Title: Tlenki, wodorotlenki, kwasy i sole w naukach o Ziemi i środowisku
Course: Elementy chemii nieorganicznej dla geologów > Section: Po co Geologowi wiedza o podstawowych grupach nieorganicznych związków chemicznych?

Podstawowe grupy związków nieorganicznych

Związki nieorganiczne, dawniej określane mineralnymi, to przede wszystkim związki niezawierające węgla. Przy czym należy w tej grupie uwzględnić tlenki węgla (np. CO, CO_2), węglany (np. CaCO_3), węgliki (np. CaC_2, Al_4C_3), cyjanki (np. KCN) i inne sole.

Ogólny podział związków nieorganicznych zakłada, iż w grupie tej wyróżniamy tlenki, wodorki, wodorotlenki, kwasy, sole i pozostałe substancje, dla których nie można utworzyć oddzielnej klasy ze względu na brak cech wspólnych.

*pozostałe: halogenki azotowców i siarkowców , wiązki międzyfluorowcowe, inne związki niemetali z niemetalami.

Grafika: oprac. Sylwia Zelek-Pogudz, licencja CC BY-SA 4.0
[na podst. Krzysztof M. Pazdro, Anna Rola-Noworyta, Chemia. Repetytorium dla przyszłych maturzystów i studentów. Warszawa : Oficyna Edukacyjna Krzysztof Pazdro, 2014]

Tlenki

Związki pierwiastków (metali i niemetali) z tlenem, gdzie tlen występuje na –II stopniu utlenienia

E_nO_m

E – symbol danego pierwiastka, m – wartościowość pierwiastka E.

Podział

Grafika: oprac. Sylwia Zelek-Pogudz, licencja CC BY-SA 4.0
[na podst. Krzysztof M. Pazdro. Anna Rola-Noworyta, Chemia. Repetytorium dla przyszłych maturzystów i studentów. Warszawa: Oficyna Edukacyjna Krzysztof Pazdro, 2014.].

Nazwy

Nazwy tlenków można tworzyć systemem przedrostków, i w tym przypadku zaleca się stosowanie przedrostków o charakterze internacjonalnym (mono, di, tri) lub systemem Stocka. W systemie Stocka nazwę tlenku tworzy się, dodając do słowa tlenek nazwę pierwiastka, np. tlenek sodu. A jeżeli dany pierwiastek tworzy kilka tlenków, w którym przyjmuje różne stopnie utlenienia, to obok nazwy pierwiastka w nawiasie okrągłym zapisujemy jego stopień utlenienia.

Tlenki proste

Tlenki mieszane

Fe_3O_4 – tlenek żelaza(II, III)  → magnetyt

Pb_2O_3 – tlenek ołowiu(II, IV)

Pb_3O_4 – tlenek ołowiu(II, IV)

Reakcje prowadzące do otrzymania tlenków

- Bezpośrednia synteza z pierwiastków

S + O_2→ SO_2

Reakcja spalania siarki w tlenie

Źródło: Oficyna Pazdro, Reakcja spalania siarki w tlenie: Doświadczenie 4.3. ZP i 3.1. ZR, 02.10.2020
[dostęp: 20.12.2022]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=51p45KXoBAU.

  2 Mg + O_2 → 2 MgO

      C + O_2 → CO_2

Reakcja magnezu z tlenem oraz reakcja węgla z tlenem

Źródło: Oficyna Pazdro, Reakcja magnezu z tlenem oraz reakcja węgla z tlenem: Doświadczenie 6.4, 10.11.2017
[dostęp: 22.12.2022]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=GK8ujc_LRB0.

2 S + 3 O_2 → 2 SO_3 (w obecności katalizatora np. Pt)

2 Fe + O_2 → 2 FeO

4 Fe + 3 O_2 → 2 Fe_2O_3

3 Fe + 2 O_2 → Fe_3O_4

Spalanie żelaza w tlenie

Źródło: Oficyna Pazdro, Spalanie żelaza w tlenie: Doświadczenie 5.7, 02.10.2020 [dostęp: 22.12.2022].
Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=AS75i8uQZyM.

- Utlenianie lub redukcja innych tlenków

2 SO_2 + O_2 → 2 SO_3          CO_2 + C → 2 CO

- Rozkład termiczny

CaCO_3→ CaO + CO_2

Rozkład termiczny węglanu wapnia

Źródło: Oficyna Pazdro, Rozkład termiczny węglanu wapnia: Doświadczenie 8.12, 26.03.2020 [dostęp: 22.12.2022].
Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=vsV22yAm_og.

- Rozkład wyższych tlenków

2 N_2O_5 → 4 NO_2 + O_2

- Rozkład soli

MgSO_3→ MgO + SO_2

- Rozkład wodorotlenków

Fe(OH)_2 → FeO + H_2O

Budowa i właściwości fizyczne

Tlenki metali mają budowę jonową, są ciałami stałymi o znacznej gęstości, często są barwne, w wodzie praktycznie nierozpuszczalne, ale mogą z wodą reagować (tlenki litowców roztwarzają się w wodzie).

Tlenki niemetali to substancje o wiązaniach kowalencyjnych, występujące w różnych stanach skupienia (ciała stałe, np. P_4O_10, ciecze np. H_2O, lub gazy CO i CO_2) w warunkach normalnych.

Właściwości chemiczne

- Tlenki metali I i II grupy układu okresowego reagują z wodą tworząc wodorotlenki – TLENKI ZASADOTWÓRCZE

Na_2O+ H_2O → 2 NaOH          MgO + H_2O → Mg(OH)_2

- Prawie wszystkie tlenki niemetali reagują z wodą tworząc kwasy – TLENKI KWASOTWÓRCZE (bezwodniki kwasowe)

N_2O_5+ H_2O → 2 HNO_3          SO_3 + H_2O → H_2SO_4          CO_2 + H_2O → H_2CO_3 *

* ponieważ kwas węglowy jest kwasem nietrwałym za bardziej poprawny uważa się zapis wzoru w postaci H_2O · CO_2

- Nietrwałe tlenki pod wpływem ogrzewania rozkładają się do pierwiastków lub niższych tlenków

2 HgO → 2 Hg + O_2

Rozkład tlenku rtęci(II)

Źródło: Oficyna Pazdro, Rozkład tlenku rtęci(II): Doświadczenie 6.6, 10.11.2017 [dostęp: 22.12.2022].
Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=8YUP1KbNFjE.

