Transcript Wodorotlenki i kwasy

Wodorotlenki i kwasy
Zna podział tlenków na: tlenki
metali i niemetali

Tlenki metali to związki chemiczne składające się
z tlenu i metalu. Metale to głównie pierwiastki I
(oprócz wodoru) i II grupy układu okresowego
np. Na2O (tlenek sodu), CaO (tlenek wapnia).

Tlenki niemetali to związki tlenu i niemetalu.
Niemetale położone są częściowo w IV (węgiel,
krzem),V (azot, fosfor),VI (tlen, siarka, selen) i
całkowicie w VII grupie układu okresowego np.
CO2 (tlenek węgla IV), CO (tlenek węgla II),
N2O5 (tlenek azotu V), tlenek siarki (VI) SO3,
tlenek chloru (VII) Cl2O7
2. Zna pojęcie wskaźnika i wie jak barwią się :
fenoloftaleina, oranż metylowy, papierek
uniwersalny i wywar z czerwonej kapusty w
roztworach wodorotlenków i kwasów

Wskaźnik to związek chemiczny, który w
zależności od pH (odczynu) roztworu
zmienia swoje zabarwienie.
3. Odróżnia pojęcie: zasada i
wodorotlenek

Wodorotlenki, które rozpuszczają się w
wodzie, nazywamy zasadami.

Każda zasada jest wodorotlenkiem, ale nie
każdy wodorotlenek może być zasadą!
4.Tworzy nazwę wodorotlenku
na podstawie podanego wzoru
UWAGA: wartościowość metalu w
grupach głównych jest równa
numerowi grupy!!!
 KOH - wiemy, że jest to wodorotlenek,
gdyż posiada grupę wodorotlenową OH ,
oprócz tego we wzorze jest potas K, czyli
jest to wodorotlenek potasu

Fe(OH)3 - wiemy, że jest to wodorotlenek, gdyż posiada
grupę wodorotlenową OH , oprócz tego we wzorze jest
żelazo Fe, czyli jest to wodorotlenek żelaza, ale aby nazwa
był pełna należy podać wartościowość żelaza, czyli pełna
nazwa to: wodorotlenek żelaza III. Wartościowość metalu w
nazwie wodorotlenków podajemy, kiedy metal ma więcej niż
jedną wartościowość, żelazo posiada wartościowość II i III, a
ponieważ grupa wodorotlenowa ma wartościowość I
to nazwa wodorotlenku Fe(OH)3 będzie: wodorotlenek
żelaza III.
Fe(OH)2 – wodorotlenek żelaza II
Ca(OH)2 wodorotlenek wapnia
Al.(OH)3 – wodorotlenek glinu
5. Zapisuje wzory sumaryczne
najprostszych wodorotlenków: KOH, NaOH,
Ca(OH)2 Al(OH)3
Wodorotlenek potasu – symbol potasu
to K, wartościowość potasu wynosi I,
piszemy KOH
 Wodorotlenek wapnia – symbol wapnia
Ca, wartościowość wapnia II, piszemy
CaIIOHI, następnie „spuszczamy”
wartościowości na krzyż na dół i mamy
prawidłowy wzór Ca(OH)2

Wodorotlenek glinu – symbol glinu Al,
wartościowość glinu III, piszemy Al.IIIOHI,
następnie „spuszczamy” wartościowości na
krzyż na dół i mamy prawidłowy wzór
Al.(OH)3
Wodorotlenek magnezu – symbol
magnezu Mg, wartościowość magnezu II,
piszemy MgIIOHI, następnie „spuszczamy”
wartościowości na krzyż na dół i mamy
prawidłowy wzór Mg(OH)2
6. Wymienia poznane sposoby
otrzymywania wodorotlenków

reakcja metali I i II grupy układu okresowego
z wodą – powstaje wodorotlenek + wodór

reakcja tlenków metali z wodą – powstaje
wodorotlenek
7. Zapisuje równanie reakcji otrzymywania
wodorotlenków: sodu i wapnia dwoma
sposobami

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
Na2O + H2O → 2NaOH

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2
CaO + H2O → Ca(OH)2
8. Wymienia właściwości i zastosowanie
wodorotlenków: sodu, potasu i wapnia.

