Materiał powtórzeniowy do sprawdzianu: litowce, berylowce i glin +

Materiał powtórzeniowy do sprawdzianu: litowce, berylowce i glin +

Materiał powtórzeniowy do sprawdzianu: litowce, berylowce i glin
+ przykładowe zadania oraz rozwiązania
I. Litowce - ogólna charakterystyka;
- metale grupy 1 u.o.p. chem, 1 elektron na powłoce walencyjnej ns1, w związkach
przyjmują wartościowość 1 (stopień utlenienia +I),
- aktywność metali w grupie wzrasta wraz ze wzrostem liczby atomowej Z,
- posiadają niską elektroujemność, są elektronodawcami,
- tworzą kryształy metaliczne, w węzłach sieci krystalicznej znajdują się kationy Me+,
pomiędzy nim swobodnie przemieszcza się chmura elektronowa (elektrony
zdelokalizowane) równoważąc ładunek na kationach,
- typowe związki litowców:
 Tlenki - Me2O , spalane tworzą również:
- nadtleneki Me+2O2- , np. Na2O2:
- ponadtlenki Me+O2-1/2, np. KO2, (z wyjątkiem litu)
 Wodorki - MeH,
 Wodorotlenki - MeOH,
 Sole - MenR (n liczba atomów wodoru w cząsteczce kwasu)
- gęstość litu i sodu jest mniejsza od gęstości wody,
- kationy litowców barwią płomień palnika gazowego na charakterystyczne kolory:
 Lit - karminowy,
 Rubid - jasnofioletowy,
 Sód - jasnożółty,
 Cez - niebieskofioletowy
 Potas - różowofioletowy,
- metale posiadają niskie temperatury topnienia.
- otrzymywanie litowców - elektroliza stopionych chlorków, wodorotlenków lub tlenków
metali
T
 NaCl  Na+ + Cl- ;
T
 K2O  2K+ + O2- ;
T
 LiOH  Li+ + OH-;
A(+): 2Cl-  Cl2 + 2eK(-): Na+ + 1e-  Na
A(+): 2O2-  O2 + 4eK(-): K+ + 1e-  K
A(+): 4OH-  ↑H2O + O2 + 4eK(-): Li+ + 1e-  Li
1. Sód
a) właściwości fizyczne
 Metal miękki, o gęstości mniejszej od gęstości wody,
 Barwa srebrzysta o metalicznym połysku,
 Temp. topnienia ok. 98oC,
 Bardzo dobry przewodnik ciepła (stosowany jako czynnik chłodzący w
reaktorach atomowych),
 Bardzo dobry przewodnik prądu elektrycznego (w osłonkach polietylenowych
stosowany jest w energetyce jako przewody elektryczne).
b) właściwości chemiczne (typowe reakcje litowców)
 Reakcja z tlenem:
2Na + O2  Na2O2
(nadtlenek sodu)
Na2O2 + 2Na  2Na2O (tlenek sodu)
K + O2  KO2 (ponadtlenek potasu)
KO2 + 3K  2K2O (tlenek potasu)
 Reakcje z wodorem (w podwyższonej temp.)
2Na + H2  2NaH
(wodorek sodu)
2Rb + H  2RbH
(wodorek rubidu)
 Reakcje z niemetalami (grupa 17 fluorowce, siarka), powstają sole kwasów
beztlenowych:
2Li + F2  2LiF
(fluorek litu)
2Na + S  Na2S
(siarczek sodu)
2K + Br2  2KBr
(bromek potasu) 2Cs + Cl2  2CsCl
(chlorek cezu)
 Reakcje z wodą (powstaje odpowiedni wodorotlenek i wodór)
2Li + 2H2O  LiOH + H2
wodorotlenek litu
2Cs + 2H2  CsOH + H2
wodorotlenek cezu
2. Ważniejsze związki litowców i ich właściwości
a) wodorki - związki typu soli Me+H-, tworzą kryształy jonowe, reagują z wodą dając
odpowiednie wodorotlenki i wodór (charakter zasadowy) :
 Reakcja z wodą (powstają odpowiednie wodorotlenki)
KH + H2O  KOH + H2
wodorotlenek potasu
RbH + H2O  RbOH + H2
wodorotlenek rubidu
b) tlenki, nadtlenki i ponadtlenki - związki jonowe Me+2O2- (tlenki), o charakterze
zasadowym, reagujące z wodą, kwasami i tlenkami kwasowymi:
 Reakcja z wodą (powstają odpowiednie wodorotlenki)
K2O + H2O  2KOH
Li2O + H2O  2LiOH
Na2O2 + 2H2O  2NaOH + H2O2
2KO2 + 2H2O  2KOH + H2O2 + O2
wodorotlenek potasu
wodorotlenek litu
wodorotlenek sodu + nadtlenek wodoru
Wodorotlenek potasu + nadtlenek wodoru + tlen
 Reakcje z kwasami (powstają odpowiednie sole)
Na2O + 2HCl  2NaCl + H2O
