Notatki maturalne chemia PDF

Preview

Summary

zzzz...

Description

Bartosz Majewski

NOTATKI MATURALNE PERSILA

CHEMIA

Notatki maturalne persila. Chemia. Bartosz Majewski Wydanie I opracowanie graficzne | Bartosz Majewski

ISBN 978-83-272-4488-8

© Copyright by Bartosz Majewski Wszelkie prawa zastrzeżone. Rozpowszechnianie i kopiowanie całości lub części niniejszej publikacji jest zabronione bez pisemnej zgody autora. Zabrania się jej publicznego udostępniania w Internecie oraz odsprzedaży.

2

Notatki maturalne persila. Chemia. Bartosz Majewski

3

SPIS TREŚCI CHEMIA ...................................................................................................................................... 5 Układ okresowy a właściwości pierwiastków ........................................................................... 6 Metale lekkie .............................................................................................................................. 9 Metale ciężkie .......................................................................................................................... 13 Tlenki ....................................................................................................................................... 14 Wodorki ................................................................................................................................... 16 Wodorotlenki ........................................................................................................................... 17 Kwasy....................................................................................................................................... 19 Sole........................................................................................................................................... 22 Wiązania chemiczne ................................................................................................................ 25 Teorie kwasów i zasad ............................................................................................................. 27 Reakcje w roztworach wodnych .............................................................................................. 28 Przemiany jądrowe ................................................................................................................... 31 Przemiany fizyczne i chemiczne .............................................................................................. 34 Reakcje ..................................................................................................................................... 36 Rozróżnianie różnych związków ............................................................................................. 41 Elektrochemia .......................................................................................................................... 43 Chemia kwantowa .................................................................................................................... 51 Układy chemiczne .................................................................................................................... 57 Wzory ....................................................................................................................................... 61 PIERWIASTKI I ZWIĄZKI CHEMICZNE ......................................................................... 66 Wodór....................................................................................................................................... 67 Sód ........................................................................................................................................... 68 Potas ......................................................................................................................................... 69 Glin........................................................................................................................................... 70 Węgiel ...................................................................................................................................... 72 Krzem ....................................................................................................................................... 74 Azot .......................................................................................................................................... 75 Tlen .......................................................................................................................................... 78 Siarka ....................................................................................................................................... 80 Chlor ......................................................................................................................................... 82 Fluor ......................................................................................................................................... 84 Brom......................................................................................................................................... 85 Jod ............................................................................................................................................ 86 Wykrywanie anionów chlorkowych, bromkowych, jodkowych ............................................. 87 Chrom....................................................................................................................................... 88 Mangan..................................................................................................................................... 90 Żelazo ....................................................................................................................................... 92 Miedź ....................................................................................................................................... 94 Cynk ......................................................................................................................................... 95

4

CHEMIA

5

UKŁAD OKRESOWY A WŁAŚCIWOŚCI PIERWIASTKÓW 1. Energia jonizacji to energia potrzebna do oderwania jednego lub kilku elektronów od atomu (przejścia w kation).

np. energia jonizacji fransu jest mniejsza od energii jonizacji fluoru – mniej energii potrzeba do oderwania elektronów, a więc frans łatwiej przechodzi w kation. 2. Energia powinowactwa elektronowego to energia wydzielana przy przyłączaniu elektronu do atomu (przechodzeniu w anion).

np. energia powinowactwa elektronowego fluoru jest większa od energii powinowactwa elektronowego fransu – więcej energii wydziela się podczas przyłączania elektronów, a więc fluor łatwiej przechodzi w anion. 3. Elektroujemność to zdolność atomów danego pierwiastka do przyciągania elektronów podczas tworzenia związku chemicznego.

np. CaO: elektroujemność O = 3.5, elektroujemność Ca = 1.0 → 3.5 > 1.0, więc Ca2+O24. Promień atomowy jest odwrotnie proporcjonalny do energii jonizacji, energii powinowactwa elektronowego i elektroujemności. Im więcej jest w jądrze atomowym nukleonów, tym mocniej są przyciągane elektrony i promień atomowy jest mniejszy (zależność w okresie). Im więcej jest powłok elektronowych w atomie, tym promień atomowy jest większy (zależność w grupie). Kation ma mniejszy promień atomowy od atomu wyjściowego, ponieważ wzrósł stosunek ładunku jądra do liczby elektronów – elektrony są silniej przyciągane. Anion ma większy promień atomowy od atomu wyjściowego, ponieważ zmniejszył się stosunek ładunku jądra do liczby elektronów – elektrony są słabiej przyciągane.

