Podstawy Chemii

Podstawy Chemii

Dr inż. Marcin Libera

Wybrane klasy związków

nieorganicznych i metody ich

otrzymywania

Zakres merytoryczny

1. Podstawowe pojęcia i prawa chemii.

2. Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków.

3. Budowa cząsteczek (organicznych i nieorganicznych).

4. Typy wiązań chemicznych.

5. Polarność cząsteczek.

6. Siły międzycząsteczkowe.

7. Wybrane klasy związków nieorganicznych i metody ich otrzymywania.

8. Kwasy, zasady, sole, związki amfoteryczne.

9. Dysocjacja elektrolityczna. Elektrolity silne i słabe. Dysocjacja wody i pH.

10. Hydroliza soli. Roztwory buforowe.

11. Iloczyn rozpuszczalności.

12. Typy reakcji chemicznych.

13. Elementy energetyki, kinetyki i statyki chemicznej.

14. Nazewnictwo związków chemicznych.

15. Zarys chemii organicznej: wybrane klasy związków organicznych, związki o znaczeniu biologicznym, podstawowe przemiany związków organicznych, metody otrzymywania wybranych klas związków organicznych.

16. Zasady pracy ze związkami chemicznymi.

17. Podstawowe operacje w laboratorium chemicznym.

18. Zasady postępowania z odpadami chemicznymi.

Związki nieorganiczne

Chemia nieorganiczna to, wedle współczesnej definicji, chemia

wszystkich związków, w których nie występuje wiązanie węgiel-wodór.

Podział ze względu na charakter chemiczny:

- Tlenki - Wodorki

- Wodorotlenki - Kwasy

- Zasady - Sole

Tlenki

Tlenki to grupa związków o wzorze ogólnym: E_mO_n, gdzie:

O - atom tlenu, E - atom dowolnego pierwiastka z wyjątkiem tlenu, m i n – współczynniki stechiometryczne.

Otrzymywanie:

Bezpośrednia reakcja danego pierwiastka z tlenem, np.:

2Mg + O₂ → 2MgO

Jeżeli dany pierwiastek posiada różne tlenki, to zazwyczaj utlenia się do tlenku o niższej wartościowości. Podczas spalania metali alkalicznych nie otrzymuje się tlenków, lecz nadtlenki, a podczas spalania

w czystym tlenie (poza litem) ponadtlenki. Podczas spalania cięższych metali alkalicznych w ozonie można otrzymać ozonki.

Tlenki

Otrzymywanie cd.:

Przez rozkład termiczny soli lub wodorotlenku:

CaCO₃ → CaO + CO₂ Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

Przez utlenianie metali w reakcji aluminotermii:

3Fe₃O₄ + 8Al → 4Al₂O₃ + 9Fe

Przez utlenianie niższych tlenków:

2CO + O₂ → 2CO₂

Tlenki

Otrzymywanie cd.:

Przez redukcję wyższych tlenków:

MnO₂ + H₂ → MnO + H₂O

Przez redukcję lub rozpad nadtlenków i ponadtlenków:

Na₂O₂ + 2Na → 2Na₂O 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂

Przez rozkład niektórych tlenków:

4MnO₂ → 2Mn₂O₃ + O₂

Tlenki

Otrzymywanie cd.:

Przez dysproporcjonowanie tlenków:

N₂O₃ → NO + NO₂

Przez rozkład nietrwałych kwasów tlenowych:

H₂CO₃ → CO₂↑ + H₂O

Przez reakcję kwasu utleniającego z reduktorem:

3C + 4HNO₃ → 3CO₂ + 4NO + 2H₂O

Tlenki

Termit

Fe

O

+ 2Al → Al

O

+ 2Fe ΔH = −848 kJ/mol

3Fe

O

+ 8Al → 4Al

O

+ 9Fe ΔH = −3393 kJ/mol

Tlenki

Właściwości fizyczne:

Tlenki metali to zwykle trudno topliwe ciała stałe, o dużej gęstości i wysokich temperaturach topnienia. Większość tlenków metali ma podobny, biały bądź szary kolor bez połysku, jednak znanych jest też wiele tlenków barwnych, np. czarny tlenek żelaza(II), czerwono-

brązowy tlenek żelaza(III) (rdza), jaskrawoczerwony lub żółty tlenek rtęci(II).