chlorek sodu + woda
Cs2O + H2SO4  Cs2SO4 + H2O
siarczan(VI) cezu + woda
3K2O + 2H3PO4  2K3PO4 + 3H2O
ortofofosforan(V) potasu + woda
 Reakcje z tlenkami kwasowymi (powstają sole kwasów tlenowych)
6K2O + P4O10  4K3PO4
ortofosforan(V) potasu
2Na2O2 + 2CO2  2Na2CO3 + O2
węglan(IV) sodu + tlen
Li2O + N2O5  2LiNO3
azotan(V) litu
c) wodorotlenki Me+OH- - związki jonowe, bardzo dobrze rozpuszczalne w wodzie wodne roztwory są silnymi zasadami, moc zasad litowców wzrasta wraz ze
wzrostem liczby atomowej Z metalu:
H2O
 Rozpuszczanie w wodzie: MeOH ↔ Me+ + OHH2O
zasada potasowa
H2O
zasada cezowa
KOH ↔ K+ + OHCsOH ↔ Cs+ + OH-
 Rekcje z kwasami (powstają odpowiednie sole):
LiOH + HBr  LiBr + H2O
KOH + H3PO4  K3PO4 + 3H2O
2RbOH + H2S  Rb2S + H2O
Cs OH + HNO3  CsNO3 + H2O
bromek litu
ortofosforan(V) potasu
siarczek rubidu
Azotan(V) cezu
 Reakcje z tlenkami kwasowymi (powstają odpowiednie sole):
2RbOH + CO2  Rb2CO3 + H2O
węglan(IV) rubidu
2LiOH + N2O3  2LiNO2 + H2O
azotan(III) litu
2NaOH + SiO2  Na2SiO3 + H2O
metakrzemian(IV) sodu
 Reakcje z tlenkami, wodorotlenkami i metalami o charakterze amfoterycznym
[np. Al2O3, Al(OH)3, Al, ZnO, Zn(OH)2, Zn]: w reakcjach w roztworach
wodnych powstają odpowiednie związki kompleksowe rozpuszczalne w wodzie,
spiekane z tlenkami lub wodorotlenkami dają odpowiednie sole cynkaniany lub
gliniany:
2Al + 2KOH + 6H2O  2K[Al(OH)4] + 3H2
tetrahydroksoglinian potasu
2Al + 6NaOH + 6H2O  2Na3[Al(OH)6] + 3H2 heksahdroksoglinian sodu
metaglinian sodu
T
Al(OH)3 + NaOH  NaAlO2 + 2H2O
ortoglinian potasu
T
Al2O3 + 6KOH  2K3AlO3 + 3H2O
Al2O3 + 6KOH + 3H2O  2K3[Al(OH)6]
heksahdroksoglinian potasu
Al2O3 + 2KOH + 3H2O  2K[Al(OH)4]
tetrahydroksoglinian potasu
Al(OH)3 + NaOH  Na[Al(OH)4]
tetrahydroksoglinian sodu
Al(OH)3 + 3NaOH  Na3[Al(OH)6]
heksahdroksoglinian sodu
d) sole litowców - związki jonowe, bardzo dobrze rozpuszczalne w wodzie:
H2O
MenR ↔ nMe+ + Rn Dysocjacja elektrolityczna (jonowa)
H2O
NaCl ↔ Na+ + ClH2O
K3PO4 ↔ 3K+ + PO43-
H2O
Na2CO3 ↔ 2Na+ + CO32H2O
LiNO3 ↔ Li+ + NO3-
 Termiczny rozkład soli litowców
T
2NaHCO3  Na2CO3 + H2O + CO2
węglan(IV) sodu + tlenek węgla(IV) +
woda
Wodorowęglan(IV) sodu jest składnikiem proszku do pieczenia, jego rozkład z
wydzieleniem CO2 i wody w postaci pary wodnej powoduje spulchnienia ciasta
3. Znaczenie ważniejszych związków litowców:
Związek i jego nazwa
Zastosowanie
NaOH Produkcja mydła i środków piorących, produkcja
wodorotlenek sodu
celulozy i papieru, sztucznego jedwabiu, barwników,
odczynnik chemiczny
NaCl Składnik pokarmowy, konserwujący żywność, stosowany
chlorek sod
do odśnieżania dróg, 0,9% wodny roztwór stosowany jest
jako sól fizjologiczna, surowiec do otrzymywania chloru,
sodu, wodorotlenku sodu, węglanu sodu,
NaNO3 - azotan(V)
Saletra chilijska - nawóz azotowy, stosowany do
sodu
peklowania mięs,
KNO3 - azotan(V)
Saletra indyjska - produkcja materiałów wybuchowych,
potasu
utleniacz, nawóz potasowo-azotowy
NaHCO3 Soda oczyszczona - składnik gaśnic proszkowych,
wodorowęglan(IV)
proszków do pieczenia
sodu
Na2CO3 - węglan(IV) Soda kalcynowana - produkcja szkła, mydeł, środków
sodu
piorących i czyszczących, papieru, barwników, do
zmiękczania wody (usuwania twardości wody)
KCl - chlorek potasu Kainit - nawóz potasowy
4. Przykładowe zadania + rozwiązania
1) Dobierz substraty i zaproponuj otrzymywanie wodorotlenku cezu trzema różnymi
metodami - zapisz odpowiednie równania reakcji.