- Niższe tlenki mogą utleniać się do wyższych tlenków

2 SO_2 + O_2 → 2 SO_3

- Większość tlenków metali reaguje z kwasami, tworząc sole - TLENKI ZASADOWE

MgO + 2 HCl → MgCl_2 + H_2O

- Większość tlenków niemetali reaguje z zasadami, tworząc sole - TLENKI KWASOWE

Ca(OH)_2 + CO_2 → CaCO_3 + H_2O

Zdolność do reakcji z kwasami i zasadami pozwala podzielić tlenki na 4 kategorie wskazane powyżej: tlenki kwasowe, zasadowe, amfoteryczne* i obojętne

Obejrzyj film Klasyfikacja tlenków ze względu na reaktywność względem wody, kwasów i zasad oraz formy zapisu równań reakcji chemicznych .

Film: Klasyfikacja tlenków ze względu na reaktywność względem wody, kwasów i zasad oraz formy zapisu równań reakcji chemicznych**. Źródło: Barbara Rolka, GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0 .

Pomiędzy położeniem pierwiastka w układzie okresowym, a charakterem chemicznym tlenku zachodzą następujące zależności:

- Tlenki zasadowe to tlenki metali.
- Tlenki kwasowe to tlenki niemetali oraz tlenki pierwiastków bloku d na wysokich stopniach utlenienia.
- W okresie następuje stopniowe przejście charakteru tlenków – od zasadowego poprzez amfoteryczny, aż do kwasowego.
- W obrębie grupy, w miarę wzrostu liczby atomowej, rośnie reaktywność tlenków zasadowych, a maleje reaktywność tlenków kwasowych.

Jeśli masz wątpliwość jaki charakter chemiczny mają interesujące Cię tlenki odwiedź stronę Jaki charakter mogą mieć tlenki?

Grafika interaktywna: Jaki charakter mogą mieć tlenki?* Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

***Przykładowe reakcje tlenków amfoterycznych

Al_2O_3 + 3 H_2SO_4 → Al_2(SO_4)_3 + 3 H_2O

Al_2O_3 + 6 KOH→2 K_3AlO_3 + 3 H_2O    lub   Al_2O_3 + 2 KOH + 3H_2O → 2 K[Al(OH)_4]

ZnO + 2 HCl → ZnCl_2 + H_2O

ZnO + 2 NaOH → Na_2ZnO_2 + H_2O    lub    ZnO + 2NaOH + H₂O → Na₂[Zn(OH)₄]

_________________
** Materiały zamieszczone na Zintegrowanej Platformie Edukacyjnej.

memory-game-445.h5p

Ikona (źródło): Reshot

Wodorki

Wzór ogólny wodorków można przedstawić w postaci EH_n jeśli pierwiastek E leży w grupie od 1 do 15, lub H_nE jeśli należy do grupy 16 lub 17.

Podział

Grafika: oprac. Sylwia Zelek-Pogudz, licencja CC BY-SA 4.0


[na podst. Krzysztof M. Pazdro. Anna Rola-Noworyta, Chemia. Repetytorium dla przyszłych maturzystów i studentów. Warszawa : Oficyna Edukacyjna Krzysztof Pazdro, 2014.].

Nazwy
Nazwy wodorków o wzorze EH_n tworzy się dodając do wyrazu wodorek nazwę pierwiastka E, np.: wodorek sodu. W przypadku wodorków typu H_nE nazwy są nazwami złożonymi, np.: HBr - bromowodór.

Reakcje prowadzące do otrzymania wodorków

- Bezpośrednia synteza z pierwiastków, ale dla każdego z wodorków reakcja ta przebiega w innych warunkach

H_2 + Cl_2 → 2 HCl

Otrzymywanie chlorowodoru i kwasu chlorowodorowego (cz. 1)

Źródło: Oficyna Pazdro, Otrzymywanie chlorowodoru i kwasu chlorowodorowego (cz. 1): Doświadczenie 7.6 (cz. 1), 26.03.2020
[dostęp: 22.12.2022]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=3aR1b_CXY0g.




Budowa i właściwości fizyczne

W przypadku wodorków metali w większości przypadków są ciałami stałymi o barwie białej, natomiast wodorki niemetali to gazy.

Większość wodorków metali podczas ogrzewania ulega rozkładowi na metal i wodór.

Właściwości chemiczne

- Wodorki metali w reakcji z wodą dają wodorotlenki

NaH+ H_2O → NaOH + H_2↑

NaH_(s)+ H_2O → Na^++ OH^- + H_2↑

- Wodorki niemetali oddziałują z wodą na trzy sposoby:

1. bez efektu chemicznego,
2. dysocjują na jony tworząc roztwór o charakterze kwasowym (kwasy beztlenowe), np.: HCl → H^+ + Cl^-,
3. z wytworzeniem słabej zasady, np.: NH_3 + H_2O ↔ NH_4^+ + OH^-.^

Otrzymywanie amoniaku i badanie jego rozpuszczalności w wodzie

Źródło: Oficyna Pazdro, Otrzymywanie amoniaku i badanie jego rozpuszczalności w wodzie: Doświadczenie 4 PC2, 26.05.2020
[dostęp: 22.12.2022]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=3yDReCiFJW4.

Wodorotlenki

Związki zawierające atom metalu i jedną lub kilka grup wodorotlenowych o wzorze ogólny

M(OH)_m

M – symbol danego metalu, n – liczba grup wodorotlenkowych w cząsteczce wodorotlenku.

Wodorotlenki mają budowę jonową M^n+ n(OH)^-, a liczba jonów OH^- zależy od stopnia utlenienia metalu, np. NaOH, Ca(OH)_2, Fe(OH)_3.

Podział

Grafika: oprac. Sylwia Zelek-Pogudz, licencja CC BY-SA 4.0
[na podst. Krzysztof M. Pazdro. Anna Rola-Noworyta –
Chemia. Repetytorium dla przyszłych maturzystów i studentów –  wydanie 2014].