Tlenki niemetali to przede wszystkim gazy, rzadziej ciecze (np. woda) lub ciała stałe (SiO₂, P₂O₅).

Tlenki

Patyna

[Cu(OH)]

CO

[Cu(OH)]

SO

Malachit Azuryt

Cu

(CO

)

(OH)

Cu

CO

(OH)

Tlenki

Właściwości chemiczne:

Tlen w tlenkach zawsze występuje na minus drugim stopniu utleniania (−II).

Tlenki mają bardzo różne własności chemiczne w zależności od

elektroujemności i stopnia utlenienia pierwiastka, z którym tlen tworzy wiązanie.

Tlenki

Właściwości chemiczne:

• mają właściwości redukująco-utleniające:

- utleniacze: tlenki łatwo oddające tlen, np. tlenek rtęci(II) - reduktory: tlenki łatwo utleniające się, np. tlenek węgla(II)

• są reaktywne chemicznie:

- tlenki reaktywne, np. tlenki metali I grupy układu okresowego, tlenki azotowców i fluorowców

- tlenki mało aktywne chemicznie, np. dwutlenek krzemu

• wykazują właściwości kwasowo-zasadowe - tlenki zasadowe

- tlenki kwasowe

- tlenki amfoteryczne - tlenki obojętne

Tlenki

Tlenki

ZASADOWE (tlenki większości metali) - reagują wyłącznie z kwasami, np.:

MgO + 2HCl → MgCl₂ + H₂O

Ponadto, tlenki litowców i berylowców reagują z wodą tworząc odpowiednią zasadę, np.:

K₂O + H₂O → 2KOH

KWASOWE (większość tlenków niemetali) - reagują wyłącznie z zasadami, np.:

SO₂ + 2NaOH → Na₂SO₃ + H₂O

Zazwyczaj reagują one z wodą, tworząc odpowiednie kwasy, np.:

P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄

Z tlenkami zasadowymi tworzą sole, np.:

CaO + CO₂ → CaCO₃

Tlenki

AMFOTERYCZNE (niektóre tlenki metali) - reagują zarówno z kwasami jak i z zasadami, np.:

ZnO + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂O ZnO + 2KOH → K₂ZnO₂ + H₂O Zazwyczaj nie reagują z wodą.

OBOJĘTNE - nie reagują ani z kwasami, ani z zasadami, ani z wodą. Do tej grupy należy np. tlenek węgla (CO) i tlenek azotu (NO).

Tlenki

Nazewnictwo:

Nazwę tlenku tworzy się przez podanie wartościowości lub stopnia utlenienia pierwiastka w nawiasie, na końcu nazwy. Przez dodanie przedrostków liczebnikowych (di-2, tri-3, tetra-4, penta-5, heksa-6, hepta-7, okta-8), które odpowiadają wartościowościom indeksów stechiometrycznych (ditlenek, tritlenek itd.).

K₂O – tlenek dipotasu lub tlenek potasu, CaO – tlenek wapnia

Al₂O₃ – tritlenek diglinu lub tlenek glinu(III), CO – tlenek węgla lub tlenek węgla(II),

CO₂ – ditlenek węgla (zwyczajowo dwutlenek węgla) lub tlenek węgla(IV),

MnO₂ – ditlenek manganu lub tlenek manganu(IV)

Tlenki

Nazewnictwo:

Wyjątkiem są związki fluoru z tlenem, które są fluorkami (a nie tlenkami) ze względu na wyższą elektroujemność fluoru w

stosunku do tlenu.

Stąd związek OF₂ to difluorek tlenu.

Tlenki

Zastosowanie:

H₂O - tlenek wodoru (woda)

CO - tlenek węgla (czad) - silnie trujący gaz powstający podczas spalania węgla przy małym dostępie tlenu

CO₂ - dwutlenek węgla - stosowany przy produkcji napojów gazowanych MgO - tlenek magnezu (magnezja palona) - stosowany do wyrobu

cementu, naczyń żaroodpornych i w medycynie przeciw nadkwasocie P₂O₅ - pięciotlenek fosforu - bezwodnik kwasu ortofosforowego

SiO₂ - dwutlenek krzemu (krzemionka) - prawie jedyny składnik morskiego piasku

ZnO - tlenek cynku (biel cynkowa) - stosowany w malarstwie i jako składnik maści przyspieszających gojenie

V₂O₅ - pięciotlenek wanadu - stosowany jako katalizator przy produkcji kwasu siarkowego

Tlenki

SO₂ - dwutlenek siarki - bezwodnik kwasu siarkawego, jeden z gazów zanieczyszczających atmosferę, używany także przy produkcji win.