Rozwiązanie: 2Cs + 2H2O  2CsOH + H2
Cs2O + H2O  2CsOH
2CsH + 2H2O  2CsOH + H2
2) Dobierz substraty i zaproponuj otrzymywanie siarczanu(IV) rubidu pięcioma
różnymi metodami - zapisz odpowiednie równania reakcji.
Rozwiązanie: 2Rb + H2SO3  Rb2SO3 + H2
2RbOH + H2SO3  Rb2SO3 + 2H2O
Rb2O + H2SO3  Rb2SO3 + H2O
Rb2O + SO2  Rb2SO3
2RbOH + SO2  Rb2SO3 + H2O
3) Dobierz substraty I zaproponuj otrzymywanie tlenku litu dwoma różnymi metodami
- zapisz odpowiednie równania reakcji
Rozwiązanie: 2Li + O2  Li2O2 ,
Li2O2 + 2Li  2Li2O
T
2LiOH  Li2O + H2O
4) Wyjaśnij, dlaczego wodnych roztworów wodorotlenków litowców nie można
przechowywać w szklanych naczyniach?
Rozwiązanie: szkło jest stopionym i skrystalizowanym tlenkiem krzemu(IV), który
jest tlenkiem kwasowym, który reaguje z mocnymi zasadami, powstające
ortokrzemiany(IV) litowców są rozpuszczalne w wodzie:
2KOH + SiO2  2K+ + SiO32- + H2O
5) Dobierz odpowiednie związki potasu, które mogą mieć zastosowanie do:
a) zmniejszenia stężenie tlenku węgla(IV) wydalanego przez przechowywane owoce
w hermetycznej komorze
b) regeneracji powietrza atmosferycznego w hermetycznym pomieszczeniu, w którym
przebywają ludzie wydychają CO2 a pobierają tlen.
Rozwiązanie:
a) przepuszczenie powietrza przez płuczkę zwierającą wodny roztwór wodorotlenku
potasu: 2KOH + CO2  K2CO3 + H2O
b) przepuszczenie powietrza przez filtry zawierające nadtlenek potasu:
2CO2 + 2K2O2  2K2CO3 + O2
6) Zapisz równania reakcji chemicznych przedstawionych na poniższym schemacie
dobierając ewentualnie drugi substrat, produktom nadaj nazwy systematyczne oraz
określ typ reakcji:
Cl2
g
Li2O2
Li2O
f
a
b
Li
c
d
e
LiOH
h
LiCl + H2
j
i
h
k
LiH
l
Rozwiązanie:
a) 2Li + 2H2O  2LiOH + H2 (wodorotlenek litu + wodór), r. wymiany pojedynczej
T
b) 2LiOH  Li2O + H2O (tlenek litu + woda), r rozkładu (analizy)
c) Li2O + H2O  2LiOH (wodorotlenek litu), r syntezy (łączenia)
d) Li2O + 2HCl  2LiCl + H2O (chlorek litu + woda), r. wymiany podwójnej
T
e + l) LiCl  Li+ + Cl- :
l) K(-) ; Li+ + 1e-  Li (lit), elektroliza
e) A(+): 2Cl-  Cl2 + 2e- (chlor), elektroliza
f) 2Li + O2  Li2O2 (nadtlenek litu), r. syntezy
g) Li2O2 + 2Li  2Li2O (tlenek litu), r. syntezy
h) 2Li + H2  2LiH (wodorek litu), r. syntezy
T
i) LiH + H2O  LiOH + H2 (wodorotlenek litu + wodór), r. wymiany pojedynczej
j) LiOH + HCl  LiCl + H2O (chlorek litu + woda), r, wymiany podwójnej
k) 2Li + 2HCl  2LiCl + H2 (chlorek litu + wodór), r. wymiany pojedynczej.
