Tlenki

Tlenki są to dwuskładnikowe związki pierwiastków z tlenem, w których występuje on na stopniu utlenienia -II.
Tlenki metali w ogromnej większości przypadków są ciałami stałymi (CaO, Al2O3, PbO),
tlenki niemetali występują najczęściej w stanie gazowym (CO2, SO2, NO),
ale są wśród nich również ciecze (N2O3, SO3) oraz ciała stałe (P4O10, SiO2).

Do najważniejszych metod otrzymywania tlenków należą:

1.      Bezpośrednia synteza, np. 4 P + 5 O2 = P4O10
2.      Spalanie związków chemicznych, np. 4 FeS2 + 11 O2 = 2 Fe2O3 + 8 SO2
3.      Rozkład termiczny wodorotlenków, kwasów tlenowych i ich soli, np.
Cu(OH)2 = CuO + H2O
2 HNO3 = 2 NO2 + 1/2 O2 + H2O
CaCO3 = CaO + CO2
Jak wynika z powyższych przykładów, niektóre reakcje rozkładu przebiegają ze zmianą stopni utlenienia pierwiastków, są to więc reakcje redoks, inne są prostymi reakcjami analizy.
Można dokonać podziału tlenków według różnych kryteriów.

Najistotniejszy, z punktu widzenia ich właściwości chemicznych, jest podział na tlenki: zasadowe, kwasowe, amfoteryczne i obojętne.
Tlenki zasadowe, to tlenki metali, które reagują z kwasami dając sole. Niektóre z tych tlenków (tlenki I i II grupy głównej, z wyjątkiem berylu)
reagują również z wodą dając wodorotlenki, np.
K2O + H2O = 2 KOH
CaO + H2O = Ca(OH)2

W przypadku tlenków zasadowych, nierozpuszczalnych w wodzie, jedynym sprawdzianem ich zasadowości są reakcje z kwasami, np. MnO + 2 HCl = MnCl2 + H2O

Tlenki kwasowe reagują z zasadami dając sole. Większość tlenków kwasowych rozpuszcza się w wodzie tworząc roztwory kwasów tlenowych, np. SO3 + H2O = H2SO4

Nieliczna grupa tlenków kwasowych nie rozpuszcza się w wodzie, a jedynie w roztworach mocnych zasad. Do tej grupy należą: SiO2, MoO3, WO3. Reakcją potwierdzającą kwasowy charakter SiO2 jest np. reakcja:
SiO2 + 2 NaOH = Na2SiO3 + H2O

Tlenki kwasowe, to przede wszystkim tlenki niemetali oraz tlenki metali na najwyższych stopniach utlenienia.
Jeśli pierwiastek tworzy kilka tlenków, to zawsze ze wzrostem stopnia utlenienia tego pierwiastka rosną właściwości kwasowe tlenków. Dobrą ilustracją tej prawidłowości są trzy tlenki chromu, z których CrO ma właściwości zasadowe, Cr2O3 amfoteryczne, a CrO3 kwasowe.

Tlenki amfoteryczne wykazują zarówno charakter kwasowy, jak i zasadowy, tzn. reagują z mocnymi kwasami i zasadami dając sole, w których pierwiastek występuje w kationie lub w anionie. Tlenki te są z reguły źle rozpuszczalne w wodzie. Do tej grupy zaliczane są m.in. BeO, Al2O3, SnO, PbO, ZnO.

ZnO + 2 HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O
ZnO + 2 KOH + H2O = K2 [Zn(OH)4] tetrahydroksocynkan(II) potasu
Al2O3 + 6 HCl = 2 AlCl3 + 3 H2O
Al2O3 + 2 KOH + 3 H2O = 2 K[Al(OH)4] tetrahydroksoglinian potasu  


Tlenki obojętne nie reagują ani z kwasami, ani z zasadami, nie rozpuszczają się również w wodzie.
Najbardziej znanymi są CO i NO.


