Neutron- cząstka elementarna wchodząca w skład jądra atomu. Obojętnie elektryczna. Ma mase ok. 1U.

Elektron- cząstka elementarna krążąca po powłokach atomu. Naładowana ujemnie. Ma mase ok. 1/1836 U.

Liczba atomowa- liczba protonów w jądrze. (Z)

Liczba masowa- liczba protonów i neutronów w jądrze. (A)

Pierwiastek- to zbiór atomów o jednakowych liczbach atomowych.

Izotopy- atomy tego samego pierwiastka, różniące się liczbą masową.

Nuklid- jest zbiorem atomów posiadających taka samą liczbę protonów co neutronów.

Masa cząsteczkowa- stanowi sumę wszystkich mas atomów wchodzących w skład pierwiastka

Unit [U]- to międzynarodowa jednostka masy atomowej równa 1/12 masy izotopu C(12/6)

ŚREDNIA MASA ATOMOWA:

śr.mat= (a1 x% a2 y%):100%

Promieniotwórczość naturalna- polega na samorzutnej emisji promieniowania ? ? ? przez występujące w przyrodzie radioaktywne izotopy pierwiastków.

Promieniotwórczość sztuczna- polega na tym że trwały lub względnie trwały izotop pod wpływem bombardowania protonami, deuteronami, cząstkami ? czy neutronami zmienia się w inny, samorzutnie rozpadający się izotop promieniotwórczy.

PROMIENIOWANIE ?
Promienie odchylają się w kierunku bieguna ujemnego co świadczy o tym że ładunek naładowany jest dodatnio. Wskazuje to też na małą przenikliwość(zatrzymuje się na kartce papieru).

iczba atomowa zmniejsza sie o 2 a liczba masowa zmniejsza sie o 4.

PROMIENIOWANIE ?-
Promienie odchylają się w kierunku bieguna dodatniego co świadczy o tym że ładunek naładowany jest ujemnie. Promienie beta minus zatrzymują się na glinie.

PROMIENIOWANIE ?
Promienie nie odchylają się w żadną stronę. Charakteryzuje się największą przenikliwością.

PROMIENIOWANIE ?

Promieniowanie korpuskularne- promieniowanie które stanowi strumień cząstek.

WYCHWAYT K
Polega na wychwyceniu elektronów z poziomu K przez jądro. Liczba atomowa pierwiastka maleje o 1.

OKRES POŁTRWANIA
Nazywamy czas po którym liczba atomów pierwiastka promieniotwórczego zmniejszy się o połowę.

n=no x (1/2) [do potegi ](t/T1/2)

Prawo zachowania masy- całkowita masa zamkniętego układu jest taka sama jak przed i po reakcji.

Prawo zachowania materii- suma masy i energii jest stała i nie zależy od zmian zachodzących w układzie.

Kwant- nie ma ściśle określonej wartości. Zależy od częstotliwości promieniowania.

Chmura elektronowa- to fragment przestrzeni wokół jądrowej, w której istnieje możliwość napotkania elektronu.

Liczby kwantowe- służą do opisu stanów energetycznych elektronów.

N ? główna liczba kwantowa. Określa poziom energetyczny elektronu w atomie. Decyduje o liczbie powłok i rozmiarach orbitalnych. Max liczba elektronów na powłoce to [2n2(kwadrat) ]

l- poboczna liczba kwantowa. Określa liczbę podpowłok w powłoce i decyduje o kształcie orbitalnym.
Przyjmuje wartości od 0 ? (n-1). Wartość l zależy od gł. Liczby kwantowej. W podpowłoce możliwych jest 4l 2 stanów kwantowych.

m- magnetyczna liczba kwantowa. Kwantuje orientacje przestrzenną orbitalnego momentu pędu. Przyjmuje wartości od (-l) ? (l ).

Ms – magnetyczna spinowa. Określa orientacje przestrzenną wektora spinu. Przyjmuje dwie wartości:
-0,5 i 0,5.

Powłoka elektronowa- zbiór stanów kwantowych o takiej samej liczbie głównej kwantowej.

Podpowłoka elektronowe- zbiór stanów kwantowych o takiej samej liczbie pobocznej kwantowej.

Poziom orbitalny- zbiór stanów kwantowych opisanych jednakowym zestawem liczb n,l,m .

Orbital- to stan elektronów opisany jednakowymi liczbami n,lm,m,s .

Zakaz Pauliego- nie mogą istnieć w atomie dwa elektrony o tych samych wartościach wszystkich liczb kwantowych.

Powłoka jest opisywana przez n.
Podpowłoka przez n, l .
Poziom orbitalny przez n, l, m
Stan kwantowy przez n, l, m, ms

2n2(kwadrat) – liczba elektronów na powłoce
n2(kwadrat) – liczba orbitali na powłoce
4l 2 ? liczba elektronów na podpowłoce
2l 1 ? liczba orbitali na podpowłoce

ELEKTRONY WALENCYJNE W BLOKACH ENERGETYCZNYCH.

Blok ?s? ? ostatnie elektrony z podpowłoki ?s?
Blok ?p? ? ostatnie elektrony z podpowłoki ?s? i ?p?
Blok ?d? ? ostatnie elektrony z podpowłoki ?s? i przedostatniej podpowłoki ?d?
Blok ?f? ? ostatnie elektrony z podpowłoki ?s? i (n-2) f i ewentualnie z przedostatniej podpowłoki ?d?

WYJĄTKI :

?chrom i miedź
?od niobu do srebra
?platyna i złoto

W podpoziomie ?s? ostatniej powłoki zamiast 2 mają 1 elektron, a w podpoziomie ?d? powłoki przedostatniej o 1 elektron więcej.

?pallad ( w podpowłoce 5s nie ma żadnego elektronu, a w podpoziomie 4d ma o 2 elektrony wiecej )

WZORY NIE SĄ ZAPISANE W ODPOWIEDNI SPOSÓB PONIEWAŻ NIE POSIADAM ZDOLNOSCI INFORMATYCZNYCH. TAK JAK POTRAFIŁAM ZROBIŁAM. MAM NADZIEJE ZE SIE PRZYDA.

WODOROTLENKI
1.Otrzymywanie wodorotlenków:
?Metal woda? wodorotlenek H2
?Tlenek metalu woda? wodorotlenek
?Wodorotlenek metalu woda? wodorotlenek H2
?Sól pochodząca od rozpatrywanego metalu mocny wodorotlenek (I i II gr.)?
Wodorotlenek rozpatrywanego metalu sól pochodząca od mocnego wodorotlenku

2.Właściwości wodorotlenków:
?Wodorotlenek kwas? sól woda
?Wodorotlenek tlenek kwasowy? sól woda
KWASY
HClO2 kwas chlorowy (III)
HClO3 kwas chlorowy (V)
HClO4 kwas chlorowy (VII)
HF kwas fluorowodorowy
HCl kwas chlorowodorowy
HBr kwas bromowodorowy
H2S kwas siarkowodorowy

1.Podstawowe wzory kwasów:
H2SO4 kwas siarkowy (VI)
H2SO3 kwas siarkowy (IV)
HNO3 kwas azotowy (V)
HNO2 kwas azotowy (III)
H3PO4 kwas ortofosforowy (V)
HClO kwas chlorowy (I)
2.OTRZYMYWANIE KWASÓW:
1) reakcja tlenku kwasowego z wodą:
tlenek kwasowy woda — > kwas

3.WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE:
1) reakcja z wodorotlenkami (zobojętniania):
kwas wodorotlenek –> sól H2O
H3PO4 3 KOH–>K3PO4 3 H2O
2) reakcja z metalami (stojące przed wodorem w szeregu napięciowym):
metal kwas –> sól H2O
SOLE
4Otrzymywanie soli:

1.Reakcja zobojętniania : KWAS ZASADA—>SÓL WODA

2.Reakcja tlenków metali z kwasami : TLENEK METALU KWAS—>SÓL WODA

3.Reakcja metali z kwasami : METAL KWAS—>SÓL WODÓR

4. TLENEK KWASOWY ZASADA—>SÓL WODA

5. TLENEK METALU TLENEK KWASOWY—>SÓL

6. METAL NIEMETAL—>SÓL KWASU BEZTLENOWEGO

7. SÓL I KWAS I—>SÓL II KWAS II

8. SÓL I SÓL II—>SÓL III SÓL IV

9. SÓL I ZASADA I–>SÓL II ZASADA II

Kwas solny, kwas chlorowodorowy HCl?aq, HClaq, HCl, roztwór gazowego chlorowodoru HCl w wodzie, o stężeniu do ok. 40% wagi, bezbarwna ciecz dymiąca na powietrzu (ulatnia się chlorowodór), w reakcjach z zasadami daje chlorki. Rozcieńczony kwas solny znajduje się w żołądku człowieka i ssaków – umożliwia trawienie białek. Nazwa “kwas solny” pochodzi od dawnej metody jego otrzymywania ze stężonego kwasu siarkowego(VI) i chlorku sodu (kwas z soli).
H2 Cl2 ? 2HCl
Jest jednym z najsilniejszych popularnych kwasów nieorganicznych – znacznie silniejszym od kwasu siarkowego czy azotowego, nie ma on jednak własności utleniających i dlatego jego działanie żrące wydaje się pozornie słabsze od kwasów tlenowych. Mocniejsze od niego są tylko kwas chlorowy(VII), kwas bromowodorowy i kwas jodowodorowy, oraz superkwasy. Działaniu stężonego kwasu solnego ulegają m.in. tkaniny, papier oraz skóra.
Chlorowodór rozpuszcza się w wodzie w ilości maksymalnie 36,7% w temperaturze 20°C(w roztworze o stężeniu 36% na jedną cząsteczkę HCl przypada około 3,5 cząsteczek wody) i dlatego nie można uzyskać bardziej stężonego kwasu solnego. Ze wzrostem temperatury maksymalne stężenie chlorowodoru w wodzie dość szybko maleje i dlatego stężony kwas solny wykazuje silną tendencję do uwalniania gazowego chlorowodoru. Tworzy się mgła kwasu solnego wskutek reakcji chlorowodoru z parą wodną z powietrza, tzw. “dymienie”. Kwas solny o stężeniu poniżej 30% nie wykazuje już jednak tendencji do dymienia.
Wodny kwas solny jest bezbarwny. Roztwór chlorowodoru w acetonie i eterach posiada ostre, żółte zabarwienie.
Bromowodór, HBr, bezbarwny gaz o duszącej woni, dymiący w powietrzu o temperaturze wrzenia -67°C. Bardzo dobrze rozpuszcza się w wodzie tworząc mocny kwas bromowodorowy o właściwościach redukujących, od którego wywodzą się bromki. Wykorzystywany jest m.in. w syntezie organicznej, do otrzymywania bromków metali oraz w laserach ksenonowych jako donor jonów Br-. Bromowodór drażni oczy i drogi oddechowe. W temperaturze 530 ° C rozkłada się na pierwiastki składowe. Łatwo rozpuszcza się w wodzie (600 j. bromowodoru w 1 j. wody przy 0°C) tworząc mocny kwas bromowodorowy. Gazowy bromowodór reaguje też z parami jodu, tworząc równie reaktywny jodek bromu (IBr), stosowany do jodowania szczególnie “opornych” związków organicznych. Stosowany do syntezy innych związków nieorganicznych, a także w laserach ksenonowych. Większe zastosowanie mają jego sole ? bromki.

Jodowodór (HI) – nieorganiczny związek chemiczny, bezbarwny, nietrwały gaz, silnie dymiący w wilgotnym powietrzu. W kontakcie z powietrzem utlenia się do wolnego jodu, w wodzie pod wpływem światła również ulega dość szybkiej przemianie w wolny jod. Z kolei z większością rozpuszczalników organicznych reaguje zrywając wiązania C-H z utworzeniem odpowiedniego jodku. Już w temperaturze 180 °C rozkłada się na pierwiastki. Jest stosowany w medycynie, analizie chemicznej i do odkażania.

Siarkowodór, H2S, sulfan, siarczek wodoru, bezbarwny gaz o zapachu zgniłych jaj, dobrze rozpuszczalny w wodzie, tworzy wodę siarkowodorową lub – w większych stężeniach – kwas siarkowodorowy. Siarkowodór jest reduktorem. W powietrzu spala się niebieskim płomieniem dając tlenek siarki(IV) i wodę. Siarkowodór ma silne działanie toksyczne. Występuje w niektórych wodach mineralnych, wyziewach wulkanicznych, podczas gnicia białek. Brak życia na dnie mórz i oceanów jest spowodowany również dużym stężeniem siarkowodoru, choć w miejscach występowania siarkowodoru występują bakterie, których procesy metaboliczne są oparte na wchłanianiu siarkowodoru zamiast tlenu. Siarkowodór zalega także nad powierzchnią szamba, co stało się przyczyną wielu śmiertelnych wypadków z udziałem osób nieświadomych trujących właściwości siarkowodoru.
Siarkowodór wydobywa się przy oddawaniu gazów odbytniczych.

Cyjanowodór, kwas pruski, HCN,, jedna z najmocniejszych trucizn, b. słaby kwas w postaci lotnej, bezbarwnej cieczy o zapachu gorzkich migdałów, mieszający się z każdą ilością wody; jest m.in. produktem spalania związków org. zawierających azot (obecny w dymie nikotynowym); stosowany przy produkcji wielu tworzyw sztucznych, np. włókien syntetycznych, kauczuków, jego pasy z powietrzem tworzą mieszaninę wybuchową; w organizmie blokuje obieg tlenu. W skali przemysłowej cyjanowodór otrzymuje się w największych ilościach za pomocą reakcji Andrussowa, w której metan reaguje z amoniakiem w obecności tlenu w temperaturze ok. 1200 °C na katalizatorze platynowym:
CH4 NH3 1,5O2 ? HCN 3H2O
W mniejszej skali otrzymuje się go zazwyczaj w reakcji cyjanków z silnymi kwasami, np.:
2KCN H2SO4 ? 2HCN K2SO4
Cyjanowodór występuje w minimalnych ilościach w orzechach i innych nasionach, zapach gorzkich migdałów to właśnie zapach cyjanowodoru.

Tricyjanowodór HSCN

Kwas węglowy, H2CO3, wodny roztwór tlenku węgla(IV), bardzo nietrwały, słaby kwas. Tworzy dwa szeregi soli: obojętne (węglany) i kwaśne (wodorowęglany). Znajduje zastosowanie w produkcji napojów orzeźwiających.