II. Berylowce - ogólna charakterystyka
- metale grupy drugiej posiadają 2 elektrony walencyjne na powłoce ns2, w związkach
przybierają wartościowość 2 (stopień utlenienia +II),
- aktywność metali w grupie wzrasta wraz ze wzrostem liczby atomowej Z,
- posiadają niską elektroujemność, są elektronodawcami,
- tworzą kryształy metaliczne, w węzłach sieci krystalicznej znajdują się kationy Me2+,
pomiędzy nim swobodnie przemieszcza się chmura elektronowa (elektrony
zdelokalizowane) równoważąc ładunek na kationach,
- typowe związki berylowców:
 Tlenki - Me2+O2- , spalane tworzą również:
- nadtleneki Me2+O2-2, np. CaO2
 Wodorki - MeH2,
 Wodorotlenki - Me(OH)2,
 Sole - MenRm (n liczba atomów wodoru w cząsteczce kwasu, m = 2,
jeżeli n = 2, to MeR)
- kationy berylowców z wyjątkiem berylu i magnezu barwią płomień palnika gazowego
na charakterystyczne kolory:
 stront- karminowy,
 wapń - ceglastoczerwony,
 bar - zielony,
- metale posiadają wyższe niż litowce temperatury topnienia,
- otrzymywanie berylowców:
elektroliza stopionych chlorków, wodorotlenków lub tlenków metali
T
 CaCl  Ca2+ + 2Cl- ;
T
 MgO  Mg2+ + O2- ;
A(+): 2Cl-  Cl2 + 2eK(-): Ca2+ + 2e-  Ca
A(+): 2O2-  O2 + 4eK(-): Mg2+ + 2e-  Mg
redukcja glinem węglanów(IV)
T
 3CaCO3 + 2Al  3Ca + Al2(CO3)3
T
 3MgCO3 + 2Al  3Mg + Al2(CO3)3
1. Wapń
a) właściwości fizyczne
 Metal szarosrebrzysty, twardy, kruchy o srebrzystym połysku,
 Gęstość większa o gęstości wody,
 Temp. topnienia ok. 840oC.
b) właściwości chemiczne wapnia (typowe reakcje berylowców)
 Reakcje z tlenem i azotem (reakcje zachodzą w temp pokojowej) - powstają
odpowiednie tlenki lub nadtlenki, w przypadku azotu - azotki
2Ca + O2  2CaO
Tlenek wapnia
3Ca + N2  Ca3N2
Azotek wapnia
 Reakcje z wodorem w podwyższonej temp. - powstają odpowiednie wodorki
Ca + H2  CaH2
Wodorek wapnia
Mg + H2  MgH2
Wodorek magnezu
 Reakcje z wodą - powstają odpowiednie wodorotlenki i wodór
2Mg + 2H2O  Mg(OH)2 + H2
Wodorotlenek magnezu (r. zachodzi b. powoli
Ca + 2H2O  Ca(OH)2 + H2
Wodorotlenek wapnia (r. zachodzi szybko)
 Reakcje z kwasami - powstają odpowiednie sole i wodór
Mg + 2HCl  MgCl2 + H2
Chlorek magnezu
Ca + 2HNO3  Ca(NO3)2 + H2
Azotan(V) wapnia
6Sr + 2H3PO4  Sr3(PO4)2 + 3H2
Ortofosforan(V) strontu
Ba + H2SO4  BaSO4 + H2
Siarczan(VI) baru
 Rekcje z niemetalami - powstają odpowiednie sole beztlenowe
Ca + I2  CaI2
Jodek wapnia
Mg + Cl2  MgCl2
Chlorek magnezu
Sr + S  SrS
Siarczek strontu
Berylowce wykazują bardzo podobne właściwości chemiczne - wyjątek stanowi
beryl, który nie reaguje z wodą, z tlenem reaguje w wysokich temperaturach w
stanie rozdrobnionym. Jego tlenek i wodorotlenek mają charakter amfoteryczny
(reaguje zarówno z wodnymi roztworami silnych zasad oraz kwasami)
2. Ważniejsze związki berylowców
a) tlenki i nadtlenki - mają charakter zasadowy, związki jonowe reagujące z wodą,
kwasami i tlenkami kwasowymi:
CaO + H2O  Ca(OH)2
Wodorotlenek wapnia
MgO + H2O  Mg(OH)2
Wodorotlenek magnezu
SrO + CO2  SrCO3
