POWRÓT

SEMESTR II

KLASY ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH


Spis treści rozdziału - tutaj kliknij

Chemia nieorganiczna
Podstawowe klasy - nazewnictwo związków nieorganicznych
Pierwiastki bloku s i p
Pierwiastki bloku d
Pierwiastki bloku f

 

Chemia nieorganiczna

   


Chemia nieorganiczna jest chemią wszystkich pierwiastków za wyjątkiem związków węgla, będących przedmiotem badań chemii organicznej. Ucząc się chemii nieorganicznej poznamy właściwości i przemiany jakim podlegają pierwiastki i ich związki chemiczne. Ale interpretując istnienie i zachowania się związków nieorganicznych, będziemy musieli skorzystać z wcześniej poznanych teorii budowy atomu, teorii wiązan chemicznych i teorii opisujących zjawiska towarzyszące przemianom chemicznym.
Podstawowe klasy związków nieorganicznych to:

  • pierwiastki, wśród których wyróżniamy gazy atomowe (He, Ne) lub cząsteczkowe (O2, N2), cząsteczkowe substancje stałe (diament, grafit, S8) oraz metale stałe lub ciekłe (Fe, Na, Hg),
  • związki jonowe, którymi są sole (NaCl), wodorotlenki (NaOH), kwasy (HNO3) i tlenki metali (CaO, Na2O),
  • związki cząsteczkowe, którymi są tlenki niemetali (NO, SO2, CO2).

Wiekszość reakcji nieorganicznych należy do jednej lub kilku następujących klas z którymi już zapoznaliśmy się. Tymi reakcjami są reakcje zobojętniania, wymiany, syntezy, analizy i utleniania - redukcji.

Do góry


 

Podstawowe klasy - nazewnictwo związków nieorganicznych

   


Wiele związków nieorganicznych z którymi spotykamy się codziennie ma nazwy zwyczajowe i nazwy systematyczne. Przykłady nazw zwyczajowych to: woda, sól kuchenna, amoniak, kwarc i cukier. Natomiast nazwy systematyczne oparte są o reguły IUPAC (Union of Pure and Applied Chemistry - Międzynarodowa Unia Chemii Czystej i Stosowanej) i mają zastosowanie do wszystkich związków chemicznych. Celem tych reguł jest osiągnięcie zgodności w zakresie stosowanych wzorów i używanych nazw.
Do czego jest nam potrzebna znajomość tych reguł? Otóż znając reguły nadawania związkom nazw systematycznych unikamy konieczności zapamiętywania nazw poszczególnych związków a których jest tysiące.

Ogólne zasady nazewnictwa systematycznego

Nadawanie systematycznych nazw związkom nieorganicznym opiera się na różnych regułach, a wybór reguły jest uzależniony od budowy cząsteczki. Przykładem mogą być reguły zastosowane do nazewnictwa związków jonowych i cząsteczkowych. Dlatego zanim przystąpimy do nadania nazwy związkowi nieorganicznemu w pierwszej kolejności należy zidentyfikować typ związku. Po identyfikacji dokonujemy wyboru reguły i postępujemy zgodnie z poniższymi zasadami.

Związki jonowe Nazwa związków jonowych składa się z nazwy anionu (pierwiastek o wyższej elektroujemności) i nazwy kationu (pierwiastek o niższej elektroujemności), przy czym obie nazwy pisane są w dopełniaczu. I tak z nazwy chlorek sodu NaCl odczytamy, że jest on związkiem zawierającym jony Na+ i Cl-. Często jest tak, że kationy pierwiastka w związkach chemicznych mogą posiadać różne stopnie utlenienia. Przykładem jest żelazo które może występować jako Fe(II), Fe(III). W tym przypadku do nazwy musimy wprowadzić zapis informujący nas o takim fakcie. Dokonuje się tego poprzez dopisanie do symbolu pierwiastka cyfry rzymskiej odpowiadającej wartości stopnia utlenienia (CuCl - chlorek miedzi(I), CuCl2 - chlorek miedzi(II).
Aniony mogą zawierać jeden atom lub grupę atomów. Przy anionie jednoatomowym w nazwie do nazwy pierwiastka dodajemy koncówkę -ek; np. Cl-, chlorek (KCl - chlorek potasu). Dla anionów zawierających więcej jak jeden atom, którymi są reszty kwasowe i grupy wodorotlenowe, nazwę wyprowadzamy od nazwy anionu. Jeżeli jest to reszta kwasowa, w nazwie należy uwzględnić stopeń utlenienia atomu centralnego reszty kwasowej, np. FeSO4 - siarczan(VI) żelaza(II). Przy wodorotlenkach piszemy słowo wodorotlenek i dopisujemy nazwę kationu, np. NaOH - wodorotlenek sodu
Związki cząsteczkowe Ta grupa związków chemicznych dzieli się na dwie podgrupy, tj.:

  • związki cząsteczkowe zawierające dwa pierwiastki (P2O5, HBr)
  • związki cząsteczkowe zawierające więcej jak dwa pierwiastki (H2SO4).

Dla związków dwuskładnikowych do nazw wprowadza się greckie przedrostki liczebnikowe, określające liczby atomów każdego typu. Nie stosuje się przedrostków, gdy występuje tylko jeden atom pierwiastka.

Przedrostki stosowane w nazwach związków

Przedrostek

Znaczenie

di-

2

tri-

3

tetra-

4

penta-

5

heksa-

6

hepta-

7

Większość pospolitych dwuskładnikówych związków zawiera przynajmniej jeden pierwiastek z 16 i 17 grupy. Pierwiastki te, z końcówką -ek, stanowią pierwszą część nazwy związku. Oto przykłady; N2O5 - pentatlenek diazotu. Do tej grupy zaliczamy również związki, których wzór zaczyna się od H, a związek istnieje w roztworze wodnym. Są to kwasy. Wtedy w nazwie do słowa kwas dodajemy słowo złożone z rdzenia nazwy pierwiastka i końcówki -wodorowy. Przykład: HCl - kwas chlorowodorowy.
Dużą grupą związków cząsteczkowych zawierających więcej jak dwa pierwiastki są kwasy, które jest łatwo rozpoznać, ponieważ wzór związku zaczyna się od atomów wodoru. Nazwę kwasu tworzy się ze słowa kwas i nazwy anionu. W nazwie anionu należy należy uwzglednic stopień utlenienia atomu centralnego. Przykłady takich związków to kwas azotowy(V), HNO3, kwas siarkowy(VI), H2SO4.
Ponadto nie należy zapominać, że w powszychnym użyciu mają zastosowanie nazwy zwyczajowe lub inne uproszczenia. Przykładem może być nazewnictwo związków cząsteczkowych dwuskładnikowych. W niektórych podręcznikach nazwy dla tej grupy związków wyprowadzono zgodnie z regułą dla nazewnictwa cząsteczek jonowych, np.: SO2 - tlenek siarki(IV), P4O10 - tlenek fosforu(V).
Poniżej przedstawiono bardziej szczegółowe zasady nazewnictwa dla wielu połączeń związków nieorganicznych.


Nazewnictwo połączeń metal - niemetal

Najczęściej są to związki o budowie jonowej do których zaliczamy; tlenki, siarczki, chlorki.
Podczas nadawania nazwy dla tej grupy związków stosujemy się do następujących zasad:

  • nazwy związków tworzy się z nazw obu pierwiastków
  • w nazwie jako pierwszy wymienia się nazwę anionu (pierwiastek o wyższej elektroujemności) dodając końcówkę -ek albo -ik
  • w drugiej kolejności podaje się nazwę kationu (pierwiastek o niższej elektroujemności)
  • w trzeciej kolejności - podanie stopnia utlenienia kationu. Jeżeli jest to nazwa pisana, wartościowość metalu piszemy za symbolem metalu w nawiasie.

Przykład

Tlenki o budowie jonowej- nazewnictwo

Nazwa tlenku

Wzór chemiczny

tlenek chromu(II)

CrO

tlenek chromu(III)

Cr2O3

tlenek żelaza(II)

FeO

tlenek żelaza(III)

Fe2O3

tlenek glinu

Al2O3

Jeżeli istnieje tylko jeden związek między oboma pierwiastkami, to wartościowości metalu nie podaje się.

Przykład

Al2O3 - tlenek glinu


Nazwy związków utworzonych z dwóch niemetali

Nazwy tej grupy związków chemicznych tworzy się z:

  • z nazwy greckiego liczebnika (mono, di, tri, tetra, penta, keksa, hepta) określającego liczbę atomów pierwiastka o wyższej elektroujemności,
  • nazwy pierwiastka o wyższej elektroujemności z koncówką -ek lub -ik
  • nazwy greckiego liczebnika określającego liczbę atomów pierwiastka o niższej elektroujemności,
  • nazwy pierwiastka o niższej elektroujemności.

Przykład

Tlenki - nazewnictwo

Nazwa tlenku

Wzór chemiczny

tlenek diazotu

N2O

tlenek azotu

NO

ditlenek siarki

SO2

tritlenek siarki

SO3

heptatlenek dichloru

Cl2O7

pentatlenek difosforu

P2O5


Nazwy kwasów, wodorotlenków i soli

Nazwy kwasów - nazwę kwasu tworzy się ze słowa kwas i z nazwy pierwiastka albo substancji wyjściowej z której utworzony jest kwas. Takimi substancjami wyjściowymi najczęściej spotykanymi są chlorowcowodory, siarkowodór, cyjanowodór, itd, które rozpuszczone w wodzie tworzą kwasy beztlenowe.

Przykład nazwy kwasu beztlenowego

Kwasy

Nazwa kwasu

Wzór chemiczny

kwas chlorowodorowy

HCl

kwas bromowodorowy

HBr

kwas jodowodorowy

HI

kwas fluorowodorowy

HF

kwas siarkowodorowy

H2S

W przypadku kwasów tlenowych w nazwie oprócz wyrazu kwas podaje się nazwę atomu centralnego z którego utworzony jest kwas oraz stopień utlenienia tego atomu (umieszczony w nawiasie).

Przykład nazwy kwasu tlenowego

Kwasy

Nazwa kwasu

Wzór chemiczny

kwas siarkowy(IV)

H2SO3

kwas siarkowy(VI)

H2SO4

kwas węglowy

H2CO3

kwas fosforowy(V)

H3PO4

kwas azotowy(V)

HNO3

kwas azotowy(III)

HNO2

Jeżeli atom centralny w kwasach ma tylko jeden stopień utlenienia, to nie podaje się stopnia utlenienia.

Przykład nazwy kwasu tlenowego (atom centralny ma tylko jeden stopień utlenienia)

H2CO3 - kwas węglowy

Nazwy wodorotlenków - tworzy się z:

  • słowa wodorotlenek
  • nazwy kationu (metalu lub amonu)
  • wartościowości (stopnia utlenienia) kationu metalu, podanej cyframi rzymskimi, umieszczonej w nawiasie. Jeżeli kation metalu ma tylko jedną wartościowość, to nie podaje się jego wartościowości.

