek dodatni
atom otrzymuje jeden lub kilka elektronów i uzyskuje ładunek ujemny
□ Tworzenie wiązania jonowego w MgO
kowalencyjnego. Na boku trójką ta między wiązaniem jonowym a wiązaniem kowalencyjnym znajduje się wiązanie kowa. . , lencyjne spolaryzowane.
49
Elektroujemność magnezu wvnosi 1,2. a tlenu i,5 wiązanie kowalencyjne
wiązanie metaliczne
atom magnezu i atom tlenu
kation magnezu i anion tlenu
■ Różnica elektroujemności wiążących się atomów Różnica elektroujemności wiążących się atomów decyduje o rodzaju wiązania chemicznego: ■ jeśli różnica elektroujemności jest bardzo duża, czyli \&EN\ > 1,7, to przeważa wiązanie jonowe,
■Sr
2+
■ jeśli różnica elektroujemności jest mała (|A£7V| < 0,4), to przeważa wiązanie kowalencyjne,
£ p-
■ jeśli\AEN\ przyjmuje wartości pośrednie 0,4<\AEN\ <1,7, to przeważa wiązanie kowalencyjne spolaryzowane.
«»■. □ Przykład 2. Wyznacz różnicę elektroujemności, a następnie określ rodzaje wiązań w: F2, S 0 2, Li20. Rozwiązanie i odpowiedź Elektroujemność pierwiastków
Różnica elektroujemności
F2
F: 4,0
¡4,0 - 4,0| = 0
S02
S: 2,5
0: 3,5
¡2,5-3,5| = |-1,0| = 1,0
Li20
Li: 1,0
0: 3,5
¡1,0 - 3,51= |—2,51= 2,5
j Wzór sumaryczny
1 |
-----
Mg
. Rodzaj wiązania
j
kowalencyjne
12 atom magnezu oddaje 2 elektrony walencyjne atomowi tlenu
j ]2Mg: ls22s22p63s2
kowalencyjne spolaryzowane | 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
Ig: [Ne] 3s2 konfiguracja powłoki walencyjnej:
m 3s2
12 Mg
2+
8o2' tworzą się dwa trwałe jony
80 : ls22s22p4
12Mg2+: ls22s22p6 kation w powłoce walen cyjnej uzyskał oktet
g0 2~: ls22s22p6 anion w powłoce walen cyjnej uzyskał oktet
80: [He] 2s22pĄ
12Mg2+:[Ne]
g02~: [Ne]
konfiguracja powłoki walencyjnej:
konfiguracja powłoki walencyjnej:
konfiguracja powłoki walencyjnej:
El rfimn
El IttltlEl
El IttlttEl
2s2
2s2
2s2
2p4
2 p‘
2p6
być popularny lek przeciwdepresyjny - Prozac® (fluoksetyna). Mechanizm działania
□ Wzory elektronowe substancji jonowych
tego leku polega na hamowaniu zwrotnego
Wzory elektronowe związków jonowych zapisuje się bez użycia kreski, ponieważ budują one kryształy
wychwytu serotoniny. Jak wykazano, zastą pienie trzech atomów wodoru atomami
jonowe, a w postaci pojedynczych cząsteczek wy stępują bardzo rzadko - zazwyczaj w ekstremalnych
fluoru spowodowało sześciokrotne zwięk szenie potencjału cząsteczki do wychwytu serotoniny w porównaniu z niepodstawioną atomami fluoru cząsteczką macierzystą.
więcej na WWW.ZDAS2.TO
cząsteczka macierzysta
Prozac®
N a z w a P r o z a c ® je st z nakiem to w a ro w y m z astrzeż on ym przez koncern fa rm a c e u tyczny Eli Lilly and C o m pan y, In d ia n a p o lis, U S A
Wzór sumaryczny NaCl
Wzór strukturalny i
[Na]'[Cl]"
MgO
[Mg]2+[Op
CaCl-
[Ca]2
warunkach, np. w fazie gazowej. .
[cir [Cl]-
Wzór elektronowy
j
[Na]+[:Clf Mg]2+-fcOsT [Ca]12+
k ił
więcej na WWW.ZDASZ.TO
50
20.
| III. WIĄZANIA CHEMICZNE
Wiązanie kowalencyjne | 51
20. Wiązanie kowalencyjne
■ Właściwości związków jonowych Związki jonowe (w warunkach normalnych):
■ Tworzenie wiązania kowalencyjnego
■ 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;
_
■ 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
■ zwykle dobrze rozpuszczają się w wodzie, a bardzo słabo w rozpuszczalnikach niepolarnych;
konfiguracji gazu szlachetnego i w tym celu tworzą jedną lub kilka wspólnych par elektronowych.
■ w stanie stałym nie przewodzą prądu elektrycznego, natomiast w stanie ciekłym (stopione) oraz rozpusz czone w wodzie stają się przewodnikami.
■ Kryształ jonowy
Sieć przestrzenna chlorku sodu
■ Kryształ jonowy to kryształ, którego węzły sieci krysta licznej są obsadzone przez jony dodatnie i ujemne.
atomy mają identyczną elektroujemność
W kryształach jonowych:
□ Podział wiązań kowalencyjnych ze względu na pochodzenie wiążącej pary elektronowej
■ 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?
wiązania, w których elektrony tworzące wspólną parę elektronową pochodzą tylko od jednego z wiążących się atomów (wiązanie koordynacyjne)
wiązania, w których elektrony tworzące wspólną parę elektronową pochodzą od obydwu wiążących się atomów er
Na+
□ Tworzenie wiązania kowalencyjnego w cząsteczce H2
Rozwiązanie Atom wodoru
Atom wodoru Wzór sumaryczny chlorku litu
Konfiguracja . , atomow . . . . budujących Ul , :.. chlorek litu
i i
3Li:[He]2s1
„ . . . Konfiguracja atomow ui-• u najbliższych gazów . / . . szlachetnych
2He: ls2
atom litu, aby upodobnić się do atomu helu, oddaje 1 elektron i tworzy kation Li+
18Ar: [Ne]3s23p6
atom chloru, aby upodobnić się do atomu argonu, przyjmuje 1 elektron i tworzy anion Cl-
i
LiCI 17Cl: [Ne]3s23p5
jony tworzące kryształ chlorku litu
|
, 1-1: Is1
ThflS1
konfiguracja powłoki walencyjnej:
konfiguracja powłoki walencyjnej:
ffl
m
atom H
atom H cząsteczka H2
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. Zaznacz P, jeśli zdanie jest prawdziwe, lub F, jeśli jest fałszywe. I. Każdy z atomów wapnia oddaje 2 elektrony i staje się anionem.
P/F
II. Każdy z atomów chloru przyjmuje 2 elektrony do ostatniej powłoki.
P/F
III. Atomy wapnia oraz chloru upodabniają się do tego samego gazu szlachetnego.
P/F
Rozwiązanie
uwspólnianie elektronów i Aby uzyskać dublet elektronowy w powłoce, oba atomy tworzą wspólną parę elektronową.
cząsteczka H2 ■W wyniku czołowego nałożenia się 2 orbitali typu s między atomami powstaje wiązanie a.
I. Atomy wapnia stają się kationami - Ca2+ (mają niedomiar 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.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
H -H s Każdy z atomów uzyskał konfigurację elektronową atomu helu. j i Atomy uczestniczące w wiązaniu nie różnią się elektroujemnością, para elektronowa jest zatem uwspólniona w iden- j tycznym stopniu przez oba atomy wodoru. j
więcej na WWW.ZDASZ.TO
52
III. WIĄZANIA CHEMICZNE
20. Wiązanie kowalencyjne
□ Tworzenie wiązania kowalencyjnego w cząsteczce S2
■ Kryształ kowalencyjny
16S: ls22s22/563s23p4
16S: ls22s22p63s23p4
■ Kryształ kowalencyjny to kryształ, którego węzły sieci krystalicznej są obsadzone przez atomy pierwiastków połączone wiązaniem ko walencyjnym (np. diament).
konfiguracja powłoki walencyjnej:
konfiguracja powłoki walencyjnej:
Kryształy kowalencyjne:
Atom siarki
53
Atom siarki
■ są twarde (atomy są silnie związane z siecią krystaliczną);
nu u
■ są kruche (podczas uderzenia następuje przerwanie wiązania, a nie cząsteczka S2
jego deformacja);
i Aby uzyskać oktet elektronowy w powłoce walencyjnej, oba atomy tworzą 2 pary elektronowe z 4 niesparowanych elektronów.
■ mają wysokie wartości temperatury topnienia (duża energia wiązań); « mają małe współczynniki rozszerzalności cieplnej.
Sieć przestrzenna diamentu 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.
■ Kryształ cząsteczkowy
ś=ś
■ Kryształ cząsteczkowy (molekularny) to kryształ, w którym poje i Każdy z atomów uzyskał konfigurację elektronową atomu argonu. i Atomy nie różnią się elektroujemnością, 2 pary elektronowe są zatem uwspólnione w identycznym stopniu przez oba atomy siarki.
dyncze cząsteczki są utrzymywane w sieci krystalicznej w wyniku oddziaływań międzycząsteczkowych, np. sił van der Waalsa. Kryształy cząsteczkowe: ■ mają niskie wartości temperatury topnienia (oddziaływania międzycząsteczkowe są słabe);
□ Tworzenie wiązania kowalencyjnego w cząsteczce N2 Atom azotu
■ są miękkie (cząsteczki mogą być przemieszczane z jednego poło żenia w drugie).
7N: 1s22s22p3
7N: ls22s22p3
konfiguracja powłoki walencyjnej:
konfiguracja powłoki walencyjnej:
Większość substancji, które w temperaturze pokojowej są gazami, w bardzo niskiej temperaturze tworzy cząsteczkowe ciała stałe, np.
iii)
HłJ
Alom azotu
tlen, azot, metan, czterochlorek węgla. Ten typ kryształu występuje
m m i
U U U l
cząsteczka N2 ■Aby uzyskać oktet elektronowy w powłoce walencyjnej, oba atomy tworzą 3 pary elektronowe z 6 niesparowanych elektronów.
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”.
■W wyniku czołowego nałożenia się orbitali typu p między atomami powstaje wiązanie < 7, a w wyniku bocznego nałożenia się 2 par orbitali typu p między atomami powstają 2 wiązania jt.
Odpowiedź P
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.
■ Zadanie •• Zadanie 1. Zaznacz poprawne dokończenie zdania.
■ Właściwości związków kowalencyjnych
W cząsteczce azotu między atomami tworzącymi wiązanie występuje / występują
Związki o budowie kowalencyjnej:
[ | A. 2 wspólne elektrony.
■ 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.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
l
] B. 4 wspólne elektrony.
C j C. 6 wspólnych elektronów. F j D. 1 para wspólnych elektronów. L j E. 2 wspólne pary elektronowe.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
54
| III. WIĄZANIA CHEMICZNE
21. Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane
21. Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane
■ Moment dipolowy ■ Dipol (cząsteczka polarna, cząsteczka spolaryzowa-
■ Tworzenie wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego
na) to cząsteczka, w której można wyróżnić biegun dodatni (<5+) i biegun ujemny (§-). ■ Moment dipolowy (m) to iloczyn bezwzględnej war
■ 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 ładunku wewnątrz cząsteczki powoduje, że staje się ona dipolem o biegunach: dodatnim (<5+) w pobliżu atomu pierwiastka o mniejszej elektroujemności oraz ujemnym (S~) w pobliżu atomu pierwiastka o większej elektroujemności.
Momenty dipolowe wodorków pierwiastków 17. grupy , . . Związek . . chemiczny J
,, . Długość Moment . . ... _. wiązania, dipolowy, D n K
tości ładunku elektrycznego, zawartego w jednym z biegunów dipola, oraz odległości między bieguna
HF
1,98
mi. jest miarą przesunięcia ładunku elektrycznego
HCl
1,08
między atomami w polarnej cząsteczce.
HBr
0,79
HI
0,38
jednostka momentu dipolowego: Cm (kulombometr) w układzie SI, w praktyce moment dipolowy mierzy się atom przyciąga elektrony słabiej
55
|
Różnica ... elektroujemności . . . między atomami
92
1
1,9
128
1
0,9
1
143
j
0,7
1
162
1
0,4
w debajach (D). 1 D =3,33564 •lO "30 C •m
atom przyciąga elektrony silniej (ma większą elektroujemność)
■ Moment dipolowy cząsteczki to suma wektorowa momentów dipolowych wszystkich wiązań polar
□ Tworzenie wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego w cząsteczce HCl
¡2- /1-1+/22+fi3+ ... +fin
nych w cząsteczce.
□ Moment dipolowy a symetria cząsteczki ■ Moment dipolowy cząsteczki zależy od jej symetrii. Cząsteczki o analogicznym wzorze sumarycznym, np.
!H: Is1
| 17CI: ls22s22p63s23/?5
konfiguracja powłoki walencyjnej:
I konfiguracja powłoki walencyjnej:
m
elektroujemność wodoru: 2,1
C02 i S0 2, mogą mieć różne momenty dipolowe. Cząsteczka C02 ma budowę liniową i składowe momentów dipolowych obu wiązań się znoszą. W cząsteczce S 0 2 kąt między wiązaniami O—S —O wynosi ok. 120°,
| m itntim
a składowe momentów dipolowych wiązań się sumują, dając wypadkową różną od 0.
j elektroujemność chloru: 3,0 co 2
cząsteczka HCl ■Oba atomy tworzą wspólną parę elektronową i uzyskują konfigurację gazu szlachetnego.
o = c= o < 1 >Al Pi
A =/T^+fi2~ 0
A = OD
so 2
jl =¡¿1+jj2* 0
Ai
//= 1,7D
. C i s '
■ Wartości momentów dipolowych cząsteczek są źródłem informacji o ich strukturze, np. moment dipolowy ■W wyniku czołowego nałożenia się orbitali typu s i typu p między atomami powstaje wiązanie a.
wody jest jednym z dowodów na jej kątową strukturę, natomiast zerowy moment dipolowy tlenku węgla(IV) świadczy o liniowej budowie tej cząsteczki.
ę ii " “ ■ Każdy z atomów uzyskał konfigurację elektronową atomu gazu szlachetnego: wodór - helu, chlor - argonu. »Atomy tworzące wiązanie różnią się elektroujemnością, wspólna para elektronowa jest zatem przesunięta w stronę atomu chloru, który ma większą elektroujemność.
j
■ Cząsteczki, które są dipolami, mogą oddziaływać siłami elektrostatycznymi z jonami lub innymi cząsteczkami
j
o budowie polarnej. Substancje, których cząsteczki mają niezerowy moment dipolowy, trudniej się topią i są
j
mniej lotne od tych, których cząsteczki są niepolarne.
j
□ Tworzenie wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego w cząsteczce H2S
| ■ Właściwości związków polarnych Związki polarne: tHMs1
[ 16S: ls22s22p63s23p4
konfiguracja powłoki walencyjnej:
| konfiguracja powłoki walencyjnej:
m
elektroujemność wodoru: 2,1
I ■ dobrze rozpuszczają się w rozpuszczalnikach polarnych;
| m ftirrm
j
O Przykład 1.
elektroujemność siarki: 2,5 |
cząsteczka H2S i Atom siarki tworzy 2 pary elektronowe z 2 atomami wodoru.
■ te, które są cieczami, są dobrymi rozpuszczalnikami innych substancji polarnych i jonowych.
Moment dipolowy metanu wynosi a = 0 D. Z danych spektroskopowych wynika, że składowa momentu dipo-
j lowego wiązań C—H wynosi 0,3 D.
■W wyniku czołowego nałożenia się orbitali typu s i typu p, między atomami wodoru i siarki powstają wiązania cr. 2<5-
j
Zaznacz poprawne dokończenie zdania,
j Wartość a = 0 D cząsteczki metanu oznacza, że | A. momenty dipolowe wiązań się znoszą.
/UN
C. cząsteczka metanu jest dipolem.
| B. metan wykazuje tendencję do tworzenia asocjatów. D. wiązania C— H nie są spolaryzowane. - 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. więcej na WWW.ZDASZ.TO
Gdy moment dipolowy cząsteczki równa sięO, a momenty dipolowe wiązań nie są równe 0,
i
R o z w ią z a n ie :
j
oznacza to, że momenty dipolowe wiązań wzajemniesię znoszą. Taka cząsteczka nie jest dipolem i nie ma
j
właściwości cząsteczek polarnych.
| Odpowiedź: A
więcej na WWW.ZDASZ.TO
56
III. WIĄZANIA CHEMICZNE
23. Wiązanie wodorowe
22. Wiązanie koordynacyjne
23. Wiązanie wodorowe
■ Tworzenie wiązania koordynacyjnego
■ Tworzenie wiązania wodorowego
■ Wiązanie koordynacyjne to rodzaj wiązania kowalencyjnego, w którym wiążąca para elektronowa pochodzi tylko od jednego z atomów uczestniczących w wiązaniu.
Wiązanie wodorowe nie jest wiązaniem elektronowym.
■ Wiązanie koordynacyjne jest inaczej nazywane wiązaniem donorowo-akceptorowym. Atom dostarczający
■ 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
parę elektronową to donor, natomiast atom uwspólniający parę elektronową to akceptor pary elektronowej.
słabsze wiązanie z innym atomem silnie elektroujemnym i mającym przynajmniej jedną wolną parę elektronową.
□ Tworzenie wiązania koordynacyjnego w jonie NH4+
-M:
Atom i kation wodoru
tH: Is1
j tn7is22s22p3
m
i konfiguracja powłoki walencyjnej:
j 1H+- nie ma elektronów
i
I
H
|ta mm
-
N
-M :
-O :
I
Atom azotu
konfiguracjapowłoki walencyjnej:
H - 6 :
-
sFs
I
I
H -O s
H s f-
I I I ” Kreską oznacza się wiązanie kowalencyjne, kropkami - wiązanie wodorowe
jon NH4+
■ Każda cząsteczka wody może tworzyć więcej niż jedno wiązanie wodorowe, ponieważ zawiera dwa atomy wodoru oraz dwie wolne pary elektronowe na atomie tlenu.
■Atom azotu ma 5 elektronów walencyjnych; 3 z nich wykorzystuje do two rzenia wiązań z atomem wodoru. W cząsteczce NH3 atom azotu ma wolną parę elektronową. ■jon H+wcelu uzyskania dubletu elektronowego przyłącza się do cząsteczki NH3 i staje się akceptorem pary elektronowej.
I ! — N S + H +—
Wiązania wodorowe między cząsteczkami wody
I H - N +- H
Schemat asocjacji cząsteczek wody H hk
j
W analogiczny sposób powstaje wiązanie koordynacyjne w jonie oksoniowym (hydroniowym) H 30 +.
.-H
'hk \cK : h
i
D Przykład 1. Narysuj elektronowy wzór kreskowy cząsteczki N H 3B F3. Oznacz odpowiednio wiązaniekoordynacyjne
|
w cząsteczce.
j
W.
j
Rozwiązanie i odpowiedź
|
■ Struktury wzorów elektronowych amoniaku (N H 3) oraz fluorku boru (BF3) pokazują, że: - w cząsteczce amoniaku atomy wodoru i atom azotu mają konfiguracje atomów gazów szlachetnych. Dodatkowo atom azotu ma jedną wolną parę elektronową, może zatem pełnić funkcję donora pary elektronowej;
j j |
j j
- w cząsteczce fluorku boru atomy fluoru mają konfigurację atomu gazu szlachetnego, natomiast atom boru ma niedobór elektronów (sekstet, czyli 6 elektronów), może więc pełnić funkcję akceptora pary elektronowej,
j j
■ Proces powstawania wiązania w cząsteczce N H 3BF3 wygląda następująco: H I
I
H
fi I _
w
j
j I !
i i i
h^
I
j i
j
O; i h
J
j
|
57
H 'Fi I I _ H—N: + B —R —^ H —N— B —R
fi
[
Wiązanie koordynacyjne oznaczono za pomocą strzałki.
H £'
! i j
°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 /H
R
o
/C H 3
* K . / ° \hk H RÓ
H -.
//H
H '-n
H ri / % n.
■oX R
/H o
^ h
7 r u^ H - ‘O/H
c h
3
o
X c Hj
j widok ogólny - wiązania wodorowe między cząsteczkami R—OH
dla R = H - wiązania wodorowe między cząsteczkami wody
dla R = CH3- wiązania wodorowe między cząsteczkami metanolu
■ Związki z wiązaniem koordynacyjnym Wiązania koordynacyjne występują w tlenkach niemetali, np. S 0 2, S 0 3, N20 4, N20 5, w kwasach tlenowych, np. FI N 0 3, H2S 0 4, w jonach - amonowym N H4+i oksoniowym H30 +, a także w cząsteczce ozonu. W cząsteczce może być więcej niż jedno wiązanie koordynacyjne.
'
i£ ) i
t K n / '
O —H
iO-H więcej na WWW.ZDASZ.TO
H t H
+
hk X , ChkCH
/H O. 'H
/H O.. O.. ^ hk c h 3 ^0
H^o. 7 HC H 3C H 2 H
H "0, h H
iT4>^Os^.j 10
dla R =CH2CH3- wiązanie wodorowe między cząsteczkami etanolu
wiązania wodorowe między różnymi cząsteczkami - metanolem i wodą
wiązania wodorowe między różnymi cząsteczkami - etanolem i wodą
więcej na WWW.ZDASZ.TO
24.
lii. WIĄZANIA CHEMICZNE
58
Wiązanie metaliczne
59
24. Wiązanie metaliczne
■ Występowanie wiązań wodorowych Wiązania wodorowe mogą występować również: ■ w obrębie jednej niewielkiej cząsteczki, np. między grupą hydroksylową a grupą aldehydową wo-hydroksybenzaldehydzie (wzór obok);
■ Charakter wiązania metalicznego ■ Wiązanie metaliczne to wiązanie chemiczne występujące w metalach. Polega na oddziaływaniu kationów
■ wewnątrz cząsteczek ogromnych rozmiarów (stabilizują strukturę drugorzędową białek: a-helisy i /Miarmonijki);
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
■ między cząsteczkami o dużych masach cząsteczkowych (spajają komplementarne nici DNA, odpowiadają za odporność i wytrzymałość celulozy).
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 poszczegól nym atomom, lecz należą do całej sieci metalicznej.
[ ■ 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,
a temperatury wrzenia,
a molowego ciepła parowania
j
■ Kryształ metaliczny 0 Kryształ metaliczny to typ kryształu, którego węzły sieci krystalicznej zawierają kationy powstałe w wyniku oderwania się elektronów walencyj
I oraz lepiej rozpuszczają się w wodzie i innych rozpuszczalnikach tworzących wiązania wodorowe (np. i w alkoholach).
nych od atomów. Dodatni ładunek równoważą swobodnie poruszające się elektrony. Kryształ metalu jako całość jest elektrycznie obojętny. Kryształy metaliczne:
I □ Przykład 1. j
Cząsteczki kwasu etanowego (octowego), rozpuszczonego w pewnym rozpuszczalniku, tworzą dimery połą-
® są nieprzezroczyste w stanie stałym, a po stopieniu lub wypolerowaniu mają charakterystyczny metaliczny połysk;
j
czone ze sobą dwoma wiązaniami wodorowymi.
■ są dobrymi przewodnikami prądu elektrycznego, przewodzą prąd za
i
Ile atomów wodoru jest zaangażowanych w wiązania wodorowe w dimerze kwasu etanowego?
| A. 1
B. 2
C. 3
Rozwiązanie: Rysujemy strukturę dimeru kwasu etanowego.
D. 4 H 3C —
Na rysunku wiązania wodorowe oznaczono kolorem czerwonym.
Model kryształu metalicznego
—C H 3 ^
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);
+ _
+
Przemieszczanie się kationów w sieci krystalicznej metalu pod wpływem siły zewnętrznej nie niszczy wiązania metalicznego, dlatego metale są ciągliwe i kowalne
■ są wytrzymałe i jednocześnie plastyczne: kowalne i ciągliwe; Odpowiedź: B
■ nie rozpuszczają się w wodzie ani w rozpuszczalnikach organicznych.
□ Przykład 2. □ Przewodnictwo elektryczne metali
Zaznacz poprawne dokończenie zdania.
Przewodnictwo elektryczne metali zależy od temperatury. Ogrzewanie
Rozpuszczalnik, w którym kwas octowy tworzy dimery, to A.
woda.
B. benzen.
C. metanol.
D. amoniak.
Rozwiązanie ■ Warunkiem tworzenia dimerów kwasu octowego jest pozostawanie cząsteczek tego kwasu w stanie niezdy-
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.
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 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—COOH, mcz = 74 u. j W badaniu laboratoryjnym stwierdzono obecność głównie
więcej na WWW.ZDASZ.TO
I. Ogrzewanie metalu powoduje zwiększenie jego przewodnictwa elektrycznego. P/F II. Gdy temperatura metalu spada, zmniejsza się wówczas amplituda drgań jonów w sieci krystalicznej i przewodnictwo elektryczne się zwiększa. P/F Rozwiązanie: Gdy opór metalu się zwiększa, jego przewodnictwo male
Zaznacz wszystkie poprawne dokończenia zdania.
□ B. dimeru cząsteczek R1—COOH.
Na podstawie wykresu zależności oporu elektrycznego metalu od tempe ratury oceń poprawność stwierdzeń. Zaznacz P, jeśli zdanie jest prawdziwe, lub F, jeśli jest fałszywe.
■ Zadanie
j □ A. cząsteczek rozpuszczalnika.
W Bm
□ Przykład 1.
[ J C. dimeru cząsteczek R2—COOH. L ] D. cząsteczek kwasów R1—COOH i R2—COOH.
je. Ogrzewanie metalu powoduje zwiększenie oporu elektrycznego, czyli zmniejszenie przewodnictwa elektrycznego. Odpowiedzi:
F,
Temperatura, °C
więcej na WWW.ZDASZ.TO
60
I III. WIĄZANIA CHEMICZNE
25. Orbitale molekularne
25. Orbitale molekularne -
_____
_____
_____________
_______
61
■ Tworzenie orbitali molekularnych typu n
~ —-----------
Orbitale molekularne (wiązania) typu n powstają w wyniku bocznego nakładania się 2 orbitali typu p. Gęstość
■ Model orbitali cząsteczkowych ■ Orbitale atomowe opisują zachowanie się elektronów w izolowanym atomie, czyli takim, który nie ulega reakcji (jego elektrony nie uczestniczą w żadnym wiązaniu). ■ Orbitale molekularne (cząsteczkowe) opisują zachowanie się elektronów w cząsteczce. Ich najważniejszymi właściwościami są: energia, kształt oraz rozmiar orbitalu.
j
elektronowa obszaru orbitalnego p jest rozłożona symetrycznie po dwóch stronach jąder atomowych atomów uczestniczących w wiązaniu.
j
Powstawanie orbitalu molekularnego wiążącego nDD
j {
Według teorii orbitali molekularnych (cząsteczkowych) orbitale molekularne, czyli wiązania, powstają w wyniku
i
nakładania się orbitali atomowych w trakcie tworzenia wiązania, jeśli spełnione 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: wiążącego - typu a lub n, oraz antywiążącego - (oznaczanego symbolicznie gwiazdką) a* lub n*. Orbitale
i |
antywiążące mają znacznie większą energię niż orbitale wiążące.
i
□ Krotność wiązania Krotność wiązania określa, czy wiązanie jest pojedyncze, czy
■ Tworzenie orbitali molekularnych typu a
wielokrotne (podwójne lub potrójne). Wiązanie pojedyncze jest
Orbitale 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 się zwiększoną gęstością elektronową między jądrami atomów uczestniczących w wiązaniu.
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 1 wiązanie er i 1 wiązaniem, a w potrójnym - 1 wiązanie er oraz 2 wiązania n.
Powstawanie orbitalu molekularnego wiążącego ers.
Schemat wiązania potrójnego
□ Przykład 1. Określ liczbę wiązań er i iz oraz liczbę wolnych par elektronowych w cząsteczce tlenku węgla(IV).
-i
Rozwiązanie ■ Najpierw rysujemy elektronowy wzór kreskowy cząsteczki C 0 2.
(0 = C = 0 )
■ 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
;o = c = o ;
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. Powstawanie orbitalu molekularnego wiążącego cr„
□ 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. Rozwiązanie i odpowiedź Powstawanie orbitalu molekularnego wiążącego as.
Cl
■ Przerysowujemy wzór strukturalny cząsteczki tak, aby ujawnić wszystkie obecne w niej wiązania.
CL .¿ / C l
■ Sumujemy poszczególne wiązania. Liczba wiązań c- H
c--c
więcej na WWW.ZDASZ.TO
Cl
o
%
a
15
5
9
j
c--Cl n
(7
K
W cząsteczce DDT sumaryczna
0
5
0
liczba wiązań a wynosi 29, nato miast Z - 6.
C
H H H
■C^CI
więcej na WWW.ZDASZ.TO
62
26. Hybrydyzacja orbitali
III. WIĄZANIA CHEMICZNE
26. Hybrydyzacja orbitali
|
63
■ 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 wpływem doprowadzenia do atomu energii z zewnątrz, np. wskutek zderzenia z innym atomem lub pochłonięcia kwantu promieniowania, czyli porcji promieniowania elektromagnetycz nego o określonej energii.
Orbitale atomowe dobrze opisują stan i kształt atomów izolowanych, których elektrony nie uczestniczą w żad nych wiązaniach chemicznych. W przypadku atomów uczestniczących 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.
W stanie wzbudzonym atom ma:
□ Orbital zhybrydyzowany
■ większą energię w porównaniu ze stanem podstawowym;
Orbital zhybrydyzowany powstaje w wyniku zmieszania orbitali atomowych i p. Hybrydyzację poprzedza wzbudzenie elektronowe.
■ większą liczbę elektronów niesparowanych.
samego atomu, np. orbitali s
Atom w stanie wzbudzonym może więc utworzyć więcej wiązań w porównaniu z atomem w stanie podstawowym. Myślowe rozłożenie procesu hybrydyzacji na etapy
Stan wzbudzony atomu oznacza się zazwyczaj gwiazdką, np. Ca*, Be*, S*.
stan podstawowy
Konfiguracje atomów w stanie podstawowym i wzbudzonym Walencyjny stan wzbudzony atomu
Stan podstawowy atomu
—m
Symbol pierwiastka konfiguracja pełna 4Be
oznaczenie
konfiguracja skrócona
konfiguracja skrócona
[He]2s2
43-*
[He]2s]2p]
1s22 s22p!
[He]2s22p!
5b*
[He]2s’2p2
1s22 s22p2:
[He]2 s22p2
6c*
[He]2s'2p3
: ls22 s2
mu
stan wzbudzony
m
mmi
hybrydyzacja
—
0®00
□ Podstawowe informacje dotyczące orbitali zhybrydyzowanych 5b 6c
■ 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. Przykładowe typy hybrydyzacji to: sp, sp2, sp3, dsp3, d2sp3.
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?
hm
FTTTfTI 3p
3s
Rozwiązanie: W stanie podstawowym elektrony znajdują się na orbitalach o najmniejszej możliwej energii.
■ 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
Z diagramu wynika, że stan 3s jest obsadzony jedynie w połowie. W takim przypadku w stanie podstawowym atomu nie rozpoczęłoby się obsadzanie kolejnego orbitalu (3p). Odpowiedź: Diagram przedstawia stan wzbudzony atomu.
□ Przykład 2. Przedstawiono walencyjny stan wzbudzony pewnego atomu.
m rntm 2s 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.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
orbital typu s
orbital typu p
orbital zhybrydyzowany typu sp
■ Zadanie • Zadanie 1 . Uzupełnij zdanie, tak aby było prawdziwe. Zaznacz w zdaniu litery przyporządkowane odpowiednim informacjom. W hybrydyzacji sp3 uczestniczą A / B pochodzące od C / D. A. 2 orbitale s i 1 orbital p
C. obu atomów biorących udział w wiązaniu
B. 3 orbitale p i 1 orbital s
D. tego samego atomu
więcej na WWW.ZDASZ.TO
64
26. Hybrydyzacja orbitali
lii. WIĄZANIA CHEMICZNE
65
□ Hybrydyzacja typu sp (diagonalna)
■ Typy hybrydyzacji
Ulegają jej 1 orbital s oraz 1 orbital p.
□ Hybrydyzacja typu sp3 (tetraedryczna)
Schemat powstawania 2 orbitali zhybrydyzowanych typu sp
Ulegają jej 1 orbital s oraz 3 orbitale p. Schemat powstawania 4 orbitali zhybrydyzowanych typu sp3
Obie hybrydy sp leżą w linii pro stej, a więc kąt między nimi wy nosi dokładnie 180°.
■ Praktyczne zasady określania hybrydyzacji orbitali atomów uczestniczących w wiązaniu chemicznym Powstałe orbitale zhybrydyzowane
między każdym z 4 powstałych or
■ 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.
bitali, tzw. kąt tetraedryczny, wyno
Struktury cząsteczek w zależności od liczby wolnych par elektronowych oraz typu hybrydyzacji atomu centralnego
są skierowane do naroży czworo ścianu foremnego (tetraedru). Kąt
si 109°28'. W centrum czworościa nu foremnego znajduje się jądro atomowe atomu, którego orbitale
Py
■ Hybrydyzacji mogą ulegać zarówno orbitale walencyjne wiążące, jak i orbitale tworzone przez wolne pary elektronowe.
y
Liczba wolnych par elektronowych atomu centralnego brak
uległy hybrydyzacji.
jedna
dwie
trzy
□ Hybrydyzacja typu sp2 (trygonalna) Ulegają jej 1 orbital s oraz 2 orbitale p. liniowa
Schemat powstawania 3 orbitali zhybrydyzowanych typu sp2
~
i XY2, np. BeCl2
/
i
sp2
O w
płaska
XY2, np. S0 2
; XYĄi np. CH4
XY3i np. NH3
Orbitale zhybrydyzowane są skie
1
/
więcej na WWW.ZDASZ.TO
tetraedryczna
nobocznego, w którego centrum znajduje się jądro atomowe. Kąty między 3 orbitalami zhybrydyzowanymi wynoszą dokładnie 120°.
P A
XY3, np. BF3
’
i rowane ku narożom trójkąta rów
.. ■■ ■.
X2Y, np. H20
XY, np. HCl
więcej na WWW.ZDASZ.TO
66
i III. WIĄZANIA CHEMICZNE
26. Hybrydyzacja orbitali
j
67
□ Zasady opisu kształtu cząsteczki
□ Przykład 3. Ile orbitali atomowych może wziąć udział w hybrydyzacji i ile orbitali zhybrydyzowanych powstanie w wyniku
■ O geometrii drobiny decyduje układ jąder atomowych uczestniczących w wiązaniu.
hybrydyzacji typu d2sP?
■ Wzajemne odpychanie się obszarów o zwiększonej gęstości elektronowej może powodować odstępstwa w wartościach kątów między wiązaniami tworzonymi przez orbitale zhybrydyzowane.
Rozwiązanie ■ Liczba orbitali biorących udziałw hybrydyzacji jest zawsze równa liczbie powstałych orbitali zhybrydyzowanych.
■ Najsilniej odpychają się wolne pary elektronowe, słabiej - wolne pary elektronowe z parami wiążącymi, a najsłabiej - dwie wiążące pary elektronowe.
■ Nawet jeżeli nie znamy orbitali typu f 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.
□ Przykład 5.
Odpowiedź: W hybrydyzacji typu d2s f bierze udział6 orbitali atomowych i powstanie 6 orbitali zhybrydyzowanych.
Kąty między wiązaniami H — P w cząsteczce fosforowodoru (PH 3) wynoszą 93,5°.
□ Przykład 4.
Określ hybrydyzację atomu fosforu w cząsteczce PH 3, narysuj jej strukturę i wytłumacz obserwowane wartości kątów między wiązaniami.
Na podstawie diagramu energetycznego walencyjnej konfiguracji elektronowej atomu berylu wyjaśnij liniowy
Rozwiązanie
kształt cząsteczki wodorku berylu (BeH2).
■ Konfiguracja elektronowa atomu wodoru to 1s1, a atomu fosforu [Ne]3s23p3. Atom fosforu ma 5 elektronów w ostatniej powłoce.
Rozwiązanie i odpowiedź ■ 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
B Wzór elektronowy kreskowy cząsteczki PH 3 wskazuje, że atom fosforu tworzy 3 wiązania pojedyncze oraz ma 1 wolną parę elektronową. Cztery osobne elementy (3 wiązania pojedyncze i 1 wolna para elektronowa) wokół atomu centralnego w cząsteczce dają podstawę do wyboru hybrydyzacji typu sp3. H -P-H
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.
I
H
■ Hybrydyzacja orbitali 3s23p3 prowadzi do uzyskania 4 orbitali zhybrydyzowanych sp3, z których 3 mają po 1 elektronie, a 1 jest obsadzony parą elektronową.
3:P3[tTtltli m 2s
-m 2s
®00®
Be*: [ H e ^ s V
Be: [He]2s2 2.
^hybrydyzacja
2P
■ Pojedyncze wiązania w cząsteczce PH 3 tworzą się między 3 obsadzonymi w połowie orbitalami sp3 i 3 orbitalami ls 1 atomu wodoru.
Hybrydyzacja orbitali 2s i 2p prowadzi do uzyskania 2 orbitali zhybrydyzowanych sp, które charakteryzują
P®©©©
się taką samą energią.
H i HE HE
— 00OO
■ W narożach czworościanu foremnego rozmieszczamy cztery elementy utworzonej w ten sposób cząsteczki. W centrum czworościanu znajduje się atom fosforu, w trzech narożach atomy wodoru, a w czwartym narożu wolna para elektronowa. 3. Orbitale zhybrydyzowane sp tworzą między sobą kąt 180°. W każdym z orbitali znajduje się 1 wolny elektron, który może utworzyć wiązanie z elektronem Is 1 atomu wodoru.
H
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 °. 180°
is sp
+ H
Odpowiedź: Kąty między orbitalami zhybrydyzowanymi w przypadku hybrydyzacji sp3 wynoszą około 109,5°.
i
Be
BeH.
* Wzór strukturalny przestrzenny PH3
4.
Kąt 180° między wiązaniami tłumaczy liniowy kształt cząsteczki BeH-
więcej na WWW.ZDASZ.TO
l
Model kulkowo-pręcikowy PH3z zaznaczoną wolną parą elektronową
więcej na WWW.ZDASZ.TO
68
III. WIĄZANIA CHEMICZNE
27. Hybrydyzacja atomów węgla
27. Hybrydyzacja atomów węgla
69
■ Wiązanie podwójne Wiązanie podwójne między atomami węgla można wytłumaczyć hybrydyzacją sp2 atomów węgla.
■ Typy hybrydyzacji atomów węgla ■ Katenacja to zdolność atomów pierwiastka do two
Hybrydyzacja atomu węgla w wiązaniach węgiel-węgiel o różnej krotności
rzenia wiązań między sobą.
Schemat powstawania 3 orbitali zhybrydyzowanych typu sp2; elektron orbitalu pv nie uległ hybrydyzacji
Typ hybrydyzacji atomu węgla w wiązaniu
Dzięki niej węgiel tworzy związki łańcuchowe, cyklicz ne i aromatyczne. Węgiel ma 4 elektrony walencyjne, które tworzą wiązania zarówno pojedyncze, podwójne,
C--C
C C
C=-C
aromatycznym
jak i potrójne. Atom węgla w stanie podstawowym ma konfigurację elektronową [He]2s22p2, a w stanie wzbudzonym [He]2s]2p3. J
■ Wiązanie pojedyncze Py
Jest ono tworzone przez 4 orbitale zhybrydyzowane sp3 atomu wę gla. W etanie każdy atom węgla tworzy 4 wiązania pojedyncze: 1 z atomem węgla (przez nakładanie się orbitali zhybrydyzowanych
li
sp3) oraz 3 wiązania przez nałożenie się zhybrydyzowanych orbitali sp3 oraz orbitali 1s atomów wodoru.
W
□ Przykład 1. Poniżej przedstawiono wzór uproszczony 2-metyleno-l ,4-pentadienu ([3]-dendralenu).
n r Podaj liczbę atomów węgla o hybrydyzacji sp3, sp2 oraz sp w [3]-dend ralenie.
Model kulkowo-pręcikowy cząsteczki etanu z zaznaczoną hybrydyza cją obu atomów węgla Wiązanie podwójne w etenie powstaje w efekcie nakładania się dwóch
Rozwiązanie ■ Przerysowujemy wzór uproszczony tak, aby uwidocznić wszystkie atomy węgla i wodoru. H I
H I
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.
■ Na podstawie wzoru strukturalnego [3]-dendralenu możemy stwierdzić, że wszystkie atomy węgla w tym związku są zaangażowane w tworzenie jednego podwójnego wiązania z innym atomem węgla - można im
Schemat wiązań w cząsteczce etenu
Model kulkowo-pręcikowy cząsteczki etenu
zatem przypisać hybrydyzację sp2. Odpowiedź: W strukturze [3]-dendralenu jest 6 atomów węgla, wszystkie o hybrydyzacji sp2. Nie ma atomów węgla o hybrydyzacji sp3 ani sp.
■ Zadanie • Zadanie 1. Zaznacz wszystkie poprawne odpowiedzi. W których grupach węglowodorów atomy węgla mogą wykazywać hybrydyzację sp3? L J A. Tylko w węglowodorach aromatycznych. [ Jj B. Tylko w węglowodorach nasyconych. [ J j C. Tylko w węglowodorach nienasyconych. L J D. We wszystkich grupach węglowodorów.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
70
Sprawdzian po dziale III j
III. WIĄZANIA CHEMICZNE
71
Sprawdzian po dziale III
■ Wiązanie potrójne Wiązanie potrójne między atomami węgla można wyjaśnić jako efekt hybrydyzacji sp atomów węgla.
•• Zadanie 1. Uzupełnij tabelę.
Schemat powstawania 2 orbitali zhybrydyzowanych typu sp; 2 elektrony orbitali p (py \pz) nie uległy
Wpisz w komórki odpowiednie liczby.
hybrydyzacji
Wzór substancji
liczba wiązań typu <7
Liczba wiązań typu TT
Liczba wolnych pat elektronowych
CH3 -CH 3 CH3-CH2—Cl CH3 -OH CH2=CH-CH3
Im
Py
Y
Y
/Z
j ^
/
z
••• Zadanie 2. Wykres przedstawia zależność pierwszej energii jonizacji od liczby atomowej dla pierwiastków o liczbie atomowej od 1 do 80.
X
y * B ir
Wiązanie potrójne w etynie powstaje wskutek nakładania się: ■ 2 orbitali zhybrydyzowanych sp obu atomów węgla;
Liczba atomowa
■ niezhybrydyzowanych orbitali py jednego atomu węgla z py drugiego atomu węgla oraz niezhybrydyzowanych orbitali pz
Oceń prawdziwość każdego zdania. sp
jednego atomu węgla z pz drugiego atomu węgla. Oba wią zania 7zpp utworzone przez orbitale niezhybrydyzowane leżą
Energia jonizacji atomu wodoru w stanie podstawowym jest równa 13,6 eV.
Model kulkowo-pręcikowy cząsteczki etynu
w płaszczyznach wzajemnie prostopadłych. Schemat wiązań w cząsteczce etynu
Zaznacz P, jeśli zdanie jest prawdziwe, lub F, jeśli jest fałszywe.
jonizacja obojętnego atomu jest procesem egzoenergetycznym.
U \ P y
III
Mała wartość energii jonizacji atomów pierwiastków oznaczonych na wykresie literami D oraz E wynika z obecności 1 elektronu walencyjnego na orbitalu s.
IV
Atomy pierwiastków oznaczonych literami A, B oraz C należą do getycznego układu okresowego pierwiastków.
H n P ,P z
sp
sp
^
H
samego bloku ener-
• Zadanie 3. Pewien gaz, składający się z dwóch rodzajów atomów, rozpuszczono w wodzie destylowanej. Wartość pH otrzymanego roztworu wyniosła 4,7. Zaznacz poprawne dokończenie zdania. Atomy w cząsteczce tego gazu są połączone wiązaniem: I j A. kowalencyjnym. L J B. kowalencyjnym spolaryzowanym. [ J C. jonowym. L J D. wodorowym.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
72
| III. WIĄZANIA CHEMICZNE
IV. Kinetyka i statyka chemiczna
• Zadanie 4. Zaznacz poprawną odpowiedź. Który zapis przedstawia prawidłowy wzór elektronowy chlorku sodu? A. Na—Cl
C. Na+- C r
B. Naá+^ C ló
D. [Na]+[ :g f
•• Zadanie 5. Przedstawiono modele kulkowo-pręcikowe trzech różnych węglowodorów. Kulki czarne symbo
28. Szybkość reakcji
lizują atomy węgla, a kulki czerwone - atomy wodoru.
■ 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 niesłychanie szybko. Z kolei procesy wietrzenia skał trwają bardzo długo. ■ Szybkość reakcji chemicznej (\s) to zmiana masy, stężenia, objętości lub ciśnienia wybranego reagenta w jednostce czasu.
A jr e a g e n t]
V = -----------
At
jednostka szybkości reakcji chemicznej: mol •drn-3 •s-1.
Zmiana 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] At
v =-
A[substrat] At
□ Zależność szybkości reakcji od czasu Oceń prawdziwość każdego zdania. Zaznacz P, jeśli zdanie jest prawdziwe, lub F, jeśli jest fałszywe. W węglowodorze nr 1 występuje taka sama liczba atomów węgla o hybrydyzacji sp, sp2
P/F
i3 oraz spD
W jednym z węglowodorów wszystkie atomy węgla wykazują taki sam typ hybrydyzacji.
P/F
W węglowodorze nr 2 nie występują atomy węgla o hybrydyzacji sp.
P/F 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 stężenia substratów, 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)
więcej na WWW.ZDASZ.TO
k - stata szybkości reakcji, jest ona zależna od rodzaju reakcji i od temperatury; jeżeli stężenia molowe
[
substratów są równe jedności, wówczas szybkość reakcji jest liczbowo równa stałej szybkości reakcji (u- = /c)
j
więcej na WWW.ZDASZ.TO
28. Szybkość reakcji
IV. KINETYKA I STATYKA CHEMICZNA
74
75
Doświadczenie 1.
■ Rząd reakcji
Badanie zmian szybkości reakcji w czasie na przykładzie otrzymywania wodoru w reakcji magnezu z kwasem solnym
W przypadku złożonych przemian chemicznych, zachodzących dzięki zderzeniom wielu cząsteczek lub jonów, istotną informacją jest rząd reakcji. ^ ■ Rząd reakcji (n) to suma wykładników potęg w równaniu kinetycznym.
W zestawie składającym się z probówki zawierającej kwas solny (otrzy many przez zmieszanie stężonego kwasu solnego z wodą w stosunku
Najczęściej, dla prostych reakcji, w równaniu kinetycznym wykładnikami potęg są odpowiednie współczynniki stechiometryczne.
1 : 3) z wiórkami magnezowymi, połączonej z cylindrem miarowym (jak na rysunku obok), mierzono przyrost objętości zbieranego wodoru co
Rząd reakcji, obliczony na podstawie odpowiednich równań kinetycznych jako suma potęg stężeń reagentów,
20 s od momentu połączenia reagentów do całkowitego roztworzenia
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.
się metalu. Uzyskane wyniki zapisano w tabeli. Czas, s
0
20
40
60
80
100 : 120
□ Reakcje zerowego rzędu
Objętość gazu, cm3
0
55
40
50
55
60
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.
Niektóre reakcje chemiczne są określane jako reakcje zerowego rzędu. Dotyczy to przypadków, w których i 60
Obserwacje: objętości wydzielającego się wodoru zmniejszały się wraz z upływem czasu — im dłużej trwała
Przykładami reakcji zerowego rzędu są:
reakcja, tym objętość gazu wydzielona w jednostce czasu była mniejsza. Zmiany te ilustruje wykres.
■ reakcje w roztworach nasyconych, przebiegające na granicy faz ciekłej i stałej (tzw. heterofazowe), w których substrat 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 szybkość reakcji zależy od szybkości dyfuzji reagenta przez przegrodę.
■ Czynniki wpływające na szybkość reakcji Czynnikami wpływającymi na szybkość reakcji są: * rodzaj reagentów (typ reakcji); ■ stężenie reagentów; ■ rodzaj rozpuszczalnika (istotne zwłaszcza w reakcjach między związkami organicznymi);
Czas, s
* mieszanie lub wytrząsanie reagentów;
Wnioski: szybkość reakcji otrzymywania wodoru z kwasu solnego i magnezu zmienia się. Początkowo reakcja prze
■ temperatura;
biega szybko. Im dłuższy czas reakcji, tym jej szybkość maleje, po 100 s omawiana reakcja praktycznie się kończy.
■ ciśnienie (w przypadku reakcji przebiegających z udziałem reagentów gazowych; szybkość reakcji rośnie wraz ze wzrostem ciśnienia); ■ katalizator;
□ Przykład 1.
■ stopień rozdrobnienia substratów;
W wyniku reakcji 2,4 g pyłu cynkowego z nadmiarem kwasu solnego otrzymano 800 cm3 wodoru. Całkowite przereagowanie cynku (jego roztworzenie) nastąpiło po 2 min. Oblicz przybliżone wartości szybkości tej reakcji, biorąc pod uwagę masę cynku oraz objętość zebranego wodoru.
■ promieniowanie elektromagnetyczne (dla reakcji fotochemicznych).
j W klasycznej fotografii klisza fotograficzna jest powlekana emulsją zawierającą bromek srebra. Naświetlenie
j
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
|
kliszy wywołuje reakcję fotochemiczną polegającą na rozkładzie tego związku na pierwiastki, zgodnie z równaniem reakcji:
|
2 A gBr— > 2 Ag + Br2
j W tym przypadku szybkość reakcji zależy od ilości przesłanych impulsów świetlnych, a nie od stężenia reagentów.
w czasie t = 120 s, korzystając ze wzoru:
U=
t
0 - 2 ,4 g
2,4 g
120 s
120s
= 0,02 g •s“
: 20 mg •s
Obliczamy szybkość reakcji v2 ze względu na objętość gazowego produktu reakcji - wodoru (Wodoru = 800 cm3):
V2
^wodoru _ 800 cm
120 s
= 6,7 cm3
Odpowiedź: Szybkość reakcji mierzona masą roztwarzającego się cynku wynosi 20 mg •s ] , natomiast szybkość reakcji mierzona objętością wydzielającego się wodoru wynosi 6,7 cm3 ■s_1.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
76
29. Zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów
I IV. KINETYKA I STATYKA CHEMICZNA
29. Zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów
■ Szybkość reakcji dla różnych reakcji chemicznych Przykład reakcji
Równanie kinetyczne
Rząd reakcji
77
Wykres zmian stężenia substratu w czasie
■ Zmiana stężenia reagentów reakcji w funkcji czasu Szybkość reakcji nie jest wielkością stałą, zmienia się wraz z upływem czasu. W miarę postępu reakcji
2 AgCl - ->2 Ag +Cl2
zmniejsza się ilość substratów (tym samym maleje ich stężenie), a więc szybkość reakcji się zmniejsza. W tym samym czasie wzrasta stężenie produktów
<= k
reakcji. Zależności te obrazują odpowiednie krzywe, charakteryzujące przebieg poszczególnych reakcji, zazwyczaj podobne do wykresu obok.
reakcja fotochemiczna Stężenie reagentów
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.
N204 ■* 2 N02
■ -M NA]
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.
□ Przykład 2.
Pewna reakcja chemiczna zapisana równaniem reakcji:
jak zmieni się szybkość reakcji spalania chlorowodoru w tlenie opisanej równaniem:
A + 2 B —»- c H2 + Cl2 —>2HCl
■ i; = k •[H2] •[Cl2]
przebiega zgodnie z równaniem kinetycznym: v = k-[A] •[B]? jak zmieni się szybkość reakcji, jeżeli stężenia sub stancji A i B zwiększą się 3-krotnie?
■ Zapisujemy równanie kinetyczne reakcji dla warun ków początkowych:
ią
k •3 [A] •9 [B]2 ~
/c -[A] -[B]2
^ M H c y M O z « ] * Zapisujemy równanie kinetyczne reakcji po 2-krotnym zwiększeniu stężenia obu substratów: i>2 = k '(2 [HCL(g|])4 ■(2[02(g)])
m2 = M 3 [A ])- (3 [B ])2 ■ Porównujemy obie szybkości reakcji: ia?
■ Porównujemy obie szybkości reakcji:
27 “
1
Odpowiedź: Szybkość reakcji zwiększy się 27-krotnie.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
H 2 ° ( g ) + 2 C l 2 (g )
Rozwiązanie
nym zwiększeniu stężenia obu substratów: . [NO]2 v{o23
2
■ Zapisujemy równanie kinetyczne reakcji dla warun ków początkowych: h =/c-[A].[B]2
^
H C [ (g ) + ° 2 ( g ) - *
Rozwiązanie
■ Zapisujemy równanie kinetyczne reakcji po 3-krot-
2 NO +0 2 -*■2 N02
4
jeżeli stężenie obu substratów zwiększy się dwu krotnie?
k ■16 [HCl(g)]4 •2 [02(g)] ^
32
k ■[HCLgd4 •f0 2 ’ 2 (g ) J
Odpowiedź: Szybkość reakcji zwiększy się 32-krotnie.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
78
30. Reguła van't Hoffa. Wpływ rodzaju substratów i katalizatora na szybkość reakcji 1
I IV. KINETYKA I STATYKA CHEMICZNA
30. Reguła van’t Hoffa. Wpływ rodzaju substratów i katalizatora na szybkość reakcji
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.
■ Teoria zderzeń
Rozwiązanie b)
Warunkiem koniecznym przebiegu reakcji jest zderzenie się cząsteczek. jednak nie wszystkie zderzenia prowadzą do powstania produktów reakcji. Aby reakcja chemiczna zaszła,
Wzrost temperatury o każde 10°C powoduje 3-krotne zwiększenie szybkości reakcji, zatem:
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
v2 = V} : 31 = 1/3 iz1 (szybkość reakcji zmniejszy się 3-krotnie). Odpowiedź: Spadek temperatury o 10°C spowoduje 3-krotne zmniejszenie szybkości reakcji.
nymi), a energia, jaką muszą mieć w sumie cząstki substratów, aby do takiego zderzenia doszło, nie może być
Zależność szybkości reakcji od temperatury można udowodnić, wykonując proste doświadczenie polegające na określaniu czasu reakcji cynku z kwasem solnym w różnych wartościach temperatury.
mniejsza od pewnej wartości progowej nazywanej energią aktywacji £a.
□ Energia aktywacji ■ Energia aktywacji to energia, jaką powinny mieć substraty, aby móc ze sobą przereagować i utworzyć
Doświadczenie 1.
produkty. i
Badanie wpływu temperatury na szybkość reakcji cynku z kwasem solnym
£ < Reakcja endoenergetyczna
Reakcja egzoenergetyczna
Dwie probówki zawierające po około 10 cm3 10-proc. kwasu solnego umieszczamy w zlewkach z wodą o różnej
F *-maks.
_
h \
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.
E - energia
F ‘-P
"
Ep
- energia produktów
Es
- energia substratów
Obserwacje: w probówce ogrzanej do temperatury 293 K całkowite roztworzenie pyłu cynkowego następuje po 4 min. W probówce ogrzanej do 313 K proces ten trwa 1 min. Wnioski: podwyższenie temperatury mieszaniny reakcyjnej o 20 K powoduje 4-krotne zwiększenie szybkości reakcji cynku z kwasem solnym.
t - czas
~
- -
......
E
—
!
t
t0
t
Im jest mniejsza wartość energii aktywacji, tym łatwiej przebiega dana reakcja.
■ Zależność szybkości reakcji od rodzaju substratów i stopnia ich rozdrobnienia
■ Zależność szybkości reakcji od temperatury
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
i j
Podstawowym warunkiem, aby między substratami zaszła reakcja chemiczna, jest zbliżenie się do siebie ich
reagentów, tym łatwiej reakcja może zachodzić. Gdy zostaną połączone roztwory wodne elektrolitów, zawierające
Zależność szybkości reakcji od temperatury Reguła van’t Hoffa
jony reagujące ze sobą z utworzeniem substancji trudno rozpuszczalnych lub słabo zdysocjowanych, reakcja
Szybkość reakcji zwiększa się 2-4-krotnie po pod wyższeniu temperatury o 10 stopni.
może zachodzić w całej objętości mieszaniny 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
l/p
/ Kn
+ t]
l/l
/
t2
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).
AT —~
- L = - L = - L= y ]0
Im większy stopień rozdrobnienia metalu, tym szybciej przebiega reakcja.
gdzie: •z, - szybkość reakcji zachodzącej w temperaturze T, v 2 - szybkość reakcji zachodzącej w temperaturze J 2 A7=72- T 1 y - czynnik temperaturowy (y = 2, 3 lub 4)
Doświadczenie 2. Obniżenie temperatury układu o 10 stopni powo duje zmniejszenie szybkości reakcji w analogicznej proporcji.
□ Przykład 1. 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.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
Badanie wpływu stopnia rozdrobnienia reagentów na szybkość reakcji j W dwóch probówkach umieszczamy rozcieńczony kwas solny. Następj nie do probówki nr 1 dodajemy granulkę cynku, a do probówki nr 2 ! zbliżoną pod względem masy ilość pyłu cynkowego. Obserwacje: w probówce z pyłem cynkowym wydzielanie gazu jest bari dziej intensywne niż w probówce z granulką cynku, j
j Wnioski: szybkość reakcji wzrasta wraz z rozdrobnieniem reagujących j substancji.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
80
31.
I IV. KINETYKA I STATYKA CHEMICZNA
■ Kataliza to przemiana polegająca na zmianie szybkości reakcji.
Każdej przemianie substratów w produkty reakcji to warzyszą efekty energetyczne wynikające ze zrywania określonych wiązań chemicznych oraz powstawania aulokat.iliza
heterogeniczna katalizator i reagenty są w różnych stanach skupienia
j j j
w ich miejsce nowych. Mieszanina reakcyjna jest dy namicznym układem, w którym następuje przepływ energii od reagentów do otoczenia lub w kierunku
katalizatorem jest: jeden z tworzących się produktów reakcji
odwrotnym. Zarówno substraty, jak i produkty reakcji mają sumaryczne zasoby energii wewnętrznej, których różnice są albo przekazywane do otoczenia, albo po bierane z otoczenia.
■ Katalizator to substancja, która zmienia szybkość reakcji, a po jej zakończeniu pozostaje w niezmie
■ Układ to wyodrębniony obiekt, oddzielony od oto czenia wyraźnymi granicami, np. przestrzeń, w któ
nionym składzie. Katalizator dodatni (aktywator) zmniejsza energię aktywacji i przyspiesza przebieg reakcji. Katalizator ujemny (inhibitor) zwiększa energię ak tywacji i spowalnia przebieg reakcji (zmniejsza jej szybkość).
homogeniczne
heterogeniczne
znajdują się w tej samej fazie co reagenty
tworzą odrębną fazę
Parametry opisujące układ: ■ temperatura, ■ objętość,
przebiegu reakcji. przebieg procesów niszczenia materiałów instalacji wykonanych ze stali, zmniejszający szybkość postępo
rej będzie zachodziła dana reakcja chemiczna, wraz ze znajdującymi się tam substancjami.
■ ciśnienie,
■ Inhibicja to zjawisko specyficznego hamowania Przykładem może być inhibitor korozji, hamujący
81
■ Układ
Kataliza
katalizator i reagenty są w tym samym stanie skupienia
I
31. Efekty energetyczne przemian chemicznych
■ Wpływ katalizatora na szybkość reakcji
homogeniczna
Efekty energetyczne przemian chemicznych
Wykres zmian energetycznych dla reakcji przebiega jącej z udziałem katalizatora A +B
kat.
Reakcja potasu z wodą ma burzliwy przebieg, a prowadzona w układzie otwartym wymienia masę i energię z otoczeniem
■ liczba moli substancji tworzących układ.
AB
wania korozji w wyniku tworzenia warstwy ochronnej na powierzchni metalu. otwarty
Obecność katalizatora w środowisku reakcji wywiera wpływ na reagenty, ponieważ cząstki substratów (jony,
wymienia masę i energię z otoczeniem
atomy lub cząsteczki) tworzą z drobinami katalizato ra tzw. kompleksy aktywne typu substrat-katalizator
zamknięty wymienia energię, ale nie wymienia masy z otoczeniem
izolowany me wymienia ani masy, ani energii z otoczeniem
(zwane też związkami przejściowymi), ulegające reak cji z udziałem mniejszej ilości energii. Zmniejszenie energii aktywacji powoduje przyspieszenie reakcji,
I Rodzaje reakcji chemicznych
ponieważ zwiększa się liczba cząstek aktywnych, co powoduje zwiększenie liczby zderzeń efektywnych w układzie w danej temperaturze.
otoczenie
[A-B], [A-B-kat.] - kompleksy aktywne i Reakcja egzoenergetyczna to reakcja, w której
Doświadczenie 3.
energia wewnętrzna substratów (£w substratów) lest większa od energii wewnętrznej produktów reakcji
Badanie wpływu katalizatora na szybkość reakcji
(Ew produktów)- Różnica energii (A£) jest prz wana do otoczenia.
substraty —►produkty energia f w substratów >
produktów
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
otoczenie
wydzielanie gazu jest praktycznie niezauważalne. Wnioski: reakcja w obserwowanych probówkach przebiega zgodnie
Reakcja endoenergetyczna to reakcja, w której
z równaniem chemicznym: 2 H20 2—^ 2 H20 + 0 2t
energia wewnętrzna substratów (£w substratów) iest mniejsza od energii wewnętrznej produktów reakcji
Nadtlenek wodoru w roztworze jest dość trwały i bardzo powoli rozkła
(Ew produktów)- Różnicę energii dostarcza reagentom otoczenie.
da się z wydzieleniem tlenu. Dodanie tlenku manganu(IV) spowodowa
układ substraty L w substratów
produkty ,Jg ffv energia L w produktów
ło wzrost szybkości reakcji, tlenek ten odegrał zatem rolę katalizatora rozkładu wody utlenionej.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
82
32. Entalpia reakcji
IV. KINETYKA I STATYKA CHEMICZNA
83
■ Informacje wstępne
A +B — C
Przyczyną zmian energii wewnętrznej układu podczas reakcji chemicznych, w inter pretacji drobinowej, są przemiany zachodzące w wiązaniach chemicznych reagentów.
Reakcja endoenergetyczna
Reakcja egzoenergetyczna
j
32. Entalpia reakcji
Zmiana energii układu w reakcjach egzoenergetycznych i endoenergetycznych
Na podstawie energii wiązań można określić, czy dana reakcja jest endotermiczna,
fa
czy egzotermiczna.
Ea\
\ !
J
-produktu
^substratu
A+B
j
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
1Przebieg reakcji A + B —C
Przebieg reakcji A + B —C W przypadku reakcji egzoenergetycznej energia reak cji jest oddawana do otoczenia i dlatego jest stosowany zapis-Af
■ Entalpia reakcji chemicznej
V
t produktu
O
A+B
1 i > ! rn 1
I
W przypadku reakcji endoenergetycznej układ pobiera ener gię z otoczenia, co jest zapisywane jako wartość dodatnia energii reakcji A£
C + 0 2 — C 02
A H = -393 kj •mol-1
(reakcja egzotermiczna)
N2 + 0 2 — »-2 NO
A H =181 kj •mol” 1
(reakcja endotermiczna)
* Reguła Lavoisiera-Laplace’a Efekt cieplny danej reakcji chemicznej jest równy efektowi cieplnemu reakcji odwrotnej z przeciwnym znakiem.
Warunkiem przekształcenia substratów A i B w pro
A^B
AH = -100 k| •mol-1
reakcja egzotermiczna
B^A
AH = 100 k| ■moM
reakcja endotermiczna
dukt C jest pokonanie bariery energetycznej (Ea). W przypadku większości reakcji egzoenergetycznych zazwyczaj wystarczy zainicjowanie reakcji. Energia wydzielana w trakcie reakcji (np. na sposób ciepła)
■ Prawo Hessa
powoduje uaktywnienie następnych cząstek, uzyskują
Efekt cieplny reakcji i towarzyszących jej przemian fa
cych w ten sposób energię równą sumie E substratu + i reakcja przebiega w całym układzie. Warunkiem za
zowych nie zależy od drogi procesu pod warunkiem, że
chodzenia reakcji endoenergetycznych jest nie tylko
izobaryczne) i objętości (są izochoryczne).
wszystkie przemiany przebiegają bez zmiany ciśnienia (są
wstępna inicjacja, lecz także stałe dostarczanie energii do układu.
Na podstawie prawa Hessa można obliczyć standardową Spalanie drewna jest reakcją endoenergetyczną
entalpię dowolnej reakcji chemicznej, korzystając z en talpii tworzenia wszystkich reagentów. Przyjmuje się, że standardowa entalpia tworzenia pierwiastków jest równa
Sposoby przekazywania energii między układem a otoczeniem Energia może być wymieniana między układem a oto czeniem na sposób: ■ termiczny (cieplny), ■ mechaniczny, ■ elektryczny (np. w ogniwach),
AH = AH, + A H2 +A H3
Wodór tworzący się w reakcji cynku z kwasem solnym nie może opuścić układu i wykonuje pracę na rzecz otoczenia (wypełnia balon) przed reakcją
etap
etap stan pośredni I
AH,
AH,
► stan pośredni II
etap II
zeru.
□ Przykład 1. Przeprowadzono reakcję aluminotermiczną, zachodzącą według równania: 8 AI(Sj + 3 Mn30 4(S)
po reakcji
9 Mn(S) + 4 AI20 3(Sj
■ optyczny (jako błysk lub płomień),
Oblicz entalpię tej reakcji, wiedząc, że spalanie w tlenie obu metali glinuimanganu- powodujeprzeka zanie do otoczenia na sposób ciepła energii o wartościach: 1674 kj •mol-1 dla powstającegoAl20 3 oraz
■ akustyczny (detonacja, huk, trzask).
1387 kj •mol-1 dla powstającego Mn30 4
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.
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.
Na podobnej zasadzie działają silniki spalinowe.
A H = 2 (n A H )prod
■ Reakcja egzotermiczna to reakcja zachodząca z wy dzieleniem energii tylko na sposób ciepła przez
A H = [4 • (-1674 kj •mol” 1) + 9 •0] - [8 •0 + 3 • (-1387 kj •mol” 1)]
układ reakcyjny do otoczenia. ■ Reakcja endotermiczna to reakcja zachodząca z po chłanianiem energii tylko na sposób ciepła przez układ reakcyjny z otoczenia.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
(n A H )subst,
A H = -6696 kj •mol” 1 - (-4161 kj ■mol” 1) A H =-2535 kj •mol” 1 Odpowiedź: Entalpia reakcji aluminotermicznej zachodzącej między pyłem glinowym a stałym tlenkiem man ganu Mn30 4 wynosi -2535 kj •mol” 1.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
33. Stan równowagi dynamicznej
IV. KINETYKA I STATYKA CHEMICZNA
84
85
33. Stan równowagi dynamicznej
Sposób II Spalanie glinu i manganu w tlenie zachodzi zgodnie z równaniami reakcji: 2 A l(s) + 3/2 0 2(g) —*•Al20 3(s) 3 M n(s) + 2 0 2(g) —^ Mn30 4(s)
A H = -1674 kj •mol-1
(1)
A H = -1387 kj •mol“ 1
(2) Większość przemian chemicznych przebiega w spo sób odwracalny, tzn. z danych substratów powstają
Aby otrzymać wartość A H dla reakcji aluminotermicznej 8 Al(S) + 3 Mn30 4(S)
»■9 M n ^ + 4 Al20 3(Sj
■ obie strony w równaniu reakcji (1) mnożymy przez 4: 8 A l(s) + 6 0 2(g) — 4 Al20 3(s)
(3)
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 Mn30 4(Sj —►9 M n(s) + 6 0 2(g)
Stan równowagi w reakcjach odwracalnych
A H = 4161 kj -mol-1
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
■ po dodaniu stronami obu ostatnich równań reakcji uzyskujemy: 8 Al(S) + 6 0 2(g) + 3 Mn30 4^S) ^ 4 A120 3(Sj + 9 M n ^ + 6 0 2(g) A H = -6696 kj •mol-1 + 4161 kj •mol' 1 = -2535 kj •mol' 1
produkty, ile produktów rozkłada się, wytwarzając substraty. substraty c
■ redukujemy wyrazy podobne po obu stronach równania: 8 Al(S) + 3 Mn30 4(S) »- 4 A120 3(Sj + 9 M n ^ Odpowiedź: Entalpia reakcji aluminotermicznej wynosi -2535 kj •m o l'1.
^ produkty
■ Prawo działania mas Guldberga i Waagego
Dla reakcji odwracalnej: a A + b B
c C +d D
W stanie równowagi Stosunek iloczynu stężeń produk
□ Przykład 2.
tów reakcji (podniesionych do odpowiednich potęg)
Oblicz entalpię reakcji rozkładu węglanu wapnia.
do iloczynu stężeń substratów (podniesionych do
CaC0 3(Sj
Stan równowagi dynamicznej syntezy amoniaku
[C M D ]d C [A]0 •[Bp
odpowiednich potęg) jest wielkością stałą, charakte rystyczną dla danej reakcji odwracalnej.
►CaO(S) + C0 2(gj
Entalpie tworzenia reagentów wynoszą:
gdzie: Kc - stała równowagi (zwana też stałą stężeń iową) [ ] - stężenia molowe reagentów w stanie równowagi
Wartość stałej równowagi zależy od temperatury (lub ciśnienia dla reakcji przebiegających w .fazie gazowej),
A H Caco3= -1206 kj ■mol“ 1 A H Ca0 = -635 kj •mol“ 1
a, b, c, d -współczynniki stechiometryczne równania
a nie zależy od stężeń substancji biorących udział w re
A H COz = -393,5 kj -mol' 1
reakcji
akcji odwracalnej.
Rozwiązanie ■ Obliczamy entalpie produktów reakcji
□ Przykład 1.
A H p = A H Ca0 + A H COi = -635 kj •mol' 1 + + (-393,5 kj •m o l'1) = -1028,6 kj ■mol“
Napisz wyrażenie na stałą równowagi dynamicznej reakcji estryfikacji, opisanej za pomocą równania:
■ Określamy entalpie substratów CH 3COOH + C2H 5OH 5=* C H 3COOC2H 5 + H20
A H s = A H CaC03 = -1206 kj •mol' 1 ■ Obliczamy entalpię reakcji A H r = A H p - A H s = -1028,6 kj •mol“ 1 + 1206 kj •mol“ 1 = 177,4 kj •mol“ 1
Rozwiązanie ■ Zapisujemy wyrażenie na szybkość reakcji estryfikacji:
Odpowiedź: Entalpia reakcji rozkładu węglanu wapnia wynosi 177,4 kj •mol“ 1, czyli jest to reakcja endotermiczna.
W i b qi = ^ - [C H 3COOH]-[C2H 5OH] ■ Zapisujemy wyrażenie na szybkość reakcji hydrolizy estru: ^hydrolizy estru = ^2 '
■ Zadanie •• Zadanie 1. Propan jest głównym składnikiem gazu w butlach turystycznych, jego spalanie opisuje równanie reakcji: C3H8(g) + 5 0 2(g) —► 3 C 0 2(g) + 4 H 20 (C) Standardowe entalpie tworzenia propanu, tlenku węgla(IV) i wody wynoszą odpowiednio: -104 kj - mol“ 1, -394 kj •mol“ 1 oraz-286 kj •mol“ 1. Zaznacz poprawne dokończenie zdania.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
k} ■[CH3COOH] •[C2H 5OH] = k2 ■[CH3COOC2H5] •[H20]
K
Standardowa entalpia spalania propanu wynosi [ j B .-2222 kj •mol“ 1
■ 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:
Odpowiedź: Stałą równowagi reakcji estryfikacji wyraża się zapisem:
Oblicz standardową entalpię spalania propanu.
□ A. 2222 kj - m oH
[CH3COOC2H5] • [H20]
c □ G. 1111 kj •mol“ 1
[CH3COOC2H5]-[H20 ] [CH3COOH] •[C2H5OH]
□ D. -1111 kj •mól“1; więcej na WWW.ZDASZ.TO
86
| IV. KINETYKA I STATYKA CHEMICZNA
35. Teorie kwasów i zasad !
34. Reguła przekory
35. Teorie kwasów i zasad
■ Informacje ogólne
■ Teoria kwasów i zasad Arrheniusa
■ 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.
Zgodnie z tą teorią Jest to swoista chemiczna parafraza ogólniejszej re
■ kwasy to związki chemiczne, które w roztworach wodnych dysocjują z odszczepieniem kationów wodoru:
guły: „Każde zdarzenie wywołuje skutki, które działają przeciw zdarzeniu, które je wywołało".
HnR <=2: nH++ Rn~
Reguła przekory pozwala przewidzieć efekty zaburza nia równowagi reakcji chemicznej.
■ zasady to związki chemiczne, które dysocjują z odszczepieniem anionów wodorotlenkowych:
Mn++ nOH~ ■ reakcja zobojętniania polega na reakcji jonu H +z jonem O H -, w której powstaje cząsteczka wody:
H++ 0 H - ^ H 20
Czynnikami wpływającymi na równowagę chemiczną reakcji mogą być: ■ zmiana stężenia któregokolwiek z reagentów,
np. HCl + NaOH —^ NaCi + H20
■ zmiana ciśnienia (dla reakcji z udziałem reagentów gazowych),
H++J2T + ^
■ zmiana temperatury.
w prawo (w kierunku powstawania produktów reakcji) i dodawanie substratu i usuwanie produktu y i ogrzewanie układu, w którym zachodzi reakcja endotermiczna i 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
-s
>
V
,v p
+ OH- —-
+H20
H+ + 0 H " - ^ H 20 Przykładowe czynniki wywołujące przesunięcie równowagi
'
87
'
i spadek ciśnienia w układzie, w którym zwiększa się ob jętość produktów w stosunku; do objętości substratów
v*
Równania dysocjacji elektrolitycznej zapisane zgodnie z teorią Arrheniusa
w lewo (w kierunku odtwarzania substratów reakcji) *dodawanie produktu i usuwanie substratu i ogrzewanie układu, w którym zachodzi reakcja egzo termiczna i schładzanie układu, w którym zachodzi reakcja endotermiczna i spadek ciśnienia w układzie, w którym zmniejsza się objętość produktów w stosunku do objętości substra tów Vs > Vp i wzrost ciśnienia w układzie, w którym zwiększa się ob jętość produktów w stosunku do objętości substratów W < Vn
kwasów jednoprotonowych
zasad
HClH ,0
KOH— 2— ►K++-OH-
kwasów wieloprotonowych
NaOH h 3po4 H2P04~ í H PO/.2" :
H;,0
H++ H2P04 -H* + HP042
Ca(OH)2
Na' + 0H~ Ca2+ + 2 OH'
i H ł + P043"
kationy wodoru są odpowiedzialne za odczyn kwasowy
aniony wodorotlenkowe są odpowiedzialne za odczyn zasadowy
Teoria Arrheniusa nie wyjaśnia, dlaczego niektóre związki wykazują odczyn kwasowy lub zasadowy, np. 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 + 0 2
: 2 CO?
AH < 0
jeżeli: a) zwiększy się stężenie tlenu;
c) obniży się temperaturę reakcji
b) zmniejszy się stężenie tlenku węgla(IV);
d) podwyższy się ciśnienie.
■ amoniak nie zawiera anionu wodorotlenkowego, a wykazuje odczyn zasadowy, ■ jon wodorowęglanowy wykazuje odczyn kwasowy, a zgodnie z teorią Arrheniusa 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 a s-za sa d a to układ skadający się z kwasu i powstającej zniego w wyniku oderwania protonu zasady:
j
Rozwiązanie i odpowiedź 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 C 02,
kwas
|
|
zasada + proton
|
■ reakcja protolityczna to reakcja, w której kwas po odłączeniu protonu staje się sprzężoną z nim zasadą,
i
natomiast zasada, pobierając proton, staje się sprzężonym z nią kwasem:
|
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 ciśnienie obniżyć. Może to zrobić, przesuwa jąc równowagę w prawo, ponieważ reakcja w tym kierunku zachodzi właśnie z obniżeniem ciśnienia w układzie (3 mole gazowych substratów tworzą tylko 2 mole gazowych produktów).
więcej na WWW.ZDASZ.TO
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).
więcej na WWW.ZDASZ.TO
88
! IV. KINETYKA I STATYKA CHEMICZNA
36. Stała dysocjacji
W roztworze wodnym jony wodoru (protony) tworzą z cząsteczkami wody kationy hydroniowe H 30 + (oksoniowe),
89
36. Stała dysocjacji
stąd często równania reakcji dysocjacji elektrolitycznej kwasów są zapisywane w formie równań chemicznych:
I HA + H20 ^ kwas zasada
■ Dysocjacja elektrolityczna
] A" + sprzężona zasada
H30+ sprzężony kwas
■ Dysocjacja elektrolityczna to rozpad elektrolitu na jony pod wpływem rozpuszczalnika. Dysocjacji elektroli tycznej mogą ulegać kryształy jonowe i związki zawierające wiązanie kowalencyjne spolaryzowane. ■ Elektrolity to substancje, które przewodzą prąd elektryczny za pośrednictwem swobodnych jonów.
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 zasada
+
h 2o kwas
n h 4+ sprzężony kwas
^
+
+
h2o zasada
H30+ sprzężony kwas
<=
+
■ Mocne elektrolity to elektrolity, które dysocjują prawie całkowicie (np. większość soli, wodorotlenki litowców, kwasy nieorganiczne, takie jak: HCI, H N 0 3, H2S 0 4).
0H~ sprzężona zasada
W roztworach wodnych mocnych elektrolitów dominują jony, a cząsteczki niezdysocjowane są w śladowych ilościach.
n o 3sprzężona zasada
W roztworach wodnych słabych elektrolitów liczba jonów, pochodzących z dysocjacji elektrolitycznej jest nie wielka, dominują natomiast cząsteczki niezdysocjowane.
zasadą): a z kwasem azotowym(V) staje się akceptorem protonu (jest;t zasadą) hno3 kwas
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 ilościowym elektrolity dysocjują w różny sposób.
■ Słabe elektrolity to elektrolity, które w małym stopniu ulegają dysocjacji (niektóre kwasy, np. H 3B 0 3, CH3COOH).
Podobnie jak woda zachowuje się wiele innych rozpuszczalników, np. etanol i kwas octowy. Dysocjacja elektrolityczna cząsteczki HCI Inne przykłady równań procesu dysocjacji zapisane zgodnie z teorią Bronsteda i Lowry'ego * h c i + h 2o ^
h 3o+ + cr
* H 3P0 4 + H20 ^
H 30 ++ H2P04~
■ h 2po4~ + h 2o ^
h 3o+ + H P0 42-
■ H P042- + H 20 ^
H 30+ + P0 43“
H
1 N ■ ■ B i__________________________________________________ __ _____ „ _________
Teoria kwasów i zasad Lewisa
—
■ Para elektronowa tworząca wiązanie kowalencyjne spolaryzowane między : atomami wodoru i chloru jest przesunięta w stronę atomu pierwiastka lardziej elektroujemnego (chloru).
: C l:
j Podczas rozpuszczania chlorowodoru w wodzie jego cząsteczki zostają otoczone cząsteczkami-wody, które są dipolami. Wokół atomu wodoru dipole wody ustawiają się biegunami ujemnymi, a wokół atomu chloru ! biegunami dodatnimi.
^ :q ;
odnie z tą teorią cwasy to cząsteczki lub jony zdolne do przyjmowania volnych par elektronowych (np. BF3, H +, Cu2+), nasady to cząsteczki lub jony zdolne do oddawania wo nych par elektronowych (np. N H 3, H20, CT, CN_), •eakcja zobojętniania polega na przeniesieniu pary elektronowej od donora (zasady) do akceptora (kwasu), n wyniku czego tworzy się wiązanie koordynacyjne mię dzy donorem a akceptorem. H\
iOi + H+-♦
Hx
H\ |+ ; 0 -H+ H
H F H F I I 1 1 H —Ni + B - F —*■ H—Ni - B —F I I 1 1 H F H F
%
ws
#
#
.