SO₃ - trójtlenek siarki - bezwodnik kwasu siarkowego

CaO - tlenek wapnia (wapno palone) - stosowany w budownictwie do produkcji zaprawy murarskiej

MnO₂ - dwutlenek manganu (brausztyn) - stosowany do produkcji baterii

Fe₂O₃ - trójtlenek żelaza (hematyt) - stosowany do produkcji taśm magnetofonowych i farb

OsO₄ - czterotlenek osmu - stosowany przy pobieraniu odcisków palców Pb₃O₄ (minia) - stosowany do produkcji farb antykorozyjnych

Tlenki

CO

CH

+ 2O

→ CO

+ 2H

O 31 etapów pośrednich Karboksyhemoglobina (HbCO)

250-300 razy trwalsze niż z tlenem, szybkość reakcji 200 razy większa

osłabienie pamięci

upośledzenie psychiczne utrata łaknienia

utrata czucia w palcach

senność w dzień i bezsenność w nocy

zaburzenia krążenia, zmiany w morfologii krwi

objawy parkinsonizmu: drżenia mięśni, maskowaty wyraz twarzy

„chód pingwini” – ostrożne poruszanie się z szeroko rozstawionymi nogami szaroziemiste zabarwienie skóry.

Tlenki

stężenie objętościowe CO w powietrzu objawy zatrucia

0,01–0,02% (100–200 ppm) lekki ból głowy przy ekspozycji przez 2–3 godziny 0,04% (400 ppm) silny ból głowy zaczynający się ok. 1 godzinę po

wdychaniu tego stężenia;

0,08% (800 ppm)

zawroty głowy, wymioty i konwulsje po 45

minutach wdychania; po dwóch godzinach trwała śpiączka;

0,16% (1600 ppm) silny ból głowy, wymioty, konwulsje po 20 minutach; zgon po dwóch godzinach

0,32% (3200 ppm) intensywny ból głowy i wymioty po 5–10 minutach; zgon po 30 minutach;

0,64% (6400 ppm) ból głowy i wymioty po 1–2 minutach; zgon w niecałe 20 minut;

1,28% (12800 ppm) utrata przytomności po 2–3 wdechach; śmierć po 3 minutach.

CO

Tlenki

CO

% karboksyhemoglobiny we krwi objawy zatrucia

<4 brak objawów

4–8 niższa koncentracja, popełnianie drobnych błędów w testach 8–10 popełnianie ważnych błędów w testach

10–20 uczucie ucisku i lekki ból głowy, rozszerzenie naczyń skórnych 20–30 ból głowy, tętnienie w skroniach

30–40 silny ból głowy, osłabienie, oszołomienie, nudności, możliwość zapaści

40–50 silny ból głowy, osłabienie, oszołomienie, nudności, zaburzenia czynności serca, przyspieszenie tętna, zapaść 50–60 zaburzenia czynności serca, przyspieszenie tętna, śpiączka

przerywana drgawkami

60–70 śpiączka przerywana drgawkami, upośledzenie czynności serca i oddychania, możliwość śmierci

70–80 tętno nikłe, oddychanie zwolnione aż do porażenia, zgon

Tlenki

Woda – H

O

Tlenki

trzy stany skupienia: stały, ciekły, gazowy trzy izotopy: H₂O, D₂O, T₂O

temperatura topnienia pod ciśnieniem 1 atm: 0 °C = 273,152519 K temperatura wrzenia pod ciśnieniem 1 atm: 99,97 °C = 373,12 K punkt potrójny: 0,01 °C = 273,16 K, 611,657 Pa

gęstość w temperaturze 3,98 °C: 1 kg/l (gęstość maksymalna)[a]

temperatura krytyczna: 647,096 K (ok. 374 °C) ciśnienie krytyczne: 22,064 MPa

ciepło właściwe: 4187 J/(kg·K) = 1 kcal/(kg·K) ciepło parowania: 2257 kJ/kg

ciepło topnienia: 333,7 kJ/kg

Woda – H

O

Tlenki

masa cząsteczkowa: 18,01524 Da lepkość: 0,89 mPa*s (25 °C)