Kwas siarkowy(IV), H2SO3 – nieorganiczny związek chemiczny, słaby, nietrwały kwas powstający przez reakcję tlenku siarki(IV) z wodą. Z metalami tworzy trwałe sole ? siarczany(IV). Właściwości kwasu siarkowego(IV):
?nietrwały – rozkłada się podczas ogrzewania
?bakteriobójczy
?grzybobójczy
?owadobójczy
?ma właściwości bielące
?niszczy rośliny
?trujący
?silnie drażniący
?jest elektrolitem
Jego zastosowanie jest znikome. Znajduje ograniczone zastosowanie w syntezie laboratoryjnej. Stosuje się go do bielenia wełny oraz w przemyśle papierniczym. Jego zastosowanie wiąże się ze słabymi właściwościami redukującymi. Kwaśny deszcz to silnie rozcieńczony kwas siarkowy(IV), który powstaje w wyniku rozpuszczania się w kroplach deszczu tlenku siarki(IV), pochodzącego głównie ze spalania zasiarczonych paliw kopalnianych: węgla, gazu ziemnego oraz paliw ropopochodnych.
Kwas siarkowy(VI) H2SO4, mocny kwas mineralny, bezbarwna, oleista, żrąca ciecz, mieszająca się błyskawicznie z wodą z wydzieleniem dużych ilości ciepła (dlatego rozcieńczając kwas siarkowy(VI) należy zawsze wlewać kwas powoli i małymi porcjami do wody, nigdy odwrotnie, bo może się zagotować i wyprysnąć. Należy ponadto bezwzględnie używać okularów ochronnych), silnie higroskopijny (odciągając wodę z węgla substancje organiczne na skórze wywołuje oparzenia). Kwas siarkowy(VI) dymiący (oleum) jest roztworem tlenku siarki(VI) SO3 w kwasie siarkowym(VI). Niszczy białko, Reaguje z metalami półszlachetnymi np. miedzią (na gorąco temp. roztworu ok. 100°C), Kwas siarkowy(VI) ma bardzo duże znaczenie w różnych gałęziach przemysłu. Służy między innymi do produkcji innych kwasów, do wyrobu barwników, włókien sztucznych, środków wybuchowych, nawozów sztucznych. Używany jest też do oczyszczania olejów, nafty, parafiny i do osuszania gazów. Stosuje się go do produkcji środków piorących, leków oraz jako elektrolit w akumulatorach ołowiowych. Jest często używanym odczynnikiem w laboratoriach.

WęGLOWODORY- to zwiąki chemiczne których cząsteczki zbudowane są tylko z atomów węgla i wodoru.

METAN

To najprostszy węglowodór,zbudowany z atomu i 4 a tomów wodoru.Właściwości:
-bezbarwny gaz
-bezwonny
-nie rozp.się w wodzie

Występowanie:
-składnik gazu
– atmosfera
-gromadzi się w kopalniach

REAKCJA SUBSTYTUCJI(podstawiania)-polega na zastępowaniu atomów w cząsteczkach związku organicznego.atomami innych pierwiastków.

RODNIK-atom lub grupa atomów posiadających elektron niesparowany.

Najprostrze związki zbudowane z C i H to właśnie węglowodory

ALKANY

SZEREG HOMOLOGICZNY WęGLOWODORóW-szereg węglowodorów różniących się od siebie o grupę CH2.

ALKANY-to węglowodory nasycone o ogólnym wzorze CnH2n 2 mają we wzorze końcówkę “an”.

Właściwości chemiczne:
-bezbarwne
-bezwonne
-nie rozpuszczają się w wodzie

Zastosowanie:
-jako środki kosmetyczne
-stosowane jako źródła energii

IZOMERY- związki o tym samym wzorze sumarycznym a różnej budowie.
IZOMERIA łAńCUCHOWA-związki o tym samym składzie chemicznym a różnym strukturalnym.Różne właściwości fizyczne i chemiczne.
KONSTYTUCJA ZWIąZKU-kolejność i sposób powiązania atomów w zwiąku.

ALKENY

ALKENY-węglowodory nienasycone o ogólnym wzorze CnH2n,w nazwie maja końcówkę “en”.

Właściwości etenu:
-bezbarwny gaz
-nie rozpuszcza się w wodzie
-lżejszy od powietrza.

REAKCJA ADDYCJI(przyłączenia)-jest to reakcja identyfikacyjna dla alkenów.
REAKCJA ELIMINACJI-ze związku nasyconego odrywa się cząstka nieorganiczna i powstaje zwięzek nienasycony.

ALKINY

ALKINY-węglowodory nienasycone o ogólnym wzorze CnH2n-n,w nazwie maja końcówkę “yn”.

WęGLOWODORY AROMATYCZNE

AROMATYCZNOść-związki aromatyczne nie zawsze pachną przyjemnie,a wiele z nich jest bez zapachu.

właściwości fizyczne benzenu:
-bezbarwny
-silnie rakotwórczy
-jest niepolarny
Właściwości chemiczne:
-chlorowanie lub bromowanie
-nitrowanie
-surfowanie
-alkilowanie

HOMOLOGI BENZENU

Wzór ogólny szeregu homologicznego benzenu to CnH2n 6.
#Reakcje#:
spalanie niecałkowite:
C6H6 1,5O2—>6C 3H2O
półspalanie:
C6H6 4,5O2—>6C 3H2O
spalanie całkowite:
C6H6 7,5O2—>6C 3H2O

TOULEN (C7H8):
-bezbarwny
-spala się kopcącym płomieniem
-nie rozpuszcza się

#Reakcje#:
spalanie niecałkowite:
C7H8 2O2—>7C 4H2O
półspalanie:
C7H8 5,5O2—>7C 4H2O
spalanie całkowite:
C7H8 9O2—>7C H2O

Do grupy drugiej zaliczymy reakcje specyficzne dla poszczególnych alkoholi. I tak na przykład alkohol metylowy powstaje z gazu wodnego wzbogaconego w wodór

a alkohol etylowy podczas fermentacji alkoholowej cukrów lub metodą “acetylenową” (zwaną inaczej reakcją Kuczerowa)

Przy podziale alkoholi na odpowiednie podgrupy uwzględniamy:
1) rodzaj łańcucha węglowego,
2) rzędowość atomów węgla,
3) liczbę grup wodorotlenowych w cząsteczce
W związku z powyższym mamy:
1) alkohole nasycone lub nienasycone
2) alkohole pierwszo-, drugo- i trzeciorzędowe
3) alkohole jedno-, dwu i wielowodorotlenowe.
Do alkoholi nasyconych należą: metanol, etanol, propanol, itd. Przykładem alkoholu nienasyconego może być alkohol allilowy CH2=CH–HC2OH.
Wśród izomerycznych alkoholi wyróżniamy trzy ich rodzaje, zeleżnie od tego czy grupa –OH znajduje się przy węglu pierwszo-, drugo- czy trzeciorzędowym. Odpowiednie alkohole noszą nazwy: pierwszorzędowego, drugorzędowego i trzeciorzędowego. Jako przykład rzędowości alkoholi mogą posłużyć różne izomeryczne butanole. Z normalnego butanu wywodzą się dwa alkohole

Z izobutanu (2-metylopropanu) można również wyprowadzić dwa alkohole, a mianowicie

Rzędowaść alkoholi ilustrują zatem podane poniżej wzory ogólne

W celu odróżnienia od siebie alkoholi pierwszo-, drugo i trzeciorzędowych można wykorzystać reakcje utleniania. Alkohole pierwszorzędowe utlenianie przechodzą najpierw w aldehydy, później w kwasy o tej samej liczbie atomów węgla co utleniany alkohol

Podczas utleniania alkoholi drugorzędowych powstają ketony

Alkohole trzeciorzędowe utleniają się dość trudno, a podczas utleniania w drastycznych warunkach rozpadają się tworząc złożoną mieszaninę kwasów karboksylowych o mniejszej liczbie atomów węgla niż wyjściowy alkohol.
Oprócz alkoholi jednowodorotlenowych (zawierających jedną grup -OH w cząsteczce) mogą istnieć również alkohole dwu-, trój i wielowodorotlenowe, z tym jednak zastrzeżeniem, że przy tym samym atomie węgla nie może znajdować się więcej niż jedna grupa wodorotlenowa. Przykłaiem alkoholu dwuwodorotlenowego może być tzw. glikol zawierający w cząsteczce dwie grupy funkcyjne -OH, a alkoholu trójwodorotlenowego – gliceryna z trzema grupami -OH

Jak już zaznaczono powyżej obecność grupy alkoholowej -OH w związkach organicznych zaznaczamy przyrostkiem -ol. Stąd alkohole wywodzące się z alkanów nazywamy alkanolami, a pochodne alkenów alkenolami. Pochodne alkanów zawierające w cząsteczkach dwie grupy alkoholowe to alkanodiole, a zawierające trzy grupy -OH – alkanotriole; ogólnie alkanopoliole. Zgodnie z powyższym glikol wywodzący się z etanu ma nazwę racjonalną etanodiol, a gliceryna – propanotriol. W przypadku dłuższego łańcucha węglowodorowego, przed podaniem liczby grup -OH należy podać numery atomów węgla, przy których znajdują się te grupy. A oto przykład takiego alkoholu