Nazwy

Nazwy tworzy się dwoma sposobami: 1) poprzez określenie liczby grup OH przedrostkami odliczebnikowymi i dodanie do nazwy metalu M, np. Fe(OH)_2 - diwodorotlenek żelaza; lub 2) dodanie do słowa wodorotlenek nazwy metalu i w nawiasie podanie jego stopnia utlenienia. Zgodnie z umową, jeżeli dany pierwiastek w związkach chemicznych występuje tylko na jednym stopniu utlenienia, to nie jest konieczne podawanie go w nawiasie.

Przykłady

NaOH   – wodorotlenek sodu

Ba(OH)_2 – wodorotlenek baru

Al(OH)_3 – wodorotlenek glinu

Fe(OH)_2 – wodorotlenek żelaza(II) – diwodorotlenek żelaza

Fe(OH)_3 – wodorotlenek żelaza(III) – triwodorotlenek żelaza

Mn(OH)_2 – wodorotlenek manganu(II) – diwodorotlenek manganu

Mn(OH)_4 – wodorotlenek manganu(IV) – tetrawodorotlenek manganu

Wodorotlenki złożone to wodorotlenki zawierające różne metale, np.: Ca_3Al_2(OH)_12.

Hydroksotlenki (oksowodorotolenki) to związki zbudowane z jonów M^+, MO_n^m+, OH^-, O^2- w różnych kombinacjach, np.: FeO(OH).

Reakcje prowadzące do otrzymania wodorotlenków

Dwie najpopularniejsze z laboratoryjnych metod otrzymywania wodorotlenków przedstawiono na schemacie:

Grafika: Wybrane laboratoryjne metody otrzymywania wodorotlenków*.


Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

- Reakcja aktywnego metalu bloku s z wodą

2Na + 2 H_2O → 2 NaOH + H_2↑

Reakcja sodu z wodą

Źródło: Oficyna Pazdro, Reakcja sodu z wodą: Doświadczenie 7.11, 26.03.2020 [dostęp: 22.12.2022].
Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=2kefsQGPfo4.

2 K + 2 H_2O → 2 KOH + H_2↑
Mg + 2 H_2O → Mg(OH)_2 + H_2↑
Ca + 2 H_2O → Ca(OH)_2 + H_2↑

Badanie przebiegu reakcji metali lekkich z wodą


Źródło: Oficyna Pazdro, Badanie przebiegu reakcji metali lekkich z wodą: Doświadczenie 4.1, 02.10.2020 [dostęp: 22.12.2022].
Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=f03OhP0tdI0.

- Reakcja odpowiedniego tlenku metalu (blok s) z wodą

MgO + H_2O → Mg(OH)_2

Otrzymywanie tlenku magnezu i jego reakcja z wodą

Źródło: Oficyna Pazdro, Otrzymywanie tlenku magnezu i jego reakcja z wodą: Doświadczenie 7.9, 26.03.2020 [dostęp: 22.12.2022].
Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=xE1XZ4yZodA.




- Reakcja niektórych soli z innymi wodorotlenkami (reakcja strącania)

FeCl_3 + 3 NaOH → Fe(OH)_3↓ + 3 NaCl

Strącanie i roztwarzanie wodorotlenków żelaza

Źródło: Oficyna Pazdro, Strącanie i roztwarzanie wodorotlenków żelaza: Doświadczenie 8.6, 26.03.2020 [dostęp: 22.12.2022].
Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=4yLJNWb7FhE.

CuSO_4 + 2 NaOH → Cu(OH)_2↓ + 3 NaSO_4


Reakcja siarczanu(VI) miedzi(II) z wodorotlenkiem sodu

Źródło: Oficyna Pazdro, Reakcja siarczanu(VI) miedzi(II) z wodorotlenkiem sodu: Doświadczenie 8.5, 26.03.2020
[dostęp: 22.12.2022]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=PD0Mn-d8IYs.

- Reakcje niektórych wodorków z wodą

CaH_2 + 2 H_2O → Ca(OH)_2↓ + 2 H_2

_

Budowa i właściwości fizyczne

Wodorotlenki to ciała stałe o budowie jonowej, często zabarwione, o różnej rozpuszczalności w wodzie. Wodorotlenki litowców są bardzo dobrze rozpuszczalne w wodzie, słabiej rozpuszczalne są wodorotlenki berylowców, podczas gdy prawie wszystkie pozostałe związki tego typu są bardzo słabo rozpuszczalne.

Wodne roztwory niektórych wodorotlenków nazywamy ZASADAMI.

Roztwory zasadowe tworzą te wodorotlenki, które mają dostatecznie dużą rozpuszczalność w wodzie i ulegają w niej rozpadowi na jony, czyli dysocjują

NaOH → Na^+ + OH^-

Ca(OH)_2 → Ca^2+ + 2 OH^-

Właściwości takie są charakterystyczne wyłącznie dla wodorotlenków litowców – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH oraz niektórych berylowców – Ba(OH)_2, Sr(OH)_2, Ca(OH)_2. W przypadku wodorotlenków słabo rozpuszczalnych w wodzie dysocjują tylko w niewielkim stopniu, co prowadzi do ustalenia stanu równowagi faza stała – roztwór.

Moc wodorotlenków rośnie w grupach i maleje w okresach układu okresowego w miarę wzrostu liczby atomowej.

A czy wiesz, że zasadowy charakter cechuje także wodny roztwór amoniaku – NH_3 · H_2O, i pomimo, że nie istnieje wodorotlenek amonu, w wodnym roztworze tego związku, czyli wodzie amoniakalnej, zachodzi odwracalna reakcja
NH_3 + H_2O \( \rightleftharpoons \) NH_4^+ + OH^- , a pojawiające się jony wodorotlenkowe są odpowiedzialne za właściwości zasadowe roztworu.

Otrzymywanie amoniaku i badanie jego rozpuszczalności w wodzie

Źródło: Oficyna Pazdro, Otrzymywanie amoniaku i badanie jego rozpuszczalności w wodzie: Doświadczenie 4 PC2, 26.05.2020
[dostęp: 22.12.2022]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=3yDReCiFJW4.