:ci:
-
m
Ujemne bieguny cząsteczek wody „odpychają” wiążącą parę elektronovą 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 kwasu Miarą mocy elektrolitów jest równowagowa stała dysocjacji K wyrażająca stosunek iloczynu stężeń molowych
H
jonów do stężenia molowego cząsteczek niezdysocjowanych. jest to wielkość charakterystyczna dla danego elektrolitu.
Zadanie
1
Dla jednoprotonowego kwasu HA ulegającego dysocjacji elektrolitycznej: ^
adanie 1. Zaznacz wszystkie poprawne odpowiedzi.
^
A
HA + H20
Zmiana względnej mocy kwasów
Zmiana względnej mocy sprzężonych zasad
CH3COOH < c h 2c ic o o h < c h c i2c o o h < cci3c o o h
CH3C0 0 " < c h 2c ic o c t < c h c i2c:oo~ < ca3cocr
B
CCI3COOH > CHCl2COOH > CH2CIC00H > CH3COOH
CCl3COO_ > c h c i2c o o _ > CH2CIC0CT > c h 3coo~
C
HI > HBr > HCI
cr >er >r
D j CCl3COOH > C6H5COOH > c h 3c o o h więcej na WWW.ZDASZ.TO
CCl3COO" < C6H5COO~ < CH3COO'
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
więcej na WWW.ZDASZ.TO
90
IV. KINETYKA I STATYKA CHEMICZNA
37. Skala pH
91
37. Skala pH
■ Stała dysocjacji zasady Dla jednowodorotlenowych zasad, o ogólnym wzorze BOH, równanie dysocjacji elektrolitycznej ma postać:
■ Informacje ogólne B + H20
BH++ OH"
Woda jest bardzo słabym elektrolitem. Tylko niewielka część jej cząsteczek rozpada się na kationy wodoru i aniony wodorotlenkowe:
natomiast stała dysocjacji zasady Kb jest definiowana następująco:
H2O ^ H + + OH“
Kb =K[h2o] =
lub
2 H20
[6H+][0H-
[H+] = [OH-] = 1 •10-7 mol •dm-3
[B]
■ Iloczyn jonowy wody to iloczyn stężeń jonów H + i OH-.
W temperaturze 298 K wartość iloczynu jonowego wody Kw wynosi:
Wielkością określającą odczyn roztworu jest wykład
■ Stała dysocjacji kwasów wieloprotonowych i zasad wielowodorotlenkowych
nik stężenia jonów wodoru ze znakiem przeciwnym, oznaczany symbolem pH.
W przypadku kwasów wieloprotonowych i zasad wielowodorotlenkowych, ulegających dysocjacji wielostopniowej,
Jeżeli [H+] = 1 •10-", to pH = n.
istnieją dwie możliwości określania stałych dysocjacji Ka i Kb.
■PH to ujemny logarytm dziesiętny ze stężenia jonów
~ [h+] [OH-] = 10~^ mol2 •dm-6
k w
pH
wodoru. Na przykład stała dysocjacji Ka kwasu ortofosforowego(V): 1.
= —log [H+]
Jest on określany w skali od 0 do 14.
Dla każdego etapu dysocjacji oddzielnie: Etap I: H 3PO4 + H20
H30 ++ H 2P04-
a (i)
[H+] = [OH-] odczyn obojętny
1.1 ■lO-2
Ka{2) = 1,2 1.2 -lO-2 •10-2
Etap II: H2P04- + H20 «=* H30+ + H P0 42Etap III: H P 0 42- + H20 ^ H 30 ++ P 0 432.
H 30 + + O H “
0 odczynie roztworu decyduje stężenie jonów H+ i OH-. W czystej wodzie stężenie tych jonów jest identyczne 1wynosi:
a(3)
1,8 • 10-12
[H+] > [OH-] wzrost kwasowości
Dla całego procesu łącznie: H3P04 + 3 H 20 ^ 3
H 30+ + P043-
K.
[H+] < [OH-] wzrost zasadowości
i
7,52 • lO" 3
| ■ Wartość stałej dysocjacji
10°
[ 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.
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 pH kwasu solnego o stężeniu 0,1 mol •dm-3. Rozwiązanie
AS —^ A++ Br
Wiemy, że:
W roztworach słabych elektrolitów stężenia równowagowe jonów mogą być niewielkie (stąd wartość licznika
■ kwasy jednoprotonowe typu HX ulegają dysocjacji według równania H X H ++ X-;
w stałej dysocjacji też jest niewielka), a stężenia cząsteczek niezdysocjowanych mają wartość znacznie większą - toteż stała dysocjacji tych elektrolitów jest wartością ułamkową.
® kwas solny, jest kwasem mocnym i prawie całkowicie dysocjuje na jony, stąd [HCl] = [H+]; ■ jeżeli [H+] = 1 • lO-” , to dla wartości [H+] = 10-1 mol •dm-3, pH = 1.
Im stała dysocjacji jest większa, tym elektrolit jest mocniejszy.
Odpowiedź: pH kwasu solnego o stężeniu 0,1 mol •dm-3 wynosi 1.
i Wartości stałych dysocjacji wybranych kwasów Wzór chemiczny związku
Stała dysocjacji {Ka)
Wartości stałych dysocjacji wybranych zasad Wzór chemiczny związku
Stała dysocjacji
□ Przykład 2. Ile razy należy zwiększyć stężenie jonów wodoru, aby pH roztworu zmalało o 2? Rozwiązanie
HN02
Ca(OH)2
4-10“2
hno 3
Mg(OH)2
2,5 ■10-3
■ pH to wykładnik potęgi stężenia jonów wodoru ze znakiem przeciwnym;
1,74: lO"5
■ przy początkowym stężeniu jonów wodoru [H+]1 = 10-'7 pH roztworu (1) wynosi n; ■ w roztworze (2), po zwiększeniu stężenia jonów wodoru, pH = n - 2, zatem [H+]2 = 10-(”-2) =10-'1+2;
HCl
Wiemy, że:
■ stosunek stężeń kationów wodoru w roztworach wynosi: CH3COOH
ch 3nh 2
5,0 ■10-4
HCOOH
(CH3)2NH
7,4 ■TO-4
h 2s
(CH3)3N
7,4 •10-5
więcej na WWW.ZDASZ.TO
[H+]2 [H+]i
io -”+2 10-'1
10?
Odpowiedź: Przy zmniejszeniu pH o dwie jednostki stężenie jonów wodoru zwiększy się stukrotnie.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
92
Sprawdzian po dziale IV j
1 IV. KINETYKA I STATYKA CHEMICZNA
Sprawdzian po dziale IV H 2 (g ) :
j
:2 NH 3(g)
j
Wodór w tym procesie otrzymuje się w reakcji konwersji metanu parą wodną. CH4( } + H20 (
• Zadanie 4. Zaznacz poprawną odpowiedź. Który z podanych efektów zostanie zaobserwowany po wprowadzeniu katalizatora do układu reakcyjnego?
|
Zadanie 1. Amoniak otrzymuje się obecnie w wyniku bezpośredniej syntezy metodą Habera. N 2 (g ) + 3
j j
93
Efekt I: Zmieni się szybkość reakcji. Efekt II: Zmieni się wartość efektu energetycznego reakcji (entalpia reakcji), Efekt III: Nastąpi przesunięcie stanu równowagi reakcji.
j |__j A. Tylko efekt I.
3 H2(g) + CO,
Przeprowadzając ten proces w różnych warunkach temperatury i ciśnienia, otrzymano wyniki przedstawione
I L J B. Tylko efekty I i II. i_j C. Tylko efekty I i III.
na wykresie.
1 _! D. Efekty I, II i III. • Zadanie 5. Na wykresie przedstawiono wyniki trzech doświadczeń. W każdym z nich dodawano po 1 g węglanu wapnia o tym samym stopniu rozdrobnienia do kolb zawierających odpowiednio: I.
100 cm3 kwasu solnegoostężeniu x mol •dm-3,
II.
100 cm3 kwasu solnegoostężeniu y mol •dm-3,
III.
100 cm3 kwasu solnegoostężeniu z mol •dm-3
oraz mierzono objętość wydzielonego tlenku węgla(IV). Wszystkie doświadczenia przeprowadzono w tej samej temperaturze.
300
350
400
450
500
550
600
Temperatura, °C Zaznacz poprawną odpowiedź na każde pytanie. I. Które z poniższych warunków prowadzenia procesu Habera zapewnią największą wydajność reakcji? f l A. p = 500
atm,
7 =400°C
i j B. p = 400
atm,
T =500°C
[_J C. p = 500 atm, 7 =500°C II. Jak na wydajność otrzymywania wodoru w reakcji konwersji metanu parą wodną wpływa wzrost ciśnienia
Czas, min
w reaktorze, w którym jest przeprowadzana ta reakcja w danej temperaturze? I I A. Wydajność się zwiększy.
Przeanalizuj wykres i wykonaj polecenia.
j l B. Wydajność się zmniejszy,
Zapisz odpowiedzi.
j | C. Wydajność nie ulegnie zmianie.
a) W którym doświadczeniu stężenie HCl(aq) było największe?
•• Zadanie 2. Chlorek fosforu(V) wtemperaturze 500 K ulega rozkładowi termicznemu, co przedstawia sche mat reakcji: PCI 5(g)
'
PC ■3(g)
b) Po jakim czasie zakończyła się reakcja w doświadczeniu nr II?
+ C [ 2(g)
Stwierdzono, że przy wzroście temperatury wydajność reakcji rozkładu PCl5 się zwiększa. Oceń prawdziwość każdego zdania.
c) Zaproponuj alternatywny sposób pomiaru szybkości reakcji inny niż pomiar objętości wydzielanego C 0 2 w funkcji czasu przebiegu reakcji.
Zaznacz P, jeśli zdanie jest prawdziwe, lub F, jeśli jest fałszywe. P/F
Omawiana reakcja jest endoenergetyczna. Wzrost ciśnienia w reaktorze (przy 7 = const.) spowoduje zwiększenie się wydajności roz kładu PCK.
P/F
•• Zadanie 3. Chlorek fosforu (V) wtemperaturze 500 K ulega rozkładowi termicznemu zgodnie ze schematem reakcji: PCI 5 ( g )
^
P C l 3 ( g ) + C [ 2 {g )
Stwierdzono, że przy wzroście temperatury wydajność reakcji rozkładu PCl5 się 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. Zaznacz poprawną odpowiedź. Ile wynosi stała równowagi tej reakcji w temperaturze 500 K? □ A. 0,44
□ < :. 1,22
□ B. 0,75
□ D. 2,25
więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
38. Mieszaniny j
95
□ Oddziaływanie światła z różnymi mieszaninami ciekłymi m r
38. Mieszaniny roztwór
■ Charakterystyka mieszanin ■ Mieszanina to układ wieloskładnikowy, który można
■ Promienie świetlne swobodnie przechodzą przez roztwór, ponieważ cząstki substancji rozpuszczonej są
rozdzielić metodami fizycznymi.
zbyt małe, aby być przeszkodą dla promieni - roztwór jest zatem przezroczysty.
a Faza to część układu o identycznych właściwościach V -■
fizycznych.
SU
WÊÊË 'ft
niejednorodne
ii: układy homogeniczne (jednofazowe) ■ składników nie można odróżnię za pomocą . wzroku ani prostych przyrządów optycznych
■:układy heterogeniczne ; i (wielofazowe) * składniki można od różnić ża:pomocą w/roku lub prostych przyrządów optycznych,
j j l J
j j
Woda destylowana • układ jednofazowy, jedno składnikowy
■ 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 częściowo pochłaniane, odbijane i nie przenika przez zawiesinę.
Mieszaniny
jednorodne
koloid
Woda mineralna - układ dwufazowy, wielo składnikowy
a Roztwór to mieszanina optycznie jednorodna zło żona z rozpuszczalnika, czyli fazy rozpraszającej,
□ Podział mieszanin ze względu na rozmiar cząstek fazy rozproszonej ■■■■■■■■■■■■■■■ Roztwór właściwy
■
■
■
■
■
■
■
■
■
■
■
■
■
■
■
■
■
■
■
■
średnica cząstek < 10 9 m
10' 9 m < średnica cząstek < 10 ■ 'm
i średnica Cząstek > 10~7 m
np. herbata, woda mineralna, woda utleniona
np. majonez, białko jaja, dym
np. niektóre teki (zawiesiny w wódzie), “ mąka:wwodzie; mUjr (szlam) :
substancja rozpuszczona jest rozdrobniona do pojedyn czych drobin
cząstki rozproszone są tak małe, że nie tworzą odrębnej fazy, ale nie na tyle małe, aby można mówić o roztworze właściwym
i
cząstki substancji dostrzegalne gołym okiem
i przynajmniej jednej substancji rozpuszczonej, czyli fazy rozproszonej,
-*-
- i-
przenikają przez bibułę filtracyjną, nie przenikają przez błony półprzepuszczalne
nie przenikają przez bibułę filtracyjną ani błony półprzepuszczalne
*
a Rozpuszczalnik to substancja w takim stanie sku pienia jak roztwór lub występująca w przewadze masowej lub objętościowej.
Woda z olejem - układ dwu fazowy, dwuskładnikowy
Woda z mąką - układ dwu fazowy, dwuskładnikowy
przenika przez bibułę filtracyj ną i błony półprzepuszczalne
są nietrwałe, ponieważ ulegają sedymentacji
odróżnienie - efekt Tyndalla Rozpuszczalniki
moment dipolowy cząsteczki
Podobne rozpuszcza się w podobnym
natura :hemiczna
■ Roztwory właściwe ■ Roztwory właściwe to układy homogeniczne (jed
organiczne
nieorganiczne
polarne
niepol.irne
norodne), w których substancja rozpuszczona cha rakteryzuje się dużym rozdrobnieniem.
np. toluen
np. woda
np. woda
np. toluen
Roztwory właściwe powstają w wyniku rozpusz czania lub roztwarzania niektórych substancji
Rozpuszczanie proces fizyczny
Roztwarzanie reakcja chemiczna
/
w rozpuszczalniku.
□ Zastosowanie rozpuszczalników Rozpuszczalniki można stosować do:
RozLwoiy właściwe (rzeczywiste)
■ 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
gazowe np. powietrze
-Tl cukier +woda
usuwa lakier z paznokci. więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
96
V. ROZTWORY I REAKCJE ZACHODZĄCE W ROZTWORACH WODNYCH
38. Mieszaniny
97
■ Koloidy
□ Rozpuszczalność ■ Rozpuszczalność to maksymalna liczba gramów danej substancji, jaką można rozpus'cić w 100 g rozpusz czalnika w danej temperaturze i pod stałym ciśnieniem.
■ Koloidy to układy heterogeniczne. Koloidy powstają w procesie:
Rozpuszczalność zależy od: ■ temperatury - rozpuszczalność większości ciał stałych i cieczy w wodzie zwiększa się wraz ze wzrostem temperatury; -rozpuszczalność gazów w wodzie maleje wraz ze wzrostem temperatury;
■ kondensacji - łączenia się cząsteczek w większe zespoły, np. otrzymywanie styropianu; dyspersji - rozproszenia większych cząstek w rozpuszczalniku, np. otrzymywanie majonezu.
b
□ Właściwości koloidów
■ ciśnienia (dotyczy gazów);
Koloidy mogą:
■ rodzaju substancji rozpuszczonej;
■ być liofilowe (hydrofilowe) - duże powinowactwo
koagulacja zol
względem rozpuszczalnika (wody) - cząstki kolo idalne są w otoczce solwatacyjnej;
■ rodzaju rozpuszczalnika. Z wykresu krzywej rozpuszczalności wynika, że:
żel peptyzacja
■ być liofobowe (hydrofobowe) - małe powinowactwo
■ w punkcie X istnieje roztwór nasycony, otrzymany
względem rozpuszczalnika (wody), na powierzchni cząstek koloidu adsorbują się jony z ośrodka roz praszającego;
w wyniku rozpuszczenia 20 g substancji w 100 g wody w temperaturze 293 K;
Krzywa rozpuszczalności
■ w punkcie Y istnieje roztwór nasycony, otrzymany w wyniku rozpuszczenia 90 g substancji w 100 g wody
0
CM
roztwór nasycony^
T
ł
w temperaturze 333 K;
■ cząstki koloidu wykonują ruchy Browna - nieustan
■ w punkcie Z istnieje roztwór nienasycony, otrzyma ny w wyniku rozpuszczenia 50 g substancji w 100 g
b
90 g - 50 g = 40 g substancji;
■ Solwatacja (hydratacja) to proces otaczania cząste
rozpraszać światło - tzw. efekt Tyndalla.
!
nieodwracalna (denatuiacja) zachodzi pod wpływem mocnych kwasów i zasad, podwyższonej temperatury, soli metali ciężkich
zachodzi pod wpływem j soli litowców i soli amonowych ;
czek substancji przez cząsteczki rozpuszczalnika (wody).
« w punkcie T istnieje układ heterogeniczny, otrzy many w wyniku dodania 90 g substancji do 100 g wody w temperaturze 293 K. W tych warunkach
odwracalna (wysalanie)
ne, chaotyczne ruchy cząstek fazy rozproszonej w ośrodku ciekłym lub gazowym;
wody w temperaturze 333 K. W tym roztworze w da nej temperaturze można zatem rozpuścić jeszcze
w 100 g wody rozpuściło się tylko 20 g substancji, a 90 g - 20 g = 70 g pozostało w postaci nierozpuszczonego osadu. Osad ten rozpuści się po podgrzaniu
Koagulacja
■ ulegać koagulacji, czyli mogą się łączyć w większe zespoły. Tworzą wówczas tzw. żel;
293
H20
333 h2
Temperatura, K
°
h 2o
H* °
H20
h 2o
h 2o
h 2c h 2o
□ Podział roztworów ze wzglądu na ilość substancji rozpuszczonej
h 2q
h 2o
h 2o
roztworu do temperatury 333 K.
otoczka solwatacyjna
h 2o
h 2o
h 2o
h 2o
h 2o h 2o
h
°
H2o \
2 °
H 20 h 2o
h 2U o ri2 Hz0
_
h2
h 2o h 2o
H2 °
H ,0
H ,0
h 2o
h 2o
h 2o
h 2o
Hz0 h 2o
H2 °
R07tWÓI
H2°
h 2o
h 2o
u n
h 2o
h 2o
H20
«20
2° H20
H20
h2
H20
H l°
h 2o
przesycony
nasycony
nienasycony
h 20
H2 °
h 20
H20
/ H2 ° /
cząsteczka substancji' i roztwór, w którym jest rozpuszczona i mniejsza ilość substancji, i niż wynika to z jej rozpuszczalności i w danej temperaturze i
j i roztwór, w którym jest rozpuszczona ; I roztwór; w którym jest rozpuszczona ; i i taka ilość substancji, ■; większa ilość substancji ; jaka wynika z jej rozpuszczalności I i niż to wynika z jej rozpuszczalności j | w danej temperaturze j w danej temperaturze ;
/ :: H20 ° / h 20 H20
H2°
Solwatacja - cząsteczki substancji są otoczone przez rozpuszczalnik (wodę)
□ Klasyfikacja koloidów W zależności od stanu skupienia fazy rozproszonej i rozpraszającej można wyróżnić kilka rodzajów koloidów.
Roztwór przesycony to układ nietrwały - zarodek krystalizacji (np. drobinka kurzu) lub czynnik mechaniczny powodują natychmiastową krystalizację nadmiaru substancji.
dodanie substancji rozpuszczonej, odparowanie rozpuszczalnika, oziębienie roztworu
ostrożne oziębienie roztworu
Roztwór nier
stata
ciekła dodanie rozpuszczalnika, ogrzanie roztworu
więcej na WWW.ZDASZ.TO
Faza rozpraszająca
■ H H H rozproszona
dodanie zarodka krystalizacji, wstrząs mechaniczny, dodanie rozpuszczalnika, ogrzanie roztworu
gazowa
stata
ciekła
gazowa
stała dyspersja np. szkło rubinowe -(złoto w szkle)
zol/żel np. atrament, kisiel
j j np.dym
aerozol
emulsja stała
emulsja np. majonez
j | np. mgła
aerozol
np. lody stała piana np. styropian
piana np. piana mydlana
i
nie istnieją
“ ■ —“ i - -*■ i
więcej na WWW.ZDASZ.TO
98
39. Rozdzielanie mieszanin
V. ROZTWORY I REAKCJE ZACHODZĄCE W ROZTWORACH WODNYCH
39. Rozdzielanie mieszanin
■ Planowanie doświadczeń pozwalających rozdzielić mieszaniną ciał stałych w cieczach na składniki
■ Metody rozdzielania mieszanin
W celu zaplanowania doświadczenia pozwalającego rozdzielić mieszaninęma składniki należy: ■ ustalić właściwość różnicującą składniki mieszaniny,
□ Dobór metody rozdzielenia mieszaniny w zależności od właściwości fizycznych jej składników
odparowanie przejście w stan gazowy ciekłego składnika mieszaniny. Przyspiesza je ogrzewanie krystalizacja wydzielenie z roztworu i dała stałego rozpuszczonego i w danym rozpuszczalniku chromatografia podział składników mieszaniny na fazę ruchomą (ciecz lub gaz) i fazę stacjonarną (ciecz lub ciało stałe). W najprostszym ujęciu tazą stałą jest bibuła, a fazą ruchomą odpowiedni rozpuszczalnik
i
i
I i
;
j i
Typ rozdzielanej mieszaniny
Wykorzystywana właściwość
Metoda
sedymentacja i opadanie cząstek ciała | statego na dno naczynia pod | wpływem siły grawitacji
i temperatura wrzenia, : lotność
: rozpuszczalność w rozj puszczajniku, lotność :
j szybkość migracji
analizowanej
;
99
, mjeszanjny
Przykład mieszaniny
a zapisać czynności, które należy wykonać,
a wybrać metodę,
a przeprowadzić doświadczenie,
a zaproponować odpowiedni sprzęt,
a zanotować obserwacje i wnioski.
Polecenie: Zaproponuj doświadczenie pozwalające rozdzielić mieszaninę mąki i wody. Mieszanina mąki i wody jest mieszaniną niejednorodną (dwufazową), ponieważ mąka nie rozpuszcza się w wodzie. Można ją rozdzielić trzema sposobami.
ciało stałe rozpuszczalne + ciecz (jedno- lub dwufazowa)
■ sól kamienna + woda ■piasek + woda
ciało stałe rozpuszczalne + ciecz (jednofazowa)
■ sól kamienna + woda ■cukier. + woda
jednorodne (jednofazowe)
■tusz
ciało stałe nierozpusz czalne + ciecz (dwufazowa)
■kreda + woda ■ mąka + woda
Sączenie
Sedymentacja i dekantacja
Odparowanie
;
[
t
•
dekantacja j zlanie cieczy znad osadu sączenie / filtracja j przepuszczanie mieszaniny i przez sączek z bibuły filtracyj| nej (filtr) wirowanie
.
,.
; w wyniku działania siłyodsrod-
kowej zawiesina substancji j stałej opada na dno naczynia : umieszczonego w wirówce
i
//¡elkość cząstek, ; rozpuszczalność, i stan skupienia : składników
ciało stałe nierozpusz czalne + ciecz (dwufazowa)
wielkość cząstek, : szcza|ność) ; stan skupienia : składników
ciało stałe nierozpusz czalne + ciecz (dwufazowa)
destylacja ogrzewanie ciekłej mieszaniny j i i skraplanie par poszczególj temperatura wrzenia i nych frakcji (frakcję stanowi ; składników i składnik o danej temperaturze ; i wrzenia) \ prnm rnm m gim m m m m &m m T r ■ ekstrakcja ; rozpuszczenie (wymywaj 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 j
!
zastosowanie magnesu zastosowanie rozdzielacza
więcej na WWW.ZDASZ.TO
j właściwości: magnetyczne gęstość cieczy
ciecz + ciecz j (najczęściej j jednofazowa)
s kreda + woda ■ piasek + woda
::
■ kreda + woda
■aceton + woda ■ ropa naftowa
Obserwacje: ,.u zo_Ljj^ bija substancja stała, a w przesączu bezbarwna ciecz.
Obserwacje: substancja stała osiada na dnie naczynia i zostaje w nim po zlaniu cieczy.
Obserwacje: na szkiełku zegarko wym zostaje biała substancja. ;
Wniosek: mąka pozostaje na sączku, a woda ścieka do zlewki. Sączenie jest metodą pożWalającą rozdzielić składniki tej mieszaniny.
Wniosek: mąka opada na dno na czynia (sedymentacja). Znad osadu można zlać wodę (dekantacja).
Wniosek: substancja stała na szkieł ku to mąka. W wyniku odparowania wody można odzyskać stały składnik tej mieszaniny.
Polecenie: Zaproponuj doświadczenie pozwalające rozdzielić mieszaninę siarczanu(VI) miedzi(ll) i wody. Mieszanina siarczanu(VI) miedzi(II) i wody jest mieszaniną jednorodną, ponieważ siarczan(VI) miedzi(II) rozpuszcza się w wodzie. W zależności
j
od stopnia nasycenia roztworu można ją rozdzielić dwoma sposobami. Sposób I. Krystalizacja - roztwór nasycony
■ciecz + ciało stałe ■ciecz + ciecz (dwufazowa)
■ekstrakcja oleju z na sion roślin oleistych ■ekstrakcja zanieczysz czeń z wód: ściekowych
Wniosek: powolne schłodzenie roztworu lub powolne odparowanie roz puszczalnika powoduje strącanie kryształów C uS04.
ciało stałe + ciało stałe (dwufazowa)
■opiłki żelaza + siarka
Obserwacje: w parownicy zostaje substancja stała.
ciecz + ciecz (dwufazowa)
■olej + woda
Wniosek: woda odparowuje, a siarczan(VI) miedzi(II) zostaje w postaci ciała stałego.
Obserwacje: po upływie kilku dni na nitce osadzają się niebieskie kryształy.
Sposób II. Odparowanie - roztwór nienasycony lub nasycony
więcej na WWW.ZDASZ.TO
100
| V. ROZTWORY [ REAKCJE ZACHODZĄCE W ROZTWORACH WODNYCH
40. Stężenie roztworu
40. Stężenie roztworu
b
Obliczamy masę roztworu.
b
Obliczamy stężenie procentowe roztworu.
101
Masa roztworu po reakcji (tak samo jak przed reakcją) wynosi mr = 1 0 g + 1 0 0 g = 1 1 0 g
■ Podstawowe pojęcia ■ Stężenie roztworu to ilościowe określenie składu roztworu. W zależności od sposobu określenia ilości substancj ilości rozpuszczalnika lub roztworu stężenie można
stancji zawarta w 100 gramach roztworu.
c D= —
H mr
/D r — m s + /D roz p gdzie: ms - masa substancji mr - masa roztworu m rozp ~ masa rozpuszczalnika
Jeżeli stężenie procentowe octu wynosi 10%, to ozna
□ Przykład 3.
/Dc
VT
Vr •Ms
gdzie: ns - liczba moli substancji rozpuszczonej
x — 100 g roztworu x = 12 g => cp = 12%
Odpowiedź: Stężenie procentowe roztworu Ca(OH) 2 wynosi 12%.
rozpuszczonej zawarta w 1 dm3 roztworu.
c
13’21 S substancji — 110 g roztworu
cp = 12%
■ Stężenie molowe (cm) to liczba moli substancji
•1 0 0 %
Sposób II
. 100% = 13,21g •100% mr
wyrazić w różnych jednostkach. ■ Stężenie procentowe (cp) to liczba gramów sub
Sposób I c =
Oblicz stężenie procentowe roztworu otrzymanego w wyniku rozpuszczenia w 200 g wody 50 g siarczanu(VI) miedzi (II) — woda 1/5. Rozwiązanie
ms - masa substancji rozpuszczonej
b
Vr - objętość roztworu w dm3
McuSOa ■5 h2o = 249,5 g •mol" 1
M s - masa molowa substancji rozpuszczonej
249,5 g CuS04 •5 H20 — 159,5 g CuS04
Jednostka stężenia molowego: mol •dm -3
Obliczamy masę CuS04 znajdującą się w 50 g CuS04 •5 H20.
50 g CuS04 •5 H20
x
x = 32 g - masa substancji rozpuszczonej
cza, że w 100 g roztworu znajduje się 10 g substancji (kwasu octowego), czyli 10 g substancji rozpuszczono
Jeżeli stężenie molowe kwasu solnego wynosi
b
1 mol •dm-3, to oznacza, że w 1 dm3 tego roztworu
Sposób I
Sposób II
w 90 g wody.
rozpuszczono 1 mol chlorowodoru.
I'71 32 P cp = — -100% = ---— -100% mr 250 g &
32 g substancji — 250 g roztworu „ inr. x — 100 g roztworu
cp = 13%
x= 13 g=>cp = 13%
□ Przykład 1.
Obliczamy stężenie procentowe roztworu.
Rozpuszczono 30 g glukozy w 500 g wody. Oblicz stężenie procentowe otrzymanego roztworu. Wynik podaj z dokładnością do pierwszego miejsca po przecinku.
Odpowiedź: Stężenie procentowe otrzymanego roztworu wynosi 13%.
Rozwiązanie
□ Przykład 4.
■ Obliczamy masę roztworu. mr = 30 g + 500 g = 530 g
Ile gramów chlorku magnezu należy rozpuścić w wodzie, aby otrzymać 200 cm 3 roztworu o stężeniu 1 mol ■dm"3?
b
Obliczamy stężenie procentowe roztworu.
— ■100% mr
Rozwiązanie Sposób II
Sposób I : 530 g
%
100
cp = 5,7%
30 g glukozy x x = 5,66 g =>
530 g roztworu 100 g roztworu
9 Obliczamy masę MgCl2 potrzebną do przygotowania roztworu. M Mgci2= 95 g •mol" 1 1 mol MgCl2 — 1000 cm3
= 5,7%
95 g MgCl2 — 1000 cm3 x — 200 cm3
Odpowiedź: Stężenie procentowe roztworu glukozy wynosi 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 M Ca0 = 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 ' mol"1) = 74 g •mol" 1 b Obliczamy masę Ca(OH) 2 wytworzonego w reakcji 10 g CaO z wodą.
1 mol 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
więcej na WWW.ZDASZ.TO
x = 19 g substancji
Odpowiedź: Aby przygotować 200 cm3 roztworu o stężeniu 1 mol •dm“ 3, należy rozpuścić w wodzie 19 g chlorku magnezu.
□ Przykład 5. Ile cm3 kwasu solnego o stężeniu 1,5 mol •dm-3 należy użyć, aby roztworzyć 10 g wodorotlenku glinu? Wynik podaj 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 do roztworzenia 10 g A l(O H )3. ^Al(OH)3= 28 g ■mol" 1 1 mol Al(O H )3 — 3 mol HCl 78g A [(O H )3 — 3 mol HCl 10 g A l(O H )3— x
m Obliczamy objętość kwasu solnego o stężeniu 1,5 mol •dm"3, w której znajduje się 0,38 mola HCl. 1,5 mol HCl • — 1000 cm3 0,38 mol HCl — x x = 253,3 cm3
x = 0,38 mol HCl
Odpowiedź: Do roztworzenia 10 g Al(O H )3 należy użyć 253,3 cm3 kwasu solnego o stężeniu 1,5 mol •dm"3.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
102
V. ROZTWORY I REAKCJE ZACHODZĄCE W ROZTWORACH WODNYCH
41. Zmiana stężenia roztworu
103
41. Zmiana stężenia roztworu
Przeliczanie stężeń Stężenie 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
■ Sposoby zmiany stężenia roztworu
w g •dm-3).
Stężenie roztworu można zwiększyć w wyniku:
Stężenie roztworu można zmniejszyć w wyniku:
* dodania substancji rozpuszczonej,
a dodania rozpuszczalnika.
cm•/W •100% CP
M •100%
■ odparowania rozpuszczalnika.
dr Dodanie substancji rozpuszczonej
Odpaiowani-’ rozpuszczalnika
Dodanie rozpuszczalnika
Gęstość roztworu najczęściej jest podawana w g •cm 3, a objętość roztworu w dm3, gęstość zatem należy Do 250 g!5-proc. roztworu cukru dodano jeszcze 8 g cukru. Oblicz stężenie procentowe otrzymanego roztworu.
pomnożyć przez 1000 (1 dm3 = 1000 cm3). Przeliczeń można dokonać, nie stosując gotowych wzorów. Oblicz stężenie molowe 20-proc. roztworu wodorotlen ku sodu, wiedząc, że gęstość roztworu wynosi 1,23 g ■cm 3. Rozwiązanie j k Zapisujemy dane z treści, j cp = 20%, dr = 1,23 g -cm-3
Oblicz stężenie procentowe roztworu kwasu siarkowego(VI) o stężeniu 9 mol •dm-3 i gęstości 1,49 g ■cm 3.
i I
Rozwiązanie: mr = 250 g c„ = 15%
Rozwiązanie b Zapisujemy dane z treści. cm = 9 mol ■dm-3, dr = 1,49 g •cm-3
;
100% ms = 37,5 g + 8 g = 45,5 g mr = 250 g + 8 g = 258 g
M H2so4= 98 g •moM Zapis cm= 9 mol •dm 3 oznacza, że
Zapis c = 20% oznacza, że
Cp| przypada na przeliczamy na gramy
obliczamy objętość j roztworu, j korzystając z gęstości j 81,3 cm3 : * Układamy proporcję i obliczamy stężenie molowe. i 0,5 mola NaOH — 81,3 cm3 roztworu i x — 1000 cm3 roztworu / r-6.15 n . o l c "^> cm- 6,15 mol -dm 3 ; Odpowiedź: Stężenie molowe 20-proc. roztworu ! wodorotlenku sodu wynosi 6,15 mol •dm"3.
obliczamy masę roztworu, ć korzystając ' i f z gęstości 1490 g
882 g
b Układamy proporcję i obliczamy stężenie procentowe. 882 g H2S04 — 1490 g roztworu x — 100 g roztworu i i , = ■ 59.19 g ^ Cp 59,19%
j
j
cp •mr _ 15% •250 g
I ■Obliczamy masę molową substancji rozpuszczonej. I b Obliczamy masę molową substancji rozpuszczonej. M Na0H = 40 g •mol-i
Z 250 g 15-proc. roztworu cukru odparowano 100 g wody. i Oblicz stężenie procentowe otrzyma ! nego roztworu.
j
45 5 ? ' g -100% 258 g
1 cp = 17,6% i Odpowiedź: Stężenie otrzymanego i roztworu wynosi 17,6%. 1 :
100%
Do 250 g 15-proc. roztworu cukru dodano 50 g wody. Oblicz stężenie procentowe otrzyma nego roztworu.
= 37,5 g, a mrozp =250 g - 37,5 g =212,5 g
ms = 37,5 g mr = 250 g - 100 g = 150 g
ms = 37,5g mr = 250 g + 50 g = 300 g
37 5 g cD= — ¡-2-•100% P 150 g
c
cp = 25,0% Odpowiedź: Stężenie otrzymanego roztworu wynosi 25,0%.
cp = 12,5% Odpowiedź: Stężenie otrzymanego roztworu wynosi 12,5%.
„
p
IL
ł l . ro o %
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:
r ^ r l ~ |Cp2
Cp3l
Cm1
'P3. 'P2
^rl
km 2
'm 2
^r2 “ k m 1 ~ On3l
cpl - stężenie procentowe roztworu 1
cml - stężenie molowe roztworu 1
•• Zadanie 1. Przygotowano 250 g roztworu wodorotlenku sodu o gęstości 1,14 g •cm 3, w którym stosunek
cp2 - stężenie procentowe roztworu 2
cm2 - stężenie molowe roztworu 2
masowy NaOH : H20 = 1 :7 . Oblicz stężenie procentowe i stężenie molowe tego roztworu.
cp3 - stężenie procentowe roztworu
cm3 - stężenie molowe roztworu
po zmieszaniu roztworów 1 i 2
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
Cm3l
Qn3.
m r2 ~ k pl “ Cp3|
■ Zadania
Zaznacz poprawne dokończenie każdego zdania.
j
300 g
.
Odpowiedź: Stężenie procentowe roztworu kwasu siarkowe i go (VI) o stężeniu molowym 9 mol -dm-3 wynosi 59,19%.
po zmieszaniu roztworów 1 i 2
mrl - masa roztworu 1
Vr] - objętość roztworu 1
mr2 - masa roztworu 2
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.
•• Zadanie 2. Zaznacz poprawną odpowiedź.
Znając masy/objętości i stężenia mieszanych roztworów, można również tą metodą obliczyć stężenie roztworu końcowego.
Ile gramów M n S0 4 •5 H 20 należy rozpuścić w wodzie, aby otrzymać 1 dm3 roztworu M nS0 4 o stężeniu
Metoda krzyża może być stosowana do obliczeń w przypadku rozcieńczania i zatężania roztworów:
0,1 mol •dm "3?
i rozcieńczanie - dodanie czystego rozpuszczalnika => cpl = 0% lub
j
i
: 0 mol ■dm "3;
zatężanie - dodanie czystej substancji => cpl = 100% .
więcej na WWW.ZDASZ.TO
j j
104
V. ROZTWORY I REAKCJE ZACHODZĄCE W ROZTWORACH WODNYCH
42. Sporządzanie roztworów !
105
42. Sporządzanie roztworów
□ Przykład 1. Ile gramów octu o stężeniu 6% i ile gramów octu o stężeniu 10% należy zmieszać, aby otrzymać 500 g roz
■ Sporządzanie roztworu o zadanym stężeniu procentowym
tworu o stężeniu 7 % ?
6 % \ ^ ^^3g|10-7|
Rozwiązanie ■ Zapisujemy dane z zadania metodą krzyża. Po zmieszaniu 3 g roztworu 6-proc. z 1 g roztworu 10-proc. otrzymamy 4 g roztworu 7-proc.
Do przygotowania roztworu o danym stężeniu procentowym jest potrzebny następujący sprzęt:
7%
10%^^
^Mg|6-7|
■ zlewka (kolba),
■ pręcik szklany,
■ cylinder miarowy,
■ waga laboratoryjna,
■ naczynia do odważania substancji,
■ łyżka.
Sposób 1
Sposób II
Polecenie: Zaplanuj doświadczenie pozwalające przygotować 500 g 10-proc. roztworu cukru.
■ Obliczamy masę roztworu 6-proc.
m Roztwory należy zmieszać w stosunku masowym 3:1.
■ Obliczamy masę substancji i masę rozpuszczalnika,
500 g : 4 = 125 g - jedna część masowa
3 g (6% ) — 4 g (7%) x — 500 g (7%)
3 - 125 g = 375 g - trzy części masowe
x = 375 g
jeżeli roztwór ma być 10-proc., tzn. że w 100 g roztworu — 10 g substancji (cukru) a w 500 g roztworu — x g substancji
■ Obliczamy masę roztworu 10-proc.
zatem: x = 50 g substancji (cukru)
500 g - 375 g = 125 g Odpowiedź: Aby otrzymać 500 g roztworu o stężeniu 7%, należy zmieszać 375 g roztworu 6-proc. ze 125 g
Mamy otrzymać 500 g roztworu, czyli masa rozpuszczalnika = 500 g roztworu - 50 g substancji = 450 g rozpuszczalnika.
roztworu 10-proc.
□ Przykład 2.
■ Odważamy obliczoną masę substancji (50 g) i rozpuszczalnika (450 g) lub odmierzamy cylindrem miarowym, jeżeli rozpuszczalnikiem jest woda (dwody= 1 g •cm-3).
jakie objętości roztworów kwasu azotowego(V) o stężeniu 65% (gęstość 1,4 g ■cm-3) i o stężeniu 0,5 mol •dm 3
■ Mieszamy w zlewce albo kolbie odważone substancje. Naczynie podpisujemy.
należy zmieszać, aby otrzymać po 10 cm3 roztworów kwasu o stężeniu 1 mol •dm-3 i 12 mol •dm 3. Polecenie: Zaplanuj doświadczenie pozwalające przygotować 0,5 dm3 soli fizjologicznej. Rozwiązanie
Sól fizjologiczna to wodny roztwór chlorku sodu o stężeniu 0,9%.
■ Przeliczamy stężenie procentowe na molowe: 1 cm3 roztworu — 1,4 g lm o l H N 0 3 — 63 g x cm3 — 100 g
xmoli — 65 g
x= 71,43 cm3
■ Przeliczamy objętość roztworu na masę, korzystając z jego gęstości. 65 g H N 0 3 — 100 g roztworu 1,03 mola H N 0 3 — 71,43 cm3
x= 1,03 mola
x moli — 1000 cm3
Wartość gęstości odszukujemy w tablicach. ^soli fizjologicznej ^,007 mr = 500 cm3 • 1,007
x = 14,42 mola ■ Obliczamy, w jakim stosunku objętościowym należy zmieszać roztwory, aby otrzymać roztwór o stężeniu
ms(NaCl)
12 mol ■dm-3. Możemy skorzystać z metody krzyża. m rozP . ( H 2 ° )
14,42 mol •dm“3
11,5 cm3 |0,5 - 12|
roztworu kwasu o stężeniu 0,5mol •dm“ 3, to otrzyma się 13,92 cm3 roztworu kwasu o stężeniu 12 mol •dm 3. Potrzebujemy 10 cm3 roztworu, zatem:
■ Obliczamy, w jakim stosunku objętościowym należy zmieszać roztwory, aby otrzymać roztwór o stężeniu c3 = 1 mol •dm“ 3
Polecenie: Zaplanuj doświadczenie pozwalające przygotować 100 g 15-proc. wodnego roztworu soli gorzkiej. Sól gorzka to siarczan (VI) magnezu — woda 1/7.
oznacza, że w 100 g roztworu ma się znaleźć 15 g substancji.
o stężeniu 65% z 1,74 cm3 kwasu o stężeniu 0,5 mol •dm-3.
c2 = 0,5 moi •drrr3
V1 + V'2 = 10cm3
■ Obliczamy masę hydratu, zawierającą obliczoną liczbę gra mów bezwodnej substancji. W obliczeniach uwzględniamy fakt, że woda znajdująca się w hydracie zwiększa masę rozpuszczalnika. ^ M g S 0 4 •7 h 2o= 246 g • mol“ 1
246 g hydratu — 120 g M gS04
c} •\A, + c2 ■V2 = c3 • (V] + V2)
x — 15 g M gS04
Ci • (10 - V2) + c2 •V2 = c3 •10 14,42 (10- V2) + 0,5 -V2 =1
x = 30,75 g
10
■ Odważamy 30,75 g hydratu i 69,25 g wody (100 g - 30,75 g). Wodę można odmierzyć cylindrem miarowym.
144,2- 14,42 V2 + 0,5 V2 = 10 134,2
= 13,92 V2
V2 = 9,64 cm3
V j= 0 ,3 6cm 3
Odpowiedź: Aby otrzymać roztwór kwasu o stężeniu 1 mol •dm-3, należy zmieszać 0,36 cm3 roztworu kwasu o stężeniu 65% z 9,64 cm3 roztworu kwasu o stężeniu 0,5 mol •dm-3.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
= m T- m s = 503,5 g - 4,5 g = 499 g
wodnej substancji. Jeżeli roztwór ma mieć stężenie 15%, to
x = 8,26 cm3
Odpowiedź: Aby otrzymać roztwór kwasu o stężeniu 12 mol •dm-3, należy zmieszać 8,26 cm3 roztworu kwasu
1 mol •dm“ 3. c} = 14,42 mol •dm-3
=4,5g
■ W celu przygotowania roztworu hydratu obliczamy masę bez
cm3 (roztworu 14,42 mol •dm“ 3) — 13,92 cm3 (roztworu 12 mol •dm-3) x cm3 — 10 cm3
g
2,42cm3 |12 - 14,42|
Z zapisu tego wynika, że jeżeli zmiesza się 11,5 cm3 roztworu kwasu o stężeniu14,42 mol ■dm 3 z 2,42 cm3
11,5
100%
503,5
■ 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.
12 mol •dm“3 0,5 mol •dm“3
0,9% •503,5 g
. . . .
.
■ Składniki roztworu mieszamy ze sobą. _ n , . . u, i ■ Podpisujemy naczynie, w którym będzie przechowywany otrzymany roztwór.
Siarczan(Vl) magnezu—woda 1/7 jest białym pr0Szkiem. Sól ta jest znana pod nazwamisól gorzka i sól angielska
więcej na WWW.ZDASZ.TO
106
43. Stopień dysocjacji j
V. ROZTWORY I REAKCJE ZACHODZĄCE W ROZTWORACH WODNYCH
Sporządzanie roztworu o zadanym stężeniu molowym Do przygotowania roztworu o danym stężeniu molowym jest potrzebny następujący sprzęt: - 'kolba " miarowa, '
«pipety,
■ waga laboratoryjna, ■ tryskawka.
i lejek,
naczynia do odważania substancji
43. Stopień dysocjacji ■ Stopień dysocjacji Stopień dysocjacji to ■ stosunek liczby moli cząsteczek, które uległy dysocjacji (n), do cał-
Polecenie: Zaplanuj doświadczenie pozwalające przygotować 250 cm3 roztworu glukozy o stężeniu
kowitej liczby moli cząsteczek wprowadzonych do roztworu (n0) ■ stosunek stężenia zdysocjowanych cząsteczek elektrolitu (c) do jego całkowitego stężenia w roztworze (c0).
m oM
c0
" n < i ' ]Mh n < in cw /o
Stopień dysocjacji zależy od:
90 g glukozy — 1000 cm3 roztworu x — 250 cm3 roztworu
^
n0
lub
■ Obliczamy masę substancji potrzebną do otrzymania roztworu.
180g-
p
QC — --- lub OL — -----1 0 0 %
0,5 mol •dnrr3. M c 6h 12o 6 =
107
■ rodzaju elektrolitu - im silniejsze wiązanie w cząsteczce, tym słabszy elektrolit;
x = 22,5 g
■ Do kolby miarowej o pojemności 250 cm3 wlewamy niewielką ilość wody (rozpuszczalnika).
■ rodzaju rozpuszczalnika, np. dla HCl w wodzie a = 100%, a w benzynie a < 1%;
■ Do kolby z wodą przenosimy ilościowo odważoną substancję. Aby mieć pewność, że cała substancja została
■ stężenia elektrolitu - maleje wraz ze wzrostem stężenia substancji;
przeniesiona, przesypujemy ją do kolby przez lejek, a następnie ścianki lejka i naczynia, w którym była sub
■ temperatury - nieznacznie rośnie wraz ze wzrostem temperatury;
stancja, przepłukujemy rozpuszczalnikiem. Rozpuszczalnik z substancją przelewamy do kolby.
■ obecności innych elektrolitów w roztworze, np. wspólny jon powoduje zmniejszenie wartości a.
■ Kolbę zamykamy korkiem i wstrząsamy, aż substancja całkowicie się rozpuści. ■ Dopełniamy kolbę wodą do kreski. Kolbę podpisujemy.
Podział elektrolitów Polecenie: Zaplanuj doświadczenie pozwalające przygotować 500 cm3 roztworu kwasu siarkowego(VI) o stę żeniu 2 mol •drrr3. Masz do dyspozycji dwa roztwory tego związku: jeden o stężeniu 0,5 mol ■dm-3, a drugi o stężeniu 4 mol •dm""3.
słabe i średniej mocy
mocne
tylko częściowo zdysocjowane a % 30%
całkowicie lub silnie zdysocjowane 30%
■ 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 H2SC>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 dm3 roztworu tego kwasu o stężeniu 2 mol ■dm“ 3. * Obliczamy objętość 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)
należą do nich: » niektóre kwasy nieorganiczne, np. HN02, H3P04,H 2S03,H F(aq), H,S 2 (aq) oraz kwasy organiczne ■ wodorotlenki metali ■ zasada amonowa
należą do nich: * niektóre kwasy, np. HCl(aq), HN03, H2S04, HCl04 ■ zasady, czyli wodne roztwory wodorotlenków metali 1. i 2. grupy układu okresowego z wyjątkiem Be(OH)2 ■ sole rozpuszczalne w wodzie
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.
■ 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 zapisać w uproszczony sposób:
K=
a 2 •c0
K - a2 ■cQ
1- a
□ 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
więcej na WWW.ZDASZ.TO
H++ F" Sposób II
Korzystamy ze wzoru na stopień dysocjacji
Układamy proporcję.
0,2 mol •dm“ 3 Odważoną porcję substancji przenosimy do kolby miarowej (za pomocą lejka), po rozpuszczeniu dopełniamy wodą do kreski i ponownie mieszamy
HF :
Sposób I
1,5 mol •dm 3
= 0,133
(13,3%)
1,5 mola — 100% 0,2 m ola— x
x = 13,3%, czyli a = 0,133
Odpowiedź: Stopień dysocjacji kwasu fluorowodorowego w roztworze o stężeniu 1,5 mol •dm-3 wynosi 0,133.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
108
I V. ROZTWORY I REAKCJE ZACHODZĄCE W ROZTWORACH WODNYCH
45. Wskaźniki kwasowo-zasadowe j
109
45. Wskaźniki kwasowo-zasadowe
44. Odczyn roztworu ■ Przewidywanie odczynu roztworu
■ Podstawowe informacje
Odczyn to cecha roztworu wskazująca, czy w roztworze występują jony wodoru H + (oksoniowe H 30 +.) czy
■ Wskaźnik (indykator) to substancja, która zmienia zabarwienie w zależności od odczynu roztworu.
wodorotlenkowe OH". Odczyn jest:
■ Wskaźnikiem kwasowo-zasadowym jest słaby kwas lub słaba zasada organiczna, którego / której postać kwasowa ma inną barwę niż postać zasadowa.
■ kwasowy, jeśli [H+] > [OH“ ]; ■ zasadowy, jeśli [H +] < [OH-];
HX + H20 ♦=* H30 + + x-
■ obojętny, jeśli [H+] = [OH“ ] lub substancja nie ulega dysocjacji. Za odczyn wodnych roztworów kwasów i niektórych wodorotlenków metali (zasad) jest odpowiedzialny proces dysocjacji elektrolitycznej, np.: HC103 , H,0 HCl —
x.+h 2o ^ o h -
+x h +
barwa formy
barwa formy
barwa formy
barwa formy
kwasowej
zasadowej
zasadowej
kwasowej
N a O H N a ++ OH"
h ++ CIO3-
Ba(OH)2
H + + Cl”
odczyn kwasowy
■ Charakterystyka wskaźników
Ba2++ 2 O H " odczyn zasadowy
Zmianę stężenia jonów H+ i O H " 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"
N20 5 + H20 —< ►2 NO3- + 2 H+
CaO + H20 —* Ca2++ 2 OH"
■ Odczyn roztworu po reakcji kwasu z zasadą
■ Oranż metylowy jest wskaźnikiem dwubarwnym,
■ Lakmus jest mieszaniną rozpuszczalnych w wodzie
związek ten występuje w środowisku zasadowym w postaci żółtego anionu X". W środowisku kwa śnym następuje przyłączenie protonu i powstaje
barwników. Składniki odpowiedzialne za zmiany barwy lakmusu zawierają chromofor 7-hydroksyfe-
czerwony produkt HX. Jest substancją stałą barwy żółtej, rozpuszczalną w wodzie. W laboratorium stosuje się jego wodny roztwór jako formę łatwiej szą w użyciu.
częściej w postaci papierków, które są nasączone roztworem lakmusu (papierki lakmusowe).
Na0 3S ^ /
Odczyn 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
noksazonowy. W laboratorium stosuje się go naj
O
^ / ^ N ( C H 3)2
■ Fenoloftaleina jest wskaźnikiem jednobarwnym; oprócz reakcji protonowania / deprotonowania, anionowa forma barwna fenoloftaleiny może ulegać reakcji przyłączania jonu O H ", co powoduje jej odbarwienie - proces ten zachodzi w roztworach silnie zasadowych.
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 V, cm3 c, mol •dm“3 n, mol
0,02
20 i 0,02
1 0.01
V, cm3 c, mol ■dm 3 n, mol
10
V, cm3 c, mol ■dm-3 n, mol
20 0,(>2
V, cm3 c, mol ■dm-3 n, mol
10 1 0.0’
V, cm3 c, mol-dm'3 n, mol
0,02
10 /i0,01
10
('.cl
10 0,2 0,002
OH"
Odczyn
Uzasadnienie Ma postać bezbarwnych kryształów rozpuszczalnych w alkoholu. W laboratorium stosuje się jej alkoholowy roztwór jako formę łatwiejszą w użyciu. [H+] > [OH-]
S |
kwasowy
0,01
obojętny
[H+] = [O H i
0,02
i i
kwasowy
[H+] > [OH"]
0,01
i |
j
kwasowy
[H+] > [OH"]
■ Wskaźnik uniwersalny jest mieszaniną kilku wskaźników; stosowany najczęściej w formie papierków wskaźni
ph
10 0,04
0,01
; TÓ--./.'. 0,02
0,004
U
0,5 0,005 10 1 0,01
kowych. Uniwersalnym papierkiem wskaźnikowym można zbadać pH z dokładnością do około 0,5 jednostki. Dokładne pomiary wykonuje się za pomocą pehametru.
i:
Barwa w roztworze o odczynie 0,005
Aby zbadać odczyn roztworu wiednim wskaźnikiem, należy: ■ kroplę roztworu nanieść bagietką na
zasadowy v
0,02
[H+] < [OH ]
uniwersalny papierek wskaźnikowy, ■ do próbki badanego roztworu dodać
Wskaźnik kwasowym
zasadowym
Zakres pH zmiany barwy (barwa pośrednia)
oranż metylowy
czci v.cna
fenoloftaleina
bezbarwna
malinowa
8,3-10,0
lakmus
czerwona
niebieska
4,5-8,3
rta
3,1-4,4
kilka kropli wskaźnika. V —objętość, c - stężenie molowe, n - liczba moli
więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
110
I V. ROZTWORY I REAKCJE ZACHODZĄCE W ROZTWORACH WODNYCH
_
47. Hydroliza soli j 111 —— ---- —— —--- —---------s_____
— --- — -----------
47. Hydroliza soli
46. Reakcje zobojętniania i strąceniowe
■ Przewidywanie odczynu roztworów soli
■ Reakcje zobojętniania ■ Reakcja zobojętniania to reakcja wymiany podwójnej zachodząca między kwasem a zasadą.
Istotą tej reakcji jest łączenie się kationu wodoru z anionem wodorotlenkowym, w wyniku czego po wstaje cząsteczka wody.
kwas + zasada -» sól + woda
h c i + NaOH —► Naci + h 2o H++ Cl” + Na++ OH” —*■Na++ Cl” + H20 H++OH”
H20
■ Hydroliza soli to odwracalna reakcja między jonami soli a wodą. Za odczyn niektórych soli jest odpowiedzialny proces hydrolizy.
□ Odczyn roztworów soli Moc kwasu*
Moc zasady**
mocny
mocna
Odczyn pH
. . , . , odpowiedział-
. Równanie procesu odpowiedzialnego za odczyn
W wyniku reakcji zobojętniania może powstać sól, praktycznie nierozpuszczalna w wodzie, która strąca się w chwili powstania. H 2S 0 4 + Ba(OH)-
BaS04ł + 2 H20
2 H++ SO ,2” + Ba2+ + 2 OH~
B a S O i + 2 H ,0
Jeżeli w reakcji zobojętniania bierze udział kwas wielo protonowy, to w jej wyniku mogą się tworzyć:
Jeżeli w reakcji zobojętniania bierze udział zasada wielowodorotlenkowa, to w jej wyniku mogą się tworzyć:
■ sole obojętne
■ sole obojętne
> 2 K++ S042” + 2 H20
2 H++ S042” + 2 K+ + 2 OH
hydroliza kationowa
z wodą reaguje kation pochodzący od słabej zasady
Ca(OH)2 + HCI —> Ca(OH)Cl + H20 NaHS04 + H20
[Ca2+ + 2 OH” + H++ Cl” —> Ca2++ OH” + Cl” + H20],
H+ + OH- - > h 2o
OH” + H+—*■H20
słaby
i mocna
zasadowy pH > 7
hydroliza anionowa
z wodą reaguje anion pochodzący od słabego kwasu CH3COOLi
Hy° > CH3COO + L.P
Na2C03 C032” + H20 ^
■ Reakcje strąceniowe j
■ Reakcja strąceniowa to reakcja wymiany podwójnej zachodząca między dwoma elektrolitami. W jej wyniku jeden z produktów jest trudno rozpuszczalny lub praktycznie nierozpuszczalny w wodzie.
1
Produktem praktycznie nierozpuszczalnym jest sól lub wodorotlenek.
■ sole (w reakcji sól + sól)
słaby
i słaba
■■■'
!
obojętny*** | hydroliza kationowoi pH k 7 -anionowa i f
2 KI + Pb (N 0 3) 2 —► Pbl2ł + 2 KN 03
i
Pbl2ł
CuCl2 + 2 NaOH —►Cu(OH)2ł + 2 NaCl
Cu2+ + 2 OH” —►Cu(OH)2ł ■ sole (w reakcji zasada + kwas)
z wodą reaguje zarówno kation, jak i anion CH3CQONH4— -.> CH3COO + N H / CH3COO- + H20 =5=fc CH3COOH + OH” sumarycznie: CH3C0 0 H +;n h 3 •h 2o
( q)
S i
** Moc zasady, od której pochodzi kation soli. Zasady mocne: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Mg(OH)2 Zasady słabe' Be(OH)2, Cu(OH)2, Fe(OH)3, NH3 •H20.
j
*** Rzeczywisty odczyn będzie słabo kwasowy lub słabo zasadowy w zależności od wartości stałych dysocjacji kwasu i zasady.
3 Ca(OH)2 + 2 H3P0 4 —> Ca3(P04)2ł + 6 H20 Ca3(P0 4)2ł + 6 H 20
□ Hydroliza soli
3 Ca2+ + 2 P0 43” - ^ Ca3(P0 4)2ł
Hydrolizę soli można, traktować jako proces odwrotny do zobojętniania. hydroliza
■ sole (w reakcji sól + kwas) AICI3 +3 H20
AgN03 + HCl —►AgClł + H N 03
> AgClł
H2C03 + OH”
sumarycznie: C032” + 2 H20 H2C03 + 2 OH” utworzone jony OH” zaburzają równowagę autodysocjacji wody, która ustaliła się w czystym rozpuszczalniku =
* Moc kwasu, od którego pochodzi anion soli. Kwasy mocne: H C L o), HNO,, H2S04, HC104. Kwasy słabe: h n o 2, hcio, c h 3c o o h , h 2c o 3. lqj
Cu2+ + 2 Cl” + 2 Na+ + 2 OH” —► Cu(OH)2ł + 2 Na+ + 2 Cl”
Ag++ N O r + H++ cl” —> ►AgClł + H++ N03”
HCO3- + OH”
CH3C0 0 ” + n h 4++ h 2o
■ wodorotlenki (w reakcji sól + mocna zasada)
3 Ca2+ + 6 OH~ + 6 H++ 2 P043-
2 Na++ C032”
HH,{ + H20 = ^ N H 3 •H20 + H ‘
2 K++ 2 I” + Pb2+ + 2 N 0 3” —» Pbl2ł + 2 l<++ 2 N 0 3” 2 I” + Pb2+—
j;
CH3COO + H20 <=ł CH3COOH + OH”
HCO3” + H20
W wyniku reakcji strąceniowych mogą się tworzyć:
Cu 2" + H+
sumarycznie: Cu2+ + 2 H20 Cu2++ 2 H+ utworzone jony H* zaburzają równowagę autodysocjacji wody, która ustaliła się w czystym, rozpuszczalniku
•
więcej na WWW.ZDASZ.TO
CuOH1+ H+
CuOH! + H20
Ca(OH)++ OH” + H++ Cl” — * Ca(OH)++ Cl” + H20
H++ HS04” + Na++ OH” ->Na++ HS04” + H20
Ag++ Cl”
CuSO,..il2° > Cu2< + S042 Cu2! + H?0
OH” + H+— > H20
■ wodorosole H2S04 + NaOH —
kwasowy pH < 7
■ hydroksosole
-H20
H+ + OH”
hydroliza nie zachodzi za odczyn odpowiedzialny jest proces autodysocjacji wody H20 H • + OH
Ca2++ 2 OH” + 2 H+ + 2 Cl” —> Ca2++ 2 Cl” + 2 H20
2 H20
2 H++ 2 OH
s słaba
autodysocjacja wody
Ca(OH)2 + 2 HCI —►CaCl2 + 2 H20
2S04 + 2 H20
H2S04 + 2 KOH -
mocny
obojętny pH = 7
Chemiczny ogród utworzony w wyniku reakcji strąceniowych anionu krzemianowego i kationów niektórych metali
zobojętnianie
Al3+ + 3 Cl” + 3 H20 ^
>
Al(OH ) 3 + 3 HCl Al(O H )3 + 3 H+ + 3 Cl-
Al3+ + 3 H 20 ? ± Al(O H )3 + 3 H +
zapis cząsteczkowy zapis jonowy - jonowo zapisuje się tylko mocne elektrolity zapis jonowy skrócony - równanie hydrolizy
więcej na WWW.ZDASZ.TO
i
112
48. Otrzymywanie kwasów, wodorotlenków i soli
j V. ROZTWORY I REAKCJE ZACHODZĄCE W ROZTWORACH WODNYCH
48. Otrzymywanie kwasów, wodorotlenków i soli ■
Otrzymywanie kwasów
tlenek kwasowy
2
woda
1
Przykładowe rownanij reakcii
Produkty niemetal
wodór
■
Otrzymywanie soli
*-P-
Substraty
Lp. 1
|
H2 + CI2 — 2 H C l(g)
■ kwas tlenowy
Mn207+ H 20 — ^-żHMnCb
HC'(g)
Substraty metal
2 ' metal nieszlachetny
■ kwas beztlenowy - po roz puszczeniu otrzymanego gazu w wodzie
^ HC*(aq)
mocny kwas
sól
■słaby kwas beztlenowy lub słaby kwas tlenowy ■ sól
Piodukty niemetal
■ sól beztlenowa
kwas
■sól ■wodór
Przykładowe równania reakcji „
■ Na2S + 2 HCl —*■2 NaCl + H2Sf
w formie jonowej: Mg + 2 H+—»• Mg2++ H2t
3
4
w formie jonowej: S2' + 2 H ł - > H 2S ■ K2Si03 + H2S04 —> H2Si03ł + K2S04
metal szlachetny
tlenek zasadowy lub amfoteryczny
kwas utlenia jący
■sól ■tlenek niemetalu ■woda
kwas
■ sól ■woda
■ MgO + 2 H N03— ►Mg(N03)2 + H20 w formie jonowej: MgO + 2 H+ —► Mg2++ H20
Al20 3 + 6 H+—►2 Al3+ + 3 H20
1
metal aktywny
woda
lilii 2
tlenek metalu 1.
woda
lub 2. grupy układu okresowego (bez Be) 3
kwas
zasadowy wodorek
woda
sól
zasada
* LiOH + HC104 —
LiCl04 + H20
w formie jonowej:
■wodorotlenek rozpuszczalny w wodzie = ■wodór ■wodorotlenek rozpuszczalny w wodzie
■wodorotlenek rozpuszczalny w wodzie ■ wodór ■wodorotlenek ■sól ; ;
■ Cu(OH)2 + 2 H C l—*■CuCl2 + 2 H20
Ca + 2 H 20 —►Ca(OH) 2 + H2ł
w formie jonowej:
w formie jonowej:
Cu (OH)2 + 2 H+ — Cu2++ 2 H20
Ca + 2 H 20 —^ Ca2+ + 2 O H " + H2t
■2 KOH + H3P04 —*■K2HP04 + 2 H20
K20 + H 20 — ►2 KOH
w formie jonowej: H+ + OH-—* H 20
w formie jonowej:
NaH + H 20 — »• NaOH + H2+
6 7
denek zasadowy lub i amfoteryczny zasada
w formie jonowej:
tlenek kwasowy
■ sól tlenowa
tlenek kwasowy
■sól tlenowa ■woda
FeCl3 + 3 KOH —»- Fe(OH)3ł + 3 KCI
8
w formie jonowej:
•• Zadanie 1. Woda wapienna to nasycony roztwór wodorotlenku wapnia. Zaznacz poprawną odpowiedź.
sól rozpuszczalna j w wódzię
9
sól uwodniona
10
amoniak
sól rozpusz czalna w wodzie
kwas
■ 12 KOH + P4O10 —►4 K3P04 + 6 H20 w formie jonowej:
■ sól trudno rozpusz czalna w wodzie ■ sól rozpuszczalna w wodzie
w formie jonowej:
■ sól bezwodna ■ woda
■ CuS04 ■5 H20 --- U
■ sól amonowa
■ Na2C03 + CaCl2—►CaC03ł + 2 NaCl C032" + Ca2+—►CaC03ł -
-
■ NH3 + H N 03—
temp.
CuS04 + 5 H20
NH4N03
w formie jonowej:
Ile gramów wapnia należy użyć do przygotowania 500 g wody wapiennej?
NH3 + H+— NH4+
Przyjmij, że rozpuszczalność Ca(OH)2 w wodzie wynosi 0,15 g/l00 g wody. I J C . 0,52 g
■ Na20 + N20 5 —*■2 NaN03
12 O H -+ P4O10—^4 PO43- + 6 H20
■ Zadania
□ B. 0,41 g
/
NaH + H 20 — *■Na++ OH- + H2t
Fe3+ + 3 OH- —*■Fe(0H )3ł
□ A. 0,33 g
■sól ■ woda
Przykładowe równania reakcji
K20 + H 20 - ^ 2 K+ + 2 0H-
metalu
4
wodorotlenek
H+ + OH-—^ H 20
* ... ■■HM
Suhsti.ity
Cu + 4 H++ S042“ — Cu2++ S02t + 2 H20
■Al20 3 + 6 H C l— *~2 AlCl3 + 3 H20
Otrzymywanie wodorotlenków
Lp.
■ Cu + 2 H2S04(stęż) —►CuS04 + S02t + 2 H20 w formie jonowej:
w formie jonowej: 5
■
FeS
■ Mg + 2 HCl —► MgCl2 + H2t
w formie jonowej: Si032~ + 2 H+—► H2Si03ł
I
temp.
■ Fe + S --- U
i
w formie jonowej: Mn20 7 + H20 — 2 H++ 2 Mn04~ 3
113
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 wydzielał się bezbarwny gaz. Oblicz stężenie procentowe otrzymanego roztworu wodorotlenku sodu.
■ Zadanie •• Zadanie 3. Chlorowodór, otrzymany w reakcji chlorku sodu z kwasem siarkowym(VI) w podwyższonej temperaturze, wprowadzono do wody i otrzymano 250 cm3 kwasu solnego o stężeniu 0,4 mol •d rrr3. Zaznacz poprawną odpowiedź.
Zaznacz poprawne dokończenie zdania. Stężenie procentowe otrzymanego roztworu NaOH wynosi
Ile gramów NaCl przereagowało z kwasem siarkowym(VI) przy założeniu, że wydajność tej reakcji wynosi 100%?
□ A. 17%
□ A .n ,7 0 g
więcej na WWW.ZDASZ.TO
O B . 20%
:
O C . 23%
0 0 .2 5 % ;
r ]B .8 ,3 2 g
dc. 5,85 g
□ D. 2,93 g
więcej na WWW.ZDASZ.TO
114
j V. ROZTWORY I REAKCJE ZACHODZĄCE W ROZTWORACH WODNYCH
Sprawdzian po dziale V •• Zadanie 1. Do trzech naczyń z wodą dodano oddzielnie trzy różne sole. Każda z nich jest solą słabego
VI. Reakcje utleniania i redukcji
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.
49. Stopień utlenienia pierwiastka
Uzupełnij zdania, tak aby były prawdziwe. Wstaw w każdą luką odpowiednie określenie. równą wartości ■ mniejszą niż w artość ■ większą niż wartość I.
Do
naczynia nr 1 dodano sól pochodzącą od kwasu,
którego stała
dysocjacji
ma wartość
którego stała
dysocjacji
ma wartość
■ Stopień utlenienia Sód reaguje z chlorem:
____________stałej dysocjacji zasady. II.
Do
naczynia nr 2 dodano sól pochodzącą od kwasu,
___________________ stałej dysocjacji zasady.
Magnez reaguje z siarką:
N a ^ - Ć L
M g O S :
Atom sodu oddaje 1 elektron, czyli jest na I stopniu utlenienia.
Atom magnezu oddaje 2 elektrony, czyli jest na II stopniu utlenienia.
Atom chloru przyjmuje 1 elektron, czyli jest na -I stopniu utlenienia.
Atom siarki przyjmuje 2 elektrony, czyli jest na -II stopniu utlenienia.
III. Do naczynia nr 3 dodano sól pochodzącą 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
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:
b) Uzupełnij zdanie. W staw w każdą lukę odpowiednie wyrażenie
® Stopień utlenienia pierwiastka to liczba oddanych lub przyjętych przez atom elektronów, przy założeniu, że wszystkie wiązania w tym związku są wiązaniami jonowymi.
wybrane z podanych. wydziela się bezbarwny gaz * wydziela się gaz o zielon kawej barwie ■ strąca się osad ■ roztwór zabarwia się W
na niebiesko ■ roztwór się odbarwia
Stopień utlenienia zapisuje się cyfrą rzymską nad symbolem pierwiastka; może on być liczbą dodatnią lub ujemną, np.: i
Podczas przeprowadzonego doświadczenia___________________ i ____________________ • • Zadanie 3. Zaznacz poprawne dokończenie zdania. [_jB. sączenie.
••• Zadanie 4. Zaznacz poprawną odpowiedź. Ile cm3 kwasu solnego o stężeniu 0,1 mol •dm-3 należy dodać
VII VI
□ C. 24,6 cm3
V
□ D. 27,2 cm3
•• Zadanie 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 autodysocjacji wody).
IV Stopień utlenienia
□ B. 20,4 cm3
Reakcja spalania sodu w chlorze
[ j C. sedymentację.
do 20 cm3 roztworu wodorotlenku sodu o stężeniu 0,1 mol •drrr3, aby otrzymać roztwór o pH = 3? □ A. 18,5 cm3
- ii
ii
D Zmiana stopni utlenienia wybranych pierwiastków bloku s i p w połączeniach z wodorem i tlenem
Do rozdzielenia niejednorodnej mieszaniny skrobi z wodą najlepiej zastosować L J A. odparowanie.
-i
NaCl, Mg S
A
Li
Be
B
C
ji.
N
O
FA
Ne
Na
Mg
Al
s
Si
o
ó Ó -IV
Ó
Cl ó
Ó Ó
-V -VI -VII
X - stopień utlenienia w połączeniach z tlenem O - stopień utlenienia w połączeniach z wodorem
c) Napisz w formie jonowej równanie reakcji zachodzącej podczas doświadczenia nr 3.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
116
50. Przewidywanie stopnia utlenienia pierwiastków j
VI. REAKCjE UTLENIANIA I REDUKCJI
117
50. Przewidywanie stopnia utlenienia pierwiastków
■ Reguły określania stopni utlenienia
■ Informacje wstępne 0
Pierwiastki w stanie wolnym mają zawsze stopień utlenienia i równy 0. ----- j. Litowce we wszystkich związkach chemicznych mają stopień utlenie 2 nia równy I. 3
0
0
KCl, Li20, HCOONa li
li
MgS, BeO, CaC2
we wszystkich związkach chemicznych ma stopień utlenienia równy -1. /
HF, CaF2,OF2
-i
-i
i
l
i
- l - l
-n
11
-1
ns*
16
17
ns?npx x = l, 2 , ..., 6
blok d
-1
x = 1, 2
H20 2, Na20 2 -1/2 ko2
u
-1
ni
(n -])dxns2 x = 1, 2 , ..., 10
-u
Stopień utlenienia pierwiastka w jonie prostym jest równy ładunkowi tego jonu.
Cu2+, Fe3+, CH, S2-
Suma stopni utlenienia wszystkich pierwiastków wchodzących w skład cząsteczki związku chemicznego wynosi 0.
K2Cr20 7 2 •1+ 2 ■x + 7 •(-11) = 0 x = VI
1
15
blok p
12
- ii
k2o, h n o 3, c h 3o h
■ponadtlenków, w których tlen występuje na -1/2 stopniu utlenienia, ■związków Z fluorem, w których tlen występuje na dodatnich stop... niach utlenienia.
Konfiguracja elektronowa elektronów walencyjnych, x- liczba elektronów,
jr-ll
n
- numer okresu
Atom pierwiastka w procesie jonizacji dąży do osiągnięcia oktetu lub dubletu elektronowego w wyniku: ■ oddania wszystkich elektronów walencyjnych - maksymalny stopień utlenienia; * przyjęcia tylu elektronów, ilu brakuje mu do oktetu lub dubletu elektronowego - minimalny stopień utlenienia; ■ oddania tylu elektronów, ilu brakuje mu do zapewnienia stabilności atomu (albo orbitale całkowicie zapeł nione, albo dokładnie w połowie).
X -H _
9
Suma stopni utlenienia wszystkich atomów wchodzących w skład jonu jest równa ładunkowi jonu.
Mn0 4 1 -x + 4 x = VII
10
Stopień utlenienia niemetalu wchodzącego w skład jonu reszty kwasowej jest taki sam, jak stopień utlenienia tego niemetalu w od powiednim kwasie.
H3P04, Fe3(P04)2
11
W związkach organicznych każdy atom węgla traktuje się oddzielnie. Suma stopni utlenienia węgla i połączonych z nim podstawników wynosi 0.
12
W cząsteczkach estrów, gdy atom tlenu występuje jako element łań cucha węglowego, jego stopień utlenienia dzieli się równomiernie na dwa sąsiadujące atomy węgla.
(-11) = - !
■ Przewidywanie stopnia utlenienia pierwiastków Na podstawie konfiguracji elektronowej elektronów walencyjnych i procesów jonizacji zgodnych z regułą oktetu i dubletu elektronowego można ustalić typowe stopnie utlenienia pierwiastków.
/fili
{
\/0
ch^
\ /Ml
\
c h J - c h -Mc o o h )
\OH/ 1+
x + (- ll)+
(-l) =0
x= II
u —C. r //0 H y xo - c h 3 -| +
y + 3 • 1= 0
□ Przykład 1. Oblicz stopień utlenienia atomu manganu w związku o wzorze K2MnCb i podaj jego nazwę. ,
_,|
j
■
j
m
|
Odpowiedź: Stopień utlenienia manganu wynosi VI. Nazwa związku to: manganian(VI) potasu.
Zapisujemy wzór związku ze stopniami utlenienia, które są znane: K2Mn04 Obliczamy stopień utlenienia manganu: 2 •I + x + 4 • (-II) = 0, zatem x = VI
więcej na WWW.ZDASZ.TO
14
blok s
6
Rozwiązanie
10
H20, C2H6, H2S04i NaH, CaH2
Tlen w związkach chemicznych ma stopień utlenienia równy-U, z wyjątkiem: m nadtlenków, w których tleń występuje na -1 stopniu utlenienia,
8
13
-i
-u
l
18
li
Berylowce we wszystkich związkach chemicznych mają stopień utlenienia równy II.
Wodórw związkach chemicznych (nieorganicznych i organicznych) |§ lB |a ma stopień utlenienia równy 1, z wyjątkiem wodorków metali, w któ rych występuje ha—1stopniu utlenienia.
U
Przynależność pierwiastka do danego bloku konfiguracyjnego układu okresowego pierwiastków zależy od konfiguracji elektronowej jego elektronów walencyjnych.
Na, S, 0 2, P4
F lu o r
4
0
y = -ll
Określenie stopnia utlenienia pierwiastka na podstawie konfiguracji jego atomu nie oznacza, że w związkach chemicznych Sany pierwiastek będzie zawsze występował na wyznaczonym stopniu utlenienia.
□ Blok s ■ Atomy pierwiastków 1. grupy układu okresowego oddają po 1 elektronie walencyjnym - stopień utlenienia litowców jest zatem równy I. ii Na: [Ne]3s11 , , f- le stopień utlenienia = I 37Rb:[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 ■stopień utlenienia = II 56Ba: [Xe]6s2
□ 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 stopniu utlenienia.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
118
! VI. REAKCJE UTLENIANIA I REDUKCJI
■ 6C: [He]2s22p2
51. Utlenianie i redukcja. Utleniacze i reduktory i 119
—
|______
51. Utlenianie i redukcja. Utleniacze i reduktory
-2 e~ z podpowłoki 2p => stopień utlenienia = II -4 e_ walencyjne => stopień utlenienia = IV
■ Utlenianie i redukcja
+4 e~ do podpowłoki 2p => stopień utlenienia = -IV ■ 7N: [He]2s22p3
-3 e~ z podpowłoki 2p => stopień utlenienia =111 -5 e~ walencyjnych => stopień utlenienia = V +3 e~ do podpowłoki 2p => stopień utlenienia = -III
■ 16S: [Ne]3s23p4
-4 e" z podpowłoki 3p => stopień utlenienia = IV -6 e_ walencyjnych => stopień utlenienia = VI
* Utlenianie to proces polegający na oddawaniu elek-
■ Redukcja to proces polegający na przyjmowaniu
tronów przez atomy pierwiastka, który wiąże się z podwyższeniem jego stopnia utlenienia: 0 , np. Mg *■Mg2+ + 2 e_
elektronów przez atomy pierwiastka, który wiąże się z obniżeniem jego stopnia utlenienia' o np. S + 2 e~ —•>S2“
+2 e"d o podpowłoki 3p => stopień utlenienia = -II ■ 17CI: [Ne]3s23p5
Utlenianiu zawsze towarzyszy redukcja.
-5 e~ z podpowłoki 3p => stopień utlenienia = V -7 e_ walencyjnych =4>stopień utlenienia = VII
■ Utleniacze i reduktory
stopień utlenienia = I
-1 e~ z podpowłoki 3p (pozostaną 4 e~ sparowane) :
-3 e~ z podpowłoki 3p (pozostaną 2 e~ sparowane) = stopień utlenienia = III +1 e_ do podpowłoki 3p => stopień utlenienia = -I
□ Blok d -1 e_ z podpowłoki 4s =4>stopień utlenienia = I
■ 24Cr: [Ar]3d54s1
-6 e_ walencyjnych => stopień utlenienia = VI -2 e_ (1 e_ z
utlenienia = II podpowłoki 4s i 1e_z podpowłoki stopień 3d)
-3 e~ (1 e- z
utlenienia = III podpowłoki 4s i 2e_z podpowłoki stopień 3d)
■ 25Mn: [Ar]3d54s2 -2 e_ z podpowłoki 4s => stopień utlenienia = II -7 e^ walencyjnych => stopień utlenienia = VII -6 e~ (2 e~ z podpowłoki 4s i 4 e~ z podpowłoki 3d) => stopieńutlenienia = VI (np. M n0 42“ ) ■ 26Fe: [Ar]3d64s2
~2 e_ z podpowłoki 4s => stopień utlenienia = II
■ Utleniacz to substancja, która powoduje utlenienie innej substancji, a sama się redukuje.
■ Reduktor to substancja, która powoduje redukcję innej substancji, a sama się utlenia.
Utleniacz obniża swój stopień utlenienia w wyniku przyjęcia elektronów.
Reduktor podwyższa swój stopień utlenienia w wyniku oddania elektronów.
Utleniacz się redukuje.
Reduktor się utlenia.
Utleniaczami są:
Reduktorami są:
■ pierwiastki mające dużą elektroujemność, np. fluor, chlor, tlen, siarka, azot;
■ pierwiastki mające małą elektroujemność, np. litowce, berylowce, glin, węgiel, wodór;
■ związki chemiczne lub jony, w których atom pier
■ związki chemiczne lub jony, w których atom pier
wiastka może obniżyć stopień utlenienia, np. Ca2+, Cr20 72-, H20 2, KM n04;
wiastka może podwyższyć stopień utlenienia, np. N 0 2T S2-, Fe2+, CO.