Przykład nazwy wodorotlenku

Wodorotlenki

Nazwa kwasu

Wzór chemiczny

wodorotlenek sodu

NaOH

wodorotlenek potasu

KOH

wodorotlenek wapnia

Ca(OH)2

wodorotlenek magnezu

Mg(OH)2

wodorotlenek glinu

Al(OH)3

wodorotlenek żelaza(III)

Fe(OH)3

wodorotlenek miedzi(II)

Cu(OH)2

Nazwy soli - tworzy się z:

  • nazwy anionu
  • nazwy kationu (metalu lub amonu)
  • wartościowości (stopnia utlenienia) kationu metalu, podanej cyframi rzymskimi, umieszczonej w nawiasie. Jeżeli kation metalu ma tylko jedną wartościowość, to nie podaje się jego wartościowości.

Jeżeli mamy do czynienia z solami kwasów beztlenowych to nazwie anionu występuje końcówka -ek.

Przykład nazwy soli kwasu beztlenowego

Sole kwasu solnego (chlorowodorowego) nazywamy chlorkami

KCl - chlorek potasu
FeCl2 - chlorek żelaza(II)

Sole kwasu siarkowodorowego nazywamy siarczkami

Na2S - siarczek sodu
Fe2S3 - siarczek żelaza(III)

Uwaga: Jeżeli kation metalu ma tylko jedną wartościowość, to nie podaje się jego wartościowości.

Jeżeli mamy do czynienia z solami kwasów tlenowych to w nazwie anionu występuje końcówka -an. Ponadto należy podać stopień utlenienia atomu centralnego w przypadku reszty kwasowej w której atom centralny może przyjmować różne stopnie utlenienia.

Przykład nazwy soli kwasu tlenowego

Sole kwasu siarkowego(IV) nazywamy siarczanami(IV)

Na2SO3 - siarczan(IV) sodu
FeSO3 - siarczan(IV) żelaza(II)

Sole kwasu siarkowego(VI) nazywamy siarczanami(VI)

CaSO4 - siarczan(VI) wapnia
FeSO4 - siarczan(VI) żelaza(II)

Sole kwasu węglowego nazywamy węglanami

MgCO3 - węglan magnezu
K2CO3 - węglan potasu

Sole kwasu azotowego(V) nazywamy azotanami(V)

Ca(NO3)2 - azotan(V) wapnia
KNO3 - azotan(V) potasu

Sole kwasu fosforowego(V) nazywamy fosforanami(V)

Ca3PO4 - fosforan(V) wapnia
AlPO4 - fosforan(V) glinu

Uwaga: Jeżeli kation metalu ma tylko jedną wartościowość, to nie podaje się jego wartościowości.

Nazwy wodorosoli tworzy się przez dodanie do nazw soli przedrostka wodoro i ewentualnie liczebnika, np:

Przykład nazwy wodorosoli

Na2SO3 - siarczan(IV) sodu
NaHSO4 - wodorosiarczan(VI) sodu

Do góry


 

Pierwiastki bloku s i p

   


Grupa Ia - litowce

Do 1 grupy układu okresowego, tzw. grupy litowców, należą następujące pierwiastki: lit(Li), sód(Na), potas(K), rubid(Rb), cez(Cs) oraz nietrwały promieniotwórczy frans(Fr)
Atomy wszystkich wymienionych pierwiastków mają w zewnętrznej powłoce elektronowej jeden elektron walencyjny zajmujący w stanie podstawowym orbital ns1 (dla litu n=2, dla sodu n=3, ...... dla fransu n=7); elektron ten łatwo jest oddawany przez pierwiastki a atomy przechodzą w jony jednododatnie.

Z niewysokich potencjałów jonizacyjnych litowców (520kJ dla litu, 375 dla Cs) wynika iż metale te są najsilniejszymi reduktorami.

Dzięki temu pod działaniem promieniowania elektromagnetycznego w zakresie widzialnym (zastosowanie Cs w komórkach fotoelektrycznych), jak również w temperaturze palnika gazowego następuje wzbudzenie elektronów na wyższe poziomy energetyczne. Dlatego pierwiastki te dają charakterystyczne zabarwienie palnika: Li-karminowe, Na-żółte, K-fioletowe, Rb-fioletowo-czerwone, Cs-niebieskie. Zjawisko to wykorzystuje się do jakościowego wykrywania litowców.

Wszystkie litowce są metalami. Właściwości litowców podaje tablica 1.

Tablica 1

Właściwości fizyczne litowców

Z

Symbol

Elektrony
walencyjne

Gęstość
(g/cm3)

Tmp.
topnienia
(oK)

Tmp.
wrzenia
(oK)

Promień jonu
(oA)

Energia jonizacji
(J/kmol)*10-6

Energia hydratacji
(J/kmol)*10-6

Eo
M+/M
(V)

3

Li

2s1

0,53

454

1640

0,68

519

506

-3,02

11

Na

3s1

0,97

371

1163

0,98

496

398

-2,71

19

K

4s1

0,86

336

1040

1,33

419

318

-2,93

37

Rb

5s1

1,53

312

970

1,48

402

288

-2,99

55

Cs

6s1

1,90

302

958

1,67

367

260

-2,99

Eo - potencjał normalny elektrody.

Występowanie i otrzymywanie

Sód i potas są dość powszechnymi składnikami składnikami litosfery (po ok. 2,5%), ale ze względu na dużą reaktywność chemiczną pierwiastki tej grupy nie występują w przyrodzie w stanie wolnym lecz wyłącznie w postaci związków najczęściej jako chlorki, siarczany, węglany, rzadziej azotany i fosforany. Podstawowym źródłem sodu jest chlorek sodu, który w postaci rozpuszczonej znajduje się w wodzie morskiej a w postaci stałej w złożach surowców mineralnych. W Polsce chlorek sodu tworzy złoża kopalne znajdujące się w okolicach Inowrocławia, Bochni i w Wieliczce.

Potas jest tylko nieco mniej niż sód rozpowszechniony w skorupie ziemskiej. Zródłem potasu są kopalne złoża KCl (sylwin), KCl*MgCl2*6H2O (karnalit) oraz KCl*MgSO4*3H2O (kainit), towarzyszące złożom soli kuchennej.
Z powodu bardzo dużej reaktywności chemicznej, czysty sód i potas otrzymuje się na drodze elektrolizy ich stopionych chlorków lub wodorotlenków. Na przykład sód na skalę techniczną otrzymuje się przez elektrolizę stopionego chlorku sodowego (NaCl). Przez wanny elektrolityczne zawierające stopiony NaCl przepuszcza się prąd elektryczny i NaCl rozkłada się dając sód metaliczny na elektrodzie ujemnej i wolny chlor gazowy na elektrodzie dodatniej. Jest to proces pochłaniający znaczne ilości energii elektrycznej i wielkiego trudu wymaga utrzymanie sodu i chloru z dala od siebie; w przeciwnym razie będą łączyć się ze sobą z utworzeniem NaCl.

Zastosowanie

Lit i sód, a także i potas polepszają własności mechaniczne jak i antykorozyjne magnezu, glinu i ołowiu, wypełniając między ich atomami luki sieciowe. Lit stosowany jest jako katalizator w reakcji polimeryzacji izoprenu. Stop litu z magnezem i niewielkim dodatkiem srebra o d < 1 g/cm3 wykazuje dobre własności antykorozyjne i wytrzymałościowe. Sód w stanie stopionym stosowany jest jako chłodziwo (reaktory atomowe).
Rubid stosowany jest do produkcji żarówek o świetle zbliżonym do dziennego, a cez do produkcji katod w fotokomórkach.
Najważniejszymi i najbardziej rozpowszechnionymi w przyrodzie pierwiastkami są sód i potas.

Ze związków sodu największe znaczenie posiada chlorek sodowy NaCl, węglan sodowy (Na2CO3) zwany sodą kalcynowaną otrzymywany w reakcji.

NaCl + NH3 + H2O + CO2 --> NH4Cl + NaHCO3
2NaHCO3 ---> Na2CO3 + H2O + CO2

Druga reakcja przebiega w temperaturze 160-180 oC.
Wodorotlenek sodowy NaOH otrzymuje się na drodze elektrolizy NaCl i w reakcji

Na2CO3 + Ca(OH)2 --> CaCO3 + 2NaOH

NaOH jest substancją żrącą i należy do najbardziej znanych i szeroko stosowanych produktów przemysłu chemicznego. Służy do wyrobu: mydła i środków piorących, celulozy i papieru, jedwabiu wiskozowego, szkła, barwników oraz do syntezy innych związków chemicznych. Jest jednym z podstawowych odczynników stosowanych w laboratoriach chemicznych. Ma również zastosowanie w gospodarstwie domowym do udrażniania kanalizacji. Roztwory sody kaustycznej są w dotyku śliskie jak mydło i działają wybitnie niszcząco na naskórek (stąd inna jej nazwa "soda żrąca").

Z innych związków chemicznych sodu i potasu największe znaczenie mają:

  • NaCl (sól kuchenna) - jest podstawowym źródłem sodu i chloru w przemyśle. Chlorek sodu jest również dodatkiem do potraw. Spożywany zapewnia właściwy skład płynów ustrojowych w organizmach żywych, w których występuje pod postacią jonów. Jony sodu i potasu zapewniają prawidłową gospodarkę wodną oraz są niezbędne do prawidłowej pobudliwości nerwowo - mięśniowej. Są wydalane z organizmu z moczem i potem, dlatego należy stale je dostarczać organizmowi z pożywieniem, np. z NaCl. Szczególnie jest to ważne podczas pracy w trudnych warunkach i w upalne dni. W tym okresie zaleca się picie dużej ilości lekko osolonych płynów.
  • KOH - podobnie jak NaOH ma zastosowanie w produkcji mydeł płynnych.
  • Węglany potasu (K2CO3) - są surowcami dla przemysłu szklarskiego. Stapiane z piaskiem dają szkło.
  • Azotany(V) sodu i potasu (NaNO3, KNO3) - znane jako saletry. Są surowcami do produkcji nawozów sztucznych i materiałów wybuchowych.
  • NaHCO3 (soda oczyszczona) - ma zastosowanie w przemyśle spożywczym i farmaceutycznym.

Grupa 2 - berylowce

Do metali drugiej grupy układu okresowego berylowców należą: beryl (Be), magnez (Mg), wapń (Ca), stront (Sr), bar (Ba) i promieniotwórczy rad (Ra). W stanie podstawowym wykazują kofigurację elektronów walencyjnych ns2, przy czym n=2 dla Be, 3 dla Mg,.....itd. Z powodu mniejszych promieni od litowców, berylowce posadają nieco większą gęstość, twardość, mniejszą lotność i wyższe potencjały jonizacyjne (tablica 2).