Właściwości chemiczne

- Reagują z kwasami w wyniku czego powstają sole

NaOH + HCl → NaCl + H_2O

LiOH + HBr → LiBr + H_2O

- Reagują z tlenkami kwasowymi, tworząc sole

2 Fe(OH)_3 + 3 N_2O_5 → 2 Fe(NO_3)_3 + 3 H_2O

Ca(OH)_2 + SO_3 → CaSO_4 + H_2O

- Wodorotlenki metali lekkich reagują z solami metali ciężkich, tworząc słabo rozpuszczalne wodorotlenki tych metali

CuSO_4 + 2 NaOH → Cu(OH)_2↓_ + Na_2SO_4

Na_2CO_3 + Ca(OH)_2 → NaOH + CaCO_3↓

- Wodne roztwory mocnych wodorotlenków roztwarzają niektóre metale

2 Al + 6 NaOH + 6 H_2O → 2 Na_3[Al(OH)_6]_ + 3 H_2↑

- Ulegają rozkładowi termicznemu na odpowiedni tlenek i wodę

2 AgOH → Ag_2O + H_2O

Hg(OH)_2 → HgO + H_2O

Cu(OH)_2 → CuO + H_2O

Otrzymywanie i rozkład termiczny wodorotlenku miedzi(II)

Źródło: Oficyna Pazdro, Otrzymywanie i rozkład termiczny wodorotlenku miedzi(II): Doświadczenie 4.9. ZP i 3.8. ZR, 02.10.2020 [dostęp: 22.12.2022].
Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=TP0ToUpOz6w.

- Reakcje wymiany dla wodorotlenków o charakterze amfoterycznym

Wodorotlenki amfoteryczne: Al(OH)_3, Cr(OH)_3, Zn(OH)_2, As(OH)_3 – reagują zarówno z kwasami jak i z zasadami

Al(OH)_3 + 3 HCl → AlCl_3 + 3H_2O

Al(OH)_3 + NaOH → Na[Al(OH)_4]

Na[Al(OH)_4] → NaAlO_2 + 2 H_2O

_________________
* Wykorzystano grafiki zamieszczone na Zintegrowanej Platformie Edukacyjnej.

memory-game-447.h5p

Ikona (źródło): Reshot

Kwasy

Właściwości chemiczne

Związki zbudowane z atomów wodoru i reszty kwasowej o wzorze ogólnym

H_nR

n – wartościowość reszty kwasowej R.

Podział

Grafika: oprac. Sylwia Zelek-Pogudz, licencja CC BY-SA 4.0
[na podst. Krzysztof M. Pazdro. Anna Rola-Noworyta –
Chemia. Repetytorium dla przyszłych maturzystów i studentów –  wydanie 2014].

Nazwy

Ogólnie nazwy kwasów beztlenowych tworzy się dodając do nazwy pierwiastka tworzącego kwas końcówkę "wodorowy".

- kwas chlorowodorowy, kwas solny HCl_(aq)
- kwas fluorowodorowy HF_(aq)
- kwas bromowodorowy  HBr_(aq)
- kwas jodowodorowy HI_(aq)
- kwas siarkowodorowy H_2S_(aq)

Nazwy kwasów tlenowych wywodzą się od nazwy niemetalu z końcówką „-owy”. Jeżeli ten sam pierwiastek tworzy kwasy na różnych stopniach utlenienia, to w nawiasie za nazwą podaje się wartościowość tego niemetalu w danym kwasie. Jest to nomenklatura kwasowa skrócona, usunięta z zaleceń PTChem. Obok podano również nazwy kwasowe systematyczne, w których na końcu podany jest ładunek anionu (reszty kwasowej).

- H_2SO_3 – kwas siarkowy(IV) – kwas trioksosiarkowy(2-)
- H_2SO_4 – kwas siarkowy(VI) – kwas tetraoksosiarkowy(2-)
- HNO_3 – kwas azotowy(V) – kwas trioksoazotowy(1-)
- HNO_2 – kwas azotowy(III) – kwas dioksoazotowy(1-)
- H_3PO_4 – kwas ortofosforowy(V) – kwas tetraoksofosforowy(3-)
- H_2CO_3 – kwas węglowy – kwas trioksowęglowy(2-) *

* ponieważ kwas węglowy jest kwasem nietrwałym za bardziej poprawny uważa się zapis wzoru w postaci H_2O · CO_2.

_

Dla rozszerzenia i utrwalenia wiedzy obejrzyj film Nomenklatura kwasów.

Film: Nomenklatura kwasów*. Źródło: Piotr Dzwoniarek, GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Reakcje prowadzące do otrzymania kwasów

Poniższy schemat przedstawia dwie spośród metod otrzymywania kwasów.

Grafika: Wybrane laboratoryjne metody otrzymywania kwasów nieorganicznych*. Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Reakcje prowadzące do otrzymania kwasów beztlenowych

- Rozpuszczanie wodorków niemetali w wodzie

H_2 + Cl_2 → 2 HCl     HCl_(gaz) + H_2O → HCl_(aq)

Otrzymywanie chlorowodoru i kwasu chlorowodorowego (cz. 1)

Źródło: Oficyna Pazdro, Otrzymywanie chlorowodoru i kwasu chlorowodorowego (cz. 1): Doświadczenie 7.6 (cz. 1), 26.03.2020
[dostęp: 20.02.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=3aR1b_CXY0g.

Otrzymywanie chlorowodoru i kwasu chlorowodorowego (cz. 2)

Źródło: Oficyna Pazdro, Otrzymywanie chlorowodoru i kwasu chlorowodorowego (cz. 2): Doświadczenie 7.6 (cz. 2), 26.03.2020
[dostęp: 20.02.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=Od3xKceZAWE.

H_2 + S → H_2S     H_2S_(gaz) + H_2O → H_2S_(aq)

- Reakcje niektórych niemetali z wodą

Cl_2 + H_2O → HCl + HClO   (podobnie reagują brom i jod)

Reakcje prowadzące do otrzymywania kwasów tlenowych

- Reakcje tlenków niemetali o charakterze kwasowym z woda

N_2O_5+ H_2O → 2 HNO_3

SO_3 + H_2O → H_2SO_4

P_4O_10 + 6 H_2O → 4 H_3PO_4

Spalanie fosforu i otrzymywanie kwasu fosforowego(V)

Źródło: Oficyna Pazdro, Spalanie fosforu i otrzymywanie kwasu fosforowego(V): Doświadczenie 7.5, 26.03.2020
[dostęp: 20.02.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=mgD44czTnm0.

