Charakterystyka wodoru:

Wodór oraz hel jako jedyne pierwiastki chcą mieć dublet elektronowy, a nie oktet – wynika to z konieczności zapełnienia elektronami powłoki walencyjnej, którą w tym wypadku jest pierwsza powłoka. Mieszczą się na niej maksymalnie dwa elektrony i stąd dublet a nie oktet.

Wodór – występuje zwykle w formie gazowej, jest on najlżejszym gazem. Wynika to z praw gazowych:

\[d = \frac{M}{V_{mol}}\]

\[d_{względna}^{\frac{gaz_{1}}{gaz_{2}}} = \frac{d_{gaz1}}{d_{gaz2}} = \frac{M_{gaz1}}{M_{gaz2}}\]

A jak dobrze wiemy, nie ma gazu o masie molowej mniejszej od wodoru, więc musi on mieć najmniejszą gęstość. Ogólnie porównując masy molowe, możemy łatwo powiedzieć, który jest cięższy a który lżejszy od powietrza \(M_{powietrza}^{srednia} = 28.8\) . Z uwagi na mniejszą gęstość wodoru od powietrza oraz brak reaktywności wobec wody i rozpuszczania wodoru w wodzie, gaz ten zbieramy albo probówką do góry albo wypierając wodę z probówki:

Ogólnie, pierwszy zestaw możemy stosować do zbierania gazów lżejszych od powietrza i niereaktywych wobec niego, natomiast drugi układ możemy zawsze stosować do zbierania gazów, pod warunkiem, że te gazy nie reagują z wodą, bez ograniczenia ze względu na gęstość.

Otrzymywanie wodoru. Wodór otrzymujemy przez elektrolizę roztworów wodnych, najczęściej związanej z rozkładem wody:

\[2H_{2}O \rightarrow 2H_{2} + O_{2}\]

Inne procesy syntezy wodoru wymagają znacznej temperatury, z uwagi na ich energochłonność oraz dodatnią wartość entalpii:

\[CO + H_{2}O \rightleftarrows CO_{2} + H_{2}\]

\[C + H_{2}O \rightleftarrows CO + H_{2}\]

W laboratorium wodór otrzymujemy przez roztworzenie metali o potencjale niższym niż 0 (metali aktywnych) niepasywujących \((Al,\ Cr,\ Fe)\) w kwasach nieutleniających:

\[Zn + HCl \rightarrow ZnCl_{2} + H_{2}\]

Lub wrzucenie metali aktywnych, czyli w praktyce 1. Grupy i dołu drugiej grupy do wody

\[Na + H_{2}O \rightarrow NaOH + \frac{1}{2}H_{2}\]

Reaktywność wodoru:

Wodór chętnie reaguje z aktywnymi pierwiastkami o skrajnych wartościach elektroujemności. W praktyce znaczy to, że reaguje albo z pierwiastkami o niskiej elektroujemność –czyli lewy dół uładu okresowego, albo o wysokiej elektroujemności czyli prawa góra układu okresowego, natomiast dość niechętnie z tym co ma podobną elektroujemność.

Produktami są związki zwane wodorkami, ich typowy wzór w zależność od grupy

Pierwiastki bloku d nie tworzą wodorków, albo tworzą niestechiometryczne, co znacznie wykracza poza maturę. Szczególnie pierwiastki o podobnej elektroujemności do wodoru mogą utworzyć różne inne wodorki (np. węgiel daje całe bogactwo struktur – alkany, alkeny alkiny itp)

Wodorki można podzielić na

Wodorki metali

Wodorki zwiazków o elektroujemności mniejszej niż wodór

Wodorki obojętne względem \(H_{2}O\)

Wodorki zasadowe

Wodorki kwasowe.