2. Kwasy i zasady

Według teorii Arrheniusa kwasy to substancje, które dysocjują w roztworze wodnym na jony wodorowe i aniony reszty kwasowej, zasady odszczepiają w tych warunkach kationy metali, lub kationy amonowe i aniony wodorotlenowe.
Znacznie szersza jest teoria kwasów i zasad podana przez Brönsteda, tzw. teoria protonowa. W ramach niniejszego tematu zostaną przypomniane informacje dotyczące kwasów i zasad cząsteczkowych, metod ich otrzymywania oraz czynników decydujących o ich mocy.

Metody otrzymywania kwasów:
1. Bezpośrednia synteza wodoru z niemetalem, np. H2 + Cl2 = 2 HCl
Metoda ta może być stosowana do otrzymywania większości kwasów beztlenowych.

2. Reakcja tlenku kwasowego z wodą, np. SO2 + H2O = H2SO3
W ten sposób można otrzymać wiele kwasów tlenowych, gdyż większość bezwodników kwasowych jest rozpuszczalna w wodzie (wyjątki podane zostały przy omawianiu tlenków).

3. Reakcja soli z kwasem mocniejszym lub mniej lotnym w porównaniu z kwasem, od którego pochodzi sól. Warunki przebiegu takich reakcji, praktycznie nieodwracalnych, zostały omówione w części dotyczącej równowagi chemicznej.

Poniżej podano przykłady takich reakcji: Na2S + 2 HCl = 2 NaCl + H2S(g) (różnica w mocy i lotności kwasów) oraz NaCl(s) + H2SO4(stęż.) = HCl(g) + NaHSO4 (różnica w lotności kwasów)  


Czynniki wpływające na moc kwasów
Moc kwasów tlenowych zależy od elektroujemności pierwiastka centralnego.
Ze wzrostem stopnia utlenienia tego pierwiastka rośnie jego elektroujemność i moc kwasu tlenowego.
Moc kwasów beztlenowych jest uwarunkowana elektroujemnością i wielkością promienia atomu niemetalu, tworzącego kwas.
W okresie decydującym czynnikiem jest elektroujemność w przypadku kwasów beztlenowych tej samej grupy układu okresowego, o ich mocy decyduje wielkość promienia atomu niemetalu. Wraz ze wzrostem promienia maleje energia wiązania w cząsteczce kwasu i rośnie jego moc.

Według teorii Arrheniusa zasady, to substancje, które dysocjują w roztworze wodnym z odszczepieniem jonów wodorotlenowych OH.

Metody otrzymywania zasad

1. Reakcja metalu silnie elektrododatniego z wodą, np. 2 K + H2O = 2 KOH + H2
W temperaturze pokojowej z wodą reagują wszystkie litowce oraz berylowce (bez berylu i magnezu).

2. Reakcja tlenku metalu z wodą, np. Na2O + H2O = 2 NaOH
W ten sposób można otrzymać jedynie wodorotlenki I i II grupy głównej (poza wodorotlenkiem berylu).

3. Reakcja soli z zasadą mocniejszą, lepiej rozpuszczalną lub trudniej lotną w porównaniu z zasadą, od której pochodzi sól, np.  
FeSO4 + 2 NaOH = Fe(OH)2(s) + Na2SO4
(różnica w mocy i rozpuszczalności)
NH4NO3 + KOH = NH3(g) + KNO3 + H2O
(różnica w mocy i lotności)  


Większość wodorotlenków metali jest trudno rozpuszczalna w wodzie.
Dobrze rozpuszczalnymi są jedynie wodorotlenki litowców, znacznie gorzej wapnia, strontu i baru
(ich rozpuszczalność rośnie ze wzrostem liczby atomowej metalu).
Amfoteryczny charakter wodorotlenków.
Niektóre wodorotlenki wykazują charakter amfoteryczny reagując zarówno z mocnymi kwasami, jak i zasadami z utworzeniem soli, np.
Zn(OH)2 + 2 HNO3 = Zn(NO3)2 + 2 H2O
Zn(OH)2 + 2 NaOH = Na2[Zn(OH)4] (tetrahydroksocynkan sodu)