■ mocne kwasy tlenowe, np. H N 0 3.
-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>stopień utlenienia=VI (rzadko
■ Zadania
spotykany, np. Fe042_) ■ 29Cu: [Ar]3cn°4s1 -1 e~ z podpowłoki 4s => stopień utlenienia = I
• Zadanie 1. W roztworze wodnym zachodzi reakcja opisana za pomocą równania jonowego skróconego.
-2e~ (1 e~ z podpowłoki 4s i 1 e- 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
Cu2++ Zn —
Cu + Zn2+\
Ustal, czy cynk w podanej reakcji jest utleniaczem czy reduktorem. Zaznacz poprawne dokończenie zdania oraz jego uzasadnienie.
II stopniu utlenienia.
Cynk w podanej reakcji jest
■ 30Zn: [Ar]3(f°4s2 -2 e" z podpowłoki 4s => stopień utlenienia = II
; A. utleniaczem,
ponieważ
\ f B. reduktorem,
Q
c. się utlenia. : D. się redukuje.
•• Zadanie:2^Przyporządkuj podane drobiny funkcjom, które mogą pełnić. Zaznacz w każdym wierszu odpowiednie litery.
■ 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 odpowiednie komórki liczby wybrane z podanych. IV
-IV
V
VI
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
VII
II. Tylko reduktory: A / B / C / D / E / F / G / H Konfiguracja elektronowa atomu
1s22s22p2
III. Utleniacze lub reduktory: A / B / C / D / E / F / G / H
1s22s22p5
1s22s22p4
1s22s22p 3
•• Zadanie 3. Zaznacz poprawną odpowiedź. W którym wierszu poprawnie określono właściwości utleniająco-redukujące poszczególnych jonów?
Maksymalny stopień utlenienia
Tylko utleniacze
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
.-
więcej na WWW.ZDASZ.TO
h
[Jc .- i
[JD .ii
□
e.
ni
Q
f. iv
Q
g. V
H. VI
Tylko reduktory
Utleniacze lub reduktory
A.
NH4+, Mn042-, S 0 32-
S 0 42-, NO3-, Mn2+, B r
M n04_, N 0 2~
B.
M nO Q , NH4+, B r
N 0 2-, S 0 32-, Mn042~
S0 42-, N 0 3~, Mn2+
C.
S0 42-, Mn04~, N 0 3-
NH4+, B r
Mn2+, S 0 32-, N 0 2-, M n O Q więcej na WWW.ZDASZ.TO
120
52. Reakcje utleniania-redukcji
VI. REAKCJE UTLENIANIA I REDUKCJI
52. Reakcje utleniania-redukcji
121
□ Równanie reakcji zapisane w postaci jonowej utlenianie
■ Informacje wstępne
utlenianie -1 ei ? I -I o o 2NaCl 2 Na + Cl2 -
■ Reakcja utleniania-redukcji (redoks) to reakcja,
V!
IV
w której następuje zmiana stopni utlenienia pier reduktor utleniacz 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
,
redukcja
□ Reakcja z udziałem związków organicznych utlenianie 1 11 111 1 CH3CHO +2 Cu(OH)2 —* CH3COOH + Cu20 ł +2 H20
Reakcje utleniania-redukcji
reduktor
¡en sam pierwiastek jednocześnie utienia się i redukuje Warunek’ pierwiastek musi występować na co najmniej trzech róznytn stopniach utlenienia
• ¡scc-n - podwyższa s-.opicń ut^eficn a - i/Jec.la sic;
VI
reduktor
pierwiastka (reakcje dysproporcjonowania i synproporcjonowania).
dwa rożne pierwiastki zmieniają stopień utlenienia:
III
Cr2072" + 3 S032~+ 8 H+—» 2 Cr3++3 S042- +4 H20 utleniacz
: d rugi - o b r ża s io p :c ń
H
reakcja
utleniacz
redukcja
□ Przykład 1. Określ, czy reakcja zapisana za pomocą poniższego równania jest reakcją utleniania-redukcji. NaOH + H C l—
NaCl + H20
reakcja dysproporcjonowania
synproporejonowarna
Rozwiązanie: Zapisujemy równanie reakcji ze stopniami utlenienia atomów i oceniamy, czy atomy zmieniły stopień utlenienia.
utleniaczem i reduktorem jest ta sama substancja
produktem utleniania i redukcji jest ta sama substancja
NaOH + HCl —*■NaCl + H20
i -n i
i
-i
i
-i
i - ii
Odpowiedź: Żaden atom nie zmienia stopnia utlenienia, nie jest to zatem reakcja redoks. utlenianie -2 e- | IV o 2 COt COi + C
utlenianie | 2 •(-1 e~) = -2 -i -ii o 2 H20 2 — > 2 H20 + 02t
utlenianie j -2 e" | 0 1 ii o Mg +2 HCl — » MgCl2 + H2T
utleniacz
utleniacz reduktor
reduktor utleniacz
|
|
redukcja 2 ■(+1 e~) = +2 e"
.
redukcja
redukcja +2 e"
|
2 ■ (+1 e“)= +2 e-
■ Zadania
reduktor
• Zadanie 1. Reakcję wapnia z kwasem chlorowodorowym (kwasem solnym) można przedstawić dwoma równaniami połówkowymi. Utlenianie:
C a —*■Ca2i + 2 e"
Redukcja:
2 H4 1-2 e —»• H 2
Uzupełnij zdanie. Wpisz w każdą lukę odpowiedni wzór lub symbol wybrany z podanych.
i
■ Przykłady reakcji utleniania-redukcji □ Reakcja, w której atomy dwóch różnych pierwiastków zmieniają stopień utlenienia utlenianie
W opisanej reakcji chemicznej utleniaczem jest
!
, a reduktorem jest
.
•• Zadanie 2. Nad i pod równaniem reakcji utleniania-redukcji znajdują się oznaczenia - cyfry od 1 do 6 . Zaznacz poprawną odpowiedź.
IV -i ii o Mn0 2 + 4 HCl — > MnCl2 + Cl2t + 2 H20 utleniacz
Ca * Ca2+ 1 H, « Hł
W którym zestawie poprawnie przyporządkowano cyfry odpowiednim znaczeniom?
reduktor
redukcja
□ Reakcja dysproporcjonowania
utlenianie
utlenianie III v II 3 HN02 — > HN03 + 2N0T+H20
HCIO3 + 5 HCl— >3 C°l21+ 3 H20 utleniacz
utleniacz reduktor
redukcja
więcej na WWW.ZDASZ.TO
4 Zn + N03" +10 H+ — » 3 H20 + NH4++4 Zn2
□ Reakcja synproporcjonowania
reduktor
redukcja
1
Utleniacz
2
3
Reduktor
Utlenianie
Redukcja
3
1
4
6
2
3
5
4
2
1
4
■ - : 5 ";-
3
1
6
5 więcej na WWW.ZDASZ.TO
I
122
VI. REAKCJE UTLENIANIA I REDUKCJI
53. Bilansowanie równań reakcji utleniania-redukcji i 123
53. Bilansowanie równań reakcji utleniania-redukcji
□ Bilansowanie równania reakcji, w której liczba atomów pierwiastka zmieniającego stopień utlenienia jest większa niż 1
■ Etapy bilansowania równań reakcji utleniania-redukcji
VI
Etapy uwzględniające całe indywidua, które zawierają atomy zmieniające stopień utlenienia
Etapy uvizqlednidiqre tylko atomy, które zmieniają stopnie utlenienia
VI
Redukcja:
IV
VI
C + H2S04 2.
III
v
II!
2 Cr + 2 ■3 e~ —►2 Cr
Utlenianie:
|-1
v
iii
s 1. Obliczenie stopni utlenienia pierwiastków występujących w równaniu reakcji 0
111
K2Cr20 7 + H2S0 4 + KN 02 — Cr2(S0 4)3 + KN 0 3 + I^ S 0 4 + H20
N —^N + 2e~
|-3
IV
c o 2 + so2 + h 2o
Równanie zbilansowane: K2Cr20 7 + 4 H2S0 4 + 3 KN0 2 — Cr2(S0 4)3 + 3 KN03 + K2S0 4 + 4 H20
Określenie utleniacza i reduktora t-USCL - utleniacz, C —reduktor
: 3. Algorytm ustalania współczynników - ułożenie bilansu i elektronów oddanych i pobranych (liczba elektronów } oddanych musi być równa liczbie elektronów pobranych)
□ Bilansowanie równania reakcji, w której część atomów jednego pierwiastka zmienia sto pień utlenienia, a część atomów pozostaje na tym samym stopniu utlenienia
3. Zapisanie połówkowych równań reakcji, zgodnie z za sadą zachowania masy i ładunku, oraz ułożenie bilansu elektronów oddanych i pobranych (liczba elektronów oddanych musi być równa liczbie elektronów pobranych)
O
■utlenianie
■ utlenianie
o
IV
o
Utlenianie:
IV
C —»►C02 + 4 e" | •1
-C + 4e-| •1
Redukcja:
S +2e~
N + 3 e ~ —»-N
o
4.
C + 2 H2S04
C + 2 H20 + 2 S042- + 8 H+ + 4 e“ —► C02 + 4 H++ 4 e- + 2 S02 + 4 H20
C02 + 2 S02 + H20
Dodanie stronami połówkowych równań reakcji
C + 2 H2S04- ^ C02 + 2 S02 + 2 H20
□ Bilansowanie równania reakcji, w której jedną z substancji jest pierwiastek występujący w postaci cząsteczkowej V
v
j
3 Cu + 8 HN0 3 — 3 Cu(N03)2 + 2 NO + 4 H20
v Cl + 6 e-
Utlenianie:
o v Br2 —^ 2 B r + 2-5e
vi/-n Na2 S2 0 3 + HCl Utlenianie:
-ii o S —^ S + 2 e -
Redukcja:
S + 2 e~— > S
-Ci
_
o iv NaCl + S + S 0 2 + H20
IV
Równanie zbilansowane: Na2S20 3 + 2 HCl — 2 NaCl + S + S0 2 + H20
□ Bilansowanie równania reakcji dysproporcjonowania IV III v n o 2 + h 2o —► h n o 2 + h n o 3
H Br0 3 + HCl III
•5
Redukcja:
N + le ~ —>N
•3
Utlenianie:
iv v N —^ N + le -
Równanie zbilansowane:
Równanie zbilansowane: 5 HCIO3 + 3 Br2 + 3 H20 —►6 HBr0 3 + 5 HCl
więcej na WWW.ZDASZ.TO
□ Bilansowanie równania reakcji, w której pierwiastek w jednym związku występuje na dwóch różnych stopniach utlenienia
IV
Redukcja:
v
■ Liczba atomów po obu stronach równania musi być sobie równa - wstawiamy odpowiedni współczynnik przed H20.
o
HCIO3 + Br2 + H20
II
(2 + 6) H N 0 3, czyli 8 H N 0 3
VI
■ Przykłady bilansowania równań reakcji utleniania-redukcji
v
stopień utlenienia ^2 N oj, a 6 atomów azotu nie zmienia stopnia utlenienia ^3Cu(N03)2J.
5. Zapisanie zbilansowanego równania reakcji
5. Dobranie pozostałych współczynników zgodnie z zasadą zachowania masy C + 2 H2S04 —^ C02 + 2 S02 + 2 H20
II
■ Na podstawie wpisanych współczynników bilansujemy równanie reakcji - 2 atomy azotu zmieniają swój
2 S042- + 8 H+ + 4 e_ —►2 S0 2 + 4 H20 4. Uzgodnienie współczynników w reakcji wyjściowej
|-2
3 Cu + H N 0 3 —*■3 C u(N 03)2 + 2 NO + H20
S02 | •2
Po stronie produktów brakuje atomów tlenu - dopisuje my zatem odpowiednią liczbę cząsteczek wody. Dopisa nie cząsteczek wody spowodowało, że teraz po stronie substratów brakuje atomów wodoru - dopisujemy zatem odpowiednią liczbę kationów wodoru. Otrzymane równanie redukcji:
|-3
Nie wpisujemy współczynnika wynikającego z równania redukcji przed H N 0 3, ponieważ nie wszystkie atomy azotu zmieniają stopień utlenienia.
IV
SO„2- + 2 e-
II
■ Wpisujemy współczynniki stechiometryczne przed: Cu, C u(N 03)2 oraz NO
■ redukcja VI
V
II
Równanie zbilansowane:
C + 2 H20 —►C02 + 4 H++ 4 e-
VI
II
II
C u - ^ C u + 2e_ v
Po stronie substratów brakuje atomów tlenu - dopi sujemy zatem odpowiednią liczbę cząsteczek wody. Dopisanie cząsteczek wody spowodowało, że teraz po stronie produktów brakuje atomów wodoru - dopisuje my zatem odpowiednią liczbę kationów wodoru. Otrzymane równanie utleniania:
■ redukcja
V
Cu + H N 0 3 — Cu(N 03)2 + NO + H20
2 N0 2 + H20 —► HN02 + HN0 3
więcej na WWW.ZDASZ.TO
124
Sprawdzian po dziale VI
! VI. REAKCJE UTLENIANIA I REDUKCJI
-i
o
K I0 3 + HI + H2S0 4 — Redukcja:
v o 21 +2-5 e- — > l2 -i
Utlenianie:
125
Sprawdzian po dziale VI
□ Bilansowanie równania reakcji synproporcjonowania v
i
l2 + K2S 0 4 + H20
• Zadanie 1. Atomy dwóch pierwiastków, oznaczonych umownie literami X i Y, mają w stanie podstawowym podane konfiguracje elektronowe. ^ Atom pierwiastka X: ls22s22p2
| •1
Atom pierwiastka Y: ls22s22/?63s23p64s13d5
o
2 1 —H 2 + 2-le~
|-5
Oceń prawdziwość każdego zdania. Zaznacz P, jeśli zdanie jest prawdziwe, lub F, jeśli jest fałszywe.
Równanie zbilansowane: 2 K I0 3+ 10 HI + H2S0 4 — 6 12 + K2S0 4 + 6 H20
1
W związkach chemicznych 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 utlenienia równy 0.
P/F
III
W związkach chemicznych minimalny stopień utlenienia pierwiastka X jest równy-IV, a pier wiastka Y jest równy 1.
P/F
□ Bilansowanie równania reakcji z udziałem związków organicznych vi -1 K2Cr20 7 + CH3CH2OH + H2S 0 4
Redukcja:
vi 111 2Cr + 2-3e —>2 Cr
Utlenianie:
-i m C —^ C - M e -
111 hi ► Cr2(S0 4)3 + CH3COOH + K2S 0 4 + H 20
|-2 |-3 j
Równanie zbilansowane: 2 K2Cr20 7 + 3 CH3CH2OH + 8 H2S0 4 —^ 2 Cr2(S0 4)3 + 3 CH3COOH + 2 K2S0 4 + 11 H20 j
j
□ Bilansowanie równania reakcji redoks zapisanej w postaci jonowej VI
o
S0 42~ + Zn + H+ —* S2“ + Zn2+ + H20
•• Zadanie 2. Przedstawiono równanie reakcji utleniania-redukcji.
j j
2 M n04- + 10 CU + 16 H+—►2 Mn2+ + 5 Cl2 + 4 H20 Uzupełnij zdania, tak aby były prawdziwe. Zaznacz w każdym zdaniu odpowiednie informacje. I. W reakcji przebiegającej zgodnie z powyższym równaniem jony M n 0 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.
Równanie takie można zbilansować na dwa sposoby: ■ Zapisanie bilansu elektronowego dla atomów pierwiastków, które uległy utlenieniu i redukcji Utlenianie:
11 Z n —^ Z n + 2e“
Redukcja:
vi -u S + 8 e~—^ S
o
|-4
III. jony Mn04_ / 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 współczynnik stechiometryczny wynosi 1 , to wpisz liczbę 1 ).
|-1
J 1 ■2 ■ 3 ■4 • 5 • 6
Bilans ładunku w równaniu głównym - sumy ładunków jonów po obu stronach równania muszą być równe: S0 42“ + 4 Zn + 8 H+—^ S2~ + 4 Zn2+ + 4 H 20 ■ Zapisanie równań redukcji i utleniania z uwzględnieniem całych indywiduów zawierających atomy, które zmieniają stopień utlenienia VI
Redukcja:
.
CH 3CHO +
j
Cu(O H)2 + _____ 0H-_— _____ C H 3COO- + ______Cu20 + ______H20
••• Zadanie 4. Podano schematy trzech reakcji utleniania-redukcji. 1. Mn2+ + Br2 + O H " —»• M n04~ + B r + H20
“U
2. S2- + 12 + OH- — S0 42" + 1- + H20
S 0 42- + 8 e- —► S2
Równanie połówkowe musi być zbilansowane (bilans materiałowy). Obecnie po stronie produktów brakuje
3. B r + Br03- + H +—►Br2 + H20
atomów tlenu. W takim przypadku należy dopisać po prawej stronie odpowiednią liczbę cząsteczek wody
Dla każdego równania reakcji redoks określ stosunek molowy utleniacza do reduktora (nutl : nred). Zastosuj metodę bilansu jonowo-elektronowego. Uzupełnij zdania.
(woda jest wśród produktów reakcji): S0 42" + 8 e_ —►S 2~ + 4 H20
Wpisz w każdą lukę odpowiedni stosunek liczbowy wybrany z podanych.
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 u Utlenianie: 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"
j
I.
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
Stosunek molowy nu t : nred w reakcji 1. wynosi_______ .
II.
Stosunek molowy r?ut|: nred w reakcji 2. wynosi
III.
Stosunek molowy nut|: nred w reakcji 3. wynosi_______.
___ .
••• Zadanie 5. Nadtlenek wodoru w zależności od warunków prowadzenia reakcji utleniania-redukcji może być utleniaczem lub reduktorem. Zapisz połówkowe równania reakcji. Utlenianie H20 2:
Po dodaniu stronami równań utleniania i redukcji zbilansowane równanie reakcji jest następujące: S042- + 4 Zn + 8 H+—►S2- + 4 Zn2++ 4 H20
Redukcja H20 2:
Uwaga. W roztworach wodnych liczby atomów wodoru i tlenu bilansujemy przez użycie cząsteczek wody, jonów H + lub OH".
więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
54. Metale - właściwości fizyczne
j
127
□ Struktura przestrzenna metali
VII. Metale
Kationy 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 takimi samymi 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.
54. Metale - właściwości fizyczne ■ Informacje wstępne Zdecydowana większość pierwiastków chemicznych to metale. 18
1 1
He
z podziałem na metale i niemetale
■H
15
16
17
2 3Li
2 4Be
,B
„c
N
.0
,F
, Ne
„Na
Mg
,3Al
I4SI
,rP
„5
„Cl
, Ar
3
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
23v
,,Cr
25Mn
7. Fe
. Co
28NÍ
Cu
...Zn
,i Ca
32Ge
33AS
34Se
35Br
„Kr
Mo
„Tc
;.RU
„Rh
■ rPd
4?Ag
„Cd
49In
Sn
..Sb
,,Te
531
"Xe
- Pt
....Au
„Hg
.Tl
= .Pb
B3Bi
Po
85At
86Rn
4 ■A
20Ca
.Sc
Ti
5 37Rb
38Sr
39Y
40Zr
6 ,,Cs
56Ba
i
La
-.Hf
7 .Fr
r-Ra
-,Ac
,„,Rf
metale
| L--- •-
niemetale
[
„Nb
Struktury przestrzenne metali: a - heksagonalna - takie kryształą tworzą magnez, kobalt i cynk, b - regularna - takie kryształy tworzą np. żelazo i chrom, c - heksagonalno-regularna - takie kryształy tworzy np. miedź
■ Właściwości fizyczne metali Struktura wiązania metalicznego decyduje o specyficznych właściwościach metali takich, jak:
.Ta
,W
®Db io6Sg
.Ce
Pr
rTh
9, Pa
,,Re
.Os
,07Bh ,0SHs
Ir
.Mt „gDS
r
„Tb
.„Dy
. Ho
95Am ..Cm
,. Bk
98Cf
,,Es
.-„Nd ,.Pm 62Sm 63Eu ,U
„.Np
■,Pu
■ 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 również elektrony orbitali d;
.. Lv
-.FI
,-Rg „2Cn
f Er
id o
,.,Tm
Fm , Md
■ 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;
. Yb ,02
No
,Lu ,,, Lr
■ 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;
□ Budowa wewnętrzna metali i !
Metale mają budowę krystaliczną. Kryształy metali są zbudowane z uporządkowanych przestrzennie jonów dodatnich (kationów) i swobodnie poruszających się między nimi elektronów. Zdelokalizowane elektrony tworzą
■ odporność na odkształcenia; ■ plastyczność - zdolność do zmian kształtu bez zmiany objętości;
| tzw. gaz elektronowy (morze elektronowe, chmurę elektronową) usytuowany w polu elektrycznym wytwarzanym
■ ciągliwość i ^owalność w podwyższonej temperaturze - luzy przestrzenne i rodzaj sieci krystalicznej sprzyjają obróbce mechanicznej metali;
j przez kationy. Wzajemne przyciąganie kationów i gazu elektronowego jest nazywane wiązaniem metalicznym,
■ właściwości magnetyczne - są ściśle związane z obsadzeniem podpowłok elektronowych d\
j Stopy metali także tworzą kryształy metaliczne.
■ barwa - większość metali ma srebrzystą barwę, jedynie złoto i miedź mają charakterystyczne barwy.
j □ Metale lekkie i ciężkie i
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.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
Kadm ma metaliczny połysk i jest kowalny
Sód jest dość miękkim metalem
Rtęć w temp. 20°C ma ciekły stan skupienia
Żelazo ma właściwości magnetyczne
więcej na WWW.ZDASZ.TO
128
55. Metale - właściwości chemiczne
Vil. METALE
55. Metale - właściwości chemiczne
129
□ Reakcje metali z kwasem fosforowym(V) ■ 6 K + 2 H 3P04 —►2 K3P04 + 3 H2t 6 K + 6 H ++ 2 P 0 43~ — 6 K+ + 2 P043~ + 3 H 2ł
■ Reakcje wybranych metali z tlenem
6 K + 6 H+— 6 K++ 3 H2t
Metale charakteryzują się zdolnością do oddawania elektronów i tworzenia jonów dodatnich. Wszystkie 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:
■ 3 Mg + 2 H3P04 —
Mg3(P0 4)2 + 3 H2t (fot. obok)
3 Mg + 6 H ++ 2 P 0 43" —► 3 Mg2+ + 2 P0 43“ + 3 H 2t 3 Mg + 6 H+—►3 Mg2+ + 3 H2t
4 Na + 0 2 —►2 Na20
□ Reakcje metali z kwasem etanowym
2 Mg + 0 2 — 2 MgO (fot. obok)
■ Fe + 2 CH 3COOH —► Fe(CH3COO)2 + H2t
2 Ca + 0 2 —►2 CaO
Fe + 2 H++ 2 CH3COO- —► Fe2+ + 2 C H 3COO- + H2t
2 Zn + 0 2 —*•2 ZnO
Fe + 2 H+ —► Fe2+ + H2t
Reakcja magnezu z kwasem octo wym (1) ma bardziej burzliwy prze bieg niż reakcja magnezu z kwasem fosforowym (2)
□ Niektóre litowce i berylowce w reakcji z tlenem Gdy spala się niektóre litowce i berylowce w tlenie, powstają nadtlenki (Na20 2, 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 tlenem Metale bloku d tworzą tlenki o różnym składzie, np.: żelazo tworzy tlenek żelaza(ll) (FeO), tlenek żelaza (III) (Fe20 3) oraz złożony tlenek Fe30 4 (FeO •Fe20 3) - główny składnik rudy żelaza - magnetytu. Ten właśnie tlenek powstaje w reakcji spalania żelaza w tlenie, co wyraża równanie:
■ Reakcje wybranych metali z rozcieńczonymi i stężonymi roztworami kwasów 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 utleniających ma wpływ na to, które tlenki powstaną w wyniku ich reakcji z metalami.
□ Reakcje metali z kwasem azotowym(V) Mg + 2 H N 0 3(rozc) —
□ Reakcje metali z kwasem siarkowym(Vl)
M g (N 0 3) 2 + H2f
Fe + H 2S0 4(rozcj —
4 Mg + 10 HN03(stęŁ) — 4 Mg(N03)2 + N20t + 5 H20
FeS04 + H2t
Fe + H N 0 3(Stęż j —^ reakcja nie zachodzi
3 Fe + 2 0 2 —*■Fe30 4
□ Żelazo w reakcjach z kwasami utleniającymi Reakcje 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).
■ Reakcje wybranych metali z wodą Przebieg reakcji metali z wodą zależy od aktywności chemicznej metali.
□ Srebro w reakcjach z kwasami utleniającymi
□ Litowce w reakcji z wodą
Srebro jest metalem szlachetnym, ma dodatni potencjał standardowy, dlatego nie reaguje z rozcieńczonym kwasem solnym:
Litowce gwałtownie reagują z wodą: 2 Na + 2 H 20 ■ 2 K + 2 H20 ■
Ag + HCl(rozc) —► reakcja nie zachodzi Na-
2 NaOH + H 2t (fot. obok) 2 KOH + H 2t
□ Berylowce w reakcji z wodą
woda ■ z fenoloftaleiną
Reaguje natomiast z rozcieńczonym kwasem azotowym(V): 3 Ag + 4 H N 0 3(rozc) — 3 AgN03 + NOt + 2 H 20 a także ze stężonymi kwasami H N 0 3 i H2S 0 4: A g + 2 HNO'3(stęż.) ’ 2 H2S 0 4(Stęż_)
Berylowce reagują z wodą, ale mniej energicznie niż litowce: Mg + 2 H20 —►2 M g(O H )2 + H2t
-AgN03 + N 0 2t + H20 ł Ag2S 0 4 + S 0 2t + 2 H20
Ca + 2 H 20 —►2 Ca(OH)2 + H 2t
■ Reakcje wybranych metali z kwasami nieutleniającymi Produktami reakcji metali z kwasami nieutleniającymi są sole i gazowy wodór.
□ Reakcje metali z kwasem solnym
hci
■ 2 Na + 2 H C l—*■2 NaCl + H 2ł 2 Na + 2 H+ + 2 Cl- —*■2 Na+ + 2 Cl" + H 2t 2 Na + 2 H+— s- 2 Na+ + H2f ■ Mg + 2 HCl —i►MgCl2 + H2f (fot. obok) Mg + 2 H+ + 2 Cl~—►Ca2+ + 2 Cl- + H2f Mg + 2 H +— »- Mg2+ + H 2f
więcej na WWW.ZDASZ.TO
Przebieg reakcji żelaza (główny składnik gwoździ) z kwasem solnym (1 ) i z rozcieńczonym kwasem siarko wym^!) (2) jest podobny
Do probówki z siatką ze srebra (1) dodano stężony roztwór kwasu azotowego(V) (2). W probówce nr 2 jest widoczny czerwonobrunatny gaz - to N02
więcej na WWW.ZDASZ.TO
130 i VII. METALE
56. Szereg napięciowy metali
56. Szereg napięciowy metali
® Szereg napięciowy metali to zbiór reakcji elektrodowych uporządkowanych według rosnących wartości standardowych 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 \ M n+, gdzie M oznacza metal, M n+ —jony metalu w roztworze, a kreska pionowa symbolizuje granicę faz.
■ 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.
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
W szeregu aktywności metale te są umieszczone po prawej stronie wodoru.
Ca
Na
Mg
Al
Mn
Zn
Fe
131
■ Szereg napięciowy metali
■ Szereg aktywności chemicznej metali
K
j
Sn
Pb
■
Cu
Ag
Pt
o niższym potencjale standardowym (metal aktywniejszy) wypiera z roztworu jony metali o wyższym potencjale standardowym (jony metali mniej aktywnych).
Au
Maleje aktywność chemiczna metali
I
Schemat połogu iwa
Forma
Potencjał połogniwa, V
zreduk
utleniona
Li
□ Zastosowanie szeregu aktywności chemicznej metali
.
Szereg aktywności chemicznej metali ma znaczenie praktyczne. Pozwala przewidzieć kierunek przebiegu niektórych reakcji chemicznych zachodzących z udziałem metali.
K
K+
Metal bardziej aktywny wyprze metal mniej aktywny z roztworu jego soli.
Ca | Ca2+
-2,86
Ca
Ca2+
Położenie miedzi i cynku w szeregu aktywności i w szeregu napięciowym metali sugeruje, że cynk jest metalem
Na I Na+
-2,72
Na
Na+
Mg | Mg2+
-2,36
Mg
Mg2+
Al
AP*
aktywniejszym od miedzi. Hipotezę tę można zweryfikować doświadczalnie. Doświadczenie 1. Porównanie aktywności 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).
Mn | Mn2+
-1,18
Mn
Mn2+
Zn | Zn2*
-0,76
Zn
Zn2+
Cr | Cr3'
-0,74
Cr
C r 3+
Fe | Fe2*
-0,44
Fe
Fe2+
Cd | Cd21
-0,4
Cd
Cd2+
Co | Co21
-0,26
Co
Co2+
Ni | Ni2*
-0,26
Ni
Ni2+
Sn | Sn2!
-0,14
Sn
Sn2+ Pb2+
Obserwacje: po kilku minutach niebieskie zabarwie nie roztworu siarczanu(VI) miedzi(II) staje się mniej intensywne, a blaszka cynkowa pokrywa się czerwonobrunatnym nalotem (probówka nr 2). W probówce nr 4 natomiast nie obserwujemy zmian - powierzchnia dru tu miedzianego się nie zmienia.
■~T
Wnioski: na blaszce cynkowej osadziła się metaliczna miedź. Przebiegający proces można zapisać równa
Pb | Pb2+
-0,13
Pb
•i-
0 z definicji
H2
Cu | Cu2^
+ 0,34
Cu
Ag | Ag+
+ 0,80
Ag
Hg | Hg2'
+ 0,85
Hg
Hg2+
Au | Au3+
+1,52
Au
Au3+
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, ponieważ 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.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
I Cu2+
więcej na WWW.ZDASZ.TO
132
Vil. METALE
57. Metale grup 1. i 2.
| 133
57. Metale grup 1. i 2.
■ Zastosowanie szeregu napięciowego metali Szereg 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 kwasami Metale o ujemnym potencjale standardowym wypierają wodór z kwa sów, a metale o dodatnim potencjale standardowym takiej reakcji
■ Litowce Do litowców należą: lit, sód, potas, rubid, cez i frans.
1
Są metalami lekkimi, miękkimi (można je kroić no żem), o małej gęstości i srebrzystobiałej barwie. Lit, sód i potas mają gęstość mniejszą niż gęstość wody.
nie ulegają.
Wraz ze zwiększaniem się liczby atomowej zwiększa się ich gęstość i promień atomowy, maleje zaś twar
□ Przykład 1.
dość oraz spadają temperatury wrzenia i topnienia.
Które równania opisują reakcje chemiczne mogące zachodzić w roz tworze wodnym?
□ Barwienie płomienia przez sole litowców
A. Zn + 2 H +— ►Zn2+ + H2t
C. 2 Au + 2 H+— 2 Au++ H2f
B. Cu + 2 HH
D. Fe + 2 HH
Związki chemiczne litowców barwią płomienie na cha rakterystyczne dla każdego metalu kolory:
Fe2+ + H ,t
i
■ karmazynowy - lit,
Rozwiązanie i odpowiedź
■ żółty - sód,
W roztworze wodnym zajdą reakcje A i D. Cynk i żelazo mają niższy po
■ fioletowy - potas,
tencjał standardowy niż wodór, będą więc powodowały jego redukcję. Natomiast miedź i złoto są metalami szlachetnymi o dodatnim poten cjale standardowym, nie wypierają więc wodoru z roztworów kwasów.
1 - cynk reaguje z kwasem solnym 2 - miedź nie reaguje z kwasem solnym
□ Przewidywanie kierunku przebiegu reakcji metali z roztworami soli Metale o niższym potencjale standardowym wypierają z roztworu jony metali o wyższym potencjale standardowym.
■ czerwony - rubid, ■ niebieski - cez.
Barwienie płomienia przez związki: 1 - litu, 2 - cezu
□ Właściwości litowców Z konfiguracji elektronowej atomów litowców oraz ich położenia w układzie okresowym wynika, że: ■ mają po 1 elektronie walencyjnym;
□ 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+
■ wykazują tendencję do oddawania 1 elektronu, a więc łatwo tworzą jednododatnie kationy M +; ■ tworzą niemal wyłącznie związki chemiczne o bu dowie jonowej; ■ mają małą elektroujemność (najmniejszą w okresie);
Rozwiązanie i odpowiedź
■ mają małą energię jonizacji.
W roztworze wodnym zajdą reakcje A i B. Cynk ma niższy potencjał standardowy niż srebro, a ołów ma niższy
Litowce potwierdzają swoją dużą aktywność chemicz
potencjał standardowy niż miedź. Miedź ma wyższy potencjał standardowy niż żelazo, więc w reakcji C to
ną zachowaniem wobec składników powietrza. Próbki tych metali, wydobyte ze szczelnych pojemników (np.
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 potencjał standardowy niż cynk, więc to cynk będzie występował w roztworze w postaci jonów Zn2+.
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).
Lit (1), sód (2) i potas (3) przechowuje się w nafcie ze względu na ich dużą aktywność
□ Porównanie właściwości chemicznych litowców
■ Zadanie •• Zadanie 1. Na podstawie podanych standardowych potencjałów redukcji ustal, czy jony NÓ3~ oraz jony H +mogą utlenić miedź. N 0 3~ + 4 H ++ 3 e- —
NO + 2 H20
£? = 0,96 V
2H+ + 2 e - — > H 2
E2 ° = 0,00 V
Cu2++ 2 e' —
£3 = 0,34 V
Cu
j
Uzupełnij zdania, tak aby były prawdziwe.
Konfiguracja elektronowa litowca
Aktywność chemiczna
Charakter zasadowy tlenków ŹW20
Moc zasad M OH
3Li: [HejZs1 r Na: [NejBs1
Zaznacz w każdym zdaniu litery przyporządkowane odpowiednim określeniom. A. mogą utlenić miedź do jonów Cu2+
C. niższy
i9K: [Ar]4s1
B. nie mogą utlenić miedzi do jonówCu2+
0. wyższy
37Rb: [Kr]5s1
I. jony N 0 3~ 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 £2 jest C / D niż standardowy potencjał £3.
więcej na WWW.2DASZ.TO
„Cs: [Xe]6s’
87Fr: [Rnps1
więcej na WWW.ZDASZ.TO
134
58. Glin i jego związki chemiczne j
I VII. METALE
135
58. Glin i jego związki chemiczne
■ Berylowce Do berylowców należą: beryl, magnez, wapń, stront,
■ Właściwości fizyczne glinu
bar i rad. Są metalami lekkimi, kruchymi, srebrzystobiałymi o małej gęstości, twardszymi od litowców.
Glin to metal o srebrzysto białej barwie i metalicznym połysku, jest kowalny i ciągliwy, dobrze przewodzi
Ich twardość maleje wraz ze zwiększaniem liczby atomowej. Berylowce mają większe wartości tempe
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
ratury topnienia i wrzenia oraz gęstości niż litowce, ale mniejsze niż metale ciężkie.
sze i łatwiejsze w obróbce są stopy glinu z miedzią
□ Barwienie płomienia przez sole berylowców
i magnezem, zwane duraluminium. Aluminium to stopy z manganem i magnezem. Są one używane do
Związki chemiczne berylowców w stanie gazowym
produkcji np. puszek do napojów. Folie aluminiowe o różnej grubości stosuje się do pakowania żywności
barwią płomień na kolor: * ceglastoczerwony - wapń, ■ karminowy - stront, Barwienie płomienia przez związki: 1- strontu, 2 - baru
■ zielony - bar.
oraz jako odbijające promieniowanie podczerwone ekrany cieplne, które zapobiegają utracie ciepła.
□ Właściwości berylowców Z konfiguracji elektronowej atomów berylowców oraz ich położenia w układzie okresowym wynika, że: ■ mają po 2 elektrony walencyjne; ■ wykazują tendencję do oddawania 2 elektronów, a więc łatwo tworzą dwudodatnie kationy M 2+; ■ tworzą niemal wyłącznie związki chemiczne o budowie jonowej (z wyjątkiem berylu);
■ Właściwości chemiczne glinu Glin jest pierwiastkiem należącym do 13. grupy układu okresowego pierwiastków. Z konfiguracji elektronowej atomu glinu:
13Al: [Ne]3s23p1
■ 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
wynika, że: ■ ma 3 elektrony walencyjne; ■ ma tendencję do oddawania 3 elektronów i tworzenia tym samym trwałego kationu Al3+, wchodzącego w skład związków jonowych glinu;
i >
■ może uwspólniać 3 elektrony i tworzyć związki chemiczne o budowie kowalencyjnej, w których występuje na III stopniu utlenienia.
Beryl (i) i migneż {2 ) są:sfebrzystymi metalami. Wapń (3j ' i śtońt .(4 ) są tak aktywną że trzeba je przechowywać w nafcie
□ 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 ochronną dla 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 0 2 — 2 Al20 3
□ Aluminotermia
O Porównanie właściwości chemicznych berylowców Konfiguracja elektronowa berylowca
4Be: [He]2s2 12Mg: [Ne]3s2 2gCa: [Ar]4s2 38Sr: [Kr]5s2
Aktywność chemiczna
Charakter zasadowy tlenków MO
Moc zasad /W(OH)2
Glin redukuje tlenki metali do wolnych pierwiastków, a sam utlenia się do tlenku glinu, zgodnie z równaniem:
I
4 Al + 3 M n 0 2 —»- 3 Mn + 2 Al20 3 + energia
j
Reakcji towarzyszy wydzielanie się tak dużej ilości ciepła (temperatura osiąga 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 kwasami Glin reaguje z rozcieńczonym kwasem solnym i z rozcieńczonym kwasem siarkowym(VI) z utworzeniem odpowiednich soli i wydzieleniem wodoru: 2 Al + 6 HCI(rozc) —> 2 AlCl3 + 3 H2t 2 Al + 3 H 2S 0 4(rozc) — Al2(S 0 4) 3 + 3 H 2t Z rozcieńczonym kwasem azotowym(V) reaguje zgodnie z równaniem reakcji:
56Ba: [Xe]6s2
Al + 4 H N 0 3(rozc) — A l(N 0 3)3 + NOt + 2 H20
ooRa: [Rn]7s2
więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
136
58. Glin i jego związki chemiczne
| Vil. METALE
137
Doświadczenie 2. □ Reakcje glinu ze stężonymi kwasami Pod wpływem stężonego kwasu siarkowego(VI) i stężonego kwasu azotowego(V) glin ulega pasywacji, tzn. pokrywa się szczelną warstwą tlenku glinu, chroniącą wewnętrzne warstwy
i
Otrzymywanie i badanie właściwości wodorotlenku glinu
j
Do zlewki o pojemności 100 cm3 wlewamy 20-30 cm3 2-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.
metalu przed ich roztworzeniem. Glin nie reaguje ze stężonymi kwasami.
j Otrzymany osad wodorotlenku glinu dzielimy na dwie części i przenosimy do dwóch probówek (1 i 4). Do
Al + H N 0 3(stęż) —»■reakcja nie zachodzi
j pierwszej dodajemy 5-proc. roztwór kwasu solnego (probówka nr 2), a do drugiej 5-proc. roztwór wodorotlenku | sodu (probówka nr 5). : ;
□ Reakcje glinu z zasadami Glin reaguje z roztworami mocnych zasad, np. NaOH, co po twierdza jego właściwości amfoteryczne:
Glin reaguje z kwasem solnym (1) i z zasadą sodową (2 )
2 Al + 2 NaOH + 6 H20 -*• 2 Na[Al(O H)4] + 3 H2t
■ Tlenek glinu Tlenek 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(O H)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 cm3 20-proc. roztworu wodorotlenku sodu (probówka nr 3). Po zmieszaniu zawartości obie probówki ogrze
| Obserwacje: po dodaniu wody amoniakalnej do roztworu soli glinu (siarczanu(VI) glinu) strąca się biały, galaretoI waty osad, znikający po dodaniu zarówno kwasu solnego (probówka nr 3), jak i zasady sodowej (probówka nr 6).
. ;
i Wnioski: w reakcji siarczanu(VI) glinu z wodą amoniakalną powstaje wodorotlenek glinu. Wodorotlenek glinu
'
j reaguje zarówno z mocnym kwasem solnym, jak i z zasadą sodową. 1 . __________________________________________________
i
wamy w płomieniu 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.
{ ■ Zastosowanie glinu i jego związków chemicznych i
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),
| ■ Wodorotlenek glinu
j
□ Otrzymywanie wodorotlenku glinu Wodorotlenek glinu można otrzymać z soli glinu:
nadkwaśnoścfsoku żołądkowego, ponieważ działa zobojętniająco na nadmiar kwasu solnego w żołądku. Po wstający w wyniku tej reakcji chlorek glinu działa przeciwzapalnie na błonę śluzową żołądka.
A12(S 0 4)3 + 6 NaOH — 2 A l(O H )3ł + 3 Na2S 0 4 |
2 Al3+ + 3 S 0 42- + 6 Na+ + 6 O H " -*• 2 A l(O H )3ł + 6 Na+ + 3 S 0 42“
|
Al3+ + 3 O H “ — A l(O H )3ł
I
Można go też strącać za pomocą amoniaku; A l(O H ) 3 jest nierozpuszczalny w nadmiarze amoniaku
Stopy glinu mają małą gęstość i są bardziej wytrzymałe niż czysty glin, dlatego stosuje się je w: ■ przemyśle lotniczym, j
(nie tworzy aminakompleksów): Al2(S 0 4) 3 + 6 N H 3 + 6 H 20
■ farb, materiałów wybuchowych i sztucznych ogni (tu: używa się glinu w postaci pyłu lub proszku). Wodorotlenek glinu jest wykorzystywany w przemyśle farmaceutycznym do produkcji leków zalecanych przy
■ przemyśle motoryzacyjnym,
■ budownictwie.
Stopy glinu
2 A l(O H )3* + 3 (N H 4) 2S 0 4
Al2(S 0 4) 3 + 6 N H 3 •H 20 —► 2 A l(O H )3ł + 3 (N H 4)2S 0 4
j □ Właściwości wodorotlenku glinu Wodorotlenek glinu wykazuje właściwości amfoteryczne: A l(O H ) 3 + 3 HCl —>•AlCl3 + 3 HzO W reakcji z zasadą sodową tworzy najpierw tetrahydroksoglinian sodu: A l(O H ) 3 + NaOH —► Na[A l(O H )4] a w nadmiarze zasady - heksahydroksoglinian sodu: A l(O H ) 3 + 3 NaOH —»- Na3[A l(O H )6]
więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
138
59. Cynk, miedź i ich związki chemiczne I
Vil. METALE
59. Cynk, miedź i ich związki chemiczne
□ Tlenek cynku
□ Wodorotlenek cynku
Tlenek cynku ma właściwości amfoteryczne, tzn. uleg reakcjom zarówno z kwasami, jak i z zasadami:
Wodorotlenek cynku ma właściwości amfoteryczne, tzn.
ZnO + 2 HCl —►ZnCl2 + H 20
Zn(O H )2 +-H2S 0 4 — Zn S0 4 + 2 H20
■ Pierwiastki bloku d
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.
4
21 S C
[Ar]3d'4s2
5
4 22Ti
23
[A r]3 d V
[Ar]3d34s2
24
Cr
[Ar]3ds4s'
25
Mn
26
Ffi
10
9
8
7
6
V
ZnO + 2 NaOH + H 20 —^ Na2[Zn(O H )4] tetrahydroksocynkan(ll) sodu
siarczan(VI) cynku(ll) Z n (O H ) 2 + 2 KOH — K2[Z n (O H )4] tetrahydroksocynkan(ll) potasu
□ Zastosowanie cynku
Konfiguracje elektronowe pierwiastków bloku d
3
reakcjom zarówno z kwasami, jak i z zasadami:
chlorek cynku(ll)
Z 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
139
27
CO
[Ar]3d W
[A r]3 d V
[A r]3 d V
43 T c
4,Ru
45
28
NÍ
11 29
CU
[Ar]3d*4s2
[Ar]3d’V
«Pd
4 iA g
12 3o
Zn
[Ar]3d’V
Cynk 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 minibaterie (np. do zegarków, rozruszników serca); ■ jako składnik stopów (np. mosiądzu);
5
39v [K r]4 d V
6
57
La
[Xe]5d’6s2
40Zr
4,
[Kr]4d25s2
72
Hf
42MO [Kr]4ds5s'
[K r]4 d V
73
[Xe]4/,45d26s2
Nb
Hw
fa
[Xel4/ 5c’6s
[Kr]4d65s1
75
Re
[Kr]4d75s’
76
CS
[Xej4/’V 6 s 2 [Xe]4/145d56s2 [Xe]4/145d66j2
Rh
[Kr]4d85s’
77
Ir
[Xe]4f‘'5d 6 C
[Kr]4d10Ss°
78 ^
[Kr]4d105s1
79
Au
[Xe]4/H5£ł!6s1 [ X e ] 4 / W
48
Cd
[Kr]4d,05s2
so
■ 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).
Hg
[ X e ] 4 / 'W
■ Miedź i jej związki chemiczne □ Miedź
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:
Miedź jest pierwiastkiem należącym do 11. grupy układu okre sowego pierwiastków. Z jej konfiguracji elektronowej:
VII). Metale te tworzą tlenki, wodorotlenki, sole, a nawet kwasy tlenowe. Tlenki i wodorotlenki na I i II stopniu utlenienia mają charakter zasadowy, na lili IV stopniu utlenienia związki te mają charakter amfoteryczny, a na
29Cu: [Ar] BcW s1
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.
wynika, 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
| ■ Cynk i jego związki chemiczne I □ Cynk i
Cynk jest pierwiastkiem należącym do 12. grupy układu okreso-
| wego pierwiastków. Z jego konfiguracji elektronowej:
30Zn: [Ar]3c/104s2 wynika, 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 + 0 2 — 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 3P0 4(rozc) — Zn3(P0 4)2 + 3 H2t oraz ze stężonymi roztworami mocnych zasad: Zn + 2 N aO H (stęż) + 2 H 20 - > Na2[Zn(O H )4] + H2t tetrahydroksocynkan(ll) sodu Cynk ze stężonym kwasem azotowym(V) reaguje zgodnie z równaniem reakcji: 4 Zn + 10 H N 0 3(stęż) — 4 Z n (N 0 3) 2 + N H 4N 0 3 + 3 H 20
więcej na WWW.ZDASZ.TO
dobrze przewodzącym ciepło i prąd elektryczny. Na powietrzu miedź pokrywa się ochronną warstwą ceglastoczerwonego tlen ku miedzi (I): 4 Cu + 0 2 —^ 2 Cu20 Pod wpływem wilgoci i C 02 miedź pokrywa się zielonym na lotem - patyną, która jest mieszaniną różnych związków che micznych miedzi. Miedź jest metalem szlachetnym, ma dodatni potencjał stan dardowy (w szeregu napięciowym metali jest umieszczona za wodorem), dlatego też nie reaguje z rozcieńczonymi kwasami HCl i H2S0 4: Cu + HCl(rozc) —►reakcja nie zachodzi Cu + H 2S 0 4(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 H N 0 3(stęż) — C u(N 03)2 + 2 N 0 2t + 2 H20 3 Cu + 8 H N 0 3(rozc) —► 3 C u (N 0 3) 2 + 2 NO ł + 4 H20 Miedź reaguje ze stężonym kwasem siarkowym(VI): Cu + 2 H,SO 4(stęż.)
CuSCb + S O J + 2 H ,0
Reakcja miedzi z rozcieńczonym (1) i stężonym (2) roztworem HN03
więcej na WWW.ZDASZ.TO
140
60. Chrom, mangan i ich związki chemiczne | 141
i VII. METALE
60. Chrom, mangan i ich związki chemiczne
□ Tlenki miedzi Miedź tworzy dwa tlenki: tlenek miedzi(l) (Cu20) o barwie ceglastoczerwonej oraz tlenek miedzi(II) (CuO)
■ Chrom i jego związki chemiczne
o barwie czarnej: 2 Cu + 0 2 —> 2 CuO Powstanie ceglastoczerwonego tlenku miedzi (I) świadczy o pozytywnym wyniku próby Trommera - charakte
□ Chrom
rystycznej reakcji, jakiej ulegają aldehydy utleniające się do kwasów karboksylowych:
Chrom jest pierwiastkiem należącym do 6. grupy układu okreso
CH3CHO + 2 Cu(OH)2 -
temp.
wego pierwiastków. Z konfiguracji elektronowej atomu chromu: ^ CH3COOH + Cu2Oł + 2 H20 kwas etanowy
24Cr: [Ar]3d54s1
etanal Tlenek miedzi(II) pełni funkcję utleniacza w reakcji utleniania alkoholi:
wynika, że ma on 6 niesparowanych elektronów walencyjnych, opisanych sześcioma orbitalami atomowymi: pięcioma typu 3d
CH3CH2OH + CuO —* CH3CHO + Cu + H20 etanol etanal Roztwory wodne związków chemicznych miedzi(II) mają barwę niebieską. Barwa ta pochodzi od kationów heksaakwamiedzi(ll) [Cu(H20 )6]2+.
□ Wodorotlenek miedzi(ll)
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 i VI stopniu utlenienia. Chrom jest metalem srebrzystym, połyskliwym, twardym i bar dzo trudno topliwym.
NaOH
Wodorotlenek miedzi(ll) jest trudno rozpuszczalny w wodzie. Można
Jest metalem aktywnym, na powietrzu ulega pasywacji:
go otrzymać w postaci galaretowatego, niebieskiego osadu w reakcji
4 Cr + 3 0 2 —►2 Cr20 3
strąceniowej:
która zwiększa jego odporność na korozję. Dlatego właśnie chromem pokrywa się różne elementy armatury sanitarnej, np. baterie łazienkowe, krany.
CuS04 + 2 NaOH —*►Cu(OH)2ł + Na2S0 4 (fot. obok) Wodorotlenek miedzi (II) ma właściwości amfoteryczne. W reakcji z kwa
CuSO
Cu (OH)-
sami tworzy sole:
Chrom jest odporny na działanie zarówno rozcieńczonego, jak i stężonego kwasu azotowego(V): Cr + H NO 3 —► reakcja nie zachodzi
Cu (OH) 2 + H2S0 4 —►CuS04 + 2 H20 a w reakcji z wodorotlenkami - tetrahydroksokompleksy miedzi (II) o bar
ale reaguje z rozcieńczonymi kwasami solnym i siarkowym(VI), wydzielając wodór:
wie granatowej: Cu(OH) 2 + 2 NaOH -*► Na2[C u(0H )4] tetrahydroksomiedzian(ll) sodu
C r + 2 HC1 (rozc.)
■CrCl2 + H2t
Cr + H9SO 4(rozc.)
■CrSCL + H ,t
□ Tlenki i wodorotlenki chromu
Cu(OH) 2 + 2 Na++ 2 O H - —►2 Na++ [Cu(OH)4]2-
Tlenki i wodorotlenki chromu różnią się właściwościami kwasowo-zasadowymi.
Cu(OH)2 + 2 OH~ —»■[Cu(OH)4]2“ Wodorotlenek miedzi (II) rozkłada się pod wpływem ogrzewania na czarny
chromu
kwasowo-zasadowe
~
chemicznych
mm
tlenek miedzi(II) i wodę: lllljg lf
Cu(OH)2 teiT-)--» CuO + H 20 (fot. obok)
zasadowe
□ Zastosowanie miedzi
amfoteryczne
Miedź stosuje się do produkcji: .
■ cienkich blach i rur; ■ brązu (stop miedzi z cyną), z którego odlewa się np. pomniki, dzwony;
VI
:
CrO Cr(OH)2
ciemnobrunatna
Cr203 Cr(OH)3
szarozielona
- ... ............ ............... - ...................................
| kwasowe
Cr03
■ 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
Tlenek chromu(lll) i wodorotlenek chromu (III) mają właściwości amfoteryczne, czyli reagują zarówno z kwa sami, jak i z zasadami:
du na łatwość pobierania i oddawania elektronu w czasie zmiany stopnia utlenienia. Potrzebna jest np. do
Cr20 3 + 6 NaOH + 3 H20 —►2 Na3[Cr(OH)6]
tworzenia się czerwonych krwinek, jej niedobór w organizmie człowieka prowadzi do anemii, zaburzeń pracy
Cr20 3 + 6 HCl —►2 CrCl3 + 3 H20
układu nerwowego i układu krążenia.
Cr(OH)3 + 3 KOH —► K3[Cr(OH)5] heksahydroksochromian(lll) potasu
■ Zadanie
2 Cr(OH)3 + 3 H2S 0 4 — Cr2(S0 4) 3 + 6 H 20
•• Zadanie i. Płytkę miedzianą zanurzono w 100 cm3 wodnego roztworu A g N 0 3. Po wyjęciu płytki stwier dzono, że stężenie jonów Cu2+ w otrzymanym roztworze jest równe 0,5 mol -d ir r 3. Uzupełnij zdanie, tak aby było prawdziwe. Wstaw w każdą lukę odpowiednią informację wybraną z podanych. miedź e srebro « Cu i Ag+ Aktywniejszym metalem jest.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
b
Cu 2+ i Ag
_, ponieważ podczas doświadczenia zachodzi reakcja między
□ Jony chromianowe(VI) jony chromianowe(VI) (Cr042~) w środowisku kwaśnym ulegają kondensacji (dimeryzacji) i tworzą jony dichromianowe(VI) (Cr20 72-). Reakcja ta jest odwracalna, a jej kierunek zależy od pH środowiska: 2 Cr042~ + 2 H +^ Cr20 72- + H20 żółty pomarańczowy
więcej na WWW.ZDASZ.TO
142
60. Chrom, mangan i ich związki chemiczne j
j Vil. METALE
■ Mangan i jego związki chemiczne
W środowisku kwaśnym podczas reakcji powstają jony dichromianowe(YI) (w prawo): 2 Na2Cr04 + H 2S0 4 —► Na2Cr20 7 + Na2S 0 4 + H 20
□ Mangan
2 0 0 ,2 - + 2 H 1■— Cr90 72- + H 20
Mangan jest pierwiastkiem należącym do 7. grupy układu okre
natomiast w środowisku obojętnym i zasadowym tworzą się jony chromianowe(VI) (w lewo):
sowego pierwiastków. Z jego konfiguracji elektronowej:
Na2Cr20 7 + 2 NaOH — 2 Na2Cr04 + H20 Cr90 72- + 2 OH-
25Mn: [Ar]3d54s2
■ 2C r0;- + H ,0
□ Właściwości redukująco-utleniające związków chemicznych chromu
wynika, że atom manganu ma 7 elektronów walencyjnych, opi sanych pięcioma orbitalami atomowymi typu 3d oraz orbitalem
■ Związki chemiczne chromu (II) i chromu (III) mają właściwości redukujące.
typu 4s. Może więc w związkach chemicznych występować na
Sole chromu(ll) bardzołatwo się utleniają, nawet tlenem z powietrza, do soli chromu(lll):
stopniach utlenienia od I do VII, ale najtrwalsze są związki che miczne manganu na II, IV i VII stopniu utlenienia.
4 G C U + 4 HCl + O,
CrCl3 + 2 H20
Natomiast sole chromu(lll) utleniają się pod wpływem takich utleniaczy jak brom czy nadtlenek wodoru:
III
tosyntezie, u zwierząt jest regulatorem prawidłowego przebiegu metabolizmu węglowodanów, białek i cholesterolu oraz w syn tezie kwasów nukleinowych.
VI
Cr(OH)63_ — ►C r042- + 2 H20 + 2 H+ + 3 e-
Redukcja:
H20 2 + 2 H++ 2 •1e“
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
2 Na3[Cr(OH)6] + 3 H 20 2 —►2 Na2Cr04 + 2 NaOH + 8 H 20 chromian(VI) sodu Utlenianie:
143
| •2
Mangan jest metalem aktywnym, reaguje z rozcieńczonymi kwasami z wydzieleniem wodoru: 2 H20
•3
In + 2 HCL rozc.)
MnCU + H9t
Chromiany(VI) i dichromiany(VI) mają silne właściwości utleniające. Utleniają zarówno substancje nie
□ Związki chemiczne manganu
organiczne, jak i organiczne. Na przykład dichromian(VI) potasu utlenia związki chemiczne żelaza(II) do
W zależności od stopnia utlenienia związki chemiczne manganu mają różne właściwości.
żelaza(lll), a sam redukuje się, tworząc związki chemiczne chromu(lll): K9Cr90 (2Cr20 7 + 6 FeS04 + 7 H 2S 0 4 — Cr2(S0 4) 3 + K2S0 4 + 3 Fe2(S 0 4) 3 + 7 H 20 VI
Redukcja:
Cr20 72- + 14 H+ + 2- 3e"
Utlenianie:
2 Fe2+ — 2 Fe3+ + 2 • 1 e
2 Cr3+ + 7 H20
Utlenianie:
21"
VII
Przykłady związków chemicznych
MnO Mn (OH) 2
Mn09
K2Mn04
KMnO,
| •3
Właściwości kwasowo-zasadowe
zasadowe
amfoteryczne
kwasowe
kwasowe
redukujące
utleniające
utleniające
zielona
fioletowa
K2Cr20 7 + 6 KI + 14 HCl — 2 CrCl3 + 8 KCl + 3 I2ł + 7 H 20 Cr20 72- + 14 H++ 2 •3 e~—»■2 Cr3+ + 7 H 20
VI
|-1
Rolę reduktora mogą odgrywać także jony jodkowe, które dichromian(VI) potasu utlenia do wolnego jodu.
Redukcja:
Stopień utlenienia manganu
Właściwości redukująco-utleniające
, , , Vu u^ ce
| •1
I9 + 2 - 1 e" Barwa
+ reduktor, H+
□ Zastosowanie manganu Mangan stosuje się:
OH'
■ w metalurgii jako dodatek utwardzający do stopów metali; ■ jako katalizator w niektórych reakcjach chemicznych; Cr3t
■ jako środki dezynfekujące oraz do produkcji barwników (związki chemiczne manganu); ■ w ogniwie Leclanchego jako depolaryzator (tlenek manganu(IV)).
□ Zastosowanie chromu
Mangan jest niezbędnym do życia mikroelementem, wpływa na prawidłowe funkcjonowanie mózgu i dobry stan
Chrom stosuje się:
skóry. Jest jednym ze składników kości. Zapobiega osteoporozie i chroni przed zapaleniem stawów. W dużych
■ jako dodatek do stali w celu zwiększenia jej twardości i odporności chemicznej;
ilościach sole manganu są toksyczne, a ich nadmiar może sprzyjać rozwojowi demencji, schizofrenii oraz pogłębiać chorobę Parkinsona.
■ 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 chromu(YI).
więcej na WWW.ZDASZ.TO
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(VII) potasu jest płynem do płukania jamy ustnej.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
144
Sprawdzian po dziale VII j
Vil. METALE
I o +
dl O >00 + O A 1 O X + til
o
fO O)
i— fO
o
>oo + i no —c >2
cu v£) + t + 1 0 X VCJ X + ro 1 + 1 C) CNm U) O ro t/) + ro 1 + X 1 C) OJ u> + -ł+ 0 c X N+ CN
X G rsi + (N -> O O c si
ro
X o CN + < n O ,c
i OJ CN 4.
i OJ X CN CN + + A i OJ ! CłN t N- N
Ł/l !CV OJ X 9* •co ro CN X X 1 t + + + 1 + +■ * ■ ' ś h t *'■'t *N" CN CsN CN O o O •c — c •c O o O > 00 00 00
.
o
>
N
'u O .5 O
Sprawdzian po dziale VII o
• Zadanie 1. Zaznacz wszystkie poprawne odpowiedzi. Który z podanych metali wykazuje większą aktywność chemiczną niż wapń?. . ^
o
□ A. Al
□ C. K
□ E. Ra
□ B. Ba
□ D. Mg
□ F. Rb
a standardowym potencjałem Ni | Ni2+jest następująca: X | X2+> Ni | Ni2+> Y| Y1+. Która z zaproponowanych przemian (A-C) zachodzi w roztworach elektrolitów? Zaznacz wszystkie możliwe odpowiedzi. □
a. n
¡2+ + X —>
□ B. Ni2+ + Y —>
t 1
C. X2' - Ni —»
2 (N
••• Zadanie 3. Uzupełnij schematy reakcji. Wstaw w luki odpowiednie wzory (lub symbole) reagentów oraz współczynniki stechiometryczne wybrane z podanych.
o
Mn ■ Mn2+ ■ Mn3+ * Mn0 2 ■ Mn0 42
T3 O
‘o
't/ł
O >00
o
O c
•NI
jy
ro NI
ro E
'O
t X 0 +
1
t 1 1 OJ
+
+
0
O
>00
c 2
)l
X
O O CN
O
o
o
X
+ rilNf O >oo +
H- —►_____
Mn0 4“ + ___
S0 32 + _
H20
Mn0 4_ +__ _
S 0 32“ + _
OH - >____
N s¿ x CN JD o + aj- cni re 1
c
+
H O .5 i = c ■>
i
O
Cr20 72- +
+
_ S042- + _
+
____
_
h 2o
.... S0 42- + _ ___0H-
+ ___S0 42- + _ ___ h 2o
H+ +
1
■ 2 ■3 a
6
•
7
i
8
■ 10 i
12
■ 14 b
16
I
e- —►____ Cr3+ + ______ H 20
ł?20 2 —>______ 0 2+ ___ H++ ______ e~
>00 00 oo
b) Uzupełnij zdanie. Wstaw w każdą lukę odpowiednie wyrażenie wybrane z podanych. o
utleniacza ■ reduktora ■ obniża ■ podwyższa Podczas opisanej reakcji H20 2 pełni funkcję_________________, ponieważ tlen_________________ swój stopień utlenienia.
•S
'3
+ +
t t X
LA 00
cu
O
t í
O
**
•• Zadanie 5. Poniżej podano standardowe potencjały trzech reakcji redukcji.
'(U X O I CN
3
"O CU u i O u .ü£ .5 c
S0 32 + _ _
a) Uzupełnij schematy połówkowych równań reakcji, tak aby liczba pobranych elektronów była równa liczbie oddanych elektronów. Wstaw w każdą lukę odpowiednią liczbę wybraną z podanych.
O
A
+ +
■fl-
-o
M n04_ + ___
■ Mn0 4 * 1 ■ 2 « 3 * 4 i 5 • 6 * 7
•• Zadanie 4. Reakcję K2Cr20 7 z H20 2 w środowisku o odczynie kwasowym przedstawiają dwa podane sche maty połówkowych równań reakcji.
O
O
+ AN* I N-O O 00 00
o
O
Ef £
ai u
A O c 2
t1 1 OJ
> 00 + NO SI
CN +
1 (N O _ c >2
O
NI
NI
+ O iu X
CN
Nou|/\| 11A
3 C fD Oł C
O
cn
O
□ G. Sr
•• Zadanie 2. Zależność między standardowymi potencjałami dwóch metali oznaczonych umownie X i V
o ^ _£j OI
t/ł
"O O
145
Sn4+ + 2 e~ —> Sn2+
E ° = 0,15V
Br2 + 2 e- —> 2 B r
P = 1,07V
M n04- + 2 H20 + 3 e_ —► M n02 + 4 OH-
£° = 0,59 V
a) Uzupełnij zdanie. Wpisz w lukę odpowiedni symbol jonu wybrany z podanych.
>00
X
X
| Br > •Sn2+ L J
i
o
Silniejszym reduktorem je st
.
b) Określ możliwość utlenienia jonów Sn2+ i B r przez KM n04 w środowisku obojętnym. Napisz w formie jonowej równania odpowiednich reakcji lub wstaw wielką literę X, jeśli reakcja nie zachodzi.
ro . i
II í Sg = 35 < oo 3 e co 5 .S. £
więcej na WWW.ZDASZ.TO
cj c
:= .
¡ I l l
M n04_ + B r + H20 —>______________________________________________
¡2
= 10 3, ¿T
I .5
§ü 33
53
c
3
ro
E
M n04- + Sn2+ + H20 - > ______________________________________________
więcej na WWW.ZDASZ.TO
62. Niemetale - właściwości chemiczne j
147
62. Niemetale - właściwości chemiczne ■ Informacje ogólne Niemetale 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.
61. Niemetale - właściwości fizyczne | ■ Właściwości chemiczne niemetali ■ Niemetale w układzie okresowym pierwiastków chemicznych
Niemetale:
Do niemetali zalicza się 22 pierwiastki chemiczne, znajdujące się w układzie okresowym w następujących grupach: w grupie 1. - wodór, w grupie 13. - bor, w grupie 14. - węgiel I krzem, w grupie 15. - azot, fosfor
■ w związkach chemicznych występują na ujemnych i dodatnich stopniach utlenienia; ■ mają dużą elektroujemność (1,8-4,0 w skali Paulinga)
i arsen, w grupie 16. - tlen, siarka, selen I tellur, w grupie 17. - fluor, chlor, brom, jod i astat, w grupie 18. (gazy
1,8 (E/Vkrzemu)< E/V< 4,0 (ENf|uoru)
szlachetne) - hel, neon, argon, krypton, ksenon i radon.
■ wykazują tendencję do pobierania elektronów i przechodzenia w stan prostych anionów (są utleniaczami); ■ ich tlenki częściej wykazują właściwości kwasowe niż zasadowe.
■ Wiązania tworzone przez niemetale ■ Helowce
Niemetale w swoich związkach tworzą: ■ wiązania kowalencyjne - powstają dzięki uwspólnieniu elektronów między atomami niemetali o jednakowych
zH e
Helowce (gazy szlachetne) znacznie różnią się od pozostałych niemetali. Są nieaktywnymi che
lub nieznacznie różniących się elektroujemnościach;
micznie gazami, ponieważ ich atomy mają całkowicie zapełnione zewnętrzne powłoki elektro nowe (w postaci dubletu u helu i oktetu u pozostałych helowców). Dzięki trwałym strukturom
■ wiązania kowalencyjne spolaryzowane - powstają dzięki uwspólnieniu elektronów między atomami niemetali o znacznie różniących się elektroujemnościach. W przypadku tych wiązań następuje polaryzacja ładunku
Ne
elektronowym, w których nie występują niesparowane elektrony niezbędne do utworzenia wiązań
elektrycznego w kierunku atomu silniej elektroujemnego;
(He]2s y
chemicznych, gazy szlachetne nie tworzą trwałych związków chemicznych. Tylko w warunkach
■ wiązania jonowe - powstają między metalami a niemetalami dzięki przemieszczeniu się elektronów walen
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
cyjnych od metalu do niemetalu z utworzeniem stabilnych jonów: kationów i anionów.
i 8A r
_______
rośnie reaktywność pierwiastków. Jest to spowodowane zwiększaniem się rozmiarów atomów a tym samym zwiększaniem się odległości elektronów walencyjnych od środka jądra.
■ Właściwości fizyczne niemetali
Helowce znalazły szerokie zastosowanie:
■ w stanie stałym tworzą kryształy, które nie mają połysku
■ hel jest wykorzystywany do napełniania balonów (nośność balonów helowych jest dwukrotnie mniejsza niż balonów wypełnianych wodorem, ale są bezpieczniejsze i trwalsze, ponieważ hel jest niepalny i wolniej dyfunduje przez powłokę balonu);
■ w temperaturze 20°C i pod normalnym ciśnieniem wy stępują w różnych stanach skupienia, większość z nich to ciała stałe i gazy, brom jest jedynym ciekłym niemetalem;
®* mieszanina helu i tlenu służy do napełniania butli, z których korzystają nurkowie (hel gorzej rozpuszcza się we krwi niż azot);
■ mają różne barwy oraz woń, np. wodór, tlen i azot są bez barwnymi i bezwonnymi gazami, chlor jest zielonożółtym
■ hel jest składnikiem gazów podawanych pacjentom podczas znieczulania lub przy leczeniu astmy;
gazem o duszącym zapachu, siarka jest bezwonną, subj j j
■ są złymi przewodnikami ciepła i elektryczności;
|
« wykazują słabsze przewodnictwo elektryczne i przewod-
i j
86R n [Xe]4r”5in s 2f
■ argon służy do wypełniania żarówek, jest on dobrym gazem obojętnym, w którego atmosferze nie dochodzi do utleniania żarnika wykonanego z wolframu;
stancją stałą o żółtej barwie, brom jest brunatną łatwo lotną cieczą o ostrej woni, jod po ogrzaniu tworzy fioletowe pary o woni zbliżonej do chloru;
j j
Ar M 4* p
Niemetale: i gładkiej powierzchni, są.na ogół kruche;
i
.Kr
□ Zastosowanie helowców
■ 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.
ność cieplną w porównaniu z metalami;
■ Zadanie
■ mają zwykle niższe wartości temperatury topnienia i temperatury wrzenia niż metale o zbliżonej masie atomowej;
•• Zadanie 1. Podczas ogrzewania w powietrzu 0,1 mola metalu X otrzymano 0,05 mola tlenku o masie molowej
j
j
■ mają na ogół małą gęstość;
102 g -mol-1. Zawartość procentowa tlenu wtym tlenku, wyrażona w procentach masowych, jest równa 47,06%.
j
j
■ większość z nich występuje w kilku odmianach alotro-
Zaznacz poprawną odpowiedź.
j j
powych, m.in. węgiel (diament, grafit, grafen, fulereny), siarka (siarka jednoskośna, siarka rombowa), fosfor (fosfor
j
czerwony, fosfor biały), tlen (tlen, ozon, tlen czerwony).
więcej na WWW.ZDASZ.TO
W jakim stosunku molowym nx : n0 meta! X reaguje z tlenem? Fosfor
1:
. :A. 1 : 1 •
r jB .2 :l. ■ . '
■■
'
Q C . 3 :2 1
I
ł ‘
Q d. 4 :3
;
j |
więcej na WWW.ZDASZ.TO
148 ] VIII. NIEMETALE ______ I_________________
64. Wodorki
j
149
64. Wodorki
63. Wodór ■ IP ■ Właściwości wodoru
iH
Wodór charakteryzuje się tym, że: ■ występuje na Ziemi głównie w postaci związanej (woda, związki organiczne). Niewielkie jego
MMI
■ Otrzymywanie wodorków Wodorki to związki wodoru z innymi pierwiastkami typu H „X lub X H (1 (n —wartościowość pierwiastka X). • Większość wodorków jest otrzymywana w wyniku bezpośredniej syntezy wodoru z danym pierwiastkiem.
ilości w stanie wolnym znajdują się w gazach wulkanicznych i w górnych warstwach atmosfery
H 2 + Br2
ziemskiej;
2 HBr
H2 + S ^ H 2S
■ jest gazem bezbarwnym, bez zapachu i smaku;
Litowce i fluor łączą się z wodorem samorzutnie, a reakcja z chlorem wymaga obecności światła.
■ bardzo słabo rozpuszcza się w wodzie;
H2 + 2 Na —»■2 NaH
■ występuje w postaci trzech izotopów: wodoru, deuteru, trytu.
H2 + F2
■ 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
-2 HF
Ho '2 + CIt2
-*2 HCl
Synteza amoniaku przebiega natomiast w obecności katalizatora.
lami wodór występuje na I stopniu utlenienia, a w związkach z litowcami oraz berylowcami, wodór jest na
N2 + 3 H2— Pt > 2 N H 3
-I stopniu utlenienia i tworzy wiązania jonowe. W sieciach krystalicznych tych wodorków są obecne aniony H~;
■ Wodorki fluorowców i siarki można otrzymać w reakcji beztlenowych soli tych pierwiastków z mocnymi kwasami.
■ tworzy z większością pierwiastków binarne związki typu H „X (wodorki), np. 2 Na + H2 — 2 NaH
CaF2 + H2S 0 4—^ C a S0 4 + 2 HF
■ jego spalanie w tlenie jest procesem silnie egzotermicznym. W mieszaninie o stosunku objętościowym wo doru do tlenu 2 : 1 spalaniu towarzyszy charakterystyczna detonacja (stąd nazwa „mieszanina piorunująca”);
Powstający fluorowodór, podobnie jak inne fluorowcowodory, po rozpuszczeniu w wodzie staje się mocnym kwasem.
2 H 2 + 0 2 —»-2 H 20
2 NaBr + H 2S 0 4 —►2 HBr + Na2S0 4
■ jest dobrym reduktorem, w podwyższonej temperaturze reaguje z wieloma tlenkami, np. Fe20 3 + 3 H2 —
K2S + H 2S 0 4^ H 2S + K2S 0 4 ■ Inne, pośrednie metody, np.
2 Fe + 3 H20
3 LiH + ALCI3
»-AlH3 + 3 LiCl
(reakcja zachodzi w środowisku eteru)
CH 3COONa + NaOH —►CH 4 + Na2C 03
(substraty są stapiane)
■ Otrzymywanie wodoru □ W laboratorium
□ W przemyśle
* Elektroliza wodnych roztworów kwasów
■ Konwersja metanu nad katalizatorem niklowym
K (-): 2 H++ 2 e- —»- H2t A (+): 2 Cl”
Cl2t + 2 e-
(redukcja)
w temperaturze około 400°C
(utlenianie)
CH4 + 2 H20(g)
■ Działanie kwasami na aktywne metale H2S0 4 + Zn —
Ni
■ Reakcje chemiczne wodorków □ Reakcje wodorków z wodą
C 02 + 4 H2t
■ Zasadowe wodorki metali reagują gwałtownie z wodą, tworząc zasady i wydzielając cząsteczkowy wodór.
■ Działanie pary wodnej na rozżarzony koks
H2t + Zn S0 4
C + 2 H ,0 ,
CaH2 + 2 H 20 ^
C 09 + 2 Hot
■ Działanie wodą na metale 1. i 2. grupy
C a(0H ) 2 + H2t
■ Zasadowy wodorek azotu (amoniak) reaguje z wodą, tworząc aniony wodorotlenkowe.
2 Na + 2 H 20 —*■H 2t + 2 NaOH
N H 3 + H2O ^ N H 4++ OH-
Doświadczenie 1.
■ Wodorki siarki i wodorki fluorowców rozpuszczają się w wodzie i tworzą kwasy beztlenowe, np.
Otrzymywanie wodoru
H 2 S (g)
— 2 *
siarkowodór
W probówce umieszczamy łyżeczkę wiórków magnezu i dodajemy 4 cm3 roztworu kwasu
H 2 S (aq)
kwas siarkowodorowy
Stałe dysocjacji (Ka) kwasu siarkowodorowego i kwasów fluorowcowodorowych
octowego o stężeniu 10%. Probówkę zamykamy Nazwa i wzór kwasu
korkiem z rurką odprowadzającą i ogrzewamy
Stała dysocjacji (Ka)
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
kwas siarkowodorowy - H2S
1,2 •10 7
kwas fluorowodorowy - HF
6,3 •10“4
kwas chlorowodorowy - HCl
1,0 -107
kwas bromowodorowy - HBr
3.0 -109
kwas jodowodorowy - HI
1.0
z probówki. Gaz zebrany w probówce spala się z charakterystycznym odgłosem. Wnioski: magnez reaguje z kwasem octowym z wydzieleniem wodoru: Mg + 2 CH 3COOH
więcej na WWW.ZDASZ.TO
temp
M g(CH3COO)2 + H 2t
^ W miarę zwiększania się liczby atomowej fluorowca zwiększa się promień atomowy, czyli zwiększa się długość wiązania H —X, co ułatwia oddysocjowanie protonu.
;
i
- 1010 więcej na WWW.ZDASZ.TO
150 j VIII. NIEMETALE
65. Azot i jego tlenki j 151
65. Azot i jego tlenki
□ Reakcje wodorków z zasadami Wodorki siarki i fluorowców reagują z zasadami i tworzą sole beztlenowe (siarczki lub halogenki).
3,0
H2S + 2 NaOH ■ — Na2S + 2 H20 HI + KOH —
Azot
N
KI + H20
□ Właściwości azotu Azot:
[H e ]2 s V
■ występuje w przyrodzie w stanie wolnym i związanym. Jako wolny pierwiastek jest głównym
Podział wodorków
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 stopniach utlenienia: -III, I, II, III, IV i V. wodorki niemetali
wodorki metali
□ Otrzymywanie azotu
zasadowe
kwasowe
nasadowe
obojętni
amfoteryczne
(NaH, CaH2)
(HCl, H2S)
(NH3)
(CH4)
(H20)
Spalanie magnezu w azocie
W laboratorium azot otrzymuje się w wyniku skroplenia powietrza lub termicz nego rozkładu azotanu(111) amonu. NH 4N 0 2 —
> N2 + 2 H20
□ Reakcje chemiczne azotu W warunkach normalnych azot jest bardzo mało aktywny, dopiero w podwyż szonej temperaturze reaguje z:
■ Rodzaj wiązania i charakter chemiczny wodorków Porównanie 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.
* wodorem, tworząc amoniak N2 + 3 H2
■ tlenem, tworząc tlenek azotu(II)
2 NH3
N2 + 0 2^ 2 N 0
■ litowcami i berylowcami, tworząc azotki, w których jest na -III stopniu utle nienia, np. azotek magnezu
Zwiększanie się ładunku ujemnego wodoru wodorku
3 Mg + N2^
Mg3N2 (fot. obok)
Zwiększanie się ładunku dodatniego wodoru wodorku
■ Tlenki azotu Azot tworzy 6 tlenków, w których występuje na stopniach utlenienia od I do V. Łączenie się azotu z tlenem jest re Wodorki pierwiastków 2 . otftes« -- ' g i
LiH
Ełektroujemność pier wiastków 2 . okresu
i.o
Wodorki pierwiastków X okresu Ełektroujemność pier wiastków 3. okresu • _r>
b2h 5
ch4
nh3
H20
HF
1,5
2,0
2,5
3,0
3,5
4,0
NaH
MgH2
AlH3
SiH4
ph3
H2S
HCl
N20 i bezbarwny gaz o słabym, słodkawym zapachu, nazywany tlenek azotu(l)-. g.-./om ,;v.vi'M\hi p i-1''
w medycynie stosowany jako środek znieczulający
0,9
1,2
1,5
1,8
2,1
2,5
3,0
NO tlenek azotu(ll)
i bezbarwny, trujący gaz; ma jeden niesparowany elektron, ; dlatego jest niestabilny i bardzo reaktywny; w powietrzu saj morzutnie reaguje z tlenem i tworzy trujący tlenek azotu(IV): i 2 NO +0 2 —*■2 N02
uczestniczy w procesach prze pływu bodźców nerwowych w centralnym i obwodowym układzie nerwowym
n2o 3 tlenek azotu(lll)
niebieskie ciało stałe lub ciecz (w niskiej temperaturze); nie trwały, rozpadający się na NO i N02; reaguje z wodą:
;
Wzór sumaryczny i nazwa tlenku
Zwiększanie się elektroujemności pierwiastka w wodorku
jonowe
kowalencyjne słabo spolaryzowane
kowalencyjne silnie spolaryzowane
iH K H H M i mmmęammmŚmmmĘmmmtm reagują z wodą, tworząc wodorotlenki i wodór
więcej na WWW.ZDASZ.TO
CH4 reagu je z wodą w wysokiej tempera turze
NH3 tworzy jony NH4+ i OH(w sposób typowy dla zasad)
H2S jest słabym kwasem
dysocjują z od szcze pieniem jonów H + (w sposób typowy dla kwasów)
Właściwości fizyczne i chemiczne
Znaczenie w przyrodzie i Zcistosowiinii-
N2°3 + H20 5=t 2 HN02 N02 tlenek azotu(IV)
Wzrost charakteru jonowego wiązań w wodorkach
mmKśtmmmmmmmmmmKm
Zachowanie się
akcją endotermiczną (synteza taka zachodzi w powietrzu w czasie burzy, na skutek wyładowań atmosferycznych).