CO_2 + H_2O → H_2O · CO_2_

N_2O_3+ H_2O → 2 HNO_2

SO_2 + H_2O → H_2SO_3

- Strącania osadu, jeżeli kwas jest słabo rozpuszczalny

H_2SO_4 + Na_2SiO_3 → H_2SiO_3↓ + Na_2SO_4

_

- Powstawania słabego elektrolitu, lub nietrwałego kwasu

CaS + HNO_3 → Ca(NO_3)_2 + H_2S↑     lub     CaCO_3 + HCl → CaCl_2 + H_2O · CO_2

Budowa i właściwości fizyczne
Kwasy rozpuszczalne w wodzie są elektrolitami, dysocjują w wodzie na jony H^+ i aniony reszty kwasowej.

HCl → H^+ + Cl^-

H_2SO_4 → 2 H^+ + SO_4^2-

Stężone roztwory kwasów są żrące, a rozcieńczając je należy bezwzględnie przestrzegać zasady "PAMIĘTAJ CHEMIKU MŁODY WLEWAJ ZAWSZE KWAS DO WODY".

Badanie właściwości kwasu siarkowego(VI)

Źródło: Oficyna Pazdro, Badanie właściwości kwasu siarkowego(VI): Doświadczenie 7.3, 26.03.2020
[dostęp: 20.02.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=aX3S59anV2I.




Badanie właściwości kwasu azotowego(V)

Źródło: Oficyna Pazdro, Badanie właściwości kwasu azotowego(V): Doświadczenie 7.4, 26.03.2020
[dostęp: 20.02.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=hbbk1248JYk.

Właściwości chemiczne
- Reakcje kwasowo-zasadowe – reakcje neutralizacji (zobojętniania)

KOH + HCl → KCl + H_2O

NaOH + HNO_3 → NaNO_3 + H_2O

- Reakcje wymiany w roztworach wodnych, głównie w reakcjach z tlenkami metali i solami

Na_2O + HNO_3 → NaNO_3 + H_2O

CuO + 2 HCl → CuCl_2 + H_2O

Na_2CO_3 + 2 HNO_3 → NaNO_3 + H_2O + CO_2

CaS + 2 HNO_3 → Ca(NO_3)_2 + H_2S↑

- Reakcje z metalami

Mg + 2 HCl → MgCl_2 + H_2↑

Zn + 2 HCl → ZnCl_2 + H_2↑

Fe + 2 HCl → FeCl_2 + H_2↑

Reakcje metali z kwasem solnym

Źródło: Oficyna Pazdro, Reakcje metali z kwasem solnym: Doświadczenie 7, 26.05.202 [dostęp: 20.02.2023].
Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=Gj_Dh8vBhiA.

Reakcji takiej nie ulegają metale szlachetne, takie jak złoto, srebro, rtęć czy miedź. Mogą natomiast ulegać reakcjom z kwasami utleniającymi, w reakcjach tych nie wydziela się jednak wodór

Cu + H_2SO_4 (stężony) → CuSO_4 + SO_2  + 2 H_2O

Cu + 4 HNO_3 (stężony) → Cu(NO_3)_2 + 2 NO_2  + 2H_2O

Podział na metale aktywne i nieaktywne w reakcji z kwasami ma swoje uzasadnienie w szeregu elektrochemicznym metali.




Grafika: Szereg aktywności metali*. Źródło: epodreczniki.pl, licencja: CC BY-SA 3.0.

Kwasy mocne – całkowicie lub prawie całkowicie zdysocjowane w roztworze wodnym – HCl_(aq), HBr_(aq), HI_(aq), HNO_3, H_2SO_4, HClO_4, HMnO_4.
Kwasy słabe – tylko niewielki ułamek cząsteczek rozpada się na jony – HF, HNO_2, H_2SO_3, H_2CO_3.

Moc kwasów beztlenowych

- rośnie w obrębie okresu od lewej do prawej i maleje w obrębie grupy od dołu do góry.

Moc kwasów tlenowych

- rośnie ze wzrostem elektroujemności centralnego atomu reszty kwasowej, zarówno w okresach jak i w grupach,
- rośnie (poza nielicznymi wyjątkami) ze wzrostem liczby atomów tlenu.

_________________
* Wykorzystano grafiki zamieszczone na Zintegrowanej Platformie Edukacyjnej.

memory-game-454.h5p

Ikona (źródło): Reshot

Sole

Ogólny wzór soli obojętnych to M_nR_m gdzie M oznacza kation metalu lub grupę amonową, a R to reszta kwasowa, n i m oznaczają współczynniki stechiometryczne odpowiadające ładunkowi kationu metalu (m) i ładunkowi reszty kwasowej (n).

Wodorosole, pochodzą od kwasów wielowodorowych, w których tylko część atomów wodoru jest zastępowana przez metal lub jon amonowy; można je przedstawić ogólnym wzorem: M_n(H_kR)_m, gdzie n,m,k – współczynniki stechiometryczne.

Hydroksosole, powstają z wodorotlenków wielohydroksylowych, i opisuje je wzór ogólny: M_n(OH)_kR_m, gdzie n,m,k – współczynniki stechiometryczne.

Sole uwodnione (hydraty) to sole o wzorze ogólnym a M_nR_m · b H_2O, gdzie a oznacza liczbę moli soli, a b - liczbe moli wody.

Sole podwójne to związki chemiczne zawierające dwa rodzaje kationów i jeden rodzaj anionu lub jeden rodzaj kationu i dwa rodzaje anionów.

Obejrzyj film Sole podwójne.

Film: Sole podwójne*. Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Podział

Jeden spójny podział soli jest trudny do wypracowania. Poniżej przedstawiono różne próby usystematyzowania tej wiedzy.

 Grafika: oprac. Sylwia Zelek-Pogudz, licencja CC BY-SA 4.0
[na podst. Krzysztof M. Pazdro. Anna Rola-Noworyta, Chemia. Repetytorium dla przyszłych maturzystów i studentów. Warszawa : Oficyna Edukacyjna Krzysztof Pazdro, 2014.].