6

Zadanie 1 Który z atomów ma większy promień atomowy: sód czy potas? Na = 3 powłoki elektronowe K = 4 powłoki elektronowe promień atomowy K > promień atomowy Na (elektrony walencyjne potasu są aż na 4 powłoce) Zadanie 2 Który z atomów ma większy promień atomowy: tlen czy fluor? O = 8 protonów F = 9 protonów promień atomowy O > promień atomowy F (elektrony tlenu są słabej przyciągane) 5. Metaliczność

6. Niemetaliczność

7. Zasadowość

8. Kwasowość

9. Reaktywność metali (im większy promień atomowy, tym większa reaktywność metali – słabiej przyciągane są elektrony, więc łatwiej je oderwać)

10. Reaktywność niemetali (im mniejszy promień atomowy, tym większa reaktywność niemetali – mocniej przyciągane są elektrony, więc łatwiej przyciągnąć kolejne) 7

8

METALE LEKKIE 1. a)      b)    



Właściwości metali lekkich: litowce srebrne mają połysk (przy kontakcie z powietrzem matowieje) miękkie (wynika to z dużych promieni atomowych i wykorzystania tylko jednego elektronu walencyjnego) niskie temperatury topnienia i wrzenia (wynika to z dużych promieni atomowych i wykorzystania tylko jednego elektronu walencyjnego) występują w postaci związanej i są przechowywane pod naftą (wynika to z dużej aktywności) Najlżejszym metalem lekkim i zarazem najlżejszym spośród wszystkich metali jest lit. berylowce srebrzystobiałe mają połysk (przy kontakcie z powietrzem matowieje) miękkie, choć twardsze od litowców (wynika to z dużych, ale mniejszych od litowców promieni atomowych i wykorzystania dwóch elektronów walencyjnych) niskie temperatury topnienia i wrzenia, ale wyższe od litowców (wynika to z dużych, ale mniejszych od litowców promieni atomowych i wykorzystania dwóch elektronów walencyjnych) występują w postaci związanej i są przechowywane pod naftą (wynika to z dużej aktywności)

2. Porównanie aktywności metali lekkich a) reakcją → aktywniejszy metal wypiera mniej aktywny z jego związku 2K + Na2SO4 → K2SO4 + 2Na Ca + 2KOH → Ca(OH)2 + 2K b) doświadczeniem → reakcja z wodą (im gwałtowniejsza, tym metal aktywniejszy) c) obliczeniami  w przypadku metali lekkich leżących w tej samej grupie aktywniejszy jest ten, który posiada więcej powłok elektronowych, gdyż jego elektrony walencyjne są słabiej przyciągane przez jądro atomowe np.: K (4 okres, stąd 4 powłoki) i Na (3 okres, stąd 3 powłoki) → K > Na  w przypadku metali lekkich leżących w różnych grupach aktywniejszy jest ten, który posiada mniej elektronów walencyjnych, gdyż łatwiej je wtedy oderwać np.: Li (1 grupa, stąd 1 elektron) i Ca (2 grupa, stąd 2 elektrony) → Li > Ca 3.       

Barwa płomienia (metale i ich sole) lit → karminowy sód → żółtopomarańczowy potas → fioletowy rubid → czerwono-fioletowy cez → niebieski wapń → ceglastoczerwony stront → czerwony 9