BeH2
N204 tetratlenek diazotu
czerwonobrunatny gaz, trujący, o duszącym zapachu ¡■łatwo' dimeryzuje do bezbarwnego tetratlenku diazotu: 2 N02<=^ N20 4 oba tlenki reagują z wodą, tworząc mieszaninę kwasów azoto wego (III) i azotowego (V): 2 N02 + H20 —*■H N 02 + HW©3 N204 + H?0
N205 tlenek azotu(V)
wchodzi w skład spalin samo chodowych i gazów przemy słowych, powoduje smog fotochemiczny i kwaśne opady
HNO? + HNOj
bezbarwne ciało stałe; łatwo się rozkłada:
silny utleniacz
2 N20 5 —*■2 N204 + 0 2 :
ięcej na WWW.ZDASZ.TO
152
67. Kwas azotowy(V)
VIII. NIEMETALE
153
67. Kwas azotowy(V)
66. Amoniak ■ Budowa cząsteczki amoniaku
■ Właściwości kwasu azotowego(V)
W cząsteczce amoniaku wiązania kowalencyjne N —H są rozmiesz
Kwas azotowy(V) jest kwasem mocnym, który prawie całkowicie dysocjuje w wodzie: H N 0 3 + H20 - ^ N 0 3- + H30 +
czone pod kątem 107,8°, nadając cząsteczce kształt piramidy trygonalnej. Atom azotu ma wolną parę elektronową, dzięki czemu w obec
Ka = 25
ności kationów wodoru tworzy się wiązanie koordynacyjne, w którym
Ma silne właściwości żrące i utlenia większość metali. Utlenianie zachodzi w różny sposób, w zależności od stężenia kwasu azotowego(V) i użytych substancji:
azot jest donorem pary elektronowej, a jon H+jej akceptorem.
■ metale szlachetne Cu + 4 H N 0 3(stęż) — C u(N 03)2 + 2 N 0 2t + 2 H 20 3 Cu + 8 H N 0 3(rozc) —►3 C u (N 0 3)2 + 2 NOt + 4 H20
■ Charakter chemiczny amoniaku i tlenków azotu Związki azotu
Wodorek -III
Stopień utlenienia azotu
Charakter chemiczny
Fe + H N 0 3(Stęż j — »- reakcja nie zachodzi
Tlenki 1
II
III
N20 tlenek azotu (1)
NO tlenek azotu (II)
N20 3 tlenek azotu (III)
obojętny
obojętny
kwasowy
i 1
NH3 ,■ | amoniak j
Wzory i nazwy związków
■ żelazo i glin (pod wpływem stężonego kwasu azotowego(V) ulegają pasywacji)
.
1
zasadowy
j
IV : N02 N A ; tlenek azotu (IV) kwasowy
Al + H N 0 3(Stę2_j —
V
reakcja nie zachodzi
■ cynk Zn + 4 H N 0 3(stęż ) — > •Z n (N 0 3)2 + 2 N 0 2t + 2 H20
n 2o 5 tlenek azotu(V)
4 Zn + 10 H N 0 3(rozc) —»►4 Z n (N 0 3)2 + N H 4N 0 3 + 3 H20 ■ siarka S + 4 H N O 3(stęi0 —► 4 N 0 2ł+ S0 2f + 2 H 20
kwasowy
■ Otrzymywanie amoniaku ■ Bezpośrednia synteza pierwiastków N2 + 3 H2^ 2
NH3
■ Reakcja chlorku amonu z zasadą sodową N H 4Cl + NaOH —► N H 3 + NaCl + H20 (fot. obok) ■ Rozkład termiczny soli amonowych Sole amonowe (kwasu solnego, węglowego, azotowe g o ^ ), siarkowego(IV) i siarkowego(VI)) są termicznie nietrwałe i pod wpływem ogrzewania rozkładają się. N H 4H C 0 3(s)
N H 3(g) + C02(g) + H 20 (g) Otrzymywanie amoniaku; NH3 ma gęstość mniejszą od gęstości powietrza, zbiera się go więc w kolbie obróconej dnem do góry Część I
| ■ Reakcje chemiczne amoniaku 1 j ■ Reakcja amoniaku z wodą I
N H 3 + H2O ^ N H 4++ OH■ Reakcja amoniaku z tlenem 4 N H 3 + 3 0 2< ^ 2 N 2 + 6 H 20
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
■ Reakcja amoniaku z kwasami N H 3 + HCl —
:
Na szalkach Petriego umieszczamy próbki: siarki (jako przedstawiciela niemetali), żelaza i cynku (jako przedstawicieli metali). Pipetą ostrożnie wkraplamy na powierzchnię próbek stężony kwas azotowy(V).
N H 4CI (fot. obok)
j
Obserwacje Cząsteczki gazowego NH3 łączą się z czą steczkami gazowego HCl i tworzą biały dym, który składa się z kryształów NH4Cl
więcej na WWW.ZDASZ.TO
■ Siarka roztwarza się w stężonym kwasie azotowym(V). ■ Na powierzchni żelaza nie zaszły zmiany. i k
■ Cynk roztworzył się w stężonym kwasie azotowym, a nad jego powierzchnią pojawił się brunatny gaz.
;
więcej na WWW.ZDASZ.TO
154
[ VIII. NIEMETALE j
68. Tlen
Wnioski ■ Siarka reaguje ze stężonym kwasem azotowym (V), co ilustruje równanie: S + 4 H N 0 3(stęż) — 4 NO?t + S 0 2t + 2 H 20 Współczynniki stechiometryczne powyższego równania reakcji wynikają ze zbilansowania równań połówkowych*# v
IV
,
Redukcja:
NOs" + 2 H + + le~ —»• NO? + H?0 I -4
Utlenianie:
S + 2 H?0 —> S 0 2 + 4 H'! + 4 e"
.
■ W łaściw ości tlenu Tlen: ■ w warunkach normalnych jest gazem bezbarwnym, bezwonnym, bez smaku, trudno rozpusz czalnym w wodzie, podtrzymującym palenie;
I •I
w:
■ Żelazo ze stężonym kwasem azotowym(V) nie reaguje, ponieważ ulega pasywacji.
■ 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 polu magnetycznym Ziemi);
■ Cynk reaguje ze stężonym kwasem azotowym(V), co ilustruje równanie: Zn + 4 H N 0 3(stęŁ) —►Zn (N 0 3)2 + 2 N 0 2t + 2 H 20 ■ Współczynniki stechiometryczne powyższego równania reakcji wynikają ze zbilansowania równań połówkowych:; ; Redukcja:
NO3" + 2 H+ + 1e~ —►N 0 2 + H20
| •2
j Utlenianie:
Zn —*■Zn2+ + 2 e"
( •1
■ ciekły tlen ma barwę niebieską;
■ 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, tworząc tlenki metali - substancje o konsystencji stałej i bardzo wysokich wartościach temperatury topnienia oraz temperatury wrzenia; ■ bezpośrednio reaguje z niemetalami, tworząc tlenki niemetali, występujące w trzech stanach skupienia (gazowym: C02, S 0 2, ciekłym: H20 i stałym: Si0 2_P4O10).
: Dwa jony azotanowe(V) stanowią tło reakcji i nie ulegają redukcji. Część III ; Do dwóch probówek wprowadzamy oczyszczone drui ciki miedziane i ostrożnie wlewamy po 1 cm3 rozcicńi czonego (probówka nr 1) i stężonego kwasu azotowe*;;
■ Otrzym ywanie tlenu Tlen można otrzymać na wiele sposobów, np.
i go(V) (probówka nr 2). Do mieszaniny poreakcyjnej ; w probówce nr 2 dodajemy wody (probówka nr 3). se
■ rozkład azotan u (V) potasu w temperaturze powyżej 400°C (ale nie większej niż 440°C):
Obserwacje ; * W probówce z rozcieńczonym kwasem azoto
2 KN 03 - m-' > 2 KN02 + 0 2t
wym (V) (1) wydziela się bezbarwny, bezwonny gaz, który w kontakcie z powietrzem brunatnieje;#
■ rozkład manganianu(VII) potasu: 2 KMnCd
miedź roztwarza się, a roztwór zabarwia się na bladoniebiesko.
a
2 KCI03 -gUE:» 2 KCI + 3 0 2f rozkład tlenku rtęci (II):
temp.
K2Mn0 4 + M n0 2 + ■0 2t
■ elektroliza wody:
; ■ W probówce ze stężonym kwasem azotowym(V) (2) wydziela się brunatny gaz o duszącym, nieprzy jemnym zapachu, miedź się roztwarza, a roztwór
i rozkład chloranu(V) potasu w temperaturze powyżej 550°C:
2 HoO ■
2 H g O te- p-» 2 Hg + 0 2t rozkład nadtlenku wodoru:
2 H 2t + 0 9t
2 h 2o
tal(Mn° 21 2 H 90 + 0 4
zabarwia się na zielono. Po rozcieńczeniu wodą roztwór staje się niebieski (probówka nr 3).
Doświadczenie 1.
; 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,;
Otrzymywanie tlenu z manganianu(VII) potasu Do probówki z trudno topliwego szkła wsypujemy ły żeczkę manganianu(Vil) potasu. Probówkę zamyka my
; natomiast azot w kwasie azotowym (V) redukuje się do i różnych stopni utlenienia.
korkiem z rurką odprowadzającą. Wydzielający się gaz 8 H N 0 3(fOZc) + 3 Cu —»■3 C u (N 0 3)2 + 2 NOt + 4 H20
I
zbieramy do odbieralnika w postaci kolby wypełnionej
iI# ;V;u'i -4*'#■:; N0 + 2H 20
i -2
wodą i umieszczonej w krystalizatorze z wodą. Ogrzewamy probówkę do momentu ustania trzasków. Do
■ Utlenianie:
| -3
kolby z zebranym gazem wprowadzamy rozżarzone ; łuczywo.
Cu —*- Cu2+ + 2 e~
; Sześć jonów azotanowych(V) stanowi tło reakcji i nie ulega redukcji. 4
HN0
3 (stęż.)
+ Cu — ► C u ( N 0 3 ) 2 + 2 N 0 2t + 2 H20
; Współczynniki stechiometryczne powyższego równania reakcji wynikają ze zbilansowania równań połówkowych; l:'V ^ ; Redukcja:
N03~ + 2 H+ + I e~
—*■N02 + H20 | ■2
..........“
; : Utlenianie:
o Cu —*■Cu2+ + 2 e~
| ■1
i Dwa jony azotanowe(V) stanowią tło reakcji i nie ulega redukcji.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
Obserwacje: pod wpływem 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) potasu ulega rozkładowi termicznemu, jednym z produktów reakcji jest gazowy tlen powodujący zapalenie się rozżarzonego łuczywa. Reakcja przebiega zgodnie z równaniem: 2 KM n04 —»• K-pMnOa + M n 0 2 + 0 2t
więcej na WWW.ZDASZ.TO
70. Charakter chemiczny tlenków
156
157
i VIII. NIEMETALE
70. Charakter chemiczny tlenków
69. Otrzymywanie tlenków
■ Podział 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 20 2, Na20 2) oraz ponad-
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 (np. K 0 2) tlenki zasadowe (np. Na20, CaO, Cu20, CrO) reagują z kwasami, tworząc sole, np.:
tlenki litowców i berylowców (z wyjątkiem berylu) reagują z wodą, tworząc zasady, np.:
Na20 + 2 HCl — 2 NaCl + H2Q
Na20 + H20 —*■2 NaOH
nie reagują z zasadami są z reguły ciałami stałymi o dużej gę stości, wysokiej temperaturze topnienia wynikającej z ich budowy jonowej
są gazami, rzadziej cieczami czy ciałami stałymi
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.:
■ Otrzymywanie tlenków □ Reakcje spalania pierwiastków Tlen łączy się z większością pierwiastków, tworząc tlenki: ■ z metalami 4 Na + 0 2 — 2 Na20 (fot. a) 2 Ca + 0 2 — 2 CaO (fot. b) 4 Al + 3 0 2 —►2 Al20 3 (fot. c) 3 Fe + 2 0 2 — ► Fe30 4 2 Cu + 0 2 —►2 CuO
□ Reakcje utleniania-redukcji ■ Utlenianie tlenków
■ Redukcja tlenków
2 CO + 0 2— ►2 C 0 2
N20 5 + H20 —*■2 H N 0 3
nie reagują z kwasami
■tlenki, które ulegają reakcji utleniania-redukcji (dysproporcjonowanie), np.:
Fe20 3 + C — > ■2 FeO + CO
2 N02 + H20 —*■H N 02 + H N 0 3
□ Reakcje rozkładu związków chemicznych
■ pozostałe tlenki kwasowe nie reagują z woda
■ Rozkład tlenków N20 3 —^ NO + N 0 2
tlenki amfoteryczne (np. Al203, Cr203, ZnO)
■ Rozkład termiczny wodorotlenków 2 Fe(OH)3 temf' > Fe20 3 + 3 H 20 ■ Rozkład termiczny soli kwasów tlenowych CaC03
temp.
CaO + C 0 2
reagują z mocnymi kwasami, np.::
L
2 H2 + 0 2 ^ 2 H 20
c + o 2— c o 2 s +ó 2— so2 P4 + 5 0 2
PAo
■ Spalanie całkowite CH4 + 2 0 2 — ►C 02 + 2 H 20
zazwyczaj nie zachodzi
Al20 3 + 6 H C l ^ 2 AICI3 + 3 H20 reagują z mocnymi zasadami, bp.: Al20 3 + 2 NaOH + 3 H20 ^ 2 Na[Al(OH)4]
□ Reakcje spalania związków organicznych
■ z niemetalami
z wodą reagują: ■tlenki, które w reakcji z wodą tworzą kwasy, np.:
■. SO3 + 2 NaOH —► Na2S04 + H20
tlenki obojętne (np. NO, CO, N20) nie reagują ani z kwasami, ani z zasadami
i nie zachodzi
■ Spalanie niecałkowite 2 CH4+ 3 0 2
■2 CO + 4 H 20
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 alkoho lowego roztworu fenoloftaleiny (probówka nr 3). Następnie do obu probówek dodajemy po około 1 g tlenku wapnia i mieszamy ich 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.
więcej na WWW.ZDASZ.TO więcej na WWW.ZDASZ.TO
158
71. Siarka i jej tlenki
| VIII. NIEMETALE
71. Siarka i jej tlenki
j
159
■ Tlenek siarki(IV) Tlenek siarki(IV) w warunkach normalnych jest bezbarwnym gazem o nieprzyjemnym zapachu, drażniącym
■ Siarka
błony śluzowe. Stanowi groźne zanieczyszczenie powietrza, ponieważ powoduje kwaśne opady atmosferyczne.
□ Właściwości fizyczne
□ Otrzymywanie tlenku siarki(IV)
Siarka występuje w przyrodzie w stanie wolnym i w postaci związanej. Jest obecna w minera
Tlenek siarki(IV) otrzymuje się:
łach siarczkowych i siarczanowych, węglu kamiennym, ropie naftowej, gazie ziemnym, gazach
8 podczas spalania siarki w tlenie
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
S + 0 2 — S 0 2f ■ podczas spalania siarczków w tlenie 2 ZnS + 3 0 2 — ►2 ZnO + 2 S 0 2f 8 w reakcji pewnych metali ze stężonym kwasem siarkowym(VI) Cu + 2 H2S 0 4(stęż) —►C uS04 + S 0 2f + 2 H?0
□ Reakcje tlenku siarki(IV) Tlenek siarki (IV) jest tlenkiem kwasowym, reaguje: a z zasadami, tworząc sole - siarczany(IV) lub wo dorosiarczany^) S 0 2 + Ca(OH) 2 — CaS03 + H20 S0 2 + NaOH —*■N a H S0 3 ■ z wodą, tworząc kwas siarkowy(IV) S0 2 + H20 —*- H2S 0 3
Model kryształu siarki rombowej
Obie odmiany alotropowe siarki są zbudowane z ośmoatomowych pierścieni, ułożonych w różny sposób w kryształach.
Model kryształu siarki jednoskośnej
□ 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
Siarka rombowa jest trwała w tem peraturze pokojowej, pod wpływem ogrzewania do temperatury 96,6°C przemienia się w siarkę jednoskośną, a poddana dalszemu ogrze waniu ulega stopieniu początkowo do jasnożółtej cieczy (a), po czym na skutek procesów polimeryzacyjnych, zamienia się w gęstniejącą, lepką, ciemnobrunatną ciecz. Ciekła siarka szybko schłodzona tworzy siarkę plastyczną, podobną w konsystencji do plasteliny fb), a pozostawiona na kilka dni samo rzutnie ulega krystalizacji
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)
Tlenek siarki(VI) otrzymuje się na skalę przemysłową metodą kontaktową w reakcji egzotermicznej utleniania tlenku siarki(IV) w obecności katalizatora (V20 5 lub Pt):
j
□ Właściwości chemiczne kach chemicznych siarka występuje najczęściej na -II, IV i VI stopniu
Związki chemiczne siarki w zależności od jej stopnia utlenienia
utlenienia.
2 S0 2 + 0 2 - - ..> 2 S 0 3
S + 2 H N 0 3 — 2 NOt + H2S0 4
a H2S ■ Na2S ■ CaS
Roztwarza się w stężonych, gorących zasadach, np.
B SO
fl so3
■ h 2so 3
■ h 2so 4 ■ Lub(J4
» K2so3 — -i—
3 S + 6 NaOH —► Na2S 0 3 + 2 Na2S + 3 H 20 kauczuku, zwanego też wulkanizacją), sprawia, że guma staje się elastyczna.
j j
|
□ Reakcje tlenku siarki(VI)
j j
■ z zasadami, tworząc sole - siarczany(VI) lub wodorosiarczany(VI)
I
S 0 3 + Ca(OH)2 —»- CaS04 + H20 S0 3 + NaOH 8
|
N aH S0 4
i
z wodą, tworząc kwas siarkowy(VI)
j
S 0 3 + H20 — H25 0 4
-- — L*— -— —
Siarka ogrzewana z kauczukiem, dzięki powstającym mostkom siarczkowym (w procesie tzw. sieciowania
A H ° =-98 kj •mol“ 1
I
Tlenek siarki(VI) jest tlenkiem kwasowym, reaguje:
Siarka jest utleniana do wyższych stopni utlenienia przez kwasy utle niające, np. kwas azotowy(V).
'
I j
Atomy siarki, mają po 6 elektronów walencyjnych, dlatego w związ
więcej na WWW.ZDASZ.TO
Kwiat umieszczony w cylindrze z S02 odbarwił się
□ Zastosowanie tlenku siarki(VI) Tlenek siarki (VI) jest rozpuszczany w roztworze H2S0 4, tworząc tzw. oleum, z którego, w wyniku rozcieńczania wodą, jest otrzymywany produkt o pożądanym stężeniu.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
160
73. Fluorowce
VIII. NIEMETALE
73. Fluorowce
72. Związki chemiczne siarki
4,0
■ Informacje wstępne
■ Siarczki
Do fluorowców należą: fluor, chlor, brom, jod i astat - pierwiastek
W wyniku bezpośredniej syntezy siarki z metalami powstają siarczki. 2 N a + S —^ Na2S
Ca + S — CaS
2 K + S —^ K2S
Mg + S —►MgS
161
2 Cu + S —^ C u 2S
9f [He]2sV
3,0
2,8 __
17Cl [Ne]3s23p5
2,5
2,2
35Br
531
85At
[Ar]3d104sV
[Kr]4d105sV
pfeHfVfoV
promieniotwórczy. Pierwiastki te
lub Cu + S — CuS
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 wnio skować, że atomy fluorowców:
■ Siarkowodór i kwas siarkowodorowy W wyniku bezpośredniej syntezy siarki z wodorem powstaje siarkowodór:
Modele cząsteczek
■ mają 7 elektronów walencyjnych;
S + H2- ^ H 2S
■ mają tendencję do przyjmowania jednego elektronu, dlatego najczę ściej tworzą jednoujemne aniony X-, typowe dla halogenków metali
Siarkowodór jest gazem trującym, o silnym, nieprzyjemnym zapachu, dość dobrze rozpuszczalnym w wodzie. Na powietrzu spala się niebieskim
fluor
(fluorków, chlorków, bromków i jodków-soli odpowiednich kwasów
płomieniem, tworząc:
fluorowcowodorowych, w których występują na -I stopniu utlenienia);
■ przy dużym dostępie tlenu - tlenek siarki((V)
* mają dużą elektroujemność (wraz ze zwiększaniem się liczby ato mowej fluorowca wartość elektroujemności się zmniejsza, ponieważ
2 H 2S + 3 0 2 —*■2 S 0 2 + 2 H 20 ■ przy ograniczonym dostępie tlenu - wolną siarkę
zwiększa się liczba powłok elektronowych i wartość energii uwalnianej przez atom podczas przyłączania elektronu się zmniejsza);
2 H 2S + 0 2 — »-2 S + 2 H 20
* mają dużą energię jonizacji.
Cząsteczka siarkowodoru ma budowę kątową (92°), jest polarna, ale w od różnieniu od cząsteczki wody nie tworzy wiązań wodorowych.
Fluorowce występują w postaci dwuatomowych cząsteczek typu X2,
Siarkowodór w reakcji z wodą tworzy słaby dwuprotonowy kwas siarkowodorowy:
w których atomy są połączone pojedynczym wiązaniem kowalencyjnym.
H2s + H2O ^ H S - + H30 +
Ka1 = 1 -10-7
HS- + H 20 =*=* S2- + H 30+
Ka2= l- 1 0 ~ u
Otrzymywanie siarkowodoru
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
chlor
CC brom
reduktorami. Fluor, najbardziej elektroujemny ze wszystkich pierwiast
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),
ków, występuje zawsze na -I stopniu utlenienia. Pozostałe fluorowce mają stopnie utlenienia mieszczące się w przedziale od -I do VII, przy czym na dodatnich stopniach utlenienia występują w tlenkach, kwasach tlenowych i solach kwasów tlenowych.
polisiarczki (np. H —(S )„— H ) i wielosiarczki (np. K2S4).
jod
■ Kwas siarkowy (VI) Kwas siarkowy(VI) jest bardzo mocnym, dwuprotonowym kwasem. W roztworze wodnym dysocjuje dwustopnio-
j 1
2
3
^
wo, a dysocjacja na pierwszym stopniu zachodzi prawie całkowicie: H2S0 4 + H20
h s o 4- + H30 + Ka] = 103
H S 0 4- + H20
S 0 42~ + H 30+
^ 2(aq) + 2 KBr(aq) Stężony kwas siarkowy(VI) p o w o je zwęglenie tkaninyfl), papieru (2) i drewna (3)
■ tlenkami metali tworzą się sole - siarczany(VI) MgO + H2S0 4 —► M gS04 + H 20 ■ zasadami mogą tworzyć się sole obojętne lub wodorosole 2 NaOH + H 2S0 4 —► Na2S0 4 + 2 H 20 NaOH + H2S0 4- ^ N aH S0 4 + H 20 ■ solami mogą tworzyć się sole trudno rozpuszczalne w wodzie BaCl2 + H 2S 0 4 —► BaS0 4ł + 2 HCl Stężony kwas siarkowy(VI) ma silne właściwości utleniające i utlenia większość metali: 2 Ag + 2 H 2S 0 4 — Ag2S 0 4 + S 0 2f + 2 H 20
więcej na WWW.ZDASZ.TO
Fluorowce są pierwiastkami bardzo reaktywnymi. Aktyw ność chemiczna chloru, bromu i jodu zmniejsza się wraz ze zwiększaniem się ich liczby atomowej. ■ Chlor wypiera brom i jod z roztworów ich soli:
Ka2 =1,02-10-2
W reakcji rozcieńczonego kwasu siarkowego(VI) z: ■ metalami aktywnymi wydziela się wodór 1 1 1 ^ Zn + H2S0 4— »-ZnS04 + H 2t
■ Aktywność fluorowców
Cl2(aq) + 2 KI(aq)
^ 2 KCl(aq) + Br2 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
Wzrost aktywności chemicznej
I2(wjodynie) + KCl —^ reakcja nie zachodzi I2(Wjodynie) + K B r— 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 właściwości utleniających
więcej na WWW.ZDASZ.TO
1
162
74. Chlor i jego związki chemiczne
I VIII. NIEMETALE
163
74. Chlor i jego związki chemiczne
Doświadczenie 1. Badanie aktywności chloru, bromu i jodu
Uwaga! Doświadczenie należy wykonywać pod włączonym, sprawnym wyciągiem.
■ Chlor
Do jednej probówki (1) wlewamy 2 cm3 roztworu bromku potasu, a do kolejnej (4) 2 cm3 roztworu jodku :
□ Otrzymywanie chloru
potasu. Do obu probówek dodajemy po 5 cm3 chloroformu i trochę wody chlorowej. Probówki zamykamy
Chlor jest otrzymywany:
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).
■ 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 HCl(stęż ) —► MnCl2 + Cl2t + 2 H 20
□ Reakcje chloru Suchy, gazowy chlor jest bardzo aktywny chemicznie, jego aktywność wzrasta w obec ności wilgoci, reaguje bezpośrednio z większością pierwiastków (wyjątek stanowią azot i helowce). ■ Reakcja z wodą Cl2(g) + H 20 —^ HCl(aq) + HClO(aq) 2 HCIO — 2 HCl + 0 2 ■ Reakcja z metalami 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 wpływem 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:
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^ —
PtCl4
2 KCl(aq) + Br2
2 K B r(aq)+Cl,2 (aq)
■2 KCl(aq) + I7 2 KI(aq) {“'I/ + Cl2(aq) v > / Chlor utlenił aniony bromkowe i jodkowe do wolnych pierwiastków. W reakcjach tych chlor jest utleniaczem, a jony bromkowe i jodkowe są reduktorami.
■ Reakcja z z wodorem Reakcja chloru z wodorem może zachodzić po naświetleniu, ogrzaniu lub po zainicjowaniu iskrą elektryczną: H2(g) + Cl2(g)
Zadania
i
■
i
• 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?
2 HCl(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
i Zaznacz wszystkie poprawne wzory sumaryczne.
rozpuszczeniu w wodzie tworzy mocny kwas chlorowodorowy, zwany kwasem solnym: j
NaF * NaCl » NaBr * Nal
i
-......
i
-.............-............. ;
H CL
h 2o
HCl (C)
I
• Zadanie 2. W sześciu probówkach zmieszano po dwie substancje,
i
Probówka nr 1: KCl i Br2
Probówka nr 2: KBr i I2
Probówka nr 3: KI i Cl2
rozpuszczalność w wodzie wynosi 82,3 g/l 00 g). Maksymalne stężenie kwasu solne
Probówka nr 4: KI i Br2
Probówka nr 5: KBr i Cl2
Probówka nr 6: KCl i I2
go, jakie można uzyskać w temp. 0°C, wynosi 45,148% (pod ciśnieniem normalnym).
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 _ ___ , ____ , ____ .
więcej na WWW.ZDASZ.TO
Gazowy chlorowodór doskonale rozpuszcza się w wodzie (w temperaturze 0°C jego
■ Reakcja kwasu siarkowego(Vl) z chlorkiem sodu H2S04(stęż) + 2 N aC l—»• Na2S0 4 + 2 H C lł Jest to przykład przemiany chemicznej, w której mocny kwas siarkowy(VI) wypiera z soli (chlorku) gazowy chlorowodór, który po rozpuszczeniu w wodzie staje się mocnym kwasem solnym.
w k0i5je znajduje się chlorowodór, który zasysa wodę z oraniem z krystalizatora
więcej na WWW.ZDASZ.TO
75. Klasyfikacja kwasów j 165
164 í VIII. NIEMETALE
75. Klasyfikacja kwasów
■ Kwasy tlenowe chloru Chlor nie łączy się bezpośrednio z tlenem, ale w pewnych warunkach tworzy tlenki, w których występuje na 1,
■ Definicje kwasów
lii, IV, VI i VII stopniu utlenienia. Tlenki chloru mają charakter kwasowy.
Kwasami są związki chemiczne wykazujące charakter kwasowy, co w zależności od definicji może oznaczać zdolność do:
□ Otrzymywanie kwasów tlenowych chloru Reakcje tlenków chloru z wodą prowadzą do powstania kwasów tlenowych, np.
■ zwiększania stężenia jonów wodoru w roztworach (definicja Arrheniusa);
G 20 7 + H20 —- 2 HC104
■ dostarczania kationów wodoru (definicja Bronsteda-Lowry’ego); ■ przyjmowania pary elektronowej (definicja Lewisa).
□ Otrzymywanie soli kwasów tlenowych chloru Reakcje tlenków chloru z zasadami prowadzą do powstania soli, np. Cl20 7 + 2 N aO H (aq) —^ 2 NaCl04 + H 20
Klasyfikacja kwasów □ Właściwości kwasów tlenowych chloru Wzor sumaryczny
Nazwa kwasu
HCIO
Kwas chlorowy(l)
Stała dysocjacji
Trwałość kwasu
Moc kwasów
Kwasy
Właściwości utleniające
tlenowe
(Ka) 39 io~8 I nietrwały, rozkłada się pod ’ i wpływem światła
Kwas chlorowy(lll)
HCIO,
1,3 -TO-2
Kwas chlorowy(V)
HCIO,
10
Kwas chlorowy(Vil)
HCIO4
około 1010
i nietrwały, istnieje tylko w roz j tworach wodnych nietrwały, istnieje tylko w rozI tworach wodnych j
j
beztlenowe
przykłady: v h 2so 4 ■ h 2so 3 ■ HNÓ3 ■ H3PO4 ■ H3BO3 ■'.« HCIG4
przykłady:
jednoprotonowe i
■ H2S ■ HCl ■ HBr ■ HI ■ HCN
wieloprotonowe
przykłady:
przykłady:
* HCl i ■ HNO3 * HBr ■ HCN
■H 2S0 4 ■ h 3po 4 ■ H 3B03
:
i trwały, oleista, łatwo wybu chająca ciecz
□ Zastosowanie kwasów tlenowych chloru
słabe*
mocne*
utleniające
nieutleniające
Praktyczne zastosowanie mają jedynie niektóre sole kwasów
przykłady:
przykłady:
przykłady:
przykłady:
tlenowych chloru, np.
* HF ■ H2S : ■ H3PO4 ■H2S03 *h n o 2 ■ HCIO ■ h 2c o 3
■ HCl ■ HBr ■ Hi ■ h 2so 4 ■ HNOs ■ h c io 4
p H 2S0 4jStężj ■ HNO3 ■ HCIO3 ■ H3Aś04
■ H2S04(rozc) ■H3PO4 ■ H3BO3 ■ HCl
■ chloran (I) sodu (NaClO) - jako środek wybielający, ■ chloran(l) wapnia (Ca(ClO)2) - jako środek dezynfekcyjny, ■ chloran(V) potasu (KC103) - jako silny środek utleniający (np. do wyrobu sztucznych ogni).
.
Chlor niszczy barwniki tkanin *Moc rozumiana jako zdolność do uhígania dysocjacji elektrolitycznej.
■ Zadanie •• Zadanie 1. Poniżej podano równania reakcji syntezy fluorowcowodorów i odpowiadające im standardowe entalpie tworzenia A H 29g. F2(0) + H2(o)
2 HF/„\
Cl2(g) + H2(g) — 2 H Cl(g)
A H 298 = —271,0 kj •mol"'
• Zadanie 1. Trzy kwasy X, Y, Zzawierają w anionie siarkę. Kwas X można otrzymać po rozpuszczeniu w wodzie
A H ^98 = -92,5 kJ -moH
produktu syntezy pierwiastków. Kwasy Y\ Z otrzymuje się w wyniku reakcji wody z odpowiednim tlenkiem. Stężony kwas Y jest kwasem utleniającym.
Br2(g) + H2(g) —^ 2 H Br(g)
A H 298 = -36,0 kj •moh1
l2(gj + H 2(g) •
A H 298 = +26,5 kj •■mol ^
2 Hljgj
Uzupełnij zdania, tak aby były prawdziwe. Zaznacz w każdym zdaniu odpowiednią informację. I. Podczas tworzenia jednego mola 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 powstające 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 uorowcowod o rów.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
■ Zadanie
Uzupełnij zdania, tak aby były prawdziwe. Zaznacz w każdej parze wyróżnionych informacji odpowiednie określenie. I. Kwas X jest kwasem beztlenowym / tlenowym, ma właściwości redukujące / utleniające, należy do kwasów mocnych / słabych. II. Kwas Y jest kwasem beztlenowym / tlenowym, należy do kwasów mocnych / słabych, jest kwasem trwałym / nietrwałym. III. Kwas Z jest kwasem beztlenowym / tlenowym, należy do kwasów trwałych / nietrwałych, jest kwasem mocnym / słabym.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
166
Sprawdzian po dziale VIII i
I VIII. NIEMETALE
Sprawdzian po dziale VIII
76. Właściwości kwasów
•• Zadanie 1. Uzupełnij zdania, tak aby były prawdziwe.
■ Otrzymywanie kwasów tlenowych Działanie mocnym kwasem na sól słabego kwasu
» Reakcja syntezy tlenków niemetali z wodą 4 H ,P 0 4 np. P4O10 + 6 H20
np. H 2S 0 4 + 2 C H 3COONa —► Na2S 0 4 + 2 CH 3COOH
SO, + HpO — H2S04
Zaznacz w każdej wyróżnionej parze odpowiednie określenie. I. W grupie litowców wraz ze zwiększaniem się liczby atomowej metali maleje / rośnie zdolność atomów do oddawania elektronów oraz maleje / rośnie ich aktywność. II. W grupie fluorowców wraz ze zwiększaniem się liczby atomowej niemetali maleje / rośnie zdolność atomów do przyjmowania elektronów oraz maleje / rośnie ich aktywność. III. Wraz ze zwiększaniem się promienia atomowego pierwiastków grup 1. i 2. oraz od 13. do 17., należących do trzeciego okresu, maleje / rośnie ich charakter metaliczny.
I Otrzymywanie kwasów beztlenowych Reakcja syntezy niemetalu z wodorem i dalszego
■ Działanie mocniejszym kwasem na sole beztlenowe
rozpuszczenia otrzymanego gazu w wodzie
np. CuS + 2 HCl — »•CuCl2 + H 2S
2 HCl(gj
np. H 2(g) + Cl2(g) H-,0 HCb0\ —
167
IV. Wraz ze zwiększaniem się liczby atomowej pierwiastków grup 1. i 2. oraz od 13. do 17., należących do trzeciego okresu, maleje / rośnie charakter zasadowy ich tlenków.
■ Działanie kwasu trwalszego na sole kwasu lotnego np. 2 NaCl + H 2S 0 4 —
HCl (aq)
Na2S 0 4 + HCl
••• 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
■ Właściwości chemiczne kwasów ■ Działanie na wodorotlenki (reakcja zobojętniania)
■ Działanie na metale np. 3 Mg + 2 H 3PO4 —
np. Ba(O H ) 2 + H2S 0 4 —
Mg3(P0 4)2 + 3 H2f
BaS0 4ł + 2 H 20
■ Działanie na sole kwasów o mniejszej mocy
■ Działanie na tlenki metali
np. Na2C 0 3 + 2 H C l—^2 NaCl + H 20 + C 02t
np. CaO + 2 H C l—►CaCl2 + H 20
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 . chloroform
Po wymieszaniu zawartości probówki warstwa chloroformowa D / E / F. A. się odbarwił
D. się odbarwiła
B. zabarwił się na brunatno
E. zabarwiła się na brunatno
Doświadczenie 1.
C. zabarwił się na niebieskofioletowo
F. zabarwiła się na niebieskofioletowo
Działanie kwasu siarkowego(VI) na metale, tlenki metali, wodorotlenki metali i sole
• Zadanie 3. Próbka sproszkowanego cynku o masie 10 g przechowywana przez dłuższy czas w otwartym naczyniu zwiększyła swoją masę o 4% .
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
Zaznacz poprawną odpowiedź.
do nich różne substancje, tak jak to jest opisane na rysunku.
j I A. 0,045 mola
Zn
MgO
NaOH(aq)+ fenoloftaleina
BaClż(ac;
ł
~1 2
Ile moli atomów cynku zostało utlenionych?
s
h 2so 4 /
4
Ile dm3tlenu potrzeba do zsyntetyzowania 1 dm3tego tlenku?
h 2so4 /
h 2so4 /
[j
Zn + H 2S0 4 — ZnS0 4 + H2t ■ kwas siarkowy(VI) reaguje z tlenkiem magnezu: MgO + H 2S 0 4 —
M gS04 + H 20
więcej na WWW.ZDASZ.TO
gaz
Uzupełnij tabelę.
2 NaOH + H 2S0 4 —► Na2S 0 4 + 2 H 20
Wpisz w odpowiednie komórki
kwas siarkowy(VI) reaguje z chlorkiem baru z utwo
numery zestawów oraz właści
rzeniem siarczanu(VI) baru:
wość wodoru lub tlenu, która zadecydowała o wyborze.
BaCl2 + H 2S 0 4 —► BaS04t + 2 HCl
D. 0,5 dm3
elektrolizę lekko zakwaszonej trzy sposoby zbierania gazów. Wy bierz te, które można zastosować do zbierania wodoru i tlenu.
kwas siarkowy(VI) zobojętnia zasadę sodową:
C. 1 dm3
•• Zadanie 5. W celu otrzymania wodoru i tlenu przeprowadzono
■ 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.;
LJ
B. 1,5 dm3
wody. Na rysunku przedstawiono
reakcji są sól i wodór:
[ J j D. 0,015 mola
Zaznacz poprawną odpowiedź. 3
Obserwacje: ■ cynk dodany do roztworu kwasu siarkowego(VI) roztwarza się z wydzieleniem bezbarwnego gazu; ?
Wnioski: ■ kwas siarkowy(VI) reaguje z cynkiem. Produktami
[Jj C. 0,025 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%.
L j A. 2 dm3
H,S0,
L J B. 0,037 mola
Zbierany yar
Numer zestawu
wodor
więcej na WWW.ZDASZ.TO
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 CH3- C H 2- C - C H 2- C H 3
. CH3- C H = C H - C H 2- C H - C H 3
ch3
77. Teoria strukturalna budowy związków organicznych
c h 3- c = c - c h - c h 3
ch3 o II c h 3- c h 2- c h - c - o h
ch3
Podział węglowodorów
c h 3- c h 2- c = n
ci
4. Elektrony, które nie uczestniczą w wiązaniach między atomami węgla, są wykorzystywane do tworzenia wiązań z atomami innych pierwiastków. Węglowodory
alifatyczne
nasycone
alkany
cykliczne
aromatyczne
nienasycone
i
i
alkeny
i i
□ Przykładowe szkielety węglowe utworzone z czterech atomów węgla
alkiny
■ Postulaty teorii strukturalnej budowy związków organicznych 1.
Atomy węgla w związkach organicznych są czterowartościowe, czyli mogą wiązać się z innymi atomami czterema wiązaniami. H HI H I IH H- C - C - C - H I I I . H H H
2.
HI HI H-C-C-C-H II I I O H H
HI HI H -C-C= C-C-H I I H H
u
i
J
u ł-K C/ C ^- C/ H |i | C C H' H
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- C H 2- C H 2- C H 2- C H 2- C H 2- C H 2- C H 3
■ Zadania ••• Zadanie 1. Zaznacz poprawne dokończenie zdania.
CH3 I CH3—CH2- C H - C H 2- C H - C H 2—C - C H 2- C H 2- C H 3 ch2 I ch3
ch3
ch7 I ch3
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. • Zadanie 2. Zaznacz poprawne dokończenie zdania.
^ V - c h 7- c h .
Substancjami, które nie spełniają założeń teorii strukturalnej budowy związków organicznych, są: □ A. CHą, C6H 6, C3H 7OH.
c h —c h 3 I CH,
więcej na WWW.ZDASZ.TO
□ B. CO, C02, N H 4HCO3. □ C. C H 3COOH, C H 3COOCH3, C H 3OH. O B-C11H220 -|1, C2H 4, c 5h 12.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
170
78. Nazewnictwo węglowodorów i fluorowcopochodnych węglowodorów I
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
78. Nazewnictwo węglowodorów i fluorowcopochodnych węglowodorów I Szereg homologiczny
Wzór ogólny szereg homologicznego
Nazwa szeregu homologicznego
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 Nazwa węglowodoiu
H H H H I I I I H -C-C-C-C-H 1 I I I H H H H
butan
h
-
H H I I c=c-
Wzór szkieletowy
Szereg homologiczny to ciąg związków
alkany
0 podobnych właściwościach fizycznych 1chemicznych, w którym każdy kolejny
alkeny
ma o jedną grupę —C H 2— więcej od poprzedniego.
alkiny
^n^2n-2
cykloalkany
C„H2n
areny (węglowodory jednopierścieniowe)
^/ł^2n-6
Homologi to związki należące do tego samego szeregu homologicznego
H
H H I I - cI H
c- c- c
^•n^2n+2 c„ h 2„
□ Homologi szeregu alkanów
c h 3- c h 2- c h 2- c h 3
H H H H 1 1 1 1 H_ C = C —C—C - C - H 1 1 1 1 1 H H H H H
pent-1-en
5-metyloheks-1-en-3-yn
Wzór półstrukturalny
Wzór strukturalny
171
H H I I H -C-C-H h 2I H H
—CHn
H- í H
c h 2= c h - c h 2- c h 2- c h 3
H H H I I I H-C-C-C-H h 2I 3I H H H
-CH,
—
h.
c h 2= c h - c ^ c - c h - c h 3 2 1 ch3
CH,
^2^6
C,Ho
metan
etan
propan
■ Zasady nazewnictwa węglowodorów
H -C-H ■J H
□ Alkany 1. Wybieramy najdłuższy łańcuch w cząsteczce węglowodoru, bo od niego pochodzi rdzeń nazwy, który łączy
H' T
cyklopentan
V
H2C^ C\ 2 1 CH2
H
H2C - C yH2 H
h
'~
O
my z końcówką -an. Pozostałe fragmenty cząsteczki stanowią tzw. podstawniki (w przykładowym wzorze obwiedziono je pętlami).
CH, —CH — CH2— CH — CH2— C —C2H5
h
CH, (CH H \ / H ,h H 'X y '^ C - H II 1
cykloheksen
h c ^ c h , II 1 HC^c /C H 2 h2
H - c - c /C r H H/ X H H
:
1
8
h
H C ^ C ^CH 1 II HC. CH ^C^ H
II
H/ C ^ C / C v H • 1 H
i
j!] H
więcej na WWW.ZDASZ.TO
H C ^ C^CH 1 II C. C h 3c -ch3
II -H
6
5
4
|3
1,2
CH
0
9
CH
CH,
CH
CH, 3. Nazwy podstawników tworzymy z rdzenia nazwy alkanu, odpowiadającego liczbie atomów węgla w danym podstawniku, i końcówki -yl.
c h 2- c h 3 I
1 -etylo-
7
CH2- C H - C H 2- C H - C H , - C - C ,2H '5
i
H H I I H-C-C-H -3,5-dimetylobenzen
2. Atomy węgląwłańcuchu głównym numerujemy w taki sposób, aby podstawniki miały jak najniższe numery. Numerację łańcucha głównego zaczynamy od tego końca łańcucha, przy którym znajduje się większa liczba podstawników. CH
H 1 benzen
0
A
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 których występuje dany podstawnik. Poprawna nazwa powyższego węglowodoru to 5-etylo-3,3,7-trimetylononan.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
172
! IX. WĘGLOWODORY
79.
Rzędowość atomów węgla w cząsteczce węglowodoru i 173
79. Rzędowość atomów węgla w cząsteczce węglowodoru
□ Cykloalkany 1. Nazwy cykloalkanów tworzymy od nazw odpowiednich alkanów, dodając przedrostek cyklo-. 2. Atomy węgla pierścienia numerujemy 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.
I Ustalanie rzędowości atomów węgla Rzędowość to liczba atomów węgla związanych z rozpatrywanym atomem węgU
3
□ Alkeny i alkiny 1. 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. pierwszorzędowe atomy węgla
VL4
C H ,—CH- - C - C H 3
CH,
drugorzędowe atomy węgla
trzeciorzędowy atom węgla
czwartorzędowy atom węgla
W celu określenia rodzaju otoczenia atomu węgla w cząsteczce węglowodoru podaje się jego rzędowość.
(Chh
■ 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.
3. Podajemy numer atomu węgla, przy którym znajduje się wiązanie wielokrotne.
■ Czwartorzędowy (4°) atom węgla jest połączony z czterema atomami węgla.
4. W przypadku występowania izomerii geometrycznej stosujemy zasady omówione w temacie Izomeria wę
□ Przykład 1.
glowodorów ifluorowcopochodnych węglowodorów. 5. Pozostałe reguły nazewnictwa są takie jak w przypadku alkanów.
Określ rzędowość wszystkich atomów węgla w poniższych cząsteczkach węglowodorów,
Poprawna nazwa powyższego węglowodoru to 3-etylo-7,7-dimetylookt-3-en.
a)
b)
c)
ch,
□ Węglowodory aromatyczne
CH, I C - C H 2- C H 3
CH3- C H - C H 2- C - C H I CH, CH,'3 3
1. Atomy węgla pierścienia aromatycznego numerujemy tak, aby podstawniki miały jak najniższe numery.
I
CH,3 ^-n
2
d) CH, —CH,
^ H3 CH3— CH2— C — CH3 CH —CH3
3
^ .n 3 CH,
Rozwiązanie i odpowiedź: Liczymy atomy węgla, z którymi jest bezpośrednio połączony dany atom węgla, b) r
3“
CH3
2“
41
CH3
CH,
Poprawna nazwa powyższego węglowodoru to 1-etylo-2,4-dimetylobenzen. 3. Zamiast numerów podstawników często używamy przedrostków orto- (o), meta- {m) i para- (p).
orto ^
OH
meta para
2°'
A
-i2“
d)
r CH3 1” 2” I V c h 3— c h 2- c — c h 3 z 4° I
np.
ĆH,
■ Zadanie
I
••Zadanie! Jaką liczbę atomów węgla o określonej rzędówości mają węglowodory, których wzory umieszczono 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°
Cl p-chlorofenol (4-chlorobenzenol)
3
CH-CH3 3*1 1° 3 CH3
i
j
ji orto
meta
-I
c) 2» C) c h 2- c h ,
2°
2. Pozostałe reguły nazewnictwa są takie jak w przypadku alkanów.
R
2°
O
CH3- C H - C H 2- C - C H ■ 3
CH, 4 r i” ç - c h 2- c h 3
Wzor węglowodoru
\
Liczba atomów węgla o określonej rzędowości
□ Fluorowcopochodne węglowodorów 1. Reguły nazewnictwa są takie jak w przypadku węglowodorów. 2. Nazwę podstawnika (np. chloro-, bromo-) dodajemy do nazwy węglowodoru.
10 CH,
CH
H3C-C—C-CH3
C Jjÿ 3t
C H •CH,
C —CH
ES?)
CÜ)(¿H
c h 2-- c
Poprawna nazwa powyższej fluorowcopochodnej węglowodoru to 9-bromo-7-chloro-5-etylo-3-fluoro-3-jodo-2,5,6)7-tetrametylodekan.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
I I
CH3 CH,
2
-
ch
1
-
I I CH, CH,
ch,
H I
H I
H I
H3C-C—C— C—CH3
ch 3 ch 3 ch 3
więcej na WWW.ZDASZ.TO
80. 174
Izomeria węglowodorów i fluorowcopochodnych węglowodorów I 175
IX. WĘGLOWODORY
Izomeria pierścieniowa, np. C5H 10
80. Izomeria węglowodorów i fluorowcopochodnych węglowodorów
CH7
ch, H,CH2C
■ Rodzaje izomerii
H2C
CH2
□ Izomeria położenia (podstawienia) Izomeria położenia to izomeria, w której cząsteczki poszczególnych izomerów różnią się położeniem wiązania wielokrotnego lub podstawnika.
Cl
Cl I CH3- C H - C H 3
c h 2- c h 2- c h 3
l/on
1 -chloropropan ste reo iz n m cii.i
konstytucyjna
2-chloropropan
Izomeria położenia wiązania wielokrotnego, np. C7H 12 CH = C - C H 2- C H - C H 2- C H 3
położenia
izomeria geometryczna (izomeria cis-trans)
CH3- C = C - C H - C H 2- C H 3
ch3
izomeria optyczna
podstawnika lub grupy funkcyjnej i wiązania wielokrotnego
¡łańcuchowa i pierścieniowa
ch2
cyklopentan
■ Izomeria położenia podstawnika lub grupy funkcyjnej, np. C3H 7Cl
ale taką samą masę cząsteczkową.
szkieletowa
ch2
h 2c —
metylocyklobutan
■ 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,
-\ 7
-CH
ch3
4-metyloheks-l-yn
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 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 szkieletowa
Izomeria szkieletowa to izomeria, w której cząsteczki poszczególnych izomerów różnią się budową szkieletu
□ Izomeria geometryczna (izomeria cis-trans) Izomeria geometryczna to izomeria spowodowana zahamowaną rotacją atomów wokół niektórych wiązań w cząsteczce. Izomer cis to izomer, w którym podstawniki o tzw.
* Izomer trans to izomer, w którym podstawniki o tzw.
większej wadze znajdują się po tej samej stronie
większej wadze znajdują się po przeciwnych stro nach płaszczyzny przechodzącej wzdłuż wiązania
płaszczyzny przechodzącej wzdłuż wiązania wielo krotnego lub pierścienia.
wielokrotnego lub pierścienia.
węglowodorowego. ■ Izomeria łańcuchowa, np. C4H 10
c= c
^
c = c
V
%
^
#
\
'ą
izomer trans
butan (/i-butan) Przedrostek izo- oznacza rozgałęziony łańcuch węglowy
Przedrostek n- oznacza prosty łańcuch węglowy izomer c/s
izomer trans więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
176
80. Izomeria węglowodorów i fluorowcopochodnych węglowodorów
| IX. WĘGLOWODORY
O „wadze" danej grupy decyduje liczba atomowa atomu, który jest bezpośrednio połączony z atomem two
!
177
Enancjomery (stereoizomery) to cząsteczki, które są względem siebie odbiciami lustrzanymi.
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
Nazwa systematyczna
Gk ^
c/s-3-metylopent-2-en
Z\
/C= CN
____
re n ,
©U v
c/s-3-etylo-4-metyIope nt-2-en
C=C
v
(B f
□ Przykłady izomerów optycznych węglowodorów i ich fluorowcopochodnych Nazwa systematyczna
/\ .c= c
Wzór enancjomeru I
irans-3-bromo-2-chloro-6-metylohept-2-en
H ....J * ■■ Br—C — I
c h 9 - c h 2- c h - c h ^
bromochlorojodometan
Wzór enancjomeru II r
CH.
i c 2H5 trans-l-etylo-2 -metylocyklopropan
2-chlorobutan
c 2h 5
c h 3- c ~ h ' •° I 1 Cl
h-c-ch3 a
ch3 ■ ] CH-CH, = i1* J B r- C - H
3-bromo-2-metylopentan
Znaki: >, < wskazują, które podstawniki mają większą wagę.
v I - C - Br 1 a
ch3 I 3 ch-ch3 H-C-Br
C2H5
c 2h 5
I I. C,HS— C —Br
I U Br— C —C2H5
□ 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 chiralnego atomu węgla i polega na skręcaniu płaszczyzny światła spolaryzowanego o pewien charakterystyczny
1-bromo-1-chloro-1-jodopropan
Ci
dla danej substancji kąt. ■ Chiralny atom węgla (oznacza się go gwiazdką - C*) to atom w stanie hybrydyzacji sp3, połączony z czte
1. H-C-O H I CH2OH aldehyd D-(+)-glicerynowy
Hx ^0
1-etylo-2-metylocyklopropan
ł. H O -C-H I
H
CH3
c 2h 5
ch3
h
c2h 5
c h 2o h
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
■ Zadanie •• Zadanie 1. Zaznacz wszystkie poprawne odpowiedzi. Które rodzaje izomerów mogą tworzyć związki o wzorze sumarycznym C6H12? |_] A. Izomery geometryczne.
.
H B. Izomery optyczne.
się symbolem D, a jeżeli po lewej - symbolem L.
L ]C . Izomery położenia podstawnika.
Izomery optyczne to inaczej enancjomery.
O D. Izomery położenia wiązania wielokrotnego.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
Cl
i YH !
rema różnymi podstawnikami. H\ ^0
i
więcej na WWW.ZDASZ.TO
!
1
i
|
178
81. Alkany
IX. WĘGLOWODORY
81. Alkany
179
j Temperatura wrzenia i topnienia n-alkanów 300
■ Szereg homologiczny alkanów
Wzór ogólny alkanów
■ Alkany to węglowodory, zawierające tylko wiązania
Liczba atomów węgla
Nazwa alkanu
ilIiillÉ illl
■uran
iiiiiiii
i-:an
g m
a s m
i
S lilS lililliS S !
butan pentan
li i M g l S B M I S l
ch4 :
propan
is illiillS iił
Liczba atomów węgla
sumaryczny
I
250 -
^2/7+2
pojedyncze między atomami węgla 0 hybrydyzacji sp3.
C2H6
iim
Nazwa alkanu \
s
Wzor „ sumaryczny
heksan
c 6h 14
heptan
C7H 16
oktan
Q H 18
200
150 -
100
C3h b
liM
c 4h 10
Ü IÜ I B 1B
nonan
C9H 20
c 5h 12
S llfM H R
dekan
Q 0H 22
-
g. E
-
5 0 -|
3
■ Właściwości fizyczne alkanów
4
¡5
$
i— j7
r
ib
ii
-T 12
i 13
i 14
r* 15
-50 -
Homologi mają bardzo podobne właściwości che miczne, a różnią się właściwościami fizycznymi.
-100
temperatura topnienia • temperatura wrzenia
-
Właściwości fizyczne węglowodorów zależą od liczby atomów węgla w cząsteczce oraz stopnia rozgałęzie -150
nia łańcucha. Im jest dłuższy łańcuch węglowy, tym są wyższe war tości temperatury wrzenia i gęstości alkanów. Podob
-200
ną zależność obserwuje się w wypadku temperatury
Liczba atomów węgla w łańcuchu
topnienia alkanów. Stopniowa zmiana właściwości fizycznych związków następująca wraz ze wzrostem długości ich łańcu cha węglowodorowego jest typową cechą szeregów homologicznych.
W temperaturze 25°C n-heptadekan (C17H36) jest cieczą, a n-oktadekan (C18H38) - ciałem stałym
■ Otrzymywanie alkanów □ Reakcja Wurtza Reakcja Wurtza to reakcja fluorowcoalkanów z metalicznym sodem. Zamiast Na można użyć Li lub K.
Opis właściwości fizycznych alkanów
Właściwość fizyczna barwa zapach
wszystkie alkany są bezbarwne i Cj—C4 - bezwonne i C5 i więcej - zapach benzyny n-alkany w warunkach standardowych:
stan skupienia
gęstość
rozpuszczalność
temperatura wrzenia i temperatura topnienia
więcej na WWW.ZDASZ.TO
■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 •crrr3) słabo rozpuszczalne w wodzie dobrze rozpuszczalne w niepolarnych i w słabo polarnych rozpuszczalnikach organicznych ■wraz ze zwiększaniem się liczby atomów węgla w cząsteczce rosną wartości tem peratury wrzenia i topnienia ■wraz ze zwiększaniem się masy cząsteczkowej różnice wartości temperatury top nienia zmniejszają się ■rozgałęzione alkany mają niższą temperaturę wrzenia niż ich izomery liniowe
R1 —X + R2-x + 2 Na —►R1 —R2 + 2 HaX X - C H 2 - C H 2 - C H 2 - 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 alkinów R1—CH = CH—R2 + H2 —- (N'-pd’ pt):>r i _ Ch 2- Ch 2 - 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 Cłł4 + 4 AlCl3
□ Destylacja frakcjonowana ropy naftowej W wyniku destylacji frakcjonowanej otrzymuje się mieszaninę różnych węglowodorów.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
180
82. Reakcje alkanów j
IX. WĘGLOWODORY
82. Reakcje alkanów
181
□ Spalanie (reakcje z tlenem) ■ Spalanie całkowite 2 C„H2n+2 + (3n + 1) 0 2 — 2/7 C02 + 2(n + 1) H20
■ Reakcje alkanów
np. 2 C 2 H 6 + 7 0 2 — »- 4 C 0 2 + 6 H 20
□ Substytucja rodnikowa (podstawienie, fluorowcowanie) Alkany reagują z fluorowcami pod wpływem promieniowania ultrafioletowego bądź temperatury. Względna reaktywność fluorowców w reakcji z alkanami:
■ Spalanie częściowe (niecałkowite) 2 cnH2/i+2 + (2n + 1) 02
2/7 CO + 2{n + 1) H20
np. 2 C 2 H 6 + 5 0 2 — ► 4 C O + 6 H 20 Spalanie gazu ziemnego przy różnym dopływie po wietrza: 1- pełny dostęp powietrza, 2 - ograniczo ny dostęp powietrza, 3 - odcięty dopływ powietrza
2 c«H2n+2 + (n + 1) 02 —►2/7 C + 2(n + 1) H20 np. 2 C 2 H 6 + 3 0 2 —
4 C + 6 H 20
Zwiększanie się reaktywności
□ Kraking (piroliza alkanów) Reakcje te mają przebieg łańcuchowy. (1 )C H 4 + Cl2-
UV lub temp.
(2) c h 3c i + c i2
_
UV lub temp.
UVIubtemp.
alkan 1
, ly~i
(3) C H 2Cl2 + Cl2 ------- ^ CHCI3 + HCl trichlorometan
-> CH 3CI + HCl chlorometan
UVIubtemp.
> alkan 2 + alken
np. CH 3- ( C H 2) 16—CH 3 — CH 3— (CH2) 10—CH 3 + CH 2= C H — (CH2)3—C H 3
.
(4) CHCI3 + Cl2 ------- ^ CCI4 + HCl tetrachlorometan
C H 2Cl2 + HCl dichlorometan
kat., temp.
□ Reakcje z wodą bromową i roztworem manganianu(VII) potasu Alkany nie odbarwiają wody bromowej i roztworu man-
czyli: CH4 + 4 Cl2
UV lub temp.
CCl4 + 4 HCl
ganianu(VII) potasu, ponieważ wszystkie wiązania w ich cząsteczkach są nasycone.
W przypadku wyższych homologów alkanów mogą zachodzić reakcje konkurencyjne, prowadzące do powstania produktów izomerycznych. Podczas reakcji chlorowania (bromowania) najłatwiej ulegają podstawieniu trzeciorzędowe atomy wodoru, Alkany nie reagują z wodą bromową (1) ani z roztworem manganianu(VII) potasu (2)
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. Br I CH, — CH, —C —CH3 + HBr 3 I CH3 2-bromo-2-metylobutan produkt główny
CH3— CH2—CH —CH3 + Br2 CH,
CH2— CH2—CH —CH3 + HBr I I Br CH3 l-bromo-3-metylobutan
■ 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. tetrachlorometan
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 CH3— CH —C H - C H 3 + HBr 3 I I Br CH3 2-bromo-3-metylobutan
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 odpowiednią literę. A. substytucja rodnikowa
CH,3— CH2—CH 2 j —CH2 , 2 + HBr CH3 Br l-bromo-2-metylobutan
więcej na WWW.ZDASZ.TO
B. substytucja elektrofilowa
C. substytucja nukleofilowa
I. chlorometan - ____ __ II. trichlorometan
____
HI. tetrachlorometan - __ __
więcej na WWW.ZDASZ.TO
182
| IX. WĘGLOWODORY
83. Alkeny j
83. Alkeny
183
□ Reakcje eliminacji ■ Odwodnienie alkoholi (zgodnie z regułą Zajcewa)
■ Szereg homologiczny alkenów
kat
Wzór ogólny alkenów
-C.H2, ' N j O
-
■ Alkeny to węglowodory zawierające oprócz wiązań pojedynczych jedno wiązanie podwójne między
^ n ^ ln
np. C H ,—C H 2—OH -lemp-A‘-0. , "tsl;ł H;S°-1» CH2- C H 2 + H20
atomami węgla o hybrydyzacji sp2.
■ Eliminacja chlorowcowodoru z monochlorowcopochodnych węglowodorów (zgodnie z regułą Zajcewa)
Liczba ato mów węgla
Nazwa alkenu z ji-dnym wiąza niem podwonwni
2
eten
3
propen
4
buten
5
penten
i
c 5h 10
G
heksen
j
C6H!
Wzót sumaryczny
i
j
c 2h 4
!
i
c 3h 6
*
c 4h. *
Nazwa alkenu z jednym wiązaniem podwójnym
Liczba atomów węgla
cnH2n+1X + NaOH sumaiyczny ■h h Hh S h M H I
heptęn
c 7h 14
8
okten
C8H 16
llllliilB
nonen
^-9h318
10
deken
^10^20
11
undeken
C-ll H 22
w m m
i
C„H2„ + NaX + H20
np. CH 3- C H 2- C l + N a O H etano1 > CH2= C H 2 + NaCl + H20 ■ Eliminacja chlorowca z difluorowcoalkanów R1 — C H —C H — R2 +Zn --- — R1 — CH = CH — R2 + ZnX2 I I 2 X X V V Hx /H np. H - C - C - H +Zn -----► ,C=C. + ZnCt, I I H H Cl Cl
□ Odwodornienie alkanów R1 —CH2 —CH2 —R2
■ Właściwości fizyczne alkenów .
Właściwości fizyczne alkenów są zbliżone do właściwości odpowiednich alkanów.
JL
_
CH3
ciśn., temp., kat.
I
np. CH3— CH2— CH2—C —CH3 ---:-- ---- ^ CH3- C H = C H - C - C H 3 + H2 CH3
Opis właściwości fizycznych alkenów
Wiastiwost fizyczna
ę H3
R i—CH=CH—R2 + H2
CH3
□ Redukcja (uwodornienie) alkinów ■C2- C 4 - gazy stan skupienia
’ ■C5—C10 - ciecze 1 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
^/7H2n-2 + hi2 ^
,
,,
np. H - C ^ C - C H 3 + H 2
ciśn., temp., kat. (Ni, Pd, Pt)
:— -
. kat., temp.
i wraz ze zwiększaniem się liczby atomów węgla w cząsteczce rosną wartości temperatury : wrzenia i topnienia
! ■ Otrzymywanie alkenów .
| W reakcjach eliminacji prostych cząsteczek, np. H20 i HX, atom wodoru odłącza się od. atomu węgla związanego
1P- CH 3- (C H 2) 16—C H 3
lemp.,AIjO.(lubs.ęg.H.so.!,
CH, — CH — CH —CH3 + NaOH 3 I I CH3 Br
więcej na WWW.ZDASZ.TO
»- CH3— (CH2)10—CH 3 + CH 2=CH — (CH2)3—CH3
Który z poniższych schematów reakcji prowadzi do otrzymania etenu? U
C H ,- C H 2- C H - C H , 3 I OH
,,
»•alkan 2 + alken
•• Zadanie 1. Zaznacz poprawną odpowiedź.
□ A. a i3c 4 - 4 c h 4
z mniejszą liczbą atomów wodoru.
I 1 I ! I
' ' > H-C H = C H -C H 3
■ Zadania
i i Reguła Zajcewa j
y '
□ Kraking (piroliza alkanów) alkan 1
temperatura wrzenia i temperatura topnienia
C„H2„
c h _ Ch - C H - CH, + H 20
CH3GI - # ; c 2h 6
c 2h 5c i « 4 C2H 4
B. Al3ę4»4-.G2 H6* f .C2 H 5 C l* ^ C 2 H'4
.
□ C. Al3C4
C2H 2'w+ C2H 6 - + C2H5Cl
C2H4
□ D. AI3C4^
:CH4 ^
C2H4
C2H 5Cl
C2H 5 ^
•• Zadanie 2. W dwóch naczyniach znajdują się roztwory zawierające po 8 g bromu. Do pierwszego naczynia wprowadzono 1 dm3 etenu (warunki normalne), a do drugiego 1 dm3 etynu (warunki normalne). CH3— C = CH — CH3 + NaBr + H 20 I CH3
Zaznacz poprawną odpowiedź. W którym z naczyń nastąpiło całkowite odbarwienie roztworu? □ A. W naczyniu nr 1.
□ B. W naczyniu nr 2.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
184
I IX. WĘGLOWODORY
84. Reakcje alkenów j
84. Reakcje alkenów
185
OH I CH3- C H 2- C - C H 2- C H 3
■ Reakcje alkenów
ch3 CH3— CH = C —CH2- C H 3 + H - O H
□ Addycja wodoru
4|
Addycja cząsteczki wodoru do alkenów przebiega według mechanizmu addycji rodnikowej. W wyniku reakcji
i
h2so4
3-metyiopentan-3-ol produkt główny
HgS04
(c h 3
addycji zostaje rozerwane wiązanie n w cząsteczce alkenu. CnH2n + H2
c h 3- c h - c h - c h , - c h ,
*■C„H2n+2
OH
CH
3-metylopentan-2-ol
np. CH2= C H 2 + H 2 kat (Nl’ Pd' Pt^> C H 3-C H 3
D Addycja tlenu (otrzymywanie dioll) □ Addycja elektrofilowa (przyłączanie) ■ Addycja fluorowców
c„H2nx 2
C„H2n +X 2 —
+09
X=c
g, 250°C
H H I I H20 ---» 2 H O - C - -C-OH I H H
2H-C-C-H \ /
O
UV
np. CH2=CH — CH3 + Cl2 — — ► c h 2- c h - c h 3 I I Cl Cl
□ Spalanie (reakcje z tlenem) ■ Spalanie całkowite 2 C„H2n + 3/7 0 2 —►2n C02 + 2/7 H20
■ Addycja fluorowcowodorów (zgodnie z regułą Markownikowa)
np. C2H4 + 3 0 2 — 2 C02 + 2 H20 ■ Spalanie częściowe (niecałkowite)
C„H2n + HX - ^ C nH2n+1X
CnH2n + n 02 — n CO + n H20 np. CH2= C H - C H 3 + HCl -----^ CH3— CH —CH3
np. C2H4 + 2 0 2— ^ 2 CO + 2 H20
Cl
2 C„H2n + n 0 2 -*► 2/7 C + 2n H20 np. C2H4 + 0 2 —>-2 C + 2 H20
■ Addycja wody (zgodnie z regułą Markownikowa)
Spalanie etenu
□ Polimeryzacja
C„H2n + H20 — CnH2n+1OH np. CH3— CH —C —CH3 + H20
CH3
nC„H 2„ ^ ^ ( C nH2n)n
OH i CH2 C CH3
n CH2= CH2 --- ^ -fCH2- C H 2>„
ch3
ch3
W przypadku niesymetrycznych cząsteczek alkenów mogą zachodzić reakcje konkurencyjne, które prowadzą
eten
□ Utlenianie (reakcja z roztworem manganianu(VII) potasu)
do powstania mieszaniny produktów, zgodnie z regułą Markownikowa. 3
-H ^C=C^ + 2 KMn04 + 4 H20 VH
Reguła Markownikowa Podczas addycji prostych cząsteczek typu H Y (H 20, HCl) do niesymetrycznego alkenu atom wodoru z cząsteczki H Y przyłącza się do atomu węgla związanego z większą liczbą atomów wodoru.
polietylen (PE)
Utlenianie:
H H I I " 3 H — C—C — H + 2 M n02 + 2 KOH I I OH OH
C 2 H 4 + 2 O H - —► C 2 H 4 (O H ) 2 + 2 •1e"
•3
IV
Redukcja: ► c h 3- c h - c h 3 1 Br CH7=CH —CH3 + HBr ---
V.
2-bromopropan produkt główny
Mn0 4 + 2 H20 + 3e"
2
Alkeny odbarwiają roztwór manganianu (VII) potasu, ponieważ w ich cząsteczkach znajdują się wiązania nienasycone.
□ Reakcja z wodą bromową zania nienasycone. Można stosować uproszczony zapis tej reakcji (podobnie jak w przypadku reakcji alkenu z bromem w środowisku bezwodnym):
Br 1-bromopropan
CH, = CH, + Br,
H Br I I —> H C -C H I I Br H
1 ,2-dibromoetan
więcej na WWW.ZDASZ.TO
•
Alkeny odbarwiają wodę bromową, ponieważ w ich cząsteczkach znajdują się wią — ► c h 2— c h 2—c h 3
Analogicznie przebiega reakcja z HCL
M n02 + 4 OH"
Alkeny reagują z roztwo rem manganianu(VII) potasu
Alkeny reagują z wodą bromową
więcej na WWW.ZDASZ.TO
186
IX. WĘGLOWODORY
85. Alkiny
■ Reakcja tetrafluorowcoalkanów z cynkiem
■ Szereg homologiczny alkinów
X X 1 1 1 7 R — C — C — R + 2 Zn — I I X X
Wzór ogólny alkinów
■ Alkiny to węglowodory zawierające oprócz wiązań pojedynczych jedno wiązanie potrójne między ato
C n H 2i7-2
Cl Cl I I np. H — C — C — H +2Zn I I Cl Cl
mami węgla o hybrydyzacji sp.
□ Odwodornienie alkanów heptyn
C,H,
C7H 12
CnH2n+2 .
np. CH 3- C H 3 GsH>
oktyn
^8^14
nonyn
c 9h 16
CfiHi
undekyn
00
dekyn
X 0 O“
CcHc
■R —C = C — R + 2 Zr)X,
H - C = C - H + 2ZnCl,
□ Odwodornienie alkenów
* ^n^2n-2 + 2 H2
ciśn., temp., kat.
_
^n^2n _
,
- — > H —C = C —H + 2 H2
np. C H 2 = C H 2
^n^2n-2 + ^2
ciśn., temp., kat.
_
----► H - C = C - H + H-
□ Reakcja wągliku wapnia (karbidu) z wodą (metoda historyczna) CaC03 — 1 1~> CaO + C 0 2 wapno palone
Q l H20 CaO + 3 C
■ Właściwości fizyczne alkinów
CaC2 + CO karbid
CaC2 + 2 H20 — C2H2ł + Ca(OH)2 wapno gaszone
Właściwości fizyczne alkinów są zbliżone do właściwości odpowiednich alkenów. Opis wł.iściwosu fizycznych .llkinów
Właściwość fizyczna
□ Piroliza metanu * C 2—C4-gazy
stan skupienia
■C5—C10- ciecze * Cn i więcej - ciała stałe
gęstość
wraz z długością łańcucha węglowego gęstość alkinów się zwiększa
2 CH4
i słabo rozpuszczalne w wodzie i dobrze rozpuszczalne w niepolarnych i w słabo polarnych rozpuszczalnikach organicznych
rozpuszczalność
wraz ze zwiększaniem się liczby atomów węgla w cząsteczce rosną wartości temperatury wrzenia i topnienia
temperatura wrzenia i temperatura topnienia
7 = 2 0 0 0 °C
Otrzymywanie acetylenu
*■C2H2 + 3 H 2
■ 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 i. c 2h 6, c 3h 8, c 4h 10, ------ ... c 6H]4
| ■ Otrzymywanie alkinów
N- ^2^ 2. C3H4, ------ , C5Hg, C6H 10
| □ Reakcje eliminacji | j I |
III. C2H4, --- _— , C4Hg, C5H10, C6H12
■ Reakcja dibromoalkanów z NaOH (KOH) R1— C H - C H — R2 + 2 NaOH I I Br Br
!
- koh?l»
R1—C = C —-R2 + 2 NaBr + 2 H20
•• Zadanie 2. jedną z metod otrzymywania alkinów jest dehydrogenacja dichloroalkanów, którą można przed stawić poniższym schematem: H H 1 1 z R1 —C—C—R 2
Br R1— C — CH2— R2 + 2 NaOH
I X
R '- C = C - R 2 + 2 NaBr + 2 H20
KOH, C,H,OH, 78°C
I X
R1 \
h'
H
c= c
/
NaNH,
---------- -
R t- C ^ C - R 2
V
Zaznacz poprawny wzór alkinu. jaki alkin otrzyma się tą metodą z 2,3-dichloro-4-metyloheksanu?
Br
CH,
Br H np. H — C| - C| —C2H5 2 5 +2 KOH Br
więcej na WWW.ZDASZ.TO
j
H
H — C = C —C2H5 + 2 KBr + 2 H 20
CHq
CH,
A.H3C - C = C - C - C H 2CH3 B. h—c = c —ch 2—c —ch 2ch 3 c .h 3c - c = c - c - c h 3 d. ch ,ch 7—c = c —ch ,ch, I I I H H CH3
ięcej na WWW.ZDASZ.TO
188
86. Reakcje alkinów | 189
| IX. WĘGLOWODORY
86. Reakcje alkinów
□ Spalanie (reakcje z tlenem) * Spalanie całkowite 2 C„H2n_2 + (3n - 1) 0 2 —►2n C02 + 2(n - 1) H20
■ Reakcje alkinów
np. 2 C2H2 + 5 0 2 —►4 C 02 + 2 H20
□ Addycja elektrofilowa W wyniku reakcji addycji zostaje rozerwane wiązanie
tt w
■ Spalanie częściowe (niecałkowite)
cząsteczce alkinu.
2 CnH2n_2 + (2n - 1) 0 2 —►2n CO + 2(n - 1) H20
■ Addycja wodoru
C„H2n-2 + H2 — CnH2„
+ Hz, kat.
kat
np. CH = CH + H2------*■CH 2= C H 2
np. 2 C2H 2 + 3 0 2 —►4 CO + 2 H20
C„H nn 2n+2 H71 kat.
,
2 cnH2„-2 + (« “ 1) O2 —*■2n C + 2(n - 1) H20
C H 3—C H 3
np. 2 C2H 2 + 0 2 — ►4 C + 2 H 20 ■ Addycja fluorowców C„H 2„_2 +X 2 — C„H2n_2X 2
C nH 2n-2*4
HC = CH I I Cl Cl
np. HC=CH +Cl2
□ Polimeryzacja
Cl Cl I I H C-CH I I Cl Cl
ci
Mechanizm trimeryzacji:
■ Dimeryzacja
H 2 c 2H2H = Ł i Ł c H 2- C H —C - C H ■ Trimeryzacja
H - C 77 C - H
3 CH = CH
H - C ^ -C C - H c> I H
■ Addycja fluorowcowodorów (zgodnie z regułą Markownikowa) + HX
C„H 2n_2 + HX — C n ł W f
c „h 2„x 2
CH2=CH 2 I Cl
np. CH = CH + HCl
Cl I C H j- C - H I Cl
HCl
chloroeten (chlorek winylu)
□ Addycja wody C2H2 + H20
HgSO„
C H ,- C = 0 3 I H
CH2=CH OH
etyn
eta na l
etenol (enol)
W przypadku niesymetrycznych cząsteczek alkinów mogą zachodzić reakcje konkurencyjne prowadzące do
□ Utlenianie (reakcja z roztworem manganianu(VII) potasu) 5 C H = C H + 8 KM n04 + 12 H2S0 4- ^ 5 H OOC-COOH + 8 M nS04 + 4 K2S 0 4 + 12 H20 Utlenianie:
C2H2 + 4 H 20 ^ ( C 0 0 H ) 2 + 8H+ + 2-4e-
Redukcja:
M n04- + 8H + + 5e~
□ Reakcja z wodą bromową
etyn 2-bromopropen — produkt główny
Br Br I I ► H C -C H I I Br Br
1 ,1 ,2 ,2-tetrabromoetan Alkiny odbarwiają wodę bromową, ponieważ w ich cząsteczkach znajdują się wiązania nienasycone
ch = c h - c h 3 I Br 1-bromopropen
CH9= C - C H 3
■ Zadanie
izomeryzacja
■ł c h 3- c - c h 3 3 II O
OH
propanon - produkt główny propen-2-ol
propen-1-ol
•• Zadanie 1. Do całkowitego spalenia próbki pewnego alkinu zużyto 1,12 dm3 tlenu (warunki normalne). Otrzymany tlenek węgla(IV) przepuszczono przez płuczkę z wodą wapienną. Otrzymany osad odsączono, wysuszono i zważono - jego masa wynosiła 3 g. Zaznacz poprawne dokończenie zdania.
izomeryzacja^ H'
CH = C H - C H 3 " I OH
więcej na WWW.ZDASZ.TO
Mn2+ + 4 H ,0
Alkiny reagują z wodą bromową. Można stosować uproszczony zapis tej reakcji (podob nie jak w przypadku reakcji alkinu z bromem w środowisku bezwodnym):
HC = CH + 2 Br-
CH2= C - C H 3 I Br
HgSO„
1.5
Alkiny odbarwiają roztwór manganianu(VII) potasu, ponieważ w ich cząsteczkach znajdują się wiązania nienasycone
wstania mieszaniny produktów. Obowiązuje reguła Markownikowa:
C H = C —CH, + H - O H
Spalanie acetylenu
CH3—CHO izomeryzacja
np. CH = CH + H20
temp., kat.
C - C H ,- C H ,
0^
Wzór półstrukturalny spalanego związku to □
propanal
a.
hc= c-ch3
□ B. H3C - C = C - C H 3 lub H C = C - C H 2- C H 3
□ c .h c ^ c h □ D. H3C—C = C —CH2—C H 3
więcej na WWW.ZDASZ.TO
190
88. Benzen
i IX. WĘGLOWODORY
191
88. Benzen
87. Areny
■ Budowa cząsteczki benzenu
■ Szereg homologiczny arenów
W cząsteczce benzenu wiązania między atomami węgla są równocenne. Każdy ■ Areny (węglowodory aromatyczne) to węglowodory,
Benzen należy do węglowodorów aromatycznych
z atomów węgla jest związany z jednym atomem wodoru. Cząsteczkę benzenu
których cząsteczki zawierają pierścień aromatycz
można sobie wyobrazić jako płaską strukturę zbudowaną z wiązań a (między którymi występują kąty 120° wynikające z hybrydyzacji sp2 atomów węgla) i 3
wiązań, w wypadku jednego pierścienia - sekstet
i jest pierwszym związkiem szeregu homologicznego arenów. Najbliższym homologiem benzenu jest to luen - metylobenzen, a kolejnym etylobenzen. Związ
elektronowy.
ki te różnią się więc między sobą o grupę —CH 2—.
ny, czyli 4n + 2 elektronów w sprzężonym układzie
Wzór półstrukturalny arenu
Na7u»/a systematyczna
Na7wa zwyczajowa
WZOf ' pÓłSt™ k^ ralny arpnn
Nazwa systematyczna
wiązań n usytuowanych prostopadle do tej struktury, a utworzonych z niezhybrydyzowanych orbitali 2p atomów węgla. Wiązania z nie są zlokalizowane między określonymi atomami węgla, ale mogą zmieniać swoje wzajemne położenie (delokalizacja). Długość wiązania między atomami węgla w cząsteczce benzenu (139 pm) jest pośrednia między długością
q
I 20° H £
W '' | |-|
wiązania pojedynczego (154 pm) a długością wiązania podwójnego (134 pm).
1,3-di metylobenzen
toluen
metylobenzen
Nazwa zwyczajo*
H 120°
■ Wzory benzenu Pierścień benzenowy przedstawia się za pomocą dwóch struktur granicznych obrazujących dwa możliwe roz mieszczenia elektronów nieuczestniczących w pojedynczych wiązaniach. Można go też pokazać za pomocą wzoru z wiązaniem zdelokalizowanym (sekstetem elektronowym).
orto-ksylen
1,2-dimetylobenzen
1,4-dimetylobenzen
(o-ksylf 11
■ Otrzymywanie arenów wzór elektronowy
□ Piroliza węgla kamiennego
temp.
□ Reforming frakcji ropy naftowej
wąg\e\ kamienny
-koks -smoła węglowa
■ Kraking to proces rozszczepiania długich łańcuchów węglo -woda pogazowa
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
wzory strukturalne
model
■gaz węglowy
Smoła węglowa jest poddawana destylacji, w czasie której otrzy muje się frakcje zawierające różne węglowodory aromatyczne.