Otrzymywanie wodorków:

Wodorki metali otrzymujemy w sposób bezpośredni, przez spalanie metalu w atmosferze wodoru:

\[2Na + H_{2} \rightarrow 2NaH\]

\[Ba + H_{2} \rightarrow BaH_{2}\]

Wodorki te mają strukture jonową, składają się kationu metalu na najwyższym stopniu utlenienia i anionu wodorkowego \(H^{-}\) :

\[Na^{+}H^{-}\]

\[Ba^{2 +}\lbrack 2·H^{-}\rbrack\]

Wodorki te nie dysocjują w wodzie mimo struktury jonowej, tylko zwyczajnie z nią reagują, z uwagi na posiadanie wodoru na ujemnym stopniu utlenienia, a woda posiada wodór na dodatnim stopniu utlenienia – zachodzi proces synproporcjonacji:

\[NaH + H_{2}O \rightarrow NaOH + H_{2}\]

\[NaH + H_{2}O \rightarrow Na^{+} + OH^{-} + H_{2}\]

\[BaH_{2} + 2H_{2}O \rightarrow Ba(OH)_{2} + 2H_{2}\]

Wodorki te reagują analogicznie z każdym związkiem, który ma atomy wodoru obdarzone cząstkowym ładunkiem dodatnim przez polaryzacje. łatwo to zapamiętać, że „ujemny” wodór + „dodatni” wodór daje \(\ H_{2}\) czyli wodór na zerowym stopniu utlenienia.

Przykładem jest

\[NaH + HCl \rightarrow NaCl + H_{2}\]

Czy nawet reakcja z etanolem - reaguje wodór z etanolu obdarzony największym ładunkiem dodatnim czyli połączonym z atomem tlenu:

\[CH_{3}CH_{2}O\mathbf{H} + NaH \rightarrow CH_{3}CH_{2}ONa + H_{2}\]

Bo ten wodór jest wodorem dodatnim, tlen ściągnął mu elektrony.

Wodorki kwasowe to w praktyce wodorki pierwiastków 17 i 16 grupy, za wyjątkiem tlenu (bo jak dobrze wiemy to woda)

Wodorki te również otrzymywane są w skutek syntezy bezpośredniej z pierwiastków:

\[H_{2} + S \rightarrow H_{2}S\]

\[2H_{2} + O_{2} \rightarrow 2H_{2}O\]

\[H_{2} + F_{2} \rightarrow 2HF\]

Najbardziej energetyczna jest reakcja otrzymywania \(HF\) , bo fluor jest najbardziej reaktywny z niemetali.

Alternatywnie można otrzymywać te wodorki wykorzystując reakcję wyparcia słabszego kwasu przez silniejszy:

\[NaF + HCl \rightarrow HF + NaCl\]

Moc kwasów beztlenowych zwiększa się w dół układu okresowego, z uwagi na gorsze nakładanie się orbitali wodoru i shybrydyzowanych atomu tworzącego wiązanie, co powoduje osłabienie wiązania wodór – atom centralny a tym samym łatwiejszą tegoż dysocjację. W przypadku wodorków atomów tego samego okresu np. \(H_{2}S\) i \(HCl\) promienie atomowe są zbliżone, a więc decydujący czynnik to elektroujemność – im większa tym bardziej spolaryzowane wiązanie. Większa polaryzacji umożliwia łatwiejsze rozerwanie wiązania, a tym samym zwiększenie mocy kwasu. Ogólnie można traktować dane dotyczące mocy kwasów w tablicach CKE jako silną podpowiedź, natomiast przestawioną powyżej argumentację należy znać.

Reaktywność kwasów, także kwasów beztlenowych jest omówiona w dziale o kwasach.

Wodorki związków o elektroujemności mniejszej niż wodór

\[BeH_{2};\ BH_{3}\ i\ SiH_{4}\]

Związki te zawierają wodór połączony wiązaniem kowalencyjnym z atomem wodoru (w przeciwieństwie do wodorków \(I\) i \(II\) grupy, które zawierają atom wodoru połączony jonowo), jednak atomy te mają elektroujemność mniejszą niż wodór. Dodatkowo atomy boru i berylu nie mają zachowanego oktetu elektronowego, co powoduje znaczne komplikacje ich budowy. Z opisanej budowy wynikają kolejne właściwości tych związków.

Wodorek berylu, którego wzór elektronowy maturalny można byłoby napisać jako \(H - Be - B\) w rzeczywistości tworzy długie łańcuch koordynacyjne, tak aby zachować regułę oktetu.

Ta sama idea dotyczy wodorku boru \(BH_{3}\) , maturalnie zapisujemy go jako monomer, jednak w praktyce występuje on jako dimer.