względna przenikalność elektryczna w stałym

polu elektrycznym: 87,9 (0 °C), 78,4 (25 °C), 55,6 (100 °C) napięcie powierzchniowe: 72,4·10-3 N/m (18 °C)

barwa: lekko jasnoniebieska (w małych objętościach wydaje się bezbarwna)

rozszerzalność termiczna: 0,00021/°C zapach: bezwonna, odczyn: 7,0

konduktywność, σ, lub rezystywność, ρ: dla dobrej jakości wody destylowanej lub demineralizowanej ρ > 18 MΩm

Lód

Woda ciekła

Para wodna

Tlenki

Woda jako rozpuszczalnik

Nadtlenki

Związki pierwiastków z grup 1, 2 i 12 z grupą dwu atomów tlenu bezpośrednio związanych ze sobą, wzór ogólny nadtlenków:

E_nO_2,

gdzie E – pierwiastek z grupy 1,2 lub 12, O – tlen, n – współczynnik stechiometryczny.

Tlen w nadtlenkach występuje na -I stopniu utlenienia.

Nadtlenki posiadają w wiązaniu mostek tlenowy (między atomami tlenu), który jest nietrwały, dzięki czemu nadtlenki mają silne

właściwości utleniające i po rozerwaniu wiązania tlenowego generują wolne rodniki.

Nadtlenki

Otrzymywanie:

Samoutlenianie, metody elektrolityczne, reakcja tlenku z metalem (zazwyczaj wysokie temperatury lub ciśnienie), np.:

KO₂ + K → K₂O₂ Reakcje:

Rozkład nadtlenków pod wpływem ciepła prowadzi do powstania tlenu atomowego lub rodników nadtlenkowych, np.:

2Na₂O₂ → 2Na₂O + O₂

Nadtlenki jonowe pod wpływem kwasu generują nadtlenek wodoru, np.:

K₂O₂ + 2HCl → H₂O₂ + 2KCl

Nadtlenki

Zastosowanie:

Nadtlenek baru BaO₂ znajduje zastosowanie w pirotechnice, wcześniej był wykorzystywany również do produkcji nadtlenku wodoru:

BaO₂ + H₂SO₄ → BaSO₄ + H₂O₂

Nadtlenek sodu jest stosowany jako regenerator tlenu (absorber

dwutlenku węgla) np. w okrętach podwodnych i na stacjach orbitalnych, w wyniku reakcji: 2Na₂O₂ + 2CO₂ → 2Na₂CO₃ + O₂

Nadtlenek benzoilu stosowany jest m.in. jako inicjator polimeryzacji np. metakrylanu metylu

Nadtlenki

Nadtlenek wodoru - otrzymany został po raz pierwszy przez Louisa Thénarda w 1818 roku w reakcji nadtlenku baru z kwasem azotowym:

BaO₂ + H₂SO₄ → BaSO₄ + H₂O₂

Budowa cząsteczki nadtlenku wodoru

w stanie stałym w stanie gazowym

Nadtlenki

Obecnie otrzymuje się go najczęściej tzw. metodą antrachinonową przez utlenianie 2-etylo-9,10-antracenodiolu gazowym tlenem

przepuszczanym przez roztwór tego związku w mieszaninie

odpowiednio dobranych rozpuszczalników. Nadtlenek oddziela się poprzez ekstrakcję z wodą, zaś pozostały w roztworze 2-

etyloantrachinon poddaje się regeneracji poprzez redukcję gazowym wodorem do 2-etylo-9,10-antracenodiolu, katalizowaną palladem osadzonym na odpowiednim nośniku.

Nadtlenki

Inną, rzadziej stosowaną metodą, jest utlenianie izopropanolu:

(CH₃)₂CHOH + O₂ → (CH₃)₂C=O + H₂O₂

Reakcja ma przebieg wolnorodnikowy i nie wymaga dodatkowych

katalizatorów, gdyż jest katalizowana przez H₂O₂ (do substratu dodaje się niewielką jego ilość aby przyspieszyć fazę początkową). Jej drugim produktem przemysłowym jest aceton. Takiej samej reakcji ulegają inne alkohole, jednak w przypadku alkoholi pierwszorzędowych powstające aldehydy ulegają utlenianiu przez H₂O₂ do kwasów karboksylowych, co wyklucza ich wykorzystanie w tym procesie.