Wśród zaprezentowanych podziałów nie znalazła się nigdzie informacja o solach kompleksowych i hydratach. Należy to uzupełnić, zatem:

Sole kompleksowe to sole, które zwierają w swoim składzie kompleksowy kation i (lub) kompleksowy anion, np.: K_4[Fe(CN)_6]

Sole uwodnione (hydraty) to sole zawierające w sieci krystalicznej cząsteczki wody, czyli tzw. wodę hydratacyjną (krystalizacyjną), która może zostać uwolniona w procesie dehydratacji (odwodnienia) przebiegajacym zwykle podczas ogrzewania. W tym miejscu należy również zdefiniować proces hydratacji (akwatacji, uwodnienia), przekształacajacy substancje bezwodną w hydrat lub proces tworzenia akwakompleksów albo addycji wody do wiązań wielokrotnych.

Dehydratacja i hydratacja siarczanu(VI) miedzi(II)

Źródło: Oficyna Pazdro, Dehydratacja i hydratacja siarczanu(VI) miedzi(II): Doświadczenie 5.3, 2.10.2020
[dostęp: 22.02.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=TWGX1T5jYRY.

Nazwy

- Nazwy soli prostych i złożonych

Nazwa soli prostej zawiera dwa wyrazy, pierwszy określający anion, a drugi – kation.

Nazwy soli złożonych składają się z tylu wyrazów, ile rodzajów jonów zawiera sól, przy czym najpierw wymienia się aniony, a następnie kationy, zachowując porządek alfabetyczny wymienianych jonów w obu grupach. Przedrostki określające ilość danego rodzaju jonów nie wpływają na kolejność alfabetyczną.

- Nazewnictwo soli kwasów tlenowych

Pierwsza część nazwy soli pochodzi od nazwy kwasu i kończy się na -an np.: sól kwasu siarkowego(VI) to siarczan(VI), sól kwasu azotowego(V) to azotan(V). Druga część nazwy pochodzi od nazwy metalu. Jeśli metal posiada tylko jedną wartościowość to jej nie podajemy. Tak samo jeśli niemetal tworzy tylko jeden kwas to wartościowości niemetalu także nie podajemy. Przykładem może tu być kwas węglowy H_2CO_3 i jego sole węglany.

Przykłady soli:

MgSO_4 - siarczan(VI) magnezu,
KNO_3 - azotan(V) potasu,
Na_3PO_4 - fosforan(V) sodu,
FeSO_4 - siarczan(VI) żelaza(II),

Sole amonowe kwasów tlenowych

W przypadku soli amonowych zamiast nazwy metalu podajemy przyrostek "amonu".

NH_4NO_3 - azotan(V) amonu,
(NH_4)_2SO_4 - siarczan(VI) amonu.

- Nazewnictwo soli kwasów beztlenowych

Pierwsza część nazwy soli pochodzi od nazwy kwasu i kończy się na -ek. Na przykład sól kwasu chlorowodorowego to chlorek, sól kwasu bromowodorowego to bromek, sól kwasu siarkowodorowego to siarczek. Druga część nazwy pochodzi od nazwy metalu.

Przykłady soli:

NaCl - chlorek sodu,
FeCl_3 - chlorek żelaza(III).

Sole amonowe kwasów beztlenowych

W przypadku soli amonowych zamiast nazwy metalu podajemy przyrostek "amonu". Przykłady:

NH_4Cl - chlorek amonu,
NH_4Br - bromek amonu.

- Nazewnictwo wodorosoli

Nazwy wodorosoli zawierają liczbę atomów wodoru, jakie pozostały przy reszcie kwasowej:

K_2HPO_4 - wodorofosforan(V) potasu,
KH_2PO_4 - diwodorofosforan(V) potasu,
KHSO_4 - wodorosiaczan(VI) potasu.

- Nazewnictwo hydroksosoli

Dla hydroksosoli podaje się liczbę grup wodorotlenkowych, które pozostały związane z metalem tworzącym sól:

Mg(OH)NO_3 - azotan(V) wodorotlenek magnezu,

Cu_2(OH)_2CO_3 - węglan diwodorotlenek dimiedzi.

- Nazewnictwo hydratów

Wzory typu a M_nR_m · b H_2O czyta się następująco, np.:

CaSO_4 · 2 H_2O – siarczan(VI) wapnia – woda (1/2),
Na_2CO_3 · 10 H_2O – węglan sodu – woda (1/10),
2 CdSO_4 · 8 H_2O siarczan(VI) kadmu – woda (3/8).

Dla rozszerzenia i utrwalenia wiedzy obejrzyj film Nomenklatura i wzory hydratów.

Film: Nomenklatura i wzory hydratów*. Źródło: Patrycja Męcik, GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Reakcje prowadzące do otrzymania soli

- Reakcje bezpośredniej syntezy z metalu i niemetalu (tylko sole kwasów beztlenowych)

2 Fe + 3 Cl_2 → 2 FeCl_3

Reakcja żelaza z chlorem

Źródło: Oficyna Pazdro, Reakcja żelaza z chlorem: Doświadczenie 4.14, 2.10.2020


[dostęp: 22.02.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=6p_2ojrWOiM.

2 Al + 3 S → Al_2S_3
Synteza siarczku glinu Al2S3 z glinu i siarki _

Źródło: Oficyna Pazdro, Synteza siarczku glinu Al_2S_3 z glinu i siarki: Doświadczenie 3.2 ZP i 5.2 ZR, 4.03.2020


[dostęp: 22.02.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=A8hnyIWwdYs.

- Reakcje kwasów z zasadami

Zapis cząsteczkowy:     KOH + HCl → KCl + H_2O

Zapis jonowy:     K^+ + OH^- + H^+ + Cl^- → K^+ + Cl^- + H_2O

Zapis jonowy skrócony:     OH^- + H^+ → H_2O

Reakcja zobojętniania

Źródło: Oficyna Pazdro, Reakcja zobojętniania: Doświadczenie 8.3, 26.03.2020


[dostęp: 22.02.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=2fl27LWrYo0.

- Reakcje metali z kwasami

Zn + 2 HCl  → ZnCl_2 + H_2

Reakcja cynku z kwasem solnym

Źródło: Oficyna Pazdro, Reakcja cynku z kwasem solnym: Doświadczenie 6.10, 10.11.2017
[dostęp: 22.02.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=jRdFkO0J0cI.