Wodorotlenek sodu
◦ Cechy charakterystyczne:
- ciało stałe,
- krystaliczne,
- dobrze rozpuszczane w wodzie,
- higroskopijna budowa (pochłania wilgoć),
- żrący, parzący
Zastosowanie:
- przemysł petrochemiczny,
- produkcja gum,
- barwniki,
- przemysł papierniczy,
- sztuczny jedwab,
- środki piorące,

Wodorotlenek potasu
◦ Cechy charakterystyczne:
- ciało stało,
- krystaliczne,
- rozpuszcza się w wodzie,
- higroskopijna budowa (pochłania wilgoć),
Zastosowanie:
- produkcja mydła,
- środek suszący, bielący,
- do pochłaniania gazów np. CO2

Wodorotlenek wapnia
◦ Cechy charakterystyczne:
- ciało stało,
- substancja żrąca,
- słabo rozpuszcza się w wodzie,
Zastosowanie:
- budownictwo,
- bielenie wnętrz mieszkalnych, drzew itp.
- cukrownictwo,
- nawozy sztuczne,
- garbarstwo,
Tlenek wapnia (CaO) zwie się potocznie wapnem palonym. Jego
reakcja z wodą to proces nazywany "gaszeniem wapna". Wapno
gaszone Ca(OH)2 to gęsta substancja która po zmieszaniu z
piaskiem i wodą tworzy zaprawę wapienną.
Wodorotlenek sodu i potasu dobrze się
rozpuszcza w wodzie, wodorotlenek wapnia słabiej
jednak wodorotlenek miedzi(II) i wodorotlenek
żelaza(III) wytrącają się w roztworach wodnych w
postaci osadów, czyli w wodzie się nie
rozpuszczają. Wodorotlenki, które są
rozpuszczalne w wodzie, noszą nazwę zasad, np.
zasada sodowa, zasada potasowa, zasada
wapniowa.
Przykłady innych wodorotlenków:
- wodorotlenek magnezu - Mg(OH)2
- wodorotlenek miedzi(II) - Cu(OH)2
- wodorotlenek żelaza(III) - Fe(OH)3
9. Opisuje budowę wodorotlenków i
kwasów

Wodorotlenki są zbudowane z metalu i
grupy wodorotlenowej

Kwasy są zbudowane z wodoru i reszty
kwasowej
10. Pisze równania reakcji
otrzymywania kwasu węglowego i
siarkowego (VI).
 Kwas węglowy
◦ CO2 + H2O → H2CO3

Kwas siarkowy VI
◦ SO3 + H2O → H2SO4
11. Pisze wzory sumaryczne kwasów:
siarkowego(IV), siarkowego(VI), azotowego(V),
fosforowego(V), węglowego, chlorowodorowego i
siarkowodorowego.
Kwas siarkowy (IV) H2SO3
 Kwas siarkowy (VI) H2SO4
 Kwas azotowy (V) HNO3
 Kwas fosforowy (V) H3PO4
 Kwas węglowy H2CO3
 Kwas chlorowodorowy (roztwór wodny
tego kwasu nazywa się kwasem solnym)
HCl
 Kwas siarkowodorowy H2S

12. Podaje wzory kwasów na
podstawie nazwy.
 Wzory
kwasów i ich nazwy
niestety trzeba się nauczyć
na pamięć, tak samo jak
symboli pierwiastków!!!
13. Umie dzielić kwasy na
tlenowe i beztlenowe.


Wszystkie kwasy, które zawierają w
swojej cząsteczce tlen są kwasami
tlenowymi, czyli do kwasów tlenowych
należą: Kwas siarkowy (IV) H2SO3 , Kwas
siarkowy (VI) H2SO4 ,Kwas azotowy (V)
HNO3 , Kwas fosforowy (V) H3PO4 ,Kwas
węglowy H2CO3
Kwasy, które nie posiadają tlenu w
cząsteczce nazywamy kwasami
beztlenowymi czyli należą do nich: Kwas
chlorowodorowy HCl, Kwas
siarkowodorowy H2S
14. Określa wartościowość
reszt kwasowych.