Nadtlenki

Nadtlenek wodoru w temperaturze pokojowej jest syropowatą, bezbarwną (stężony staje się bladoniebieski) cieczą o temperaturze topnienia −0,44 °C i temperaturze wrzenia około 150 °C. Ma silne właściwości utleniające, wynikające z powstawania w czasie jego rozkładu tlenu atomowego.

Czysty nadtlenek wodoru jest nietrwały – ulega egzotermicznemu rozkładowi (często wybuchowemu), na wodę i tlen, pod wpływem

ciepła, światła nadfioletowego oraz kontaktu z niektórymi metalami (na przykład manganem) i tlenkami metali.

Nadtlenki

Ze względu na to, że łatwo reaguje on z wieloma metalami, a także ulega rozkładowi w kontakcie ze szkłem, należy go przechowywać w ciśnieniowych butelkach z grubościennego polietylenu lub aluminium i nie wystawiać na działanie światła dziennego oraz źródeł ciepła.

Nadtlenki

Wobec reduktorów nadtlenek wodoru zachowuje się jak utleniacz, np.:

2NH₂OH + 6H₂O₂ → 2HNO₃ + 8H₂O

Wobec utleniaczy wykazuje właściwości redukujące, między innymi w reakcji z nadmanganianem potasu w środowisku kwaśnym, np.:

2KMnO₄ + 5H₂O₂ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5O₂ + K₂SO₄ + 8H₂O lub z solami srebra(I) w środowisku zasadowym:

2AgNO₃ + H₂O₂ + 2KOH → 2Ag + O₂ + 2H₂O + 2KNO₃

Nadtlenki

Nadtlenek wodoru to substancja żrąca wobec żywych tkanek. Przy kontakcie ze skórą pojawiają się białe martwicze plamy.

Czysty nadtlenek wodoru jest niedostępny handlowo, gdyż prawo większości krajów Europy oraz Stanów Zjednoczonych zabrania jego sprzedaży ze względów bezpieczeństwa. W handlu dostępne są

maksymalnie 70% roztwory tego związku.

Najczęstszą postacią handlową jest tak zwany perhydrol, czyli jego 30%

roztwór wodny, oraz roztwór 3%, nazywany wodą utlenioną.

Ponadtlenki

Związki chemiczne o charakterze soli, zawierające jednowartościowy anion ponadtlenkowy O⁻₂. Są to substancje krystaliczne o barwie od żółtej do pomarańczowej.

Ponadtlenki w stanie wolnym znane są tylko dla litowców (np.

ponadtlenek potasu KO₂).

Ponadtlenki

Powstają podczas spalania odpowiednich metali na powietrzu lub w atmosferze tlenu, np.:

K + O₂ → KO₂

Długość wiązania O−O w ponadtlenkach jest podobna do długości wiązań O−O w ozonie i wynosi 1,28 Å (dla KO₂), co stanowi wartość pośrednią między wiązaniem podwójnym w tlenie (O=O, 1,21 Å), a wiązaniem pojedynczym w nadtlenkach ([O−O]²⁻, 1,49 Å).

Między atomami tlenu występuje wiązanie trójelektronowe o rzędzie 1,5.

Ponadtlenki

Ponadtlenki litowców gwałtownie reagują z wodą z wydzieleniem wolnego tlenu, zapalają siarkę i większość substancji organicznych.

Poza ponadtlenkami litowców znane są ponadtlenki berylowców oraz cynku i kadmu, które jednak występują tylko w małych stężeniach jako roztwory stałe w nadtlenkach.

Reakcję ponadtlenków z dwutlenkiem węgla wykorzystuje się do jego usuwania w układach zamkniętych i regeneracji tlenu, np. w okrętach podwodnych, np.:

4KO₂ (s) + 2CO₂ (g) → 2K₂CO₃(s) + 3O₂ (g)

Ponadtlenki

Ponadtlenek potasu to żółtopomarańczowe ciało stałe, gwałtownie reagujące z wodą. Używany jest w przemyśle chemicznym jako bardzo dobry utleniacz, jako środek suszący oraz jako źródło tlenu w aparatach oddechowych i do pochłaniania dwutlenku węgla według reakcji:

2KO₂ + 2H₂O → 2KOH + H₂O₂ + O₂ 2KOH + CO₂ → K₂CO₃ + H₂O

K₂CO₃ + CO₂ + H₂O → 2KHCO₃

Związek ten otrzymuje się poprzez spalanie potasu w czystym tlenie.