Właściwości fizyczne i chemiczne alkanoli
Niższe człony szeregu homologicznego alkoholi są cieczami, dobrze rozpuszczalnymi w wodzie. Rozpuszczalność i lotnoć alkoholi maleje szybko wraz ze wzrostem masy cząsteczkowej tak, że alkohole mające więcej niż 10 atomów węgla w cząsteczce są już w temperaturze pokojowej nierozpuszczalnymi w wodzie ciałami stałść
Właściwości fizyczne i chemiczne alkanoli
WęglowodórAlkoholMasa cząsteczkowaTemperatura wrzenia w oCTemperatura topnienia w oC
Etan 30-89-172
Metanol3265-98
Propan 44-42,2-189,9
Etanol4678,5-117,3
Butan 58-0,6-135
Propanol6097,2-127
Heksan 8668-95
Pentanol88138-79
Undekan C11H24 156198-26
Dekanol1582286
Porównanie właściwosci fizycznych alkoholi z własciwościami węglowodorów o podobncj masie cząsteczkowej wskazuje na pewne uderzające różnice. Alkohole w porównamu z odpowiadającymi im węglowodorami są znacznie mniej lotne, wykazują wyższe temperatury topnienia i większą rozpuszczalność w wodzie. W miarę wzrostu masy cząsteczkowej różnice te stopniowo maleją (tabela powyżej).
Zestawione w tabeli powyżej różnice między węglowodorami i alkoholami spowodowane są dużą polarnością grupy wodorotlenowej, której wprowadzenie do łańcucha węglowodorowego nadaje cząsteczce charakter polarny. W wyniku tego, cząsteczki alkoholu, podobnie jak cząsteczki wody, ulegają asocjacji wskutek tworzenia się wiązania między atomem wodoru jednej grupy wodorotlenowej, wykazującym charakter elektrododatni, a atomem tlenu drugiej grupy wodorotlenowej wykazującym charakter elektroujemny

W ,,asocjatach” alkoholi i wody cząsteczki powiązane są. tzw. wiązaniami wodorowymi, które są wynikiem wzajemnego oddziaływania pary elektronowej atomu tlenu jednej cząsteczki na atom wodoru drugiej. Istnieniem asocjatów tłumaczy się fakt, że alkohole mają wyższe temperatury wrzenia niż odpowiadające im halogenki alkilowe, węglowodoy i etery, ponieważ do odparowania cząstczek alkoholu konieczny jest pewien nakład dodatkowej energii na rozerwanie wiązań wodorowych (moc wiązań wodorowych wynosi ok. 20 kJ/mol). Inaczej mówiąc, można uznać, że asocjacja wywołana utworzeniem wiązań wodorowych odpowiada zwiększonej masie cząsteczkowej, w związku z tym następuje zmniejszenie lotności.
O powinowactwie alkoholi do środowiska wodnego, decyduje grupa hydroksylowa. Stąd dobrą rozpuszczalnosć w wodzie alkoholi o niższych masach cząsteczkowych łatwo wytłumaczyć tworzeniem się wiązań wodorowych z cząsteczkami wody. Grupa wodotlenowa w metanolu i etanolu stanowi ok. połowy masy cząsteczki, tłumaczy to mieszanie się metanolu i etanolu z wodą w każdym stosunku.
W miarę wzrostu masy cząsteczkowej grupy alkilowej w alkoholu udział grupy wodorotlenowej w jej masie cząsteczki jest coraz mniejszy, co powoduje zmniejszenie rozpuszczalności w wodzie. Alkohole stałe są już w wodzie praktycznie nierozpuszcalne. Właściwości fizyczne alkoholi o dużych masach cząsteczkowych stają się podobne do właściwości odpowiednich węglowodorów.
Podobieństwo alkoholu do wody uwidacznia się rńwnież w ich właściwościach chemicznych. Podobnie jak w cząsteczce wody, wodór grupy -OH można w alkoholu podstawić atomem metalu alkalicznego

Powstają wówczas tzw. alkoholany, ogólnie alkanolany. Alkanolany są związkami nietrwałymi i istnieją tylko w środowisku bezwodnym. Pod wpływem wody (nawet pary wodnej) ulegają rozkładowi z wytworzeniem wodorotlenku i wolnego alkoholu

Alkohole, podobnie jak woda, wykazują właściwości amofoteryczne, są jednak bardzo słabymi kwasami i zasadami. O kwasowym charakterze alkoholi świadczy reakcja z metalami alkalicznymi. Zasadowy charakter alkoholi uwidacznia się w fakcie, że można je za pomocą mocnych kwasów przeprowadzić w bardziej lub mniej trwałe sole. Na przykład reakcja bromowodoru z metanolem daje nietrwałą sól – bromek metylooksoniowy

Ważną grupę związków stanowią produkty reakcji alkoholi z kwasami zwane estrami. tworzą się one w odwracalnej reakcji estryfikacji alkoholi, zarówno z kwasami nieorganicznymi jak i organicznymi. Proces estryfikacji i słownicztwo estrów wyjaśniają następujące przykłady

Grupę alkoholową -OH można w odpowiednich warunkach podstawić grupą aminową lub fluorowcem. W pierwszym przypadku otrzymujemy aminę, drugim fluorowcoalkan.
Podczas przepuszczania par alkoholu i amoniaku nad tlenkiem gliu lub toru tworzą się odpowiednie aminy pierwszorzędowe

Odciągnięcie cząsteczki wody z dwóch cząsteczek alkoholu pierwszorzędowego (np. za pomocą stężonego kwasu sierkowego) prowadzi do eteru

Ważniejsze alkohole nasycone jednowodorotlenowe
Alkohol metylowy CH3OH, metanol, nazywany jest również spirytusem drzewnym, ponieważ dawniej otrzymywany był jako jeden z produktów suchej destylacjidrewna. Obecnie metanol otrzymuje się syntetycznie na skalę przymysłową przez ogrzewanie gazu wodnego wzbogaconego w wodór pod ciśnieniem 2 do 3.107

Alkohol metylowy jest łatwo lotną bezbarwną cieczą, wrzącą w temperaturze 64,7oC. Z wodą miesza się w każdym stosunku, przy czym rozpuszczaniu w wodzie towarzyszy zmniejszenie objętości mieszaniny i podwyższenie jej temperatury. Używany jest jako rozpuszczalnik żywic i lakierów, jak również do produkcji formaldehydu, barwników i substancji metylujących.
Alkohol metylowy jest bardzo trujący i wprowadzony doustnie do organizmu powoduje ślepote, a nawet śmierć. Trujące są równiez pary metanolu.
Najważniejszym i najbardziej rozpowszechnionym alkoholem jest alkohol etylowy(etanol) C2H5OH, jego 95% roztwór wodny nazywa się potocznie spirytusem.
Dawniej etanol otrzymywano wyłącznie w procesie fermentacji skrobi lub cukrów zawartych w materiale roślinnych. Umiano go już otrzymywać tym sposobem w czasach starożytnych drogą destylacji wina.
Fermentacja cukrów, przeprowadzana w gorzelniach, jest procesem złożonym. Nie wnikając w szczegóły zjawisk możemy je scharakteryzować krótko jako szereg reakcji, w których uczestniczą odpowiednie enzymy (biokatalizatory). Skrobię wydzieloną z ziemniaków, ryżu lub zboża poddaje się hydrolitycznemu rozkładowi enzymatycznemu z udziałem enzymu distazy na dwucukier maltozę

Po dodaniu drożdży obecny w nich enzym zwany maltazą przeprowaza maltozę w obecności wody w glukozę