+ 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.
■ 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. Obecność wiązań pośrednich między pojedynczymi a podwójnymi jest cechą budowy związków aromatycznych. Benzen: ■ nie odbarwia wody bromowej i roztworu manganianu(VII) potasu (jak było to w przypadku węglowodorów nienasyconych); ■ wiązania w jego cząsteczce są trwalsze niż w cząsteczkach węglowodorów nienasyconych;
C7H 16- ^ — C6H 5CH 3 + 4 H 2t ■ Liczba oktanowa (LO) to umowny wskaźnik odporności paliwa na spalanie detonacyjne. Przyjęto, że LO
■ nie ulega reakcji utleniania;
2,2,4-trimetylopentanu (izooktanu), który powoduje bardzo słabe stukanie, wynosi 100, a LO heptanu, który
■ trudno ulega reakcji addycji;
spala się detonacyjnie, wynosi 0.
■ ulega reakcji podstawienia z bromem (chlorem) tylko wobec katalizatora.
□ Reakcja Wurtza-Fittiga
□ Alkilowanie benzenu Ar—H + R—X-
AIX,
Ar—X + 2 Na + R—X-
-Ar— R + HX
A l*,
□ Addycja (przyłączanie) Ar—R + 2 NaX
R - grupa alkilowa; Ar - grupa arylowa;
X = Cl lub Br CH,CH,
Brak objawów reakcji benzenu z wodą bromową (1) i roztworem manganianu(V!l) potasu (2 )
X - fluorowiec
Reakcja addycji zachodzi bardzo trudno. + 3H-
ciśn., temp., kat.
+ 3 Cl,
Metoda nie jest selektywna, ponieważ w rze np.
+ CH3CH2Br •
+ HBr
czywistości otrzymuje się mieszaninę produktów: A r-R , A r-A r i R -R .
więcej na WWW.ZDASZ.TO
cykloheksan 1,2,3,4,5,6-heksachlorocykloheksan
więcej na WWW.ZDASZ.TO
192
89. Reakcje arenów
I IX. WĘGLOWODORY
193
89. Reakcje arenów
□ Spalanie W normalnych warunkach benzen spala się kopcącym płomieniem (udział reakcji
■ Właściwości chemiczne homologów benzenu
całkowitego spalania jest niewielki). 2 C6H 6 + 15 0 2 —
12 C 02 + 6 H20
Właściwości chemiczne homologów benzenu są podobne do właściwości benzenu.
2 C6H 6 + 9 0 2 —► 12 CO + 6 H20
□ Podstawniki
2 C6H 6 + 3 0 2 —*■12 C + 6 H 20
Podstawniki obecne w pierścieniu aromatycznym mają duży wpływ na reaktywność cząsteczki oraz na miejsce wprowadzenia kolejnego podstawnika do pierścienia.
□ Substytucja elektrofilowa (podstawienie) ■ Chlorowanie lub bromowanie Ar—H +X 2
FeX
Podstawniki pierwszego rodzaju
Ar—X + HX
grupy alkilowe (np. —CH3, —C2H5), —NH 2, —OH, fluorowce (—Br, —Cl, — F, —I)
Cl np.
+ CU
FeCl,
Spalanie benzenu
+ HCl
kierują podstawienie czynnika elektrofilowego w położenie orto i pora
-N02, - S O 3H, —COOH, -CH O , —RCjOjR1—, -RC(0)0R\ -RC O N H 2 powodują podstawienie czynnika elektrofilowego w położenie meta
chlorobenzen
R
Analogicznie przebiega reakcja z Br2 (wobec FeBr3). Sulfonowanie
■ Nitrowanie
s o 3h
NO, + HNO 3
h 2s o
4(
+ H2S0 4 *■| ^ j ] + H20
+ H ,0
temp.
kwas benzenosulfonowy
nitrobenzen ■ Alkilowanie
pozycje orto
pozycja para
pozycje meta
■ Reakcje homologów benzenu Homologi benzenu ulegają reakcjom substytucji elektrofilowej (podstawienia).
+ CH3-C I ■
□ Fluorowcowanie
Ô -»
* Fluorowcowanie w obecności katalizatora
toluen
CH,
CH,
■ Acylowanie Ar—COR + HX
Ar—H + RCO—X-
np.
+ 2 Cl,
acetóte non
+
+ 2 HCl
orto-chlorotoluen
C-CH3 + HCl II O
j +CH3- C - C I
Cl
FeClj
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 jednakowe i zależą od konkretnego przypadku.
■ Otrzymywanie benzenu
Analogicznie zachodzi reakcja z Br2 (w obecności FeBr3).
■ Destylacja smoły węglowej
■ Synteza Fischera i Tropscha
■ Odwodornienie cykloheksanu
6 CO + 9 H2
> 6 H 20 + C6H 6
■ Trimeryzacja acetylenu I"
1*3H2
3 C H , CH
■ Fluorowcowanie w obecności światła W reakcji fluorowcowania homologów benzenu w obecności światła atom wodoru jest podstawiany przez fluorowiec we fragmencie alkilowym:
^ i ^ C 6H6 Br CH,
□ Ciąg przemian pozwalających otrzymać benzen
CH,—Cl
CH2CH3
C H —CH,
Mając do dyspozycji jedynie węgiel i dowolne odczynniki nieorganiczne, można otrzymać benzen. + CI, (1) C + H 20 - ^ C 0 + H 2
(3) C2H 6 Clśn-temp" kai » C2H2 + 2 H 2t
gaz syntezowy (2) 2 c o + 5 H 2 -d* - g !E Jg ;.» C2H 6 + 2 H 20
więcej na WWW.ZDASZ.TO
(4) 3 C2H 2 c" n" temp" —
^
+ HCl chlorofenylo metan (chlorek benzylu)
+ Br,
+ HBr 1-bromo-l-fenyloetan
więcej na WWW.ZDASZ.TO
194 !
IX .
90. Typy reakcji organicznych
WĘGLOWODORY
j
195
90. Typy reakcji organicznych □ Nitrowanie ch3
ch3
ch
■ Reakcja substytucji (podstawienia)
no2
2f
V 2 H N O ,^ L
+ 1
J
11+2 H20
■ Reakcja substytucji polega na podstawieniu atomu lub grupy atomów przez inny atom lub inną grupę atomów: H 3C - H + Cl2^ H 3C - C l + HCt
orto-nitrotoluen oluen para -nitrotoluen
□ Mechanizm substytucji rodnikowej
Uwaga: nitrowanie toluenu w bardzo drastycznych warunkach (mieszanina nitrująca: Hl\iu3(Stf?ż) t uicu (roztwór S 0 3 w bezwodnym H2S 0 4) oraz wysoka temperatura procesu) prowadzi do powstania 2,4,6-tri
W 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.
m-
trotoluenu (trotylu, TNT). ch3
■ Rodnik to bardzo reaktywny atom (lub grupa atomów) mający niesparowany(e) elektron(y):
ę H3
II + 3 H N 0 3(stęż) - ¡ ¡ ^
CH 3- C H - C H 3
° 2N T ^ i r N02 + 3 H ,0 \ )
H.
:Q '
| Etapy substytucji rodnikowej no2
■ zapoczątkowanie reakcji (inicjowanie)
2 ,4 ,6-trinitrotoluen
i |
— . — uv — — ic ir c u ^ i ą - + -ęu H H I I H - C + H + 'Cl- —► H-C- + H—CU I I H H
■ Właściwości chemiczne wielopierścieniowych węglowodorów aromatycznych Właściwości chemiczne wielopierścieniowych węglowodorów aromatycznych są podob-
naftalen C10Hg ■ wzrost łańcucha (propagacja)
ne do właściwości benzenu i dlatego ulegają one reakcjom substytucji elektrofilowej (podstawienia). Najważniejszym wielopierścieniowym węglowodorem aromatycznym jest naftalen.
H H I I _ H-C- + iCI- —► H -C -C U I I “ H H
Pod względem reaktywności wyróżnia się w cząsteczce naftalenu pozycje a i /?. Pozycje a są bardziej reaktywne niż pozycje fi.
30 raC8n 14 10
H I _ H - c - ę u + ig- —
pozycje alfa i pozycje beta
I i
» y| "* T -►6
] 4
f
f
cu
h
T 5
H I _ H - c - p +h-
34_
pozycje beta ■ zakończenie łańcucha (terminacja) ig- + ig -—► ig - g i
pozycje alfa H H H H l i l i H-C- + H-C- —► H - C - C - H I I I I H H H H
□ Nitrowanie naftalenu NO, + H20 temp.
□ Mechanizm substytucji elektrofilowej ■ Czynnik elektrofilowy to kation lub grupa, w której występuje niedomiar elektronów (akceptor elektronów):
+h n o 3
1-nitronaftalen (a-nitronaftalen)
CH3
produkt główny
H®
+ H,0
2-nitronaftalen (/Tnitronaftalen)
C H ,—C —CH,
:0 = N = 0 :
:B r®
Reakcja rozpoczyna się od ataku czynnika elektrofilowego na pierścień aromatyczny. Następnie wiązanie mię dzy atomami wodoru i węgla (do którego został przyłączony czynnik elektrofilowy) ulega osłabieniu, w efekcie czego od pierścienia odszczepia się jon H +.
więcej na WWW.ZDASZ.TO więcej na WWW.ZDASZ.TO
IX. WĘGLOWODORY
196
90. Typy reakcji organicznych
■ Reakcja addycji (przyłączania)
Mechanizm substytucji elektrofiłowej na przykładzie reakcji nitrowania _ y Ói H-O w O i H -O H< = + . _ A o H i- g / x 0 i
_ © iQ - N = 0
H - 0 \ yQi +
jon nitroniowy elektrofil
Qi
■ Reakcja addycji polega na przyłączeniu jednej cząsteczki do drugiej bez powstawania produktu ubocznego: H2° CH2=CH 2+ iBr—Bri
!
NO;, —
II
I
□ Mechanizm addycji elektrofilowej W pierwszym etapie reakcji do jednego z atomów węgla połączonego wiązaniem wielokrotnym przyłącza się czynnik elektrofilowy. Następnie do drugiego atomu węgla przyłącza się anion.
+ H+
□ Addycja bromowodoru
□ Mechanizm substytucji nukleofilowej Czynnik 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
H H I I H —C^=C—H
H H I I H-C-C-H I © H
®
C H 3N H 2
H
q
kowalencyjne spolaryzowane
kończy się oderwaniem jonu wodoru i powstaniem cząsteczki alkoholu. ch3 i H3C - C! ® +1CUG
CH3
(zachodzi analogicznie do addycji bromowodoru) H H I I H-C= C-H
ch3
—
ch3
IO - H
—
h
® iBri
ch3h
H 3C - C —
c h 3 h'
0 - H
ch
I Reakcja eliminacji
• Zadanie 1. Której z wymienionych reakcji może ulegać benzen?
Reakcja elirhinacji polega na odszczepieniu od cząsteczki związku organicznego cząsteczki prostego związku nieorganicznego typu H2, Cl2, H20, HBr itd.:
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
CH2—CH2— ^CH2= CH ?+H — ÓH
I
H
j
W cząsteczce 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 chlorowania benzenu przy naświetlaniu mieszaniny reakcyjnej promie
więcej na WWW.ZDASZ.TO
2
z atomem węgla, przy którym znajduje się atom fluorowca. Następnie odrywa go i tworzy cząsteczkę wody. Fluorowiec odszczepia się od cząsteczki w postaci anionu.
elektrofilowej s rodnikowej « nukleofilowej * chlorobenzen & heksachlorocykloheksan
i powstaje
2
□ Mechanizm eliminacji
• Zadanie 2. Uzupełnij tekst, tak aby był prawdziwy.
niowaniem UV zachodzi reakcja addycji
I
iOH
W pierwszym etapie anion (lub zasada) zbliża się do atomu wodoru związanego z atomem węgla sąsiadującym
Wstaw w każdą luką odpowiednie określenie wybrane z podanych.
FeCl3 jako katalizatora powstaje
H H I I H-C-C-H I I iBri iBri
polaryzacja wiązania (pojawia się biegun dodatni i ujemny)
+ H ®
■ Zadania
i
+ iBri°-
karbokation
ch3 Ó - H
H H I I H-C-C-H I iBr
f
H3C - ę - 0 - H
ch3 —
□ Addycja bromu (lub chloru)
ch3
ch3
H 3C - C
H
H-C-C-H I I H iBri
0 ! x wiązanie
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 CH3 I h3 c —cj—CU 3 ! _ ^
H -HBri
karbokation
■ Mechanizm substytucji nukleofilowej na przykładzie hydrolizy zasadowej
H 3C - ę ®
CH2—CH, I I iBri iBri
jon wodorosiarczanowy(VI) nukleofil -N02
+ NO/
197
H 00* I K H—CX C - H J.r I H H
H\ /H -© .C=C. +H - O - H + iXi Hx XH
A
W wyniku działania chlorem w obecności
. Reakcja zachodzi według mechanizmu substytucji
.
®iO -H
więcej na WWW.ZDASZ.TO
92. Reakcje barwne węglowodorów 198
i
IX .
199
WĘGLOWODORY
92. Reakcje barwne węglowodorów
91. Polimeryzacja
■ Identyfikacja węglowodorów ■ Proces polimeryzacji ■ Polimeryzacja to proces łączenia się cząsteczek (monomerów) w długie łańcuchy (polimery) bez wydzielania
Węglowodory nasycone, nienasycone i aromatyczne można odróżnić za pomocą charakterystycznych reakcji barwnych z wodą bromową i roztworem manganianu(VII) potasu.
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 H 3- ^ -fCH2- C H j-n monomer propen (propylen)
^3
alkany
f mer
nie odbarwiają wody bromowej i roztworu manganianu (VII) potasu
polimer polipropylen (PP)
alkeny i alkiny odbarwiają wodę bromową i roztwór manganianu (VII) potasu (zakwaszony)
areny nie odbarwiają wody bromowej i roztworu manganianu(VII) potasu
□ Przykłady monomerów i otrzymywanych z nich polimerów ■ n C H 2= C H 2 — ►-fCH2- C H 2f „ etylen polietylen (PE)
W iW W W W W W W J Łańcuch polietylenu
■
F F i I n F2C = C F2~ ^ -fC-C-b tetrafluoroetylen
F
CH, = CH —^ -{-CH2-ęH-h, Cl
F
Cl
chloroetylen poli(chlorek winylu) (chlorek winylu) (PVC)
politetrafluoroetylen (PTFE)
■ 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.
Łańcuch poli(chlorku winylu)
n CH2=CH —► -f CH2-CHd-„
Obserwacje: ' ■ w probówce z alkanem po dodaniu wody bromowej nie obserwuje się zmiany zabarwienia roztworu; m
CH3 n CH2=C cooch3
styren
polistyren (PS)
meta kryla n metylu
CH3 -fCH2—C-)-„ cooch3 poli (meta kryla n metylu) (PMMA)
■ 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:
■ Zadanie • Z a d a n ie ! 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
H Br I I CH2—CH2 + Br2- ► H - C - C - H I I Br H eten
1 ,2-dibromoetan
Br Br I I C H ^ C H + 2 Br, —*■H—C—C— H I I Br Br etyn
1,1,2,2-tetrabromoetan
□ D.131,7 więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
200 1 IX. WĘGLOWODORY
Sprawdzian po dziale IX j 201
Sprawdzian po dziale IX
■ Odbarwianie roztworu manganianu(VII) potasu Doświadczenie 2.
••• Zadanie 1. Zaznacz wszystkie poprawne odpowiedzi.
Badanie reaktywności węglowodorów w reakcji z zakwaszonym roztworem manganianu(VII) potasu
Które z podanych związków są monochloropochodnymi alkanu o masie molowej 72 g •mol-1 zawierającymi w swojej budowie trzeciorzędowy atom węgla?
: Przygotowujemy probówkę zawierającą badany węglowodór. Następnie dodajemy do niej zakwaszony roztwór
[ J A . 2-chloro-3-metylobutan, l-chloro-2-metylobutan
; manganianu(VII) potasu. Probówkę szczelnie zamykamy korkiem i mocno wstrząsamy. Podobne próby wyko
I
nujemy dla kolejnych węglowodorów.
zmiany zabarwienia roztworu. Wnioski: . ■ alkany nie odbarwiają roztworu manganianu(VII) potasu;
I | A. C4H 10, butan, 2-metylopropan.
j j j C. C3H8, propan.
i I B. C5H 10, pentan, 2-metylobutan, 2,2-dichloropropan.
JJ
■ ■ alkiny odbarwiają roztwór manganianu(VII) potasu;
A.
?
CH,
H CH3
CH,
h3c c ch2ch2ch3 < h3c c c ch3 < h3c-c-ch 2ch2ci
Równania reakcji:
Cl r H\ /H I I 5 C=C +2KM n04 + 3 H-,S04 + 2 H , 0 —^ 5 H—C - C - H + 2 MnSO, + l<7SO, l-r XH ( ( « z . OH OH
Cl H
C.
glikol etylenowy
H ch3
CH3
I
>
I
5 C H ^ C H + 8 KM n04 + 12 H 2S 0 4—» 5 H O OC-CO O H + 8 M nS0 4 + 4 l<2S 0 4 + 12 H20
Cl
I I
ch3 I
I I H
H
I
kwas szczawiowy CH3CH2CH2CI > CH3CH2CH2Br > CH3CH2CH2I
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. Właściwości etynu
CH,
Cl H
H
D.
CH3 H ch3 ch3 I I I I h3c-c-ch 2ch2ch3 > h3c- c- c- ch 3 < h3c-c-ch 2ch2ci I I I I Cl Cl H H
CH3CH2CH2Cl > CH3CH2CH2Br < CH3CH2CH2I
• Zadanie 4. W tabeli podano wartości temperatury wrzenia wybranych związków organicznych. Podane w tabeli związki - mimo tego samego wzoru sumarycz
Zaznacz poprawną odpowiedź. Który z opisów jest wyjaśnieniem tego zjawiska? I
H CH3
Cl
nego C5H12 (a tym samym jednakowej masy cząsteczkowej) - różnią się wyraźnie wartościami temperatury wrzenia.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
CH3
h3c-c-ch 2ch2ch3 < h3c- c-c- ch 3 > H3C-C-CH2CH2Cl
CH3CH2CH2Cl > CH3CH2CH2Br < CH3CH2CH2I
H3C— C— C— ch3 > H3C - C — CH2CH2Ct Cl
B.
H
CH3CH2CH2Cl < CH3CH2CH2Br < CH3CH2CH2I
H3C - C - C H 2CH2CH3
Właściwości etenu
D. C4H g, but-1 -en, but-2-en, 2-metylopropen.
W którym punkcie podano szeregi zawierające wzory fluorowcoalkanów w kolejności rosnącej ich aktywności chemicznej?
■ alkeny odbarwiają roztwór manganianu(VII) potasu;
etyn
D. l-chloro-2,2-dimetylopropan, 2-chloropentan
•• Zadanie 3. Fluorowcoalkany można otrzymać zarówno z alkanów (w wyniku reakcji substytucji rodniko wej), jak i z alkenów lub alkinów (w wyniku addycji elektrofilowej). Reaktywność powstałego fluorowcoalkanu w reakcjach substytucji zależy od typu jego szkieletu węglowego i rodzaju fluorowca. Zaznacz poprawną odpowiedź.
wienie roztworu; ■ ■ w probówce z arenem po dodaniu zakwaszonego roztworu manganianu(VIi) potasu nie obserwuje się
eten
j
Wzór sumaryczny tego związku oraz wszystkie możliwe jego nazwy systematyczne to:
wienie roztworu; ■ w probówce z alkinem po dodaniu zakwaszonego roztworu manganianu(VII) potasu obserwuje się odbar
■ areny nie odbarwiają roztworu manganianu (VII) potasu.
[_JC . 1-chloropentan, 2-chloropentan j
Zaznacz poprawne dokończenie zdania.
zmiany zabarwienia roztworu; ■ w probówce z alkenem po dodaniu zakwaszonego roztworu manganianu(VII) potasu obserwuje się odbam
i
B. 2-chloro-2-metylobutan, l-chloro-3-metylobutan
•• Zadanie 2. W wyniku spalania 10 cm3 pewnego węglowodoru otrzymano 40 cm3 tlenku węgla(IV) oraz 50 cm3 pary wodnej.
Obserwacje: ■ w probówce z alkanem po dodaniu zakwaszonego roztworu manganianu(VII) potasu nie obserwuje się;;
'
I
Nazwa związku
Temperatura wrzenia
pentan
36°C
2-metylobutan
28°C
2,2-dimetylopropan
10°C
j A. Rozgałęzione alkany mają niższe wartości temperatury wrzenia niż ich izomery o prostych łańcuchach,j ponieważ ich kształt staje się coraz bardziej sferyczny, co w konsekwencji zmniejsza wielkość oddziaływań j van der Waalsa pomiędzy ich cząsteczkami. j
L J B. Rozgałęzione alkany mogą łatwiej tworzyć agregaty cząsteczek i w tej samej postaci przechodzić do fazy gazowej. Efektem tego jest zmniejszenie wielkości oddziaływań typu van der Waalsa (w przeliczeniu na jedną cząsteczkę), a więc obniżenie temperatury wrzenia.
j
•• Zadanie 5. Dlaczego w reakcji z KM n04(aq) lub z wodą bromową nie można odróżnić pent-l-enu od 2-metylocykloheks-l-enu, a można odróżnić go od cykloheksanu?
j j
Napisz wyjaśnienie.
!
więcej na WWW.ZDASZ.TO
j 1
93. Budowa alkoholi i fenoli
X. Hydroksylowe pochodne ^ * węglowodorów *
steczce związku organicznego specyficzne w+aści-
alifatyczne
aromatyczne grupa —OH jest połączona z łańcu chem węglowo dorowym, który jest połączony z pierścieniem aromatycznym
cykliczne
grupa —OH jest połączona z grupą węglowodorową będącą łańcuchem prostym lub rozgałęzionym
■ Grupa funkcyjna ■ Grupa funkcyjna to grupa atomów nadająca czą-
Alkohole
łańcuchowe
93. Budowa alkoholi i fenoli
203
grupa —OH jest połączona z atomem węgla pierścienia
Grupa hydroksylowa jest grupą funkcyjną alkoholi i fenoli.
_ ”
wości chemiczne.
„ zawierają w łań cuchu tylko wią zania pojedyncze
■ Alkohole H I
■ Alkohole to pochodne węglowodorów, w których atom (atomy) wodoru połączony z tetraedrycznym
. grupa hydroksylowa /
R-C-OH
atomem węgla (o hybrydyzacji sp3) został zastąpio
H
ny grupą —OH.
' atom węgla o hybrydyzacji sp3
□ Podział alkoholi Alkohole
zawierają w łań cuchu wiązania wielokrotne
nasycone
nienasycone
zawierają w pier ścieniu tylko wią zania pojedyncze
zawierają w pier ścieniu wiązania wielokrotne
□ Przykłady ■ R—CH2—OH
monohydroksylowy, łańcuchowy, nasycony alkohol pierwszorzędowy
R1 I ■ H-C-O H I R2
monohydroksylowy, łańcuchowy, nasycony alkohol drugorzędowy
R2 ■ R1—C—OH
monohydroksylowy, łańcuchowy, nasycony alkohol trzeciorzędowy
polihydroksylowe
monohydroksylowe
R1- C H = C H - C H 2- O H zawierają co najmniej dwie grupy —OH w cząsteczce, np.
zawierają jedną grupę —OH w cząsteczce, np. CH3CH2OH
C H ,-O H I CH2—OH
•etanol (alkohol etylowy)
-OH
CH2—OH I C H -O H I CH2—OH
HO—(
etano-1,2-diol propano-1,2,3-triol (glikol etylenowy) (gliceryna)
monohydroksylowy, łańcuchowy, nienasycony alkohol pierwszorzędowy monohydroksylowy, cykliczny, nasycony alkohol drugorzędowy
polihydroksylowy, cykliczny, nienasycony alkohol drugorzędowy
KOH
monohydroksylowy, aromatyczny alkohol pierwszorzędowy % c h 2- c h - c h 2 I I I OH OH OH
polihydroksylowy, łańcuchowy, nasycony alkohol
Alkohole
■ Fenole pierwszorzędowe pierwszorzędowy atom węgla jest połączony z grupą —OH, np.
drugorzędowy atom węgla jest połączony z grupą —OH, np.
CH3CH2OH
OH
etanol (alkohol etylowy)
C H 3- C H - C H 3
więcej na WWW.ZDASZ.TO
trzeciorzędowe
diiKjorzudowe
propan-2-ol (izopropanol)
j trzeciorzędowy atom węgla jest j połączony z grupą —OH, np. i j OH
1
C H 3- C - C H 3
! 1 j |
3
1 ch3
2-metylopropan-2-ol (alkoholtert-butylowy)
Fenole
* Fenole to pochodne węglowodorów aromatycznych, w których atom wodoru związany z atomem węgla pierścienia aromatycznego został zastąpiony grupą -OH. , grupa hydroksylowa
/
\
monohydroksylowe OH
OH
I polihydroksylowe OH
OH benzenol (fenol)
benzeno-1,3-diol (rezorcyna)
więcej na WWW.ZDASZ.TO
204
94. Wzory strukturalne i półstrukturalne alkoholi i fenoli
I X. HYDROKSYLOWE POCHODNE WĘGLOWODORÓW
94. Wzory strukturalne i półstrukturalne alkoholi i fenoli ■ Nazewnictwo alkoholi
205
■ Wzory strukturalne i półstrukturalne alkoholi o podanym wzorze sumarycznym ■ C3H80 *► alkohol monohydroksylowy
□ Zasady nazewnictwa alkoholi
H H H I I I H -C-C-C-O -H I l I H H H
1. 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,
C3H7OH
alkohol alifatyczny, nasycony
C H ,- C H ,- C H 9-O H
propan-1-ol (alkohol 1°)
CH3—CH—CH, I OH
propan-2-ol (alkohol 2°)
dlatego atomy węgla w łańcuchu numerujemy tak, aby grupa —OH była związana z atomem węgla o naj H H H I I I H -C-C-C-H I I I H O H VH
niższym możliwym numerze. 3. Numer atomu węgla, przy którym znajduje się grupa —OH, podaje się przed końcówką -ol. 4. Obecność kilku grup hydroksylowych w jednej cząsteczce zaznacza się końcówkami -diol (dwie grupy — OH), -triol (trzy grupy —OH) itd. C3H60
□ Przykłady
4
3
2
H H V I I
■O^CH3
2-bromo-4-mety lopenta n-3-ol
1
’C^oh
Cl
H\ /H C\ HO—CH2—CH2—CH2—CH2—OH
X
butano-l,4-diol
5
/O —H SH
X « C2H60 2
alkohol d¡hydroksylowy H H I I H-C-C-H
Izomeria alkoholi
H—O O -H
Izomeria alkoholi
8 C7H80 ««f alkohol monohydroksylowy
C5H120 c h 3- c h 2- c h 2- c h 2- c h 2- o h
cyklopropanol (alkohol 2°)
XH-OH H,C"
pentan-1-ol
! j i
CH3—CH2—CH—CH2—OH I CH3
CH3—CH2—CH2—CH—CH3 OH
j
2-metylobutan-l-ol
pentan-2-ol
! i
CH3—CH—CH2—CH2—OH I
CH3—CH2—CH—CH2—CH3
3-metylobutan-l-ol ch3
C2H4(OH)2
alkohol alifatyczny, nasycony
etano-l,2-diol (alkohol I o)
CH2- C H 2 I I OH OH C7H7OH «■► alkohol aromatyczny ljC=CH HC V - C H 2-O H ^ // 2 HC-CH
fenyloetanol (alkohol 1°)
c h 3- c h 2- c h 2- c h 2- c h 2- o h
pentan-1-ol
| i !
/■H , i r= r H r \ i H-C C-C-O -H \r J | C-C' II ,/ \H H H
c 5h11oh
j
C H 3
H\
położenia podstawniki!
szkieletowa
j
H7C'
cyklopent-3-en-l-ol
2-chlorobut-3-en-l-ol
j
prop-2-en-l-ol (alkohol I o)
CH2=CH—CH2—OH
2-fenyloetanol
2-metylocykloheksanol
CH2= C H —CH—CH2—OH
C3H5OH ■*► alkohol alifatyczny, nienasycony «*► alkohol cykliczny, nasycony
CH2- C H 2- O H
OH
CH,—CH—CH—CH—CH, I I I Br OH CH3
alkohol monohydroksylowy
Nazewnictwo fenoli □ Zasady nazewnictwa fenoli 1. 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.
OH pentan-3-ol
□ Przykłady f ~ \
OH
i
í S ! i
c h 3- c - c h 7- o h I ch3 2,2-dimetylopropan-l-ol
więcej na WWW.ZDASZ.TO
benzenol fenol
2-metylobenzenol 2-metylofenol o-krezol
3-metylobenzenol 3-metylofenol m-krezol
4-metylobenzenol 4-metylofenol p-krezol
benzeno-l,4-diol hydrochinon
więcej na WWW.ZDASZ.TO
206 I X. HYDROKSYLOWE POCHODNE WĘGLOWODORÓW
95. Właściwości alkoholi
95. Właściwości alkoholi
207
dehydratacja (odwodnienie) _
temp., Al203
R-CH -CH 2 ------- >R-CH=CH 2 + H20
■ Kontrakcja objętości
H
■ Kontrakcja objętości to zmiana objętości podczas
OH
Typ reakcji: eliminacja
mieszania.
Reaktywność alkoholi: 1° < 2° < 3'
Podczas mieszania alkoholu z wodą obserwuje się zmniejszanie objętości mieszaniny. Przyczyną kontr
np. CH 3- C H 2- C H 2- O H temp-,A‘2° 3> CH 3- C H = C H 2 + H20 propan-1-ol propen
akcji jest ściślejsze upakowanie cząsteczek w mie szaninie dwóch cieczy, co wynika ze zdolności do
temp., Al20 3
OH
tworzenia wiązań wodorowych między cząsteczkami wody i alkoholu.
cykloheksanol
■ Rozpuszczalność alkoholi w wodzie maleje wraz ze zwiększaniem długości ich łańcucha węglowego.
cykloheksen
■ Reakcje z odszczepieniem atomu wodoru A EN (O—H) = 1,4
Kontrakcja alkoholu etylowego (tu zabarwiony)
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
■ Właściwości chemiczne alkoholi
w P * ‘A I k Cj
Reaktywność alkoholi: 3° < 2° < 1° < CH3OH
□ Spalanie ■ Spalanie całkowite - nieograniczony dostęp tlenu C2H 5OH + 3 0 2 —^ 2 C02 + 3 H 20 ■ niecałkowite
Wszystkie alkohole są palne. Procesowi spalania towarzyszy wydzielanie energii na sposób ciepła
C2H 5OH + 2 0 2 — 2 CO + 3 H20 C2HsOH + 0 2 —> 2 C + 3 H20
np. 2 CH 3OH + 2 Na —►2 C H 3ONa + H2t (fot. obok) metanol
metanolan sodu
CH: I 2 H3C—C —OH + 2 K —> ■2 H3C - C - O K + H2t CH:
CH:
2-metylopropan-2-ol
□ Odczyn alkoholi
e
CHs
2-metylopropan-2-olan potasu
Sód gwałtownie reaguje z metano lem (1). Mieszanina poreakcyjna po dodaniu wody i roztworu fenoloftaleiny zabarwia się na malinowo (2 )
Roztwory wodne alkoholi wykazują odczyn obojętny, ponieważ alkohole nie ulegają dysocjacji elektrolitycznej. Alkoholany ulegają nieodwracalnej hydrolizie:
□ Reakcje alkoholi Reakcje alkoholi polegają na rozerwaniu jednego z dwóch wiązań: wiązania R—OH bądź RO—H. ■ Reakcje z odszczepieniem grupy —OH A £ (C—O) = 1
R-CT+ H 20 - ^ R 0 H + 0H- reakcja estryfikacji z kwasami karboksylowymi
wiązanie kowalencyjne spolaryzowane
''OH
R-OH + H—X — R—X + H 2Q
r 2- c ^\
OR
+ h 20
j Typ reakcji: substytucja np. HCOOH + C H 3CH 2OH =s=fc HCOOCH2CH 3 + H20 kwas etanol metanian metanowy etylu
Typ reakcji: substytucja Reaktywność HX: HCl < HBr < HI np. CH 3- C H 2- O H + HCl temp" Z-n° 2> CH 3- C H 2- C l + H20 etanol chloroetan temp. wrz.
CH3 —CH—CH3 + HBr — --- >CH3- C! H - C H 3+ HzO 3 | 3 OH
Br
propan-2-ol
2-bromopropan
CH3
ch3
•
temp. pok.
'
CH3- C - C H 3 + HCl — — — >•CH3—C— c h 3 + h 2o OH 2-metylopropan-2-ol
więcej na WWW.ZDASZ.TO
Jjt
R1—0 —H + R2 —C
- reakcja z halogenowodorami (HCl, HBr, HI)
CH3COOH + kwas etanowy
OH ^ C H 3COO cykloheksanol
+ H ,0
etanian cykloheksylu
reakcja estryfikacji z tlenowymi kwasami nieorganicznymi R t- O —H + H—O—XOm^ np. CH2—O—H I C H - O - H +3 H 0 - N 0 2 Ć h 2- o - h
( h n o 3)
R i—o —X0m+ H20 CH2—O—N0 2 I CH—0 - N 0 2+ 3 H20 I 2 c h 2—o —n o 2
Cl 2-chloro-2-metylopropan
propano-1,2,3-triol
triazotan(V) propano-1,2,3-triolu
więcej na WWW.ZDASZ.TO
208
| X. HYDROKSYLOWE POCHODNE WĘGLOWODORÓW
96. Utlenianie alkoholi j 209
96. Utlenianie alkoholi
Właściwości i zastosowanie wybranych alkoholi Nazwa systematyczna i zwyczajowa alkoholu
Właściwości fizyczne
etanol (alkohol etylowy)
propano-l,2,3-triol (glicerol, gliceryna)
etano-l,2-diol (glikol etylenowy)
oezbarwna ciecz o chaj rakterystycznym zapachu, j bardzo dobrze miesza się z wodą i z benzyną, nie arz-ewodzi prądu
bezbarwna, bezwonna ciecz o dużej lepkości i słodkim smaku, higroskopijna, z wodą miesza się bez ograniczeń, dobry rozpuszczalnik tłuszczów, nie przewodzi prądu
rw= 78°C rt=-ii4°c ; d =0,789 g •cm-3
Tw=197°C
■ Informacje wstępne Produkty utleniania alkoholu zależą od jego rzędowości i zastosowanego utleniacza. Rzędowość alkoholu CuO tlenek miedzi(ll) (łagodny utleniacz)
Tw = 290°C Tt= 18°C d = 1,26 g ■cm" 3
7t=-16°C d =1,11 g •cm" 3
K2Cr20 7/H 2S0 4 dichromian(VI) potasu w obecności kwasu siarkowego(VI) (silny utleniacz)
. palny, roztwór wodny o odczynie obojętnym, wykazuje cechy słabego kwasu (reakcja z me:alami aktywnymi), reaguje z fluorowcowodorami i kwasami Właściwości chemiczne
n wyniku odwodnienia 1 powstaje eten, który utlenia się do aldehydu lub kwasu octowego w zależności od i użytego utleniacza
w wyniku odwodnienia powstaje nietrwały etenol, który przekształca się w al dehyd octowy
w wyniku odwodnienia:po wstaje aldehyd - propenal (akroleina)
słabo toksyczny
silnie toksyczny
bardzo słabo toksyczny
Otrzymywanie
■addycja wody do etenu ■fermentacja cukrów
■hydroliza fluorowcopochodnych * hydroliza tlenku etylenu
■ hydroliza tłuszczów ■ hydroliza fluorowcopochodnyeh
niezamarzające płyny do chłodnic silników, surowiec do produkcji włókien synte tycznych i rozpuszczalników
produkcja nitrogliceryny, surowiec w przemyśle farmaceutycznym, kosme tycznym i garbarstwie
przemysł spożywczy, farmaj ceutyczny, kosmetyczny, suj rowiec do produkcji innych związków chemicznych ■. _
(silny utleniacz)
i alkohol 1° i alkohol 2° j alkohol 3°
aldehyd keton nie ulega reakcji utleniania
! alkohol 1° : alkohol 2° i alkohol 3°
aldehyd —»- kwas karboksylowy keton nie ulega reakcji utleniania
i alkohol 1° ■ alkohol 2° : alkohol 3°
kwas karboksylowy mieszanina kwasów karboksylowych nie ulega reakcji utleniania
Łagodne utlenianie tlenkiem miedzi(II)
Toksyczność
Zastosowanie
KMn0 4 manganian(VII) potasu
□ Utlenianie alkoholu 1c
utlenianie +2 e~ 1 CH,CH,CH,OH +CuO
□ Utlenianie alkoholu 2°
propanal aldehyd
utlenianie +2 e" o ii temp. CH3—CH—CH3+ CuO OH
miedzi(II), a podczas reakcji tworzy się barwny, rozpuszczalny związek koordynacyjny.
propan-2-ol alkohol 2 °
¡11
■CH3CH2CHO +Cu + H20
-2 e" redukcja
Alkohole polihydroksylowe, w przeciwieństwie do alkoholi monohydroksylowych, reagują z wodorotlenkiem
2
temp.
propan-1-ol alkohol 1 °
■ Odróżnienie alkoholi monohydroksylowych od polihydroksylowych
Doświadczenie 1.
Produkt utlenienia
4
CH3CCH3+ Cu + H20 II o propanon keton
-2 e" redukcja
Odróżnienie etanolu od glicerolu Do dwóch probówek (1 i 3) ze świeżo strąconym wodoro tlenkiem miedzi(II) dodajemy kolejno etanol (probówka nr 2)
■ Silne utlenianie dichromianem(VI) potasu wobec kwasu siarkowego(VI)
i glicerol (probówka nr 4).
□ Utlenianie alkoholu 1°
Obserwacje: w probówce nr 2 nie obserwuje się zmian, w pro
Powstający w pierwszym etapie aldehyd utlenia się do kwasu karboksylowego, który jest ostatecznym produk tem tej reakcji.
bówce nr 4 osad się roztwarza - powstaje szafirowy roztwór. Wnioski: glicerol reaguje z wodorotlenkiem miedzi(II) - pro
3 CH 3CH 2OH + 2 K2Cr20 7 + 8 H2S 0 4^
duktem reakcji jest barwny związek koordynacyjny. C H v-0-H I C H - O - H + Cu(OH)2-
CH, Q' I -/H CH— Ov /OH
CH,—Ó—H
U's'OH CH2- 0^ 2 NH
Etanol nie reaguje z wodorotlenkiem miedzi(II). więcej na WWW.ZDASZ.TO
etanol alkohol 1° Utlenianie:
3 CH3COOH + 2 Cr2(S0 4) 3 + 2 K2S 0 4 + 11 H20 kwas etanowy kwas karboksylowy
CH3CH2OH + H20 —> CH3COOH + 4 H+ + 4 e”
|-3
VI
Redukcja:
Cr20 72“ + 14 H+ + 2 •3
* 2 Cr3+ + 7 H 20
I ■2
mmmmmm więcej na WWW.ZDASZ.TO
210
97. Właściwości fenoli
X. HYDROKSYLOWE POCHODNE WĘGLOWODORÓW
3 CH3CH2CHCH3 + K2Cr20 7 + 4 H2S 0 4 — 3 CH3CH2CCH3 + Cr2(S04) 3 + K2S 0 4 + 7 H20
Redukcja:
211
97. Właściwości fenoli
□ Utlenianie alkoholu 2°
OH
O
butan-2-ol alkohol 2°
butanon keton
o CH3CH2CH(OH)CH3
Utlenianie:
j
■ Właściwości benzenolu Najprostszym przedstawicielem fenoli jest benzenol (hydroksy benzen) popularnie nazywany fenolem. Fenol:
11 *■ CH3CH2C(0 )CH3 + 2 H+ + 2e
| •3
^ 2 C r3+ + 7 H 20
|-1
■ jest bezbarwnym, krystalicznym ciałem stałym o charaktery stycznym zapachu; ■ słabo rozpuszcza się w zimnej wodzie, a lepiej w gorącej;
VI
Cr20 72-+ 14 H++ 2 •3 e_
■ uzyskany w wysokiej temperaturze roztwór fenolu w wodzie po ochłodzeniu staje się mętny (emulsja); ■ ma niską temperaturę topnienia (42°C);
Fenol świeżo wyjęty ze słoika (1) i fenol utlenio ny tlenem z powietrza (2)
■ Silne utlenianie manganianem(VII) potasu
■ utlenia się tlenem z powietrza i zmienia barwę na różową;
Produktem utleniania alkoholu 1° manganianem(VII) potasu jest odpowiedni kwas karboksylowy, ponieważ
■ jest substancją żrącą, powoduje trudno gojące się oparzenia skóry, a jego pary są trujące;
KM n04 jest silnym utleniaczem. Produkt redukcji zależy od środowiska reakcji.
□ Reakcja w środowisku kwaśnym
pierścienia aromatycznego (tworzącymi wiązania typu %).
utlenianie VII
■ jest higroskopijny, jego roztwór wodny ma odczyn kwasowy; ■ ma właściwości kwasowe, które wynikają z oddziaływania niewiążących par elektronowych atomu tlenu z elektronami
I
I
-i
^
^
4 KMn04 + 5 C H 3CH2OH + 6 H2S0 4—^ 5 CH3COOH + 4 MnS04 + 2 K2S 0 4 + 11 H20
+ H4
Oddziaływanie to powoduje zwiększenie polaryzacji wiązania O— H. To z kolei prowadzi do łatwiejszego oderwania protonu.
fenol (benzenol)
anion fenolanowy (anion benzenolanowy)
redukcja -i
Utlenianie:
_
iii
CH3CH2OH + H20 —
CH3COOH + 4 H+ + 4 e
■ Reakcje fenoli
| •5
Reakcje fenoli zachodzą z udziałem grupy - O H bądź z udziałem pierścienia aromatycznego.
VII
Redukcja:
Mn04~ + 8 H+ + 5 e- — ► Mn2+ + 4 H 20
|-4
□ Reakcje z udziałem grupy -OH j
□
■ Reakcja z sodem
Reakcja w środowisku obojętnym
I |
OH
ONa
utlenianie I
|
VII
I
■
I
-I
2 ||
II1
Iv
I + 2 Na —> 2 |
I + H2t
,
4 KMn04 + 3 CH3CH2OH —* 3 CH3COOH + 4 M n02ł + 4 KOH + H20
!_________________________ i____________________________________ redukcja -i
Utlenianie:
CH3COOH + 4 H+ + 4 e
•3
utlenianie i.............. .... 1
-1
VII
fenolan potasu (benzenolan potasu)
....1
ł HI
KMn04 + CH3CH2OH + 4 KOH —*■CH3COOH + 1 redukcja
-1 CH3CH2OH + 4 OH- — VII
j
fenol (benzenol)
•4
□ Reakcja w środowisku zasadowym
Utlenianie:
fenolansodu (benzenolan sodu)
IV
Mn04_ + 2 H+ + 3 e~ —^ Mn02 + 2 OH-
4
fenol (benzenol) ■ Reakcja z tlenkiem potasu
iii
CH3CH2OH + H20 — VII
Redukcja:
i
Redukcja:
więcej na WWW.ZDASZ.TO
VI 4
K2Mn04+ 3 H20 t
Reakcja z wodorotlenkiem sodu OH
ONa / V + NaOH —»■ |
+ H 2Q
111
CH3COOH + 3 H20 + 4 e
1-1
VI
Mn04_ + 1e- — ► Mn042_
1•4
fenol (benzenol)
fenolan sodu (benzenolan sodu)
więcej na WWW.ZDASZ.TO
212
98.
j X. HYDROKSYLOWE POCHODNE WĘGLOWODORÓW
98. Odróżnianie fenoli od alkoholi
Fenolany, jako sole słabego kwasu i mocnej zasady, ulegają w wodzie hydrolizie anionowej.
■ Reakcja z wodorotlenkiem sodu
y -OH
¡I
+ H20
Odróżnianie fenoli od alkoholi j 213
+ OH”
Do 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
Fenole reagują również z kwasami karboksylowymi, tworząc estry.
reaktywnością. Na przykład fenol reaguje z wodorotlenkiem sodu, a alkohole nie ulegają działaniu zasad.
■ Reakcja z kwasami karboksylowymi (estryfikacja) -OH + c h 3- c ; fenol
Doświadczenie 1.
0 '\ ri^C H 3
+ h 2o
ii
o
sOH
kwas etanowy
Reakcja fenolu i etanolu z zasadą sodową Uwaga! Podczas wykonywania doświadczenia trzeba
etanian fenylu
zachować wszelkie środki ostrożności. Należy używać okularów i rękawic ochronnych.
□ Reakcje z udziałem pierścienia aromatycznego Grupa —OH jest podstawnikiem pierwszego rodzaju, czyli kieruje kolejny podstawnik w pozycję orto i para.
Przygotowujemy dwie probówki: jedną z emulsją feno lu w wodzie (1), drugą z etanolem (3). Dodajemy do
■ Bromowanie fenolu Obecność 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.
nich 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.
OH
OH Br
Br + 3 HBr
+3
Doświadczenie 2. Br fenol
Reakcja fenolanu sodu z kwasem solnym i tlenkiem węgla(IV)
2,4,6-tribromofenol Model cząsteczki 2,4,6-tribromofenolu
Model cząsteczki benzenolu (fenolu)
■ Nitrowanie fenolu
Sulfonowanie fenolu
Przygotowujemy dwie probówki z roztworem fenolanu sodu. Do jednej dodajemy kwas solny, a przez drugą przepuszczamy tlenek węgla(!V).
HCl
(aq)
CO,
Obserwacje: roztwór fenolanu sodu mętnieje po dodaniu OH
OH
kwasu solnego i wprowadzeniu tlenku węgla(IV). N02
S 0 3H + H20
II
OH
OH
+ h 2o
Wnioski: kwas solny i kwas węglowy (tlenek węgla(IV) roz puszczony w wodzie) wypierają fenol z jego soli, ponieważ są kwasami mocniejszymi od fenolu.
kwaso-hydroksybenzenosulfonowy
ONa
fenol
OH
fenolan sodu
fenolan sodu
o-nitrofenol
+ HNO,
OH
ONa + HCl
+ NaCl
+ C02 + H20
+ NaHCO,
fenol + H20
I + H 20 N02
s o 3h
kwasp-hydroksybenzenosulfonowy
p-nitrofenol
Intensywne nitrowanie fenolu prowadzi do powstania 2,4,6-trinitrofenolu (kwasu pikrynowego). OH
OH A
+3 HN03
Odczynnik ||
+ 3 H20
no2 fenol
• 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. Na
H N 0 3(stąz.) < H 2S 0 4(stąz.)
N02
0 ,N
,
Zadanie
2,4,6-trinitrofenol
heksanol
TAK / NIE
TAK / NIE
TAK / NIE
benzenol
TAK / NIE
TAK / NIE
TAK/NIE
fenylometanol
TAK / NIE
TAK / NIE
TAK / NIE więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
214
99.
X. HYDROKSYLOWE POCHODNE WĘGLOWODORÓW
— __________ i_______
99. Różnice we właściwościach alkoholi 1fenoli
Reakcja z chlorkiem żelaza(lll) Doświadczenie 3.
grupy związków FeCl3(aq)
FeCl3(aq) Przygotowujemy dwie probówki: jedną z roztworem fe nolu, a drugą z etanolem. Dodajemy do nich kroplami
Odczyn
roztworu chlorku żelaza (i II). Obserwacje: po dodaniu roztworu chlorku żelaza (III) roztwór fenolu przyjął fioletowe zabarwienie, natomiast etanol '''V —
roztwór fenolu ''"V—'
Wnioski: fenol reaguje z chlorkiem żelaza (III), a w wyniku tej reakcji powstaje barwny związek koordynacyjny. Etanol
Alkohole
Wzoi nyolny
Reakcja fenolu i etanolu z chlorkiem żelaza(lll)
w probówce z etanolem nie obserwuje się zmian.
Różnice we właściwościach alkoholi i fenoli ! 215
—--------------
Reakcja z met.il.nni aktywnymi
R-O H
Ar - grupa arylowa, —OH - grupa hydroksylowa jest grupą funkcyjną
obojętny nie ulegają reakcji dysocjacji elektrolitycznej
kwasowy dysocjują z odszczepieniem kationu wodoru z grupy hydroksylowej
reagują - powstają alkoholany
reagują - powstają fenolany
nie reagują
reagują
reagują
nie reagują
Reakcja fluotowcowudoiami
l
Charakter aromatyczny Utlenianie Reakcja z chlorkiem żelaza(IIi) jest bardzo czuła i po zwala na wykrycie śladowych ilości różnych fenoli, np.
Ar-O H
R - grupa węglowodorowa,—O H - grupa hydroksylowa jest grupą funkcyjną
Reakcja z wodorotlenkami metali
nie reaguje z chlorkiem żelaza (III).
Fenole
nie wykazują
wykazują
ulegają utlenianiu produkty zależą od rodzaju alkoholu i utleniacza
ulegają utlenianiu reakcja jest bardziej złożona niż w przy padku alkoholi
w wodzie do picia (fenol jest szkodliwy dla zdrowia).
Di-hydratacja (odwodnienie)
zachodzi
nie zachodzi
Do probówki z badaną próbką wody (1) wkraplamy
Estryfikacja
zachodzi
zachodzi
roztwór chlorku żelaza(111) (2). jeżeli w badanej wodzie znajdują się fenole, to zawartość probówki zabarwi się
Reakcje charakterystyczne
na kolor fioletowy (3).
* wykrywanie etanolu reakcja z K2Cr2O;/H2S04 - zmiana barwy z po marańczowej na zieloną
■wykrywanie fenolu reakcja fenolu z chlorkiem żelaza(lll) - powstaje fioletowy roztwór
«odróżnianie alkoholi polihydroksylowych od monohydroksylowych alkohole polihydroksylowe reagująz Cu(OH)2 - powstaje szafirowy roztwór alkohole monohydroksylowe nie reagują z Cu(OH)2
■ Zadania
Otrzymywanie
• Zadanie 2. Zaznacz wszystkie poprawne dokończenia zdania.
i !.C. z zakwaszonym roztworem K M n0 4
j j B. z mieszaniną nitrującą.
Cl D. z wodą bromową.
CH3CH2a chloroetan
••Zadanie 3. Przeprowadzono doświadczenie zilustrowane poniższym schematem. Na
NaOH(aq) +
NaOH(aq)-
fenoloftaleina
fenotoftaleina
Na
benzenol
Uzupełnij zdanie. Wpisz w lukę odpowiedni numer probówki. Nie zaobserwowano objawów reakcji w probówce n r
więcej na WWW.ZDASZ.TO
.
+
NaO H ... ---■■■> CH3CH2OH etanol
+
■ reakcja fenolanów z kwasami (mocny kwas wypiera słaby) ■ na skalę przemysłową ze smoły węglowej ■ synteza z innych związków organicznych
NaCl
Występowanie w przyrodzie
alkohole występują zarówno w organizmach składniki olejków eterycznych niektórych roślinnych, jak i zwierzęcych, np.: roślin, np. ■ mentol - w mięcie i ■ kory cynamonowca ■geraniol - w geranium ■liści laurowych ■ bombikol (CygHjgOH) - feromon samicy je-; ■ziela angielskiego dwabnika morwowego ■oregano ■glicerol - w nasionach słonecznika, oliwkach, ■ kminku wątrobie ryb ■tymianku
Zastosowanie
■ etanol - przemysł spożywczy, kosmetyczny, ■fenol - przemysł farmaceutyczny, pro farmaceutyczny dukcja żywic (np. bakelitu), detergentów, ■ glikol etylenowy - składnik płynów do chłodnic, i środków bakteriobójczych (lizol) rozpuszczalnik klejów, farb i lakierów ■tymol (2-izopropylo-5-metylofenol) ■gliceryna - przemysł spożywczy i kosmetyczny : - środek wykrztuśny w syropach, skład nik preparatów zwalczających roztocza * sorbitol - substancja słodząca ■ krezole - składnik płynów odkaża jących (właściwości bakteriobójcze i grzybobójcze) ■ ...................................... 1
I
undekanol
OH
CH2=CHCH3 + H20 temp- dC CH3CHCH3 propen propan-2-ol ■ reakcja fluorowcoalkanów z mocnymi zasadami
Benzenol można odróżnić od benzenu i etanolu za pomocą reakcji [ J A. z wodnym roztworem FeCl3.
■katalityczne uwodnienie alkenów
więcej na WWW.ZDASZ.TO
216 j X. HYDROKSYLOWE POCHODNE WĘGLOWODORÓW ______L_„________ _____________________—------------------------
Sprawdzian po dziale X • Zadanie 1. W wyniku hydrolizy estru o wzorze sumarycznym C6H120 2 powstaje kwas propanowy oraz alkohol, który utlenia się do ketonu. Zaznacz poprawną odpowiedź. jaka jest nazwa systematyczna alkoholu tworzącego ten ester? f j A. Propan-1 -ol. j
L J C. Butan-2-ol.
| B. Propan-2-ol.
!
j
D. Heksan-2-ol.
100. Budowa aldehydów i ketonów
•• Zadanie 2. Metaliczny sód wypiera 934 cm3 wodoru (w przeliczeniu na warunki normalne) z 5 g pewnego nasyconego, drugorzędowego alkoholu jednowodorotlenowego.
■ Grupa funkcyjna
Zaznacz poprawną odpowiedź. Jaką nazwę systematyczną ma ten alkohol? □ A. Propan-1 -ol.
[ j C. Propan-2-ol.
[j
U D.
B. Butan-!-ol.
Butan-2-ol. grupa karbonylowa
••• Zadanie 3. Do próbki zawierającej mieszaninę etanolu i propan-2-olu wprowadzono 100 cm3 roztworu K2Cr20 7 o stężeniu 2 mol •drrr3 zakwaszonego H2S 0 4. Otrzymano 28,4 g mieszaniny CH3COOH i CH3COCH3. Oblicz skład otrzymanej mieszaniny w procentach masowych. Zaznacz poprawną odpowiedź.
j
W którym wierszu tabeli podano właściwą zawartość procentową składników próbki po reakcji?
j
1 1 s
1
B
I
c
j
CH3COOH
CHiCOCH
24,1%
75,9%
50,0%
50,0%
68,2 %
31,8%
67,0%
33,0%
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, Grupa karbonylowa jest silnie spolaryzowana ze względu na dużą różnicę elektroujemności między atomami węgla i tlenu (A EN = 1,0) oraz z powodu obecności dwóch wolnych par elektronowych atomu tlenu.
••• Zadanie 4. Na chloropochodną propanu podziałano wodnym roztworem NaOH i otrzymano substan cję X. W reakcji substancji X z 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 poprawne dokończenie zdania. Związek X ma wzór
| [ J A . CH 3CH2C H 2OH.
[ J C . C3H 6(O H )2.
j □ B. C H 3C H (O H )C H 3. □ D. C3H 5(O H )3. 1 | | •• Zadanie 5. Ile jest pierwszorzędowych alkoholi, będących izomerami pentanolu (uwzględnij izomery optyczne)? j
Narysuj wzory półstrukturalne wszystkich możliwych izomerów.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
218
101.
! XI. ZWIĄZKI KARBONYLOWE - ALDEHYDY I KETONY
Ketony to związki zawierające grupę karbonylową połączoną z dwiema grupami węglowodorowymi. o
o
A
II
A
/ C\
R
R
R
keton alifatyczno-aromatyczny
keton alifatyczny
Ar
Ar
219
101. Wzory strukturalne i półstrukturalne aldehydów i ketonów
■ Ketony
o
Wzory strukturalne i półstrukturalne aldehydów i ketonów
Nazewnictwo aldehydów
c=o
Ar
keton cykliczny
keton aromatyczny
CH,
□ Zasady nazewnictwa aldehydów 1. Nazwy aldehydów tworzy się, dodając końcówkę -al do nazwy odpowiedniego węglowodoru (atom węgla grupy aldehydowej jest zalicza ny do grupy węglowodorowej). Atom węgla w grupie aldehydowej ma zawsze numer 1.
2I
C H ,—C H —CH=CH —CH —C Cl 5-chloro-2-metyloheks-3-enal
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. aromatyczne
alifatyczne
I
CH-
np.
Br cykliczne
łańcuchowe
O K3 keton difenylowy
2-bromo-4-metylocykloheksanokarboaldehyd
benzenokarboaldehyd
□ Przykłady
nienasycone
nasycone np. CH3- C - C H 3 II O
np. CH7= C H —C —CH3 II O
propanon
but-3-en-2-on
H-C
c h ,= c h
—c:
ch ,- c =c
-
c;
"H
metanal (formaldehyd, aldehyd mrówkowy)
propenal
but-2-ynal
Y —CH,—CH ,—C / Ł Ł \u butanodial >0 H
CH, — C
,
\_/
■ Zadanie fenyloetanal
* Zadanie!. Poniżej podano kilka grup funkcyjnych występujących w związkach organicznych oraz kilka wzorów
.
cr
H
cyklopent-2-enokarboaldehyd
benzenokarboaldehyd (benzaldehyd, aldehyd benzoesowy)
półstrukturalnych związków organicznych. Uzupełnij tabelę.
■ Nazewnictwo ketonów
Wstaw w każdą komórką odpowiedni wzór. A> >0 . «. —c-OH ■ H - Q ■ H3C - C - C H 3 ■ H - C II O— H II X0 - C H 3 o O
-<
O—H
■ *
-CHO ■ H—C. O—
H
■ CH3OH
□ 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,
O
O Szereg homologiczny i alkohole monohydroksylowe j aldehydy
j ketony
Grupa funkcyjna
Wzor połstrukturalny homologu o naimmeiszei masie molowei
pentan-2-on
więcej na WWW.ZDASZ.TO
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. O II C-CH
-CH,
j kwasy karboksylowe estry kwasów karboksylowych
cykloheks-2-enon
CH, -C—CH, —C —CH, A l II O O
keton etylowo-fenylowy
O
O'
-CH,
keton cykloheksylowo-metylowy
keton difenylowy
więcej na WWW.ZDASZ.TO
220
I XI. ZWIĄZKI KARBONYLOWE - ALDEHYDY I KETONY
102.
102. Otrzymywanie aldehydów i ketonów
□ Przykłady C H ,- C - C H , II O
CH,
■ Otrzymywanie aldehydów □ Utlenianie alkoholi pierwszorzędowych łagodnymi utleniaczami
propanom, keton dimetylowy (aceton)
keton difenylowy (benzenofenon)
keton fenylowo-metylowy (acetofenon)
CH2=CH —C —c h 3 II O
C II O
CH,
keton dicyklopropylowy
2-metylocyklopentanon
but-3-en-2-on
R - C H 2- O H
♦o R - C ^ + Cu + H20 N'HLi l
+CuO
alkoholi0
aldehyd
np. CH3CH2OH + CuO etanol
temp.
CH3CHO + Cu + H 20 (fot. obok) eta nal
2 CH 3OH + 0 2 -k— —p> 2 HCHO + 2 H20 metanol metanal
■ Izomeria grup funkcyjnych Aldehydy i ketony, zawierające taką samą liczbę atomów węgla w cząsteczce, mogą mieć ten sam wzór su
□ Katalityczne utlenianie alkenów kat.
maryczny. Są wtedy izomerami, których cząsteczki mają różne grupy funkcyjne, czyli metamerami. Ten rodzaj
R - C H = CH2 + V2 0 2 —
c
izomerii jest nazywany metamerią.
^ r - c h 2- c
alken
aldehyd
np. CH2= CH2+ ’/z 02 eten
c 3h6o CH, —C —CH, II O
,- C H ,- c f
propanon
propanal
c h 3- c h = c h - c h 2- c ;
pent-3-en-2-on
HB? Wm
11
^
> -c-ch3 ¡i 0 0
keton cyklopropylowo-metylowy
cyklobutanokarboaldehyd
■ Zadanie • Z a d a n ie ! 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 +. (wzór)
więcej na WWW.ZDASZ.TO
eta na l
■ otrzymywanie etanalu (reakcja Kuczerowa)
■ otrzymywanie benzenokarboaldehydu
CH,— C " H
etyn (acetylen)
Ar—CH3 + 0 2
etanal (acetaldehyd)
metylobenzen (toluen)
kat.
aO
Ar—C
H
+ H20 2
benzenokarboaldehyd (aldehyd benzoesowy)
■ Otrzymywanie ketonów □ Utlenianie alkoholi drugorzędowych łagodnymi utleniaczami
fili
h 2o
Reakcja tlenku miedzi(ll) z etanolem 1 - tlenek miedzi(ll) pokrywający blaszkę miedzianą, 2- etanol, 3- miedź
0
pent-3-enal
_
O
□ Reakcje specyficzne prowadzące do otrzymywania konkretnych aldehydów
CH = CH + H20
CH3— CH=CH —C —CH3
temp.
CH3—c (
ketonu
aldehydu
CH
A ® \ u
Wzory pótstrukturalne i nazwy systematyczne
C3H 5(O H )3
Otrzymywanie aldehydów i ketonów j 221
(nazw a)
OH I R — CH — CH3+ CuO
O II R— C—CH3 + Cu + H20
temp.
alkohol 2°
keton
H I H O H I I I tem p np. H - C - C - C - H + CuO — ^ H I I I H H H
H
O H I II I H - C - C - C - H 4-Cu + H ,0
I
H
propan-2-ol
I
H
Model cząsteczki propan-2-olu
2
propanon
OH
O + CuO
cykloheksanol
temp.
A
C
+ Cu + H20 cykloheksanon Model cząsteczki propanonu
więcej na WWW.ZDASZ.TO
222
103. Odróżnianie aldehydów od ketonów j
XI. ZWIĄZKI KARBONYLOWE - ALDEHYDY I KETONY
103. Odróżnianie aldehydów od ketonów
□ Katalityczne uwodnienie alkinów O 1 1 ? R — C — CH2— R ,
R - C ^ C H + H20 ---^
223
Reakcje utleniania-redukcji pozwalają na doświadczalne odróżnienie aldehydów od ketonów.
R - C - C H , lub R — C = C —•R + H20 II O
np. CH3— C = CH + H20
^
■ Informacje ogólne 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.
R — CH2— C — R II O
Ketony w przeciwieństwie do aldehydów nie mają właściwości redukujących.
CH3- C - C H 3
R-CHO
[01 > R-COOH
O
propyn
propanon
Reakcja z wodorotlenkiem miedzi(ll) w podwyższonej temperaturze - próba Trommera
O II CH3— C — CH2— CH2— CH3 CH3- C = C - C H 2- C H 3 + H20
kat.
R—CHO + 2 Cu(OH)2
pentan-2-on
R-COOH + Cu, Of + 2H ,0
np. CH 3CHO + 2 Cu(O H)2 — »■CH3COOH + Cu20 ł + 2 H 20 eta na l kwas etanowy (aldehyd octowy) (kwas octowy)
CH3- C H 2~ C - C H 2- C H 3 II O
pent-2-yn
temp.
pentan-3-on Doświadczenie 1.
□ Otrzymywanie acetofenonu - acylowanie metodą Friedla-Craftsa
Reakcja metanalu i propanonu z wodorotlenkiem miedzi(ll) CH, H,C
Uwaga! Doświadczenie należy wykonywać pod włączonym, sprawnym wyciągiem oraz używać okularów i rę- : kawie ochronnych.
+ HC1
Cl
chlorek acetylu
benzen
keton fenylowo-metylowy (acetofenon)
Do pierwszej probówki (1) ze świeżo strąconym wodorotlenkiem miedzi(ll) dodajemy kilka kropli metanalu (formaliny) i ogrzewamy (2).
j ;
Do drugiej probówki (la) ze świeżo strąconym wodorotlenkiem miedzi(ll) dodajemy kilka kropli propanonu i ogrzewamy (2a).
:
■ Zadania ■
■
1 (1
■
M
•• Zadanie 1. Z węglowodoru nienasyconego w wyniku ciągu przemian chemicznych otrzymano aldehyd,
■
1
którego gęstość par względem powietrza wynosi 2.
i
B
■
I
I
■ i l
M
H
I
1
1
mmmm 1a
I. Podaj wzór półstrukturalny otrzymanego aldehydu.
1
i
II. Podaj wzór półstrukturalny węglowodoru nienasyconego będącego substancją wyjściową ciągu przemian. Zaznacz poprawną odpowiedź. □ A. I- CH3CH2CH2CHO, II - CH 3C H - C H C H 3 n B. I -- CH^CH^CHO, .11 - CH3C H —CH 2 :
, □ c. I - CH 3C H 2C H 2C H 2CHO : II - CH :3CH2CH2CH = C H 2 : i j D . I - C H 3CHO, I I - C H 2= C H 2
•• 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 — CH2CH2—C^ R —CH = CH, + CO + H-
H I
-c-< I CH3
^0 H
Zaznacz poprawne 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.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
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 ; miedzi(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
więcej na WWW.ZDASZ.TO
224
104. Właściwości i zastosowanie aldehydów i ketonów
XI. ZWIĄZKI KARBONYLOWE - ALDEHYDY I KETONY
104. Właściwości i zastosowanie aldehydów i ketonów
■ Reakcja z wodorotlenkiem diaminasrebra(l) - próba Tollensa - reakcja lustra srebrnego
H H R-C.
Doświadczenie 2. Reakcja metanalu i propanonu z wodorotlenkiem diaminasrebra(l) :■
i kawie ochronnych. !
Właściwości fizyczne
np. CH3CH2CHO + Ag20 — C H 3C H 2COOH + 2 Agi propanal kwas propanowy (aldehyd propanowy) (kwas propionowy)
i Do pierwszej probówki z roztworem azotanu(V) srebra(l) i roztworem wodorotlenku sodu dodajemy tyle wody
Ketony
Aldehydy
R-CHO + Ag20 —►R-COOH + 2 Agł
: Uwaga! Doświadczenie należy wykonywać pod włączonym, sprawnym wyciągiem oraz używać okularów i rę-
i amoniakalnej (1), aby strącony początkowo osad całkowicie się rozpuścił (2). Następnie dodajemy kilka kropli \ metanalu (formaliny) (3) i ogrzewamy zawartość probówki, wstawiając 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
;
R1 - C - R 2 — —
'H
właściwości fizyczne zależą od długości łańcucha węglowego
■stan skupienia: - C, - gaz, - od C2 - ciecze; ■zapach: - Q-C7-mają nieprzyjemny zapach, - od Cg - mają przyjemny zapach;
■są cieczami bardziej lotnymi niż odpowiadające im alkohole; ■ mają charakterystyczny zapach; a rozpuszczalność w wodzie zmniejsza się wraz ze zwiększaniem się długości łańcucha węglowego;
■rozpuszczalność w wodzie zmniejsza się wraz ze zwięk szaniem się długości łańcucha węglowego;
«właściwości redukujące - utleniają się do kwasów karboksylowych; ■ulegają redukcji do alkoholi 1° RCHO + H2
kaŁ > RCH2OH
■ulegają polimeryzacji w HCHO —s--fCH2—Oj-„ metanal poliformaldehyd (formaldehyd) ■ulegają polikondensacji
: Wnioski: metanal utlenia się do kwasu metanowego, a srebro redukuje się ze stopnia utlenienia I do stopnia
Właściwości chemiczne
OH ✓O |
i w tych warunkach nie obserwuje się zmian (3a).
H
+ h 3c —c. VH
2 AgOH —> Ag2Oł + H 20 Ag20 + 4 N H 3 + H20 —> 2 [Ag(NH3) 2]OH 2 [Ag(NH3)2]OH + CH 3CHO —* CH 3COOH + 2 Agi + 4 N H 3 + H 20
i Równanie często zapisuje się w formie uproszczonej, przyjmując, że aldehyd reaguje z tlenkiem srebra(I): j
HCHO + Ag20 —*■HCOOH + 2 Agł
Reakcja lustra srebrnego jest wykorzystywana w przemyśle do produkcji luster i ozdób choinkowych.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
+ n H,0
H,C—CH —CH, —C
3-hydroksybutanal i ulegają reakcji Cannizzaro - tylko te aldehydy, w których cząsteczkach przy atomie węgla sąsiadującym z grupą aldehydową nie znajdują się atomy wodoru. W reakcji uczestniczą dwie cząsteczki aldehydu, z których jedna się redukuje do odpowiedniego alkoholu, a druga się utlenia do kwasu. Reakcja zachodzi w środowisku silnie zasadowym 2 HCHO + NaOH' metanal
i |
c h 7--
OH AgN03 + NaOH —*■AgOHł + N a N 0 3
i
PIT
a wartości temperatury wrzenia, temperatury topnie nia oraz gęstość zwiększają się wraz ze zwiększa niem się długości łańcucha węglowego
* nie mają właściwości redukujących; mogą się utle niać bardzo silnymi utleniaczami - podczas reakcji zostaje rozerwany łańcuch węglowodorowy, np. podczas utleniania butanonu powstanie miesza nina trzech kwasów: - kwasu etanowego - powstającego przez ro zerwanie wiązania z prawej strony grupy karbonylowej: Oi
można odwodnić do «./^-nienasyconych aldehydów lub utlenić do /J-hydroksykwasów h 3c - c :
« rozpuszczają się w rozpuszczalnikach organicznych;
c h 3- c 4 - c h 2c h 3
i ulegają kondensacji aldolowej - tylko te aldehydy, w któ rych cząsteczkach przy atomie węgla sąsiadującym z grupą aldehydową znajdują się atomy wodoru. Produkta mi tej realęcji są aldole czyli /Ahydroksyaldehydy, które
i utlenienia 0. j Reakcja przebiega w kilku etapach:
I
właściwości fizyczne zależą od długości łańcucha węglowego
■wartości temperatury wrzenia, temperatury topnienia oraz gęstość zwiększają się wraz ze zwiększaniem się długości łańcucha węglowego
: 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 propanonem
225
CHjOH + HCOONa metanol metanian sodu
- kwasów metanowego i propanowego - powsta jących przez rozerwanie wiązania z lewej strony grupy karbonylowej: i O i II CHj-f-C— CH2CH3 i ulegają redukcji do alkoholi 2° R — C — R + H2 II O
kat.
R’ - C H - R 2 I OH
jako czynnik redukujący najczęściej stosuje się NaBH4 lub LiAlH4 ■metyloketony ulegają reakcji z fluorowcami, np. próbie jodoformowej służącej do wykrywania grupy — C — CH3 II O CH3COCH3 + 3 I2 + 4 NaOH —► —► CHI3ł + CH3COONa + 3 Nal + 3 H20 Trijodometan (CH3I), zwany jodoformem, tworzy żółty osad. ■nie ulegają reakcji Cannizzaro; ■nie ulegają polimeryzacji
więcej na WWW.ZDASZ.TO
226
I XI. ZWIĄZKI KARBONYLOWE - ALDEHYDY I KETONY
Sprawdzian po dziale XI i 227
R- C
Sprawdzian po dziale XI
Ketony
Aldehydy
C -R2
1 'H
• Zadanie 1. Poniżej podano wzory półstrukturalne szes'ciu związków. Określ, które z nich są aldehydami, a które ketonami. Zaznacz literę A, jeśli związek należy do aldehydów, lub literę K, jeśli do ketonów. * są substancjami zapachowymi pochodzenia zwie rzęcego, 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
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
i przemysł kosmetyczny: - aceton - składnik lakierów do paznokci i zmy waczy 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
i przemysł kosmetyczny: - składniki kompozycji zapachowych* - metanal - preparat bakteriobójczy w szamponach i płynach do kąpieli, - aldehyd mukonowy - w samoopalaczach; i przemysł spożywczy, np. - wanilina - substancja zapachowa; i przemysł farmaceutyczny: - produkcja leków, - dezynfekcja narzędzi chirurgicznych
,/
«0
y< H
2. ^
^ c h 2- c ( ° H
A /K
o
3.
A/ K
O
4-
A /K
W
K
A /K
• Zadanie 2. W wyniku utlenienia związku Xdichromianem(VI) potasu w środowisku kwaśnym otrzymano związek Y.
Zwią/ek Y
Związek Y
I. Po poddaniu związku Y próbie Trommera strącił się ceglasty osad.
A
propan-l-ol
propanal
II. Po poddaniu związku Y próbie Tollensa na wewnętrznych ściankach probówki pojawił się srebrzysty osad.
_
B
etanol
etanal
1
propanon
i
propanon
i
C ! propan-2-ol i D 2-metylopropan-2-ol i
III. Po poddaniu związku / próbie jodoformowej strącił się żółty osad. Zaznacz poprawną odpowiedź.
W którym zestawie prawidłowo przyporządkowano nazwy związkom Xoraz Y? •• Zadanie 3. Przyporządkuj podanym nazwom systematycznym wzory półstrukturalne związków wybrane spośród podanych. Wpisz w każdą lukę odpowiednią literę. I. pentan-2-on CHO
II. 4-fenylobut-3-en-2-on
CH2CHO
C= C-C-CH,
III. pentano-2,4-dion B
IV. fenyloetanal
■ Zadania CH, I CH3CH2—CH—CH2OH
1
H3C - C - C H 2- C - C H , II II o o
D
E
IV
Zadanie 1. Podano wzory półstrukturalne różnych alkoholi. CH, I 3 HC-OH I ch3
H3C — C —CH2CH2CH II o
CH3 I ' KC-C-O H I ch3
2
•• Zadanie 4. Urotropina (heksametylenotetraamina) - substancja o właściwościach antyseptycznych jest otrzymywana w reakcji kondensacji metanalu i amoniaku:
CH,
3
N \^
Działanie antyseptyczne urotropiny polega na wy
CH,
korzystaniu właściwości bakteriobójczych metanalu uwalnianego w reakcji jej hydrolizy zasadowej.
CH-
4 NH3+ 6 HCHO / ~ \ C V C H ,O H \— /
Z \ < ) —OH \ ___ /
4
5
6
+ 6 H20 "CH-
TH-
h 2c - o h I h 2c - o h
n;
;n 'C K
Alkoholami, które mogły powstać w wyniku redukcji aldehydów, są związki o wzorach nr 1 / 2 / 3 / 4 / 5 / 6.
próbka, jeśli masa srebra wydzielonego w próbie Tollensa, w reakcji z produktem hydrolizy zasadowej urotropiny zawartej w tej próbce wynosiła 1,08 g.
Zaznacz poprawną odpowiedź. □ A. 0,3266 g
Uzupełnij zdanie. Zaznacz odpowiednie numery wzorów.
Oblicz, ile gramów urotropiny zawierała badana
B. 0,1167 g
C. 3,2660
D. 1,6330 g
•• Zadanie 5. W środowisku zasadowym aldehydy niezawierające atomów wodoru przy atomach węgla sąsia dujących z grupą aldehydową ulegają reakcji dysproporcjonowania (reakcja Cannizzaro):
• Zadanie 2. Termiczny rozkład soli wapniowych i barowych kwasów karboksylowych jest jedną z metod otrzy ^ K C H O + OH"
mywania ketonów: (RCOO)2Ba
temP:~> B aC 0 3 + RCOR
Zaznacz poprawne dokończenie zdania.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
COO“
a) Napisz w formie jonowej z uwzględnieniem pobranych lub oddanych elektronów (zapis jonowo-elektronowy) równanie reakcji utleniania i redukcji. b) Uzupełnij poniższy schemat.
Nazwa systematyczna powstałego ketonu to □ B. pentan-2-on.
V
.
Pewien keton otrzymano tą metodą w wyniku stapiania propanian baru.
□ A. pentan-3-on.
| i C. propanon. D. 2-metylopentan-2-on.
Wpisz w luki odpowiednie współczynniki stechiometryczne. C6H5CHO +
OH —^ _____ C6H5CH 2OH + „
C6H5COO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
105. Kwasy karboksylowe j
229
□ Nazwy systematyczne i zwyczajowe wybranych kwasów karboksylowych | Wzoi pnłitiukrurjlny
Nazwa systematyczna
[ H —COOH
105. Kwasy karboksylowe ■ Budow a kw asów karboksylowych
•q
9ruPa karbonyiowa
-cf.:" O —H
grupa hydroksylowa
••
Nazwa zwyczajowa
kwas metanowy
j kwas mrówkowy
j
CH3-COOH
kwas etanowy
j
kwas octowy
j
CH3- C H 2-COOH
kwas propanowy
j
kwas propionowy
j
CH3—CH2—CH2_ COOH
kwas butanowy
j kwas masłowy
j
CH3 (CH2) 14 COOH
i
■ Kwasy karboksylowe to związki organiczne zawierające przynajmniej jedną grupę karboksylową, która jest ich grupą funkcyjną. Wzór ogólny nasyconych kwasów monokarboksylowych to CMH 2„0 2.
I
kwas heksadekanowy
kwas palmitynowy
CH3- (C H 2)16-COOH •
kwas oktadekanowy
kwas stearynowy
CH3- (C H 2)7- C H = C H - (C H 2)7-COOH
kwas c/s-oktadek-9-enowy
kwas oleinowy
kwas benzenokarboksylowy
kwas benzoesowy
kwas etanodiowy
kwas szczawiowy
j
H l_lq II HC
k O - 'H y
/COO H 1 .CH
pij
H
grupa karboksylowa
R-COOH
Ar-COOH
lub
R - alifatyczna reszta węglowodorowa
Ar - aromatyczna reszta węglowodorowa
RCOOH
ArCOOH
reszta kwasowa
HOOC-COOH
Podział kwasów karboksylowych
I
reszta kwasowa
Kwasy karboksylow
■ Nazewnictwo kwasów karboksylowych
monokarboksylowe
Zasady nazewnictwa kwasów karboksylowych:
j
1. Nazwy systematyczne kwasów karboksylowych tworzy się, dodając do słowa kwas nazwę odpowiedniego węglowodoru z końcówką -owy.
poiikarboksylowe
zawierają jedną grupę karboksylową
j np. j
zawierają więcej niż jedną grupę karboksylową
CH3COOH kwas etanowy
np.
HOOC-COOH kwas etanodiowy
CH 3- C H 2- C H 2-C O O H COOH
kwas butanowy 2. Łańcuch węglowy numeruje się począwszy od atomu węgla grupy karboksylowej. CH3- C H - C H 2-COOH
j kwas cyklohaksj -2-enokarboksylowy
r \
COOH
COOH
kwas benzenokarboksylowy
kwas benzeno-1,2-dikarboksylowy
Cl |
kwas 3-chlorobutanowy
alifatyczne
łańcuchowe °
kwas c/s-but-2-enodiowy
aromatyczne
COOH
cykliczne
H kwas benzenokarboksylowy
kwas 4-bromocykloheksanokarboksylowy 4. W kwasach zawierających więcej niż jedną grupę karboksylową końcówkę -owy poprzedza się przedrostkiem -di (dwie grupy), -tri (trzy grupy) itd.
np. C17H35COOH
H O O C - C H 2- C H 2-C O O H kwas butanodiowy 5. W przypadku kwasów karboksylowych jest dopuszczalne podawanie nazw zwyczajowych.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
COOH
np.
-karboksylowy z łącznikiem -o-. °
/H
,c=c;\
HOOC■/
Kwasy karboksylowe
| 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
BrO
H\
COOH
kwas oktadekanowy
iCH2—CH —CH2—COOH kwas but-3-enowy
-COOH
-COOH
kwas cyklopentanokarboksylowy
kwas cyklopent-2-enokarboksylowy
więcej na WWW.ZDASZ.TO
230
106. Otrzymywanie kwasów karboksylowych j
XII. KWASY KARBOKSYLOWE
106. Otrzymywanie kwasów karboksylowych
□ Hydroliza estrów RiCOOR2 + H20
■ Otrzymywanie kwasów karboksylowych w reakcji utleniania
R1COOH + R2OH
np. C H 3COOC2H 5 + H20 < etanian etylu (octan etylu)
□ Utlenianie alkoholi 1° silnym utleniaczem r c h 2o h
231
=s CH 3COOH + ( ^ O H kwas etanowy (kwas octowy)
-°— > RCOOH
■ utlenianie dichromianem(VI) potasu w obecności kwasu siarkowego(VI)
■ Otrzymywanie kwasów karboksylowych w reakcji ich soli z mocniejszym kwasem
3 C2H 5OH + 2 K2Cr20 7 + 8 H2S0 4 — 3 C H 3COOH + 2 Cr2(S0 4) 3 + 2 K2S0 4 + 11 H 20 ■ utlenianie manganianem(VII) potasu (produkty reakcji zależą od środowiska reakcji)
Mocny kwas wypiera słaby kwas organiczny z jego soli.