K + O₂ → KO₂

Komórka elementarna kryształu KO₂. Kule czerwone – tlen; kule fioletowe – potas

Ozonki

Niestabilne, reaktywne związki chemiczne powstające pod wpływem ozonu, istnieją ozonki nieorganiczne i organiczne.

Mają właściwości utleniające i wybuchowe, rozkładają się w obecności wody.

Nieorganiczne ozonki są syntezowane podczas spalania sodu lub

cięższych metali alkalicznych w atmosferze ozonu. Związki te są bardzo czułe na zewnętrzne bodźce, rozkładają się w sposób wybuchowy. Mogą być przechowywane w niskich temperaturach w atmosferze gazu

obojętnego.

Ozonki

Ozonek potasu (tritlenek potasu/ trójtlenek potasu) jest czerwonym ciałem stałym, niestabilnym, posiadającym właściwości utleniające i wybuchowe.

Ozonek potasu powstaje w procesie ozonowania suchego wodorotlenku potasu, ponadtlenku potasu lub potasu w roztworze ciekłego amoniaku w niskiej temperaturze:

2KOH + 5O₃ → 2KO₃ + 5O₂ + H₂O KO₂ + O₃ → KO₃ + O₂

K + O₃ → KO₃

Reakcje te nie zachodzą w roztworze wodnym, gdyż ozonek potasu w kontakcie z wodą gwałtownie rozkłada się.

Podtlenki

Tlenki pierwiastków chemicznych, w których stopień utlenienia

pierwiastka, wyliczony na podstawie wzoru sumarycznego, jest niższy niż jego najniższy możliwy stopień utlenienia wyższy od 0.

Tak niski stopień utlenienia wynika z występowania w jednym związku atomów jednego pierwiastka na różnych stopniach utlenienia, np. w teoretycznym podtleneku pierwiastka X o wzorze sumarycznym X₂O pierwiastek X przyjmuje dwa stopnie utlenienia 0 i II. Jednak ze wzoru sumarycznego będzie wynikało, że pierwiastek przyjął stopień

utlenienia I.

Przykładami podtlenków są między innymi: podtlenek azotu (N₂O), podtlenek węgla (C₃O₂), podtlenek cezu (Cs₁₁O₃)

Podtlenki

Podtlenek azotu to podtlenek, w którym azot jest na formalnym stopniu utlenienia I. W rzeczywistości atomy azotu są nierównocenne i związek ten można uznawać za azotek i tlenek azotu(V).

Podtlenek azotu stosuje się do znieczulania anestezjologicznego (tzw.

gaz rozweselający).

Należy on do głównych gazów cieplarnianych.

W temperaturze pokojowej jest to bezbarwny, niepalny gaz o słabej woni i słodkawym smaku. Temperatura topnienia wynosi −91 °C, temperatura wrzenia −88 °C.

Podtlenki

Podtlenek azotu można otrzymać przez termiczny rozkład azotanu amonu w temperaturze 170 °C.

Gaz o wysokiej czystości do celów laboratoryjnych otrzymuje się poprzez wkraplanie kwasu azotowego do roztworu mocznika w

stężonym kwasie siarkowym, a następnie przepuszczanie przez płuczkę z roztworem wodorotlenku sodu.

NH₄NO₃ → N₂O + H₂O

Podtlenki

Gaz ten został odkryty przez Josepha Priestleya w 1772 roku. W latach 90. XVIII wieku Humphry Davy przeprowadzał na sobie i swoich

przyjaciołach eksperyment sprawdzający działanie gazu na organizm człowieka. Okazało się, że gaz uśmierza ból, a osoba poddana jego działaniu pozostaje częściowo świadoma. Właściwość ta została wkrótce wykorzystana głównie w zabiegach dentystycznych oraz w znieczuleniu w czasie porodu. Po raz pierwszy własności anestetyczne podtlenku azotu wykorzystał amerykański dentysta Horace Wells.

