Zamknięcie działu 3

Słowniczek działu

Termin	Definicja
Tlenek kwasowy	Tlenek reagujący z zasadami lub z wodą, dający kwas tlenowy.
Tlenek zasadowy	Tlenek reagujący z kwasami lub z wodą, dający wodorotlenek.
Tlenek amfoteryczny	Tlenek reagujący zarówno z kwasami, jak i z zasadami.
Wodorek	Związek wodoru z innym pierwiastkiem; jonowe (H⁻) lub kowalencyjne.
Wodorotlenek	Związek zawierający grupę –OH; w wodzie uwalnia OH⁻.
Kwas tlenowy	Kwas zawierający atom centralny z grupami O i –OH.
Kwas beztlenowy	Kwas niezawierający tlenu (HCl, HBr, HI, HF, H₂S).
Moc kwasu	Zdolność do oddawania H⁺; mocny jonizuje całkowicie.
Sól obojętna	Związek jonowy: kation metalu + anion reszty kwasowej.
Wodorosól	Sól z niezastąpionymi atomami H kwasu wieloprotonowego.
Hydroksosól	Sól zawierająca jednocześnie resztę kwasową i grupę OH⁻.
Hydrat / krystalohydrat	Sól z ściśle określoną liczbą cząsteczek wody krystalizacyjnej.
[R] Nagie O	Tlen podwójnie związany z atomem centralnym kwasu tlenowego; jego liczba wyznacza moc.
[R] Reguła Paulinga	Moc kwasu tlenowego rośnie z $m$: 0 → b. słaby; 1 → słaby; 2 → mocny; 3 → b. mocny.

W pigułce działu

Tlenki = tlenek + jeden inny pierwiastek. Cztery typy: kwasowy (niemetale, wysoki st. utl.), zasadowy (metale), amfoteryczny (Al, Zn, Cr, Pb...), obojętny (NO, CO). Nazewnictwo IUPAC z cyfrą rzymską.
Wodorki: jonowe (gr. 1–2, anion H⁻), metaliczne (metale przejściowe), kowalencyjne (gr. 14–17). Kowalencyjne gr. 16–17 to ważne kwasy.
Wodorotlenki: mocne zasady = gr. 1 + Ba; amfoteryczne = Al(OH)₃, Zn(OH)₂; nierozpuszczalne = większość metali ciężkich.
Kwasy: tlenowe (z O) i beztlenowe (bez O). Moc ≠ stężenie. Mocne: HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄. Słabe: HF, H₂S, H₂CO₃, CH₃COOH. Właściwości utleniające: stęż. H₂SO₄ i HNO₃.
Sole: kation + anion reszty kwasowej. Wodorosole (niekompletna neutralizacja), hydroksosole (reszta OH⁻), hydraty (woda krystalizacyjna). Sześć metod syntezy.
[R] Moc kwasów tlenowych: reguła Paulinga — nagie O odciągają elektrony, ułatwiając jonizację. Szereg mocy = szereg stopni utlenienia atomu centralnego. Reguła nie dotyczy kwasów beztlenowych.

Sprawdzian działowy

1. Sklasyfikuj i nazwij: $\text{Cr}_2\text{O}_3$, $\text{P}_2\text{O}_3$, $\text{NO}_2$, $\text{MgO}$.

Sprawdź odpowiedź

$\text{Cr}_2\text{O}_3$ — tlenek amfoteryczny (chrom(III)), tlenek chromu(III). $\text{P}_2\text{O}_3$ — tlenek kwasowy (niemetal, P na +3), tlenek fosforu(III). $\text{NO}_2$ — tlenek kwasowy (N na +4, reaguje z zasadą: $2,\text{NaOH} + 2,\text{NO}_2 \rightarrow \text{NaNO}_3 + \text{NaNO}_2 + \text{H}_2\text{O}$). $\text{MgO}$ — tlenek zasadowy (metal grupy 2), tlenek magnezu.

2. Napisz wzory i zbilansuj reakcje: (a) tlenek siarki(VI) z wodorotlenkiem sodu (nadmiar zasady), (b) tlenek glinu z kwasem solnym, (c) tlenek glinu z wodorotlenkiem sodu.

Sprawdź odpowiedź

(a) $\text{SO}_3 + 2,\text{NaOH} \rightarrow \text{Na}_2\text{SO}_4 + \text{H}_2\text{O}$

(b) $\text{Al}_2\text{O}_3 + 6,\text{HCl} \rightarrow 2,\text{AlCl}_3 + 3,\text{H}_2\text{O}$

3. Napisz wzory: wodorosiarczan(VI) potasu, fosforan(V) amonu, siarczan(VI) żelaza(III) heptahydrat, chlorek hydroksomagnezowy.

Sprawdź odpowiedź

Wodorosiarczan(VI) potasu: $\text{KHSO}_4$ Fosforan(V) amonu: $(\text{NH}_4)_3\text{PO}_4$ Siarczan(VI) żelaza(III) heptahydrat: $\text{Fe}_2(\text{SO}_4)_3 \cdot 7,\text{H}_2\text{O}$ Chlorek hydroksomagnezowy: $\text{Mg(OH)Cl}$

4. Wyjaśnij, dlaczego $\text{H}_2\text{SO}_4$ jest mocnym kwasem, a $\text{H}_2\text{SO}_3$ — słabym. Odwołaj się do budowy cząsteczki.

Sprawdź odpowiedź

$\text{H}_2\text{SO}_4$: wzór strukturalny $(\text{HO})_2\text{S(=O)}_2$ — dwa nagie O (m=2) odciągają gęstość elektronową od wiązania O–H, ułatwiając jonizację → mocny kwas. $\text{H}_2\text{SO}_3$: wzór $(\text{HO})_2\text{S=O}$ — jeden nagi O (m=1) — słabszy efekt → słaby kwas.

5. [R] Uszereguj od najsłabszego do najmocniejszego i uzasadnij: $\text{HNO}_2$, $\text{HNO}_3$.

Sprawdź odpowiedź

$\text{HNO}_2$: $(\text{HO})\text{N=O}$ → $m=1$ → słaby kwas. $\text{HNO}_3$: $(\text{HO})\text{N(=O)}_2$ → $m=2$ → mocny kwas.

Kolejność: $\text{HNO}_2 < \text{HNO}_3$.

Mechanizm: dwa nagie O w $\text{HNO}_3$ skuteczniej odciągają elektrony niż jeden w $\text{HNO}_2$ → wiązanie O–H słabsze → łatwiejsza jonizacja.