W berylowcach podobnie jak litowcach w wyniku działania promieniowania elektromagnetycznego w zakresie widzialnym, jak również w temperaturze palnika gazowego następuje wzbudzenie elektronów na wyższe poziomy energetyczne. Dlatego pierwiastki te dają charakterystyczne zabarwienie palnika: Ca - ceglastoczerwone, Sr - karminowo czerwone, Ba - zielone. Zjawisko to wykorzystuje się do jakościowego wykrywania berylowców.

Tablica 2

Właściwości fizyczne berylowców

Z

Symbol

Elektrony
walencyjne

Gęstość
(g/cm3)

Tmp.
topnienia
(oK)

Tmp.
wrzenia
(oK)

Promień jonu
(oA)

Energia jonizacji
(J/kmol)*10-6

Energia hydratacji
(J/kmol)*10-6

Eo
M2+/M
(V)

4

Be

2s2

1,84

1556

2750

0,30

1780

2380

-1,70

12

Mg

3s2

1,74

929

1400

0,65

1470

1910

-2,34

20

Ca

4s2

1,55

1123

1750

0,94

1140

1650

-2,87

38

Sr

5s2

2,60

1043

1640

1,10

1050

1480

-2,89

56

Ba

6s2

3,74

983

1950

1,29

960

1270

-2,90

Występowanie i otrzymywanie

Metale 2 grupy spotykane są w przyrodzie wyłącznie w związkach w których występują tylko w stopniu utlenienia II, głównie jako dwudodatnie jony. Rozpuszczalność w wodzie maleje ze wzrostem masy atomowej. Ze wzrostem wielkości atomów maleje wartość potencjału jonizacyjnego oraz zwiększają się własności zasadowe.
Metale 2 grupy, podobnie jak litowce, otrzymuje się z ich związków, na drodze redukcji katodowej stopionych soli.
Do najpospolitszych pierwistków 2 grupy, najczęściej spotykanych w przyrodzie należą wapń i magnez, występujące w postaci następujących związków:

  • wapieni CaCO3
  • magnezytów, których głównym składnikiem jest MgCO3
  • węglanu magnezowo-wapniowego
  • tzw. dolomitu MgCO3*CaCO3
  • siarczanu wapniowego CaSO4
  • fosforanu wapniowego Ca3(PO4)2
  • chlorku wapniowego CaCl2 i MgCl2.

Wapń jest pierwiastkiem najpospolitszym spośród pierwiastków 2 grupy a najbardziej rozpowszechnionym minerałem jest węglan wapniowy CaCO3, który jest składnikiem różnorodnych skał, jak wapień, marmur i kreda. Bardzo pospolitym minerałem jest gips (CaSO4*2H2O). W wielu przypadkach zawdzięcza on swoje pochodzenie złożom wapienia, na które działał kwas siarkowy powstający w wyniku utleniania minerałów siarczkowych. Inne minerały zawierające wapń, to; fosforyt (Ca3(PO4)2) i apatyt 3Ca3(PO4)2*CaF2.
Magnez jest również pierwiastkiem pospolitym. Jego bogatym źródłem jest woda morska, gdzie występuje pod postacią MgCl2. Bardzo pospolitym minerałem jest dolomit (MgCO3*CaCO3, który tworzy całe łańcuchy górskie, np. Dolomity w Alpach) oraz magnezyt (MgCO3).
Ponieważ minerały wapnia i magnezu są bardzo rozpowszechnionymi w przyrodzie, dlatego większość wód zawiera małe ilości jonów Ca2+ oraz Mg2+ w postaci rozpuszczonych w niej wodorowęglanów (Ca(HCO3)2), siarczanów i chlorków. Powodują one zjawisko nazywane twardością wody. Jest to zjawisko niepożądane ze względu na powstawanie nierozpuszczalnych osadów podczas gotowania wody lub podczas dodawania do niej mydła.
Osady, które osadzają się na ścianach naczyń, kotłów noszą nazwę kamienia kotłowego. Taki osad pogarsza wymianę ciepła, a nawet może spowodować awarię kotła. Dlatego woda używaną w kotłach zmiękcza się, wytrącając z niej jony Ca2+ i Mg2+ w postaci nierozpuszczalnych soli (CaCO3 i MgCO3). Inny problem powstaje podczas używania wody "twardej" do mycia i prania. Jony Ca2+ oraz Mg2+ znajdujące się w "twardej" wodzie w połączeniu z resztą kwasową kwasów tłuszczowych znajdujących się w mydle, wytrącają nierozpuszczalne osady. W praktyce często to uniemożliwia mycie lub pranie. W celu wyeliminowania tego problemu wiele proszków do prania zawiera środki zmiękczające wodę.

W rejonach gdzie występują skały wapienne, w jaskiniach obserwuje się zjawisko tworzenia oryginalnych form skalnych tzw. stalaktytów i stalagmitów. Przyczyną jest zjawisko erozji, które polega na powolnym rozpuszczaniu skał wapiennych z utworzeniem dobrze rozpuszczalnego wodorowęglanu wapnia.CaCO3 + H2O + CO2 --> Ca(HCO3)2. Dwutlenek węgla (CO2) pochodzi z atmosfery. Z wodnego roztworu Ca(HCO3)2 wolno ściekającego po ścianach jaskiń, po częściowym odparowaniu wody wytrąca się osad CaCO3, tworząc naciek.

Ca(HCO3)2 --> CaCO3(osad) + H2O + CO2

Właściwości chemiczne

Spalone w powietrzu lub w tlenie tworzą odpowiednie tlenki.

2Mg + O2 --> 2MgO
2Ca + O2 --> 2CaO

Tlenki berylowców otrzymuje się również przez rozkład termiczny węglanów, azotanów, szczawianów lub wodorotlenków. Temperatura topnienia tlenków jest stosunkowo wysoka (MgO - 2800oC).
Wapń, stront i bar reagują juz z zimną wodą, wydzielając z niej wodór

Ca + 2H2O --> Ca(OH)2 + H2

Beryl i magnez reagują w podobny sposób z wodą wrzącą lub przegrzaną parą wodną.
Beryl różni się zasadniczo od pozostałych pierwiastków 2 grupy głównie dlatego, że atomy jego mają mniejsze rozmiary, a ponadto jest wśród nich najbardziej elektroujemny.
Stopiony chlorek berylu, w przeciwieństwie do stopionych chlorków pozostałych metali 2 grupy nie przewodzi prądu elektrycznego. Jest to dowodem, że w związku tym nie występuje wiązanie jonowe jak w pozostałych chlorkach, lecz wiązanie atomowe spolaryzowane.
Beryl wypiera wodę z wodnego roztworu mocnych zasad tworząc berylany

Ba + NaOH + H2O --> NaHBeO2 + H2

Reakcja ta dowodzi, że tlenek berylu ma własności amfoteryczne.

Berylowce z wyjatkiem berylu, ogrzewane z węglem tworzą węgliki MC2. Najbardziej znanym jest CaC2 (karbid), z którego otrzymuje się acetylen.

CaC2 + 2H2O --> Ca(OH)2 + C2H2

Zastosowanie

Beryl

Beryl jest to metal twardy i trudny w obróbce mechanicznej. Stosowany jest jako dodatek do stopów glinu, kobaltu, srebra, platyny, stali, niklu i miedzi. Podwyższa twardość i odporność na korozję oraz niewrażliwość na zmiany temperatury.
Stop beryl-nikiel jest bardziej wytrzymały niż najlepsza stal, a sprężyny praktycznie niezniszczalne (wytrzymują 20 miliardów zmian obciążeń).
Stop beryl-miedź (brąz berylowy) nie iskrzy w czasie pracy pod dużym obciążeniem (zastosowanie: fabryki materiałów wybuchowych, gazownie, kopalnie).
Tlenek berylu Be o temperaturze topnienia 2585oC wchodzi w skład cermetów (spieki metaloorganiczne) stosowane do budowy silników odrzutowych, które mogą pracować w temperaturze do 2000oC. Pary berylu wywołują schorzenia płuc i serca.

Magnez

Magnez Mg jest czystym składnikiem stopów glinu, cynku, manganu, tworzy bardzo lekkie stopy. Przykładem jest stop o nazwie elektron, którego ciężar właściwy wynosi 1,85g/cm3. Stopy magnezu charakteryzują się dobrymi właściwościami mechanicznymi i znaczną odpornością na korozję, stąd ich zastosowanie do budowy samolotów, statków kosmicznych i jachtów. Zdolność palenia się magnezu na powietrzu oślepiającym się płomieniem jest wykorzystywana w technice morskiej i wojskowej do oświetlania terenu rakietami, flarami.

Bardzo ważnym połączeniem dla życia organizmów żywych na ziemi jest chlorofil (patrz rysunek), zielony barwnik roślinny. Jest to związek kompleksowy magnezu z pierścieniami porfirynowymi.

Barwnik ten umożliwia syntezę węglowodanów z dwutlenku węgla i wody według sumerycznego równania

6CO2 + 6H2O --> C6H12O6 + 6O2

Wapń ma wiele praktycznych zastosowań, jako odtleniacz do żelaza, stali, miedzi i stopów miedzi i jako składnik stopów ołowiu (metali łożyskowych i powłok do kabli elektrycznych) i stopów glinu oraz jako środek redukujący do wytwarzania innych metali z ich tlenków.
Najważniejszym związkiem wapnia jest węglan wapnia CaCO3.
Węglan wapnia w różnej postaci ma zastosowanie jako;

  • materiał budowlany na elewacje, pod postacią marmuru,
  • surowiec z którego otrzymujemy spoiwo budowlane,
  • środek do odkwaszania ziemi uprawnej,
  • dodatek do pasz zwierzęcych,
  • surowiec do produkcji cementów.

Najbardziej powszechne zastosowanie ma jako surowiec do otrzymywania wapiennego spoiwa budowlanego. Spoiwo wapienne należy do grupy spoiw powietrznych i oparte jest na tlenku wapnia CaO (wapno palone).


Grupa 13 - glinowce

Do grupy glinowców zalicza się następujące pierwiastki: glin (Al), gal(Ga), ind(In), tal(Tl). Do grupy 13 należy również bor, który jest niemetalem, a ściślej półmetalem. Pierwiastki 13 grupy mają trzy elektrony wartościowości, dwa sparowane w orbitalu s i jeden niesparowany w orbitalu p - (s2p).
Najważniejsze właściwości borowców podaje tablica 3.