Węglan(IV) strontu
BaO + SO3  BaSO4
Siarczan(VI) baru
BaO2 + 2HCl  BaCl2 + H2O2
Chlorek baru + nadtlenek wodoru
MgO + 2HNO3  Mg(NO)3 + H2O
Azotan(V) magnezu
3SrO + 2H3PO4  Sr3(PO4)2 + 3H2O
Ortofosforan(V) strontu + woda
b) wodorki - związki jonowe (z wyjątkiem BeH2 i MgH2) Me2+H-2 o charakterze
zasadowym, reagują z wodą dając odpowiednie wodorotlenki i wodór
SrH2 + 2H2O  Sr(OH)2 + 2H2
Wodorotlenek strontu + wodór
CaH2 + 2H2O  Ca(OH)2 + 2H2
Wodorotlenek wapnia + wodór
c) wodorotlenki - związki jonowe, Mg(OH)2 jest bardzo trudno rozpuszcza w wodzie,
Ca(OH)2 rozpuszcza się trudno w wodzie, ale tak jak pozostałe wodorotlenki tworzy
mocne zasady, wodorotlenki mają charakter zasadowy (wyjątek Be(OH)2:
 Dysocjacja elektrolityczna zachodzi dwustopniowo
I stopień dysocjacji
II stopień dysocjacji
H2O
Ca(OH)2 ↔ CaOH+ + OH-
H 2O
CaOH+ ↔ Ca2+ + OH-
 Reagują z kwasami i tlenkami kwasowymi - powstają odpowiednie sole i woda
Ba(OH)2 + H2SO4  BaSO4 + 2H2O
Siarczan(VI) baru + woda
Ca(OH)2 + CO2  CaCO3 + H2O
Węglan(IV) wapnia + woda
Sr(OH)2 + H2S  SrS + 2H2O
Siarczek strontu + woda
Ba(OH)2 + N2O5  Ba(NO3)2 + H2O
Azotan(V) baru + woda
3. Ważniejsze związki wapnia i ich właściwości oraz zastosowanie
Związek i jego nazwa
Właściwości i zastosowanie
systematyczna
CaCO3 - węglan(IV) Kreda - związek stały, barwy białej, stosowany jako biały
wapnia
pigment do farb, materiał budowlany, nawóz
odkwaszający gleby, surowiec do produkcji wapna
T
CaO - tlenek wapnia
Ca(OH)2 wodorotlenek
wapnia
CaSO4·2H2O dwuwodny
siarczan(VI) wapnia
(CaSO4)2·H2O
MgCO3 - węglan(IV)
magnezu
palonego (tlenku wapnia) CaCO3  CaO + CO2
Wapno palone - związek barwy białej, stosowany
jako biały pigment do farb, nawóz wapniowy, materiał
budowlany - do otrzymywania wapna gaszonego
(wodorotlenku wapnia) CaO + H2O  Ca(OH)2
Wapno gaszone - biała farba, stosowany do oczyszczania
soku buraczanego, papieru kredowego, w płuczkach
wapiennych do usuwania CO2 z powietrza, składnik
zapraw murarskich i tynkarskich, w zaprawie tężeje
pod wpływem CO2 zawartym w powietrzu:
Ca(OH)2 + CO2  CaCO3 + H2O, nawóz wapniowy,
do otrzymywania wapna chlorowanego CaCl2·Ca(OH)·H2O - jako środka odkażającego
Gips utwardzony (alabaster - gips krystaliczny) składnik
marmurów - kamienia stosowanego w rzeźbiarstwie
i do wyrobu okładzin ściennych i posadzek
Gips palony - substancja stała barwy białej lub szarej,
stosowany jako zaprawa hydrauliczna, stosowany
w medycynie - usztywnianie złamań, w sztukaterii,
w domieszką zaprawą wapienną stanowi materiał,
do wykonywania odlewów, modeli artystycznych
budowlany, pod wpływem wody twardnieje (krystalizuje)
(CaSO4)2·H2O + 3H2O  2CaSO4·2H2O
Zielony stanowi nawóz magnezowy
4. Twardość wody i metody jej usuwania
Rozpuszczone w wodzie sole magnezowe i wapniowe powodują zmianę właściwości
wody - nadają jej tzw. twardość, w trakcie podgrzewania twardej wody powstaje
kamień kotłowy, który może być przyczyną awarii instalacji, ponadto utrudniają