 bar → żółtozielony  rad → karminowy 4. Otrzymywanie elektroliza substancji stopionych 5. Reakcje a) litowce  z tlenem tworząc tlenki (lit), nadtlenki (sód) i ponadtlenki (potas, rubid, cez): 4Li + O2 → 2Li2O 2Na + O2 → Na2O2 (sód tworzy też Na2O: 2Na + Na2O2 → 2Na2O) K + O2 → KO2  z wodą tworząc zasady (gwałtownie): 2Li + 2H2O → 2LiOH + H 2  z kwasami tworząc sole: 2K + 2HCl → 2KCl + H2  z niemetalami tworząc wodorki i sole (fluorowce, siarka, węgiel, lit także z azotem): 2Na + H2 → 2NaH 2Na + Cl2 → 2NaCl 2Na + S → 2Na2S 4Na + C → Na4C 6Li + N2 → 2Li3N b) związki litowców  tlenki, nadtlenki i ponadtlenki reagują z wodą: Li2O + H2O → 2LiOH Na2O2 + H2O → 2NaOH + H2O2 2KO2 + 2H2O → 2KOH + H 2O2 + O2  wodorki reagują z wodą: 2NaH + H2O → 2NaOH + H 2  tlenki, nadtlenki i ponadtlenki reagują z kwasami: Li2O + H2SO4 → Li2SO4 + H2O Na2O2 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O2 2KO2 + H2SO4 → K2SO4 + H2O2 + O2 c) berylowce  z tlenem tworząc tlenki i nadtlenki (bar, gdy tlenu jest w nadmiarze): 2Mg + O2 → 2MgO (białe oświetlające światło, co wykorzystano w lampach błyskowych) 2Ba + O2 → 2BaO (przy niedoborze) Ba + O2 → BaO2 (przy nadmiarze)  z wodą tworząc zasady (beryl pasywuje, magnez pasywuje w temperaturze pokojowej i po ogrzaniu reaguje, bo Mg(OH)2 się rozpuszcza, wapń reaguje wolno, pozostałe gwałtownie): Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2  z kwasami tworząc sole: Ca + 2HCl → CaCl2 + H 2  z wodorotlenkami tworząc kompleksy (beryl): Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2  z niemetalami tworząc wodorki i sole (fluorowce, siarka, węgiel, azot, fosfor): 10

d)    

Ca + H2 → CaH2 Ca + Cl2 → CaCl2 Ca + S → CaS 2Ca + C → Ca2C 3Ca + N2 → Ca3N2 3Ca + 2P → Ca3P2 związki berylowców tlenki reagują z wodą (tlenek berylu nie reaguje): CaO + H2O → Ca(OH)2 sole i wodorki reagują z wodą (wodorek berylu nie reaguje): CaC2 + H2O → Ca(OH)2 + C2H2 CaH2 + H2O → Ca(OH)2 + 2H2 tlenki reagują z kwasami: CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O tlenki reagują z wodorotlenkami (tlenek berylu): BeO + 2NaOH + H2O → Na2[Be(OH)4]

6. Twardość wody polega na obecności soli wapnia i magnezu. Podział twardości wody: a) przemijająca (obecność wodorowęglanów wapnia i magnezu) b) nieprzemijająca (obecność siarczanów(VI), chlorków wapnia i magnezu) 7. Usuwanie twardości wody a) metoda fizyczna (tylko usuwanie twardości przemijającej wody; polega na ogrzewaniu) Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O (T) Mg(HCO3)2 → Mg(OH)2 + 2CO2 (T) Powstaje kamień kotłowy: CaCO3 i Mg(OH)2. b) metoda chemiczna (usuwanie twardości przemijającej i nieprzemijającej wody; polega na reakcji węglanu sodu, fosforanu(V) sodu, wodorotlenku wapnia z nierozpuszczalnymi solami) CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3 + 2NaCl CaSO4 + Na2CO3 → CaCO3 + Na2SO4 3CaSO4 + 2Na3PO4 → Ca3(PO4)2 + 3Na2SO4 Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3 + 2H2O Mg(HCO3) + Ca(OH)2 → 2CaCO3 + Mg(OH)2 + 2H2O 8. Wapno palone, wapno gaszone, zaprawa murarska, mętnienie wody wapiennej, wykrywanie węglanu wapnia, karbid a) powstawanie wapna palonego (prażenie węglanu wapnia) CaCO3 → 2CaO + CO 2 (T = 1000°C) b) powstawanie wapna gaszonego CaO + H2O → Ca(OH)2 c) powstawanie zaprawy murarskiej Ca(OH)2 + SiO2 → CaSiO 3 + H2O d) mętnienie wody wapiennej Ca(OH)2 + CO2 → CaCO 3 + H2O e) wykrywanie węglanu wapnia: CaCO3 + HCl → CaCl2 + H2O + CO2 11

f) twardnienie cementu CaSiO3 + 4H2O → CaSiO 3 ∙ 4H2O 9. Gips a) powstawanie gipsu palonego (prażenie gipsu krystalicznego) 2(CaSO4 ∙ 2H2O) → (CaSO 4)2 ∙ H2O + 3H2O (T = 100°C) b) powstawanie zaprawy gipsowej (twardnienie gipsu): gips palony → gips krystaliczny (CaSO4)2 ∙ H2O + 3H2O → 2(CaSO4 ∙ 2H2O) c) powstanie anhydrytu (dalsze prażenie gipsu palonego) (CaSO4)2 ∙ H2O → 2CaSO4 + H2O (T) 10. Zjawiska krasowe (wietrzenie skał) CaCO3 + H2O + CO2 → Ca(HCO3)2 Ca(HCO3)2 → CaCO3 + H2O + CO2