Podtlenki

Podtlenek azotu jest powszechnie wykorzystywany jako jeden ze składników znieczulenia ogólnego złożonego, a także (głównie na

Zachodzie) do znieczulenia w stomatologii. W mieszaninie z tlenem w stężeniu do 70% jest nośnikiem innych ogólnych środków

anestetycznych.

Sedacja wziewna N₂O jest wskazana u osób, które odczuwają paniczny strach przed zabiegami stomatologicznymi. Sedacja pozwala na

ograniczenie dyskomfortu, np. w czasie pobierania wycisków.

Podtlenki

Podtlenek azotu bardzo szybko i dobrze wchłania się z płuc do tkanek organizmu. Wykazuje niską rozpuszczalność we krwi oraz minimalny stopień metabolizowania (poniżej 0,004%), po zaprzestaniu podawania jest szybko usuwany przez płuca w postaci niezmienionej.

Ma silne działanie nasenne.

Podtlenek azotu jest dopuszczony do użytku jako dodatek do żywności.

Jest doskonale rozpuszczalny w tłuszczach, co wykorzystano w

przemyśle spożywczym do tworzenia piany, szczególnie z bitej śmietany w sprayu. Wypełnia się nim również opakowania zawierające łatwo

psujące się produkty (np. chrupki ziemniaczane).

Podtlenki

Na liście dodatków spożywczych legalnie dopuszczonych w Unii Europejskiej, tak zwanej liście E, posiada nr E942.

Podtlenek azotu jest też stosowany w tuningu samochodowym. Jest on wtryskiwany do układu dolotowego lub bezpośrednio do cylindrów, co umożliwia gwałtowne zwiększenie ilości spalanej mieszanki i powoduje chwilowy wzrost mocy silnika. Efekt jest natychmiastowy, jednak użycie może być tylko krótkotrwałe, ze względu na wytrzymałość silników.

Podtlenek azotu jest też stosowany jako utleniacz w paliwie do silników rakietowych – został użyty na przykład w pierwszym komercyjnym

statku kosmicznym SpaceShipOne.

Wodorki

Wodorki to grupa związków wodoru z innymi pierwiastkami, o wzorze ogólnym:

H_nP lub PH_n,

gdzie: H - atom wodoru, P - atom dowolnego pierwiastka z wyjątkiem wodoru.

Większość wodorków otrzymuje się przez bezpośrednią syntezę pierwiastka z wodorem (wyjątek stanowi fluor, który samorzutnie reaguje z wodorem tworząc HF), np.:

Ca + H₂ → CaH₂

Termiczny rozkład chloru amonu:

NH₄Cl → NH₃ + HCl

Wodorki

Wodorki metali to ciała stałe, a wodorki niemetali - zazwyczaj gazy.

Wodorki metali reagują z wodą z wydzieleniem wodoru. Powstaje przy tym odpowiedni wodorotlenek, np.:

NaH + H₂O → NaOH + H₂

Wodorki tlenowców i fluorowców, rozpuszczając się w wodzie, tworzą kwasy beztlenowe, np. wodny roztwór HF to kwas fluorowodorowy, HCl - to kwas solny.

Natomiast amoniak rozpuszczony w wodzie daje zasadę - wodorotlenek amonu:

NH₃ + H₂O → NH₄⁺OH^-

Wodorki

Nazewnictwo:

Nazwy wodorków, których pierwiastki należą do grup od 1. do 15.

tworzy się analogicznie do nazw tlenków, tj. dodając końcówkę „–ek”

oraz nazwę pierwiastka, np. CaH₂ – wodorek wapnia.

W przypadku wodorków, których pierwiastki należą do grup 16. i 17.

Nazwa powstaje poprzez połączenie nazwy pierwiastka z wyrazem wodór literą „o”, np. H₂S – siarkowodór.

Istnieje kilka wodorków, które posiadają swoje nazwy zwyczajowe i tylko tych się powszechnie używa, są to np. związki węgla z wodorem takie jak CH₄ – metan, NH₃ – amoniak.

Wodorki

Wodorki o charakterze zasadowym - są to związki wodoru z metalami z grup I i II (czyli litowce i berylowce), bez berylu (Be) i magnezu (Mg).

Występuje jako anion H^- w sieci krystalicznej na przemian z kationami metali. Gwałtownie reagują z wodą, co można zapisać równaniem:

NaH + H₂O → NaOH + H₂

CaH₂ + 2H₂O → Ca(OH)₂ + 2H₂

Wodorki o charakterze obojętnym - nie reagują z wodą. Należą do nich między innymi: CH₄ i SiH₄.