mycie i zmniejszają efekty prania, w zależności od źródła kationów wapnia i magnezu
wyróżnia się:
 Twardość przemijającą (węglanową) - nadają kationy z rozpuszczalnych w
wodzie wodorowęglanów wapnia i magnezu, wodorowęglany powstają w
procesie krasu - erozji skał pod wpływem CO2 i H2O
 CaCO3 + CO2 + H2O  Ca2+ + 2HCO3 MgCO3 + CO2 + H2O  Mg2+ + 2HCO3 Twardość nieprzemijająca (trwała) - nadają kationy rozpuszczalnych w wodzie
siarczanów, chlorków wapnia i magnezu
 Metody usuwania twardości węglanowej;
 Gotowanie wody:
Ca2+ + 2HCO3-  ↓CaCO3 + H2O + CO2

Mg2+ + 2HCO3-  ↓MgCO3 + H2O + CO2
 Gotowanie dalsze:
MgCO3 +H2O  ↓Mg(OH)2 + CO2
 Metoda wapienna: Ca(OH)2 ↔ Ca2+ + 2OHCa2+ + 2HCO3- + Ca2+ + 2OH-  ↓2CaCO3 + 2H2O
Mg2+ + 2HCO3- + Ca2+ + 2OH-  ↓CaCO3 + ↓MgCO3 + 2H2O
 Metody usuwania twardości węglanowej i nieprzemijającej
 Metoda sodowa: Na2CO3 ↔ 2Na+ + CO32Ca2+ + 2HCO3- + 2Na+ + CO32- ↔ ↓CaCO3 + 2HCO3- + 2Na+
Mg2+ + 2Cl- + 2Na+ + CO32- ↔ ↓MgCO3 + 2HCO3- + 2Na+
 Metoda fosforanowa: Na3PO4 ↔ 3Na+ + PO433Ca+ + 6Cl- + 6Na+ + 2PO43- ↔ ↓Ca3(PO4)2 + 6Cl- + 6Na+
3Mg2+ + 6HCO3- + 6Na+ + 2PO43-↔ ↓Mg3(PO4)2 + 6Na+ + 6HCO3 Za pomocą mydła: C17H35COONa ↔ C17H35COO- + Na+
Mg2+ + 2Cl- + 2C17H35COO- + 2Na+ ↔ ↓(C17H35COO)2Mg + 2Cl- + 2Na+
Ca2+ + 2HCO3- + 2C17H35COO- + 2Na+ ↔ ↓(C17H35COO)2Ca + 2HCO3- +
2Na+
5. Przykładowe zadania + rozwiązania
1) Dobierz odczynniki zapisz równania reakcji otrzymywania siarczanu(VI)
magnezu czteroma różnymi metodami, dla każdego równania określ typ reakcji
Rozwiązanie:
Mg + H2SO4  MgSO4 + H2
r. wymiany pojedynczej
MgO + H2SO4  MgSO4 + H2O
r. wymiany podwójnej
Mg(OH)2 + SO3  MgSO4 + H2O
r. wymiany podwójnej
Mg(OH)2 + H2SO4  MgSO4 + H2O
r. wymiany podwójnej
2) W dwóch nieoznakowanych probówkach znajdują się dwa związki magnezu
w stałym stanie skupienia, koloru białego. Z pośród odczynników: NaOH,
HCl(aq) , H2O i oranż metylowy wybierz te, które umożliwią identyfikację
tlenku magnezu i węglanu(IV) magnezu, zapisz odpowiednie równania reakcji
oraz obserwacje
Rozwiązanie: wybrany odczynnik kwas chlorowodory
MgO + 2HCl  MaCl2 + H2O
MgCO3 + 2HCl  MgCl2 + ↑CO2 + H2O (wydziela się bezbarwny i bezwonny gaz)
3) W dwóch nieoznakowanych probówkach znajdują się wodne roztwory chlorków
magnezu, wapnia i baru. Dysponując palnikiem gazowym zaproponuj metodę
identyfikacji tych soli.
Rozwiązanie: wapniowce z wyjątkiem berylu i magnezu barwią płomień palnika na
charakterystyczne kolory:
- jony magnezu nie barwią; jony wapnia zabarwią płomień na kolor
ceglastoczerwony, jony baru zabarwią płomień na kolor zielony.
4) Zaproponuj trzy różne metody prowadzące do wytrącenia z roztworu wodnego
kationów magnezu w procesie zmiękczania wody, zapisz odpowiednie równania
reakcji chemicznych .
Rozwiązanie: - patrz metody usuwania twardości pkt. 4.
5) Zapisz równania reakcji chemicznych przemian chemicznych na poniższym
Schemacie, dobierając warunki oraz ewentualnie substraty, dla każdego
równania reakcji określ jej rodzaj.