To pierwszy przedstawiciel szeregu, a kolejni (zawierający więcej atomów boru) robią jeszcze ciekawsze struktury, jednak wykracza to znacznie poza poziom matury. Struktura przedstawionych wiązań jest bardzo ciekawa, bo jest to przykład wiązań trójatomych dwuelekronowych, w których atom wodoru jest tak mały – w sumie to cząstka elementarna –proton, iż nie przeszkadza w utworzeniu wiązania pomiędzy dwoma borami, tylko siedzi w środku tegoż wiązania.

Wodorki krzemu robią analogiczne łańcuchy jak występujące w alkanach:

\[CH_{3} - CH_{2} - CH_{3}\]

\[SiH_{3} - SiH_{2} - SiH_{3}\]

Natomiast raczej nie spotyka się wiązań podwójnych i potrójnych krzem- krzem dla tych związków.

Wodorki tych pierwiastków są mają budowę kowalencyjną, ale są niestabilne pod wpływem wody, z uwagi na występowania ujemnie naładowanego atomu wodoru w ich strukturze oraz dodatni ładunkowi wodoru w wodzie. Rozkłądają sie na odpowiednie kwasy tlenowe lub wodorotlenki pierwiastków, z wydzieleniem wodoru:

\[BeH_{2} + 2H_{2}O \rightarrow Be(OH)_{2} + 2H_{2}\]

\[BH_{3} + 3H_{2}O \rightarrow H_{3}BO_{3} + 3H_{2}\]

\[SiH_{4} + 4H_{2}O \rightarrow H_{4}SiO_{4} + \ 4H_{2}\]

W warunkach beztlenowych i bezwodnych można również uzyskiwać związki z niemetalami przez synproporcjonację z odpowiednimi wodorkami posiadającymi wodór na \(+ I\) stopniu utlenienia:

\[BeH_{2} + 2HCl \rightarrow BeCl_{2} + 2H_{2}\]

\[BH_{3} + NH_{3} \rightarrow (BN)_{n} + 3H_{2}\]

\[SiH_{4} + 4HF \rightarrow SiF_{4} + 4H_{2}\]

Przez wodorki obojętne rozumiemy wodorki praktycznie niereagujące z niczym z klasycznych odczynników z chemii nieorganicznej – ani kwasami, ani zasadami, ani wodą. Przykładami są wodorki węgla czyli alkany, alkeny, alkiny itp. oraz wodorek fosforu – \(PH_{3}\) . Niska reaktywność wynika z podobnej elektroujemności atomów tworzących te związki.

Wodorek o właściwościach zasadowych –amoniak . Amoniak ma właściwości zasadowe w wodzie, jest słabą zasadą:

\[NH_{3} + H_{2}O \rightleftarrows NH_{4}^{+} + OH^{-}\]

Reaguje także z kwasami dając sole amonowe (kation \(NH_{4}^{+}\) - kation amonowy, protonowany amoniak)

\[NH_{3} + HCl \rightarrow NH_{4}Cl\]

Dodanie silniejszej zasady do soli amonowej powoduje wyparcie amoniaku:

\[NH_{4}Cl + NaOH \rightarrow NH_{3} + H_{2}O + NaCl\]

Amoniak ma też właściwości kompleks twórcze względem części jonów metali, głównie z bloku d:

\[CuCl_{2} + 4NH_{3} \rightarrow Cu\left( NH_{3} \right)_{4}Cl_{2}\]

Lu jonowo:

\[Cu^{2 +} + 4NH_{3} \rightarrow Cu\left( NH_{3} \right)_{4}^{2 +}\]

Amoniak i inne wodorki zasadowe nie reagują z zasadami, jednak w środowisku bezwodnym reagują z zasadami z wyparciem wodoru:

\[Na + NH_{3} \rightarrow NaNH_{2} + \frac{1}{2}H_{2}\]

Otrzymany związek zwany amidkiem sodu jest jonowy, zbudowany z jonów \(Na^{+} + NH_{2}^{-}\) , w wodzie ulega reakcji rozkładu z wydzieleniem amoniaku:

\[NaNH_{2} + H_{2}O \rightarrow NaOH + NH_{3}\]

Sam amoniak obecnie otrzymywany jest w syntezie bezpośredniej

\[N_{2} + 3H_{2} \rightleftarrows 2NH_{3}\]

Metale I,II grupy –

są to metale (mocno) aktywne, a więc będące silnymi reduktorami (za wyjątkiem berylu).