Wartościowość reszt kwasowych wynosi tyle ile dany kwas
zawiera w swej cząsteczce atomów wodoru i tak:
H2SO4 – 2 atomy wodoru wartościowość reszty kwasowej
SO4 wynosi II
HCl – 1 atom wodoru – wartościowość reszty kwasowej Cl
wynosi I
H3PO4 – 3 atomy wodoru – wartościowość reszty kwasowej
PO4 wynosi III
HNO3 – 1 atom wodoru – wartościowość reszty kwasowej
NO3 wynosi I
H2S – 2 atomy wodoru – wartościowość reszty kwasowej S
wynosi II
H2CO3 – 2 atomy wodoru – wartościowość reszty kwasowej
CO3 wynosi II
15. Wymienia właściwości i zastosowanie
kwasów : siarkowego(IV), azotowego (V),
węglowego i chlorowodorowego.
16. Wyjaśnia pojęcie dysocjacji
jonowej.

Dysocjacja jest to rozpad elektrolitów,
czyli kwasów, zasad, soli w roztworach
wodnych na jony (jony dodatnie to
kationy, jony ujemne to aniony)
17. Wyjaśnia pojęcie: zasada i kwas
według teorii Arrheniusa

Kwasy – są to substancje, które w roztworze wodnym
dysocjują z wydzieleniem jednododatnich kationów
wodorowych oraz ujemnych anionów reszt kwasowych
np. kwas chlorowodorowy
Zasady – są to substancje, które w roztworze wodnym
dysocjują z wydzieleniem jednoujemnych anionów
wodorotlenowych i dodatnich kationów metali
Np. zasada sodowa
NaOH →Na+ + OH-
18. Wyjaśnia pojęcie elektrolit i
nieelektrolit.

Elektrolity to roztwory wodne, które
przewodzą prąd elektryczny, nieelektrolity
to roztwory wodne, które nie przewodzą
prądu elektrycznego. Do elektrolitów
zaliczamy wodorotlenki, kwasy, sole.
19. Zna wartość ładunku kationu
wodoru i anionu wodorotlenowego.

Kation wodoru ma ładunek (+1) H+,

anion wodorotlenowy ma ładunek (-1)
OH-
20. Określa odczyn roztworu na
podstawie barwy wskaźników i na
podstawie wartości pH.
21. Wymienia tlenki, które powodują
powstawanie kwaśnych opadów
tlenki siarki, głównie tlenek siarki (IV) SO2
 tlenki azotu
 tlenek węgla (IV)


tlenki te w reakcji z wodą (deszcze, para
wodna w powietrzu) dają kwasy
SOLE
1. Dzieli sole na sole kwasów
tlenowych i beztlenowych.

Sole kwasów tlenowych to:
◦ Siarczany (IV) – sole kwasu siarkowego (IV)
H2SO3
◦ Siarczany (VI) – sole kwasu siarkowego (VI)
◦ Azotany (V) – sole kwasu azotowego (V)
◦ Fosforany (V) – sole kwasu fosforowego (V)
◦ Węglany – sole kwasu węglowego H2CO3

Sole kwasów beztlenowych to:
◦ Chlorki – sole kwasu chlorowodorowego HCl
◦ Siarczki – sole kwasu siarkowodorowego H2S
2. Wymienia sole, które mają
zastosowanie w gospodarstwie
domowym, rolnictwie i lecznictwie.
3. Umie opisać budowę soli.
Sole
to związki chemiczne
składające się z metalu i
reszty kwasowej
4. Podaje nazwy soli zapisane wzorem
sumarycznym i zapisuje wzory sumaryczne znając
wartościowość metalu i reszty kwasowej.
NaCl – związek ten składa się z atomu sodu
Na i reszty kwasowej kwasu
chlorowodorowego czyli nazwa brzmi
chlorek sodu
 MgSO4 - związek ten składa się z atomu
magnezu i reszty kwasowej kwasu
siarkowego(VI), czyli nazwa brzmi siarczan
(VI) magnezu
 Al3PO4 - związek ten składa się z atomu
glinu i reszty kwasowej kwasu fosforowego
(V), czyli nazwa brzmi fosforan (V) glinu (III)