W reakcji przemiany glukozy na etanol uczestniczy kompleks enzymów zway zymazą, a reakcja przebiega według ogólnego równania

Podczas fermentacji alkoholowej, która odbywa się w tzw. zacierze, stężenie alkoholu nie przekracza 16%, ponieważ przy stężęniu wyższym zachodzi inaktywacja wnzymów i fermentacja ustaje.
Aby otrzymać wysokoprocentowy etanol stosuje się destylacje frakcjonowaną. W ten sposób otrzymujemy nie tylko stężony alkohol, lecz uwalniamy go przy tym od domieszek i zanieczyszczeń głównie gliceryny i tzw. oleju fuzlowego, w skład którego wchodzą, obok innych, izomery alkoholu butylowego i amylowego (pentanolu) powstające na skutek rozkładu ciał białkowych zawartych w zbożu i ziemniakach. Po rektyfikacji otrzymuje się alkohol o zawartości 95,57% alkoholu i 4,43%wody. Dalsza rektyfikacja nie usuwa wody, powstała bowiem mieszanina jest mieszaniną azeotropową, wrzącą pod ciśnieniem 1013 hPa w temperaturze 78,14oC. Otrzymanie 100% etanolu, czyli tzw. alkoholu absolutnego wymaga spacjalnych zabiegów.
Większość etanolu otrzymywanego obecnie w procesie fermentacyjnym używana jest do celów spożywczych, a do celów technicznych stosowany jest głównie alkohol syntetyczny.
Etanol syntetyczny otrzymuje się tzw. metodą “acetylenową” zwaną również reakcją Kuczerowa. Acetylen w obecności siarczanu rtęci HgSO4 jako katalizatora, przyłącza cząsteczkę wody, tworząc aldehyd octowt. Aldehyd ten poddany redukcji daje alkohol etylowy

Zastosowanie etanolu jest wszechstronne. jest on bardzo dobrym rozpuszczalnikiem wielu substancji organicznych i nieorganicznych. Służy jako surowiec do syntey sztucznego kauczuku. odwodniony etanol w mieszaninie z benzyną używany jako paliwo silnikowe. Odwodniony etanol stosowany jest do wyrobu spirytusu skażonego tzw. denaturatu. W przemyśle farmaceutycznym jest surowcem do produkcji róznych lekarstw.
Duże zastosowanie ma etanol w różnych dziedzinach przemysłu spożywczego. Stosowany jest do wyrobu napojów alkoholowych. przemysł cukierniczy używa etanol do wyrobu różnych cukierków, tortów itp. Alkohol etylowy jest również surowcem do produkcji octu spirytusowego
Alkohol propylowy (propanol) C3H7OH istnieje w postaci dwóch izomerów, jako propanol pierwszo- i drugorzędowy

Znane są cztery izomery strukturalne alkoholi utylowych C4H9OH: dwa pierwszorzędowe, jeden drugorzędowy i jeden trzeciorzędowy. Alkohol pentylowy C6H11OH, zwany zwyczajowo alkoholem amylowym, występuje w postaci ośmiu izomerów. Alkohole propylowe, butylowe i amylowe są bardziej trujące i działają ardziej oszałamiajaco niż alkohol etylowy, wobec czego nie nadają się do celów konsumpcyjnych. Używane są, między innymi, jako doskonałe rozpuszczalniki lakierów nitrocelulozowych
Alkohole wielowodorotlenowe
Podobnie jak alkohole jednowodorotlenowe, tak i alkohole wielowodorotlenowe można wyprowadzić z węglowodorów zastępując atomy wodoru grupami -OH, z tym, że przy tym samym atomie węgla nie mogą znajdować się dwie grupy -OH (wyjątek stanowi wodzian chloranu i mezoksalu)
Zgodnie z podaną powyżej regułą najprostszy alkohol dwuwodorotlenowy musi posiadać co najmniej dwa atomy węgla, można go więc wyprowadzić z etanu

Alkohole dwuwodorotlenowe (diole) są bezbarwnymi cieczami o słodkim smaku, stąd zwyczajowo nazywa się je glikolami (od greckiego słowa glykys – słodki). Etanodiol, glikol etylenowy, jest bezbarwną trującą cieczą, dobrze rozpuszczalną w wodzie. Związek tan znalazł zastosowanie jako domieszka do wody w chłodnicach samochodowych, co zapobiega zamarzaniu wody zimą. Ponadto glikol etylenowy używany jest w kosmetyce, do produkcji materiałów wybuchowych oraz do wyrobu włókna sztucznego – terylenu.
Najprostszym, a równocześnie najważniejszym przedstawicielem alkoholi trójwodorotlenowych jest gliceryna (propanotriol)

G l i c e r y n a jest oleistą bezbarwną cieczą o słodkawym smaku. Z wodą miesza się w każdym stosunku. Wśród pochodnych gliceryny na szczególną uwagę zasługują tłuszcze – właśnie przez hydrolizę otrzymuje sie glicerynę na skalę techniczną.
Gliceryna znalazła zastosowanie w kosmetyce, w przemyśle farmaceutycznym oraz w przemysle włókienniczym do apretury. Znaczne ilości gliceryny zużywa przemysł materiałów wybuchowych do otrzymywania triazotanu gliceryny zwanego tradycyjnie, lecz niesłusznie, nitrogliceryną. Powstaje ona w wyniku estryfikacji gliceryny stężonym kwasem azotowym w obecności stężonego kwasu siarkowego

Triazotan gliceryny jest oleistą cieczą, łatwo wybuchającą np. wskutek wstrząsu. Zmieszany w odpowiedniej proporcji z ziemią okrzemkową stanowi materiał wybuchowy, zwany dynamitem. Dynamit został wynaleziony w roku 1899 przez szwedzkiego chemika Alberta Nobla. Część dochodów uzyskanych z zastosowania tego wynalazku przeznaczył Nobel na nagrody przyznawane corocznie za wybitną twórczość naukową, literacką, artystyczną – jako tzw. nagrody Nobla. Z wzoru cząsteczki gliceryny wynika, że związek ten jest równocześnie alkoholem pierwszo- i drugorzędowym (dwa skrajne atomy węgla są pierwszorzędowe, środkowy atom wegla jest drugorzędowy). dlatego podczas utleniania gliceryny otrzymuje się aldehyd glicerynowy i keton zwany dihydroksyacetonem

związki te stanowią podstawę klasyfikacji cukrów prostych (podział na aldozy i ketozy).
Alkohole z czterema grupami -OH w cząsteczce (tetraole) nazywamy zwyczajowo erytrytami, z pięcioma (pentaole) – pentytami, a z sześcioma – heksytami. Otrzymuje się je przez redukcję cukrów prostych. Z arabinozy powstaje arabit, z glukozy – sorbit, z mannozy – mannit, a z galaktozy – dulcyt.
Ważniejszym alkoholem czterowodorotlenowym jest pentaerytryt o wzorze

Związek ten w postaci tetraazotanu jest szeroko stosowany pod różnymi nazwami jako materiał wybuchowy.
Wszystkie alkohole wielowodorotlenowe (od czterech grup -OH) zawierają w cząsteczkach asymetryczne atomy węgla i dlatego występują w różnych odmianach optycznie czynnych. Nazwy pentytów o wzorze ogólym

związków rózniących się przestrzennym rozmieszczeniem grup alkoholowych wokół asymetrycznych atomów węgla, związane są najcześciej z nazwami roslin, z których je po raz pierwszy wyodrebniono. Na przykład nazwa sorbit pochodzi stąd, że związek ten wyodrębniono z owoców jarzębiny (sorbus aucuparia).
Alkohole nienasycone i aromatyczne
Najprostszym nienasyconym alkoholem otwierającym szreg homologiczny alkenoli jest 2-propen-1-ol zwany zwyczajowo allilowym. Alkohol allilowy tworzy się podczas ogrzewania gliceryny z kwasem szczawiowym.