- Reakcje tlenków metali z kwasami

Na_2O + 2HCl → 2NaCl + H_2O

- Reakcje tlenków niemetali z zasadami

SO_3 + 2KOH → K_2SO_4 + H_2O

- Reakcje tlenków metali z tlenkami niemetali

CaO + CO_2 → CaCO_3

- Reakcje soli z kwasami

CaCO_3 + 2 HCl → CaCl_2 + H_2O · CO_2_↑_

Reakcja węglanu wapnia z kwasem solnym

Źródło: Oficyna Pazdro, Reakcja węglanu wapnia z kwasem solnym: Doświadczenie 8.9, 26.03.2020


[dostęp: 22.02.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=cIfkfiKDATk.

- Reakcje soli z zasadami

CuSO_4 + 2 NaOH → Cu(OH)_2↓ + Na_2SO_4

2 FeCl_3 + 3 Ca(OH)_2 → 2 Fe(OH)_3↓ + 3 CaCl_2

(NH_4)_2SO_4 + 2 NaOH → Na_2SO_4 + 2 NH_3↑ + 2 H_2O

Rozkład soli amonowej pod wpływem zasady

Źródło: Oficyna Pazdro, Rozkład soli amonowej pod wpływem zasady: Doświadczenie 8.11, 26.03.2020
[dostęp: 22.02.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=hqJSUgH413U.

- Reakcje soli z solami

AgNO_3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO_3

Pb(NO_3)_2 + 2 KI → PbI_2↓ + 2 KNO_3

Strącanie osadów substancji trudno rozpuszczalnych

Źródło: Oficyna Pazdro, Strącanie osadów substancji trudno rozpuszczalnych: Doświadczenie 8.4, 26.03.2020
[dostęp: 22.02.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=REEtHAkUKoA.

Budowa i właściwości fizyczne

Sole to najszersza grupa spośród omawianych. Wspólną ich cechą jest jednak stan skupienia, przede wszystkim są to ciałą stałe. Natomiast pod wzgledem innych właściwości fizycznych, np. takich jak ropuszczalność czy barwa, są bardzo zróżnicowane. Warto podkreślić, iż sole dobrze rozpuszczalne w wodzie, w wodzie dysocjują z utworzeniem kationów metalu i anionów reszty kwasowej, i przewodzą prąd elektryczny.

KCl → K^+ + Cl^-

Poniżej zamieszczono tablice rozpuszczalności przykładowych soli w wodzie.

Grafika: Tablica rozpuszczalności soli w wodzie*. Źródło: epodreczniki.pl, licencja: CC BY-SA 3.0.

Właściwości chemiczne

- Rozkład termiczny lub fotochemiczny

NH_4Cl → NH_3↑ + HCl

NH_4SO_4 → NH_3↑ + H_2SO_4

Rozkład termiczny chlorku amonu

Źródło: Oficyna Pazdro, Rozkład termiczny chlorku amonu: Doświadczenie 8.10, 26.03.2020
[dostęp: 1.03.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=3BVYpNEX1Yc.

NaHCO_3 → NaCO_3 + H_2O + CO_2_↑


- Wymiana podwójna

1. stracanie substancji słaborozpuszczalnej:     AgNO_3 + KCl → AgCl↓+ KNO_3
2. tworzenie słabego elektrolitu:     Na_2CO_3 + 2 HCl → 2 NaCl + H_2O · CO_2__

- Wymiana pojedyncza

Zn + CuSO_4 → ZnSO_4 + Cu

Reakcja cynku z siarczanem(VI) miedzi(II)

Źródło: Oficyna Pazdro, Reakcja cynku z siarczanem(VI) miedzi(II): Doświadczenie 3.1. ZP i 2.1. ZR, 1.10.2020


[dostęp: 1.03.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=h9rX6GVpxts.

- Hydroliza

Hydroliza soli – reakcja chemiczna zachodząca zaraz po dysocjacji elektrolitycznej soli w trakcie rozpuszczania ich w wodzie. Reakcja ta powoduje, że roztwory wielu soli nie mają obojętnego pH lecz są bardziej lub mniej kwaśne lub zasadowe

Hydrolizie ulegają sole:

- mocnych kwasów i słabych zasad
- słabych kwasów i mocnych zasad
- słabych kwasów i słabych zasad

Hydrolizie nie ulegają sole mocnych kwasów i mocnych zasad

Badanie odczynu wodnych roztworów wybranych soli

Źródło: Oficyna Pazdro, Badanie odczynu wodnych roztworów wybranych soli: Doświadczenie 2.7. ZP i 1.9. ZR, 1.10.2020


[dostęp: 1.03.2023]. Dostępne w YouTube: https://www.youtube.com/watch?v=QUu9226qph0.

Krok 1. Ustalić jaka to sól

Czy jest to sól mocnego czy słabego kwasu i słabej lub mocnej zasady?

Krok 2. Zapisujemy równanie reakcji soli z wodą

NaHCO_3 – sól słabego kwasu i mocnej zasady

NaHCO_3 + H_2O → NaOH + H_2O · CO_2__          hydroliza anionowa

Na^+ +HCO_3^- + H^+ + OH^- → Na^+ + OH^- + H_2O · CO_2__          pH>7

NH_4Cl – sól mocnego kwasu i słabej zasady

NH_4Cl + H_2O → NH_3 · H_2O + HCl          hydroliza kationowa

NH_4^+ + Cl^- + H^+ + OH^- → NH_3 · H_2O + H^+ + Cl^-          pH<7

NaCl – sól mocnego kwasu i mocnej zasady – nie hydrolizuje

NH_4HCO_3 – sól słabego kwasu i mocnej zasady

NH_4HCO_3 + H_2O → NH_3·H_2O + H_2O · CO_2__  hydroliza kationowo-anionowa

NH_4^+ + HCO_3^- + H^+ + OH^- → NH_3 · H_2O + H_2O · CO_2_

O odczynie decyduje różnica mocy elektrolitów (można ją ustalić na podstawie wartości stałych dysocjacji.

_________________
* Wykorzystano grafiki zamieszczone na Zintegrowanej Platformie Edukacyjnej.

memory-game-458.h5p

Ikona (źródło): Reshot

Chemia związków nieorganicznych, a minerały i skały

Minerały to krystaliczne ciała stałe będące pierwiastkami lub związkami chemicznymi utworzonymi w procesach geologicznych lub kosmologicznych.