Tablica 3

Właściwości fizyczne glinowców

Z

Symbol

Elektrony
walencyjne

Gęstość
(g/cm3)

Tmp.
topnienia
(oK)

Tmp.
wrzenia
(oK)

Promień jonu
(oA)

Energia hydratacji
(J/kmol)*10-6

Eo
M2+/M
(V)

5

B

2s2p1

2,34

2300

4000

-

-

-

13

Al

3s2p1

2,70

932

2700

0,45

4680

-1,67

31

Ga

4s2p1

5,90

312

2500

0,60

4690

-0,52

49

In

5s2p1

7,36

429

2300

0,81

4140

-0,34

81

Tl

6s2p1

11,85

577

1740

0,95

4100

+0,72

Występowanie i otrzymywanie

Jednym z najbardziej rozpowszechnionych w przyrodzie metali 13 grupy jest glin.
Stanowi on 7,5% ogólnej masy pierwiastków wchodzących w skład skorupy ziemskiej zajmując trzecie miejsce po tlenie i krzemie, a pierwsze spośród metali. Glin występuje w przyrodzie jedynie w postaci różnych połączeń z innymi pierwiastkami, głównie jako składnik glinokrzemianów i tlenku glinowego.
Wyglądem swoim przypomina srebro. Czysty glin jest bardziej miękki od żelaza, ma znaczną wytrzymałość na zrywanie, zginanie i nie wykazuje przy tym kruchości. Rozpuszcza się dobrze w kwasie solnym dając chlorek glinowy AlCl3, słabiej w rozcieńczonym kwasie siarkowym, tworząc siarczan(VI) glinu Al2(SO4)3.

2Al + 6HCl --> 2AlCl3 + 3H2
2Al + 3H2SO4 --> Al2(SO4)3 + 3H2

Kwas azotowy stężony nie rozpuszcza glinu, toteż zbiorniki alumniniowe nadają się doskonale do transportu i przechowywania stężonego kwasu azotowego.
Glin reaguje z roztworami wodorotlenków litowców; w reakcji tworzą się gliniany oraz wydziela się wolny wodór

2Al + 2NaOH + 2H2O --> 2 NaAlO2 + 3H2

Otrzymywanie glinu

Glin głownie otrzymuje się przez elektrolizę stopionej mieszaniny Al2O3 i Na3AlF6 (kriolitu), która ma znacznie niższą temperaturę topnienia niż czysty Al2O3. Surowcem do otrzymywania tlenku glinu Al2O3 są boksyty (Al2O3*xH2O) z których przez redukcje elektrolitycznš stosunkowo łatwo jest otrzymać czysty glin. Jednakże przed elektrolizą konieczne jest usuniecie z rudy boksytu zanieczyszczeń żelaza i krzemu. Proces oczyszczania sprowadza się do wydzielenia z boksytu czystego Al(OH)3, który prażony przechodzi w Al2O3. Elektrolizę tak przygotowanego tlenku glinu przeprowadza się w elektrolizerze w systemie ciągłym. Zużycie energii elektrycznej jest duże. Wskutek tego proces jest ekonomiczny jedynie w pobliżu taniego ?ródła energii elektrycznej.

Zastosowanie glinu

Glin jest metalem o stale wzrastającym znaczeniu. Ponieważ jest dobrym przewodnikiem ciepła i elektryczności, wykorzystuje się go do wyrobu tańszych od miedzianych przewodów elektrycznych, służy też do wyrobu wielu przedmiotów codziennego użytku. Z uwagi na małą masę właściwą stopów glinu z metalami i ich dużą wytrzymałość znajdują one zastosowanie w przemyśle lotniczym, okrętowym, samochodowym, itp. Znane stopy to: magnal (30%Mg), duraluminium (3,0 - 5,5%Cu, 0,5-2%Mg, 0,2-1,5%Sr, 1%Mn), silumin (12-14%Si), elektron (83 - 84%Mg, 0,2 - 4,5%Zn, 0,2 - 0,3%Mn). Glinu używa się również do produkcji stopów z miedzią i cynkiem, nazywanych brązami aluminiowymi (ponad 90% Cu i do 10% Al.). Mają one złocistą barwę i piękny połysk i są używane do produkcji części do maszyn, naczyń kuchennych i ozdobnych. Z czystego glinu otrzymuje się;

  • przewody elektryczne do przesyłu energii elektrycznej,
  • różnego rodzaju naczynia a w tym i opakowania na napoje,
  • mieszankę termitową (rodzaj mieszaniny pirotechnicznej) mająca zastosowanie w wojsku,

Czysty glin z uwagi na swoją reaktywność znalazł zastosowanie w procesie otrzymywania niektórych metali przez redukcję ich tlenków. Między innymi tą metodą otrzymuje się wanad i chrom. W mieszaninie z tlenkiem żelaza(III) (Fe2O3) tworzy tzw. mieszankę termitową znajdującą zastosowanie do spawania konstrukcji stalowych jak i również była ona wypełnieniem bomb zapalających używanych podczas drugiej wojny światowej. Podczas palenia się mieszanki termitowej powstaje wysoka temperatura wynosząca ok. 3000oC

Fe2O3 + 2Al --> Al2O3 + 2Fe + Q

Ze związków chemicznych glinu największe zastosowanie ma tlenek glinowy Al2O3, z którego po odpowiedniej obróbce termicznej otrzymuje się korund a dodając niewielkie ilości tlenków innych metali - kamienie szlachetne (rubiny i szafiry) o różnym zabarwieniu. Kamieni tych używa się do wyrobu klejnotów, łożysk (kamieni) w różnego rodzaju precyzyjnych instrumentach.

Gal, ind

Chemiczne własności galu i indu podobne są do własności glinu, chociaż istnieją także pewne różnice.
Ind w przeciwieństwie do glinu, nie reaguje z zasadami.

Tal

Tal różni się od pozostałych metali III grupy przede wszystkim tym, że łatwo tworzy jednododatnie jony (TlCl).

Bor

Bor w stanie wolnym w przyrodzie nie występuje. Spotykany jest wyłącznie w postaci różnych związków np. kwasu ortoborowego H3BO3, rozpuszczonego w wodzie niektórych żródeł gorących oraz boranów występujących w różnych minerałach.
W Tybecie występuje boraks naturalny Na2B4O7*10H2O. Z boraksu mozna otrzymać wolny bor za pomocą następujących reakcji

Na2B4O7 + 3H2O + 2HCl <=> 4H3BO3 + 2NaCl
2H3BO3 --> B2O3 + 3H2O
B2O3 + 3Mg --> 2B + 3MgO

Bor stosowany jest jako dodatek do stopów (Ni, Mn i stali) - podwyższa wytrzymałość, posiada wysokie ciepło spalania 14000 kcal/kb (wodór - 28800 kcal/kg). Wysokie ciepło spalania mają także borowodory (17000 kcal/kg), które znalazły zastosowanie jako paliwo rakietowe.


Grupa 14 - węglowce

Do pierwiastków 14 grupy układu okresowego należą: węgiel (C), krzem (Si), german (Ge), cyna (sn), ołów (Pb).
W stanie podstawowym mają konfigurację s2p2. Wykazują tendencje zarówno do oddania jak i pobrania elektronów.
Wszystkie węglowce mogą tworzyć wiązania kowalencyjne. W grupie ze wzrostem masy atomowej zmienia się charakter pierwiastków.
Węgiel jest typowym niemetalem, natomiast cyna i ołów są typowymi metalami. Własności węglowców podano w tablicy 4.

Tablica 4

Właściwości fizyczne węglowców

Z

Symbol

Elektrony
walencyjne

Gęstość
(g/cm3)

Tmp.
topnienia
(oK)

Tmp.
wrzenia
(oK)

Promień jonu
(oA)

Energia jonizacji
(J/kmol)*10-6

Energia sublimacji
(kcal/mol)

Eo
M2+/M
(V)

6

C

2s2p2

3,51

subl.

-

0,77

260

171

-

14

Si

3s2p2

2,33

1685

3000

1,17

188

108

-

32

Ge

4s2p2

5,35

1210

3100

1,22

182

90

-

50

Sn

5s2p2

7,28

505

2960

1,41

169

72

-0,136

82

Pb

6s2p2

11,34

601

2024

1,54

-

47

-0,126

Występowanie i otrzymywanie

Dwa pierwiastki grupy 14 - wegiel i krzem oraz ich związki, odgrywają istotną rolę w przyrodzie. Węgiel jest nieodzownym składnikiem przyrody ożywionej, a krzem przyrody martwej.

Węgiel


Rys.1 Grafit

Węgiel występuje w przyrodzie zarówno w stanie wolnym jak i w postaci najrozmaitszych związków nieorganicznych i organicznych.
Do nieorganicznych związków węgla należą przede wszystkim: dwutlenek węgla, węglany i węgliki. Węglan wapniowy - składnik wapieni, kredy, marmurów - tworzy masywy górskie.
W stanie wolnym węgiel występuje w przyrodzie w postaci minerałów - diamentu i grafitu. Są to dwie różne odmiany alotropowe tego pierwiastka, różniące się właściwościami fizycznymi i chemicznymi. Ta różnica wynika z rozmieszczenia i sposobie powiązania atomów (rys. 1 i 2). Diament można otrzymać z grafitu tylko przez zastosowanie wysokiego ciśnienia; wysoka temperatura jest konieczna do zapewnienia dostatecznej szybkości przemiany. .

Występujące w przyrodzie diamenty powstały z węgla w głębi skorupy ziemskiej pod wysokim ciśnieniem i w wysokiej temperaturze.
Diament jest najtrwalszym minerałem, w postaci czystej bezbarwnym, nie przewodzącym prądu elektrycznego. Grafit w odróżnieniu od diamentu, tworzy czarne, miękkie i łupliwe kryształy dobrze przewodzące prąd elektryczny.


Rys.2 Diament

Stosunkowo niedawno (1985) otrzymano sztucznie nową odmianę alotropową wegla - fulleren, a następnie (1991) kolejną - nanorurkę. W odmianach tych węgiel ma nowe, nieznane uprzednio właściwości, co spowodowało lawinę badań i odkryć.
Fullereny to struktury zbudowane z atomów węgla (od 28 do kilkuset), tworzące zamknięte sfery kuliste lub elipsolidalne.
Tworzą sie one w wyniku swobodnej kondensacji par wegla w atmosferze gazu obojetnego (helu); synteza jest prowadzona w łuku elektrycznym ( z uzyciem elektrod grafitowych) lub metodą odparowania grafitu wiązką światła laserowego o odpowiednio dużej mocy.


Rys.3 Fulleren i nanorurka

Nanorurki jest to odmiana w kształcie rurek (prostych, zakrzywionych lub spiralnych) obustronnie zamkniętych, jedno lub wielowarstwowych.
Fullereny i nanorurki wchodzą w liczne reakcje chemiczne i elektrochemiczne; ulegają reakcjom addycji i polimeryzacji, a przede wszystkim tworzą kompleksy wewnetrzne polegające na "uwięzieniu" niewielkich cząsteczek, atomów lub jonów wewątrz zamkniętej struktury węglowej. Otrzymano wiele połączeń o interesujących właściwościach, m.in. związki biologicznie czynne blokujące wirusa HIV, polimery liniowe, nadprzewodniki i półprzewodniki, błony fotoprzewodzące.

Węgiel w postaci związanej to głównie dwutlenek węgla i węglany.
Dwutlenek węgla jest składnikiem powietrza o zmiennej zawartości. Wydychają go ludzie i zwierzęta. Jest bezbarwnym, bezwonnym gazem, dobrze rozpuszczalnym w wodzie.

Właściwości chemiczne węgla

Węgiel spalając się tworzy gazy: tlenek węgla (CO) i dwutlenek węgla (CO2).
Dwutlenek węgla powstaje w reakcji spalania węgla przy pełnym dostępie powietrza.