Jako produkt pośredni reakcji powstaje obojętny ester kwasu szczawiowego i gliceryny, który podczas dalszego ogrzewania rozpada się na alkohol allilowy i dwutlenek węgla. Estry alkoholu allilowego stosuje sie jako monomery do syntezy związków wielkocząsteczkowych (polimerów).
Wyższe alkohole o jednym lub dwóch wiązaniach podwójnych w łańcuchu znaleziono w olejkach eterycznych różnych roślin. Wyróżniają się one przyjemnym zapachem i należą do głównych substancji zapachowych tych olejków. Należą do nich, między innymi występujące w olejku różanym geraniole i cytronelole oraz posiadający zapach konwali linalool.
Związki te w budowie chemicznej wykazują pewne podobieństwo do terpenów, w które mogą się przekształcić; odróżniają się jednak od terpenów tym, że nie mają budowy cyklicznej. Podobieństwo tych związków (zwanych także alkoholami terpenowymi) do terpenów uwidaczniamy pisząc wzory ich budowy w postaci przypominającej szkielet mentanu.
Olejki eteryczne sązwykle mieszaniną izomerów, np. geraniol, którego wzór podano poniżej występuje jako geranio I i geraniol II

Jak wynika z wzorów związki te są izomerami, a różnią się jedynie położeniem wiązania podwójnego.
W przyrodzie występuje również (w postaci związanej w chlorofilu) alkohol nienasycony tzw. fitol C20H39OH: jest to gesy olej dający się destylować tylko pod znacznie obniżonym ciśnieniem (4 Pa). grupa fitylowa C20H39 – występuje również w witaminie K i E.
Najprostszym alkoholem z potrójnym wiazaniem jest a l k o h o l p r o p a r g i l o w y (2-propyn-1-ol).
Związek ten powstaje podczas polimeryzacji acetylenu z formaldehydem. Alkohol propargilowy ulega charakterystycznym reakcjom zarówno grupy alkoholowej jak i potrójnnego wiązania. Acetylenowy atom wodoru może być podstawiony metalem; tworzą się wówczas trudno rozpuszczalne, wybuchowe sole. Najprostszym alkoholem aromatycznym jest fenylometanol zwany zwyczajowo alkoholem benzylowym (C6H5CH2OH). Alkohol benzylowy jest cieczą o temp. wrzenia 206oC, wystepuje w stanie wolnym w olejku jaśminowym. Syntetycznie można go otrzymać przez hydrolizę chlorku benzylu

Alkohol benzylowy wykazuje słaby aromatyczny zapach i reaguje podobnie do alkoholi pierwszozedowych.
Następnym w szeregu homologicznym alkoholi aromatycznych, alkohol fenyloetylowy (2-fenylo-1-etanol) C6H5CH2CH2OH jest składnikiem oleju różanego i posiada zapach tych kwiatów. Ma on zastosowanie w perfumerii.

Deuter
Stabilny, nieradioaktywny izotop wodoru o masie atomowej 2. Oznaczany czasem symbolem O i często nazywany ciężkim wodorem. Występujący w naturze wodór zawiera około 0,02% deuteru. Woda zawierająca deuter nazywana jest ciężką wodą, a jej właściwości fizycznochemiczne różnią się od odpowiednich własności zwykłej wody. Wrze ona w temperaturze 101,42°C, a zamarza w 3,81 °C. Jej gęstość w temperaturze pokojowej jest około 10% większa od gęstości zwykłej wody. Deuter został odkryty przez zespół amerykańskich uczonych kierowanych przez Harolda Urey’a w 1932. Był on pierwszym w historii izotopem, który udało się całkowicie odizolować w czystej postaci.

Jądra deuteru (deuterony) wykorzystywane są często w fizyce atomowej jako tzw. atomowe pociski. W akceleratorach bombarduje się nimi różne pierwiastki w celu ich promieniotwórczej przemiany. Znalazł zastosowanie również jako substancja oznaczająca w biologii metabolizm. W czasie drugiej wojny światowej ciężka woda używana była jako moderator w pierwszych stosach atomowych. Później została wyparta przez inne substancje (m.in. przez grafit). Deuter jest obok trytu podstawowym składnikiem bomby wodorowej.

Tryt
Radioaktywny, nietrwały izotop wodom o masie atomowej równej 3. izotop ten samorzutnie ulega promieniotwórczej przemianie beta, której produktem są atomu helu. Połowiczny czas rozpadu wynosi około 12,26 roku. Tryt można wytwarzać wieloma rabami; min, poprzez bombardowanie związków deuteru deuteronami lub pochłonięcie neutronów przez jądra izotopu litu J). Niewielkie ilości trytu powstają w sposób naturalny w górnych warstwach atmosfery jako produkt bombardowania neutronami promieniowania kosmicznego.

Izotop ten wykorzystuje się przede wszystkim jako składnik bomb wodorowych, a także jako znacznik w naukach biologicznych.

Występowanie:
Na Ziemi wolny wodór można spotkać tylko w małych ilościach w atmosferze. Związki wodoru pełnią ważną rołę w wielu procesach chemicznych, woda i substancje organiczne są jednym z podstawowych budulców matem ożywionej. We wszechświecie jest on najbardziej rozpowszechnionym pierwiastkiem, stanowi podstawowy budulec gwiazd. W wierzchniej warstwie skorupy ziemskiej (litosfera, hydrosfera, atmosfera) zajmuje pod względem występowania 10 miejsce (procenty wagowe).

Otrzymywanie:
Na skałę przemysłową wodór otrzymywany jest głównie z ropy naftowej, gazu ziemnego, lub dzięki rozkładowi wody w reakcji z rozżarzonym koksem. Stosuje się również metody elektrolityczne (elektroliza chlorku sodowego) lub proces rozkładu wody za pomocą energii słonecznej.

Laboratoryjnie produkuje się go w procesie elektrolizy wody, lub poprzez działanie kwasów na metale (np. cynk).

Reaktywność:
Wodór jest bardzo reaktywnym pierwiastkiem, reaguje z wieloma niemetalami. Z azotem tworzy amoniak przy obecności katalizatora, w reakcji z starką i chlorem powstaje siarko- i chlorowodór. Wraz z węglem tworzy on wielką rodzinę związków organicznych. Zmieszany z powietrzem lub tlenem daje mieszaninę, która zainicjowana iskrą lub płomieniem wybucha, tworząc wodę. Wodór wchodzi także w reakcje z metalami. Na tlenki metali działa często jako czynnik redukujący usuwając tlen i pozostawiając metal w czystej postaci.

Zastosowanie:
Duże ilości wodoru wykorzystuje się do produkcji amoniaku oraz w procesie syntezy alkoholu metylowego. Wodór jest także często stosowany do uszlachetniania różnego rodzaju paliw. Używa się go również do utwardzania tłuszczów oraz jako paliwo dla wysokotemperaturowych palników. Jako najlżejszy z gazów wykorzystywany był dawniej do wypełniania batonów. Jednakże niebezpieczeństwo wybuchu takiego balonu spowodowało wyparcie wodoru przez hel. Coraz większe nadzieje wiąże się z tym pierwiastkiem jako potencjalnym paliwem przyszłości. Będzie się je wytwarzać dzięki rozkładowi wody przy wykorzystaniu energii słonecznej. Główną wadą tego rozwiązania jest wyjątkowa wybuchowość wodoru.

BENZYNA – Mieszanina ciekłych, lekkich węglowodorów zawierających od 5 do 10 atomów węgla w cząsteczce; bezbarwna ciecz o temp. wrzenia 40; gęstości 0,67-0,8 g/cm3; nie miesza się z wodą, miesza się z rozpuszczalnikami organicznymi ;gł. składnikami benzyny są alkany o łańcuchu prostym i rozgałęzionym, alkeny oraz cykloalkany i węglowodory aromatyczne.