Promień atomowy maleje w dół układu okresowego z wzrostem grupy, z uwagi na ilość powłok oraz ładunek jądra dla pierwiastków jednego okresu. Aktywność rośnie w dół układu okresowego powodu coraz lepszego ekranowania ładunku dodatniego po urwaniu wodoru oraz z spadkiem grupy (litowce bardziej aktywne niż berylowce). Należy przypomnieć sobie temat o układzie okresowym pierwiastków.

Reakcja tych metali z wodorem daje wodorki, omówione powyżej.

Spalenie metali aktywnych w nadmiarze tlenu daje nie tylko tlenki, ale tez nadtlenki i ponadtlenki. Nadtlenki to związki zawierające anion \(O_{2}^{2 -}\) z wiązaniem pojedynczym miedzy tlenami, a ponadtlenki to związki zawierające anion \(O_{2}^{-}\) . W ponadtlenkach krotność wiązania pomiędzy tlenami wynosi 1.5. Reakcje metali aktywnych w nadmiarze tlenu przedstawiono w tabeli:

Czynnikami, które powodują, że jeden metal daje nadtlenki drugi tlenki, a trzeci ponadtlenki są: aktywność metali – im bardziej aktywny metal tym szybciej będzie reagował oraz promień jonowy kationu metalu – metale o małym promieniu „zmieszczą się” przy anionie tlenkowym, natomiast kationy metalu o dużym promieniu zostaną otoczone przez dwa atomy tlenu:

)

Tlenki, nadtlenki i ponadtlenki są związkami jonowymi, zawierają kationy metalu i aniony odpowiednio

Tlenki \(O^{2 -}\)

Nadtlenki \(\lbrack O - O\rbrack^{2 -}\)

Ponadtlenki \(\lbrack O\ldots O\rbrack^{-}\) i tam jest wiązanie o krotności 3/2

Otrzymanie np. tlenku potasu jest możliwe jednak wymaga spalania tegoż potasu w KONTROLOWANEJ ilości tlenu, zgodnej z stechiometrią reakcji, lub redukcji nadtlenku czy ponadtlenku potasu za pomocą kontrolowanej stechiometrycznej ilości potasu:

\(KO_{2} + 3\ K \rightarrow 2K_{2}O\)

Związki te reagują z wodą i kwasami, pomimo, iż są jonowe nie dysocjują w wodzie tylko z nią reagują – są to związki o charakterze zasadowym.

W reakcji tlenków z wodą otrzymujemy wodorotlenki

\[K_{2}O + H_{2}O \rightarrow 2KOH\]

W reakcji nadtlenków z wodą (nadmiarem) otrzymujemy wodorotlenek i anion wody utlenionej \(H - O - O^{-} = HO_{2}^{-}\)

\[Na_{2}O_{2} + H_{2}O \rightarrow NaOH + NaOOH\]

W reakcji ponadtlenków otrzymujemy związki, które podali nam w informacji wstępnej, ale najczęściej będzie to zasada i tlen

\[2KO_{2} + H_{2}O \rightarrow 2KOH + \frac{3}{2}O_{2}\]

Używając natomiast kwasów zamiast wody otrzymywać będziemy sole oraz wodę/ wodę utlenioną \(H_{2}O_{2}\) lub tlen:

\[K_{2}O + 2HCl \rightarrow 2KCl + H_{2}O\]

\[Na_{2}O_{2} + 2HCl \rightarrow NaCl + H_{2}O_{2}\]

\[2KO_{2} + 2HCl \rightarrow 2KCl + H_{2}O + \frac{3}{2}O_{2}\]