C + O2 --> CO2

a tlenek węgla przy niepełnym dostępie powietrza.

2C + O2 --> 2CO

Dwutlenek węgla jest gazem bezbarwnym, bezwonnym, biernym toksycznie i chemicznie. Rozpuszczany w wodzie tworzy kwas węglowy

CO2 + H2O --> H2CO3

Kwas ten jest dwuprotonowy i dlatego, np. z wodorotlenkiem sodowym, może tworzyć zarówno sól obojętną (Na2CO3), jak i wodorosól (NaHCO3). Najważniejszymi związkami chemicznymi kwasu węglowego są węglany, z których najważniejszymi i mającymi szerokie zastosowanie są; węglan wapnia (CaCO3), węglan sodowy (Na2CO3). Tlenek węgla w odróżnieniu od dwutlenku węgla jest silnie toksyczną substancją, jego toksyczność polega na zablokowaniu funkcji hemoglobiny jako no?nika tlenu. Tlenek węgla powoduje śmierć, gdy połowa hemoglobiny krwi zostanie z nim związana.
Węgliki. W wyniku bezpośredniej reakcji węgla z metalami lub tlenkami metali w wysokich temperaturach powstają związki ogólnie nazywane węglikami.

CaO + 3C --> CaC2 + CO

Najbardziej znanym węglikiem mającym praktyczne zastosowanie jest węglik wapnia CaC2 nazywany również karbidem. Karbid reaguje z wodą z wydzieleniem acetylenu.

CaC2 + H2O --> C2H2 + Ca(OH)2

Krzem

Krzem jest pierwiastkiem bardzo rozpowszechnionym w przyrodzie. Udział krzemu w budowie skorupy ziemskiej oceniany jest na 25,3%. W stanie wolnym w przyrodzie nie występuje, natomiast znany jest w postaci różnych związków, głównie krzemianów i glinokrzemianów, występuje także w postaci wolnego dwutlenku krzemu SiO2.
Związki krzemowe wchodzą w skład takich powszechnie znanych ciał, jak piasek, glina, większość skał i minerałów. Ze znanych postaci występowania SiO2 należy wymienić kwarc (przezroczyste noszą nazwę kryształu górskiego).

Właściwości chemiczne krzemu

Krzem posiada zdolność łączenia się z wodorem. Związki krzemu z wodorem nazywają się silanami. Struktura ich jest analogiczna do struktury węglowodorów nasyconych, a skład wyraża się wzorem SinH2n+2.

Jednym z ważniejszych sztucznie otrzymywanych związków krzemu jest szkło. Szkło otrzymuje się przez ogrzewanie w specjalnych piecach szamotowych mieszaniny piasku z wapieniem CaCO3 i sodą Na2CO3 lub siarczanem(VI) sodu Na2SO4 do temperatury 1400oC. Skład chemiczny powstającej w tych warunkach masy szklanej odpowiada w przybliżeniu wzorowi: Na2O*CaO*6SiO2 albo Na2CaSi6O14.

German

German należy do pierwiastków, którego zawartość w górnej warstwie Ziemi jest bardzo mała (0,00015%). Wolny german z minimalnymi domieszkami innych pierwiastków, np. arsenu, wykazuje własności półprzewodnikowe, dlatego znalazł szeokie zastosowanie w elektronice; buduje się z niego elementy półprzewodnikowe. Związki germanu podobne są pod względem składu chemicznego do związków węgla.

Cyna

Cyna jest metalem znanym od bardzo dawna. Najważniejszym minerałem cyny wystepującym w przyrodzie jest tlenek cyny(IV), zwany kasyterytem. Z niego po usunięciu siarki i arsenu (drogą prażenia) otrzymuje się cynę metaliczną. Proces przebiega zgodnie z równaniem.

SnO2 + 2C --> Sn + 2CO

Cyna występuje w dwóch odmianach alotropowych, jako cyna biała i cyna szara. Stop cyny z miedzią zawierający 4-20% cyny oraz miedź nazywany jest brązem. Odegrał on doniosłą rolę w rozwoju kultury monetarnej ludzkości.
W związkach cyna występuje jako dwu- lub czterododatnia.

Ołów

Ołów występuje w przyrodzie głównie jako minerał zwany galeną PbS oraz jako cerusyt PbCO3. W stanie czystym otrzymuje się go w procesie:

2PbS + 3O2 --> 2PbO + 2SO2
2PbO + PbS --> 3Pb + SO2

Tlenek ołowiu(II) można również redukować koksem

PbO + C --> Pb + CO

a otrzymany ołów hutniczy poddaje się zwykle rafinacji - głównie odsrebrzeniu i odarsenowaniu.
Ołów i związki ołowiu są trujące. W organizmie ołów gromadzi się w rdzeniu kręgowym, wypierając wapń z jego związków.
Praca przy produkcji lub przetwarzaniu ołowiu może być przyczyną choroby zawodowej zwanej ołowicą.

Zastosowanie

Węgiel. Każda z odmian węgla występującego w stanie wolnym ma duże znaczenie jako surowiec do produkcji wielu produktów, które znajdują praktyczne zastosowanie w życiu codziennym człowieka.

  • sadza - jako produkt spalania węglowodorów, ma zastosowanie jako wypełniacz do kauczuku w procesie produkcji gumy
  • diament - głownie stosowany do wyrobu ozdób jubilerskich. Małe diamenty otrzymane syntetycznie są używane do sporządzania materiałów ściernych i narzędzi wiertniczych.
  • grafit - jest wykorzystywany do produkcji smarów, ołówków, elektrod, włókien węglowych oraz w technice jądrowej
  • koks - ma zastosowanie w hutnictwie żelaza, cynku i ołowiu oraz jako paliwo w gospodarstwie domowym

Węgiel pod postacią związków chemicznych, głownie dwutlenku węgla ma zastosowanie jako:

  • środek gaśniczy (gaśnice śniegowe)
  • środek chłodniczy, tzw. "suchy lód"
  • surowiec do produkcji mocznika

Krzem. Czysty krzem z uwagi na swoje właściwości pośredniego (nieelektronowego) przewodzenia prądu elektrycznego jest używany w elektronice półprzewodnikowej. Tutaj znajduje zastosowanie jako składnik wielu elementów półprzewodnikowch, wykorzystywanych do produkcji wielu podzespołów elektronicznych, sprzętu RTV, komputerów, itp. Jest stosowny jako dodatek do stopów żelaza i glinu, polepszając ich właściwości mechaniczne i odporność na korozję. Jednak największe zastosowanie ma krzem pod postacią związków chemicznych takich jak, dwutlenek krzemu (SiO2) i glinokrzemiany. Wszystkie występują w przyrodzie a dwutlenek krzemu jest najbardziej rozpowszechnionym związkiem chemicznym w litosferze (ok. 12%).

Dwutlenek krzemu, jako kwarc jest wykorzystywany do;

  • zabarwiony domieszkami jonów metali do produkcji kamieni półszlachetnych (ametyst, cytryn oraz morion),
  • budowy oscylatorów (rezonatorów) kwarcowych, które znajdują się w każdej radiostacji, zegarku elektronicznym, itp.,
  • budowy polarymetrów służących do badania czynności optycznej np. cukru,
  • pod postacią ziemi okrzemkowej jako adsorbent i nośnik katalizatorów.

Należy tutaj wspomnieć o pierwszoplanowej roli krzemienia w rozwoju cywilizacyjnym człowieka. Krzemień, którym jest bezpostaciowy SiO2 służył do wyrobu narzędzi, krzesania ognia.
Glinokrzemiany, są powszechnie występującymi minerałami krzemu. W przyrodzie występują w trzech klasach, tj. jako minerały szkieletowe (skalenie), minerały warstwowe (miki) oraz minerały włókniste (azbesty). Należą one do najbardziej zróżnicowanych, rozpowszechnionych i użytecznych praktycznie naturalnych minerałów krzemianowych. Do najważniejszych glinokrzemianów szkieletowych należą zeolity. Ich zasadniczą cechą jest luzna budowa sieci [(Al, Si)O2]n, wynikiem czego szkielet takiego minerału jest otwarty i ma tak duże kanały oraz wnęki, że jony mogą przez nie dostawać się do środka i wydostawać na zewnątrz.
Podstawową jednostką trójwymiarowej krystalicznej struktury zeolitu są tetraedry (Si, Al)O4, charakteryzujące się zmiennym stosunkiem krzemu do glinu i tworzące różne konfiguracje wielościenne - jednostki oktaedryczne (tzw. kubooktaedry). Tetraedry AlO4 nie mogą się łączyć ze sobą wspólnym atomem tlenu. Przy stosunku Si:Al=1 tetraedry AlO4 i SiO4 występują na przemian (rysunek 7).


Rys.7 Fragment struktury zeolitu
a) przykład komory b) schemat struktury

Centrum tetraedrów zajmują atomy krzemu lub glinu, naroża zaś zajmują cztery atomy tlenu. Każdy atom tlenu jest wspólny dla dwóch różnych tetraedrów, dlatego też zbiór wszystkich czworościanów krzemowo-tlenowych i glinowo-tlenowych łączy się ze sobą w powtarzające się nieskończenie w trzech kierunkach sekwencje, tworząc ciągłą sieć przestrzenną o strukturze szkieletowej. Takie powiązanie w pierścieniowe zespoły ułożone w strukturze kryształu zeolitu powoduje powstanie wyjątkowo dużej ilości wolnych przestrzeni, mających postać różnorodnych kanałów i komór. Komory przyjmują zwykle kształt wielościanów (rysunek 7), wewnątrz których istniejš obszerne wolne przestrzenie (pory).

Najbardziej charakterystyczne parametry wybranych zeolitów przedstawiono w poniższej tabeli.