KRAKING, krakowanie
- proces otrzymywania mieszanin niższych węglowodorów alifatycznych przez rozerwanie długich łańcuchów węglowych zawartych w ropie naftowej tj. alkanów o dużych cząsteczkach na mniejsze fragmenty w wysokiej temperaturze (rozerwanie wiązań węgiel-węgiel). W krakingu dąży się przez odpowiedni dobór warunków do otrzymania węglowodorów o budowie rozgałęzionej. Obok benzyn rozkładowych w procesie krakingu tworzą się cięższe produkty – nafty i oleje napędowe oraz produkty lżejsze –wodór i węglowodory gazowe.

kraking termiczny

polega na reakcji różnych frakcji ciężkiego oleju napędowego w zakresie temperatur 500-550°C pod zwiększonym ciśnieniem; Produktami są:
olej napędowy, benzyny i gaz płynny

kraking katalityczny

polega na reakcji różnych frakcji lekkiego oleju napędowego zmieszanych z próżniowymi destylatami olejowymi w zakresie
temperatur 450-500°C i pod
stosunkowo niskim ciśnieniem;
Produktami są: surowa benzyna i gaz płynny.

hydrokraking
modyfikacja krakingu, polegająca na zastosowaniu wodoru pod wysokim ciśnieniem (3 – 15 MPa) i obniżeniu temperatury do 250-450°C. Jako katalizator stosowane są związki molibdenu, niklu, kobaltu oraz platyna i pallad. W wyniku hydrokrakingu z wysokowrzących frakcji ropy naftowej otrzymuje się benzynę wysokooktanową, olej napędowy i opałowy.

○TLENKI
○Najprostsze połączenia tlenu to tlenki proste, w których cząsteczkach tlen występuje jako pierwiastek dwuwartościowy.
CaO – tlenek wapnia
CrO2 – tlenek chromu (IV)
K2O – tlenek potasu
○Niektóre pierwiastki, na przykład Fe i Pb, tworzą obok prostych tlenków tzw. tlenki mieszane, w których część atomów metalu ma inną wartościowość niż pozostałe. Przykładami takich tlenków są Fe3O4 i Pb3O4.
○Inną grupą zawierającą tlen, to nadtlenki, w których występuje tzw. wiązanie nadtlenkowe. Wiązanie to polega na połączeniu dwóch atomów tlenu ze sobą. Najważniejszym związkiem tego typu jest H2O2 – nadtlenek wodoru o wzorze strukturalnym: H–O–O–H (trzyprocentowy roztwór tego związku to tzw. woda utleniona). Inne ważne nadtlenki to: BaO2 – nadtlenek baru i K2O2 – nadtlenek potasu.
○Nadtlenki są nietrwałe, silnie utleniające, a niektóre także wybuchowe.
○Większość tlenków można otrzymać podczas bezpośredniej reakcji syntezy z danym pierwiastkiem:
Si + O2 → SiO2
4 Al + 3 O2 → Al2O3
○Podczas syntezy tlenu może powstać tlenek niższy (przy niedomiarze tlenu) lub wyższy (przy nadmiarze tlenu).
2 Cu + O2 → 2 CuO – przy niedomiarze tlenu
4 Cu + O2 → 2 Cu2O – przy nadmiarze tlenu
○W zależności od tego czy do spalenia użyjemy większej czy mniejszej ilości tlenu, węgiel spali się w nim do tlenku węgla (II) lub tlenku węgla (IV)
2 C + O2 → 2 CO
C + O2 → CO2
○Czasami do otrzymania tlenku potrzebny jest katalizator, czyli substancja biorąca udział w reakcji i przyspieszająca jej przebieg, ale niezużywająca się w niej, a po zakończonej reakcji pozostająca w ilości i formie chemicznej takiej, jak przed reakcją.
○Inną metodą otrzymywania tlenków jest reakcja utleniania niższych tlenków:
2 NO + O2 → 2 NO2
○Tlenki powstają również w reakcjach analizy z soli kwasów tlenowych:
CaCO3 → CaO + CO2↑
○Bądź można je uzyskać po potraktowaniu siarczanów (IV) i węglanów kwasem:
MgSO3 + 2 HCl →MgCl2 + H2O + SO2↑
○Lub z wodorotlenków:
Cu(OH)2 → CuO + H2O
○Właściwości fizyczne: prawie wszystkie tlenki metali i półmetali to ciała stałe, o bardzo wysokiej temp. topnienia. Tlenki niemetali maja różne stany skupienia w warunkach normalnych: stałe (SiO2, P4O10), ciekłe (H2O, Cl2O7) i gazowe (NO, SO2, CO2). Większość tlenków jest bezbarwna.
○Właściwości chemiczne: większość tlenków metali i niemetali reagując z kwasami dają sól, niższe tlenki, mogą utleniać się do tlenków wyższych, tlenki metali I i II grupy układu okresowego reagują z wodą, tworząc wodorotlenki, prawie wszystkie tlenki niemetali reagują z wodą, dając kwasy, np.:
N2O5 + H2O → 2 HNO3
tlenki takie nazywane są bezwodnikami kwasowymi.
○Opisane powyżej procesy, w których substancja rozpuszcza się w wodzie na skutek reakcji chemicznej, określa się jako roztwarzanie. Niektóre tlenki pod wpływem ogrzewania rozkładają się do pierwiastków lub do niższych tlenków:
4 CrO3 → 2 Cr2O3 + 3 O2
○Zdolność do reakcji z kwasami i zasadami pozwala podzielić tlenki na 4 kategorie: kwasowe, zasadowe, amfoteryczne i obojętne.
○WODOROTLENKI
○Wodorotlenki to związki zawierające atom metalu i jedna lub kilka grup wodorotlenowych. Wzór ogólny wodorotlenków: E(OH)X, gdzie „E” to symbol metalu lub półmetali, a „x” to liczba grup wodorotlenowych w cząsteczce wodorotlenku
○Właściwości fizyczne:
wodorotlenki w większości przypadkach to ciała stałe, często zabarwione, o różnej rozpuszczalności w wodzie – od bardzo dobrze rozpuszczalnych wodorotlenków litowców, poprzez słabo rozpuszczalne wodorotlenki wapniowców, po bardzo słabo rozpuszczalnych prawie wszystkich związków tego typu. Wodorotlenki o silnych właściwościach zasadowych nazywamy alkaliami, a ich wodne roztwory ługami. Wodorotlenki sodowe i potasowe wykazują tzw. śliskość roztworu. Maja one właściwości higroskopijne (pochłania parę wodna z powietrza). Wodne roztwory wodorotlenków barwią papierek uniwersalny i lakmusowy na niebiesko, fenoloftaleinę na malinowo, a oranż metylowy na żółto.
○Właściwości chemiczne:
podstawową cechą wodorotlenków jest zdolność do reagowania z kwasami. Wodorotlenki można podzielić na dwie grupy:
•Zasadowe – reagują z kwasami a nie zasadami
Ca(OH)2 + 2 HCl → CaCl2 + 2 H2O
•Amfoteryczne – reagują z mocnymi kwasami i zasadami
H2ZnO2 + 2 NaOH → Na2ZnO2 + 2 H2O
wiele wodorotlenków amfoterycznych nie rozpuszcza się w wodzie. Właściwości amfoteryczne posiadają również:
Al(OH)3 – H3AlO3, Cr(OH)3 – H3CrO3, As(OH)3 – H3AsO3
○Wodorotlenki i ich wodne roztwory, czyli zasady, są substancjami bardzo aktywnymi chemicznie i biorą udział w wielu rodzajach reakcji, z których najważniejsze to reakcje kwasowo-zasadowe, określane inaczej jako reakcje neutralizacji (zobojętniania), wymiany w roztworach, rozkładu termicznego.
○Reakcje kwasowo-zasadowe są charakterystyczne dla wszystkich wodorotlenków oraz amoniaku. Związki te reagują w roztworach wodnych z mocnymi kwasami, tworząc sole:
NaOH + HCl → NaCl + H2O
LiOH + HBr → Libr + H2O
Reakcje zobojętnienia zachodzą również z udziałem tlenków kwasowych:
Ca(OH)2 + SO3 → CaSO4 + H2O
12 KOH + P4O10 → 4 K3PO4 + 6 H2O
○Reakcje wymiany to głównie reakcje wodorotlenków rozpuszczalnych w wodzie z solami:
CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4
○Reakcja rozkładu termicznego – prawie wszystkie wodorotlenki są nietrwałe (jedynie wodorotlenki litowców mogą się topić bez rozkładu) i w odpowiednio wysokiej temp. rozkładają się do tlenku i wody:
2 AgOH → Ag2O + H2O
○Wodorotlenki powstają w wielu różnych reakcjach, których najważniejsze to reakcje aktywnych metali (litowce i berylowce) z wodą, reakcje tlenków zasadowych z wodą oraz – dla wodorotlenków nierozpuszczalnych – reakcje strącania ich z roztworów soli odpowiednich metali.
○ W wypadku potasu, rubidu i cezu reakcja z wodą przebiega bardzo gwałtownie. Przy użyciu większych ilości metalu następuje wybuch.
○KWASY
○Kwasy to związki zbudowane z atomów wodoru i reszty kwasowe. Wzór ogólny kwasów wygląda następująco: HnR, gdzie H – atom wodoru (jednowartościowy), n –wartościowość reszty kwasowej równa liczbie atomów wodoru w cząsteczce danego kwasu, R – reszta kwasowa
○Kwasy dzielimy na dwie grupy: tlenowe i beztlenowe.
○Kwasy beztlenowe to wodne roztwory tlenków niemetali, znajdujących się w 16. i 17. grupie układu okresowego, np.: HBr, HF, HCl itp.
○Kwasy tlenowe to związki zawierające w reszcie kwasowej atom pierwiastka kwasotwórczego i od 1 do 6 atomów tlenu. Pierwiastkiem kwasotwórczym jest na ogół niemetal (np. siarka, azot, fosfor), półmetal (np. krzem), jak i metal o dużej wartościowości ( np. Mn(VII) w kwasie HMnO4 czy Cr(VI) w kwasie H2Cr2O7).