5 C2H sOH + 4 KMn04 + 6 H2S0 4 — 5 CH 3COOH + 4 M nS04 + 2 K2S0 4 + 11 H 20
sól kwasu organicznego + mocny kwas —►kwas organiczny + sól
3 C2H 5OH + 4 KM n04—^ 3 CH 3COOH + 4 M n0 2ł + 4 KOH + H20
np. (CH3COO)2Ca + H2S0 4 —
2 CH 3COOH + CaS04
C2H 5OH + 4 KM n04 + 4 KOH —►C H 3COOH + 4 K2M n04 + 3 H20 m utlenianie tlenkiem chromu(VI) w wodnym roztworze kwasu siarkowego(VI) - odczynnik Jonesa 3 C2H 5OH + 4 Cr03 + 6 H2S 0 4 —► 3 C H 3COOH + 2 Cr2(S0 4) 3 + 9 H 20
□ Utlenianie aldehydów - odczynnik Tollensa lub Trommera
| ■ Otrzymywanie kwasów w procesach ferm entacji { □ Fermentacja octowa j
RCHO — — RCOOH
I
np. C H 3CHO + 2 Cu (OH) 2 JfiUEi*. C H 3COOH + Cu20 + 2 H 20
J j
CH3CHO + Ag20 tem-P' > CH3COOH + 2 Ag
□ Utlenianie ketonów silnymi utleniaczami Produktami tego typu utleniania są kwasy karboksylowe zawierające - parami - taką samą liczbę atomów
Kwas octowy można otrzymać w wyniku fermentacji octowej: C2H 5OH + 0 2-
□ Fermentacja mlekowa W procesie fermentacji mlekowej powstaje kwas mlekowy, który jest wytwarzany z glukozy przez bakterie mlekowe. _
węgla jak utleniany keton. O ||
i-» R1—COOH + R2—CH2— z COOH
r ’ - c h 2- c - c h 2- r 2 —
-♦ R1- C H 2-COOH + R2—COOH
> c h 3c q o h + h 2o
Fermentacja octowa jest fermentacją tlenową, tzn. zachodzi w warunkach nieograniczonego dostępu tlenu, Katalizatorem tej reakcji są enzymy wytwarzane przez bakterie kwasu octowego.
, ,
_
bakterie mlekowe
C6H 120 6 ---------- ^ 2 CH3—CH —COOH I OH jest to przykład fermentacji beztlenowej.
□ Fermentacja masłowa jest to proces zachodzący pod wpływem bakterii masłowych w warunkach beztlenowych.
10HCOOH + 10CH3- C H 2-CO OH + + 12 M nS04 + 6 K2S04 + 18 H20
O II ip 10 CHj— C—CH2—CH3+ 12 KMn04 + 18 H2S04
A
Ch 3Ch 2c h 2COOH + 2 C 0 2 + 2 H2t
20 CH,COOH + 12 MnS04 + 6 K2S04 + 18 H20
■ Otrzymywanie kwasu etanodiow ego □ Katalityczne utlenianie odpowiednich węglowodorów
Kwas etanodiowy (szczawiowy) można otrzymać w reakcji utleniania etynu manganianem(VII) potasu:
CnH2n+2i2iJi^ C n_1H2n+1COOH np. 2 CH4 + 3 0 2
2 HCOOH + 2 H 20
H C = C H — — ±-H+> HO OC-CO O H Kwas szczawiowy jest kwasem dikarboksylowym. jego cząsteczki nie mają części węglowodorowej.
□ Utlenianie łańcuchów bocznych związków aromatycznych Ar
'C H 3
np. toluen
więcej na WWW.ZDASZ.TO
_
KMnO.
.
.
R ---- ^ Ar—COOH
K M n 0 4, temp.
kwas benzoesowy
więcej na WWW.ZDAS2.TO
232
107. Dysocjacja elektrolityczna kwasów karboksylowych j
XII. KWASY KARBOKSYLOWE
107. Dysocjacja elektrolityczna kwasów karboksylowych
Doświadczenia przeprowadzamy zgodnie ze schematycznymi rysunkami. --
Rozpuszczalne w wodzie kwasy karboksylowe ulegają dysocjacji elektrolitycznej: .0
O \0 -
h
R-C
lub
R - c f + H4 x O"
"O —H
Doświadczenie 1. Porównanie mocy kwasu siarkowego(VI), kwasu octowego i kwasu węglowego
■ Dysocjacja elektrolityczna kwasów karboksylowych
R-C
233
a)
Reakcja kwasu siarkowego(VI) z octanem sodu i węglanem sodu
R-C + H30+ X (T
+ H90
H,SOd
W zapisie dysocjacji elektrolitycznej kwasu karboksylowego uwzględnia się struktury rezonansowe anionu karboksylanowego: ../H ^ Y. :: +o x OH«— " H
R-C.
R-C.
r- c
"
“\o%
□ Równania dysocjacji wybranych kwasów karboksylowych Nazwa kwasu kwas metanowy (kwas mrówkowy) kwas etanowy (kwas octowy) kwas propanowy (kwas propionowy) kwas benzenokarboksylowy (kwas benzoesowy)
CH,C00Na
Równanie procesu dysocjacji h20
HCOOH
i ¡»o
. CH3COOH
H,0 C2H5COOH h2o
c 6h 5c o o h
►u ro ń - f H+
anion metanianowy (mrówczanowy)
* CH3COO ' + H+
anion etanianowy (octanowy)
' C 2H5COO
anion propanianowy (propionianowy)
H*
> C()H3COO + H f
Obserwacje: w probówce nr 1 powstaje substancja o zapachu octu, w probówce nr 2 wydziela się bezbarwny gaz powodujący mętnienie wody wapiennej. Wniosek: kwas siarkowy(VI) wypiera kwas octowy i kwas węglowy z ich soli, jest zatem od nich mocniejszym kwasem. H2S 0 4 + 2 CH 3COONa — Na2S 0 4 + 2 CH 3COOH H2S 0 4 + Na2C 0 3 —
Na2S 0 4 + C 0 2t + H 20
b) Reakcja kwasu octowego z siarczanem(VI) sodu i węglanem sodu
anion benzenokarboksylanowy (benzoesanowy) CHj COOH
■ Moc kwasów karboksylowych Kwasy 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
_ _ _ _ _
Wzór kwasu
Stała dysocjacji (Ka)
CH3COOH
1, 8 - 10-5
kwas chlorooctowy
c ic h 2c o o h
1,5 ■Id" 3
kwas dichlorooctowy
c i 2c h c o o h
5,0 •10-2
kwas trichlorooctowy
C13CCOOH
2,0 •10-1
Nazwa kwasu kwas octowy
Na2S0 4
W
Obserwacje: w-^probówce nr 1 nie obserwuje się zmian, w probówce nr 2 wydziela się gaz powodujący mętnienie wody wapiennej. Wniosek: kwas octowy jest mocniejszy tylko od kwasu węglowego, ponieważ wypiera go z jego soli. Nie reaguje natomiast z siarczanem (VI) sodu. C H 3COOH + Na2S 0 4— »• reakcja nie zachodzi 2 CH3COOH + Na2C 0 3 - * 2 CH jC O O N a + C 0 2f + H20
□ Porównanie mocy kwasów: siarkowego(VI), octowego i węglowego Wzór i nazwa kwasu Stała dysocjacji (Ka)
h 2co3
c) Reakcja kwasu węglowego z siarczanem(VI) sodu i octanem sodu
kwas siarkowy(VI)
CH3COOH kwas octowy
2,7 •104
1,75 •IO-5
Wnioski: kwas węglowy jest słabszy zarówno od kwasu siar
h 2s o 4
kowego (VI), jak i kwasu octowego, ponieważ nie wypiera tych kwasów z ich soli.
h 2c o 3
c h ,c o o h
kwas węglowy
co2a h2o
C02 + H20
Obserwacje: w probówkach nie obserwuje się zmian.
♦ Wzrost mocy kwasów W celu doświadczalnego porównania mocy kwasów: siarkowego(VI), octowego i węglowego należy przepro
Na2S0 4
CH,COONa-
wadzić reakcje tych kwasów z solami pozostałych kwasów.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
108. Właściwości kwasów karboksylowych
XII. KWASY KARBOKSYLOWE
234
108. Właściwości kwasów karboksylowych
j
235
□ Reakcje grupy karbonylowej —C(0)— z grupy karboksylowej ■ Reakcje redukcji (uwodornienia) RCOOH kwas
■ Właściwości fizyczne jednokarboksylowych nasyconych kwasów
tH1 > RCHO -- > RCH20H aldehyd
alkohol ~
Właściwości fizyczne jednokarboksylowych nasyconych kwasów zmieniają np. CH 3COOH
się wraz z długością ich łańcucha węglowego.
kwas etanowy
■ Stan skupienia w temperaturze 20°C
CH 3CH2OH
etanal
etanol
■ Dekarboksylacja (podstawieniu ulega cała grupa karboksylowa)
- C]-Cg - ciecze o charakterystycznych zapachach, - od C9 - ciała stałe.
RCOOH
■ Rozpuszczalność -
tH1 > CH 3CHO —Ł -
lł""’ I 'in >R - H + COz
np. C H 3COOH — " kwas etanowy
- rozpuszczalne w wodzie bez ograniczeń,
- C5-C9 - słabo rozpuszczalne w wodzie,
CH4 + C02 metan
- 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.
■ Właściwości redukujące kwasu mrówkowego Kwas stearynowy nie rozpuszcza się w wodzie (1), a rozpuszcza się w ben zynie (2) i tetrachlorometanie (3)
Kwas 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
■ Właściwości chemiczne kwasów karboksylowych
'O H
Grupa karboksylowa jest zbudowana z dwóch grup: karbonylowej i hy
kwas metanowy
/ fó
H C C I OH
nie zawiera grupy aldehydowej
kwas etanowy
droksylowej. Każda z tych grup jest odpowiedzialna za inny rodzaj reakcji, którym ulegają kwasy karboksylowe.
□ Reakcja z mangamanem(VII) potasu w obecności kwasu siarkowego(VI)
□ Reakcje z udziałem atomu wodoru grupy karboksylowej Doświadczenie 1.
■ Reakcje z metalami RCOOH +M —►(RC00)x/W +x/2 H2f np. 2 C H 3COOH + Mg —
Reakcja kwasu metanowego (mrówkowego) z manganianem(VII) potasu w obecności kwasu siarkowego(VI)
(CH3COO)2Mg + H 2t (fot. obok)
kwas etanowy
etanian magnezu
■ Reakcje z tlenkami metali
Reakcja kwasu octowego z magne zem ma burzliwy przebieg
np. 2 RCOOH + Na20 —►2 RCOONa + H20 2 CHjCOOH + CuO kwas etanowy
Uwaga! Podczas wykonywania doświadczenia trzeba zachować wszelkie« środki ostrożności. Należy używać okularów i rękawic ochronnych. Do probówki z boczną rurką wlewamy 5 cm 3 rozcieńczonego roztworu1
(CH3COO)2Cu + H20
manganianu(VII) potasu i dodajemy parę kropli kwasu siarkowego(VI). D©/
etanian miedzi(ll)
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.
■ Reakcje z wodorotlenkami np. RCOOH + NaOH —►RCOONa + H20 C H 3COOH + NaOH — CH 3COONa + H20 kwas etanowy etanian sodu Octan sodu ulega hydrolizie anionowej: C H 3COONa ■
:C H 3COO-+ Na+
Obserwacje: fioletowy roztwór odbarwił się. Wydzielający się gaz powoduje: mętnienie wody wapiennej,
CH3COO-+ H20 :
:CH3COOH + O H :
i Wniosek: powstający gaz to tlenek węgla(IV). Kwas mrówkowy spowodo
■ Reakcje z solami słabszych kwasów
wał odbarwienie fioletowego roztworu manganianu(VII) potasu. Powstał związek manganu na II stopniu utlenienia.
np. 2 RCOOH + Na 2C03 —►2 RCOONa + H20 + C02t
Zachodzi reakcja utleniania-redukcji, którą można opisać równaniem:
2 C H 3COOH + Na2C03— 2 CH 3COONa + H20 + C02t (fot. obok) kwas etanowy
octan sodu
utlenianie
□ Reakcje z udziałem grupy - OH z grupy karboksylowej ■ Estryfikacja
5 HCOOH + 2 KMn04 + 3 H2S04
+ RCOOH + HOR1
RCOOR1 + H20
■ Reakcje z amoniakiem RCOOH + NH3 —►RCOONH4
więcej na WWW.ZDASZ.TO
W reakcji kwasu octowego z węgla nem sodu wydziela się duża ilość gazu
5 C02 + 2 MnS04 + K2S04+ 8 H20
redukcja Kwas metanowy jest reduktorem, a manganian(VII) potasu jest utleniaczem.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
109. Podobieństwo właściwości kwasów karboksylowych i kwasów nieorganicznych
XII. KWASY KARBOKSYLOWE
236
109. Podobieństwo właściwości kwasów karboksylowych i kwasów nieorganicznych
□ Próby Tollensa i Trommera Próba To
_____ T Do probówki zawierającej roztwór siarczanu(VI) miedzi(II) Do probówki zawierającej roztwór azotan u (V) srebra dodajemy roztworu wodorotlenku sodu aż do strącenia dodajemy tyle wody amoniakalnej, aby strącony po osadu (1). Następnie dodajemy kwas mrówkowy i ogrze czątkowo osad całkowicie się rozpuścił (!). Następnie wamy zawartość probówki (2). dodajemy kwas mrówkowy i ogrzewamy zawartość probówki właźni wodnej (2).
Obserwacja: na ściankach probówki powstaje lustro srebrne.
Obserwacje: powstaje ceglasty osad.
Wniosek: kwas metanowy jest reduktorem- redukuje srebro z I na 0 stopień utlenienia.
Wniosek: kwas metanowy jest reduktorem - redukuje miedź z II na I stopień utlenienia.
'I V
HCOOH + Ag20
0
II
IV
II
i
Wzór ogólny
nieorganiczne
R-COOH lub Ar—COOH
H„R
R/Ar - alifatyczna/aromatyczna reszta węglowodorowa —COOH —grupa karboksylowa zawierająca kwasowy wodór
R - reszta kwasowa
D ośw iadczenie!. 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 kwasy te ulegają dysocjacji elektrolitycznej.
IV
HCOOH + 2 Cu(OH)2 —► Cu20 + C02 + 3 H20
— > 2 Ag + C02 + H20 : :
Kwasy karboksylowe są słabymi elektrolitami. HCOOH < = = ł HCOCT + H+
■ Zadania
Kwasy nieorganiczne można podzielić i słabe elektrolity. HCI — 2—► H++ c r
H ,0
CH^COOH ■
CH,C00“ + H+ Kwasy zawierające więcej grup karboksylowych dysocjują stopniowo.
• Zadanie!. 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?
'
COOH *=é=
C00^+ H +
COOH
COOH
COO-
Zaznacz poprawną odpowiedź i jej uzasadnienie.
H,0
COOH
C. kwas metanowy i metanal to dwa różne związki. A. Ta k,
_ _ _ _ _
_
Kwasy
Oysocjacja elektro lityczna
II
237
Odczyn
hno9
H++ NOo
Kwasy wieloprotonowe dysocjują wielostopniowo. h 2o
H2S04— HSO/i
► H++ HS04 H++ SO,2-
i COO-+ H+ coo-
Doświadczenie 2.
D. oba te związki dają pozytywny efekt w próbie Tollensa. ponieważ B. Nie,
Badanie odczynu wodnego roztworu kwasu octowego i kwasu solnego E. oba te związki odbarwiają wodny zakwaszony roztwór KM n04. 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 KM n04 0 stężeniu 0,05 mol •drrr3. Zaznacz poprawne dokończenie zdania.
Obserwacje: uniwersalne papierki wskaźnikowe barwią się na czerwono pod wpływem obu kwasów. Wniosek: kwas octowy i kwas solny mają odczyn kwasowy, ponieważ ule gają dysocjacji elektrolitycznej, podczas której odszczepiają się kationy wodoru.
I ■mm
H,0
CH3COOH <“— ■ — CH3COO- + H+ HCI-
h
2o
H++ Cl-
Masa kwasu metanowego w badanej próbce wynosi A. 0,115 g
więcej na WWW.ZDASZ.TO
□ B. 0,018 g
C. 0,046 g
^ 1 D. 0,230 g
CłTCOOH
więcej na WWW.ZDASZ.TO
238
! XII. KWASY KARBOKSYLOWE
109. Podobieństwo właściwości kwasów karboksylowych i kwasów nieorganicznych
Reakcja z metalami
I
Kwasy nieorganiczne ^
Kwasy karboksylowe
Kwasy karboksylowe
m
Reakcja z solami słabszych kwasów
kwas + aktywny metal — »•sól + wodórf Doświadczenie 3.
kwas + sól słabszego kwasu
2 H+ + Mg Reakcja z tlenkami metali
{?
f
Kwasy mineralne reagują z aktywnymi metalami, a podczas reakcji wydziela się wodór.
F :
2 HCI + Mg — * MgCl2 + H2t
(CH3COO)2Mg i- H?t
2 H++ M g—
Mg2+ + H it
Mg2++ H2^
kwas + tlenek metalu — *■sól + woda Fe-,0 2U 3
Fe203
Doświadczenie 4.
CaC03+ CFbCO O H
Reakcja kwasu etanowego (octowego) i kwasu solnego z tlenkiem żelaza(lll) Przygotowujemy dwie probówki: jedną z roźtworęm kyiasu: octowego, a drugą z kwasem solnym. Do obydwu dodaje my trochę tlenku żelaza(lll). Obserwacje: po dodaniu tlenku żelaza(HI) do roztworów kwasów w obydwu probówkach pows taj e czerwo no brunatny roztwór Wniosek: kwasy solny i octowy reagują z tlenkiem żel ąza(l II).
CH3CO O H
6 H++ Fe7Oo
6 H ~ Fe20 3—> ■ : 2 Fe3++ 3 H20
-2 Fe3+ + 3 H ,0
Doświadczenie 5. Reakcja kwasu etanowego (octowego) i kwasu solnego z zasadą potasową Do naczynia z zasadą potasową dodajemy kilka kropli fenoloftaleiny (1), a następnie dodajemy roztwór 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.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
‘
§
HCI
kwas + wodorotlenek —> sól + woda
CH3C00H + K 0 H - ^ C H 3C00K + H20 H+ + OH-—^ H 20
woda wapienna ■
CaC03 + HCI'""
woda wapienna-
Obserwacje: w obydwu probówkach ciało stałe roztwarza się i wydziela się gaz, powodujący mętnienie wody wapiennej. Wniosek: kwas octowy i kwas solny reagują z węglanem wapnia. Kwas węglowy jest kwasem słabszym od kwasów octowego i solnego, zostaje przez nie zatem wyparty. Kwas węglowy jest nietrwały i rozkłada się na wodę i tlenek węgla (IV).
Kwasy mineralne reagują z tlenkami metali. W wyniku reakcji powstają odpowiednia sól i woda. 6 HCI + Fe20 3 ■2 FeCl3 + 3 H20
Kwasy karboksylowe reagują z tlenkami metali. W wyniku reakcji powstają odpowiednia sól i woda. 6 CH3COOH + Fe20 3— ^ 2 (CH3COO)3Fe + 3 H20
Reakcja z wo dorotlenkami metali
- sól mocniejszego kwasu + słaby kwas
Reakcja kwasu etanowego (octowego) i kwasu solnego z węglanem wapnia Przygotowujemy dwie probówki z węglanem wapnia. Do jednej dodajemy kwas octowy, a do drugiej kwas solny. Probówki zamykamy korkiem z rurką odprowadzającą. Koniec rurki umieszczamy w zlew ce z wodą wapienną.
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 reakcji wydziela się wodór
2 GH3COOH + Mg
Kwasy nieorganiczne
Doświadczenie 6 .
Reakcja kwasu etanowego (octowego) i kwasu solnego z magnezem
Rozpuszczalne w wodzie kwasy karboksylowe rea gują z aktywnymi metalami z wydzielaniem wodoru.
239
HCI + KOH —*■KCl + H20 H++ 0 H - - ^ H 20
Reakcja z alkoholami
2 CH3COOH + CaC03—► (CH3COO)2Ca + i +H20 + C02ł 2 H++ CaC03 Ca2++ H20 + C02t
2 HCI + CaC03 —*■CaCl2 + H20 + C02ł 2 H++ CaC03 —►Ca2++ H20 + C02t
kwas + alkohol - > ester + woda
i Reakcja kwasu etan swego (octowego) i kwasu borowego z alkoholem etylowym Do probówki wlewamy po 2 cm3 kwasu etanowego i alkoholu etylowego. Następnie dodajemy parę kropli stężonego kwasu siarkowego(Vl). Probówkę umiesz«.czamy w zlewce z wrzącą wodą. Obserwacje: w pro bówce powstaje sub stancja o charaktery stycznym zapachu.
Do kolby kulistej wsypujemy łyżeczkę kwasu borowego i wlewamy 20 cm3 etanolu. Dodajemy parę kropli stężonego kwasu siarkowego(VI). Kolbę zamykamy korkiem z rurką jak na zdjęciu i zaczynamy ją ogrzewać. Gdy pary dotrą do szerszej rurki, zapalamy je płonącym łuczywem. Obserwacje: substan cja powstająca w kolbie pali się charakterystycz nym zielonym płomie niem.
Wniosek: kwasy octowy i borowy reagują z alkoholem etylowym i powstają estry. CH3C 0 0 H + C 2H50 H ^ Ł C H 3C00C2H 5 + H20 j
H3B03 + 3 C2H5OH
B(OC2H5)3 + 3 H20 więcej na WWW.ZDASZ.TO
240
¡ XII. KWASY KARBOKSYLOWE
110. Kwasy tłuszczowe | 241
110. Kwasy tłuszczowe
Właściwości i występowanie kwasów tłuszczowych
■ Przykłady kwasów tłuszczowych
Nazw.i zwyczajowa
Właściwości
kwas palmitynowy
ciała stałe,, nierozpuszczalne w wodzie, roz puszczalne w rozpuszczalnikach niepolarnych, nielotne i niemające charakterystycznego zapachu; ich temperatura topnienia wzrasta wraz ze zwiększaniem się długości łańcucha alifatycznego
Kwasy tłuszczowe to monokarboksylowe związki o kilkunastu atomach węgla w cząsteczce. Ich cząsteczki mają parzystą liczbę atomów węgla i nierozgałęziony łańcuch alkilowy. Nienasycone kwasy występujące w tłuszczach naturalnych zawierają niesprzężone wiązania podwójne i mają najczęściej konfigurację cis. Izomery trans po
kwas stearynowy
wstają w wyniku przeróbki przemysłowej.
kwas arachidowy
Występowanie w
■
d
składnik oleju palmowego składnik masła kakaowego, smalcu, łoju składnik orzechów arachidowych
Wyjątkiem od powyższych reguł jest np. rozgałęziony i o nieparzystej liczbie atomów węgla w cząsteczce kwas kwas oleinowy
izowalerianowy, który w dużej ilości występuje w tranie. Pochodne kwasów tłuszczowych są składnikami tłuszczów roślinnych i zwierzęcych.
główny składnik oliwy z oliwek i tranu bezbarwne ciecze, nierozpuszczalne w wo dzie, rozpuszczalne w rozpuszczalnikach niepolarnych
kwas linolowy
Modele cząsteczek kwasów palmitynowego
c/s-oleinowego
stearynowego
trans-olei nowego
kwas linolenowy
główny składnik nasion słonecznika składnik oleju lnianego, rzepakowego, sojowego
■ Otrzymywanie kwasów tłuszczowych Kwasy tłuszczowe otrzymuje się w reakcji hydrolizy tłuszczów, zachodzącej pod wpływem enzymów zwanych ipazami. tłuszcz + woda - iipazy
kwasy tłuszczowe + glicerol
/> c h 2- o - c I C15H31 np.
CH— 0 - c f _
..
CH2—OH + 3 H20
hpaza > C H -O H
-15' '31
o
+ 3 C 15H31COOH
C H ,-O H
c H .- o - c : Nc 15H31 tripalmitynian glicerolu
glicerol
kwas palmitynowy
Właściwości chemiczne kwasów tłuszczowych □ Reakcja z zasadami Kwasy tłuszczowe reagują z zasadami, a w wyniku reakcji powstają sól (mydło) i woda.
Wzory i nazwy kwasów tłuszczowych Wzór sumaryczny kwasu
kwas tłuszczowy + zasada — ►mydło + H20 Wzór półstrukturalny
systematyczna / zwyczajowa
C15H31COOH
1CH3(CH2)14COOH
kwas heksadekanowy / palmitynowy
c17h35cooh
; CH3(CH2)16COOH
kwas oktadekanowy / stearynowy
C19H39COOH
CH3(CH2)18COOH
C17H3JCOOH
kwas eikozanowy / arachidowy kwas c/s-oktadek-9-enowy / oleinowy
!C H ,(C H 2)7x
/(CH2)7COOH
c=< H7 XH
■ ■
c17h31cooh : CH,(CH2)4x
/C H 2x c= c
Hx c17h29cooh
/(C H 2)7COOH c= c
x HHy
XH
;CH ,CH 2x /CH2x /CH 2x /(CH 2)7COOH C=G C==C C=C I Hy XHH/ H H7 XH
więcej na WWW.ZDASZ.TO
kwas c/s,c/s-oktadeka-9,12-dienowy / linolowy
kwas cis,cis,c/s-oktadeka-9,'12,15-trienowy / linolenowy
np. C15H31COOH + NaOH kwas palmitynowy
C15H31COONa + H20 palmitynian sodu
C17H 35COOH + NaOH kwas stearynowy
C17H35COONa + H20 (fot. obok) stearynian sodu C17H 33COOH + KOH C17H33COOI<+ H20 kwas oleinian oleinowy potasu
□ Reakcja z wodorem Nienasycone 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(CH2) 7COOH + H2- ^ C H 3(CH2) 15COOH kwas oleinowy kwas stearynowy
Kwas stearynowy reaguje z zasadą sodową w pod wyższonej temperaturze. Roztwór powstałej soli (mydło) powoduje pienienie
więcej na WWW.ZDASZ.TO
242
111. Odczyn roztworów soli kwasów karboksylowych
¡ XII. KWASY KARBOKSYLOWE
I
243
111. Odczyn roztworów soli kwasów karboksylowych
■ Odróżnianie kwasów nasyconych od nienasyconych Nienasycone kwasy tłuszczowe, w przeciwieństwie do kwasów nasyconych, reagują z roztworem bromu i ro
I
tworem manganianu(VII) potasu.
Odczyn roztworów soli rozpuszczalnych w wodzie
Kwasy 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.
Doświadczenie 1. Reakcja kwasu stearynowego i kwasu oleinowego z roztworem bromu w rozpuszczalniku niepolarnym
i nazwa soli sól kwasu karboksylo wego i mocnej zasady
Do probówki nr 1 wprowadzamy trochę kwasu steary nowego, a do probówki nr 3 trochę kwasu oleinowe go. Następnie dodajemy do nich po 2 cm3 roztworu
CHjCOONa
bromu. Probówki zamykamy korkami i intensywnie
octan sodu
Odczyn roztworu
Rodzaj hydrolizy
zasadowy
anionowa
Równanie makcji hydrolizy RCOO” +H20 <= RCOOH +■'.n
CH3COO- + H20
wstrząsamy.
(HCOO)2Ca
Obserwacje: w probówce z kwasem stearynowym nie obserwuje się zmian (1 i 2). Brunatny roztwór w pro
mrówczan wapnia
HCOCr + H70
CH3COOH + OH-
HCOOH + O H “
C15H31COONa
bówce z kwasem oleinowym (3 i 4) odbarwia się i two
palmitynian sodu (mydło)
rzy się substancja stała. Wniosek: kwas oleinowy jest kwasem nienasyconym i reaguje z bromem zgodnie z równaniem:
sól kwasu karboksylo wego i słabej zasady
Br Br I I CH3(CH2)7C H -C H (C H 2) 7COOH
CH3(CH2)7CH = CH(CH2)7COOH + Br2
obojętny
kationowo-anionowa
,0
CicP
n RCOO +Mn++n H20
OOH +
n RCOOH +/W(OH)„
CH3COONH4 CH3COO + NH4- + H2O ^ C H ,C O O H + NH, •H ,0
octan amonu
kwas 9,10-dibromooktadekanowy (kwas 9,10-dibromostearynowy)
kwas oktadek-9-enowy (kwas oleinowy)
;oo-
(HCOO)2Cu H70 <=» 2 HCOOH + Cu(OH)-
mrówczan miedzi(ll) Utworzony z ciekłego, nienasyconego kwasu oleinowego kwas 9,10-dibromostearynowy jest nasycony i ma stały stan skupienia.
■ Sole trudno rozpuszczalne w wodzie
Kwas stearynowy w tych warunkach nie reaguje z bromem.
□ Szczawiany Doświadczenie 2.
Szczawian wapnia (CaC20 4) odkłada się w nerkach, powoduje tzw. szczawianową kamicę nerkową.
Reakcja kwasu stearynowego i kwasu oleinowego COO“ I COO“
z roztworem manganianu(VII) potasu Do probówki nr 1 wsypujemy trochę kwasu stearynowe
+ Ca
(COO)2Caf
go, a do probówki nr 3 wlewamy niewielką ilość kwasu
j □ Sole wapnia i magnezu wyższych kwasów karboksylowych
oleinowego. Następnie dodajemy do nich po 2 cm3 zakwaszonego roztworu mangamanu(VII) potasu. Pro bówki zamykamy korkami i intensywnie wstrząsamy.
j
Obserwacje: w probówce z kwasem stearynowym nie obserwuje się zmian (1 i 2). Fioletowy roztwór w pro
i
bówce z kwasem oleinowym odbarwia się (3 i 4). Wniosek: kwas oleinowy, zawierający wiązanie podwójne, reaguje z roztworem KM n04. W środowisku kwaśnym mangan redukuje się z VII do IV stopnia utlenienia. 5 CH3(CH2)7CH = CH(CH2)7COOH + 2 KMn04 + 3 H2S04 + 2 H20 kwas oleinowy
OH OH I I 5 CH3(CH2) 7C H -C H (C H 2)7COOH + 2 MnS04ł + K2S0 4 kwas 9,10-dihydroksystearynowy
Kwas stearynowy w tych warunkach nie reaguje.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
Kationy wapnia i magnezu są zawarte w twardej wodzie. Po
■
j dodaniu do takiej wody mydła sodowego lub potasowego naj stępuje strącenie osadu:
■
u i -v-
^ C17H 35COO“ + Mg2+—^ (C17H35C O O )2Mgł (fot. obok) stearynian magnezu \ ,r i i 15 > (C,5H3|COO)2Cał (fot. obok) palmitynian wapnia Z tego powodu mycie I pranie w twardej wodzie są utrudnione. nr
u
rr\r\?+ 31 O + Ca
Do Probówek wlano roztwór mydła oraz 1- wodę destylowaną, 2 -roztwór chlorku wapnia, 3 - roztwór chlorku magnezu, jony wapnia 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. C17H 35COONa
B. C17H 3SCOOK
U
C. (C15H 31COO)2Ca
U D. (C17H 35COO)2M{
więcej na WWW.ZDASZ.TO
244
XII. KWASY KARBOKSYLOWE
112. Hydroksykwasy j
112. Hydroksykwasy
Reakcje z metalami, zasadami i tlenkami metali, w których wyniku powstają sole 2 CH3- C H - C O O H +2 Na
■ Budowa hydroksykwasów
Hydroksykwasy to dwufunkcyjne pochodne węglowodorów zawierające dwa rodzaje grup funkcyjnych: hydro ksylową i karboksylową. Cząsteczka hydroksykwasu może zawierać więcej niż jedną grupę każdego rodzaju. lub
'
A r — (COOH) I (01-11 '
'm
OH
kwas mlekowy
połączone z grupą węglowodorową.
I
2 CH3—CH — COONa + H2t
OH
Wielofunkcyjne pochodne węglowodorów to związki, które mają co najmniej dwie różne grupy funkcyjne
R — (C O O H L
245
COOH
COOK
-OH
R - alifatyczna grupa węglowodorowa Ar - aromatyczna grupa węglowodorowa —COOH - grupa karboksylowa —OH - grupa hydroksylowa
n
mleczan sodu
OH + KOH
kwas salicylowy
+ H20 salicylan potasu
COOH
COONa
-OH
■ Nazewnictwo hydroksykwasów
2|
-OH
||
+ Na20
21
II
+ H20
Nazwy 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
kwas salicylowy
krotność (di-, tri-itd.). Dla wielu hydroksykwasów występujących w przyrodzie używa się nazw zwyczajowych ze względu na ich duże
salicylan sodu
Reakcja estryfikacji (reakcja z alkoholem)
znaczenie. COOH CH2- -CH — COOH I OH OH
CH3- C H - C O O H I OH
OH + C,HqOH
kwas 2,3-dihydroksypropanowy (kwas a,/?-dihydroksypropionowy, kwas glicerynowy)
kwas 2-hydroksypropanowy (kwas a-hydroksypropionowy, kwas mlekowy)
COOC,H ‘2 '5
-OH
kwas salicylowy
kwas 2-hydroksybenzoesowy (kwas salicylowy)
+ H,0 salicylan etylu
Dekarboksylacja OH
|
COOH
1 i I ! j
C H -O H I CH-, I COOH
COOH I CH -O H I C H -O H I COOH
H?C—COOH I HO—C—COOH I H2C-COOH
j kwas 2-hydroksybutanodiowy | (kwas jabłkowy)
kwas 2,3-dihydroksybutanodiowy (kwas winowy)
kwas 2-hydroksy-1,2,3-propanotriowy (kwas cytrynowy)
CH3- C H - C O O H kwas mlekowy
CH3- C H 2- 0 H + C02t etanol
□ Właściwości związane z obecnością grupy hydroksylowej Obecność 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
| ■ W łaściw ości chemiczne hydroksykwasów | O właściwościach chemicznych hydroksykwasów decyduje obecność w ich cząsteczkach grup funkcyjnych:
Grupą dominującą w hydroksykwasach jest grupa karboksylowa i to ona pierwsza reaguje z aktywnymi metalami, jeżeli jednak użyje się nadmiaru metalu, to reaguje również grupa hydroksylowa.
| karboksylowej i hydroksylowej. Hydroksykwasy ulegają zątem reakcjom typowym dla kwasów i dla alkoholi. CH3- C H - C O O H +2 K
| □ Właściwości związane z obecnością grupy karboksylowej I
OH
|
Kwas mlekowy i kwas salicylowy ulegają dysocjacji elektrolitycznej, podczas której odszczepia się kation wodoru, ich roztwory wykazują zatem odczyn kwasowy.
I ! ! j j
OK
■ Odczyn roztworu wodnego
j
Reakcja estryfikacji (reakcja z kwasami) COOH
CH3- C H - C O O H i
OH kwas mlekowy
więcej na WWW.ZDASZ.TO
CH3—CH —COOK + H2f
COO
COOH
COOH
-OH
CH3- C H - C O O ~ + H +
+ CH3—COOH
i
o-c-ch3 l + h 2o
OH anion mleczanowy
kwas salicylowy
anion salicylanowy
kwas salicylowy
kwas octowy
kwas acetylosalicylowy
więcej na WWW.ZDASZ.TO
246
| XII. KWASY KARBOKSYLOWE
Sprawdzian po dziale XII
I
247
Sprawdzian po dziale XII
■ Utlenianie
KMnO.
[o]
C H ,- C H -C O O H I OH
C H j- C - C O O H + H20 (fot. obok)
• Zadanie 1. Cytrynian sodu jest używany jako dodatek do krwi przeznaczonej do transfuzji. Krew zawierają
O
kwas mlekowy
ca 0,4-0,5% cytrynianu sodu nie krzepnie, ponieważ jony wapnia, niezbędny czynnik krzepliwości, ulegają strąceniu.
kwas pirogronowy
Produktem utleniania kwasu mlekowego jest kwas pirogronowy, który pełni ważne funkcje w organizmach.
kwas mlekowy + H,SO.
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“ 3 względem jonów Ca2+ spowodowało ich całkowite strącenie. Wynik podaj z dokładnością do czterech miejsc po przecinku. Zaznacz poprawną odpowiedź.
■ Odwodnienie y?-hydroksykwasy mogą ulegać eliminacji wody z utworzeniem kwasu
i i A. 0,0013 mol ■dm-3
i j C. 0,0015 mol •d rrr3
nienasyconego.
[ 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 1 mol •dm-3 z cynkiem. Stwierdzono, że w obu przypadkach wydzielałsię bezbarwny, bezwonny gaz. Oceń prawdziwość zdań.
OH c h 2- c h 2- c o o h
Al2° 3,temp-> CH2= C H - C 0 0 H + H20
kwas 3-hydroksypropanowy
kwas propenowy
Zaznacz P, jeśli zdanie jest prawdziwe, lub F, jeśli jest fałszywe. W obu doświadczeniach zachodzi reakcja, którą można zapisać za pomocą wzoru P/F
2 RCOOH + Zn —► (RCOO)2Zn + H2.
■ Właściwości, występowanie i zastosowanie hydroksykwasów -. \ Maam __ _ zwyczajowa kwas mlekowy
kwas salicylowy
kwas jabłkowy
Właściwości fizyczne
Występowanie
jego duża higroskopijność powoduje, że w labora toriach spotyka się go w postaci gęstej cieczy; jest rozpuszczalny w wodzie, nietoksyczny
w kwaśnym mleku, :V y w kwaszonych t ogórkach, w jabłkach, f w organizmie ludzkim
białe krystaliczne ciało stałe, słabo rozpuszczalny w wodzie, w dużych ilościach toksyczny
w wielu roślinach, np. W korze wierzby
białe, krystaliczne ciało stałe rozpuszczalne w wodzie
w wielu owocach, np. jabłkach, rabarbarze, pi gwie, agreście, jagodach jarzębiny i berberysu
Szybkość wydzielania wodoru zależy od stężenia jonów H +w roztworze.
P/F
■■■■■■■■■■■i
III
Stężenie jonów H +w roztworze jest wprost proporcjonalne do kwadratowego pierwiastka ze stałej dysocjacji kwasu.
P/F
■ przemysł spożywczy - E270, produk cja przetworów kwaszonych, mle czarstwo ■ rolnictwo - żywienie zwierząt, produk cja kiszonek, leczenie weterynaryjne ■przemysł kosmetyczny - peelingi, ko smetyki do skóry i włosów
IV
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
■ przemysł farmaceutyczny - produkcja aspiryny i leku przeciwgruźliczego ■przemysł kosmetyczny - spirytus salicylowy ■ przemysł kosmetyczny - kosmetyki do skóry (zmiękcza i wygładza skórę, za biega powstawaniu zmarszczek) ■przemysł spożywczy -E296
•• Zadanie 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 pier ścieniu _____ ___ •• Zadanie 4.Vrzyporządkuj wzorom kwasów monokarboksylowych wzory odpowiednich alkoholi, które należy utlenić, aby otrzymać podany kwas. H
kwas winowy
bezbarwne kryształy, bez za pachu, rozpuszczalne w wo dzie, higroskopijny
w owocach - głównie w winogronach
■kwas winowy i jego sole są stosowane jako dodatki do żywności regulujące kwasowość ■ przemysł kosmetyczny - kosmetyki do skóry (usuwa przebarwienia skóry)
H
I. H3C - C - C H 3
A ./
V c H 2OH
C. H3C - C - C H 3
COOH
« .r \
-COOH
¿H
B. CH3CH2CH2CH2OH
D. H3C - C - C H 3 CH2OH
kwas cytrynowy
bezbarwne kryształy bardzo dobrze rozpuszczalne w wodzie
więcej na WWW.ZDASZ.TO
* w niewielkich ilościach w większości organi zmów żywych * w większych ilościach w owocach cytruso wych, kwaśnym mleku, igłach drzew iglastych
■ przemysł spożywczy - przyprawa (kwasek cytrynowy), regulator kwa sowości ■ przemysł farmaceutyczny ■ przemysł kosmetyczny - kosmetyki do skóry (usuwa przebarwienia skóry i rozjaśnia skórę, ponieważ ma właści wości złuszczające)
Wpisz w komórki tabeli odpowiednie litery przyporządkowane wzorom w ła ściwych alkoholi.
Kwas Alkohol
•• Zadanie 5. W obecności 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.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
114. Otrzymywanie estrów j 249
114. Otrzymywanie estrów ■ Reakcja estryfikacji □ Reakcja estryfikacji kwasów karboksylowych (reakcja Fischera)
'OH
113. Estry
+ R-O H
kwas karboksylowy np. CH3COOH
■ Budowa cząsteczek
'O - R alkohol
+ CH3CH2OH
kwas etanowy (kwas octowy)
Estry to związki organiczne, pochodne alkoholi lub fenoli i kwasów karboksylowych, sulfonowych albo tlenowych
+ H20
R-C'
etanol
ester
woda
CH3COOCH2CH3 + H20 etanian etylu (octan etylu)
kwasów nieorganicznych. 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 ilenowych kwasów meoni.initznyc h
kwasów karboksylowych kwasów sulfonowych r
-
c;
'OR i estry kwasów tłuszczowych
O i 1 1 O R-S V0R
i estry kwasu azotowego(V) i estry
HC-O -C
yO
X R2 ,0 H,C —O—C
czasie od rozpoczęcia reakcji ustala się stan równowagi dynamicznej i stężenia reagentów się nie zmieniają.
R1—0 \
Doświadczenie 1.
;so 2
R2- O y ^R1
Reakcja estryfikacji jest odwracalna, tzn. towarzyszy jej proces rozkładu estru na alkohol i kwas. Po pewnym
R—O—N02 kwasu siarkowego(VI)
?
h 2c - o - c
tworzą cząsteczkę wody. Szczególną rolę w tej reakcji odgrywa stężony kwas siarkowy (VI), który jest jednocześnie katalizatorem tej reakcji i czynnikiem zwiększającym jej wydajność (dzięki swoim higroskopijnym właściwościom wiąże powstającą w reakcji wodę).
2
i estry kwasu fosforowe go (V)
Otrzymywanie estru kwasu karboksylowego Uwaga! Podczas wykonywania doświadczenia trzeba zachować
R’ - O v R2—O—P= 0 R3—O
wszelkie środki ostrożności. Należy używać okularów i rękawic ochronnych. Do suchej kolby kulistej wsypujemy szczyptę bezwodnego siar
Estry kwasów karboksylowych powstają w wyniku zastąpienia grupy —OH grupy karboksylowej grupą - O R (R - grupa alifatyczna lub aromatyczna).
^O
R1—
Estry kwasów sulfonowych i tlenowych nieorganicznych powstają w wyniku zastąpienia
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
O —R
wodoru grupy - O H grupą R (R - grupa alifatyczna lub aromatyczna).
3 cm3 stężonego 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
■ Grupa estrowa
Grupa estrowa
mieszaniny reakcyjnej zawartość kolby ostrożnie przelewamy do zlewki z wddą.
- c * ^ 0-
Obserwacje: podczas doświadczenia białe kryształki bezwodnego
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.
wiązanie estrowe
siarczanu (VI) miedzi (11) zabarwiły 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:
■ Zadanie
CH 3C0 0 H + c 2h 5o h -< H2S° 4(siężl> C H 3COOC2H5 + H20 •• Zadanie 1. Oceń prawdziwość każdego zdania. Powstający w wyniku reakcji etanian etylu (octan etylu) jest lotną cieczą, która nie miesza się z wodą, ma
Zaznacz P, jeśli zdanie jest prawdziwe, lub F, jeśli jest fałszywe.
przyjemny, charakterystyczny i intensywny zapach. Powstająca w wyniku reakcji woda utworzyła z bezwodnym, I
Podczas reakcji estryfikacji rozerwaniu ulega wiązanie 0 — H w cząsteczce alkoholu. Estry mają wyższe wartości temperatury wrzenia niż kwasy karboksylowe i alkohole 0 po
II
białym siarczanem(VI) miedzi(II) sól uwodnioną o niebieskiej barwie. Sól ta ma wzór: CuS04 •5 H 20.
P/F
Stężony kwas siarkowy(V!) spełnia w reakcji estryfikacji podwójną funkcję:
równywalnych masach molowych. Stopień utlenienia atomu węgla w grupie estrowej jest taki sam, jak stopień utlenienia atomu
III
P/F
węgla w grupie karboksylowej kwasu tworzącego ester.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
1. katalizuje tę reakcję; P/F
2. zwiększa wydajność estryfikacji w wyniku pochłaniania wody - jednego z produktów reakcji.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
250
XIII. ESTRY I TŁUSZCZE
114. Otrzymywanie estrów
i
251
□ Reakcja estryfikacji kwasu salicylowego
■ Estryfikacja kwasu azotowego(V)
Cząsteczka 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
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:
kwas salicylowy pełni funkcję fenolu: CH2—O —H I CH-O -H
COOH O-C-CH3 II + H20
+ CH,-COOH
+3 H O -NO ,
CH2- 0 - H glicerol
kwas salicylowy
CH2--0 —n o 2 I CH- o - n o 2 I CH2--O—NO,
kwas azotowy(V)
+ 3 H70
triazotan(V) gliceryny
kwas acetylosalicylowy
kwas octowy
Nitrogliceryna - wbrew nazwie zwyczajowej - nie jest związkiem nitrowym, ponieważ nie zawiera połączeń 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).
C—N 0 2 (czyli takich, które są np. w nitrobenzenie). Atom węgla jest związany z grupą — N 0 2 przez atom tlenu (połączenie C—O— N 0 2), nitrogliceryna jest więc estrem.
Kwas acetylosalicylowy jest podstawowym składnikiem aspiryny, leku przeciwgorączkowego i przeciwbólowego.
□ Reakcja estryfikacji tlenowych kwasów nieorganicznych
I Inne reakcje otrzymywania estrów
■ Estryfikacja kwasu azotowego(V) C2H 5- 0 - H + H O - N O ; etanol
H2VO4[StQŻ.j^
C2H 5 - 0 - N °2 + H 20
Reakcja chlorków kwasowych z alkoholami
temp.
kwas azotowy(V)
azotan(V) etylu
r
- c:
+ R -O H
+ HCI
R-C
'Cl
Azotan (V) etylu jest stosowany w medycynie jako lek rozkurczowy. Podobne właściwości lecznicze ma
'OR
azotan(V) «-pentylu, otrzymywany w reakcji opisanej równaniem: C H 3- ( C H 2)4- 0 - H + h o - n o 2
np.
:C H 3- ( C H 2)4- 0 - N 0 2 + H 20
Estryfikacja kwasu fosforowego(V) O
O
'OCH.CH,
etanol
octan etylu
Reakcja bezwodników kwasowych z alkoholami lub fenolami
H5C20 — P —OC2Hs + 3 H20 R-C
OC2H5
OH kwas fosforowy(V)
+ HCI
c h ,c ;
+ c h ,c h 2o h
chlorek acetylu
3 C,HrOH + H O - P - O H
etanol
c h 3c ; V CL
temp.
+ R-C
+ R'OH
R—C.
fosforan(V) trletylu
'OH
"OR
Doświadczenie 2. CH,-C' O Otrzymywanie estru tlenowego kwasu nieorganicznego
bezwodnik octowy
COOH
OH
OCCH, II O
+ CH,COOH
np. CH3-C^
Uwaga! Podczas wykonywania doświadczenia trzeba zachować wszelkie środki ostrożności. Należy używać okularów i rękawic ochronnych. Do świadczenie trzeba wykonywać pod włączonym, sprawnym wyciągiem.
COOH +
kwas salicylowy
kwas acetylosalicylowy
Do kolby kulistej wsypujemy łyżkę kwasu borowego (H 3B 0 3) i kilka kawał ków 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
■ Zadania
u wylotu kolby.
•• Zadanie 1, Do reaktora o objętości 1 dm3 wprowadzono 1 mol bezwodnego kwasu etanowego I 1 mol
Obserwacje: powstający w kolbie gaz spala się bladozielonym płomieniem.
bezwodnego etanolu. Po ustaleniu się stanu równowagi w temperaturze 20°C w mieszaninie poreakcyjnej znajdowało się 0,667 mola estru. Zaznacz poprawne dokończenie zdania.
Wnioski: kwas borowy i etanol ulegają reakcji estryfikacji, którą można opisać równaniem:
Stężeniowa stała równowagi tej reakcji w temperaturze 20°C wynosi □ A. 6,00
H3B03 + 3 C2H5OH < H25° 4(stęz)> (C2H5) 3B03 + 3 H20 kwas borowy
etanol
boran trletylu
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 * H2S0 4
Powstający w wyniku reakcji estryfikacji boran trletylu jest związkiem lotnym i palnym - spala się bladozielonym płomieniem.
CH 3COOH +
. + h 7o
więcej na WWW.ZDASZ.TO
252
I XIII. ESTRY I TŁUSZCZE
116. Hydroliza estrów
115. Nazewnictwo estrów
■ Hydroliza estrów w środowisku kwaśnym
Nazwy 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
W środowisku kwaśnym estry reagują z wodą, w wyniku tej reakcji odtwarza się kwas i alkohol i R’- C
wodoru w grupie karboksylowej.
H+ + H 20 5= 6: R’- c f O—R
Nazwa i wzór alkoholu : metanol
kwas metanowy
CH3OH
HCOOH
^ metanian metylu (mrówczan metylu)
: etanol C2H5OH
HCOOH
i etanol C2H5OH
CH3COOH
etanol
C2H5COOH
C2H5OH i pentan-l-ol
C2H5COOH
CsHuOH
kwas n-butanowy
propanol ; C3H7OH
H C O O - (C H 2) 2CH3 + H20 <=;:> HCOOH + CH 3(CH2)2- O H
C6H5COOH
metanol , CH3OH
* benzoesan metylu
c h 3- c ( x o - c h 2- c h 3
propanian etylu (propionian etylu)
propanian n-pentylu (propionian n-pentylu)
n-butanian propylu (maślan propylu)
h
+ h 2o
+
rk
" V
' c ^ O H
+CH3OH
etanian (octan) benzylu x o - c h 2- c h 3
CH,OH /
ch,
-
ch,- c
x o - c h 2h í
\
y
+ h 2o
H+
CH3C0 0 H +
0 —(CH2)4—c h 3
CH3- ,C H 2,2- C X o _ (cH2i2_ c H j
■ Hydroliza estrów w środowisku zasadowym W środowisku zasadowym estry ulegają nieodwracalnej reakcji, w której wyniku powstaje sól kwasu karbo ksylowego i alkohol.
benzoesan metylu
f\ —> /< x°o - c h 3
C6H5COOGH3
O II
kwas benzoesowy ch,- ch,- c
C3H7COOC3H7 kwas benzoesowy
alkohol
Reakcje hydrolizy kwasowej wybranych estrów:
H-< x o - c h 2- c h 3
C2H5COOC5H11
C3H7COOH
kwas karboksylowy
Hydroliza estrów w środowisku kwaśnym jest procesem odwracalnym. H - C if xO -C H 3
C2H5COOC2H5 kwas propanowy
woda
■
COOCH,
etanian etylu (octan etylu) CH3COOC2H5
kwas propanowy
+ R-O H O—H
■ metanian (mrówczan) propylu
metanian etylu (mrówczan etylu) HCOOC2H5
kwas etanowy
ester
Wzór półstrukturalny estru
Nazwa i wzór estru
HCOOCH3 kwas metanowy
253
116. Hydroliza estrów
■ Nazwy estrów kwasów karboksylowych
Nazwa i wzór kwasu
I
R-C^
+ NaOH O—R
ester
■ Nazwy estrów tlenowych kwasów nieorganicznych
wodorotlenek sodu
R1—c f ° + R-O H ONa sól kwasu alkohol karboksylowego
Nazwy estrów kwasów nieorganicznych tworzy się, podając nazwę anionu, a następnie nazwę grupy alkilowej
Hydroliza estrów w środowisku zasadowym jest procesem nieodwracalnym.
bądź arylowej. Niektóre estry mają też nazwy zwyczajowe.
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.
CH3- C H - C H 2CH3 Ox .0 hk / S f wodorosiarczan(VI) sec-butylu
c h 3- o x c h 3- o - p = o c h 3- o / fosforan(V) trimetylu
c h 3—O
;s o 2
siarczan(VI) dimetylu
więcej na WWW.ZDASZ.TO
■ etanian (octan) metylu
fosforan(V) etylometylopropylu
CH3- CZ* x +KOH x 0 - C~Hł 3
CH3- Cc : f ° xX( 0K
+ CH3OH 3
octan potasu
metanol
CH2- 0 - N 0 2 c 2h 5- o c 2h 5- o - b- o - c 2h 5
c h 3- o n
Reakcje hydrolizy zasadowej wybranych estrów:
octan metylu
CH3- C H 2- 0 - N 0 2 azotan(V) etylu
V.I .3 c 2h s—0 - ^ P= ° C3H7- 0 /
boran trietylu
ch-o-no2 I CH2- 0 - N 0 2 triazotan(V) glicerolu (nitrogliceryna)
benzoesan etylu c, ° x O - C H 2CH3 + NaOH
benzoesan etylu
\
f
c^° x ONa + CH3CH2OH
benzoesan sodu
etanol
więcej na WWW.ZDASZ.TO
254
117. Tłuszcze ]
XIII. ESTRY I TŁUSZCZE
117. Tłuszcze
W izomerach
trans
255
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.
■ Budowa cząsteczek
Tłuszcze nasycone to glicerydy o cząsteczkach zbudowanych głównie z reszt-nasyconych kwasów tłuszczowych (np. kwasów: palmitynowego, stearynowego, masłowego).
O
Tłuszcze (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 cząsteczce glice rolu znajdują się trzy grupy hydroksylowe, które mogą ulec estryfikacji. W zależności od liczby zestryfikowanych grup -OH wyróżnia się monoglicerydy, diglicerydy i triglicerydy.
H2C - 0 - C x X R1 HC-O-C
^ 0
■ Właściwości tłuszczów
X R2
Tłuszcze charakteryzują się tym, że: ■ glicerydy nienasyconych kwasów tłuszczowych w temperaturze pokojowej są cieczami;
^0 h 2c - o - c x
R3
■ glicerydy nasyconych kwasów tłuszczowych w tem peraturze pokojowej są ciałami stałymi;
R1, R2, R3 - grupy węglowodorowe od powiednich kwasów karboksylowych (co najmniej dwie z nich muszą pochodzić od wyższych kwasów karboksylowych)
■ 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.
Model cząsteczki tłuszczu nasyconego
Olej spożywczy ma gęstość mniejszą od gęstości wody (1), w wodzie z detergentem tworzy emulsję (2), rozpuszcza się w tetrachlorometanle (3)
Do określania właściwości tłuszczów są stosowane następujące parametry: ■ liczba kwasowa to liczba miligramów KOH potrzebnego do zobojętnienia wolnych kwasów tłuszczowych zawartych 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 zasa dowej 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 właściwym położeniu narządy ciała.
j i j
Model cząsteczki tłuszczu nienasyconego
I
Zastosowania tłuszczów:
W tłuszczach naturalnych wykryto nasycone kwasy tłuszczowe zawierające od 4 do 26 atomów węgla w czą
j
steczce oraz nienasycone kwasy tłuszczowe z 10-24 atomami węgla w cząsteczce.
j
■ w przemyśle chemicznym - do wyrobu glicerolu, stearyny, mydeł, smarów, pokostów, farb olejnych i środków chroniących metale przed korozją;
Tłuszcze nienasycone to glicerydy o cząsteczkach zbudowanych głównie z reszt nienasyconych kwasów tłusz czowych. Dzięki obecności wiązania podwójnego w łańcuchu węglowodorowym, nienasycone kwasy tłuszczowe
j
■
w przemyśle farmaceutycznym - do wyrobu maści, czopków i plastrów.
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. Udowodniono, że częste spożywanie tłuszczów z resztami kwasowymi izomerów trans wywiera negatywny wpływ na zdrowie. HOOC- "(f-bi2) 7\
/(CH 2)7 c h 3 XH l
kwas oleinowy
więcej na WWW.ZDASZ.TO
■ Zadanie • Zadanie 1. Uzupełnij zdania, tak aby były prawdziwe. Zaznacz w każdym zdaniu odpowiednią informację.
,c=c;' \
H O O C-(C H 2)7x
/H
> = c\ X (CH2)7- C H 3 kwas elaidynowy
j j
I. Tłuszcze dobrze rozpuszczają się w rozpuszczalnikach polarnych / niepolarnych. H. Wszystkie tłuszcze mają gęstość mniejszą / większą niż gęstość wody. III. Pary tłuszczów są palne / niepalne.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
256
119. Utwardzanie tłuszczów ciekłych
XIII. ESTRY I TŁUSZCZE
118. Odróżnianie tłuszczów nasyconych od nienasyconych
257
119. Utwardzanie tłuszczów ciekłych
■ Rodzaje tłuszczów
■ Katalityczne uwodornienie
Tłuszcze zwierzęce (z wyjątkiem tranu) są mieszaniną estrów glicerolu i głównie nasyconych kwasów tłuszczo
Utwardzanie tłuszczów ciekłych to ich przemiana w tłuszcze stałe w wyniku katalitycznego uwodornienia reszt nienasyconych kwasów tłuszczowych.
wych, dlatego mają konsystencję stałą. Tłuszcze roślinne (z wyjątkiem masła kakaowego) są przeważnie estrami glicerolu i nienasyconych kwasów
H ,C—o-c:
tłuszczowych, dlatego mają konsystencję płynną.
O
(CH2)7CH = C H (C H 2)7CH3
H ,C - 0 - C
H C-O -C
Odróżnianie tłuszczów nasyconych od nienasyconych
(CH2) 7CH = CH (CH 2) 7CH3 +3 h 2
kat.
(c h 2) 16c h 3
h c - o - c:
V(CH2) 16CH3
W ciekłych tłuszczach roślinnych są obecne reszty nienasyconych kwasów tłuszczowych, w których znajdują
H2C - 0 - C (
się wiązania podwójne. Korzystając z właściwości tego typu wiązań, można odróżnić tłuszcze nienasycone
H7C —O—C
(CH2)7CH = CH(CH2)7CH3
O (CH2) 16CH3
od tłuszczów nasyconych. trioleinian glicerolu tłuszcz ciekły
□ Reakcja addycji fluorowców Reakcja addycji fluorowców do wiązania podwójnego jest stosowana jako próba chemiczna na obecność wiązań nienasyconych w związkach organicznych. To podstawowa metoda rozróżniania nasyconych i nienasyconych
tristearynian glicerolu tłuszcz stały
kwasów tłuszczowych. Reakcja ta służy do ilościowego oznaczania liczby nienasyconych wiązań w tłuszczach
Najczęściej stosowanymi katalizatorami są: nikiel, platyna, miedź i pallad. Utwardzanie tłuszczów ciekłych przeprowadza się w podwyższonej temperaturze i pod zwiększonym ciśnieniem.
roślinnych (oznaczanie tzw. liczby jodowej).
Utwardzanie tłuszczów ciekłych odbywa się na dwa sposoby: ■ wodór jest przetłaczany przez warstwę oleju zmieszanego z katalizatorem w reaktorze,
Doświadczenie 1.
■ rozpylony olej z katalizatorem jest wprowadzany do reaktora wypełnionego wodorem.
Odróżnianie tłuszczów nasyconych od nienasyconych Uwaga! Doświadczenie należy wykonywać pod włączonym, spraw- -
■ Produkcja margaryny
nym wyciągiem. Do probówki nr 1 wprowadzamy trochę smalcu, a do probówki nr 2 wlewamy trochę oleju. Następnie do każdej probówki doda
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
jemy po 2 cm 3 rozpuszczalnika organicznego, np. chloroformu. Probówki zamykamy korkami i energicznie nimi wstrząsamy, aż do
i nienasyconych tłuszczów roślinnych. Z mieszaniny tej - po dodaniu m.in. witamin, barwników, przeciwutleniaczy i dodatków smakowych - produkuje się margarynę. Głównym problemem w procesie utwardzania
rozpuszczenia się tłuszczów. Do otrzymanych roztworów dodajemy
tłuszczów jest minimalizowanie w produktach zawartości triglicerydów zawierających reszty nienasyconych kwasów tłuszczowych o konformacji trans. Margaryna jest tym bardziej miękka, im więcej jestw niej tłuszczów nienasyconych.
po 5 cm3 roztworu Br2 w CCl4. Wstrząsamy probówkami.
Obserwacje: tylko w probówce nr 2 z roztworem oleju nastąpiło odbarwienie roztworu bromu.
I
Wnioski: tłuszcze roślinne, których cząsteczki zawierają wiązania
Kwasy tłuszczowe w margarynie
nienasycone, ulegają reakcji addycji. Reakcji takiej nie ulegają tłuszcze zwierzęce, które mają w cząsteczkach głównie wiązania nasycone.
i
Atomy bromu przyłączają się do wiązań podwójnych, reakcję tę można opisać równaniem: H ,C - 0 - C
.A '(C H 2)7C H = C H (C H 2) 7CH3
H C - O - C jf + 3 B r2 X (CH2)7C H = C H (C H 2)7CH3 H oC-O -C
|_| Q
2'
O
C ./u x (CH2) 7C H Br-C H Br(C H 2)7CH3
H C-O -C
H ,C - 0 - C '(CH2)7CH = CH (CH2)7CH3
■«
ii
]| *.
katalityczne
nasycone
23U
jednonienasycone
55.8
wielonienasycone
21.8
1
uwodornienie
(CH2)7C H Br-C H Br(C H 2)7CH3
■ Zadanie '(C H 2)7CHBr—CHBr(CH2)7CH3
□ Reakcja z roztworem manganianu(VII) potasu Próba z roztworem manganianu(VII) potasu jest kolejnym sposobem odróżnienia tłuszczów nasyconych od
•• Zadanie 1. Mieszaninę składającą się z trioleinianu glicerolu i tripalmitynianu glicerolu poddano utwardza niu. Do całkowitego utwardzenia 50 kg tej mieszaniny zużyto 289 dm3 wodoru (w odniesieniu do warunków normalnych). Zaznacz poprawną odpowiedź.
tłuszczów nienasyconych. Addycja tlenu do wiązań podwójnych nienasyconych kwasów tłuszczowych sprawia, że fioletowy roztwór
jaka jest zawartość procentowa trioleinianu glicerolu w mieszaninie poddanej utwardzaniu?
manganianu(VII) potasu się odbarwia - następuje redukcja do związków manganu na IV stopniu utlenienia.
□ A. 3,8%
więcej na WWW.ZDASZ.TO
Zawarłoś 1 , mas
□ B. 4,7%
□ C .7 ,6 %
□ D. 9,4%
więcej na WWW.ZDASZ.TO
258
| XIII. ESTRY I TtUSZCZE
121. Ciągi przemian
120. Hydroliza tłuszczów
121. Ciągi przemian
■ Hydroliza tłuszczów w środowisku kwaśnym Tłuszcze 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.
Węglowodory i ich pochodne ulegają przemianom, układającym się w charakterystyczne ciągi reakcji chemicz nych, w których z jednych związków węgla można otrzymywać inne. Są one przedstawiane schematycznie, w postaci tzw. chemografów.
□ Przykład 1.
tłuszcz + woda
[H+]
glicerol + kwasy tłuszczowe
Ułóż równania reakcji, za których pomocą można dokonać następujących przemian: metanol
np. H2C—O—C(
H C -O -cf
-
mel.in.il
kwas metanowV
metanian metylu
C H ,—OH
■c17h 3
^0
259
Rozwiązanie + 3 H20
CH-OH
xc 17h 35
+ 3 CH3(CH2) 16COOH
O II
i
_/) h 2c - o - c ; xc 17h 35
c h 2- o h
tristearynian glicerolu
glicerol
(1)
CH3 OH+CuO
(2)
II h /C\ h + AS2°
kwas stearynowy
»■
H
H
+ H20 + Cu
(utlenianie alkoholu)
JD H~ C\ o h +2 A g
(Próba
Tollensa)
■ Hydroliza tłuszczów pod wpływem enzymów Hydroliza tłuszczów zachodzi także w organizmach człowieka i zwierząt. Wprowadzane wraz z pokarmem
(3)
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
□ Przykład 2.
o właściwościach przypominających detergent: enzymy
,
tłuszcz + w o d a --------------- ^ glicerol + kwasy tłuszczowe Uwolnione kwasy tłuszczowe dzielą się na człony o parzystej liczbie atomów węgla, a następnie się utleniają.
H
+ CH3 OH
<— - H—
CH +
Mając do dyspozycji etan i dowolne odczynniki nieorganiczne, ułóż równania reakcji, które należy przeprowa dzić, aby otrzymać etanian etylu (octan etylu). Rozwiązanie
Ostatecznymi produktami tych przemian (nazywanych spalaniem tłuszczów) są tlenek węgla(IV) i woda. To
(1) CH3CH3 + Cl2
warzyszy im wydzielanie się znacznych ilości energii, potrzebnej do właściwego funkcjonowania organizmu.
(2) CH 3CH 2Cl + NaOH —> CH3CH2OH + NaCl
■ Hydroliza tłuszczów w środowisku zasadowym - zmydlanie tłuszczów Hydroliza zasadowa tłuszczów nosi nazwę zm ydlania. Czynnikiem powodującym zmydlanie tłuszczów są zasady lub węglany litowców. W procesach tych nie otrzymuje się wolnych kwasów tłuszczowych, lecz ich
tłuszcz + zasada — — — ^ glicerol + sól kwasu tłuszczowego (mydło)
Z0 H C-O -C +3 NaOH XC17H35 -
.0
o - c( x c 17h 35
tristearynian glicerolu
więcej na WWW.ZDASZ.TO
(reakcja substytucji nukleofilowej) (reakcja utleniania)
(4) CH 3CHO + Ag20
(reakcja utleniania)
> CH 3COOH + 2 Ag
(5) CH3COOH + CH3CH2OH
►CH 3COOCH2CH3 + H20
(reakcja estryfikacji)
□ Przykład 3.
Napisz równania wszystkich rekcji znajdujących się w chemografie. Podaj wzory i nazwy substancji A B D C ,J, L, Z, X, Y. X
c h 2- o h
(6)
CH-OH +3 C17H35COONa
CaC
CaC2
________*. c h
cf 2 kat. (7)
CH2—OH
glicerol
c 6h 6 stearynian sodu (mydło)
Hydroliza zasadowa tłuszczów jest wykorzystywana w przemyśle mydlarskim do otrzymywania mydła z gor szych gatunków tłuszczów.
(reakcja substytucji rodnikowej)
(3) CH3CH2OH + CuO —^ CH 3CHO + H20 + Cu
O Q 7H35
h 2c
» C H3CH2Cl + HC1
Na chemografie literami A, 6, D, C, J, L, Z oznaczono produkty reakcji, a literami X i Y reagenty, które są nie zbędne do przeprowadzenia wybranych reakcji.
sole, czyli mydła, oraz glicerol:
np. H2C—O—C
(reakcJ’a estryfikacji)
Cl21(8)
J
.
aldehyd octowy ^
a HCt
f ^ (10)
, R
37^6
_
Y
(5) k°h / h 2o
(4)
Cl2
c (11) KOH (nadmiar)
L
temp., .. (9) cisn.
Z
więcej na WWW.ZDASZ.TO
260
| XIII. ESTRY I TŁUSZCZE
Sprawdzian po dziale XIII | 261
Sprawdzian po dziale XIII
Rozwiązanie (8} C 6H 6 + Cl2_ 5 _ * C 6H 5C l+ H G
(1) CaC2 + 2 H 20 —* C2H 2 + Ca(OH) 2 (2) C2H2 + H 2
• Zadanie 1. Podano wzór estru.
J - C6H 5Cl - chlorobenzen
^ C2H4
Zaznacz poprawne dokończenie zdania. (9) C6H 5Cl + NaOH
A - C2H4 - eten (3) C2H4 + H C l—> C H 3CH2Cl
temp-qsn-- > c 6H 5O H + NaCl
Nazwa systematyczna estru o podanym wzorze to f~ l
Z - C5H 5O H - benzenol (fenol)
A. benzoesan etylu.
I i B. etanian fenylu. B - C H 3C H 2Cl - chloroetan
(10)C2H4 + Cl2 — ► CH2- C H 2 Cl
(4) C H 3CH 2Cl + KOH(aq) —►C H 3CH2OH + KCl
f I D. benzoesan metylu.
Cl
C —CH2— CH2 - 1,2-dichloroetan I I Cl Cl
D - C H 3CH2OH - etanol
••• Zadanie 2. Do 3 moli pewnego estru kwasu monokarboksylowego i alkoholu etylowego dodano 100 cm3 wody (dwocjy = 1 g •cm-3). Stężeniowa stała równowagi tej reakcji w warunkach prowadzenia reakcji Kc = 0,25. Oblicz i wskaż liczbę moli kwasu karboksylowego w mieszaninie po ustaleniu się stanu równowagi dynamicznej.
(5) C H 3CH2OH + CuO —* CH 3CHO + Cu + H 20 Y - CuO - tlenek miedzi(II) CH2= CH -----> CH3CHO
(6) C2H2 + H20
(11) CH? - C H ? +2KOH — ► CH2- C H 2 +2 KCi I I I I Cl Cl OH OH L - CH7— CHy - etano-l,2-diol I I OH OH
OH X - H20 - woda (7) 3 C2H 2
- mp-bt
CH3-
| | C. metanian fenylu.
Zaznacz poprawną odpowiedź. A. 1,33 moli
[ J C. 2,13 moli
| j B. 1,76 moli
Q D. 2,56 moli
|
j
•• Zadanie 3. Podczas hydrolizy palmitynostearynianu glicerolu otrzymano 5,61 g glicerolu i 31,23 g kwasu palmitynowego. Ustal wzór tego tłuszczu, wiedząc, że jego cząsteczka jest chiralna. Zaznacz poprawne dokończenie zdania.
> C6H6
Wzór opisanego tłuszczu to □ A. CH2OCOC15H31
■ Zadania •• Zadanie 1. Poniżej podano schematy czterech reakcji, których przeprowadzenie pozwoli na otrzymanie
I B. CH2OCOC15H31
i C. ęH2OCOC17H33
I ] D. CH2OCOCl5H31
chococ 17h 35
ęHOCOC17H35
CHOCOC15H31
chococ 15h 31
c h 2ococ 15h31
CH2OCOC17H35
ch 2ococ 17h 35
ch 2ococ 17h35
estru W z acetylenu.
• Zadanie 4. Próbkę estru jednokarboksylowego kwasu aromatycznego o masie 4,5 g ogrzewano przez pewien
1. H C ^ C H + H 20
czas ze 75 cm3 roztworu NaOH o stężeniu 0,5 mol ■d rrr3. Po ostudzeniu mieszaniny nadmiar wodorotlenku zobojętniono, zużywając 15 cm3 kwasu solnego o stężeniu 0,5 mol ■dm-3.
2 x
g- :!> X
km.q,:,h - : y
3. X
Zaznacz poprawne dokończenie zdania. Masa molowa opisanego estru wynosi
,:.;x
4. y + z
’ ] A. 136 g •mol-1
d l C. 164 g •mol-1
5. 150 g •mol-1
f j D. 178 g ■mol-1
H ł -> w+ h 20
Przyporządkuj 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 ■
Zadanie 5. Podano dwa schematy reakcji, których przeprowadzenie pozwoli na otrzymanie estru F. 1. trimeryzacja
CH2=CHCHO * CH2=CHCOOH j
j ■ HCOOH ■ CH3COOH ■ CH2=CHCOOCH3 ■ HCOOCH3 » CH3COOCH3 • CH3COOCH2CH3
HC=CH ----------A
j ‘
____;________ ; ,
X-
Y - _____________
- Z-
,_
_
W-
'
2)Na0H,H20
, 3) KMh04, H2S04
.
H—
'
E-.
W + H 20
CH4 » CH3CH3 « CH2 =CH2 b CH3CI *
6. o, h2sq4 _
CF-
Wstaw w każdą lukę odpowiedni wzór reagenta wybrany z podanych. j
4. C02, H20
a) Podaj nazwy związków B,C, E l F.
metan--------->X --------- ^ Y -------- ^ — > kwas Z kwas Z + Y -
E
3. NaOH, ciśn., temp.
B -------------- C ----------- D
___
••• Zadanie 2. Uzupełnij równania reakcji opisanych za pomocą schematów 1, 2 i 4. 1) Cl,, hi'
(CH3)2CHCHO —
2. Br2, FeBr3
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
b) Napisz, stosując wzory półstrukturalne związków organicznych, równania reakcji 3, 4, 5 i 6. 3.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
122. Budowa amin i 263
XIV. Związki organiczne zawierające azot
■ Nazewnictwo amin Zasady nazewnictwa amin: 1.
122. Budowa amin
Nazwy amin pierwszorzędowych tworzy się, podając nazwę grupy węglowodorowej, łącznik -o- i końcówkę -amina.
H3C - N H 2
CH3CH2- N H 2
L ^ y ^ NH2
metyloamina
etyloamina
cyklopentyloamina
2. W nazwach amin drugorzędowych (trzeciorzędowych) zawierających takie same grupy węglowodorowe przed nazwą tej grupy dodaje się przedrostek di- (tri-).
■ Budowa cząsteczek
c h 3c h 2- n - c h 2c h 3 Grupa funkcyjna
Aminy to jednofunkcyjne związki organiczne o ogólnym wzorze R— N H 2, zawierające w czą steczkach grupę funkcyjną —NH2 o nazwie grupa aminowa. Aminy można uznać za organiczne
■N
pochodne amoniaku, w którego cząsteczce atom
J
wodoru (lub atomy) został zastąpiony grupą wę glowodorową (alifatyczną lub aromatyczną). Podobnie jak w amoniaku, najistotniejszy wpływ
CH2CH2CH3
dietyloamina
tripropyloamina
3. Podstawą nazwy aminy drugorzędowej zawierającej różne grupy węglowodorowe jest nazwa większej z tych grup połączona z końcówką -amina. Mniejsze grupy traktuje się jak podstawniki i przed nazwą umieszcza się symbol N.
-H
H3C - N - C 2H5
grupa aminowa
amoniak
c h 3c h 2c h 2- n - c h 2c h 2c h 3
H
H
na właściwości chemiczne amin ma wolna para elektronowa atomu azotu, zdolna do przyłączania
/V-mety[oety[oamina
protonu. Jest ona odpowiedzialna za zasadowe
CH3- N H
C2H5—N—C3H7
CH3- C H - C H 2- C H 3
H
/V-metylo-2-butyloamina
W-etylopropyloamina
4. Podstawą nazwy aminy trzeciorzędowej zawierającej różne grupy węglowodorowe jest nazwa większej z tych
właściwości amin.
grup połączona z końcówką -amina. Mniejsze grupy traktuje się jak podstawniki i przed nazwą umieszcza się symbole N,N.
wiązanie koordynacyjne
Wiązanie chemiczne utworzone w wyniku addycji protonu do wolnej 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 H 4Cl. W wyniku addycji protonu do grupy aminowej powstają odpowiednie kationy amoniowe, np. R N H 3+, ponieważ
h 3c - n - c 3h 7 + H+
aminy, podobnie jak amoniak, tworzą sole, nazywane solami amoniowymi.
-N-H I H
c h 3- n - c 2h 5
ch3
c h 3n -^^ ,- N
Ćh3
W.APdimetylopropyloamina
) \
ch3
/V,/V-dimetyloetyloamina
/V,/V-dimetylocykloheksyloamina
5. Nazwy związków zawierających więcej niż jedną grupę aminową tworzy się, dodając do nazwy macierzyste go węglowodoru końcówkę -diamina lub -triamma.
■ Rządowość amin i
h 2n - c h 2- c h - n h 2 h 2n - c h 2- c h 2- n h 2
Rządowość amin to liczba grup węglowodorowych związanych z atomem azotu.
etylodiamina
R1—N
R-N
XH
XR3
| ■ Aminy aromatyczne
amina 3° j
i
R—
N H 2
' r
amina 1°
NH4Cl R - N H 3 C I
chlorek alkiloamoniowy
więcej na WWW.ZDASZ.TO
Postać trzeciorzędowa
drugorzędowa
pierwszorzedowa
nh 3
chlorek amonu
/
^ N H 2 /
amina 2°
R\
etylotriamina
R2
amoniaku i soli amonowych z aminami i solami amoniowymi
Substancja wyjściowa
amoniak
R1—N
amina 2°
amina I o Porównanie K o r u w iid in e
/
R2
czwartoizedow.i
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-metyloanilina nazywana jest p-toluidyną (toluidyny traktuje się jak aminowe pochodne toluenu, w których grupa aminowa może występować w położeniu orto, meta lub para). H
R\ r
j p
2 /
J NH2
j ^ N
H
2
j j ^ N
. CH3
amina 3° r
!
R 2- ; N H C l
Rl \
H
R 2 ^ N R 4C l
r 2 / N H 2C I
R3
R3
chlorek dialkiloamoniowy
chlorek trialkiloamoniowy
chlorek tetraalkiloamoniowy
anilina (fenyloamina)
p-toluidyna (p-metyloanilina)
N-metyloanilina
d¡fenyloamina
więcej na WWW.2DASZ.TO
264
XIV. ZWIĄZKI ORGANICZNE ZAWIERAJĄCE AZOT
124. Otrzymywanie amin j
123. Właściwości amin
265
124. Otrzymywanie amin
■ Właściwości fizyczne amin
|
■ Otrzymywanie amin alifatycznych
□ Temperatura wrzenia
□ Reakcja fluorowcopochodnych węglowodorów z amoniakiem lub aminami
■ Temperatura wrzenia amin zależy od ich rzędowości. Aminy pierwszorzędowe i drugorzędowe mogą tworzyć wiązania wodorowe i dlatego mają wyższe wartości temperatury wrzenia niż aminy trzeciorzędowe, w których
j
■ Otrzymywanie amin pierwszorzędowych r - x + n h 3 - ^ r - n h 2 + hx
występują tylko siły van der Waalsa.
np. CH3—Br + NH3—►CH3—NH2 + HBr
■ Wartości temperatury wrzenia amin alifatycznych są wyższe od wartości tempe
««#
Reakcja powyższa nie kończy się na tym etapie, ale prowadzi do powstania mieszaniny produktów (od aminy pierwszorzędowej aż do czwartorzędowej soli amoniowej):
ratury wrzenia odpowiednich n-alkanów, gdyż grupy —N H 2 mogą tworzyć wią zania wodorowe.
:
■ Aminy są bardziej lotne niż odpowiadające im alkohole, ponieważ wiązania wo dorowe między grupami — N H 2 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
CH3— NH2 + CH3— B r—»■(CH3)2NH + HBr (CH3)2NH + CH3—B r—*■(CH3)3N + HBr (CH3)3N + CH3— B r— > (CH3)4N+Br h Otrzymywanie amin drugorzędowych
'
a Otrzymywanie amin trzeciorzędowych
f
Schemat powstawania wiązań wodorowych w roztworze wodnym metyloaminy
R1—N H 2 + R2—X
R2
^-R1—NH + HX
R2
R1—NH + R3—X — ^ R1—Ń+ HX
□ Aminowanie redukcyjne grupy karbonylowej ■ Otrzymywanie amin pierwszorzędowych
)c=o+ n h 3^ - ) c h - n h 2
■ W łaściw ości zasadowe amin Aminy po rozpuszczeniu w wodzie ulegają dysocjacji elektrolitycznej (podobnie jak amoniak). Ich roztwory
■ Otrzymywanie amin drugorzędowych
wodne mają odczyn zasadowy:
)c=o+ r n h 2^ ^ ) c h - n hr
R - N H 2 + H 20 «=* R N H 3++ O H “ N H 3 + H 2O ^ N H 4++ O H “
■ Otrzymywanie amin trzeciorzędowych
Zasadowy charakter amin, podobnie jak amoniaku, wynika z obecności wolnej pary elektronowej atomu azotu,
)c=0+ R2N H - ^ ) c H —NR2
która pozwala na utworzenie wiązania koordynacyjnego z jonem H+ i powstanie jonu R N H 3+. Zasadowość amin zależy od podstawników połączonych z atomem azotu: ■ aminy alifatyczne są mocniejszymi zasadami od amoniaku i ich zasadowość wzrasta wraz z rzędowością,
I
a maleje wraz ze wzrostem długości łańcucha węglowodorowego.