Tabela

Charakterystyka wybranych zeolitów

 

Skład komórki elementarnej

Porowatość
[%]

Prześwity kanalików
[nm]

Gestość
[g/cm3]

Zdolność wymienna
[mval/g]

Mordenit

Na8[(AIO2)8(SiO2)40]*24H2O

28

0,67-0,7

2,12-2,15

2,29

Klinoptylolit

Na6[(AIO2)6(SiO2)30]*24H2O

34

0,47

2,16

2,54

Chabazyt

Ca2[(AIO2)4(SiO2)8]*13H2O

47

0,37-0,42

2,05-2,10

3,81

Analcym

Na16[(AIO2)16(SiO2)32]*H2O

18

0,26

2,24-2,29

4,54

Zeolity znalazły olbrzymie zastosowanie w różnych dziedzinach, takich jak: przemysł chemiczny, mikroelektronika, optyka, medycyna, ochrona środowiska i rolnictwo. Największa liczba opisanych dotychczas zastosowań zeolitów jest związana z przemysłem. W budownictwie zeolitonośne tufy można wykorzystać do wyrobu cementu lub jako dodatek do klinkieru portlandzkiego. Zeolity szeroko stosuje się jako nośniki katalizatorów w przemyśle petrochemicznym, przy prowadzeniu m.in. procesów krakingu, alkilacji, uwodorowieniu w przeróbce ropy naftowej i gazu ziemnego. Właściwości adsorpcyjne zeolitów są powszechnie wykorzystywane do osuszania i oczyszczania gazów, np. gazu ziemnego z H2S, metanu z CO2, NxOy, H2S i pary wodnej, a także do rozdziału gazów i węglowodorów. Za pomocą klinoptylolitu można odwadniać alkohole oraz mieszaniny olejowo-freonowe do urządzeń chłodniczych.
W przemyśle farmaceutycznym i drogeryjnym zeolit o nazwie klinoptylolit jest dogodnym środkiem polerującym we fluorkowych pastach do zębów oraz lekiem stabilizującym pracę układu trawiennego. Szczególnym przypadkiem zastosowania zeolitów jest osuszanie i oczyszczanie powietrza i tlenu w kabinach pojazdów kosmicznych i w maskach, w których oddychają kosmonauci.
Szczególnie istotną rolę zeolity odgrywają w ochronie środowiska. Okazały się one być skuteczne w pochłanianiu tetraetylku ołowiu, trującego związku, składnika gazów spalinowych, klinoptylolit i mordenit zastosowano do usuwania SO2 ze strumieni gazów i dymów z kominów fabrycznych poprzez zeolitowe adsorbery-katalizatory.

Przedstawicielem glinokrzemianu warstwowego jest talk (Mg3Si4O10(OH)2) i mica (KAl3Si3O10(OH)2). Talk z uwagi na swoją miękkość i śliskość ma zastosowanie w farmacji, kosmetyce (pudry i zasypki), do produkcji materiałów izolacyjnych, farb podkładowych i szpachlówek, w przemyśle gumowym (do wytwarzania kabli elektrycznych, gumy kwasoodpornej oraz do pudrowania półproduktów w celu zapobieżenia sklejaniu się ich powierzchni). Duże złoża znajdują się w USA (wydobycie na skalę przemysłową), Austrii, we Francji, w Rosji, Chinach i we Włoszech. W Polsce spotykany w niewielkich ilościach w Sudetach (Góry Sowie).
Blaszki miki natomiast znajdują zastosowanie jako okienka w piecach, jak również do izolacji w maszynach i przyrządach elektrycznych.
Glinokrzemianem włóknistym są tzw. azbesty. W odróżnieniu od wcześniej opisanych glinokrzemianów, ta grupa minerałów zawiera długie jony krzemianowe skondensowane w łańcuch. Taka budowa umożliwia wykonanie z tych minerałów włókien a w dalszej kolejności nici azbestowych, tkanin i tektury. W ostatnich latach potwierdzono silne rakotwórcze działanie azbestu i dlatego jest on eliminowany z produkcji użytkowych. Do materiałów krzemianowych o ważnych zastosowaniach jeszcze należą: szkło, porcelana, glazury i emalie oraz cement.


Grupa 15 - azotowce

Do 15 grupy układu okresowego, tzw. azotowców należą: azot (N), fosfor (P), arsen (As), antymon (Sb) i bizmut (Bi).
W stanie podstawowym atomy pierwiastków grupy V posiadają w zewnętrznej powłoce po pięć elektronów o konfiguracji s2p3. Mogą więc przyłączać trzy elektrony i tworzyć związki, w których występują na -III stopniu utlenienia lub w reakcjach z bardziej od siebie elektroujemnymi pierwiastkami angażować w wiązania pewną liczbę elektronów i uzyskiwać dodatnie stopnie utlenienia (do V).

Ogólne właściwości pierwiastków grupy V podane są w tablicy 11.5

Tablica 5

Właściwości fizyczne azotowców

Z

Symbol

Elektrony
walencyjne

Gęstość
(g/cm3)

Tmp.
wrzenia
(oK)

Tmp.
topnienia
(oK)

Promień jonu
(oA)

Energia jonizacji
(J/kmol)*10-6

7

N

2s2p3

0,88

77

63

0,74

335

15

P

3s2p3

1,82

553

317

1,10

254

33

As

4s2p3

5,72

886

1090

1,21

226

51

Sb

5s2p3

6,69

1850

903

1,41

199

83

Bi

6s2p3

9,80

1833

545

1,52

168

W miarę wzrostu liczb atomowych pierwiastków tej grupy obserwujemy zmianę ich charakteru chemicznego od niemetalicznego do metalicznego.
Azot i fosfor są typowymi niemetalami, gdyż tworzą tylko tlenki kwasowe. Arsen i antymon są pierwiastkami półmetalicznymi, natomiast bizmut jest typowym metalem i tworzy tylko tlenki zasadowe.
W stanie wolnym pierwiastki V grupy posiadają stosunkowo małą reaktywność chemiczną. W związkach występują na stopniu utlenienia V (z wyjątkiem fosforowych) i mają charakter średnich lub silnych utleniaczy.

Występowanie i otrzymywanie

Azot

Azot występuje w przyrodzie w stanie wolnym jak i związanym. Azot wolny jest głównym składnikiem powietrza (ok. 78% objętościowych). W postaci związków występuje przeważnie w organizmach żywych; jest jednym z ważniejszych pierwiastków wchodzących w skład białek roślinnych i zwierzęcych.
Czysty azot uzyskuje się ze skroplonego powietrza przez destylację frakcjonowaną. Azot w postaci skroplonej przewozi się w butlach stalowych, a ciekły w cysternach. Na skalę laboratoryjną azot otrzymuje się przez ogrzewanie stężonych roztworów chlorku amonu (NH4Cl) a azotanem(III) sodu (NaNO2).

NH4Cl + NaNO2 --> NaCl + N2 + 2H2O

Azot w postaci związków chemicznych jest konieczny do rozwoju większości roślin i organizmów żywych. Tymi związkami są najczęściej sole dostarczane do gleby pod postacią nawozów sztucznych i sole wytwarzane przez bakterie znajdujące się w glebie. Wytworzone sole (sole amonowe i azotany) są następnie przyswajane przez rośliny i zamieniane w białko. Przemiana materii u roślin i zwierząt, jak i rozkład obumarłych organizmów przyczyniają się do odtworzenia zużytych soli.

Fosfor

Fosfor podobnie jak azot jest ważnym pierwiastkiem biogennym, tzn. warunkującym wzrost i rozwój organizmów żywych. Wchodzi on w postaci związanej w skład plazmy i jąder komórkowych. Na przykład ko?ci zawierają ok. 60% Ca3(PO4)2; kwasy nukleinowe, jak np. DNA i RNA są łańcuchami poliestrowymi składającymi się z cukrów i fosforanów.


Rys.10 Fragment łańcucha polinukleotydowego

Fosfor nie występuje w przyrodzie w stanie wolnym. Spotykany jest głównie w postaci minerałów, takich jak: fosforyty i apatyty.
Wolny fosfor można otrzymać przez redukcje fosforanu wapniowego koksem w obecności piasku. Reakcję tę można przedstawić następującym równaniem.

Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C --> 3CaSiO3 + 5CO + P

W stanie stałym występuje w kilku odmianach alotropowych, jako fosfor biały, czerwony, fioletowy, szkarłatny i fosfor czarny.

Arsen

Arsen w przyrodzie występuje głównie w postaci arsenków różnych metali oraz arsenosiarczków, np. arsenopirytu FeAsS. Arsen i jego związki są stosunkowo lotne. Wykorzystano to do otrzymywania arsenu w stanie wolnym za pomocą prażenia arsenopirytu bez dostępu powietrza.

FeAsS --> FeS + As

Arsen tworzy związki przypominające składem chemicznym związki fosforu, różnią się one jednak pewnymi właściwościami chemicznymi od połączeń fosforowych.
Podczas spalania arsenu powstaje tlenek arsenu(III) zwany arszenikiem, który jest bardzo silna trucizną.

Antymon i bizmut

Antymon i bizmut występują głównie w postaci siarczków Sb2S3 i Bi2S3. T siarczku Antymonu(III) przez ogrzewanie z opiłkami żelaza można otrzymać antymon metaliczny.

Sb2S3 = 3Fe --> 3FeS + 2Sb

Bizmut otrzymywany jest jako produkt uboczny przy rafinacji miedzi. Metaliczny bizmut stosowany jest głównie do produkcji różnych stopów, np. stop Wooda, który zawiera 50%Bi, 25%Pb, 13%Sn, 12%Cd.

Właściwości chemiczne

Z tlenem azot tworzy kilka związków: tlenek azotu(I) N2, tlenek azotu(II) NO, tlenek azotu(III) N2O3, tlenek azotu(IV) NO2 i tlenek azotu(V) N2O5. Tlenek azotu(V) jest bezwodnikiem kwasu azotowego(V) HNO3. Gorący i stężony kwas jest silnym utleniaczem. Substancje palne (drewno, słoma, bibuła) zapalają się w kontakcie z kwasem. Utlenia większość metali, z wyjątkiem złota i platynowców, redukując sie do NO2, np.

Cu + 4HNO3 --> Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Mieszanina stężonego kwasu azotowego(V) i kwasu solnego w proporcji 1:3 jest nazywana wodą królewską. Posiada ona właściwość rozpuszczania złota i platynowców a zawdzięcza tę właściwość obecności chlorku nitrozylu.

3HCl + HNO3 --> NOCl + Cl2 + 2H2O

W podwyższonych temperaturach azot z metalami tworzy azotki

6Li + N2 --> 2Li3N (reakcja przebiega w tmp. 250oC)
Li3N + 3H2O --> 3Li+ + OH- + NH3

Fosfor tworzy wiele kwasów tlenowych. Najważniejszym kwasem jest H3PO4 - kwas fosforowy(V) (ortofosforowy). można go otrzymać przez całkowitą hydrolizę P4O10 albo przez działanie stężonego HNO3 na fosfor.

P4O10 + 6H2O --> 4H3PO4

dalej ogrzewając kwas H3PO4 otrzymamy

H3PO4 --> H4P2O7 (kwas pirofosforowy)
H4P2O7 (kwas pirofosforowy) --> (HPO3)n (kwas metafosforowy)

Zastosowanie

Azot jako gaz obojętny N2 ma zastosowanie w hutnictwie i petrochemii. W stanie związanym, głównie jako amoniak i kwas azotowy(V) jest półproduktem do dalszych syntez chemicznych w wyniku czego otrzymujemy:

  • nawozy sztuczne
  • materiały wybuchowe
  • tworzywa syntetyczne

Nawozy sztuczne. Podstawowymi azotowymi nawozami sztucznymi są; saletra sodowa NaNO3 (chilijska), azotan(V) amonu NH4NO3 oraz mocznik H2N-CO-NH2. Wymienione nawozy azotowe są bardzo dobrze rozpuszczalne w wodzie. Nawozy azotowe są niezbędne do rozwoju roślin, a konkretnie do syntezy białka. Nie należy zapominać, że zbyt intensywne nawożenie jest potencjalnym zródłem zanieczyszczenia rzek, jezior i zamkniętych mórz.
Materiały wybuchowe - są to substancje, które pod wpływem zewnętrznego bodzca energetycznego ulega szybkiej reakcji chemicznej z wydzieleniem znacznej ilości ciepła i produktów gazowych. Otóż okazuje się, że wszystkie materiały wybuchowe w swoich cząsteczkach zawierają azot.
Fosfor jest stosowany w metalurgii do otrzymywania niektórych gatunków stali i brązów. Dodatek do brązów zwiększa ich twardość. W dobie współczesnej, wobec intensywnego uprawiania gleby koniecznością staje się stosowanie nawożenia gleby nawozami fosforowymi. Podstawowym nawozem fosforowym jest superfosfat otrzymywany przez reakcję Ca3(PO4)2 z H2SO4.

Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 + H2O --> Ca(H2PO4)2*H2O + 2CaSO4

Z innych zastosowań związków chemicznych fosforu należy wymienić proces fosforanowania, które polega na wytworzeniu na powierzchni przedmiotów wykonanych z żelaza warstewki fosforanów(V) żelaza, cynku i manganu, które mają charakter pasywny. Proces fosforanowania polega na zanurzeniu blachy stalowej w gorącym roztworze fosforanu lub soli stopionej.


Wodór

Wodór podobnie jak tlen należy do pierwiastków bardzo rozpowszechnionych w przyrodzie. Na ziemi wodór w stanie wolnym występuje bardzo rzadko, natomiast spotykany jest bardzo często w postaci związków (woda, kwasy, zasady, wszystkie związki organiczne, itp.).
We wszechświecie wodór jest jednym z najbardziej rozpowszechnionych pierwiastków. Stanowi ok. 80% atmosfery słońca, a również w atmosferze gwiazd ma znaczną przewagę ilościową nad innymi pierwiastkami.

Jest gazem bezbarwnym, bez zapachu i smaku o temperaturze wrzenia -252,78oC i temperaturze krzepnięcia - 259,2 oC.
Jest gazem bardzo aktywnym, dlatego występuje w postaci połączeń chemicznych.
Znany jest w postaci trzech izotopów 11H, 21D, 31T.
W laboratoriach wodór otrzymuje się w reakcji kwasów lub zasad z metalami.


Grupa 16 - tlenowce

Do 16 grupy układu okresowego tzw. grupy tlenowców należą: tlen (O), siarka (S), selen (Se), tellur (Te) oraz polon (Po). Atomy pierwiastków tej grupy mają na zewnętrznej powłoce 6 elektronów o konfiguracji s2p4. W reakcjach chemicznych tlenowce uzupełniają zatem walencyjną powłokę elektronową do oktetu przyjmując dwa elektrony "uwspólniają" z atomami innych pierwiastków własne elektrony, tworząc spolaryzowane wiązania atomowe.

Wszystkie pierwiastki grupy tlenowców z wyjątkiem tlenu, tworzą w roztworach wodnych samodzielnie istniejące aniony dwuujemne X2-, natomiast nie tworzą ( z wyjątkiem telluru i polonu) jonów dodatnich. Ogólne właściwości pierwiastków grupy 16 podano w tablicy 6.

Tablica 6

Właściwości fizyczne tlenowców

Z

>Symbol

Elektrony
walencyjne

Gęstość
(g/cm3)

Tmp.
topnienia
(oK)

Tmp.
wrzenia
(oK)

Promień atomu
(oA)

Promień jonu
(oA)

Energia jonizacji
(J/kmol)*10-6

8

O

2s2p4

1,118

54

90

0,74

1,45

314

16

S

3s2p4

2,07

392

718

1,04

1,90

239

34

Se

4s2p4

4,82

490

960

1,17

2,02

225

52

Te

5s2p4

6,25

723

1260

1,37

2,22

208

84

Po

6s2p4

9,40

527

1235

1,64

 

194

Najbardziej elektroujemny pierwiastek tej grupy - tlen, może posiadać najwyższy stopień utlenienia II (w związkach z fluorem), natomiast pozostałe pierwiastki grupy mogą mieć dodatnie stopnie utlenienia od II do VI.
Charakterystyczną cechą tlenowców, a zwłaszcza siarki i selenu, jest zdolność tworzenia różnych krystalicznych odmian alotropowych.

Występowanie, otrzymywanie i właściwości

Tlen należy on do najbardziej rozpowszechnionych pierwiastków w przyrodzie. Zawartość tlenu w atmosferze, wodach i skorupie ziemskiej (do 16 km głębokości) stanowi prawie 50% ich składu chemicznego.
Główne ilości tlenu występują w przyrodzie w postaci związanej. Na przykład woda zawiera ok. 89% tlenu, piasek - 53%, a organizm ludzki ok. 65%.


Rys.11 Obieg wody w przyrodzie

Występuje w dwóch odmianach alotropowych - O2 tlen i O3 ozon. Tlen jest bezbarwnym, bez zapachu i smaku gazem występującym w cząsteczkach dwuatomowych.
Ciekły tlen jest barwy niebieskiej. Tlen tworzy połączenia z większością pierwiastków. Znajduje zastosowanie w lecznictwie i w technice przy wykonywaniu wielu procesów (palnik acetylenowo-tlenowy, hutnictwo, itp.)
Ozon O3 jest gazem o temperaturze wrzenia -112,3oC i temperaturze topnienia -249,6oC.
W temperaturze 300oC O3 natychmiast rozkłada się do tlenu O2 i tlenu atomowego O. Rozkład ten biegnie nawet w 100oC.
Ozon otrzymuje się następująco:

  • przepuszczanie przez tlen cichych wyładowań elektrycznych
  • naświetlanie tlenu promieniami nadfioletowymi
  • reakcje chemiczne, w których wydziela się tlen np. rozkład H2O2
  • działanie fluoru na wodę

Ozon O3 jest silnym utleniaczem. Ozon gazowy jest diamagnetyczny, a ciekły wykazuje własności paramagnetyczne, niezależne od temperatury.
Znany jest np. ozonek potasu KO3. Notowany jest również O4

Siarka

Siarka jest ciałem stałym, barwy żółtej, kruchym. W wodzie praktycznie nie rozpuszcza się, dobrze natomiast rozpuszcza się w niektórych rozpuszczalnikach niewodnych, np. w dwusiarczku wegla CS2.
Czysta siarka w stanie stałym występuje w kilku odmianach alotropowych. Do najważniejszych odmian należą: siarka rombowa, jednoskośna i plastyczna. Najtrwalsza jest odmiana rombowa, wszystkie inne przechodzą w nią pod wpływem temperatury albo na skutek starzenia się. W stanie związanym siarka występuje pod postacią gipsu CaSO4*2H2O, pirytu FeS2, blendy cynkowej ZnS, galeny PbS i innych.

Siarka jest pierwiastkiem znacznie mniej reaktywnym niż tlen. Z wodorem tworzy kilka połączeń, z których najważniejszym jest siarkowodór. jest to gaz łatwo skraplający się, o charakterystycznym zapachu. Otrzymuje się go w wyniku bezpośredniej syntezy.

S + H2 --> H2S

W laboratorium gazowy siarkowodór otrzymuje się w reakcji kwasu solnego lub siarkowego z odpowiednimi siarczkami metali.

FeS + H2SO4 --> FeSO4 + H2S

Siarkowodór jest gazem silnie trującym. Wchodzi on w połączenia z hemoglobiną wypierając z niej tlen, co przy większych stężeniach gazu powoduje uduszenie. Roztwór w wodzie H2S nosi nazwę wody siarkowodorowej i ma słabokwaśny charakter.

H2S <=> H+ + HS-
HS- <=> H+ + S2-

Siarkowodór tworzy sole obojętne i kwaśne siarczki, które otrzymuje się przez wysycenie zasad lub soli odpowiedniego metalu gazowym siarkowodorem.

H2S + 2NaOH <=> Na2S + 2H2O

Roztwory siarczków metali I grupy lub amonu rozpuszczają znaczne ilości siarki, tworząc przy tym związki o barwach od żółtej do brunatnej, o wzorze ogólnym M2Sx, gdzie x = 2, 3, ...,6.
Siarka z tlenem tworzy kilka różnych związków, w których jako mniej elektroujemna od tlenu występuje na dodatnich stopniach utlenienia.
Wzór tlenku: SO, S2O3, SO2, SO3
Odpowiednio każdy z tlenków w reakcji z wodą tworzy kwas:
SO - H2SO2 (sulfoksylowy), H2S2O3 (tiosiarkowy)
S2O3 - H2S2O4 (podsiarkowy)
SO2 - H2SO3 (siarkowyIV), H2S2O5 (dwusiarkowy)
SO3 - H2SO4 (siarkowyVI), H2S2O7 (dwusiarkowy)
Ponadto znane są kwasy H2S2O6 (podsiarkowy), HSO5 (nadtlenosiarkowy, kwas Caro), H2S2O8 (nadtlenodwusiarkowy)
Reakcje siarki z tlenem zachodzą w podwyższonej temperaturze.

S + O2 --> SO2

Tlenek siarki(IV) SO2 jest gazem bezbarwnym o przenikliwym zapachu, skraplającym się w temperaturze -10oC
Tlenek siarki(VI) SO3 otrzymuje się przez katalityczne (V2O5) utlenianie SO2

SO2 + 1/2O2 --> SO3

Jest on bezwodnikiem kwasu siarkowego(VI), tzn. łączy się z wodą tworząc kwas siarkowy(VI).

SO3 + H2O --> H2SO4

Chemicznie czysty kwas siarkowy(VI) jest bezbarwną oleistą cieczą, zastygającą w temperaturze 10oC w postaci krystalicznej masy.

Selen, tellur

Selen, tellur stanowią najczęściej domieszkę rud siarczkowych. Otrzymywane są w postaci koncentratów ze szlamu anodowego powstającego przy elektrolitycznym oczyszczaniu miedzi oraz z pyłu powstającego przy prażeniu FeS2.
Selen znany jest w postaci niemetalicznej o barwie czerwonej oraz metalicznej o barwie szarej. W przypadku telluru odmiana metaliczna jest znacznie trwalsza od odmiany niemetalicznej.
Polon istnieje jedynie w dwóch odmianach metalicznych (alfa) i (beta). Z powyższego łatwo zauważyć wzrost charakteru metalicznego w ramach omawianej grupy.