KwasNazwa
HCl(aq)Kwas chlorowodorowy
H2S(aq)Kwas siarkowodorowy
HCN(aq)Kwas cyjanowodorowy
HFKwas fluowodorowy
HIKwas jodowodorowy
HBrKwas bromowodorowy
HNO3Kwas azotowy (V)
HNO2Kwas azotowy (III)
HPO3Kwas metafosforowy (V)
H3PO4Kwas ortofosforowy (V)
H2SO4Kwas siarkowy (VI)
H2SO3Kwas siarkowy (IV)
HMnO4Kwas manganowy (VII)
HClOKwas chlorowy (I)
HClO2Kwas chlorowy (III)
HClO3Kwas chlorowy (V)
HClO4Kwas chlorowy (VII)
H2CrO4Kwas chromowy (VI)
H2Cr2O7Kwas dichromowy (VI)
H2SiO3Kwas metakrzemowy
H2SiO4Kwas ortokrzemowy
H3BO3Kwas ortoborowy
H2CO3Kwas węglowy

○Niektóre pierwiastki maja zdolność do tworzenia tzw. polikwasów, zawierających 2 lub więcej atomów pierwiastka kwasotwórczego. Do najważniejszych polikwasów należą kwasy fosforu (V): H4P2O7 – kwas difosforowy(V), H5P3010 – kwas trifosforowy(V). kwasy te maja znaczenie w biochemii.
○Kwasy tlenowe otrzymuje się podczas reakcji odpowiedniego bezwodnika (tlenku kwasowego) z wodą:
N2O5 + H2O → 2 HNO3
○Kwasy beztlenowe otrzymuje się rozpuszczając w wodzie odpowiedni wodorek:
HCl (chlorowodór – gaz) → HCl (aq) kwas chlorowodorowy – ciecz
○Kwasy, których tlenki nie reagują z wodą, np.: SiO2, uzyskuje się zazwyczaj z ich soli. Na taka sól działa się innym mocnym kwasem, w wyniku czego interesujący nas kwas zostaje wyparty z soli:
K2SiO3 + 2 HCl → 2 KCl + H2SiO3↓
wypierany kwas jest słabo rozpuszczalny w wodzie
○Właściwości fizyczne:
Kwasy są przeważnie cieczami. Roztwór wodny kwasu barwi papierek lakmusowy i uniwersalny oraz oranż metylowy na czerwono, fenoloftaleina pod wpływem kwasów nie zmienia swojego zabarwienia. Kwas siarkowy(VI) i kwas ortofosforowy(V) są silnie higroskopijne, a co za tym idzie bardzo żrące.
○Kwas zdysycjowany to taki, który w wodzie uległ rozpadowi na jony H+ i jonu reszty kwasowej
○Kwas mocny to taki, który jest całkowicie, albo prawie całkowicie dysocjowany w wodnym roztworze.
○Kwas słaby ulega dysocjacji w znacznie mniejszym stopniu: tylko niewielki ułamek cząsteczki rozpada się na jony, a reszta pozostaje w roztworze pod postacią cząsteczek niezdysocjowanych
○SOLE
○Solami nazywamy związki chemiczne, których cząsteczki zawierają jeden lub kilka kationów i jeden lub kilka anionów reszty kwasowej.
○Są to substancje stałe, często o wyraźnej budowie krystalicznej. Większość z nich jest dosyć odporna na działanie wysokich temperatur, ale istnieją też sole łatwo rozkładające się w podwyższonej temperaturze – należą do nich przede wszystkim sole amonowe i węglany metali. Rozpuszczalność w wodzie jest bardzo różna: od praktycznie nierozpuszczalnych się, do takich, których roztwory nasycone maja stężenia 70-procentowe.
○W wypadku nazewnictwa wodorosoli w nazwie podaje się liczbę atomów wodoru, jakie pozostały przy reszcie kwasowej, nazwę reszty kwasowej zostawiamy natomiast bez zmian, np.: KHSO4 – wodorosiarczan (VI) potasu.
○Otrzymywanie soli:
•Metal + kwas → sól + wodór
•Tlenek zasadowy lub amfoteryczny + kwas → sól + woda
•Wodorotlenek + kwas → sól + woda
•Tlenek zasadowy lub amfoteryczny + tlenek kwasowy → sól
CuO + SO3 → CuSO4
•Metal + niemetal → sól kwasu beztlenowego
•Wodorotlenek + tlenek kwasowy → sól + woda
•Mocny kwas + sól kwasu słabego →słaby kwas + sól mocnego kwasu
•Mocna zasada + sól słabej zasady →słaba zasada +sól mocnej zasady
•Sól 1 + sól 2 → Sól 3 + sól 4
d.r.w. d.r.w. d.r.w. n.r.w.
○Właściwości chemiczne: w roztworze wodnym sól może reagować z innymi solami i kwasami. Kwas może reagować z solą, jeżeli jest mocniejszy od kwasu, którego reszta jest zawarta w soli oraz kiedy powstaje bardzo trudno rozpuszczalna sól
○Aby w roztworze wodnym zachodziła reakcja sól + sól, co najmniej jeden z powstających produktów musi być słabo rozpuszczalny
○W podwyższonej temp. sole niektórych kwasów tlenowych rozkładają się z wydzieleniem tlenu. Mogą wtedy powstawać nowe sole:
2NaNO3 → 2NaNO2 + O2↑
2 KClO3 → 2KCl + 3 O2
○Wyjątkiem wśród soli są sole amonowe, które zawierają zamiast kationu metalu jednowartościowy kation amonowy NH+4. Sole te pod względem rozpuszczalności są podobne do soli potasowych. Charakterystyczna cechą soli amonowych jest to, ze rozkładają się w podwyższonej temp.