Prawie wszystkie omawiane metale reagują z wodą z utworzeniem wodorotlenków oraz wydzieleniem wodoru, wyjątkami od tych reakcji są : beryl który nie reaguje z wodą i jego trzeba omówić oddzielnie oraz magnez nie reaguje z wodą na zimno, ale na ciepło zachodzi normalnie. Reaktywność metali w tych reakcjach zmienia się ze spadkiem elektroujemności, a więc w dół i w lewo układu okresowego (frans najbardziej reaktywny)

\[Cs + H_{2}O \rightarrow CsOH + \frac{1}{2}H_{2}\]

\[Ca + 2H_{2}O \rightarrow Ca(OH)_{2} + H_{2}\]

Wodorotlenki pierszej grupy są dobrze rozpuszczalne wszystkie (i w zasadzie wszystkie sole też, chyba jedyny wyjątek, który możesz spotkać to \(KClO_{4}\) ).

Wodorotlenek berylu jest źle rozpuszczalny, ma właściwości amfoteryczne

Wodorotlenek magnezu i wapnia są średnio rozpuszczalne, wodorotlenek magnezu może mieć właściwości amfoteryczne, jeżeli tak nam podadzą w informacji wstępnej.

Wszystkie dobrze rozpuszczalne wodorotlenki to silne zasady, zasadowość polega na tworzeniu jonów \(OH^{-}\) podczas dysocjacji w wodzie

Wyjątkiem jest beryl – ma właściwości amfoteryczne – czyli reaguje z kwasami i zasadami

\[Be + HCl \rightarrow BeCl_{2} + H_{2}\]

\[Be + 2H^{+} + 2Cl^{-} \rightarrow Be^{2 +} + 2Cl^{-} + H_{2}\]

\[Be + 2H^{+} \rightarrow Be^{2 +} + H_{2}\]

\[Be + 2H_{3}O^{+} \rightarrow Be^{2 +} + 2H_{2}O + H_{2}\]

W przypadku reakcji z zasadą otrzymujemy związek kompleksowy, reakcja zachodzi z wydzieleniem wodoru:

\[2NaOH + Be + 2H_{2}O \rightarrow Na_{2}\left\lbrack Be(OH)_{4} \right\rbrack + \ H_{2}\]

\[2OH^{-} + Be + 2H_{2}O \rightarrow Be(OH)_{4}^{2 -} + H_{2}\]

Zresztą wodór się musi wydzielić, z uwagi na to, że jest to redoks – beryl podwyższa swój stopień – coś musi obniżyć swój stopień utlenienia. Ogólnie obie reakcje, zarówno z kwasem jak i zasadą możemy traktować jako reakcji utlenienia – redukcji i tak je bilansować.

\(BeO\) jest amfoteryczny jest tlenkiem amfoterycznym, więc reaguje zarówno z kwasami jak i zasadami:

\[BeO + 2HCl \rightarrow BeCl_{2} + H_{2}O\]

\[BeO + 2H^{+} \rightarrow Be^{2 +} + H_{2}O\]

\[BeO + 2H_{3}O^{+} \rightarrow Be^{2 +} + 3H_{2}O\]

Ale również, jako w zasadzie jedyny z tlenków metali I, II grupy reaguje z zasadami, dając jon kompleksowy \(Be(OH)_{4}^{2 -}\ l.k = 4,\ dwukrotność\ ładunku\)

\[BeO + 2NaOH + H_{2}O \rightarrow Na_{2}Be(OH)_{4}\]

\[BeO + 2OH^{-} + H_{2}O \rightarrow Be(OH)_{4}^{2 -}\]

Amfoteryczny jest również ciężko rozpuszczalny wodorotlenek berylu:

\[Be(OH)_{2} + 2HNO_{3} \rightarrow Be\left( NO_{3} \right)_{2} + 2H_{2}O\]

\[Be(OH)_{2} + 2H^{+} \rightarrow Be^{2 +} + 2H_{2}O\]

\[Be(OH)_{2} + 2KOH \rightarrow K_{2}\lbrack Be(OH)_{4}\rbrack\]

\[Be(OH)_{2} + 2OH^{-} \rightarrow Be(OH)_{4}^{2 -}\]

Jony metalu drugiej grupy – wapnia występują w minerałach –gipsie i wapniu.