Podstawą klasyfikacji minerałów jest ich skład chemiczny oraz struktura. Zgodnie z kryterium składu chemicznego minerały podzielono na podstawowe grupy:

- pierwiastki rodzime,
- siarczki i siarkosole i pokrewne kruszce,
- halogenki,
- tlenki i wodorotlenki,
- azotany,
- węglany,
- borany,
- siarczany,
- chromiany,
- molibdeniany,
- wolframiany,
- fosforany,
- wanadany,
- krzemiany i glinokrzemiany.

Wymienione powyżej to jedynie te, które odgrywają jako np. minerały skałotwórcze Ziemi, istotną rolę w przyrodzie i gospodarce surowcami mineralnymi (minerały użyteczne, nośniki rzadkich poszukiwanych pierwiastków).

Przykłady minerałów

Pierwiastki rodzime

Wśród nich wydziela się: metale rodzime, ich stopy i związki międzymetaliczne; metale kruche rodzime, ich stopy i związki międzymetaliczne; niemetale rodzime. Metale rodzime to przede wszystkim: miedź (Cu), srebro (Ag), złoto (Au), platyna (Pt), rteć (Hg), żelazo (Fe). Metale kruche to m.in. arsen (As), bizmut (Bi), antymon (Sb). Niemetale rodzime to głównie alotropowe odmiany węgla - grafit i diament oraz siarka.

Siarczki i siarkosole i pokrewne kruszce

Siarczki to związkami metali z siarką. Można tu wyróżnić zarówno siarczki proste jak i złożone.

Poniżej kilka wybranych przykładów minerałów z grupy siarczków, arsenków, tellurków i siarkosoli.

Halogenki

Halogenki to z punktu widzenia składu chemicznego sole kwasów beztlenowych takich jak HF, HCl, HBr, HI, a wieć fluorki, chlorki, bromki i jodki. W tej grupie minerałów najbardziej rozpoznawalne są:

Tlenki i wodorotlenki

Poniżej kilka wybranych przykładów minerałów z grupy tlenków i wodorotlenków.

W tej grupie z punktu widzenia składu chemicznego powinien się również znaleźć SiO_2. Jednak ze względu na własności krystalochemiczne minerałów grupy SiO_2 (np. kwarc, trydymit i inne) są one zaliczane do krzemianów.

Dla ciekawych poniżej załączono animację Czy tlenki są drogocenne?

Animacja: Czy tlenki są drogocenne?*. Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Azotany

Przykłady azotanów naturalnie występujących w przyrodzie to:

Saletra chilijska zawierająca nitronatyt - NaNO_3,

Saletra indyjska zawierająca nitronatyt - NaNO_3 i nitrokalit - KNO_3.

Węglany

W poniższej tabeli zestawiono przykłady minerałów z grupy węglanów.

Siarczany

Poniżej kilka wybranych przykładów minerałów z grupy siarczanów.

Fosforany

W poniższej tabeli zestawiono przykłady minerałów z grupy fosforanów:

Chromiany, molibdeniany, wolframiny, wanadany

W poniższej tabeli zestawiono przykłady minerałów z grupy cheomianów, molibdenianów, wolframianów czy wanadanów.

Przykłady minerałów z grupy krzemianów i glinokrzemianów

Krzemiany wyspowe - zawierają samodzielne aniony [SiO_4]^4-.

Krzemiany grupowe – krzemiany zawierające aniony [Si_2O_7]^6- powstałe w wyniku kondensacji dwóch anionów [SiO_4]^4-.

Krzemiany i glinokrzemiany pierścieniowe – głównym motywem strukturalnym są jony [SiO_4]^4− tworzące struktury pierścieniowe. Ponieważ każdy z czworościanów styka się dwoma narożami z czworościanami sąsiednimi, tworząc układ cykliczny, pierścienie mogą się składać z od trzech do kilkunastu czworościanów, o następujących wzorach: [Si_3O_9]^6−, [Si_4O_12]^8−, [Si_6O_18]^12−.

W tej grupie znajdują się minerały z grupy kordierytu, z grupy beryli i turmaliny.

Krzemiany i glinokrzemiany łańcuchowe – to krzemiany zawierające aniony [SiO_4]^4- lub [AlO_4]^5- tworzące łańcuchy w taki sposób, że każdy czworościan łączy się z dwoma innymi. W tej grupie typowymi przedstawicielami są pirokseny.

Krzemiany i glinokrzemiany wstęgowe – to krzemiany, których cechą wyróżniającą są tetraedry [SiO_4]^4- lub [AlO_4]^5- połączone w formę wstęgi powstałej w wyniku kondensacji dwóch łańcuchów. Reprezentantami tej grupy minerałów są amfibole.

Krzemiany i glinokrzemiany warstwowe – to minerały zawierające aniony [SiO_4]^4- lub [AlO_4]^5-^ połączone ze sobą w dwóch kierunkach przestrzeni tworząc warstwy.

Krzemiany przestrzenne – nazywane także krzemianami szkieletowymi to  krzemiany o trójwymiarowych połączeniach czworościanów krzemowo-tlenowych




Grafiki krzemianów: oprac. Sylwia Zelek-Pogudz, licencja CC BY-SA 4.0.
[na podst. plików cif dla odpowiednich minerałów zdeponowanych w American Mineralogist Crystal Structure Database]

Bibliografia

Adam Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej. Warszawa : Wydawnictwo Naukowe PWN,  2013.

Robert Gill, Chemical Fundamentals of Geology and Environmental Geoscience. Sussex : Wiley-Blackwell, 2015.

Krzysztof M. Pazdro, Anna Rola-Noworyta, Chemia. Repetytorium dla przyszłych maturzystów i studentów.  Warszawa :  Oficyna Edukacyjna Krzysztof Pazdro, 2014.

Andrzej Manecki, Mineralogia szczegółowa : rozpoznanie, występowanie, znaczenie minerałów. Kraków : Mineralpress, 2019.

Dariusz Witowski, Jan S. Witowski, Chemia - zbiór zadań wraz z odpowiedziami - tom 1-4 (2002-2019) dla kandydatów na uniwersytety medyczne i kierunki przyrodnicze zdających maturę z chemii.  Łańcut : Oficyna Wydawnicza "Nowa Matura".

Ikona (źródło): Reshot