/H h- n : XH amoniak
/H r- n ; XH
/R2 r' - it
XH
amina T
/R2 R '- n . X R3
amina 2°
Otrzymywanie amin aromatycznych
I
□ Redukcja związków nitrowych
|
Aminy aromatyczne można otrzymać przez redukcję związków nitrowych oraz w wyniku działania amoniakiem lub innymi aftiinami na halogenki arylowe. Najczęściej do otrzymywania amin aromatycznych stosuje się redukcję związków nitrowych wodorem in statu nascendi (tzn. w chwili powstawania).
j
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. Zasadowość amin aromatycznych zmniejsza się wraz ze wzrostem ich rzędowości.
A r—N H 2
NH3
aminy aromatyczne
amoniak Wzrost zasadowości
więcej na WWW.ZDASZ.TO
wodorosiarczan(VI) aniliniowy
R — NH2 aminy alifatyczne
W środowisku kwaśnym powstaje sól - wodorosiarczan(VI) aniliniowy —która po zalkalizowaniu tworzy anilinę: +NH3HS04-
a
NH, + 2 NaOH --- ►
+ Na,S04+ 2 H,0
więcej na WWW.ZDASZ.TO
266
I
126. Amidy
XIV. ZWIĄZKI ORGANICZNE ZAWIERAJĄCE AZOT
i
267
126. Amidy
125. Reakcje amin
■ Budowa cząsteczek
Reakcje potwierdzające zasadowość amin
■ Amidy to pochodne kwasów karboksylowych, w których cząsteczkach grupa hydroksylowa (—OH) została zastąpiona grupą aminową (— N H 2).
□ Reakcja z wodą r - n h 2 + h 2o^= R -N H 3++ OHnp. CH 3CH2N H 2 + H20 : = ^ch3c h 2n h 3^ + OH"
R - C
R - c f
OH
x NH2
- < n° h 2
□ Reakcja z kwasami kwas karboksylowy
Aminy łatwo reagują z kwasami nieorganicznymi i tworzą roz
amid kwasu karboksylowego
grupa amidowa
puszczalne w wodzie sole: Anilina dodana do wody gromadzi sią na dnie naczynia. Zielone zabarwienie papierka dowodzi, że roztwór ma odczyn zasadowy
R—NH2 + HCl —►R—NH3CI Ar—NH2 + HCl —►Ar—NH3CI np. CH3C H 2N H 2 + H C l—► CH 3C H 2N H 3Cl etyloamina chlorek etyloamoniowy
■ Rządowość amidów W zależności od liczby i rodzajów podstawników w grupie amidowej można wyróżnić:
C6H5—N H 2 + H C l—^ C6H5—N H 3Cl fenyloamina chlorek fenyloamoniowy Roztwór wodorotlenku sodu wypiera z obu chlorków (etyloamoniowego i fenyloamoniowego) słabe zasady: C H 3C H 2N H 3Cl + NaOH -♦ CH3CH 2N H 2 + NaCl + H 20 C6H 5- N H 3Cl+ NaOH
C6H 5—N H 2 + NaCl + H20
|
H
[CH3CH2N H 3]+Cl- + Na++ O H " —►C H 3CH2N H2 + Na++ Cl" + H20 [C6H5- N H 3]+ CI- + Na+ + OH-
,0 R1- C ^ N—H
R1- < ° N—H
R2
amid 1°
amid 2 °
,0 R1- c ( N—R3 R2 amid 3°
■C6H 5- N H 2 + Na+ + Cl“ + H 20
■ 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
■ Nazewnictwo amidów Zasady nazewnictwa amidów: 1. Nazwy amidów 1° tworzy się przez dodanie do nazwy odpowiedniego węglowodoru łącznika -o- i końcówki -amid (dla alifatycznych) lub -karboksyamid (dla aromatycznych), albo podaje się wyraz amid oraz nazwę kwasu.
aromatyczne ulegają substytucji elektrofilowej. H-C x NH 2 metanoamid amid kwasu metanowego (formamid)
¿►O h 3c - c ; x NH 2 etanoamid amid kwasu etanowego (acetamid)
f\ — > / < x °n h 2 benzenokarboksyamid amid kwasu benzenokarboksylowego (benzamid)
2. W przypadku amidów 2° i 3° przed nazwą amidu dodaje się symbol N i nazwę podstawnika.
□ Reakcja bromowania (substytucja elektrofilowa) nh2
h 3c - c ; x N H - C 2H5
Nbh + 3 Br7
+ 3 HBr (fot. obok)
W-etyloetanoamid anilina
f\ — > / < x °n h - c h 3 /V-fenyloetanoamid
A/-metylobenzenokarboksyamid
2,4,6-tribromoanilina
Anilina (fenyloamina) reaguje z bromem, znajdującym się w wodzie bromo wej, bez obecności katalizatora. Z aminami alifatycznymi (np. etyloaminą)
■ Zastosowanie amidów
reakcja taka nie zachodzi.
Amidy znalazły zastosowanie między innymi:
□ Reakcja amin 1° z kwasem azotowym(lll) R - N H 2 + HONO —►R-OH + N2t + H20
więcej na WWW.ZDASZ.TO
■ w farmacji - są lekami, np. paracetamol, cardiamid, Woda bromowa dodawana do aniliny w wodzie powoduje strącenie białego osadu - produktu reakcji. Woda bro mowa się odbarwia
■ w przemyśle tworzyw sztucznych - są plastyfikatorami, ■ w przemyśle chemicznym - są używane do produkcji lakierów, materiałów wybuchowych, do impregnacji tkanin nieprzemakalnych (amidy kwasu stearynowego).
więcej na WWW.ZDASZ.TO
268
127. Mocznik I 269
I XIV. ZWIĄZKI ORGANICZNE ZAWIERAJĄCE AZOT
127. Mocznik
■ Otrzymywanie amidów Amidy otrzymuje się w dwuetapowej reakcji kwasów karboksylowych z amoniakiem: ^•0 Cl-U-C + NH, — OH kwas etanowy (kwas octowy) /• O
■ Budowa cząsteczki
^0 CH3—C xONH,
■ 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.
octan amonu
W cząsteczce mocznika nie ma grup węglowodorowych, a grupa karbonylowa —C(0) — jest połączona z dwoma atomami azotu. tem p.
c h 3- c — ^ 3 xo n h 4 octan amonu
_
CH3-C. + h 2o xn h 2 o II
amid kwasu etanowego (acetamid) h c k
Podobna reakcja zachodzi podczas ogrzewania kwasów karboksylowych z aminami: i
R-Q + NH2R ^ X 0H
R-C(
. 0 ” R NH3+
tem p.
^
S c F t L r
oh
h
2n / C X n h 2
Model i wzór cząsteczki mocznika (amid kwasu węglowego)
, + H20 NHR]
x
■ Otrzymywanie mocznika
■ Reakcje amidów
Otrzymywanie mocznika na skalę przemysłową polega na reakcji syntezy tlenku węgla(IV) z amoniakiem (T = 200°C i p = 20 MPa).
□ Reakcja z kwasem siarkowym(VI) z wydzieleniem kwasu octowego o C H ,- C + H2S04 + H20 — 13 w 'N H2 acetamid
o
Model i wzór cząsteczki kwasu węglowego
„
R -C
^
^
kwas siarkowy(VI)
CH3- C
kwas octowy kwas karboksylowy
+
NH ,HS0,
wodorosiarczan(VI) amonu sól amonowa
■ Kondensacja mocznika Cząsteczki mocznika podczas ogrzewania ulegają kondensacji, której produktem głównym jest biuret, a pro duktem ubocznym amoniak:
□ Reakcja z zasadą sodową z wydzieleniem amoniaku c h 3- c ;
NH,
acetamid
+
NaOH
C H j- C ; 3 xONa
q
temp.,dśn. li C02 + 2 NH3 " H2N/ C ^ N H 2+ H2°
+
O
NH3t
O
r■
/H
<ł
H 2N / C ^ N X |
r-
+
H 2N ^ C ^ N H 2
temp.
0
0
"
H
* H 2N / C ^ N / C x ' N H 2
H
wodorotlenek octan sodu amoniak sodu sól kwasu karboksylowego
H
mocznik
□ Hydroliza
.
+ N H 31'
mocznik
biuret
amoniak
Biuret charakteryzuje się obecnością w cząsteczce wiązania amidowego (peptydowego), dlatego w środowisku
Hydroliza amidów przebiega w zależności od rzędowości amidów.
zasadowym reaguje z siarczanem(VI) mIedzi(II) i tworzy związek koordynacyjny o fioletowej barwie, jest to reakcja biuretowa:
; c- nh2 .nh- c; C u (O H )2 + 2 H2N — C O - N H —CO—N H 2 - ^ H N x g / ) N H + 2 H 20 X — NH N H 2- C v
0^
np. etanoamid
%0
np. N,W-dimetyloetanoamid
np. W-metyloetanoamid
Reakcja biuretowa służy m.in. do wykrywania białek.
środowisko kwaśne: CH3COOH +sól amonowa
środowisko zasadowe: etanian + NH,
środowisko kwaśne: CH3COOH + sól metyloaminy
środowisko zasadowe: etanian + CH3NH2
środowisko kwaśne: CH3COOH ; +sól ! dimetyloaminy:
i |
środowisko zasadowe: etanian +CH3NHCH3
■ Reakcje mocznika □ Reakcja z kwasem siarkowym(VI) z wydzieleniem tlenku węgla(IV) o h 2n / ( X n h 2+ h 2° + H2so 4— C0 2t + (NH4)2S0 4
□ Dysocjacja elektrolityczna Amidy nie ulegają w wodzie dysocjacji elektrolitycznej, o czym świadczy obojętny odczyn ich roztworów.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
Reakcja ta potwierdza, że mocznik jest pochodną kwasu węglowego.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
270
I XIV. ZWIĄZKI ORGANICZNE ZAWIERAJĄCE AZOT
128. Aminokwasy
I
271
128. Aminokwasy
□ Reakcja z kwasem azotowym(V)
H2[\KCx"N H 2+ h n
0 3
o II H2N/ C ^NH; NO,
I Budowa cząsteczek Aminokwasy to dwufunkcyjne związki organiczne, których cząsteczki zawierają co najmniej jedną grupę
Reakcja ta jest wykorzystywana w medycznej diagnostyce laboratoryjnej do ilościowego oznaczania mocznika
karboksylową —COOH i co najmniej jedną grupę aminową — N H 2 połączone z grupą węglowodorową. Aminokwasy, w których obie grupy funkcyjne są związane z tym samym atomem węgla, to a-aminokwasy wchodzące w skład białek.
w moczu.
□ Reakcja z zasadą sodową z wydzieleniem amoniaku Wzór ogólny aminokwasów
o 1 1 H^N/ C ^ NH^+ 2 NaOH—^Na2C03+ 2 NH3t
grupa aminowa
Reakcja ta potwierdza, że mocznik jest amidem.
,, n 2l>l
Wzór ogólny aminokwasów białkowych
H
p __ 9ruPa *
karboksylowa
grupa węglowodorowa
□ Hydroliza
/cc-atom węgla
I /
grupa węglowodorowa
R-C-NH-
grupa aminowa
COOH
Mocznik jako amid ulega hydrolizie przebiegającej zarówno w środowisku kwaśnym, jak i zasadowym, zgodnie
grupa karboksylowa
z jonowymi zapisami równań:
Aminokwasy w cząsteczkach mogą zawierać również inne grupy funkcyjne, np.: hydroksylową (—OH), tiolową
O
(—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
H2N/ C X NH2+ H2 ° + 2 H+— C02t + 2 NH4+
- aminokwasami zasadowymi. Wszystkie składowe cząsteczek współdecydują o właściwościach aminokwasów. H2N ^ N H 2+ 2 0 H" - " C°3 2" + 2 NH3ł
■ Nazewnictwo aminokwasów Zasady nazewnictwa aminokwasów:
Zastosowanie mocznika
1.
Mocznik jest stosowany między innymi:
Nazwy systematyczne aminokwasów tworzy się od nazw odpowiednich kwasów karboksylowych z przed rostkiem amino- i jego lokantem. NH2
■ 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,
5
4
3|
2
1
H2N - C H 2-C O O H
H3C - C H 2- C H - C H 2-C O O H
kwas aminoetanowy
kwas 3-aminopentanowy
■ w farmacji - jest stosowany do produkcji leków i niektórych kosmetyków (zapewnia nawilżanie skóry i dzia 2.
łanie antybakteryjne).
4
■ Zadania • Zadanie 1. Oblicz objętość tlenku węgla(I.V), odniesioną do warunków normalnych, jakiej należy użyć do otrzymania 1 tony 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
W przypadku nazw zwyczajowych odmian izomerycznych aminokwasów różniących się położeniem podstawnika aminowego dodaje się grecką literę a, fi, y, np.:
:
B. 373,3 rn3
C.
497,7
m3
obserwacje i wnioski z przeprowadzonego doświadczenia. Zaznacz w każdym zdaniu literę przyporządkowaną I. Uniwersalny papierek wskaźnikowy umieszczony u wylotu probów
HCl (aq)
1
II. Uniwersalny papierek wskaźnikowy umieszczony u wylotu probówki nr 2 A / B / C.
IV. Mocznik D / E hydrolizie
zasadowej.
A. zabarwił się na niebiesko
C. nie zmienił zabarwienia
B. zabarwił się na czerwono
D. ulega
więcej na WWW.ZDASZ.TO
E. nie ulega
mocznik
mocznikX
4
3
2
1
H2N - C H 2- C H 2- C H 2-C O O H
kwas 2-aminobutanowy (a-ammomasłowy)
kwas 3-aminobutanowy (/?-aminomasłowy)
kwas 4-aminobutanowy (y-aminomasłowy)
Nazwa i symbol glicyna Gly
alanina Ala
V kwasowej.
1
Wzór półstrukturalny c h 2- c o o h
n h2
a
Nazwa i symbol seryna Ser
Wzór potstiukturalny h o - c h 2- c h - c o o h NH,
NaOH(aq)
ki nr T A / B / C .
III. Mocznik D / E hydrolizie
2
CH3- C H - C H 2-C O O H I nh2
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 odpowiedniej informacji.
3
C H ,- C H ,- C H - C O O H I nh2
AJ x
c h 3- c h - c o o h NH,
walina Val
C H , —CH—CH—COOH 1 1 CH3 NH.
leucyna Leu
C H ,- C H - C H , - CH -COOH I CH, NH-
fenyloalanina Phe kwas asparaginowy Asp cysteina Cys
C6H5- C H 2- C H - COOH NH, HOOC-CH2- C H - COOH l V NH, iS—CH2—CH—COOH NH,
więcej na WWW.ZDASZ.TO
I
272
129. Właściwości aminokwasów j 273
i XIV. ZWIĄZKI ORGANICZNE ZAWIERAJĄCE AZOT
129. Właściwości aminokwasów
□ Reakcje z kwasami R—CH—COOH + HCl-
■ Właściwości fizyczne
NH-,
□ Reakcje z zasadami ■R—CH—COOH NH3Cl
R—CH—COOH + NaOH—^ R-C H -C O O N a + H20 1 ^ 1 nh2 nh2
Aminokwasy charakteryzują się tym, że: ■ są ciałami stałymi, krystalicznymi i bezbarwnymi,
■Z0 np. CH2- C + HCl- — c h 2- c ; I OH i voh NH7 n h 3ci
* dobrze rozpuszczają się w rozpuszczalnikach polarnych (np. w wodzie, w etanolu), ■ nie rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych.
np. CH2—C + NaOH I OH NH7
chlorowodorek glicyny (chlorek glicyniowy)
CH I NH 3+
Badanie właściwości glicyny. Glicyna jest bezbarwną, krystaliczną substancją (1), która pod wpływem ogrzewania nie topi się, lecz roz kłada (2). Słabo rozpuszcza się w zimnej wodzie, lepiej w gorącej (3), a roztwór ma odczyn prawie obojętny (4)
— c h 2- c ; i xo h NH,+
CH2- C + H20 1 ONa NH7 2-aminoetanian sodu (a-aminooctan sodu)
CH2- C 1 \ r N H3+
+ OH"
*• c h 2I NH,
+ h 2o
c
\ r
Doświadczenie 1. Badanie właściwości glicyny (kwasu M-aminooctowego)
■ Powstawanie jonów obojnaczych
Do kolby wlewamy wodę destylowaną i dodajemy tro chę kwasu solnego oraz parę kropli roztworu oranżu
W 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
metylowego. Następnie wsypujemy glicynę i mieszamy zawartość naczynia. Kolejne etapy doświadczenia są
rzenia jonu obojnaczego. Cząsteczka aminokwasu ma wówczas charakter jonowy i jest jednocześnie anionem
pokazane na fotografii a.
(—COO-) i kationem (—N H 3+):
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
H ,C - C —C' I +NH,
H,C—C—C( I NH
doświadczenia są pokazane na fotografii b. Obserwacje: czerwona barwa oranżu metylowego
wzór jonu obojnaczego aminokwasu
wzór aminokwasu
w roztworze kwasu pod wpływem glicyny zmieniła się na żółtopomarańczową, a malinowa barwa fenolofta leiny w roztworze zasady po dodaniu glicyny zniknęła i roztwór stał się bezbarwny.
■ Właściwości amfoteryczne aminokwasów
|
Wnioski: glicyna reaguje zarówno z kwasem, jak i z za
Aminokwasy mają właściwości amfoteryczne, tzn. w reakcjach mogą zachowywać się jak kwas, i jak zasada
j
sadą, czyli wykazuje charakter amfoteryczny.
w zależności od rodzaju substancji, z którą reagują.
j
W roztworach wodnych aminokwasów zawierających w cząsteczkach jedną grupę karboksylową i jedną grupę
j
aminową ustala się stan równowagi, w którym występują trzy formy jonowe: kation COOH I
anion
jon obojnaczy COOOH“
COO-
;
I
0H-
C H - N H ,+ I R
CH —NH3+ I R
środowisko kwaśne
pH =pi
H
I
CH —NH-, I
R
środowisko zasadowe
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 karboksylowej).
i >
I
i
1
I j
j I
Punkt izoelektryczny (pi) to takie pH, w którym dany aminokwas występuje w postaci jonu obojnaczego.
W 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 H2N — Ć — H ch3 L-alanina
COOH H^Ć^NH2 ch3 : D-alanina
-^wiązanie skierowane do góry (nad płaszczyznę kartki)
Roztwór zawierający jony obojnacze nie przewodzi prądu elektrycznego, ponieważ ładunki dodatni i ujemny
j
są umieszczone na tej samej cząsteczce (sumaryczny ładunek takiego jonu wynosi 0).
I
więcej na WWW.ZDASZ.TO
■ Czynność optyczna aminokwasów
wiązanie skierowane w dół (pod płaszczyznę kartki) Wszystkie aminokwasy białkowe (poza glicyną) wykazują czynność optyczną i mają konfigurację L.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
274
131. Peptydy j
XIV. ZWIĄZKI ORGANICZNE ZAWIERAJĄCE AZOT
131. Peptydy
130. Kondensacja aminokwasów
■ Budowa cząsteczek
■ Tworzenie dipeptydów Najważniejszą 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
+
H , i JN - c - c r H I xOH R
H \ .
■ Peptydy to produkty kondensacji aminokwasów, zawierające wiązanie peptydowe (amidowe) między grupą karboksylową jednego aminokwasu a grupą aminową dru-
wiązanie peptydowe \ Q
giego aminokwasu. Aminokwas A/-końcowy (mający wolą grupę — N H 2) zapisuje się z lewej strony cząsteczki peptydu, a aminokwas C-końcowy (mający wolą grupę — COOH) z prawej.
grupy hydroksylowej pochodzącej z kwasu i atomu wodoru pochodzącego z grupy aminowej). H O h ,n - c - c 2 I xOH R
275
H O H I II \ j O h 2n - c - c - n - c - c + h 2o 2 I I I OH 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\ /JO _ _ + , i ) n - C H 2-COOH —► H2N - C H 2- C ( n / CH2COOH + h 2o OH H/
H \ JO h 2n - c - c ^ I OH R
+
H H O H H\ I JO I II I X) .n - c - c —► h 2n - c - c - n - c - c ; + H20 Hx | x 0H I I I X0H R R H R
■ I
W celu sprawdzenia, czy badany związek zawiera wiązania peptydowe i jest peptydem, wykonuje się reakcję biuretową.
h 2n - c h 2- c ;
2
Doświadczenie 1.
H glicyna Gly
Badanie obecności wiązania peptydowego w glutationie. Reakcja biuretową
glicyloglicyna Gly-Gly (dipeptyd)
glicyna Gly
Do dużej probówki wsypujemy pół łyżeczki glutationu, wlewamy około 5 cm3 wody, 3 cm3 W wyniku kondensacji dwóch cząsteczek różnych aminokwasów, np. glicyny i alaniny, powstają dwa różne dipeptydy: CH3 O ch3 O _JO H\ J__ _ ^ J0 -Hjq " 1 H2N—CH2—C CH—C H ,N - C H 2- C ' + yN—CH—C 7 z Nm/ ' xOH N' xOH OH H' I H
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 utworzył z wodorotlenkiem miedzi (II) roztwór o fioletowym zabarwie niu, czyli zaszła reakcja biuretową. W cząsteczkach glutationu występują zatem wiązania peptydowe.
Gly-Ala
Ala
Gly
CH, I JO H\ JO - h -o H2N - c H - c f + ; n - c h 2- c ; — xOH H/ xOH
ch3 O JO I II1 1 1 h 2n - c h - c Xm /CH2- c ( X NX xOH
■ Nazewnictwo peptydów Nazwę peptydu, określającą kolejność (sekwencję) aminokwasów, tworzy się w ten sposób, że wymienia się nazwy aminokwasów z koń
H Ala-Gly
Gly
Ala
zasady sodowej o stężeniu 10% i 2 cm3 roztworu siarczanu(VI) miedzi(II). Mieszamy zawartości probówki i ostrożnie ją ogrzewamy nad płomieniem palnika.
COOH
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.
■ Tworzenie polipeptydów Dipeptydy dzięki obecności wolnych grup funkcyjnych mogą ulegać kondensacji z następnymi aminokwasami,
alanyloseryloglicyna, Ala-Ser-Gly
□ Przykład 1. Z jakiej liczby reszt aminokwasowych składa się poniższa cząsteczka? Podaj jej nazwę, wskaż reszty aminokwasowe, N-koniec, C-koniec oraz wiązania peptydowe.
podczas której tworzą się tripeptydy, tetrapeptydy itd.: N-koniec
wiązania peptydowe
C-koniec wiązania peptydowe
\ H I JO H H2N - C - C ( I JO JI XN - C - Q H I I OH H CH3 Gly-Ala
H I + H -N-C-C I I xOH H CH3 alanina
/
\
/
H jO \ H 0 \ | l II >0 + h 2o H7N—c f C - N - - C + C - N f c - q X0 H I c h 3 ____ H, c h 3 L i± H tripeptyd Gly-Ala-Ala
W cząsteczkach dipeptydów i polipeptydów można wyodrębnić reszty poszczególnych aminokwasów 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 węgla C-końcem.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
N-koniec
/
\
C-koniec CH—COOH
reszta fenyloalaniny
reszta glicyny
reszta alaniny
Odpowiedź: Cząsteczka składa się z trzech reszt aminokwasowych. jej nazwa to fenyloglicyloalanina (Phe-G ly-Aia).
więcej na WWW.ZDASZ.TO
276
X IV .
Sprawdzian po dziale XIV j
ZWIĄZKI ORGANICZNE ZAWIERAJĄCE AZOT
277
Sprawdzian po dziale XIV
■ Hydroliza peptydów W celu określenia, z jakich aminokwasów są zbudowane białka i jaki jest ich skład ilościowy, przeprowadza się ich hydrolizę.
• Zadanie 1. Wybierz spośród podanych poniżej drobin reagenty reakcji fenyloammy (aniliny) z wodą. Wstaw w odpowiednie komórki tabeli właściwe wzory.
Schem at hydrolizy tripeptydu
C6H5NH2 ■ C6H5CH2NH2 ■ C6H5NH3+ ■ C6H5CH2NH3+ ■ C6H5NH" | •’Ó-
CH,
H
* C6H5CH2NH- * H20 ■ H30 + ■ OH- ■ H+ I _______________________________________________________________ i
COOH 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. CH2- C H / C x OH I I I :SH NH2
CK
C ... :NH OH
Zaznacz poprawną odpowiedź.
H / l *x CH' | .. CH2OH
Ile gramów mocznika uległo hydrolizie? A. 2,75 g
H seryna
alanina
cysteina
□ B. 3,45 g
L JC .5 ,2 1 g
□ D. 6,90 g
•• Zadanie 3. Oceń prawdziwość każdego zdania. Zaznacz P, jeśli zdanie jest prawdziwe, lub F, jeśli jest fałszywe.
Grupy hydroksylowe cząsteczek wody przyłączają się do atomów węgla grup amidowych, a wodór do atomów
l
Aminokwasy w formie kationowej występują wówczas, gdy pH < pi.
P /F
Hydrolizę peptydów można prowadzić w środowisku kwaśnym i zasadowym.
II
Aminokwasy dobrze rozpuszczają się w rozpuszczalnikach organicznych.
P /F
□ Hydroliza kwasowa glutationu
III
Wszystkie aminokwasy białkowe są optycznie czynne.
P /F
azotu z równoczesnym rozpadem wiązania peptydowego.
Gly
Cys
Glu
••• Zadanie 4. jedynymi produktami częściowej hydrolizy 1 mola peptydu Xzawierającego 40,678% węgla są
O
O
H2NCHCH2CH2c i N/ C H C {N/C H 2COOH + 2 H20 COOH
glicyna i glicyloglicyna, pozostające w stosunku molowym 1 : 1.
H+
Oceń prawdziwość każdego zdania. Zaznacz P, jeśli zdanie jest prawdziwe, lub F, jeśli jest fałszywe.
!• CH2 :H I i SH
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 •1024 cząsteczek glicyny.
P/F
glutation
H2N - C H - C H 2- C H 2-COOH + H2N —CH—COOH + H2N - C H 2-CO OH COOH
CH2SH
kwas glutaminowy
cysteina
glicyna •• Zadanie 5. Do trzech probówek wprowadzono różne ilości NaOH i CH 3COOH i otrzymano roztwory o pH równym odpowiednio 4, 6 i 8. Następnie do każdej z probówek dodano glicynę.
□ Hydroliza kwasowa dipeptydu Ala-Ala O!
CH,
glicyna
C H j- C H - g L / C H C O O H + H20 -2— 2 CH3—CH—COOH
1
glicyna
I
1
NH-
nh2 alanyloalanina
glicyna
1
alanina
2
3
□ Hydroliza kwasowa tripeptydu Gly-Gly-Ala roztwór o pH =4 —
CH, N H 2CH2c Ł / C H 2g L / C H C O O H + 2 H 20 ^ - 2 H2N - C H 2-COOH + h 2n - c h - c o o h CH, glicyloglicyloalanina
więcej na WWW.ZDASZ.TO
glicyna
alanina
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.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
i
133. Struktura przestrzenna białek
'
*
279
f
133. Struktura przestrzenna białek
XV. Białka
■ Struktura pierwszorzędowa białek ■ Struktura pierwszorzędowa białka to kolejność reszt aminokwasowych włańcuchu polipeptydowym, czyi tzw. sekwencja a-aminokwasów w białku. O
132. Budowa białek
O
O
I Budow a cząsteczek
SH
Białka to związki wielkocząsteczkowe (polimery) zbudowane z reszt aminokwasów białkowych połączonych wiązaniami peptydowymi:
Podstawniki w łańcuchu białkowym pochodzące od różnych aminokwasów
1)
u
ii
CH- - C - N H - -CH- - C - N H - - CH | 1 R2 R1 R Cząsteczki poszczególnych białek różnią się między sobą rodzajem i ko
-Gly-Ala-Gly-Phe-Cys-
Podstawnik R-
Aminokwas
0
O
-N-CH 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 I H h ch3 h h ch2 h ch2
Gly
! H-
Ala
: CH3-
Phe
: Ar—CH2—
Ser
i O H - C H 2-
lejnością podstawników, które są charakterystyczne dla tworzących je i h s - c h 2Cys a-aminokwasów. Białka są polimerami kondensacyjnymi a-aminokwasów, ponieważ powstają w wyniku reakcji, w której cząsteczki aminokwasów łączą się ze sobą, tworząc większą od
reszta aminokwasu
Struktura pierwszorzędowa białka - fragment łańcucha białkowego
nich cząsteczkę produktu głównego (białka) z wydzieleniem produktu małocząsteczkowego (wody). H I .A H ,N - C - C I R
H H\ ; n- cHy I R
H I /> h 7n - c - c - n - c - c + h 2o 2 I I I OH R H R H O
•O c;
OH
Przykładowy polipeptyd zbudowany z n cząsteczek glicyny:
□ Proces kondensacji aminokwasów białkowych tripeptydy
i dipeptydy
oligopeptydy
i białka proste
polipeptydy
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 poszczególne fragmenty łączą się za pośrednictwem wiązań wodorowych.
H-fN -CH 2-C4;OH I II H O
aminokwasy
■ Struktura drugorzędowa białek
białka złozonc
Struktura a (a-helisa)-łańcuch polipeptydowy przyj-
Struktura fi (struktura pofałdowanej kartki, tzw.
muje kształt prawoskrętnej linii śrubowej (helisy), Struktura ta jest stabilizowana przez wiązania wodo rowe powstające między grupami NH i CO należącymi do sąsiednich.zwojów helisy.
^-harmonijka)-łańcuchy polipeptydowe tworzą pofał-
t
Przyjmuje się, że białka (duże polipeptydy) są zbudowane z co najmniej 100 reszt aminokwasowych, natomiast
dowaną powierzchnię, ponieważ wiązania wodorowe powstają między dwoma wyprostowanymi łańcuchami poi i peptydowymi położonymi równolegle obok siebie.
>
polipeptydy i oligopeptydy odpowiednio z kilkudziesięciu i kilkunastu reszt aminokwasowych.
□ Podział białek Białka
proste cząsteczki są zbudowane wyłącznie z a-aminokwasów
złożone
m :
zbudowane z łańcucha białkowego połączonego z tzw. grupą prostetyczną, czyli niebiałkową grupą organiczną lub nieorganiczną (np. resztą kwasu ortofosforowego (V)) Struktura drugorzędowa białek: a - struktura a, b - struktura fi
więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
I
280
281
134. Właściwości białek
XV. BIAŁKA
134. Właściwości białek
■ 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. ■ Oddziaływania jonowe tworzą się między przeciwnie naładowanymi grupami —N H 3+i —COO~ znajdującymi się włańcuchach bocznych cząsteczek niektórych aminokwasów. ■ Oddziaływania (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.
■ Właściwości fizyczne białek i ich roztworów Różnorodność 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),
+ NaCl
■ białka mają zdolność wiązania jonów, ■ białka wędrują w polu elektrycznym (zjawisko elektroforezy),
Na1
■ białka skręcają płaszczyznę polaryzacji światła w lewo, O II -N-CH -C-NI I I H CH, H I SH SH I H CH, H I I 2 I -N-CH-C-NII O Struktura trzeciorzędowa białka
Cl'
■ białka pod wpływem różnych czynników ulegają koagulacji odwracalnej (wysalanie) bądź nieodwracalnej (denaturacja).
□ Denaturacja białek ■ Denaturacja białek to nieodwracalna koagulacja, ponieważ zostaje znisz [Q]; : [H]
czona struktura przestrzenna białka (wiązania peptydowe są zachowa mostek disiarczkowy
ne). Białko traci swoje właściwości fizyczne, chemiczne i biologiczne. Czynniki wywołujące denaturację białek:
Pod wpływem chlorku sodu białko ulega koagulacji
■ sole metali ciężkich, ■ mocne kwasy i mocne zasady, ■ niektóre związki organiczne (np. stężone roztwory alkoholi, garbniki, detergenty) ■ wysoka temperatura,
Tworzenie i rozpad mostków disiarczkowych
■ promieniowanie o wysokiej energii. Doświadczenie 1.
■ Struktura czwartorzędowa białek
2
■ Struktura czwartorzędowa dotyczy białek zbudo wanych z kilku łańcuchów polipeptydowych tworzą
Cząsteczka hemoglobiny krwi jest białkiem zbu dowanym z czterech podjednostek (łańcuchów),
Do czterech probówek wlewamy po 2 cm3 roztworu
cych odpowiedni układ przestrzenny. Określa ona sposób usytuowania względem siebie podjednostek
z których każda ma niezależną strukturę pierw
białka jaja kurzego (białko wymieszane z wodą destylo
białkowych, z których każda ma swoją strukturę
szo-, drugo- i trzeciorzędową. Podjednostki te nie są związane kowalencyjnie. Każda z nich zawiera
waną). Probówkę nr 1 ogrzewamy w płomieniu palnika, a do pozostałych dodajemy kolejno:
pierwszo-, drugo- i trzeciorzędową.
cząsteczkę hemu - grupę niebiałkową.
Struktura czwartorzędowa jest stabilizowana przez mostki disiarczkowe, wiązania wodorowe, oddziały
4
Badanie procesu denaturacji białka
■ nr 2 - 2
cm3 roztworu siarczanu(VI) miedzi (II),
■ nr 3 -
cm3 roztworu azotanu(V)ołowiu(ll),
2
■ nr 4 - 2
wania jonowe i siły van der Waalsa.
3
h 9H|
C" ’f3S
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. cztery podjednostki
hem
Wnioski: białko pod wpływem podwyższonej tempe
białko
ratury, soli miedzi(II) i ołowiu(II) oraz alkoholu uległo procesowi denaturacji. Proces ten jest nieodwracalny.
□ Wysalanie białek
Struktura czwartorzędowa białka
więcej na WWW.ZDASZ.TO
Struktura czwartorzędowa białka hemoglobiny krwi
■ Wysalanie białek to odwracalna koagulacja zachodząca pod wpływem soli metali lekkich i soli amonowych (np. NaCl, Na2S0 4, (N H 4)2S 0 4). Nie narusza struktury przestrzennej białek.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
I
282
135. Wykrywanie białek
I XV. BIAŁKA
j
283
135. Wykrywanie białek
Doświadczenie 2. Badanie procesu wysalania białka
I Reakcja ksantoproteinowa
Do probówki wlewamy 2 cm3 roztworu białka jaja kurzego (białko wy
Reakcja ksantoproteinowa to reakcja barwna, wykorzystywana do wykrywania obecności białek. Świadczy
mieszane z wodą destylowaną) i dodajemy 1 g chlorku sodu. Zawartość probówki intensywnie mieszamy (1). Następnie do probówki dodajemy
ona o obecności reszt aminokwasów aromatycznych - pod wpływem stężonego kwasu azotowego(V) białko przyjmuje żółte zabarwienie, które zmienia się na pomarańczowe po dodaniu zasady.
10 cm3 wody destylowanej i intensywnie wstrząsamy (2). Obserwacje: po dodaniu soli do roztworu białka nastąpiło strącenie bia
0
łego osadu. Osad zniknął po dodaniu wody destylowanej.
'/www— [\J
II
— Q -— w w m
0 hno
3
------ > ł/www— [sj
II
(J{~|— (J— w w w v
0 om
------ > jwww*— 1\]
II
(2H — C —
Wnioski: wysalanie białka jest procesem odwracalnym. 'NO,
■ Właściwości chemiczne białek
OH żółte zabarwienie
□ Hydroliza
pomarańczowe zabarwienie
Białka ulegają hydrolizie enzymatycznej, kwasowej i zasadowej. O
H
O O 1 1 -N—R —C- ■n-r2- c — I I H H
+ H -O H
H+
O
-N -R1—C—OH + H—N—R —CI I H H
Hydroliza białek jest procesem stopniowym, w którego wyniku otrzymuje się coraz krótsze łańcuchy polipep-
Doświadczenie 1.
¡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-
tydowe, oligopeptydowe, a w końcowym etapie aminokwasy.
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 żółte zabarwienie przechodzi w pomarańczowe.
białko złozone
Wnioski: białka ulegają reakcji ksantoproteinowej. Reakcja ksantoproteinowa polega na nitro waniu pierścienia aromatycznego reszty aminokwasu (tyrozyny lub fenyloalaniny).
białka proste
■ Reakcja biuretową ■ Reakcja biuretową 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 peptydowe w różnych związkach or
oligopeptydy
©
O
ganicznych (nie tylko w białkach i peptydach). Warunkiem koniecznym pozytywnego wyniku tej próby jest występowanie co najmniej dwóch wiązań peptydowych znajdują cych się obok siebie lub przedzielonych nie więcej niż jednym atomem węgla. Nazwa
*
* O i
%
O
tej reakcji pochodzi od najprostszego związku, który jej ulega, a mianowicie biuretu, czyli dimeru mocznika.
O
* o
O II H ,N - C - N I H
■NH,
Wzór biuretu
aminokwasy
G
□ Reakcje charakterystyczne Do 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. Dodanie roztworu siarczanu(VI) miedzi(II)
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.
do zasadowego roztworu białka powoduje pojawienie się fioletowego zabarwienia.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
284 I XV. BIAŁKA
Sprawdzian po dziale XV • Zadanie 1. Białka są zbudowane z reszt aminokwasów białkowych połączonych wiązaniami peptydowymi. Uzupełnij zdanie, tak aby było prawdziwe. Zaznacz odpowiednią informacją. Łańcuch białka zawierający 125 wiązań peptydowych jest zbudowany ze 123 / 124 / 125 / 126 reszt aminokwasowych. •• Zadanie 2. Struktura czwartorzędowa dotyczy białek zbudowanych z kilku łańcuchów polipeptydowych
136. Klasyfikacja cukrów
tworzących odpowiedni układ przestrzenny. Zaznacz poprawne dokończenie zdania.
■ Informacje ogólne
Struktura czwartorzędowa białek jest stabilizowana f j A. tylko przez wiązania wodorowe i oddziaływania jonowe.
Cukry to związki organiczne składające się z atomów węgla, wodoru i tlenu.
j | B. tylko przez oddziaływania van der Waalsa. [ j C. tylko przez mostki disiarczkowe i oddziaływania van der Waalsa. Cukry
i j D. przez mostki disiarczkowe, wiązania wodorowe, oddziaływania jonowe i siły van der Waalsa.
1
•• Zadanie 3. Poniższy schemat prezentuje jedną z reakcji umożliwiających wykrycie białka. proste
dwucukry
1
wielocukry
Cząsteczki cukrów prostych zawierają jednocześnie dwa rodzaje grup funkcyjnych: grupy hydroksylowe (—OH) i grupą aldehydową (- C H O ) lub ketonową - C (O )- .
żółte zabarwienie
pomarańczowe zabarwienie
|poiihytlroksychdehvi1yj /uwieraią grupę hydroksylową ! dlcenydowcj
ipohhydroksyketony) zawierają grupę hydroksylową : karhonylową
Zaznacz poprawne dokończenie zdania. Powyższy schemat przedstawia
triozy ; łańcuch jest zbudowaj ny z 3 atomów węgla
[_] A. reakcję z wodą bromową. j 1 B. próbę Tollensa.
tetrozy łańcuch jest zbudowa ny z 4 atomów węgla
pentozy łańcuch jest zbudowa ny z 5 atomów węgla
heksozy łańcuch jest zbudowa- I ny z 6 atomów węgla I
i | C. reakcję ksantoproteinową. L J D. reakcję biuretową. •• Zadanie 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.
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 - O H oraz grupę -CHO, którego łańcuch jest zbudowany z 5 atomów węgla.
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 różowofioletowe zabarwienie zawar
■ Ketoheksoza to cukier prosty zawierający grupy funkcyjne -O H oraz grupę - C (0 )- , którego łańcuch jest zbudowany z 6 atomów węgla.
□ Przykłady cukrów prostych
tości probówki. □ C. reakcji ksantoproteinowej, w której wyniku obserwujemy charakterystyczne pomarańczowe zabarwienie zawartości probówki, a po dodaniu roztworu wodorotlenku staje się ono żółte. □ D. reakcji ksantoproteinowej, w której wyniku obserwujemy charakterystyczne żółte zabarwienie zawartości probówki, a po dodaniu roztworu wodorotlenku staje się ono pomarańczowe. ••• Zadanie 5. Białka ulegają hydrolizie enzymatycznej, kwasowej i zasadowej. Dokończ równanie reakcji
Wzót cukru
hydrolizy białka. Napisz odpowiednie wzory półstrukturalne. O —
więcej na WWW.ZDASZ.TO
CHO 1 H -C-O H 1 CH?OH
O CH3
C-CH 2 - N - C - C H - N — I I H H
+ H20 — ► .............
.
CHO 1 H —C —OH 1 H-C-O H 1 CH2OH
,
CHO •' 1 ■ H -C-O H 1 •' H-C-O H 1 H-C-O H ' 1 : : CH2OH
+ ............. Rodzaj cukru
aldotrioza
aldotetroza
aldopentoza
CH2OH 1 C=0 1 HO -C-H 1 H -C-O H 1 H-C-O H 1 CH2OH
ketoheksoza
więcej na WWW.ZDASZ.TO
137.
XVI. CUKRY
286
137. Pochodzenie cukrów prostych
■ Obliczamy ilość powstającej glukozy przy wydajności 75%. 1,34 kg C6H 120 g — 100%
m c 6H12o 6— 75%
■ Informacje ogólne
mc6H12o6=l,01 kg
Cukry 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
■
—
czyli 1 kmol C 02 — 1 kmol 0 2
6 C02 + 6 H20 + energia świetlna chlorofil-> C6H 120 6 + 6 0 2
22,4
□ Występowanie cukrów prostych
m3 C 02 — 22,4 m3 0 2
1 m3 C02 — y y = 1 m3
Wzór sumaryczny
Występowanie
ryboza
c 5h 10o 5
wchodzi w skład rybonukleozydów, nukleotydów (np. AMP, czyli adenozynomonofosforan), dinukleotydów (np. NADP, czyli dinukleotyd nikotynoamidoadeninowy), kwasu rybonukleinowego (RNA), niektórych koenzymów (koenzymu A) i witamin (witaminy B2 i B12) ____________
2-deoksyryboza
c 5h 10o 4
wchodzi w skład nukleozydów, nukleotydów i kwasów nukleinowych (DNA)
glukoza
Q H 12o 6
znajduje się w znacznych ilościach w owocach (zwłaszcza w winogronach, stąd __________ nazwa - cukier gronowy) i miodzie
fruktoza
c 6h 12o 6
znajduje się w owocach, nektarze kwiatów, miodzie, spermie ssaków
mannoza
c 6h 12o 6
znajduje się w owocach (bardzo rzadko)
C6H1206
nie występuje w postaci wolnej, jest wiązana z białkiem i tłuszczem. U zwierząt wy stępuje w postaci składnika cukru mlekowego oraz składnika substancji mózgowej^
galaktoza
. . .
* Na podstawie stechiometrii równania obliczamy ilość powstającego tlenu. 6 kmol C 02 — 6 kmol 0 2
tlenek węgla(IV) i woda, a produktami cukry i tlen.
Nazwa cukru
Pochodzenie cukrów prostych j 287
■ Obliczamy ilość powstającego tlenu przy wydajności 75%. 1 m3 — 100% %
= 75%
Vq2= 0,75 m3 (750 dm3) Odpowiedź: W procesie fotosyntezy z 1 m3tlenku węgla(IV) (przy założeniu, że proces zachodzi z wydajnością 75%) można otrzymać 1,01 kg glukozy i 750 dm3 tlenu.
■ 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.
□ Porównanie zawartości glukozy i fruktozy w niektórych owocach Glukoz.i.
Owoce
|
G D. Produktem procesu fotosyntezy jest tylko glukoza.
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
śliwki
3,4-6,0
2,6-3,7
winogrona
6,2-8,5
7,2-9,3
• Zadanie 2. Pewien cukier wchodzi w skład m.in. DNA. Zaznacz poprawne dokończenie zdania. Cukrem tym jest
.... ....
1 1
□ A. ryboza.
□ C. giukoza.
□ B. 2-deoksyryboza.
□ D. fruktoza.
• Zadanie 3. Zaznacz poprawne dokończenie zdania. Nazwa zwyczajoVa cukier gronowy odnosi się do □ A. glukozy.
7-' Q
L J B. fruktozy.
c. rybozy.
j_ j D. 2-deoksyrybozy.
O Przykład 1.
•• Zadanie 4. Oblicz, ile gramów glukozy powstanie w procesie fotosyntezy ze 100 g wody, przy założeniu, że proces zachodzi z wydajnością n>= 60%.
Oblicz, ile kg glukozy i ile dm3 tlenu może powstać w procesie fotosyntezy z 1 m3 tlenku węgla(IV) (w przeliczeniu na warunki normalne), przy założeniu, że proces zachodzi z wydajnością 75%. Podaj wynik z dokładnością
W procesie fotosyntezy ze lOO g wody powstanie około
Zaznacz poprawne dokończenie zdania.
A.
do części setnych. Rozwiązanie ■ Zapisujemy równianie procesu fotosyntezy. 6 C 02 + 6 H20 + energia świetlna chlorof'i^ C5H 120 6 + 6 0 2 ■ Na podstawie stechiometrii równania obliczamy ilość powstającej glukozy. 6 kmol C 02— 1 kmol C6H 120 6 6 •22,4 m3 C 02 — 180 kg CgH-^Og 1 m3 — x
więcej na WWW.ZDASZ.TO
60 g glukozy.
□ B. 100 g glukozy.
1,34 kg
C. 167 g glukozy. □ D. 278 g glukozy.
•• Zadanie 5. Oblicz, ile m3 tlenu (odmierzonego w warunkach normalnych) powstanie w procesie fotosyntezy ze 100 kg tlenku węgla(IV), przy założeniu, że proces zachodzi z wydajnością i*>= 80%. Zaznacz poprawne dokończenie zdania. W procesie fotosyntezy ze 100 kg tlenku węgla(IV) powstanie około □ A. 2,3 m3 tlenu.
Q
C. 50,9 m3 tlenu.
G
G
D. 63,6 m3 tlenu.
B. 40,7 m3 tlenu.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
288
i XVI. CUKRY
138.
138. Wzory łańcuchowe i taflowe cukrów prostych
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 H O lub — C (0 )—) a ostatnim asymetrycznym atomem węgla (czyli odpowiednio między C-, i C4 dla rybozy i 2-deoksyrybozy, C, i C5 dla glukozy, C2 i C5 dla fruktozy).
■ Wzory Fischera
Cząsteczka glukozy tworzy więc pierścień sześcioczłonowy, a cząsteczki rybozy, 2-deoksyrybozy i frukto zy - pierścień pięcioczłonowy.
Cukry proste mogą występować w postaci łańcuchowej lub cyklicznej (pierścieniowej). Budowę łańcuchową cukrów prostych ilustruje się za pomocą tzw. wzorów projekcyjnych Fischera. W przypadku cukrów mamy do czynienia z tzw. izomerią optyczną (patrz temat 80). Najprostszym cukrem prostym jest aldehyd glicerynowy, który występuje w postaci dwóch enancjomerów (w przyrodzie występuje
Wzory D-fruktozy CH,OH
CH,OH
tylko aldehyd D-glicerynowy). Posłużył on jako wzorzec do określania tzw. konfiguracji.
H O-CCHO 1 HO -C-H 1 CH2OH
CHO H-C-O H c h 2o h
H O -C-H
H—c
aldehyd L-glicerynowy
aldehyd D-glicerynowy
H O -C-H 4I H -C-O H
CH2OH
Konfiguracja podstawników przy przedostatnim atomie węgla, nazywanym węglem konfiguracyjnym, określa
forma łańcuchowa
6CH,OH
O 2
CH,OH O H ^I2 OH
h
CH2OH
OH
odmiana cykliczna
CHoOH
H
OH
a-D-fruktofuranoza
’-D-fruktofuranoza
szereg (D lub L), do jakiego należy dany cukier. Cukry występujące w przyrodzie należą do szeregu D (grupa — OH przy ostatnim asymetrycznym 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 -C-O H H -C-O H 41 H -C-O H
H-C-O H
’c h 2o h i
21
H-C-H
5c h 2o h
H> Z 3
21
C=0 31 HO -C-H 1 H-C-O H 1 H -C-O H 61 CH2OH
H-C-O H -, i HO -C-H
4■
H-C-O H
H-C-O H 5CH2OH
H-C-O H 6c h 2o h
D-ryboza (polihydroksyaldehyd) (aldopentoza)
D-fruktoza ( poli hydroksyketon) (ketoheksoza)
D-glukoza (polihydroksyaldehyd) (aldoheksoza)
D-2-deoksyryboza (polihydroksyaldehyd) (aldopentoza)
3. Grupa - O H przy anomerycznym atomie węgla może znajdować się nad płaszczyzną pierścienia (odmiana /?, anomer/?) lub pod płaszczyzną pierścienia (odmiana a, anom er«). 4. Atomy lub grupy atomów znajdujące się po prawej stronie we wzorze Fischera 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 —CH2OH (odpowiednio C5 dla rybozy i 2-deoksyrybozy oraz C6 dla glukozy i fruktozy) znajduje się nad płaszczyzną pierścienia we wzorze Hawortha. 6. Nazwy cukrów w formie cyklicznej tworzy się od nazw pięcio- lub sześcioczłonowych pierścieniowych związków heterocyklicznych.
O piran
fu ran
□ Wzory pierścieniowe oraz nazwy cukrów prostych CH2OH
OH
o
H
5CH2OH
1
2| OH
OH
H OH
/?-D-ryboza 5-D-rybofuranoza
■ Wzory Hawortha
2j OH
OH
a-D-ryboza a-D-rybofuranoza
W rzeczywistości cukry proste występują głównie w postaci pierścieniowej. Budowę pierścieniową cukrów 5CH,OH _
prostych ilustruje się za pomocą tzw. wzorów taftowych Hawortha.
wana niżej znajduje się bliżej obserwatora.
anomeryczny atom węgla
obserwator
CH,OH OH
* S-D-fruktoza -D-fruktofuranoza
OH OH
H
yff-D-2-deoksyryboza ’-D-2-deoksyrybofuranoza 5CH2O H , o
OH a-D-2-deoksyryboza a-D-2-deoksyrybofuranoza
anomeryczny atom węgla
OH a-D-fruktoza :-D-fruktofuranoza y9-D-glukoza /FD-glukopiranoza
więcej na WWW.ZDASZ.TO
5CH2O l ^ o
H
F
□ Zasady rysowania wzorów cyklicznych 1. Zakłada się, że pierścień leży w płaszczyźnie prostopadłej do płaszczyzny rysunku, a jego krawędź naryso
OH
o
a-D-glukoza a-D-glukopiranoza
więcej na WWW.ZDASZ.TO
290
140. Właściwości glukozy i fruktozy
XVI. CUKRY
140. Właściwości glukozy i fruktozy
139. Właściwości redukujące cukrów ■ Informacje ogólne
■ Właściwości fizyczne
Wszystkie cukry proste mają właściwości redukujące, czyli dają pozytywny wynik prób Tollensa i Trommera. Cukry reagujące z Cu(OH)2 oraz z Ag20 nazywa się cukrami redukującymi.
Glukoza i fruktoza są przedstawicielami cukrów prostych, czyli monosacharydów. Cukry te charakteryzują się tym, że:
■ Uproszczony zapis reakcji cukru z odczynnikiem Tollensa
■ są krystalicznymi, białymi ciałami stałymi;
cukier prosty + Ag20 reduktor
NHs > produkt utleniania cukru + 2 Ag
utleniacz
■ Uproszczony zapis reakcji cukru z odczynnikiem Trommera
■ bardzo dobrze rozpuszczają się w wodzie, słabo w alkoho lach, a nie rozpuszczają się w niepolarnych rozpuszczalnikach organicznych; ■ ich wodne roztwory mają odczyn obojętny;
cukier prosty + 2 Cu(OH)2 —^ produkt utleniania cukru + Cu20 +2 H20 reduktor
291
utleniacz
* 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 ma odczyn obojętny)
Doświadczenie 1. Reakcja cukru prostego z odczynnikiem Tollensa Do 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
■ Właściwości chemiczne □ Właściwości redukujące
przez kilka minut (2).
Glukoza i fruktoza wykazują właściwości redukujące (reagują z odczynnikami Tollensa i Trommera) (patrz temat 139).
Obserwacje: po kilku minutach ogrzewania na ściankach probówki osadza się
Cukier wykazuje właściwości redukujące, jeżeli
lustro srebrne lub strąca się czarny, bezpostaciowy osad.
■ we wzorze łańcuchowym cukru znajduje się grupa aldehydowa (ryboza, 2-deoksyryboza, glukoza) lub ugru powanie typu (fruktoza):
i całość mieszamy (1). Probówkę umieszczamy w łaźni wodnej i ogrzewamy
Wnioski: glukoza wykazuje właściwości redukujące.
I
c=o Doświadczenie 2.
I
H-C-OH Reakcja cukru prostego z odczynnikiem Trommera Do probówki wprowadzamy kilka cm3 roztworu siarczanu(VI) miedzi(ll) i doda
■ we wzorze pierścieniowym znajduje się ugrupowanie typu:
jemy tyle roztworu wodorotlenku sodu, aż zawartość probówki stanie się szafi
fragment pierścienia cukru
rowym roztworem. Do przygotowanej mieszaniny dodajemy szczyptę fruktozy.
grupa hydroksylowa przy anomerycznym atomie węgla
Zawartość probówki mieszamy (1), po czym ogrzewamy do wrzenia nad pło mieniem palnika (2). Obserwacje: po kilku minutach ogrzewania z szafirowego roztworu strąca się
anomeryczny atom węgla
ceglastoczerwony osad. Wnioski: fruktoza wykazuje właściwości redukujące.
□ Właściwości utleniające
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:
c=o<*-
HO
I C-H 41
więcej na WWW.ZDASZ.TO
'C - H H ■T OH H
HO
OH
H
OH
H - C OH J CH2OH
H
OH
D-fruktoza
D-glukoza
H-C
■ Redukcja glukozy CHO | H -C-O H
OHH-C-H I
Monosacharydy mogą ulegać reakcji redukcji, przyłączając wodór do anomerycznego atomu węgla. W wyniku tej reakcji powstają alkohole wielowodorotlenowe.
6I
c h 2o h
HO -C-H
CH2OH
[H]
H -C-O H | H O—C —H
1
H -C-O H | H -C-O H | CH2OH D-glukoza
H-C-O H | H -C-O H | , CH20H sorbitol
Sorbitol to bezbarwna substancja krystaliczna o słodkim smaku, dobrze rozpuszczalna w wodzie, stosowana m.in. jako dodatek do żywności.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
292
J
XVI. CUKRY
141. Budowa i występowanie dwucukrów
293
141. Budowa i występowanie dwucukrów
■ Redukcja rybozy CH2OH
CHO
■ Budowa dwucukrów
H -C-O H
H -C-O H [H]
H -C-O H
H -C-O H
Cząsteczki dwucukrów są zbudowane z dwóch reszt monosacharydów połączonych wiązaniem glikozydowym.
O 1 -u1
H-C-O H
Wiązanie glikozydowe tworzy się między grupą hydroksylową połączoną z anomerycznym atomem węgla jednego cukru a dowolną grupą hydroksylową drugiego cukru.
c h 2o h
CH2OH
□ Budowa sacharozy
rybitol
D-ryboza
Cząsteczka sacharozy jest zbudowana z dwóch reszt cukrów prostych: glukozy i fruktozy, które są połączone ze sobą atomem tlenu.
Rybitolto składnik witaminy B2 (ryboflawiny).
□ Fermentacja alkoholowa Glukoza i fruktoza ulegają fermentacji alkoholowej, czyli beztlenowemu procesowi rozkładu cukrów do alkoholu
W cząsteczce sacharozy wiązanie glikozydowe jest utworzone między atomami Q reszty a-glukozy i C2 reszty ^-fruktozy.
etylowego i tlenku węgla(IV) zachodzącemu pod wpływem enzymów występujących w drożdżach. j
enzymy
(
.
C6H 120 6--- — ^ 2 C 2H 5OH + 2 C 0 2t
reszta a-glukozy
| □ Przemiany metaboliczne |
Glukoza i fruktoza ulegają przemianom metabolicznym (w komórkach organizmów) do tlenku węgla(IV)
!
i wody. W przemianie tej jest wydzielana również energia - glukoza pełni funkcję najważniejszego źródła
I
energii organizmów ludzi i zwierząt.
wiązanie a,/M,2-0-glikozydowe
enzymy
|
C6H 120 6 + 6 0 2------ ^ 6 C 02 + 6 H20 + energia reszta ^-fruktozy CH,OH
■ Odróżnianie glukozy od fruktozy Glukoza łatwo ulega utlenieniu. Czynnikiem utleniającym może być wodny roztwór bromu. Fruktoza nie ulega
□ Budowa maltozy
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.
Cząsteczka maltozy jest zbudowana z dwóch reszt a-glukozy. Wiązanie glikozydowe jest utworzone między atomem C] reszty pierwszej a-glukozy i C4 drugiej reszty a-glukozy.
CHO I H- -C-OH HO-
-H
H-
-OH
H-
-OH
4- Br2 + 2 NaHC03 utleniacz
CH,OH D-glukoza
COOH I H -C- -OH I HO -C-H + 2 NaBr + 2 C02 + H20 I H-C-O H I H-C-O H I CH2OH
CH->OH
H
t
c h 2o h
OH
reszta a-glukozy
kwas glukonowy
reszta a-glukozy
wiązanie a-l,4-0-glikozydowe
reduktor Doświadczenie 1.
Występowanie dwucukrów Odróżnianie glukozy od fruktozy Do dwóch probówek wprowadzamy po 2 cm3wody bromowej oraz
glukoza
fruktoza
Nazwa cukru
szczyptę wodorowęglanu sodu i lekko mieszamy zawartość pro bówek. Następnie 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 wodoro węglanu sodu i utlenia się do kwasu glukonowego. Fruktoza nie ulega reakcji z wodą bromową w obecności wodorowęglanu sodu.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
Br->+ NaHC03' ^ v —z'
Br2 + NaHCO,
Występowanie
sacharoza
znajduje się w owocach, liściach, łodygach, nasionach i kwiatach niektórych roślin, jest głównym składnikiem cukru trzcinowego i cukru buraczanego
maltoza
w stanie wolnym występuje rzadko, np. w kiełkujących nasionach; jest przejściowym produktem trawienia skrobi
celobioza
nie występuje w stanie wolnym w roślinach; jest przejściowym produktem hydrolizy celulozy
laktoza
znajduje się w mleku ssaków (stąd nazywana jest cukrem mlecznym); mleko kobiece zawiera ok. 6% mas., a mleko krowie ok. 4,5% mas. laktozy
więcej na WWW.ZDASZ.TO
294
142. Właściwości redukujące dwucukrów j 295
XVI. CUKRY
Doświadczenie 1 .
142. Właściwości redukujące dwucukrów
Badanie właściwości redukujących sacharozy i maltozy
■ Informacje ogólne
Próba Tollensa
Dwucukry w zależności od budowy wykazują właściwości redukujące (reagują z odczynnikami Tollensa i Trommera) lub ich nie wykazują. Sacharoza nie wykazuje właściwości redukujących, ponieważ oba anomeryczne atomy węgla są zablokowane wiązaniem glikozydowym (przy anomerycznych atomach węgla nie ma grup hydroksylowych). Sacharoza jest cukrem nieredukującym.
Do dwóch probówek wprowadzamy po 2 cm3 roztworu azotanu(V) srebra(l) oraz po 2 cm3 roztworu 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 sacharozą nie strącił się osad.
anomeryczny atom węgla
1I
mmem ; 2
n
wiązanie glikozydowe 6CH2O ł ^ O
■
anomeryczny atom węgla
C H 2OH 4|
H
OH
Maltoza wykazuje właściwości redukujące, ponieważ do jednego z anomerycznych atomów węgla jest przy
I
Do dwóch probówek wprowadzamy po kilka cm3 roztworu siarczanu (VI) miedzi (i I) i dodajemy odpowiednią ilość roztworu wodorotlenku sodu (aż do uzyskania szafirowego roztworu). Następnie do probówek wprowadzamy po
anomeryczny atom węgla
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 (probówka nr 2, fot. c, fot. d).
anomeryczny atom węgla
wiązanie glikozydowe
I I I Próba Trommera
łączona grupa hydroksylowa. Maltoza jest cukrem redukującym.
6C H 2OH
j
grupa hydroksylowa przyłączona do anomerycznego atomu weala
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.
c
□ Przykład 1.
1
1 2 :
^ d
l i
p
i 2
t __
Przeanalizuj poniższe struktury i określ, czy cukry te wykazują właściwości redukujące. Rozwiązanie i odpowiedź CH,OH CH,OH
CH,O H OH
H
sacharoza
laktoza
Cząsteczka sacharozy jest zbudowana z reszty D-glukozy i reszty D-fruktozy. Wiązanie O-glikozydowe znajduje
Cząsteczka laktozy jest zbudowana z reszty D-galak-
się między anomerycznymi atomami węgla. W związku z tym, cukier ten nie wykazuje właściwości redukujących.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
Wnioski: Sacharoza nie wykazuje właściwości redukujących. Maltoza wykazuje właściwości redukujące. tozy i reszty D-glukozy. Przy anomerycznym atomie węgla reszty D-glukozy znajduje się grupa - O H . Cu kier ten ma zatem właściwości redukujące.
Uwaga: W próbie Trommera strącenie się w probówce z sacharozą czarnego osadu (CuO) jest wynikiem ter micznego rozkładu wodorotlenku miedzi(II): Cu(OH) 2 —»■CuOł + H20
więcej na WWW.ZDASZ.TO
I
296
143. Właściwości dwucukrów I 297
XVI. CUKRY
143. Właściwości dwucukrów
Doświadczenie 1. Badanie właściwości produktów hydrolizy sacharozy
■ Właściwości fizyczne Disacharydy charakteryzują się tym, że:
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
i,
■ są krystalicznymi, białymi ciałami stałymi;
i
b na ogół są nierozpuszczalne w wodzie (z wyjątkiem sacharozy);
j aż do uzyskania odczynu lekko zasadowego (2). Następnie wprowadzamy kilka cm3 roztworu siarczanu(VI) [ miedzi(II) (3). Zawartość probówki mieszamy i ogrzewamy do wrzenia nad płomieniem palnika (4).
* •
m ich wodne roztwory mają odczyn obojętny; B mają słodki smak.
Sacharoza
I ■ Właściwości chemiczne j
□ Właściwości redukujące Dwucukry w zależności od budowy wykazują właściwości redukujące lub ich nie wykazują (patrz temat 142).
□ Hydroliza Dwucukry ulegają hydrolizie w środowisku kwaśnym do cukrów prostych. C12H22°11 + H2° disacharyd
2 C6H 12°6 monosacharyd
np. [■ ■ ■ .■ .■ 0fesefwacjfi>--;pi>-d0daniu roztworu siarczanu (VI) miedzi (i I) w probówce powstał szafirowy roztwór, a po jego : ogrzaniu strącił się cegiastoczerwony osad.
j
i Wnioski: 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 sacharoza
a-D-glukoza
twór wodorotlenku sodu aż do uzyskania odczynu lekko zasadowego. Następnie wlano kilka cm3 roztworu
/?-D-fruktoza
siarczanu(VI) miedzi(II). Zawartość probówki wymieszano, oceniono barwę uzyskanego roztworu, po czym ogrzewano do wrzenia nad płomieniem palnika. 5c h ,o h
Zaznacz poprawne dokończenie zdania. Zaobserwowano, że
H+
f 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. H
OH
j j C. pojawiło się charakterystyczne różowofioletowe zabarwienie roztworu. L J D. zawartość probówki przybrała szafirową barwę, a po ogrzaniu strącił się cegiastoczerwony osad.
a-D-glukoza Hydroliza sacharozy w gorącym rozcieńczonym roztworze kwasu prowadzi do otrzymania równych ilości
•• Zadanie 2. Oblicz masę glukozy uzyskaną podczas kwasowej hydrolizy 171 kg sacharozy, przy założeniu, że zachodzi ona z 90-procentową wydajnością.
D-glukozy i D-fruktozy. Mieszaninę tę nazywa się cukrem inwertowanym.
Zaznacz poprawne dokończenie zdania.
Podczas hydrolizy, początkowo prawoskrętność roztworu stopnio wo zmniejsza się, osiąga zero i po pewnym czasie roztwór staje się lewoskrętny. Obserwuje się zjawisko odwrócenia (inwersji)
Masa otrzymanej glukozy wynosi Skręcalność właściwa roztworów cukrów Cukier
\«\
[ J A . 77 kg
[ J B . 86 kg
0 C. 81 kg
0
D. 9 0 kg
sacharoza
+66,4°
••• Zadanie 3. Oblicz masę maltozy, którą poddano hydrolizie w środowisku kwaśnym, jeżeli w wyniku procesu przebiegającego z wydajnością 80% otrzymano 72 kg glukozy..
D-gLukoza
+52,7°
Zaznacz poprawne dokończenie zdania.
fruktoza jest najsłodsza z cukrów. Cukier inwertowany występuje
D-fruktoza
-92,4°
w dużych ilościach w miodzie.
cukier inwertowany
kierunku tzw. skręcalności właściwej roztworu ([a]). sacharoza + woda —►D-glukoza + D-fruktoza Cukier inwertowany jest znacznie słodszy od sacharozy, ponieważ
więcej na WWW.ZDASZ.TO
-
20°
Masa otrzymanej maltozy wynosi □ A. 54,7 kg
[ I B . 68,4 kg
0 C. 85,5 kg
0
D. 109,4 kg
więcej na WWW.ZDASZ.TO
298
144. Budowa i występowanie wielocukrów | 299
XVI. CUKRY
144. Budowa i występowanie wielocukrów
□ Budowa chityny Chityna zawiera w swojej strukturze, oprócz atomów węgla, wodoru i tlenu, atomy azotu.
■ Budowa wielocukrów Cząsteczki wielocukrów (polisacharydów) są zbudowane z wielu reszt monosacharydów połączonych wiązaniami glikozydowymi. Mogą tworzyć łańcuchy
Wzór ogólny wielocukrów n _ fa b a ^
cukm prostego
liniowe lub rozgałęzione.
□ Budowa skrobi Skrobia 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 cząsteczce amylozy występują wiązania a-1,4-0-glikozydowe.
| ■ Występowanie wielocukrów Nazwa cukru
celuloza
najwięcej jest jej we włóknach juty i lnu oraz włoskach okrywających nasiona bawełny si (nawet ok. 90%), w drewnie 45-50%; składnik budulcowy ściany komórkowej roślin oraz niektórych bakterii, glonów i grzybów
chityna
substancja budulcowa pancerzy skorupiaków 1owadów oraz ścian komórkowych większowj ści gatunków grzybów
dekstran
materiał zapasowy bakterii i drożdży; szeroko stosowany w medycynie, m.in. jako środek i* krwiozastępczy
glikogen
*1, w mięśniach i wątrobie organizmów; materiał zapasowy organizmów zwierząt
heparyna
isj produkowana w organizmach ssaków; stosowana w medycynie jako środek is przeciwzakrzepowy
W cząsteczce amylozy występują takie same wiązania jak w cząsteczce maltozy. ■ Amylopektyna Cząsteczki amylopektyny składają się z reszt «-glukozy. Mają rozgałęzione łańcuchy. W amylopektynie występują wiązania «-1,4-0-glikozydowe oraz wiązania a-1,6-0-glikozydowe - te wiązania występują w miejscach rozgałęzień łańcucha.
kwas hialuronowy
skrobia
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; głównie d w ziarnach zbóż, bulwach ziemniaka i manioku oraz kolbach kukurydzy; najważniejszy si cukier zapasowy roślin
■ Zadania •• Zadanie 1. Oceń prawdziwość zdań. Zaznacz P, jeśli zdanie jest prawdziwe, lub F, jeśli jest fałszywe.
□ Budowa celulozy Celuloza jest nierozgałęzionym polisacharydem. Jej cząsteczki mają od kilkuset do kilkunastu tysięcy reszt ^-glukozy. W cząsteczce celulozy występują
1
j Skrobia jest zbudowana z bardzo dużej liczby reszt «-glukozy.
P/F
CH2OH
wiązania /M,4-0-glikozydowe.
II
Skrobia występuje w postaci dwóch odmian: amylozy i amylopektyny.
P/F
Celuloza jest również zwana błonnikiem.
III
Celuloza występuje w postaci dwóch odmian: amylozy i amylopektyny.
P/F
• Zadanie 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
więcej na WWW.ZDASZ.TO
Amyloza może występować w postaci makrocząsteczek rozgałęzionych lub nierozgałęzionych. ---------- ----------. ______ _____ ______ ___
P/F
więcej na WWW.ZDASZ.TO
BOO
146.
XVI. CUKRY
Właściwości wielocukrów
301
146. Właściwości wielocukrów
145. Wykrywanie skrobi ■ Wykrywanie skrobi
■ Właściwości fizyczne
Skrobię wykrywa się za pomocą tzw. płynu Lugola (wodnego roztworu jodu z dodatkiem jodku potasu) lub jodyny (rozcieńczonego roztworu jodu w etanolu o stężeniu ok. 90% objętościowych z dodatkiem jodku potasu).
Skrobia
Doświadczenie 1.
Celuloza
■ jest białym, bezpostaciowym ciałem stałym;
■ jest białym ciałem stałym o budowie włóknistej;
■ jest nierozpuszczalna w zimnej wodzie, a w gorącej tworzy koloid;
■ jest nierozpuszczalna w wodzie, nawet po podgrzaniu;
■ nie ma smaku i zapachu.
■ jest najbardziej rozpowszechnionym w przyrodzie związkiem organicznym.
Wykrywanie skrobi Do probówki wsypujemy szczyptę skrobi (mąki ziemniaczanej) i wlewamy 5 cm3 zimnej wody. W zlewce zagotowujemy 50 cm3 wody i do wrzątku dodajemy, ciągle mieszając, zawiesinę z pro bówki. Ochładzamy otrzymany kleik skrobiowy i wkraplamy do
■ Właściwości chemiczne □ Właściwości redukujące
niego płyn Lugola.
Wielocukry nie wykazują właściwości redukujących (nie reagują z odczynnikami Tollensa i Trommera), ponieważ
Obserwacje: po dodaniu do kleiku skrobiowego płynu Lugola
wszystkie anomeryczne atomy węgla są zablokowane wiązaniami glikozydowymi (przy anomerycznych atomach węgla nie ma grup hydroksylowych) (patrz temat 139).
pojawia się ciemnogranatowe zabarwienie.
Wnioski: skrobia pod wpływem płynu Lugola barwi się na gra natowo. To zabarwienie umożliwia wykrywanie skrobi w różnych produktach.
□ Wyjaśnienie zjawiska W opisanym eksperymencie nie zachodzi reakcja chemiczna, jest to zjawisko fizyczne. Badania rentgenograficzne 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
s
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
18
Skrobia - próba Tollensa - wynik negatywny
j
Skrobia - próba Trommera - wynik negatywny
□ 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.
i
(C6H 10O5)n + n H20 ----> n C6H 120 6 Hydroliza skrobi zachodzi również pod wpływem enzymów trawiennych człowieka i zwierząt. i, ~ . H2° , enzymy H20, enzymy H,0, enzymy (c 6h11 0o5)* 5 ------------- C12H220 11----------- =* n C6H 120 6 (C6H 10°5)/1---------- > ■(f-6 0^ skrobia dekstryny maltoza glukoza
6CH2OH 6CH,OH H- 0
Po dodaniu płynu Lugola do kleiku skrobiowego pojawia się ciemnogranatowe zabarwienie
więcej na WWW.ZDASZ.TO
Po podgrzaniu układu zanika ciemnogranatowe zabarwienie
Po ochłodzeniu układu, ponownie pojawia się ciemnogranatowe zabarwienie
H + (n
HoO
n 4
glukoza
więcej na WWW.ZDASZ.TO
302
! XVI. CUKRY
147.
Syntezy chemiczne z udziałem cukrów I 303
147. Syntezy chemiczne z udziałem cukrów
■ 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.
□ Przykład 1. Napisz równania reakcji przedstawionych na poniższych schematach,
Doświadczenie 1 Badanie właściwości produktów hydrolizy skrobi
a)
glukoza
----
e tX w y
~
* oct,in c:tylu
‘J |uk0Łi
“
■
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-
I
dzi(ll). Zawartość probówki mieszamy i ogrzewamy do wrzenia 1 nad płomieniem palnika. i Obserwacje: po dodaniu roztworu siarczanu(VI) miedzi(II) ■ powstał szafirowy roztwór, a po jego ogrzaniu pojawił się ce-
b)
■
j
I
c) ’
skrobia -
.
glukoza
i j
d) ’
fruktoza -
-
a'k? ho1
f ° l’° l
.
3
-
etylowy
¿¡¡¡¡¡¡5)
etylowy
-
-
•
_ .
aldehyd octowy
-
«ten
ald «hyd octowy
—
k" a! octowy
_
J
Jj
kwas octowy
j
octan an fenylu Zlu
; glastoczerwony osad. i
1 W nioski: podczas ogrzewania kleiku skrobiowego z kwasem solnym zachodzi hydroliza, w której wyniku powstaje glukoza
1
Rozwiązanie
|
a) C6H 120 6- en- my ■ > 2 C2H 5OH + 2 C 02
■ wykazująca właściwości redukujące. j
C2H5OH + CHjCOOH
□ Przemiany celulozy
CH 3COOC2H 5 + H20
b) C12H 220 11 + H20 ^ U 2 C 6H i20 6
Celulozę można poddawać licznym modyfikacjom chemicznym
C6H 120 6 ■— y -y ->2 C2H5OH + 2 C02
■ Estryfikacja kwasem azotowym(V) Produktem reakcji estryfikacji celulozy kwasem azotowym(V) jest nitroceluloza.
C2H 5OH -A"2° —temf’> c h 2= c h 2 + h 2o
C) (C6H 10O5)„ + n H 2O - ^ n C 6H 12O6 C6H 120 6
my > 2 C2H5OH + 2 C02
C2H 5OH + CuO —►CH 3CHO + H 20 + Cu CH3CHO + Ag20 -► CH3COOH + 2 Ag Nitroceluloza jest stosowana m.in. w technologii materiałów wybuchowych. d) C6H ł20 6 -_ - my > 2 C2H5OH + 2 C02
■ Estryfikacja kwasem octowym Produktem reakcji estryfikacji celulozy kwasem octowym jest octan celulozy.
C2H5OH + C u O - mp'^ CH3CHO + H20 + Cu CH 3CHO + Ag20 —►CH3COOH + 2 Ag CH3COOH + C6H 5OH
Octan celulozy jest stosowany m.in. w technologii tworzyw sztucznych, lakierów i farb drukarskich.
J
C H 3COOC6H 5 + H 20
□ Przykład 2.
j
Napisz równania reakcji przedstawionych na poniższych schematach. Napisz nazwy związków chemicznych oznaczonych literami.
j j
chlorofil
a) tlenek w ęgla(IV)
,.
, ,
enzymy
enzymy
CH3COOH
j
------ > B <-jH"g0= Ł C
CuO
_
Cu(OH),
b) glukoza------ ^A ------- ^ B — temp.
temp.
j
I
_ HOCH2CH2OH
j
C< = = = * D n 2i u 4
więcej na WWW.ZDASZ.TO więcej na WWW.ZDASZ.TO
302
XVI. CUKRY
147. Syntezy chemiczne z udziałem cukrów !
■ 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.
303
147. Syntezy chemiczne z udziałem cukrów □ Przykład 1. Napisz równania reakcji przedstawionych na poniższych schematach.
Doświadczenie 1. Badanie właściwości produktów hydrolizy skrobi
a)
glukoza
b)
maltoza
alkohol etylowy
octan etylu
glukoza
alkohol etylowy
eten
alkohol etylowy
aldehyd octowy
kwas octowy
aldehyd octowy
kwas octowy
octan fenylu
: Do 5 cm3 kleiku skrobiowego wprowadzamy 2 cm3 rozcieńczoi 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 c)
dzi (II). Zawartość probówki mieszamy i ogrzewamy do wrzenia : nad płomieniem palnika. ' Obserwacje: po dodaniu roztworu siarczanu(VI) miedzi(II)
d)
; powstał szafirowy roztwór, a po jego ogrzaniu pojawił się ce-
fruktoza
; glastoczerwony osad. Rozwiązanie
: Wnioski: podczas ogrzewania kleiku skrobiowego z kwasem solnym zachodzi hydroliza, w której wyniku powstaje glukoza
a) C6H 120 6
2 C2H5OH + 2 C02
wykazująca właściwości redukujące. C2H5OH + c h 3c o o h
□ Przemiany celulozy
CH 2COOC2H5 + H20
b) C12H 220 1•) + H20
^2 C6H 120 6
Celulozę można poddawać licznym modyfikacjom chemicznym. r u n
enzymy L 6 H 12U 6 ---------------
■ Estryfikacja kwasem azotowym (V) Produktem reakcji estryfikacji celulozy kwasem azotowym(V) jest nitroceluloza.
c 2h 5o h A‘2° 3,temp> C H 2= C H 2 + H20
CH20 N02
CH2OH
HO
2 C2H5OH + 2 C02
c) (QHiqOs),, + n H20 H ,S O /
H + 3n HNO, -2—^
H
n C6H 120 6
C6H 120 6 ■ enzymy > 2 C2H5OH + 2 C02
■H + 3n H,0
HO
HCl
C2H 5OH + CuO — CH3CHO + H20 + Cu
0N 02
nitroceluloza
C H 3CHO + Ag20 — C H 3COOH + 2 Ag
Nitroceluloza jest stosowana m.in. w technologii materiałów wybuchowych. d) C6H 120 6 enzymY > 2 C2H5OH + 2 C02
■ Estryfikacja kwasem octowym Produktem reakcji estryfikacji celulozy kwasem octowym jest octan celulozy.
C2H5OH + CuO
CH3COOH + C6H 5OH H + 3n H20
H
0C(0)CH 3J
octan celulozy
h 2so 4
c h 3c o o c 6h 5 + h 2o
□ Przykład 2. Napisz równania reakcji przedstawionych na poniższych schematach. Napisz nazwy związków chemicznych oznaczonych literami. , .
Octan celulozy jest stosowany m.in. w technologii tworzyw sztucznych, lakierów i farb drukarskich.
.
.
chlorofil
enzymy
a) tlenek węgla(IV)------ > ■ A ------- ^ B
enzymy
Cu0
C u (0 H ) 2
temp.
temp.
b) glukoza------ --------
więcej na WWW.ZDASZ.TO
■C HjCHO + H20 + Cu
CH 3CHO + Ag20 — C H 3COOH + 2
CH20C(0)CH3 (X \ H HO
temp.