Wapień(minerał) to węglan wapnia \(CaCO_{3}\)

Ogrzewanie wapnia powoduje jego rozkład termiczny w myśl reakcji:

\[CaCO_{3} -^{\Delta T} \rightarrow CaO + CO_{2}\]

Tlenek wapnia \(CaO\) nazywany jest w związku z metodą otrzymywania wapnem palonym.

Dodanie wapna palonego do wody daje wapno gaszone – czyli wodorotlenek wapnia \(Ca(OH)_{2}\)

\[CaO + H_{2}O \rightarrow Ca(OH)_{2}\]

Wodny nasycony roztwór wodorotlenku wapnia nazywany jest wodą wapienną, \(Ca{(OH)_{2}}_{Aq}\) . Roztworu tego używa się do wykrywania obecności \(CO_{2}\) w gazie, przepuszczając badane gazy przez te roztwór. Podczas przepuszczania przez klarowny roztwór wody wapiennej \(CO_{2}\) następuje wytrącenie osadu węglanu wapnia:

\[Ca(OH)_{2} + CO_{2} \rightarrow CaCO_{3} + H_{2}O\]

\[Ca^{2 +} + 2OH^{-} + CO_{2} \rightarrow CaCO_{3} \downarrow + H_{2}O\]

Przy przepuszczaniu zbyt dużej ilości \(CO_{2}\) przez roztwór można obserwuje rozpuszczenie powstałego osadu \(CaCO_{3}:\)

\[CaCO_{3} + H_{2}O + CO_{2} \rightarrow Ca\left( HCO_{3} \right)_{2}\]

\[CaCO_{3} + H_{2}O + CO_{2} \rightarrow Ca^{2 +} + 2HCO_{3}^{-}\]

Jak dobrze wiemy wapień ( \(CaCO_{3}\) ) krasowieje (czyli zachodzą tam reakcje krasowienia, robią się stalagdyty, stalagmity, stalagnaty). Do procesu krasowienia potrzebna jest woda i \(CO_{2}\) . Zachodzi wówczas odwracalny proces rozpuszczania \(CaCO_{3}\) przez tworzenie rozpuszczalnego wodorowęglanu:

\[CaCO_{3} + H_{2}O + CO_{2} \rightleftarrows Ca\left( HCO_{3} \right)_{2}\]

Jonowo

\[CaCO_{3} + H_{2}O + CO_{2} \rightleftarrows Ca^{2 +} + 2HCO_{3}^{-}\]

Reakcja ta jest odwracalna, więc wapień się stale rozpuszcza i osadza, a rozpuszczając spływa w dół rosnącego stalagdytu i spadając na rosnący stalagmit. Dłuższe przebywanie roztworu w stanie równowagi na powierzchni tworów skalnych powoduje wzrost tych formacji skalnych.

Kolejnym miejscem, gdzie występują związki z kationami metali drugiej grupy to kamień kotłowy – czyli kamień osadzający się podczas gotowania wody. W wodzie występują jony \(Ca^{2 +}\ i\ Mg^{2 +}\) oraz jony \(HCO_{3}^{-}\) . Podczas gotowania wody następuje proces rozkładu jonow \(HCO_{3}^{-}\) , w myśl reakcji, z wytrąceniem ciężko rozpuszczalnych węglanów:

\[Ca^{2 +} + 2HCO_{3}^{-} \rightarrow CaCO_{3} + H_{2}O + CO_{2}\]

Proces ten jest nieodwracalny, bo usuwamy \(CO_{2}\) , więc podczas gotowania wody w czajniku osadzają się na ścianach węglany wapnia i magnezu.

Chcąc się pozbyć kamienia kotłowego – czyli osadzonych węglanów najczęściej stosuje się wyparcie słabego kwasu przez mocniejszy kwas – w tym wypadku to kwas octowy. Octany wapnia i magnezu są dobrze rozpuszczalne, co umożliwia ich łatwe usunięcie przez wylanie powstałego roztworu. Zachodzi wówczas reakcja:

\[CaCO_{3} + CH_{3}COOH \rightarrow Ca\left( CH_{3}COO \right)_{2} + H_{2}O + CO_{2}\]

\[CaCO_{3} + CH_{3}COOH \rightarrow Ca^{2 +} + 2CH_{3}COO^{-} + H_{2}O + CO_{2}\]