12

METALE CIĘŻKIE 1. a) b) c)

Podział metali ciężkich: nieszlachetne, stoją przed wodorem w szeregu napięciowym metali, reaktywne półszlachetne, stoją zaraz za wodorem w szeregu napięciowym metali, mało reaktywne szlachetne, stoją na końcu szeregu napięciowego metali, bardzo mało reaktywne

2. Otrzymywanie tlenek metalu + węgiel → metal + tlenek węgla ZnO + C → Zn + CO tlenek metalu + tlenek węgla → metal + dwutlenek węgla Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2 3. Reakcje metal + tlen → tlenek metalu 2Zn + O2 → 2ZnO metal + woda → tlenek metalu + wodór (wysoka temperatura) Zn + H2O → ZnO + H 2 metal przed wodorem w szeregu napięciowym + kwas → sól + wodór metal za wodorem w szeregu napięciowym + kwas → sól + tlenek + woda (pasywacja, str. 14) 4. Metale szlachetne roztwarzane są w wodzie królewskiej (mieszanina HCl i HNO3 w stosunku 3:1) Au + 4HCl + HNO3 → HAuCl4 + NO + 2H2O 5. Porównanie aktywności metali ciężkich a) reakcją → aktywniejszy metal wypiera mniej aktywny z jego związku Zn + FeSO4 → ZnSO4 + Fe Al + Fe(OH)3 → Al(OH)3 + Fe b) doświadczeniem

13

TLENKI Podział tlenków o charakterze zasadowym, reagują z kwasami, nie reagują z wodą np. CrO zasadowe, reagują z kwasami i wodą o charakterze kwasowym, reagują z zasadami, nie reagują z wodą np. SiO2 kwasowe, reagują z zasadami i wodą amfoteryczne, reagują z zasadami i kwasami, nie reagują z wodą obojętne, nie reagują z zasadami, kwasami i wodą W przypadku niektórych pierwiastków boku d obserwuje się zmianę właściwości kwasowo-zasadowych ich tlenków wraz ze zmianą stopnia utleniania:  niższy stopień utleniania  zasadowe np. CrO, MnO  pośredni stopień utleniania  amfoteryczne np. Cr2O3, MnO2  wyższy stopień utleniania  kwasowe np. CrO3, Mn2O7

1. a) b) c) d) e) f)

2. Otrzymywanie tlenków pierwiastek + tlen → tlenek S + O2 → SO2 rozkład niektórych wyższych tlenków N2O3 → NO + NO2 rozkład niektórych wodorotlenków (T) Fe(OH)2 → FeO + H2O (T) rozkład niektórych soli (T) MgSO3 → MgO + SO2 (T) 2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O (T) rozkład niektórych kwasów tlenowych (T lub światło) H2CO3 → CO2 + H2O (T) 4HNO3 → O2 + 4NO2 + 2H2O (światło) rozkład kwasów utleniających metalami o dodatnich potencjałach standardowych 3Cu + 8HNO3(roz) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O utlenianie lub redukcja niektórych tlenków 2NO + O2 → 2NO2 Fe2O3 + 3O2 → 2FeO + CO2 utlenianie innych związków np. soli, wodorków 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O 2PbS + 3O2 → 2PbO + 2SO2 2KMnO4 + 3K2SO4 + H2O → 2MnO2 + 3K2SO4 + 2KOH 3. Reakcje rozkład 2N2O5 → 4NO2 + O2 N2O3 → NO + NO2 utlenianie z tlenem lub tlenkami 2NO + O2 → 2NO2 CO + FeO → CO2 + Fe redukcja z wodorem, węglem lub metalem 14