Wodorki o charakterze kwasowym - po rozpuszczeniu w wodzie tworzą kwasy

HBr → HBr _(aq) HF → HF_(aq)

Wodorki

Wodorki amfoteryczne - woda ulega procesowi autodysocjacji. Dwie cząsteczki wody tworzą jon hydroksylowy oraz jon wodorotlenkowy.

H₂O + H₂O → H₃O⁺ + OH^-

Wodorki metaliczne - z reguły czarne, przewodzące proszki.

Podczas ogrzewania uwalniają wodór.

Wodorki kowalencyjne - W większości lotne o niskiej temperaturze topnienia. Głównie są to gazy (np. NH₃, HCl, CH₄)

Wiele spośród wodorków niemetali jest kwasami Bronsteda.

Wodorki

Wodorki typu soli, czyli związki tworzące sieci jonowe, powstają w wyniku reakcji wodoru z litowcami i berylowcami (oprócz berylu i magnezu) w podwyższonej temperaturze.

Wodorki typu soli są w stanie tworzyć jedynie pierwiastki o bardzo małej elektroujemności, czyli takie, które mogą oddawać elektrony atomowi wodoru. Są to zazwyczaj substancje stałe tworzące sieci

jonowe, mające wysokie temperatury topnienia. Wodorki jonowe mają większą gęstość niż odpowiadające im metale. Są zawsze związkami

stechiometrycznymi o dużym cieple tworzenia. W stanie stopionym przewodzą prąd elektryczny; w wyniku ich elektrolizy na anodzie wydziela się wodór, co jest dowodem na posiadanie jonu

wodorkowego H^-. W reakcji z wodą wydziela się wodór, np.:

NaH + H₂O → NaOH + H₂

Wodorki

Wodorki kowalencyjne, czyli produkty reakcji syntezy wodoru z

niemetalami, wodorki kowalencyjne mogą mieć różny charakter, np.

CH₄, SiH₄, NH₃, PH₃, H₂O, H₂S, HF, HCl

Wodorki kowalencyjne tworzone są przez pierwiastki o dużej

elektroujemności, co ułatwia powstawanie wiązania kowalencyjnego.

Wodorki kowalencyjne mają cząsteczkową sieć krystaliczną zbudowaną z indywidualnych, nasyconych cząsteczek kowalencyjnych połączonych ze sobą tylko słabymi oddziaływaniami van der Waalsa (w niektórych przypadkach wiązaniami wodorowymi). Wodorki te charakteryzują się małą twardością, niskimi temperaturami topnienia i wrzenia

oraz tym, że nie przewodzą prądu elektrycznego.

Wodorki

Wodorki międzywęzłowe, czyli ciała stałe składające się z sieci

krystalicznej z wbudowanymi w przestrzenie międzywęzłowe atomami wodoru. Połączenia te są niestechiometryczne, np. PdHx

Wodorkami metalicznymi nazywa się tą grupę wodorków, którą tworzą tzw. metale przejściowe(pierwiastki bloku d) reagujące z wodorem.

Wodorki te mają mniejszą gęstość niż odpowiednie metale. W

większości przypadków właściwości tych wodorków są zbliżone do właściwości metali macierzystych.

Wodorki

Wodorek wapnia (CaH₂) to mocny reduktor, redukuje tlenki metali do metali, a siarczany do siarczków.

Wodorek wapnia jest otrzymywany poprzez działanie gazowego wodoru na strużki metalicznego wapnia w temperaturze 500–700 °C:

Ca + H₂ → CaH₂

Pod wpływem wody lub etanolu rozkłada się z wydzielaniem wodoru.

CaH₂ + 2H₂O → Ca(OH)₂ + 2H₂↑

Reakcja ta przebiega spokojnie, ponieważ wydzielane ciepło nie jest w stanie zapalić powstającego wodoru.

Wodorki

Wodorek wapnia jest stosowany do otrzymywania czystych metali z ich tlenków, w ten sposób otrzymuje się np. tytan, cyrkon, niob i tal.

Znalazł zastosowanie w usuwaniu śladów wilgoci z cieczy organicznych np. eterów lub oleju transformatorowego.

Używany jako źródło wodoru do napełniania balonów.