Gips i zaprawa gipsowa

Zaprawa gipsowa to półwodny siarczan wapnia i ma wzór \(CaSO_{4}·0.5\ H_{2}O\) = \(\left( CaSO_{4} \right)_{2}·H_{2}O\)

Podczas wiązania zaprawy gipsowej polewamy ją wodą, zachodzi wówczas reakcji wchłania tej wody w strukturę krystaliczną \(CaSO_{4}·0.5\ H_{2}O\) z utworzeniem innego hydratu:

\[CaSO_{4}·0.5\ H_{2}O + 1.5H_{2}O \rightarrow CaSO_{4}·2H_{2}O\]

\[\left( CaSO_{4} \right)_{2}·H_{2}O + 3H_{2}O \rightarrow 2CaSO_{4}·2H_{2}O\]

Gips można odwadniać, co wykorzystuje się podczas otrzymywania gipsu budowlanego:

\[CaSO_{4}·2H_{2}O \rightarrow CaSO_{4}·0.5H_{2}O + 1.5H_{2}O \uparrow\]

Dalsze odwodnienie gipsu powoduje przekształcenie go w formę niewiążącą wodę:

\[CaSO_{4}·0.5\ H_{2}O \rightarrow CaSO_{4} + \ 0.5H_{2}O \uparrow\]

\(CaSO_{4}\) nie ma już właściwości higroskopijnych

Dolomit = \(CaCO_{3} + MgCO_{3}\) lubią tą nazwę w biomedice, a i po maturach się przewija.

Wodorotlenki wiemy jak reagują, piszemy w formie jonowej dla dobrze rozpuszczalnych wodorotlenków \(I\ grupa + Ba(OH)_{2} + Sr(OH)_{2}\) natomiast piszemy również jonowo, jeżeli mamy zapis \(Ca(OH)_{2}^{aq}\ Mg(OH)_{2}^{aq}\)

Kwestia berylu

Beryl jest pojebany jak bor

\[Be + 2HCl \rightarrow BeCl_{2} + H_{2}\]

\[Be + 2H^{+} \rightarrow Be^{2 +} + H_{2}\]

\[Be + 3H_{3}O^{+} \rightarrow Be^{2 +} + 2H_{2}O + H_{2}\]

Natomiast reakcja z zadami również przebiega z wydzieleniem wodoru

\[Be + 2NaOH + 2H_{2}O \rightarrow Na_{2}Be(OH)_{4} + H_{2}\]

\[Be + 2OH^{-} + 2H_{2}O \rightarrow Be(OH)_{4}^{2 -} + H_{2}\]

Metale I, II grupy otrzymujemy zwykle poprostu przez elektrolize stopionych tlenków lub soli (chlorki)

\[2NaCl \rightarrow 2Na + Cl_{2}\]

\[2BaO \rightarrow 2Ba + O_{2}\]

Metale aktywne (te bardzo atywne, czyli dół pierszego okresu) reagują również z azotem dając azotki czyli związki zawierające kation metalu i anion azotu \(N^{3 -}\) (i ogólnie reagują z wszystkim czemu można oddać elektron) oraz z innymi półmetalami i niemetalami:

\[4Na + Si \rightarrow Na_{4}Si\]

\[6K + N_{2} \rightarrow 2K_{3}N\]

Azotek potasu zbudowany jest z \(K_{3}N = 3xK^{+}\ \ N^{3 -}\)

Azotki są związkami jonowymi, ale jest nietrwały względem wody – są silniejszymi zasadami od jonu \(OH^{-}\) , i przyłączają kolejno protony z wody

\[\mathbf{O}\]

\[K_{3}N + H_{2}O \rightarrow KOH + K_{2}NH\]

\[NH^{2 -} = jon\ imidkowy\]

\[K_{3}N + 2H_{2}O \rightarrow 2KOH + KNH_{2}\]

\[NH_{2}^{-} = jon\ amidkowy\]

\[K_{3}N + 3H_{2}O \rightarrow 3KOH + NH_{3}\]

\[K^{+}\]

Analiza płomieniowa- kationy metali I, II grupy mają określone barwy