CH3C00H H2S04
C
^C
H0CH2CH20H
H,S0,
:
więcej na WWW.ZDASZ.TO
I
304
Sprawdzian po dziale XVI j 305
XVI. CUKRY
H?0
c) maltoza
enzymy
HBr
Sprawdzian po dziale XVI
KOH
HCl
Zadanie 1. Podano wzory cząsteczek związków chemicznych. Zaznacz poprawne dokończenie zdania. A. Rozwiązanie
chlorofil
a) 6 C 02 + 6 H20 + energia świetlna------ ^ C6H 120 6 + 6 0 2 A
CHO I H -C-O H I H -C-O H I CH2OH
B.
CHO
C.
H -C-O H I H -C-O H I H-C-O H I CHO
A - glukoza
COOH I H-C-O H I H-C-O H I H-C-O H I CHO
D.
C6H 120 6 enZymY > 2 C2H5OH + 2 C02 B
□ A. A i D.
CH 3COOCH2C H 3 + H 20
□ B. A, B i D.
C
A.
C2H 5OH + 2 C02 A
CHO I H -C-O H I H-C-O H I c h 2o h
B.
A - alkohol etylowy C2H 5OH + CuO
□ C. A i B.
CHO I H -C-O H I H -C-O H I H-C-O H I CH,OH
C.
CHO I H -C-O H I H -C-O H I H O -C-H I CH2OH
CH 3CHO + H20 + Cu B
□ A. B i C.
CH3COOH + Cu20 + 2 H20
D D - dietanian etano-1,2-diolu, dioctan glikolu etylenowego
I H O -C-H I H -C-O H I H -C-O H I CH2OH
□ B. A, B i D.
□ C. A, B i E
□
d. a ,
B, D i e.
•• Zadanie 3. Celobioza jest dwucukrem, a jego cząsteczka ma strukturę, którą opisuje poniższy wzór.
I i A. a,fi-1,2-O-glikozydowego. i I B. a,a-1,2-O-glikozydowego. [~~1 C. a-l ,4-O-glikozydowego. n
HCl
CHO I H-C-O H I H O -C-H I H-C-O H I H-C-O H I c h 2o h
c=o
Wiązanie glikozydowe w cząsteczce celobiozy nosi nazwę wiązania
CH3COOCH2CH2OOCCH3 + 2 H20
c) C ^ H ^ O ^ + H20
CH2OH I
Zaznacz poprawne dokończenie zdania.
C C - kwas octowy 2 c h 3c o o h + h o c h 2c h 2o h
D.
Wzory cząsteczek cukrów należących do szeregu D oznaczono literami:
B - aldehyd octowy, etanal C H 3CHO + 2 Cu(OH) 2
□ D. B, C i D.
Zadanie 2. Podano wzory cząsteczek związków chemicznych. Zaznacz poprawne dokończenie zdania.
C - octan etylu
b) e 6H 120 6
c h 2o h I H-C-O H I HO -C-H I H -C-O H I H-C-O H I CH2OH
Cukrami są substancje, których cząsteczki przedstawiono za pomocą wzorów:
B - alkohol etylowy c h 3c o o h + C2H 5OH
CH2OH 1 C=0 I H O -C-H I H -C-O H I H -C-O H I CH2OH
►2 C6H 120 6 A
A - glukoza
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.
C6H 120 6 enzymY ^ 2 C2H5OH + 2 C02 B B - alkohol etylowy
••• Zadanie 5. Podano wzór cząsteczki dwucukru - celobiozy. Zaznacz wszystkie poprawne odpowiedzi.
CHO I H-C-O H I HO -C-H HO -C-H I H-C-O H I CH,OH
C2H5OH + HBr —* C2H 5Br + H 20 C C - bromoetan C2H 5Br + KOH
h2°
> C2H 5OH + KBr D
D - alkohol etylowy Co jest produktem kwasowej hydrolizy celobiozy? C2H 5Br + KOH
et3n°' > CH2= C H 2 + KBr + H20 E
□ A. a-D-glukoza
0 C. a-L-glukoza
□ B ./?-D-glukoza
1 I D. /?-L-glukoza
E - eten
więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
Zadania z rozwiązaniem krok po kroku
307
Stężenia początkowe etanianu sodu i kwasu etanowego wynoszą odpowiednio: 30 g nCH3COONa
82 g •mol 1 0,366 mol
cCH,COONa
cCH,COOH
j ■ Zadanie 1.
0,732 mol ■dm 3
0,5 dm3 0,3 mol
I
0,5 dm3
= 0,366 mol
= 0,6 mol •dm 3
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
O Krok 4. Obliczamy stężenie H30 +, korzystając z tabeli:
buforu nie mogą się wzajemnie zobojętniać, dlatego nie mogą to być mieszaniny mocnych kwasów i mocnych
CH3COOH
zasad. Roztwór buforowy stanowi sprzężony układ kwas-zasada według teorii Brónsteda i Lowry’ego. Może to być roztwór zawierający:
+
H20
c h 3c o o
+
h 3o +
¡Stężenie początkowe
0,6
0,732
-
■ słabą zasadę i sprzężony z nią mocny kwas (np. bufor amonowy),
j Zmiana stężeń reagentów
-*
+x
+*
■ mieszaninę wodorosoli kwasu wieloprotonowego (np. bufor fosforanowy).
j Stężenie w stanie równowagi
0,732 + *
*
h
słaby kwas i sprzężoną z nim mocną zasadę (np. bufor etanianowy),
1
O"
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.
O Krok 5.
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
Zapisujemy wyrażenie opisujące stan równowagi reakcji:
wadzenie jonów OH").
[CH3C 0 Q -][H 30 +1
C. Oblicz pH tego roztworu (Kch3cooh = 1>8 ■10-5).
[C H 3C 0 0 H][H20 ]
D. Wyjaśnij, dlaczego rozcieńczanie buforu nie powoduje zmiany jego pH.
przyjmujemy, że [H20] = const, a K[H20 ] = KCH3COOH = 1,8 -10-3
E. Oblicz, jak zmieni się pH roztworu buforowego po dodaniu do niego 0,01 mola kwasu solnego. Porównaj 1,8 -10-
uzyskany wynik z wartością pH roztworu otrzymanego po dodaniu 0,01 mola HCl do 0,5 dm3 chemicznie j
| O Krok 1. 5 A. Wiedząc, że roztwór buforowy stanowi sprzężony układ kwas-zasada według teorii Brónsteda i Lowry’ego, !
(0,6 - * )
czystej wody.
reakcję opisującą stan równowagi dynamicznej między składnikami roztworu zapisujemy następująco:
|
CHjCOOH + H 2O ^ C H 3COO- + H 30 + słaby kwas
j
mocna zasada
0,6 - * = 0,6 mol •dm-3 Stężenie CH 3COOH jest więc w przybliżeniu równe stężeniu wyjściowemu kwasu etanowego (ck), a stężenie molowe jonów CH 3COO- jest w przybliżeniu równe stężeniu etanianu sodu (cs), ponieważ
ą_ K
i O Krok 2.
j
B. Dodanie do roztworu buforowego porcji kwasu, czyli wprowadzenie do roztworu buforowego jonów H 30 +,
J
powoduje, że jeden ze składników buforu reaguje z H 30 +:
I
Kwas octowy ma bardzo małą wartości stałej dysocjacji, przyjmujemy zatem, że wartość*jest na tyle mała że 0,732 + * = 0,732 mol •dm-3
0,6 1,8 -10“ ?,
Po podstawieniu: K =— -
c h 3c o o - + h 3o +—» c h 3c o o h + h 2o Dodanie do roztworu buforowego porcji zasady, czyli wprowadzenie do roztworu buforowego jonów O H -, powoduje, że drugi ze składników buforu reaguje z O H -': c h 3c o o h + o h - +=* c h 3c o o - + H 2Q
= 3,3 •104mol ■dm-3 > 400
]Cs stąd [H30 +] = ^ •r = cs
0,732
= i,ąg . 1o-5 m0| . dm-3
to pH = -log [H30+] = -log 1,48 •10-5 = 4,83 Odpowiedź: Otrzymany roztwór ma pH = 4,83.
i Z powyższych równań wynika, że zasada działania buforu sprowadza się do wiązania wprowadzanych do |
buforu jonów H 30 + (z kwasu) czy O H - (z zasady) w związek słabo zdysocjowany i odtwarzania drugiego ze
j
składników buforu.
| Q Krok 3. I
Określamy, jak wpływa rozcieńczanie roztworu buforowego na wartość jego pH.
Wartość pH roztworułauforowego zależy od stosunku stężeń jego składników:
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 3COO- i CH3COOH w stanie |
D Krok 6. D.
równowagi.
[H+] = ^ - K Cs a stosunek ten przy rozcieńczaniu buforu nie ulega zmianie.
308
j ZADANIA Z ROZWIĄZANIEM KROK PO KROKU
Zadania z rozwiązaniem krok po kroku !
O Krok 7.
E. Podaj nazwę systematyczną otrzymanego związku.
E.
F. Oblicz, ile gramów produktu można otrzymać z 1 mola fenyloetanalu, przy założeniu 100% wydajności.
Obliczamy, wartość pH buforu po dodaniu do niego porcji kwasu.
Dodanie 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: nCH3cooH =
309
Rozwiązanie
O Krok 1. Najpierw zapisujemy ogólny schemat reakcji Cannizzaro:
6 mol •d rrr3 •0,5 dm 3 = 0,3 mola
^>—CHO + OH~ —
«chjCOO- = 0,732 mol •dm-3 •0,5 dm 3 = 0,366 mola
^~y-C Q Q -
+ ^ ~ ^ ) —Ć h 2OH
O Krok 2.
a po dodaniu kwasu: nCH3cooH = 0,3 mola + 0,01 mola = 0,31 mola
«CHjCOO-= 0,366 mola - 0,01 mola = 0,356 mola
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 + 2 e + 2 H20 —^
^ - ¿ H 2OH + 2 OH“
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 0,356 a pH = -log 1,6 •10 5 = 4,80
□ Krok 3. Zapisujemy sumaryczne równanie reakcji redoks w formie jonowej:
A p H = 4,83-4,80 = 0,03
2
Odpowiedź: pH zmaleje o 0,03 jednostki pH.
c h o + oh~ —
f y ^ o o -
+ y
y
H20 H
Q Krok 8.
O Krok 4.
Obliczamy pH roztworu otrzymanego przez dodanie 0,01 mola HCl do 0,5 dm3 chemicznie czystej wody.
B. Benzenokarboaldehyd pełni w tej reakcji funkcję zarówno utleniacza, jak i reduktora.
Otrzymany roztwór HCl ma stężenie molowe w przybliżeniu równe:
O Krok 5.
Ohcl =
0,01 mola , , ,...r = 0,02 mol-dm 0,5 d n r
C. Z równania reakcji wynika, że z 2 moli benzenokarboaldehydu można otrzymać po 1 molu produktów, czyli: 2
CHO + NaOH —
^COONa +
^CH ^H
[H+] « cHCi =0,02 mol •drrr3, ponieważ dla mocnych kwasów, a takim jest kwas solny [H+] ~ cHCl więc pH = -log[H+] = -log0,02 = l,7 ApH = 7 - 1,7 = 5,3 Odpowiedź: Wartość pH roztworu zmaleje o 5,3 jednostki pH.
2 mole
1 mol
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 NaOH powstają 504 g produktów.
■ Zadanie 2.
□ Krok 6.
Aldehydy niezawierające w pozycji a (przy atomie węgla sąsiadującym z grupą funkcyjną) atomów wodoru
D. Korzystając ze schematu reakcji przedstawionego w treści zadania, zapisujemy reakcję kondensacji aldolowej fenyloetanalu.
w 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.
H
OH H
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 i I R —C—C I XH H
+
R2 H OH R2 I /fO OH“ i I i I H -C -cf ---► R —C—C —C—C^ i XH | I I xOH H H H H
H
i
B. Napisz, jaką funkcję pełni benzenokarboaldehyd w tej reakcji.
XH
W
y
-0 OH
Związek otrzymany w reakcji kondensacji aldolowej fenyloetanalu to/?-hydroksyaldehyd o nazwie systematycznej .
OH H 4
«
I3
i
1/ )
Xv-CH2- C - C - C f I |2 xOH H
C. Oblicz, ile gramów produktów można otrzymać w wyniku reakcji 4 moli benzenokarboaldehydu z 2 molami wodorotlenku sodu, przy założeniu 10 0 % wydajności reakcji. D. Napisz równanie reakcji kondensacji aldolowej, której ulega fenyloetanal.
c h 2- ^ _ c I | H
□ Krok 7. E.
A. Napisz równanie reakcji Cannizarro, której ulega benzenokarboaldehyd. Uzgodnij tę reakcję, korzystając z bilansu jonowo-elektronowego.
r
2,4-difenylo-3-hydroksybutanal
310 j ZADANIA Z ROZWIĄZANIEM KROK PO KROKU
Zadania z rozwiązaniem krok po kroku
□ Krok 3.
□ Krok 8. F.
311
C. Ustalamy, do której z elektrod wędrują alanina i kwas glutaminowy. W trakcie elektroforezy katoda ma znak ujemny, natomiast anoda ma znak dodatni.
Z równania reakcji wynika, że z 2 moli fenyloetanalu można otrzymać 1 mol produktu:
O
ch
2- < °
h
+
h
, \ — /
_ i-< °
r v
OHH O c h 2- c - c - c ; i | oh H
Podczas elektroforezy alanina będąca w formie kationu dąży zatem do katody, a kwas glutaminowy występujący w formie anionu - do anody.
I ■ Zadanie 4. 2 mole
240 g
1 mol
m (C,6H16o2)
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
m (C16H,6o2) = 240 g ■1 mol / 2 mole = 120
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 nienasyconych w próbkach tłuszczów naturalnych.
Odpowiedź: Z jednego mola fenyloetanalu można otrzymać 120 g produktu.
Liczby jonowe tłuszczów naturalnych
■ 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 ~ I H
+H3N - c - a x r I H
+h 3n - c - c o o h I H
anion
jon obojnaczy
Tłuszcz
Liczba jodowa
olej kokosowy
8-10
olej sojowy
124-133
masło
26-45
tran
155-170
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 występuje w postaci anionu i dąży do anody; jeśli pH < pl, aminokwas występuje w postaci kationu i dąży do katody. Właściwość ta jest wykorzysty
A. Uszereguj podane w tabeli tłuszcze w kolejności rosnącej liczby wiązań nienasyconych.
wana podczas elektroforetycznego rozdzielania aminokwasów.
B. Oblicz stosunek wartości liczb jodowych trioleinianu glicerolu do dioleinostearynianu glicerolu. Wyniki przedstaw w postaci liczb całkowitych.
Zaplanowano doświadczenie, którego celem jest przeprowadzenie rozdziału elektroforetycznego mieszaniny dwu aminokwasów - alaniny (pl = 6) oraz kwasu glutaminowego (pl = 3,2).
□ Krok 1.
A. Zaproponuj wartość pH roztworu, w którym można byłoby rozdzielić te aminokwasy.
A. Liczba wiązań nienasyconych jest wprost proporcjonalna do wartości liczby jodowej, czyli im niższa wartość liczby jodowej, tym mniej wiązań nienasyconych zawiera cząsteczka tłuszczu.
B. Napisz wzory półstrukturalne obu aminokwasów, w takich formach, w jakich występują w roztworze o za
Kolejność rosnącej liczby wiązań podwójnych w podanych tłuszczach naturalnych jest więc następująca:
proponowanym pH. C. W kierunku której z elektrod (katody czy anody) będzie w tym roztworze poruszać się
olej kokosowy < masło < olej sojowy < tran
a) alanina?
O Krok 2.
b) kwas glutaminowy?
B. Korzystamy z zależności, że liczba jodowa (Lj) to liczba gramów jodu, który może przereagować ze 100 g tłuszczu.
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.
LJ = mh = nh ■M k = nh •254 g Liczba moli cząsteczek jodu, który może przereagować z n moli tłuszczu, jest związana z liczbą wiązań nie nasyconych w cząsteczce tłuszczu:
Ponieważ pl kwasu glutaminowego wynosi 3,2, a pl alaniny wynosi 6, wybrana wartość pH będzie wartością
^I2 = ^moli tłuszczu '
z zakresu 3,2 < pH < 6, np. 4.
gdzie x - liczba wiązań nienasyconych w cząsteczce tłuszczu
□ Krok 2.
(> = <
B. W celu ustalenia formy występowania aminokwasów w roztworze, należy porównać wartość pl z wartością pH roztworu.
H
+I2—
I^ C - C ^ I)
Liczbę jodową liczymy dla 100 g tłuszczu, dlatego liczba moli tłuszczu wynosi:
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 HOOC—CH2CH2—C— COCr, NH 2 ponieważ pl kwasu glutaminowego < pH roztworu.
tłuszczu
. ^tłuszczu
M
/v'tłuszczu
MT0 0 g
m tłuszczu
Po podstawieniu uzyskujemy zależność liczby jodowej od masy molowej tłuszczu i liczby wiązań nienasyconych w cząsteczce tłuszczu: Lj = (25400 / Mtłuszczu) •x
312
ZADANIA Z ROZWIĄZANIEM KROK PO KROKU
Zadania z rozwiązaniem krok po kroku ]
□ Krok 3.
□ Krok 1.
Zapisujemy wzory trioleinianu glicerolu i dioleinostearynianu glicerolu i obliczamy ich masy molowe.
A. Analizujemy reakcje w poszczególnych etapach pod kątem zmiany stopnia utlenienia azotu: 0 [\jj j -III I. 3 H2 + N2>2 N H j _
(C17H 33COO)3C3H 5 - wzór trioleinianu glicerolu (M = 884 g •mol-1) (C17H33COO)2(C17H 35COO)C3H 5 - wzór dioleinostearynianu glicerolu (M = 886 g ■mol-1)
„ „ V1!1, , r- ^ Pt/Rh, 700° c +il II. 4 N H3 + 5 0 2 -4 ^ 4 NO + 6 H20
O Krok 4.
+1!
+IV
Obliczamy liczbę jodową trioleinianu glicerolu:
III. 2 NO + 0 2 —> 2 N 0 2
L I trioleinianu glicerolu = ( 2 5 4 0 0 / 8 8 4 ) . 3 = 8 6 , 2
+iv +v +11 IV. 3 N 0 2+ H20 —^ 2 H N 0 3 + NO
□ Krok 5.
-III +V -Ili +v V. n h 3 + h n o 3- ^ n h 4n o 3
Obliczamy liczbę jodową dioleinianostearynianu glicerolu:
LJ d iolein ian ostearyn ianu glicerolu
-
313
Azot ulega redukcji w etapie I oraz w etapie IV (podczas reakcji dysproporcjonowania). Należy zatem zaznaczyć a) jako poprawne dokończenie zdania.
( 2 5 4 0 0 / 8 8 6 ) ■ 2 — 5 7 ,3
n Krok 6. Obliczamy stosunek wartości liczb jodowych trioleinianu glicerolu do dioleinostearynianu glicerolu.
Q Krok 2.
LI trioleinianu glicerolu / LJ dioleinianostearynianu glicerolu ~
B. Na podstawie informacji znajdujących się we wstępie do zadania obliczamy masę azotu zawartego w 1tonie nawozu sztucznego -azotanu(V) wapniowo-amonowego.
/ 57,3 - 3 / 2
Odpowiedź : Stosunek wartości liczb jodowych trioleinianu glicerolu do dioleinostearynianu glicerolu wynosi
1000 kg — 100%
3 :2 .
m — 27,5%
m = 275 kg
W jednej tonie azotanu(V) wapniowo-amonowego znajduje się 275 kg azotu.
□ Krok 3.
■ Zadanie 5. Azotan(V) amonu jest istotnym składnikiem nawozów sztucznych. Czysty azotan(V) amonu obecnie nie jest
Obliczamy, ile gramów azotanu(V) amonu musi zawierać ten nawóz, aby zawierał 275 kg azotu.
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
80 g (N H 4N 0 3) — 28 g azotu j
zawiera około 35% masowych azotu, a azotan(V) wapniowo-amonowy zawiera 27,5% azotu.
j Azotan(V) wapniowo-amonowy składa się z 785,7 kg azotanu(V) amonu.
Proces otrzymywania azotanu(V) amonu jest kilkuetapowy. Ni, T
I. 3 H2 + N2 >2 NH 3 Otrzymany amoniak jest następnie utleniany wobec katalizatora platynowo-rodowego do tlenku azotu(II): iv = 90%
W kolejnym etapie tlenek azotu(II) utlenia się samorzutnie do tlenku azotu(IV): III. 2 NO + 0 2—>2 N 02
Proces otrzymywania N H 4N 0 3 jest kilkuetapowy: 4 N H 3 + 5 0 2 — 4 NO + 6 H20
|6
3 N 0 2+ H 20 —> 2 H N 0 3 + NO
|4
N H 3 + H N 0 3^
|8
NH4N 0 3
20 NH3 + 21 0 2 —^ 8 NH4N0 3 + 4 NO +14 H20
Następnie zachodzi absorpcja tlenku azotu(IV) w wodzie:
O Krok 5.
w = 90%
Na podstawie reakcji sumarycznej obliczamy masę amoniaku potrzebną do otrzymania 785,7 kg azotanu (v) amonu.
Otrzymany kwas azotowy(V) jest mieszany z amoniakiem: V. NH3 + H N 0 3—^ NH4N 0 3
20 -17 g (N H 3) — 8-80g (N H 4N 0 3) w = 60%
m — 785,7 kg
jeśli przebieg produkcji azotanu(V) amonu na skalę przemysłową przedstawimy schematem: N02 ^
w ( % ) = w - 100% = 46,2%
to analizując reakcje w poszczególnych etapach procesu, można stwierdzić, że azot ulega redukcji w etapach: b) IV i V.
c) li III.
Analizowany proces jest kilku etapowy, jego całkowita wydajność jest zatem równa iloczynowi wydajności etapowych, czyli: w/ = 0,9 •0,95 •0,9 •0,6 = 0,462
H N 03 2 U NH4N 03
|___________________ v|___________________ t
a) li IV.
m = 417,4 kg
Krok 6.
A. Uzupełnij zdanie, tak aby było prawdziwe.
N2 -1* NH3 -1* NO
|3
2 NO + 0 2 —> 2 N 0 2
W celu obliczenia masy amoniaku zużytego w tym procesie najlepiej jest zapisać powyższe równania w postaci jednego równania reakcji sumarycznej:
iv = 95%
IV. 3 N 02 + H20 —*■2 H N 0 3 + NO
m = 785,7 kg
O Krok 4.
W pierwszym etapie otrzymuje się amoniak w wyniku bezpośredniej syntezy z azotu i wodoru:
II. 4 N H 3 + 5 0 2 Pt/RH’ 700 C> 4 NO+ 6 H20
m — 275 kg
d) III i IV.
B. Oblicz, ile kilogramów amoniaku potrzeba do otrzymania 1 tony azotanu(V) wapniowo-amonowego.
O Krok 7. Obliczamy, ile kilogramów amoniaku potrzeba będzie zużyć, aby otrzymać 785,7 kg azotanu(v) amonu, jeżeli wiadomo, że sumaryczny proces przebiega z wydajnością 46,2%. 417,4
kg (N H 3) — 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 maturalny j 315
ARKUSZ MATURALNY PRZYKŁADOWY ZESTAW ZADAŃ
Zadanie 3. (0-1) Podaj wartości pięciu liczb kwantowych każdego z elektronów obsadzających poziom orbi talny 4s w atomie pierwiastka B w stanie podstawowym. n
Zadanie 1. (0-1) Bor występuje w przyrodzie w postaci dwóch izotopów, które różnią się liczbą neutronów: 10B i n B. Naturalny fluor jest natomiast zbiorem identycznych atomów (19F). W reakcji boru z fluorem można otrzymać fluorek boru BF3, na który składają się dwa rodzaje cząsteczek o wzorach: 10B 19F3 i n B 19F3. Średnia masa cząsteczkowa fluorku boru jest równa 67,81 u. Oblicz zawartość 10B19F3 we fluorku boru w % mas.
l
m (iml)
s
ms
Pierwszy elektron Drugi elektron
Zadanie 4. (0-1) Oceń prawdziwość każdego zdania.
| Obliczenia:
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.
Odpowiedź: ............................................................................................................................................
£23. Informacja do zadań 2.-4. Dane są konfiguracje elektronowe atomów dwóch pierwiastków chemicznych oznaczonych umownie symbolami A i B w stanie podstawowym:
P /F
II
W stanie podstawowym atom pierwiastkami ma jeden elektron niesparowany, a atom pierwiastka B ma wszystkie elektrony sparowane.
P /F
III
Pierwiastek A tworzy aniony proste o wzorze A~, w których pierwiastek A ma —I stopień utlenienia, a pierwiastek B tworzy kationy o wzorze B2+, w których pierwiastek B ma II stopień utlenienia.
P /F
IV
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 elektronowe atomu centralnego.
A: ls22s22p63s23p64s23cfl04p5 1
I
2
n
3
,
B: 1s22s22p63s23p64s2
Zadanie 2. (0-1) Napisz w postaci graficznej, w tzw. zapisie klatkowym, fragment konfiguracji elektronowej atomu pierwiastka A opisującej jego elektrony walencyjne. Uzupełnij zdania, tak aby były prawdziwe. 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 przedstawia budowę cząstki NH4+ / NH3 / NH2~, która ma kształt liniowy / trójkątny / 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. więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
316
j Arkusz maturalny
Arkusz maturalny
j
317
d) Oblicz masę blaszki po usunięciu z jej powierzchni czarnego osadu w reakcji z kwasem solnym.
£ 2 ^ In f o r m a c ja do z a d a ń 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.
| Obliczenia:
Zadanie 6. (0—4) a) Usta! wartości indeksówx iy 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.
Odpowiedź: ..........................................................................................................................................
| Obliczenia:
Zadanie 7. (0-2)
j
Napisz równania reakcji, o których mowa w Informacji do zadań 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 jonowej skróconej). Odpowiedź: ............................................................................................................................................ b) Oblicz, ile gramów tlenu z powietrza przereagowalo z miedzią podczas ogrzewania płytki w płomieniu palnika. i Obliczenia:
|
Zadanie 8. (0-3) Zaprojektuj doświadczenie, którego celem będzie wydzielenie miedzi z opisanego w Inform acji do zadań 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 prawej produkty. b) Napisz dwa spostrzeżenia, które można sformułować, wykonując doświadczenie. c) Napisz równanie reakcji zachodzącej podczas doświadczenia (w formie cząsteczkowej). 1 Schemat doświadczenia:
i
Odpowiedź: ............................................................................................................................................ c)
j Obserwacje:
I
1....................
Ustal, ile gramów związku chemicznego miedzi i tlenu wytworzyło się na powierzchni blaszki.
i Obliczenia:
i
Równanie reakcji (w formie cząsteczkowej): Odpowiedź: .............. więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
Arkusz maturalny 318
i
319
j Arkusz maturalny
Zadanie 10. (0-1)
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+ —»X 2+ + H21 Wydzielający się wodór zbierano w cylindrze nad wodą i mierzono jego objętość. Po przeliczeniu objętości wodoru na warunki normalne, uzyskane wyniki przedstawiono na poniższym wykresie.
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 H2S 0 4 należy użyć kwasu solnego o takim samym pH. B. Trzeba użyć roztworu wodnego H2S 0 4 o wyższym pH. C. Należy użyć roztworu H2S 0 4 o stężeniu 98%. D. Trzeba zmienić rozpuszczalnik, czyli zamiast roztworu wodnego użyć roztworu H2S 0 4 w niepolamym rozpuszczalniku, ale o takim samym stężeniu 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: Masa metalu X,g
Zadanie 9. (0-2) a)
Równanie reakcji utleniania:
Oblicz masę molową metalu X. Wynik podaj z dokładnością do liczb całkowitych.
Obliczenia:
b) Dobierz i uzupełnij współczynniki stechiometryczne w poniższym schemacie. Cr20 72- + ..... H20 2 +
H+ —►
Cr3+ + .... 0 2 + ....... H20
c) Napisz, jaką funkcję pełnią jony Cr20 72~ w opisanej reakcji.
d) I
Napisz dwa spostrzeżenia, które można sformułować, obserwując przebieg opisanej reakcji. ...............................
II.
Odpowiedź: ........................................................................... b)
Zidentyfikuj metal X Napisz jego symbol lub nazwę.
Zidentyfikowany metal to: .................................................. więcej na WWW.ZDASZ.TO więcej na WWW.ZDASZ.TO
320
! Arkusz maturalny
Arkusz maturalny
| 321
Zadanie 12. (0-1)
Zadanie 14. (0-2)
Oceń prawdziwość poniższych zdań.
Do szczelnego zbiornika o objętości 2 dm3 wprowadzono a moli C 0 2 i a moli H2. Mieszaninę utrzymywano w stałej temperaturze i po ustaleniu się stanu równowagi stwierdzono, że znajduje się w niej x moli CO. ^
Podkreśl P, jeśli zdanie jest prawdziwe, lub F, jeśli jest fałszywe. Mol to jednostka liczności materii. Jeden mol chlorku sodu zawiera 6,02 • 1023 cząsteczek NaCl.
P /F
II
Masa molowa chlorku sodu jest równa liczbowo masie cząsteczkowej tej substancji i ma wartość 58,5 g • mol-1.
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
I
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 C 0 2 2a moli tej substancji? A. Zastosowanie dwa razy większej ilości C 0 2 spowoduje wzrost wartości Kc. B. Zastosowanie dwa razy większej ilości C 0 2 spowoduje spadek wartości Kc.
Zadanie 13. (0-1)
C. Zastosowanie dwa razy większej ilości C 0 2 nie wpłynie na wartość Kc.
Bezbarwny tlenek azotu(II) w kontakcie z tlenem utlenia się samorzutnie do brunatnego tlenku azotu(IV). Przedstawia to poniższe równanie:
Zadanie 15. (0-2)
2 N O (g) + ° 2 ( g ) — * 2 N 0 2 (g )
W tabeli przedstawiono trzy interpretacje ilościowe równania reakcji utleniania tlenku azotu(II). Uzupełnij każdą z nich.
Wartość stężeniowej stałej równowagi (Kc) redukcji tlenku węgla(IV) wodorem zależy od tem peratury realizacji przemiany. W poniższej tabeli podano wartości stężeniowej stałej równowagi opisanej reakcji w różnych wartościach temperatury (Z). Z k
298
400
600
800
1000
150
2000
3000
0,0354
0,237
0,697
2,60
4,60
7,44
Nazwa reagenta Kc tlenek azotu(II)
tlen
Liczba moli
1 mol cząsteczek
lA mola cząsteczek
90 g
..... g
138 g
11,2 dm3
22,4 dm3
Masa Objętość*
dm3
9,65 • 10-6 6,47 • 10^
tlenek azotu(IV)
Interpretacja
mol(-e) cząsteczek
a) Przeanalizuj dane zamieszczone w tabeli i ustal, czy rozważana reakcja jest egzo- czy endotermiczna. Uzupełnij zdanie, tak aby było prawdziwe. Podkreśl odpowiednie określenia. Rozważana reakcja jest egzotermiczna / endotermiczna, a jej AB ma wartość < 0 / > 0.
* Objętości wszystkich podanych w tabeli gazów odnoszą się do warunków normalnych.
b) Uzupełnij zdanie, tak aby poprawnie określało zmiany wydajności otrzymywania tlenku węgla(II). Podkreśl odpowiednie określenia. Wydajność otrzymywania tlenku węgla(II) po:
FTA Informacja 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 0 2(g) + H2(g)
więcej na WWW.ZDASZ.TO
cb(g) + H20 (g)
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.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
322
Arkusz maturalny
| Arkusz maturalny
j 323
Zadanie 18. (0-5)
Zadanie 16. (0-2)
Do zlew ki oznaczonej literą A w lano 25,0 cm 3 w odnego roztw oru C H 3COOH o stężeniu 0,1 mol • drrr3 i dodawano do niej z biurety porcjami znane objętości roztworu NaOH o stężeniu 0,1 mol • drrr3, mierząc za każdym razem pH otrzymanej mieszaniny. Doświadczenie powtórzono z kwasem solnym: do zlewki oznaczonej 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 roztworu NaOH. Poniższy rysunek przedstawia uzyskane zależności.
Przeprowadzono doświadczenie, którego przebieg ilustruje poniższy schemat: (NH4)2S04(s)
NaNO 2(s)
K3P04(S)
3
2
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.
Objętość roztworu NaOH, cm3
a) Napisz, który spośród wziętych do doświadczenia kwasów (HCl czy CH3COOH) w roz tworach o takim samym stężeniu, równym 0,1 mol • dmr3, i o takiej samej temperaturze charakteryzuje się większą wartością stopnia dysocjacji.
Zadanie 17. (0—4) Poniższy schemat ilustruje właściwości chemiczne wybranych związków ołowiu(II). + NaOH(aq) P b 0 (s) —
P
W
2 +HN03(aq)
-
+ HN03(aq) P b ( O H ) 2(s) — p -
, py+
Nazwa substancji: .................................................................................................................................
3 + HN03(aq)
b) Podaj nazwę substancji, której roztwór znajduje się w zlewce A, jeśli wiadomo, że do 25 cm3 roztworu CH3COOH dodano 25 cm3 roztworu NaOH. Oblicz stężenie molowe powstałego roztworu.
_________
Obliczenia: 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: Równanie reakcji nr 2: Równanie reakcji nr 3:
Odpowiedź: ............................................................................................................................................ c) W czasie opisanych doświadczeń w obu zlewkach zachodziły reakcje protolityczne kwas-zasada. 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.
więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
324
Arkusz maturalny j 325
| Arkusz maturalny
d) Która spośród zasad Brónsteda - zasada sprzężona z HC1 czy zasada sprzężona z CH3COOH - jest słabsza? Napisz wzór słabszej zasady.
Chlorek sodu jest jednym z najpopularniejszych konserwantów żywności. Solenie mięsa, ryb, sera, warzyw i grzybów to prawdopodobnie najstarsza metoda przedłużania przydatności żywności do spożycia. " Podkreśl literę, którą oznaczono zdanie poprawnie wyjaśniające konserwujące działanie chlorku sodu.
Zadanie 19. (0-1) Dodatki do żywności to substancje, które nie są środkami spożywczymi i zazwyczaj nie mają wartości odżywczych. Wprowadza się je do pożywienia, aby 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
Zadanie 20. (0-1)
C+ 02
E290
Schemat II
E170 + HC1 — CaCl2 + E290f + H20
Schemat III
E529 + E290 — E170
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 jonów Na+ i Cl- . C.Pod wpływem rozpuszczalników polarnych, np. wody, sól kuchenna dysocjuje na jony, które są nośnikami prądu elektrycznego. D. Chlorek sodu powoduje nieodwracalne wysolenie białek zawartych w mięsie, rybach, serze i w warzywach.
Zadanie 21. (0-^1)
Schemat IV
E517 + NaOH
NH3f + Na2S 0 4 + H20
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%.
Schemat V
E517 + CaCl2 — E516 f + NH4C1
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%.
Schemat VI
E236 + E529 — (HCOO)2Ca + H20
Przyjmij, że gęstość wody jest równa 1 g • cm-3. Wszystkie obliczenia prowadź z dokładnością do dwóch cyfr po przecinku.
Zidentyfikuj substancje kryjące się w schematach pod symbolami E l70, E236, E290, E516, E 517, E529.
1 Obliczenia:
I
Wpisz w rubryki poniższej tabeli wzory albo nazwy odpowiednich związków chemicznych. E170 E236 Odpowiedź: ............................................................................................................................................ E290 E516 E517
b)
Oblicz stężenie molowe 4-procentowego roztworu kwasu octowego do marynowania grzy bów, którego gęstość jest równa 1,004 g • cm-3. Wynik podaj z dokładnością do dwóch cyfr po przecinku.
I Obliczenia:
E529
Odpowiedź: więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
326
Arkusz maturalny j 327
| Arkusz maturalny
Zadanie 22. (0-2)
Zadanie 24. (0-2)
Napisz wzór półstrukturalny (grupowy) i podaj nazwę systematyczną jednego węglowodoru o wzorze C4H8, który:
Benzyna jest mieszaniną ciekłych węglowodorów. W celu uproszczenia dalszych rozważań, przyj mijmy, że w skład tego paliwa wchodzą wyłącznie heksan C6H 14 i heptan C7H 16 i że na jedną cząsteczkę heksanu przypada jedna cząsteczka heptanu.
a)
nie odbarwia roztworu bromu w tetrachlorometanie.
Wzór półstrukturalny (grupowy):
Nazwa systematyczna:
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 C 0 2 + 14 H20 C7H 16 + 11 0 2 — 7 C 0 2 + 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:
b)
odbarwia zakwaszony wodny roztwór manganianu(YII) potasu.
Wzór półstrukturalny (grupowy):
Nazwa systematyczna:
Odpowiedź: ............................................................................................................................................ b)
Narysuj wzór półstrukturalny (grupowy) alkanu o wzorze sumarycznym C7H16 i o wartości liczby oktanowej (LO) większej od zera.
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 więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
328
Arkusz maturalny
| Arkusz maturalny
Zadanie 26. (0-4)
Informacja do zadań 25.-26. Kwas acetylosalicylowy to popularny lek, znany m in. pod nazwą aspiryna. Aspirynę można otrzymać z alkoholu salicylowego w ciągu dwóch następujących po sobie reakcji, których prze bieg ilustruje schemat.
;orO H
. _ r OH
i )I
utlenianie
estryfikacja
kwas salicylowy
alkohol salicylowy
Przeanalizuj fragment ulotki informacyjnej dołączanej do opakowania aspiryny i wykonaj podane pod nim polecenia. Skład: 1 tabl. zawiera 500 mg kwasu acetylosalicylowego.
0 ^C/ 0H
0 ^C/ 0H
c h 2- o h
o -c
Działanie: Kwas acetylosalicylowy działa głównie przez hamowanie uwalniania i biosyntezy prostaglandyn z nienasyconych kwasów tłuszczowych. Działa przeciwbólowo, przeciwgorączkowo 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 metabolitów (w 75% jako kwas salicylurowy) oraz w 10% w postaci niezmienionej. TO,5 wynosi 3 h.
,0
CU,
aspiryna
Zadanie 25. (0-2)
Wskazania: Bóle o lekkim i średnim nasileniu: bóle głowy różnego pochodzenia, bóle zębów, bóle mięśni. Ból i gorączka w przebiegu przeziębienia i grypy.
a) Oblicz i napisz wartości formalnych stopni utlenienia atomów węgla, które zaznaczono we wzorach alkoholu salicylowego, kwasu salicylowego i aspiryny.
Przeciwwskazania: Nadwrażliwość na salicylany. Czynna choroba wrzodowa żołądka i/lub dwunastnicy.
Formalny stopień utlenienia zaznaczonego atomu węgla w: kwasie salicylowym
alkoholu salicylowym
aspirynie j
b) Zaznacz literę, którą wyróżniono wzory odczynników umożliwiających (w odpowiednich warunkach) zrealizowanie przemian opisanych w schemacie numerami 1 i 2. Przemiana 1
j 329
Przemiana 2
Sposób użycia: Doustnie. Dorośli: doraźnie 1—2 tabl. po 500 mg, maksymalnie 4 g kwasu acetylosalicylowego na dobę. Dzieci 7-12 r.ż.: maksymalna dawka dobowa wynosi 1000 mg (2 tabl. po 500 mg na dobę).
a) Wartość biologicznego okresu półtrwania aspiryny (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 organizmie 0 godzinie 15.00. 1 Obliczenia:
A
K2C r04 / KOH
B
K2Cr20 7 / H2S 0 4
C
CuO
c h 3- c (
°
Odpowiedź: ............................................................................................................................................
b) Poniższy schemat przedstawia uproszczoną drogę metabolizmu aspiryny w organizmie czło D
KM n04 / H2S 0 4
0 U> 1 O z \ O o w
wieka.
0 ^ „/ O H
0 ^ / N - C H 2- c f °
0 ^ „/ O H
C " |
O hydroliza
aspiryna więcej na WWW.ZDASZ.TO
2
'O H
I H
kwas salicylowy
reakcja z aminokwasem
kwas salicylurowy więcej na WWW.ZDASZ.TO
j j
330
i
Arkusz maturalny
Arkusz maturalny
Napisz, stosując wzory półstrukturalne (grupowe) organicznych reagentów, równania reakcji oznaczonych na schemacie numerami 1 i 2. Równanie reakcji nr 1:
Informacja do zadań 28.-29. Coraz powszechniej są stosowane biodegradowalne polimery kondensacyjne, które po wykorzy staniu i wyrzuceniu na wysypisko śmieci stosunkowo szybko rozkładają się przy udziale obec nych w glebie mikroorganizmów. Do najpopularniejszych polimerów biodegradowalnych należą: poli(kwas glikolowy) PGA, poli(kwas mlekowy) PLA i połi(hydroksymaśłan) PHB. Monomer
1
II
H O - C H -C -O H ch3
0 ho
-
ch
-
c h 2- c
I
2
-
ch3
Zadanie 27. (0-1)
R -N H 2 + H N 02 — R -O H + H20 + N2t Reakcji tej ulegają także inne związki organiczne zawierające azot w cząsteczkach, m.in. większość peptydów, polipeptydów oraz białek. W celu ustalenia budowy pewnego tripeptydu, wykonano trzy doświadczenia i uzyskano nastę pujące wyniki: Doświadczenie 1.
kwas hydroksyetanowy (kwas glikolowy) kwas 2-hydroksypropanowy (kwas mlekowy)
0
c) Napisz nazwę wiązania chemicznego zaznaczonego we wzorze kwasu salicylurowego.
Polimer biodegradowalny nazwa
o w
0=0
to
0
0
Równanie reakcji nr 2:
1
wzór
Pierwszorzędowe aminy alifatyczne (o wzorze ogólnym R -N H 2) reagują z kwasem azotowym(III), zgodnie z uproszczonym równaniem:
j 331
oh
kwas 3-hydroksybutanowy (kwas hydroksymasłowy)
wzór
nazwa 0
- 6 0 - c h 2-
c
połi(kwas glikolowy) PGA
^
0 poli(kwas mlekowy) PLA
^ O -C H -C ^ ch3
0 -6 0 -chch3
c h 2- c
^
połi(hydroksymaślan) 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 pakowania żywności. Masa cząsteczkowa pewnego rodzaju poli(hydroksymaślanu) PHB wynosi około 5 805 000 u. Oblicz, z ilu reszt kwasu hydroksymaslowego składa się cząsteczka tego poliestru. | Obliczenia:
j
Wskutek całkowitej hydrolizy badanego tripeptydu otrzymano mieszaninę fenyloalaniny (Phe), alaniny (Ala) i glicyny (Gly). Doświadczenie 2. W skutek hydrolizy enzymatycznej tripeptydu, w której rozerw aniu uległo w yłącznie C-końcowe wiązanie peptydowe, powstała mieszanina dwóch produktów, z których tylko jeden był optycznie 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. Odpowiedź: więcej na WWW.ZDASZ.TO
więcej na WWW.ZDASZ.TO
332
I j Arkusz maturalny
Indeks j 333
Indeks
Zadanie 29. (0-1) Z różnych monomerów otrzymuje się tzw. kopolimery. Właściwości kopolimerów są zazwyczaj inne niż właściwości homopolimerów. Kopolimery PGA z PLA mają wyjątkowo dużo zastoso wań, np. kopolimer 90/10 poli(kwasu glikolowego) z poli(kwasem mlekowym) jest stosowany do wytwarzania wchłanialnych nici chirurgicznych. Nici chirurgiczne wykonane z tego poliestru są absorbowane w organizmie w ciągu 90 dni po operacji.
biuret 269, 283 blok d 117,128,138 -p 117 - s 117 błonnik 298 brom 162
A acetamid 268 acylowanie Friedla-Craftsa 222 addycja 184,188,191,197 akceptor 56 alanina 271 aldehyd glicerynowy 288 aldehydy 217,219-226 aldopentoza 285 aldozy 285, 288
Napisz wzór półstrukturalny (grupowy) fragmentu cząsteczki kopolimeru PGA z PLA skła dającego się z dwóch reszt kwasu glikolowego i z jednej reszty kwasu mlekowego. Otocz kółkami wszystkie wiązania estrowe w narysowanym fragmencie wzoru poliestru.
C celobioza 293 celuloza 298-301 chiralność 176 chlor 43,162-164 chlorek sodu 50 chlorofil 286 chlorowodór 54 chrom 141,142 chromatografia 98 cukry 285-291 cykloa łkany 172 cynk 138,139 cysteina 271
alkany 171,178-181,199 alkeny 172,182-185, 199 alkiny 172,186-189,199 alkohole 57, 202-210, 213-215 - alifatyczne 203 - aromatyczne 203 - drugorzędowe 202 -, izomeria 204
W wyniku całkowitej hydrolizy 102,6 g mieszaniny sacharozy ( C ^ H ^ C ^ ) 1maltozy (C12H22 0 11) otrzymano 90,0 g glukozy (C6H 120 6) i fruktozę (C6H120 6).
- monohydroksylowe 202 - pierwszorzędowe 202 - polihydroksylowe 202 - trzeciorzędowe 202 aluminium 135 amidy 267, 268 aminokwasy 271-274 «-aminokwasy 271 aminy 262-266 amoniak 152, 262 amylopektyna 298 amyloza 298 anilina (fenyloamina) 263 aniony 43
Oblicz zawartość sacharozy w analizowanej mieszaninie disacharydów (w % mas.).
anomeryczny atom węgla 289 areny 190
Zadanie 30. (0-2)
Wynik podaj z dokładnością do dwóch cyfr po przecinku. W obliczeniach przyjmij masy molowe cukrów: MCnR2lQll = 342 g - n r 1, MCMl20s = 180 g • mol-1.
asocjacja cząsteczek wody 57 asymetryczny atom węgla 288 atom 19 azot 52,151
| Obliczenia: |
i
więcej na WWW.ZDASZ.TO
D dekantacja 98, 99 dekarboksylacja 179, 235 dekstryny 301 delokalizacja 191 denaturacja 97, 281 2-deoksyryboza 286, 288 destylacja 98 - frakcjonowana 179 diament 53 dipol 55 disacharyd 296 donor 56 dublet elektronowy 40, 45,117 dwucukry 293-296 dysocjacja elektrolityczna 87, 89, 232 dyspersja 97
B benzen 190-192 -, alkilowanie 190 benzenol (fenol) 205, 211 berylowce 128,134 białka 278-284 -, denaturacja 281 -, hydroliza 282 - proste 278
Odpowiedź: ..............
czynnik elektrofilowy 195 czynność optyczna 176 -aminokwasów 273
-, struktura czwartorzędowa 280 -, - drugorzędowa 279 -, - pierwszorzędowa 279 -, - trzeciorzędowa 280 -, - a 279 -, —y? 279 -, wysalanie 281 - złożone 278
E efekt indukcyjny 232 efekt Tyndalla 95, 97 ekstrakcja 98 elektrofil 195,196 elektrolit 89,107 elektron 19, 21 elektrony niesparowane 26, 27 - sparowane 26, 27 - walencyjne 34, 36, 40 - zdelokalizowane 59,126,191 elektroujemność 47, 48 eliminacja 197 enancjomery 176,177 energia aktywacji 78, 80 -jonizacji 41, 42
energia powinowactwa elektronowego 43 - wiązań chemicznych 83 entalpia reakcji 83, 84 estry 248-260 etan 68,171,178 etanol 208 eten 69,172,182 etyn 70,172,186 F fenol (benzenol) 205, 211 fenole 202-215 fenoloftaleina 109 fenyloalanina 271 fermentacja alkoholowa 291 filtracja 98 fluorowce 161 fluorowcowanie180,193 fotosynteza 286 fruktoza 286, 288-291 fu ran 289 G galaktoza 286 gaz elektronowy 59,126 - szlachetny 40 gęstość roztworu 102 glicerol (gliceryna) 208, 251, 258 glicyna 271, 273 glikogen 299 glikol etylenowy 208 glin 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 40,147 hem 280 hemoglobina 280 homologi 171 hybrydyzacja 23, 62-70 -typu sp (diagonalna, liniowa) 65, 66 -typu sp2 (trygonalna, płaska) 64, 65 - typu sp3 (tetraedryczna) 64-67 hydratacja 97 hydrochinon 205 hydroliza białek 276, 282
334
INDEKS
hydroliza estrów 253 - peptydów 276 - soli 111 - tłuszczów 258 I iloczyn jonowy wody 91 indykator (wskaźnik) 109 inhibitor 80 - korozji 80 izobary 21 izomeria 174-177 izotony 21 izotopy 10, 21
J jądro atomowe 19, 21 jod 53,162 jodyna 300 jon 32, 33 - obojnaczy 273 jonizacja 41 K karbid 187 kataliza 80 katalizator 78, 80 kate nacja 68 kation 41,126 ketoheksoza 285 ketony 217-226 ketozy 285 kinetyka chemiczna 73, 74 koagulacja 97 koloid 95, 97 kompleks aktywny 80 kondensacja 97, 274 konfiguracja elektronowa 29-35 kontrakcja objętości 206 kraking 183,190 krezol 205 krystalizacja 98, 99 kryształ 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
Indeks
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 L lakmus 109 laktoza 294 leucyna 271 liczba Avogadra 6 - jodowa 255 - koordynacyjna 50 - kwasowa 255 - oktanowa 190 - zmydlania 255 liczby kwantowe 22, 25 ligandy 50 lipazy 241 litowce 128,133 M maltoza 293-295 mangan 143,144 mannoza 286 masa atomowa 10 - cząsteczkowa 12 - molowa 8,12 mer198 metale 40, 59,126-130 - ciężkie 126 - lekkie 126 - szlachetne 130 metameria 220 miedź 139,140 mieszanina 94, 98 moc kwasu 111, 232 - zasady 111 mocznik 269, 270
mol 6 moment dipolowy 55 monomer 198 monosacharyd 296 mostki disiarczkowe 280 mydła 241, 253, 258 N naftalen 194 neutron 19, 21 niemetale 40,146,147 nitrogliceryna (triazotan(V) gliceryny) 251 nitrowanie 194 nukleofil 196 nukleony 21 nuklid 21 O objętość molowa 8 octan etylu (etanian etylu) 249, 251 odczyn 91,108,109 odczynnik jonesa 230 oktet elektronowy 40, 45,117 oranż metylowy 109 orbita 123-25, 34, 60-65 - atomowy 23, 60 - molekularny 23, 60 - zdegenerowany 23 - zhybrydyzowany 63-65 P pasywacja glinu 135,136 - żelaza 129 peptydy 275, 276 peptyzacja 97 pH 91,109 pierścień aromatyczny 190 pierwiastek chemiczny 19 piran 289 piroliza 190 płyn Lugola 300 podpowłoka elektronowa 24, 29 podstawniki 171,193 poli(chlorek winylu), PVC198 poli(metakrylan metylu), PMMA198 polietylen, PE 198 polimery 198 - kondensacyjne 278 polimeryzacja 185,189,198 polipeptyd 274 polipropylen, PP198 polistyren, PS 198 potas 37 potencjał standardowy 131 powłoka elektronowa 19, 24, 37 półogniwo 131 prawo działania mas Guldberga i Waagego 85
prawo Hessa 83 - okresowości 36 - rozcieńczeń Ostwalda 107 - stałości składu 14 - stosunków objętościowych 14 - zachowania masy 14 promień atomowy 37, 41 promocja elektronowa 28 proton 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 59 punkt izoelektryczny 272 R rdzeń atomowy 34 reakcja 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 95 roztwór 94-96 równanie Clapeyrona 9 - kinetyczne 73, 76 równowaga chemiczna 85, 86 ruchy Browna 97 ryboza 286, 288 rząd reakcji 75, 76 rzędowość amin 262 - atomów węgla 173
S sacharoza 293-295 sekstet elektronowy 46 sekwencja aminokwasów 275, 279 seryna 271 siarczki 160 siarka 52,158-160 siarkowodór 54,160 siły van der Waalsa 280 skrobia 298-301 sole 113 solwatacja 97 sód 41 sól amoniowa 262 - amonowa 262 - fizjologiczna 105 - gorzka 105 - obojętna 110 stała dysocjacji 89, 90, 232 - równowagi 85 - szybkości reakcji 73 stechiometria równań chemicznych 16 - wzorów 16 stereoizomeria 175 stężenie 100-105 stopień dysocjacji 107 - utlenienia 115-120 substytucja elektrofilowa 192-195 - rodnikowa 180,195 symetria cząsteczki 55 synteza Fischera i Tropscha 192 szereg aktywności chemicznej metali 130 - homologiczny 171 - napięciowy metali 131,132 szybkość reakcji chemicznej 73-79 T teoria kwasów i zasad Arrheniusa 87 Bronsteda i Lowry’ego 87 Lewisa 88 tlen 155 tlenki 115,156, 157 tłuszcze 241, 254-256 toluen 190 toluidyna 263 trójkąt wiązań 48 U układ 81 - heterofazowy 79 - homofazowy 79 - izolowany 81 - jednofazowy 94 - okresowy pierwiastków chemicznych 36-38 - otwarty 81 - wielofazowy 94 - zamknięty 81
335
utleniacz 119 utwardzanie tłuszczów 257 W walińa 271 węgiel konfiguracyjny 288 węglowodany 285 węglowodory 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) 298-301 wodorki 115,149,150 wodorotlenki 112 wodór 10, 51,148 wskaźnik kwasowo-zasadowy (indykator) 109 wydajność reakcji 17 wysalanie 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 27 zasada 110 - Arrheniusa 87 - Lewisa 88 zasady mocne 111 - słabe 111 zawiesina 95 zderzenia aktywne 78 zmydlanie 253, 258 zol 97 związki jonowe 50 - kowalencyjne 52 - polarne 55 Ż żel 97
Odpowiedzi do zadań
336 1 ODPOWIEDZI DO ZADAŃ
Sprawdzian: 1. I. P, II. P, III. P, 2. I. utleniaczem, się ob
Odpowiedzi do zadań
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~,
Dział I 6.1. B, 2. C Sprawdzian: 1. C, 2. C, 3. C, 4. C, 5. CH20
H202 +2 H++ 2 e~ —*•2 H20
pół elektronu, % elektronu itd. Nie istnieje % powłoki elektronowej. Poprawna jest każda odpowiedź, która dotyczy ułamko wych 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 1 dm3 cieczy: H20 < HDO < D20, Ciepło parowania: H20 < HDO < D20, 5. A, B, E
2 Mn04“ + S032“ + 2 OH“ —►2 Mn042“ + 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+,
NIE
TAK
A, D, 3. 2
Sprawdzian: 1. B, 2. B, 3. A, 4. C, 5.
ONa
62.1. D; 73.1. NaF, NaCl, 2.1, 2, 6; 74.1. I. otoczenia, układu, endoenergetyczny, II. najmocniejszym, najmniej;
typu a j typu n
elektronowych
i ch3- c h 3
7
! ch 3—CH2—Cl
7
i CHr OH
5
T i T
O
0
0
3
0
2
j
wodór
ch 3
|
+ C02 + H20
h o - c h 2- c h - c h 2- c h 3
+ NaHC03
ch 3 Właściwość gazu ch 3 1. mała rozpuszczalność
5) (CH3)2CHCHO + Ag20
(CH3)2CHCOOH OH
CH3 —CH—CH2—oh
w wodzie 3. gęstość mniejsza od gęsto
1 lub 3
+ HBr
CH3-CH 2-C H -C H 2-O H
mocnych, trwałym Sprawdzian: 1. I. rośnie, rośnie, II. maleje, maleje, III.
“1“
+ NaOH
CH3
75.1.1. beztlenowym, redukujące, słabych, II. tlenowym,
1. wiązań j wiązań
Sprawdzian 1: B, 2. A, 3. D, 4. B, 5. a) B. bromobenzen, C.fenolan sodu, E. kwas 2-metylopropanowy, F. 2-metylopropanian fenylu, b)
CH3-C H - C H 2-C H 2-O H
Zbierany j Numer gaz | zestawu Liczba wolnych par
> CH3OH + NaCl, 4) HCOOH + CH3OH — - — ► HCOOCH3 + H20
CH3-CH 2 -CH 2-C H 2-C H 2-OH
Dział VIII
Sprawdzian
substancji
|
2.1) CH4 + Cl2 — - — ^ CH3Cl + HCl, 2) CH3Cl + NaOH
b) X, 2 Mn04“ +3 Sn2+ +4 H20 —^2 Mn02+3 Sn4++8 OH“
20.1. C; 23.1. B, C; 26.1. B, D; 27.1. D
j
TAK
a) X. jodek potasu, Y. woda chlorowa, b) B, F, 3. C, 4. D, 5.
Liczba j Liczba
TAK TAK
rośnie, IV. maleje, III. tlenowym, nietrwałych, słabym, 2.
Dział III
Wzór
2.
NIE
¡S
podzielić na dowolną liczbę elementów, czyli że istnieje
i .....
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
mniejszą, III. palne; 119.1. C; 121.1. X - CH3CHO,
X - CH3COOH, Z - CH3CH2OH, W - CH3COOCH2CH3,
¡s
Sprawdzian: 1. B, C, E, F, G, 2. B, C, 3.2 Mn04“ +5 S032“ + 6 H+—►2 Mn2++ 5 S042“ +3 H20, 2 Mn04“ +3 S032“ + H20 —^ 2 Mn02 + 3 S042“ + 2 OH“,
2. I. 6, II. 7, 3. B; 15.1. D, 2 .1. P, II. F, III. P
II.
TAK
7 . 1. I. P, II. R III. P, 2. B; 11.1. I. A, II. C, 2. A; 14.1. D,
R II. F, III. P; 114.1. B, 2. CH3COOH +(CH3)2CHOH „
------ ^CH3COOCH{CH3)2+ H20; 117.1.1. niepolarnych,
Dział X
Dział VII 56.1.1. A, D, II. B, C; 59.1. miedź, Cu i Ag+
Dział XIII 113.1.1. H2s o 4
reakcjom można go odróżnić od pent-1-enu.
98.1.
Dział li
{
Cykloheksan jest węglowodorem nasyconym i nie ulega reakcji ani z KMn04(aq), ani z Br2(aq), dlatego dzięki tym
| 337^
ch 3
ści powietrza tlen
!
mała rozpuszczalność w wodzie
1
Dział XI 10 0 . 1.
Dział IX
+ H20
77.1. C, 2. B; 79.1. od góry: 8 atomów węgla 2°, 2 ato
Grupa
Wzór półstrukturalny homologu
my węgla 4° i 6 atomów węgla 1°, 3 atomy węgla 3° i 5
funkcyjna
0 najmniejszej masie molowej
2 .1.P, II. F, III. R IV. P, 3. B, 4. D, 5. I. P, II. P, III. P
atomów węgla 1°; 80.1. A, B, C, D; 82.1. a) I. A, II. C, III.
-OH
ch 3oh
127.1. C, 2. I. B, II. A, III. D, IV. D
Dział IV
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-
-CHO
HCHO
-c(b)-
CH3C(0)CH3
Sprawdzian: 1. od lewej: H20, C6H5NH2, OH“, C6H5NH3+, 2. B, 3. I. R II. F, III. F, 4. I. P, II. P, III. P, IV. P, 5. a) 1.
-COOH
HCOt)H
-C(0)0-
HC(0)OCH3
I CH2= CH—CH3
8
!
1
0
32.1. B; 35.1. C, D Sprawdzian: 1.1. A, II. B, 2 .1. P, II. F, 3. D, 4. A, 5. a) Stęże nie HCl było największe w doświadczeniu III.; b) Reakcja w doświadczeniu II praktycznie zakończyła się po 6 min.; c) Pomiar ubytku masy zawartości otwartego naczynia
chlorocykloheksan, chlorobenzen, elektrofilowej; 91.1. C Sprawdzian: 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)
reakcyjnego w funkcji czasu.
oraz Br2(ac|). W przypadku obu węglowodorów zauważymy
Dział V
takie same objawy tych reakcji (brunatny osad, odbar
40.1.1. B, II. C, 2. B; 48.1. B, 2. B, 3. C Sprawdzian: 1. I. równą wartości, II. mniejszą niż war
wienie Br2(aq)).
tość, III. większą niż wartość, 2. a) od góry: kwas siarko
3
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“
\ /
C=C
/
50.1. Maksymalny: IV, V, VI, VII, Minimalny: -IV, -III, -II,
+ 2 Mn04~ + 4 H20 — ►
\ —
I I 3 -C-C-
+ 2 Mn02ł + 20H~
I I OH OH
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
M -C-CBr Br
H3N+CH2C00H, 2. H3N+CH2COO“, 3. H2NCH2C00“ , b) 2
Dział XV Sprawdzian: 1.126, 2. D, 3. C, 4. B, 5. —
C-CH 2 - N H 2
+ HOOC-CH-N —
Dział XVI
H
Sprawdzian: 1. A, 2. D, 3. D, 4.
CH2OH -O.
L
Dział XII 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%
OCH3
137. 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
( 108.1.
\ / / C = C ^ + Br2(aq) —
-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: 1.1. A, 2. A, 3. K, 4. A, 2. B, 3. I - D, II - C, III - E, IV- B, 4. B, 5.
—►CaC03 + C02+ H20
Dział VI
101. 1. 2, CH2= CH —CHO, propenal; 102. 1. B, 2. A; 104.1.2, 4, 6, 2. A
Dział XIV
OH 5. A, B
I
338
ODPOWIEDZI DO ZADAŃ
Odpowiedzi do zadań z arkusza maturalnego i 339 ____ ___________ __________ __ ______ i______
Odpowiedzi do zadań z arkusza maturalnego Nr zad.
Kryteria oceniania i model odpowiedzi Punk
Kryteria oceniania i model odpowiedzi 1 p. - za obliczenie zawartości 10B19F3 we 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.
2
elektrony walencyjne, w tzw. zapisie klatkowym:
■■'.tj
1
be mmi 1 4s
Ap
1 p. - za podanie wartości pięciu liczb kwantowych każdego z elektronów obsadzających poziom orbitalny 4s w atomie pierwiastka B w stanie podstawowym: |
3
n
\
1
m (m¡)
s
ms
lp.-za naszkicowanie schematu zaplanowanego doświadczenia i zaznaczenie po jego lewej stronie substratów, a po prawej produktów: Do roztworu chlorku miedzi(ll) należy wprowadzić metal stojący przed miedzią w szeregu elektrochemicznym albo wodór.
O-!
1 p. - za napisanie dwóch spostrzeżeń, które można sformułować, wykonując zaplanowane doświadczenie: 1. Na powierzchni cynku wydziela się brunatny osad. 2. Zielononiebieski roztwór odbarwia się. Wymagane jest podanie dwóch poprawnych obserwacji.
i
0
0
%
1 A lu b - 1 A
! Drugi elektron
4
0
0
y2
-A lub y2 |
j
n -1
1 p. - za obliczenie masy molowej metalu X i za podanie poprawnego wyniku z dokładnością do liczb całkowitych wraz z poprawną jednostką: Mx — 22,4 dm3 100-22,4 rr. , . , , Mv =------- = 56g-morI 100 g — 40 dm3 ^ 4 0
j
Odp.: Masa molowa metalu X ma wartość 56 g •mol'1.
1 p. - za właściwą ocenę prav I. F, II. P, III. P, IV. F
1 p. - za zidentyfikowanie metalu X, napisanie poprawnego symbolu albo nazwy: Fe lub żelazo
W
1 p. - za podkreślenie pięciu poprawnych określeń: I. nie jest, II. NH3, czworościenny, III. sp3, a.
0-1
1 p. - za zaznaczenie dwóch poprawnych odpowiedzi: E, F
1 p. - za ustalenie wartości indeksów x i y we wzorze sumarycznym CuxOr mo..
4
a-•64
x _l
/??0
1
.)/• 16
~V~i
^
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 dobranie i uzupełnienie współczynników stechiometrycznych w podanym schema cie reakcji chemicznej: Cr2072~ +3 H202 + 8 H+—* 2 Cr3++3 02 +7 H20 1 p. - za napisanie funkcji, jaką pełnią jony Cr2072“ w opisanej reakcji jony Cr2072' w opisanej reakcji pełnią funkcję utleniacza.
0-4
1 p. - za ustalenie masy związku miedzi i tlenu, który wytworzył się na powierzchni blaszki: mCu
” l _ 0,08
: 4 -0,P8 = mCu
0 -1
1 p. - za napisanie w odpowiednich miejscach poprawnych równań reakcji redukcji i utlenia nia (w formie jonowo-elektronowej): Równanie reakcji redukcji: Cr2072' + 14 H++ 6 e" —^2 Cr3++ 7 H20 Równanie reakcji utleniania: H20 2 —> 0 2 + 2 H++ 2 e~ Za napisanie poprawnych równań w złej kolejności, zdający nie otrzymuje punktu.
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.
mCu _ 4
0-3
1 p. - za napisanie równania reakcji zachodzącej podczas zaplanowanego doświadczenia (w formie cząsteczkowej): CuCl2 + Zn —» Cu + ZnCl2
j
4
CuCl
0-1
|
j Pierwszy elektron
Punk
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.
mCu0 = 0,32 g + 0,08 g =0,4 g
:mCu = 0,32.g •. •
Odp.: Na powierzchni blaszki wytworzyło się 0,4 g tlenku miedzi(ll). Nie jest wymagane przedstawienie obliczeń.
1 p. - za właściwą ocenę prawdziwości czterech zdań:
l p. - za obliczenie masy blaszki po usunięciu z jej powierzchni czarnego osadu:
I. F, II. P, Ili. F, IV. P
/t?cu -15,00 g - 0(32 g = 14,68 g Odp.: Masa blaszki po usunięciu z jej powierzchni tlenku miedzi(ll) jest równa 14,68 g. Nie jest wymagane przedstawienie obliczeń.
1 p. - za przedstawienie poprawnej interpretacji ilościowej równania reakcji (za poprawne uzupełnienie trzech rubryk tabeli):
1 p. - za napisanie równania reakcji miedzi z tlenem (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 -2
0-1
I
Interpretacja
|
tlenek azotu(ll)
tlen
j
tlenek azotu(IV)
j
Liczba moli
!
1 mol cząsteczek
>2 mola cząsteczek
j
1 mol(-e) cząsteczek
90 g
48 g
|
138 g
22,4 dm3
11,2 dm3
I
Masa
i
Objętość
22,4 dm3
0-1
340
I
ODPOWIEDZI DO ZADAŃ
Odpowiedzi do zadań z arkusza maturalnego j 341
----- — —
i
— —___________________________
__________
Kryteria oceniania i model odpowiedzi 2q
1 p. - za bezbłędne napisanie wyrażenie na stężeniową stałą równowagi reakcji (Kc): /?eo . [CO] -[H2Q]_ /
K
14
b
[C02] •[H2]
Pc V
[/ _ nco ■/?h2q _ ^ V
nCOi ■nHi
x2 (a-x)2
1 1 P- _ za podkreślenie litery/którą oznaczono zdanie poprawnie wyjaśniające konserwujące 1 działanie chlorku sodu: B -
Przykład rozwiązania:
17 { j i j a
a
r
ms
.
____
_
_ _
_
:
-
_ _ _ _ _
__
i /7CH3cooNa ! cm=— ; j m l/r
b
f 1
19 ! j
|
E516
,
1 9■ cm-3 ""
0-4
n=
m
4g
n
— = ----------- - = M 60 g- mol'1
,
0,067nnol
Vx= — = -----— - = 99,60 cm3 = 0,0996 dm3 dx 1,004 g-cm"3 n cm= —
0,067mol = ------------- =
0,0996 dm3
„
3
,
,
0,673 mol •dm_3 = 0,67mol-dm-3
Odp.: Stężenie molowe roztworu kwasu octowego o stężeniu 4% jest równe 0,67 mol • dm-3. 1 p. - za napisanie poprawnego wzoru półstrukturalnego (grupowego) i podanie nazwy; ; systematycznej węglowodoru (wymagane jest narysowanie wzoru jednego węglowodoru > spełniającego podany warunek): H2C -- CH2
: albo
H,C-- CH2 0-5
22
;
cyklobutan
0,0025 mol . . _3 ■ =0,05 mol-dm 3 0,05dm3
b
CH / \
:
:
:
H2C --- CH;; 0-2
metylocyklopropan
l%p. - za napisanie poprawnego wzoru półstrukturalnego (grupowego) i podanie nazwy systematycznej węglowodoru: : CH, H\ /C H , C H ,\ /C H , . |: CH2= C H - C H 2- C H , albo X=C tub Y=C albo C H /= C - C H , CH, H H H ^ ; ;,3 but-l-en ■ 2-metylopropen trans-but-2-en c/s-but-2-en 1 p. - za uporządkowanie wymienionych produktów destylacji ropy naftowej od najmniej lotnego do najbardziej lotnego:
CaC03 albo węglan wapnia
23
0-1
olej opałowy (mazut), olej napędowy, nafta, benzyna, gazy rafineryjne
HCOOH albo kwas metanowy albo kwas mrówkowy
E236 E290
4gCH3COOH — 100 g roztworu
0-4
j 1 p. - za uzupełnienie tabeli, wpisanie w puste rubryki wszystkich poprawnych wzorów albo i nazw zidentyfikowanych związków chemicznych:
i |
~
Przykład rozwiązania:
d . 1 p. - za napisanie wzoru słabszej zasady: Cl"
i1
4i,o
1 p. - za podanie poprawnego wyniku wraz z jednostką 1z odpowiednią dokładnością.
c | 1 p. - za podanie wzorów dwóch kwasów Brónsteda znajdujących się w zlewce B: H30+y H20
E170
380,OOg
m H2o ""
1 p. - za zastosowanie poprawnej metody rozwiązania zadania.
j Odp.: Stężenie molowe uzyskanego roztworu jest równe 0,05 mol •dm-3.
1 j
_r . ,
Odp.: Należy dodać 380,00 cm3 wody.
a
b
---- L 100%
100%
_ _ _
| I p . - za obliczenie stężenia molowego roztworuipodaniewyniku żpoprawną jednostką;: j n(CH3COOH) = % ■Vj. - 0,1 mol drrr3 •0,025dm3=0,0025 mol - «(CH3COOŃa) | Vr = 0,025 dm3 + 0,025 dm3^ 0,05 dm3
m H 0 = m r4% _ o o n HO n - 380,00 g
cP ' m r /77c =
10% •253.25a 0 -2
633,25 g 4% - m rl0% = 633,25 g - 253,25 g =
/77r4% = ------- — ------=
in n o /
21
3 x 1 p. - za bezbłędne napisanie trzech równań reakcji (w formie cząsteczkowej): 1. PbO + 2 NaOH + H20 — Na2[Pb(OH)4] 2. Na2[Pb(OH)4] + 2 HN03 —> Pb(OH)2 +2 NaN03 + 2 H20 3. Pb(OH)2 + 2 NaOH —►Na2[Pb(OH)4]
j
25,33 g-100%
\/
1,013 g • cm“3 • 250 cm3 = 253,25 g
c p = ---mr lU U /o
j 1 p. - za podanie nazwy albo wzoru substancji, której roztwór znajduje się w zlewce A: j octan sodu lub CH3COONa
18
a
m r = dr - V r m rlQ% =
I 1 p. - za napisanie wzoru albo nazwy kwasu: HCl albo kwas:scdny
— —
¿p
1/
1 p. - za podanie numerów probówek, w których uzyskano roztwory o malinowym zabarwieniu:
1 p. - za poprawne podanie charakteru chemicznego tlenku ołowlu(ll) i wodorotlenku ołowiu(ll): ■tlenek ołowlu(ll): amfoteryczny ■wodorotlenek ołowiu(ll): amfoteryczny Wymagane jest bezbłędne określenie charakteru chemicznego obu związków ołowiu.
■ 100%
mr =
d=—
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+
m
m
1 p. - za poprawne uzupełnienie zdania: Wydajność otrzymywania tlenku węgla(ll) po: I. wzrośnie, II. nie zmieni się, III. nie zmieni się.
16
1 1
C02 albo tlenek węgla(IV) albo dwutlenek węgla
Wzrost lotności
0-1
1
CaS04albo siarczan(VI) wapnia
E517
(NH4)2S0 4 albo siarczan(VI) amonu lub NH4HS0 4 albo wodorosiarczan(VI) amonu
E529
CaO albo tlenek wapnia
0-1 U
1 p. - za podanie poprawnego wyniku wraz z jednostką 1z odpowiednią dokładnością.
1 p. - za poprawne uzupełnienie zdania: Rozważana reakcja jest egzotermiczna / endotermiczna, a jej AH ma wartość < 0 / >_0.
i a
;
1 p. - za zastosowanie poprawnej metody rozwiązania zadania.
0-2
i 1 p . - za zaznaczenie poprawnej odpowiedzi: C
15
Punkty
J
1 p. - za podanie stosunku liczby,cząsteczek tlenku węgla(IV) do liczby cząsteczek wody w produktach całkowitego spalania benzyny: : . | nco2 _ 6 + 7 _ 13 .
1 2 4 :| 3 | ]
j j
r ^ o _ 7 + B _ 15
V...v;.|
j Odp.: Stosunek liczby cząsteczek tlenku węgla(IV) do liczby cząsteczek wody w produktach j całkowitego spalania benzyny o podanym składzie jest równy 13 : 15.
i j
342
I
Odpowiedzi do zadań z arkusza maturalnego
ODPOWIEDZI DO ZADAŃ
Nr zad.
24 I b
Kryteria oieniani.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: i i np. CH, ! i i ! i CHh- C - C I I 2-C H ,,- C H , - j
I
Ćh3 ( Wymagane jest narysowanie wzoru półstrukturalnego (grupowego) jednego, dowolnego j alkanu o rozgałęzionym łańcuchu węglowym. 1 p. - za poprawne uzupełnienie wszystkich rubryk tabeli:
alkoholu salicylowym
Kryteria oceniania i model odpowiedzi
:
I
30
j j
j
j Przykład rozwiązania: | m 102,6 g
i j
|
^disacharydów —
^sacharozy “ x+ y = 0,3
j
I
1 1 p. -za podanie poprawnego wyniku wraz z jednostką i z odpowiednią dokładnością.
-i
x
* + 27 - 0 ’5
X = 0,1 mol
M
m , — U ,3 m O l
342g-mol 1 ^m altozy
-Y
y - 0,2 mol
^glukozy — . . “
a
^ s a c h a ro z y
M
90 g 1o n
180g-mol 1
aspirynie
III
-III
0-2
. — U ,5 m 0 .l
.
.
0-2
- n •M - 0,1 mol •342 g ■mol 3 - 34,2 g j j
%sacharozy = ^ ^ 1 - 1 0 0 % = 33,33% mas. sacharozy 1(R6g ; '
Odp.: Mieszanina disacharydów zawiera 33,33% mas. sacharozy.
kwasie salicylowym
343
Punkty
j 1 p. - za zastosowanie poprawnej metody rozwiązania zadania.
Formalny stopień utlenienia zaznaczonego atomu węgla w: 25
j
i
1 . . .j j Razem ¡
60
1 p. - za podkreślenie litery, którą oznaczono wzory potrzebnych odczynników: D
Źródła ilustracji i fotografii
1 p. - za podanie liczby miligramów kwasu acetylosalicylowego: 9.00-500 mg; 12.00 (po 3 h) - 250 mg; 15.00 (po 6 h) — 125 mg Odp.: O godzinie 15.00 w organizmie tego człowieka pozostało 125 mg kwasu acetylosali cylowego.
Winiety: 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 sztucz ny) egilshay/Shutterstock.com; s. 278 (czerwone krwinki) Sebastian Kaulitzki/Shutterstock.com; s. 285 (jabłko) Valentina Razumova/Shutterstock.com
2 x 1 p. - za napisanie dwóch równań reakcji: Równanie reakcji nr 1: 0 % /OH 0 % /OH
C 26
o —C
S>' CH,
+ H —OH —— 3
c 0-4
Równanie reakcji nr 2:
OH + H,N — CH, —C
+ II ,0
OH
1 p. - za podanie nazwy wiązania: wiązanie peptydowe 27
1 p. - za napisanie sekwencji tripeptydu: Ala-Phe-Gly
0-1
1 p. - za obliczenie liczby reszt kwasu hydroksymasłowego zawartych w cząsteczce.poliestru: 28
M(C4H602) = 4-12 u + 6 :■1 u + 2 •16 u =86 u M(PGA) =M(PHB)„ = 5 805000 u ^
^ c 4hśo2)^ n~
~
5805000o , ■= 67500 86 u “
:o -i
Odp.: Cząsteczka poli(hydroksymaślanu) PHB składa się z 67 500 reszt kwasu hydroksyma słowego. 1 p. - za napisanie poprawnego wzoru półstrukturalnego (grupowego) fragmentu cząsteczki kopolimeru i zaznaczenie w nim dwóch wiązań estrowych: ^ 0 ~ "\
O
29
0-1
Wymagane jest narysowanie jednego, dowolnego wzoru kopolimeru i zaznaczenie w nim wszystkich wiązań estrowych.
Tekst główny: s. 7 - W. Wójtowicz/Putto/WSiP; s. 10 (izotopy wodoru - il.) Verde; s. 14 - W. Wójtowicz/Putto/WSiP; 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 elektrolityczna HCl - ¡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/WSiP; s. 115 (spalanie sodu w 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/WSiP; 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, (właściwości wodorotlenku glinu: dodanie kwasu solnego, dodanie zasady sodowej) W. Wójtowicz/Putto/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. Wójtowicz/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 białka hemoglobiny 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/WSiP Wydawnictwa Szkolne i Pedagogiczne sp. z o.o. oświadczają, że podjęły starania mające na celu dotarcie do właścicieli i dysponen tów praw autorskich wszystkich zamieszczonych utworów. Wydawnictwa Szkolne i Pedagogiczne sp. z o.o., przytaczając w celach dydaktycznych utwory lub fragmenty, postępują zgodnie z art. 29 ustawy o prawie autorskim. Jednocześnie Wydawnictwa Szkolne i Pedagogiczne sp. z o.o. oświadczają, że są jedynym podmiotem właściwym do kontaktu autorów tych utworów lub innych pod miotów uprawnionych w wypadkach, w których twórcy przysługuje prawo do wynagrodzenia.
344
CO
UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW CHEMICZNYCH
Iifl3
Q)
03
5 “
Z
S S'
<
|
X
l i
S
S 5
O
I
3
1
i
»— * s -- 1 o S co — ^ O
o
‘- J I to
ą l l
i *
<311
00
■ais
<2 i i
I
DO
m
s
J2 C /)
CD g S
O
1 1 *—
3
f
s-
a
O
o
l
l s o
5 ■O -i 2
s
li)
*
s
O
fil?
g ii
I
I
!
ą
s
E 1 * “ ■ « a o
"
p O S
co LU
£ *
s 2 K
a
*
> -
co CD
e
s; °> s
CM
■o o
rsi
□ c
o
= 15
I
f i -e S» I— s s
o ) t
cS
a
3
O J
<1
o
sO
3
DC
Z
< c
11
cc
0)
L U
a
I 1
o i s o
S
s
s ~
QiR
I—
00
>> i a □ g. £
F ? 3 = a
T3 Q_
_c: CC 2
157,25
cn
gadolin
co
64 G d
rsi
o
2 503 1 -i* 1CM a>
^
1
°-
“
5
s
E o
s ■ “
5
£
| |
E <
E W
! “
^ n
“
00
CD | S LJ_ -=
DC
S i!
■
x
H
E Q_
1 |
5 2
C tO B 3 S
js
O . 3 z
§
O
f s | s
O)
s
Q _
s
S
| S s
0 0
LU CC
£
is -
-o
K
CO
V_
g 8
O ig
< - U
ID
li)
> a
tfs O
-c c;
2
i g
= CT) J i
co
O
o
i- s
DQ - 3‘
^{1
.
Oł ° W s s
E T3 CT3 <£
g
X )
Ś -
Q
-5 s
® o
«
!
DC
■
CM
cy □G
CO ' i . §
£■ £
o
I i
s ‘
s
m
00
s'
a
1 1
IZi = a CM
-U 00
2 5
o g.s < i a
* V
DC g
-O 1 CC.
-I
5
§■
o>
1o
□ □ □ li)
l
V
*
te E S §
I M— "c — . M
w is
j
“ i l *
co 