2NO2 + 4H2 → N2 + 4H2O 2Fe2O3 + 3C → 4Fe + 3CO2 Fe2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Fe FeO + CO →Fe + CO2 tlenek metalu lekkiego + woda → wodorotlenek MgO + H2O → Mg(OH)2 tlenek kwasowy niemetalu + woda → kwas tlenowy N2O5 + H2O → 2HNO3 tlenek zasadowy lub amfoteryczny + kwas → sól + woda Fe2O3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 tlenek kwasowy lub amfoteryczny + wodorotlenek → sól + woda SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 + H2O tlenek kwasowy + tlenek zasadowy → sól SiO2 + Na2O → Na2SiO3

15

WODORKI 1. Otrzymywanie pierwiastek + wodór → wodorek (HF powstaje samorzutnie; HCl, HBr i HI wymagają światła; H2O – płomienia; H2S i NH3 – katalizatora; wodorki metali – wysokiego ciśnienia i temperatury) 2. Reakcje wodorek metalu + woda → wodorotlenek + wodór NaH + H2O → NaOH + H 2 wodorek fluorowca lub tlenowca + woda → kwas beztlenowy H2S(g) → H2S(aq) amoniak + woda → woda amoniakalna (zasadowa) NH3(g) → NH3(aq)

16

WODOROTLENKI 1. Podział wodorotlenków: a) ze względu na budowę:  proste M(OH)n  hydroksotlenki MOn(OH)m FeOOH b) ze względu na charakter:  zasadowe  amfoteryczne  Be(OH)2  Al(OH)3  Cr(OH)3  Zn(OH)2  Sn(OH)2  Pb(OH)2 2. Nie każdy wodorotlenek jest zasadą i nie każda zasada jest wodorotlenkiem!:

3. Otrzymywanie wodorotlenków metal lekki (oprócz Be, magnez po ogrzaniu) + woda → zasada + wodór 2Ca + 2H2O → 2Ca(OH)2 + H2 niektóre metale + woda → wodorotlenek + wodór (odpowiednie warunki) 2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2 (T) tlenek metalu lekkiego (oprócz BeO) + woda → zasada CaO + H2O → Ca(OH)2 nadtlenek metalu lekkiego + woda → zasada + nadtlenek wodoru Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2 ponadtlenek metalu lekkiego + woda → zasada + nadtlenek wodoru + tlen 2KO2 + 2H2O → 2KOH + H 2O2 + O2 sól 1 + wodorotlenek → wodorotlenek trudno rozpuszczalny + sól 2 17

MgCO3 + Ca(OH)2 → CaCO3 + Mg(OH)2 4. Reakcje wodorotlenek → tlenek + woda (T) Cu(OH)2 → CuO + H2O (T) wodorotlenek + kwas → sól + woda 2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 6H2O wodorotlenek + tlenek kwasowy → sól + woda 3Ca(OH)2 + P2O5 → Ca3(PO4)2 + 3H2O wodorotlenek metalu lekkiego + sól metalu ciężkiego → wodorotlenek metalu ciężkiego + sól metalu lekkiego 3KOH + Al(NO3)3 → Al(OH)3 + 3KNO3 wodorotlenek amfoteryczny + zasada → kompleks Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2[Zn(OH)4] Al(OH)3 + 3NaOH → Na3[Al(OH)6] 5. Porównanie mocy wodorotlenków a) reakcją → silniejszy wodorotlenek wypiera słabszy z jego soli: NaNO3 + KOH → KNO 3 + NaOH b) obliczeniem  w wodorotlenkach MOH decyduje elektroujemność pierwiastka M np. LiOH (elektro. = 1,0) i KOH (elektro. = 0,9) → KOH > LiOH

18

KWASY Podział kwasów: ze względu na obecność lub brak tlenu tlenowe beztlenowe ze względu na zachowanie z metalami utleniające (reagują z wydzieleniem tlenku, reagują z metalami szlachetnymi): stężony HNO3 (wydziela się brunatny gaz, rozpuszczalny w wodzie NO 2), rozcieńczony HNO3 (wydziela się bezbarwny gaz, nierozpuszczalny w wodzie NO, który na powietrzu szybko brunatnieje zmieniając się w NO2), stężony H2SO4 (wydziela się bezbarwny gaz o ostrym zapachu, rozpuszczalny w wodzie SO2) np.: Cu + 4HNO3(st) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 3Cu + 8HNO3(roz) → 3Cu(NO3...