Cl2
J
A
BaCO3
B
BaO
F
C
Ba(OH)2
G
D
Ba(HCO3)2
E
K
BaCl2
I
H
Ba
Rozwiązanie:
T
A: BaCO3  BaO + CO2
(r. analizy)
B: BaO + H2O  Ba(OH)2
(r. syntezy)
C: Ba(OH)2 + 2CO2  Ba(HCO3)2
(r. syntezy)
D: Ba(HCO3)2 + 2HCl  BaCl2 + 2CO2 + 2H2O (r. wymiany podwójnej)
E: A(+): 2Cl-  Cl2 + 2e-,
(elektroliza stopionego chlorku baru)
F: 2Ba + O2  2BaO
(r. syntezy)
T
G: Ba(OH)2  BaO + H2O
H: Ba + 2H2O  Ba(OH)2 + H2
I : K(-): Ba2+ + 2e-  Ba
(r. analizy)
(r. wymiany pojedynczej)
(elektroliza stopionego chlorku baru)
T
J: Ba(HCO3)2  BaCO3 + CO2 + H2O
K: Ba + Cl2  BaCl2
(r. analizy)
(r. syntezy)
III. Glin - aluminium
1. Właściwości fizyczne
 metal grupy 13, konfiguracja powłoki elektronowej 3s23p1, w związkach
przyjmuje wartościowość 3 (stopień utlenienia +III), glin jest mniej aktywny od
sodu i magnezu,
 srebrzystobiały, ciągliwy, kowalny metal o małej wytrzymałości, bardzo dobry
przewodnik ciepła i prądu elektrycznego,
 gęstość 2,7g/cm3, Tp = ok. 660oC.
2. Właściwości chemiczne
 pod wpływem tlenu atmosferycznego ulega pasywacji warstewką Al2O3, która
zabezpiecza głębsze warstwy metalu przed dalszym utlenianiem,
 Reaguje z kwasami stężonymi i rozcieńczonymi z wyjątkiem stężonego HNO3, i
stężonego kwasu etanowego (octowego) wobec których ulega pasywacji:
2Al + 6HCl  AlCl3 + 3H2
2Al + 3H2SO4  Al2(SO4)3 + 3H2
Chlorek glinu
Siarczan(VI) glinu
 Reakcje z niemetalami - w temp. pokojowej reaguje z chlorem, bromem, jodem i
siarką, w podwyższonej również z węglem:
2Al + 3Br2  2AlBr3
Bromek glinu
H2O
2Al + 3I2  AlI3
2Al + 3S  Al2S3
Bromek glinu
Siarczek glinu
T
4Al + 3C  Al2C4
Węglik glinu (metylenek)
 Reaguje z wodnymi roztworami silnych zasad
2Al + 2KOH + 6H2O  2K[Al(OH)4] +3H2
2Al + 6NaOH + 6H2O  2Na3[Al(OH)6] + 3H2
tetrahydroksoglinian potasu
heksahdroksoglinan sodu
3. Otrzymywanie glinu - elektroliza stopionego Al2O3 (w celu obniżenia temp.
topnienia tlenku z 2500oC do 900oC dodaje się kriolit (Na3AlF6)
 Al2O3  2Al3 + 3O2 A(+): 2O2-  O2 + 4e K(-): Al3+ + 3e-  Al.
4. Ważniejsze związki glinu
 Tlenek glinu - Al2O3 - otrzymuje się przez spalanie sproszkowanego glinu, nie
reaguje z wodą, reaguje z kwasami i silnymi zasadami, ma charakter
amfoteryczny:
Al2O3 + 6HBr  2AlBr3 + 3H2O
Bromek glinu
Al2O3 + 6HNO3  2Al(NO3)3 + 3H2O
Azotan(V) glinu
Al2O3 + 3H2SO4  2Al2(SO4)3 + 3H2O
Siarczan(VI) glinu
Al2O3 + 2NaOH + H2O  2Na[Al(OH)4]
Tetrahydroksoglinian sodu
Al2O3 + 6KOH + 3H2O  2K3[Al(OH)6]
Heksahydroksoglinian potasu
 Wodorotlenek glinu - Al(OH)3 - bardzo słabo rozpuszczalny w wodzie,
otrzymuje się w reakcji rozpuszczalnych soli glinu z wodnym roztworem zasady:
 Al2(SO4)3 + 6NaOH  2Al(OH)3 + 3Na2SO4
 2Al3+ + 3SO42- + 6Na+ + 6OH-  2Al(OH)3 + 6Na+ + 3SO42 Al3+ + 3OH-  Al(OH)3
Wodorotlenek glinu reaguje z roztworami mocnych zasad i kwasami - ma
charakter amfoteryczny.