Siarczek potasu – jeśli siarczek to musi być sól kwasu
siarkowodorowego H2S, którego reszta kwasowa S ma
wartościowość II, potas ma wartościowość I. piszemy najpierw
symbole KISII, a następnie „spuszczamy” wartościowości na dół na
krzyż czyli poprawny wzór to: K2S

Azotan(V) magnezu – jeśli azotan(V) to musi być to sól kwasu
azotowego(V) HNO3, którego reszta kwasowa NO3 ma
wartościowość I, magnez ma wartościowość II, czyli tak jak w
poprzednim przykładzie piszemy najpierw symbole MgIINO3I,
„spuszczamy” wartościowości na krzyż na dół i otrzymujemy wzór
Mg(NO3)2

Fosforan(V) sodu – jeśli fosforan(V) to musi być to sól kwasu
fosforowego(V) H3PO4, którego reszta kwasowa PO4 ma
wartościowość III, sód ma wartościowość I, czyli NaIPO4III,
„spuszczając” wartościowości na krzyż na dół otrzymujemy wzór
Na3PO4
5. Podaje definicję soli według Arrheniusa i
pisze proste równania dysocjacji na
podstawie tabeli rozpuszczalności soli.

Sole to substancje, które w roztworze
wodnym dysocjują na dodatnie jony
(kationy) metali i ujemne jony (aniony)
reszt kwasowych
6. Wyjaśnia pojęcie reakcji zobojętniania i
pisze cząsteczkowo proste równania
zobojętniania.

Reakcja zobojętniania to reakcja
zachodząca pomiędzy kwasem i zasadą w
wyniku której powstaje sól i woda, która
jest głównym produktem tej reakcji
◦ NaOH + HCl →NaCl + H2O
◦ Mg(OH)2 + 2HNO3 → Mg(NO3)2 + 2H2O
7. Wymienia przykłady metali
aktywnych i szlachetnych.
Metale aktywne to np. lit Li, potas K, sód
Na
 metale szlachetne to np.srebro Ag, platyna
Pt, złoto Au

8. Korzysta z szeregu aktywności
metali.

Li K Na Ca Mg Al Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Ag Hg Pt Au
Szereg aktywności metali określa nam ich aktywność.
Pierwiastki stojące po lewej stronie wodoru są bardziej
aktywne niż stojące po prawej stronie wodoru. I tak
najbardziej aktywnym wg podanego wyżej szeregu
aktywności jest lit Li, a najmniej aktywnym jest złoto Au.
Pierwiastki stojące po lewej stronie wodoru wypierają
wodór z kwasów
9. Pisze słownie i cząsteczkowo proste
równania metalu z kwasami.

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
◦ Atom cynku reaguje z 2 cząsteczkami kwasu
solnego dając cząsteczkę chlorku cynku i
dwuatomową cząsteczkę wodoru

Ca + 2HCl → CaCl2 + H2
◦ Atom wapnia reaguje z 2 cząsteczkami kwasu
solnego dając cząsteczkę chlorku wapnia i
dwuatomową cząsteczkę wodoru

2K + 2HNO3 → 2KNO3 + H2
◦ 2 atomy potasu reagują z 2 cząsteczkami
kwasu azotowego (V) dając 2 cząsteczki
azotanu (V) potasu i dwuatomową cząsteczkę
wodoru

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2
◦ 2 atomy glinu reagują z 6 cząsteczkami kwasu
solnego dając 2 cząsteczki chlorku glinu i 3
cząsteczki dwuatomowego wodoru
10. Wymienia poznane sposoby otrzymywania soli
w reakcjach wodorotlenków z tlenkami
kwasowymi, metali z niemetalami, oraz kwasów z
tlenkami metali.