Al(OH)3 + 3HCl  AlCl3 + 3H2O
Chlorek glinu
2Al(OH)3 + 3H2SO4  Al2(SO4)3 + 6H2O
Siarczan(VI) glinu
Al(OH)3 + 3NaOH  Na3[Al(OH)6]
heksahdroksoglinian sodu
Al(OH)3 + NaOH  Na[Al(OH)4]
tetrahydroksoglinian sodu
 Siarczan(VI) glinu - Al2(SO4)3·18H2O - bezbarwny, krystaliczny związek
stosowany przemyśle papierniczym, farbiarskim, garbarskim, do strącania
osadów w oczyszczalniach ścieków, z metalami grupy pierwszej oraz kationem
amonowym NH4+ tworzy sole podwójne uwodnione - ałuny [KAl(SO4)2·12H2O],
które mają właściwości ścinania (koagulacji) białek, stąd zastosowanie do
tamowania niewielkich krwotoków i jako środek dezynfekcyjny.
 Chlorek glinu - AlCl3 - otrzymuje się w syntezie z pierwiastków:
 2Al + 3Cl2  2AlCl3 lub
 2Al + 6HCl  2AlCl3 + 3H2
Sól jest silnie higroskopijna, bardzo dobrze rozpuszczalna w wodzie, w stanie
stałym pod wpływem wilgoci ulega rozkładowi z wydzieleniem chlorowodoru:
 2AlCl3 + 3H2O  Al2O3 + 6HCl
5. Zastosowanie glinu i jego związków
Sproszkowany gwałtownie reaguje z tlenem, stosowany jest
w aluminotermii - redukcji tlenków metali:
Fe2O3 + 2Al  2Fe + Al2O3, proces ten jest wykorzystywany
do otrzymywania chromu, wanadu, w spawalnictwie, jest
składnikiem termitu w bombach zapalających.
Produkcja przewodów elektrycznych, blach aluminiowych,
naczyń, aparatury chemicznej, folii aluminiowej.
Stopy glinu
Duraluminium, silumin, magnalium, elektron - lekkie stopy
posiadają większą odporność mechaniczną i chemiczną niż
czysty glin, stosuje się do produkcji elementów samolotów,
stopy z metalami kolorowymi - brązy aluminiowe
Glinokrzemiany Stosuje się do produkcji ceramiki (porcelany, klinkieru,
kamionki ) nieprzepuszczalnej dla gazów i wody, ceramiki
budowlanej - porowatej (dachówki, cegły, szamot) przepuszczalnej dla gazów i częściowo wody,
Glin
6. Zadania
1) Zapisz równanie reakcji otrzymywania chromu z tlenku chromu(III) oraz
manganu z tlenku manganu(II) manganu(III) w procesie aluminotermii.
Rozwiązanie:
 Cr2O3 + 2Al  Al2O3 + 2Cr
 3MnO·Mn2O3 + 8Al  4Al2O3 + 9Mn
2) Siarczan(VI) glinu ulega termicznemu rozkładowi na dwa tlenki , sproszkowany
glin spala się wybuchowo, wodorotlenek ogrzewany ulega rozkładowi na dwa
tlenki, zapisz równania reakcji otrzymywania wodorotlenku glinu.
Rozwiązanie:
T
 Al2(SO4)3  Al2O3 + 3SO3
 4Al + 3O2  2Al2O3
T
 2Al(OH)3  Al2O3 + 3H2O
3) Zapisz równania reakcji przemian chemicznych przedstawionych na poniższym
schemacie, dobierając ewentualne drugi substrat, nadaj nazwy systematyczne
produktom reakcji, dla każdej reakcji określ jej rodzaj.
G
A
Al
B
AlCl3
C
Al2O3
E
D
Al2(SO)4
Al(OH)3
F
K[Al(OH)4]
Rozwiązanie:
 A) 2Al + 3Cl2  2AlCl3,
(chlorek glinu, r. syntezy)
 B) 2AlCl3 + 3H2O  Al2O3 + 6HCl,
(tlenek glinu + chlorowodór, r. analizy)
 C) Al2O3 + 3H2SO4  Al2(SO4)3 + 3H2O
(siarczan(VI) glinu + woda, r. wymiany podwójnej)
 D) Al2(SO4)3 + 6KOH  2Al(OH)3 + 3K2SO4,
(wodorotlenek glinu + siarczan(VI) potasu, r. wymiany podwójnej)
 E) Al2O3 + 2KOH +3H2O  2K[Al(OH)4]
(tetrahydroksoglinian potasu, r. syntezy)
 F) Al(OH)3 + KOH  K[Al(OH)4]
tetrahydroksoglinian potasu, r. syntezy)
 G) 2Al(OH)3 + 3H2SO4  Al2SO4 + 6H2O
(siarczan(VI) glinu + woda, r. wymiany podwójnej)