Zastosowanie

Tlen. Ze wzgledu na niską cenę i łatwą dostępność tlen jest jednym z najszerzej stosowanych utleniaczy w przemyśle. Wymienić tutaj należy; przemysł hutniczy. Ponadto tlen jest wykorzystywany; w palnikach do cięcia i spawania metali, jako utleniacz w paliwach rakietowych, w szpitalach (choroby serca, zapalenie płuc, szok - choremu podaje się powietrze wzbogacone w tlen).
Zapotrzebowanie na tlen do oddychania w świecie roślinnym i zwierzęcym jest dobrze znane.
Świat zwierząt
Tlen wdychany przez człowieka z atmosfery jest wiązany w płucach z hemoglobiną krwi i przekazywany do poszczególnych komórek, które zużywają go w procesie oddychania komórki. W czasie tego procesu węglowodany (cukry) utleniają się w celu dostarczenia energii niezbędnej do zapewnienia działalności życiowej komórek.
Środowisko wodne
Rozpuszczony w wodzie tlen jest potrzebny wszystkim roślinom żyjącym w wodzie oraz do życia zwierząt. Ryby wymagają najwyższych poziomów tlenu, następnie kręgowce i wreszcie bakterie. Z chwilą gdy poziom rozpuszczonego tlenu zostanie obniżony poniżej wartości dopuszczalnej, życie roślin i zwierząt zamiera a w warunkach beztlenowych powstają związki o właściwościach toksycznych a woda zaczyna cuchnąć.
Siarka i jej związki chemiczne w dużych ilościach wykorzystuje się do:

  • wulkanizacji kauczuków, tzn. do produkcji gumy
  • produkcji kwasu siarkowego(VI), który jako półprodukt wykorzystywany jest do produkcji nawozów sztucznych, środków ochrony roślin, barwników
  • produkcji włókien sztucznych
  • produkcji celulozy. Siarka występuje tutaj pod postacią związku chemicznego - wodorosiarczanu(IV) wapnia Ca(HSO3)2
  • napełniania akumulatorów kwasowych (kwas siarkowy(VI)), wykorzystywanych jako urządzenie rozruchowe w samochodach.

Grupa 17 - fluorowce

Do grupy fluorowców zalicza się następujące p[ierwiastki: Fluor (F), chlor (Cl), brom (Br), Jod (I), astat (At). Pierwiastki 17 grupy mają w powłoce walencyjnej konfigurację elektronową s2p5. Fluor występuje jedynie na -I stopniu utlenienia. Pozostałe fluorowce mają zdolność do tworzenia wiązań z wykorzystaniem orbitala typu d. Dlatego w połączeniach występują na stopniu utlenienia od -I do VII.

Ogólne własności fluorowców.
Temperatury topnienia i wrzenia rosną ze wzrostem liczby atomowej.
Fluor i chlor są gazami, brom jest cieczą, jod ciałem stałym. Wszystkie tworzą cząsteczki dwuatomowe. Wartość energii wiązania w cząsteczce fluoru jest bardzo niska, około 38 kcal/mol. Przyczyną tego jest odpychanie pomiędzy elektronami niewiążącymi. Właściwości fluorowców podaje tablica 7.

Tablica 7

Właściwości fizyczne fluorowców

Z

Symbol

Elektrony
walencyjne

Gęstość
(g/cm3)

Tmp.
topnienia
(oK)

Tmp.
wrzenia
(oK)

Promień atomu
(oA)

Promień jonu
(oA)

Energia jonizacji
(J/kmol)*10-6

9

F

2s2p5

1,11

54

85

0,72

1,33

402

17

Cl

3s2p5

1,57

172

239

0,99

1,81

300

35

Br

4s2p5

3,14

266

331

1,14

1,96

273

53

I

5s2p5

4,93

387

455

1,33

2,19

241

Fluorowce są utleniaczami. Najsilniejszym jest fluor, a nasłabszym jod. Fluor utlenia wodę do wolnego tlenu. Reakcja jest samorzutna i silnie egzotermiczna.

F2 + H2O --> 2H+ + 2F- + 1/2O2 H= -190 kcal/mol

Analogiczna reakcja z chlorem ze względu na wysoką energię aktywacji nie daje utlenienia wody a ma miejsce tutaj reakcja dysproporcjonowania

Cl2 + H2O --> HCl + HClO

Wszystkie fluorowce reagują z metalami, a także i z wieloma niemetalami. Najbardziej aktywny jest fluor, aktywność maleje ze wzrostem liczby atomowej.
Otrzymywanie fluorowców
Fluor otrzymuje się z minerału fluorytu CaF2. Na fluoryt CaF2 działa się stężonym kwasem siarkowym, a otrzymaną po reakcji mieszaninę poddaje destylacji. Otrzymuje się bezwodny fluorowodór i jego wodny roztwór. Fluor wolny otrzymuje się przez elektrolizę mieszaniny KHF2 i HF w temperaturze 100oC. Ważne jest w tym procesie całkowite usunięcie wody. F2 stosowany jest jako paliwo rakietowe.
Chlor otrzymuje się przez elektrolizę stopionych chlorków albo wodnych roztworów chlorków (NaCl).

2NaCl + 2H2 --> 2NaOH + Cl2 + H2
2NaCl --> 2Na + Cl2

Chlor stosowany jest jako wybielacz oraz ze względu na własności bakteriobójcze do oczyszczania wody.
Brom otrzymuje się z wody morskiej, przez którą przepuszcza się chlor.

Cl2 + 2Br- --> 2Cl- + Br2

Brom pochłania się w roztworze węglanu sodu Na2CO3, gdzie powstaje mieszanina bromku i bromianu sodu. Po zakwaszeniu i oddestylowaniu otrzymuje się wolny brom

HBrO3 + 5HBr --> 3Br2 + 3H2O

Jod otrzymuje się z saletry chilijskiej, która oprócz KNO3 zawiera ślady jodku potasu KI i nadjodan potasu KIO3.
Astat otrzymuje się sztucznie przez bombardowanie bizmutu cząstani o wysokiej energii (cząstki alfa, neutrony)

20983Bi --> 21185At

Wszystkie fluorowce tworzą z wodorem fluorowcowodory typu HX. HCl, HBr i HI - są gazami. HF jest cieczą o temperaturze wrzenia 19oC. Uwarunkowane to jest tworzeniem wiązań wodorowych pomiędzy cząsteczkami HF.
Ciekłe fluorowodory nie przewodzą prądu elektrycznego, nie są więc elektrolitami. W roztworach wodnych ulegają dysocjacji i z wyjątkiem fluorowodoru, który jest słabym kwasem (Ka = 7,2*10-4), pozostałe są mocnymi elektrolitami.
Wszystkie fluorowce tworzą połączenia z tlenem a chlor tworzy szereg kwasów tlenowych.

  • związki fluoru z tlenem: F2O
  • związki chloru z tlenem: (HClO, Cl2O), HClO2, ClO2, HClO3, (HClO4, Cl2O7)
  • związki bromu z tlenem: HBrO, HBrO3
  • związki jodu z tlenem: HIO, (HIO3, I2O5), H5IO6

Podchloryn sodowy NaClO stosowany jest jako środek wybielający i utleniający. Do dezynfekcji stosuje się tzw. wapno chlorowane. Jest to produkt otrzymany przez działanie chloru na wodorotlenek wapnia.
Kwasy tlenowe chloru mają własności utleniające, przy czym ze wzrostem stopnia utlenienia chloru maleją własności utleniające, a wzrasta moc kwasu.


Grupa 18 - helowce

Do 18 grupy układu okresowego należą gazy szlachetne; hel (He), neon (Ne), argon (Ar), krypton (Kr), ksenon (Xe), radon (Rn).
Helowce w najbardziej zewnętrznej powłoce elektronowej posiadają całkowicie zapełniony poziom s i p. Powłoka walencyjna tym samym posiada układ s2p6. Dlatego helowce są chemicznie bardzo mało aktywne.

Własności helowców podane są w tablicy 8

Tablica 8

Właściwości fizyczne helowców

Z

Symbol

Elektrony
walencyjne

Gęstość
(g/cm3)

Tmp.
topnienia
(oK)

Tmp.
wrzenia
(oK)

Promień atomu
(oA)

Energia jonizacji
(J/kmol)*10-6

2

He

1s2

0,126

1,1

4,3

1,20

>567

10

Ne

2s2p6

1,20

24,6

27,1

1,60

497

18

Ar

3s2p6

1,40

83,8

87,3

1,91

363

36

Kr

4s2p6

2,6

116,0

120,3

2,00

323

54

Xe

5s2p6

3,06

161,4

166,1

2,20

280

86

Rn

6s2p6

 

202,2

211,2

 

248

Helowce na ziemi występują w małych ilościach w atmosferze otaczającej naszą planetę. Dość duże ilości helu (do 1%) występują w niektórych źródłach gazu ziemnego (Polska, Ameryka Pn).
Gazy szlachetne znajdują szerokie zastosowanie praktyczne. Między innymi stosowane są do chłodzenia urządzeń nadprzewodnikowych i do prac w temperaturach bliskich zeru absolutnemu, do utrzymywania obojętnej atmosfery, np. beztlenowej oraz do napełniania wnętrz żarówek o dużej mocy.
Helowce wskutek całkowitego zapełnienia powłok s i p nie są zdolne do tworzenia cząsteczek dwuatomowych. Również ze względu na wysokie potencjały jonizacji (tablica 11.8) nie tworzą wiązań jonowych.
Helowce mają niskie temperatury topnienia i wrzenia. Dopiero w bardzo niskich temperaturach ich energia kinetyczna ulega tak dużemu zmniejszeniu, że słabe siły van der Waalsa powodują, że następuje skroplenie i zestalenie się gazów szlachetnych.
Połączenia helowców znane są dopiero od 1962 r., kiedy to Bertett i Lohman wykonali syntezę związku ksenonu z sześciofluorkiem platyny.

Xe + PtF6 --> XePtF6

Jest to substancja stała barwy żółtej.
Znane są również połączenia kryptonu i radonu.

Do góry


 

Pierwiastki bloku d

   


Pierwiastki przejściowe. Metale rodzin pobocznych - charakteryzują się innymi cechami niż metale rodzin głównych.
Posiadają inne rozmieszczenie elektronów wartościowych. Elektrony te występują nie tylko w powłoce zewnętrznej, lecz część znajduje się w powłokach głębszych, w których liczba elektronów może dochodzić do 18 lub 32. Elektrony niekompletnych powłok wewnętrznych również biorą udział w wiązaniach chemicznych, dlatego w 18 grupie mamy stopień utlenienia VIII. Powłoki wewnętrzne uzupełnione do liczby 18 lub 32 elektronów nie oddają ich w reakcjach z innymi atomami i wtedy reagują tylko 2 elektrony powłoki walencyjnej np. atomy cynkowców są tylko dwuwartościowe. Zawsze jednak łączna liczba elektronów walencyjnych jest zgodna z kolejną numeracją grupy.
Wszystkie pierwiastki przejściowe są metalami. Zależnie jednak od podgrupy, do której należą, różnią się właściowościami. Energie jonizacji pierwiastków przejściowych mają wartości pośrednie pomiędzy wartościami energii jonizacji pierwiastków bloku s i pierwiastków bloku p.
Charakterystyczną cechą pierwistków przejściowych jest ich zmienny stopień utlenienia, która może przyjmować wszystkie wartości od II (lub I) do maksymalnej w danej podgrupie.
W połączeniach z tlenem i wodorem metale grup pobocznych tworzą zasady, związki amfoteryczne albo kwasy. Zależy to od stopnia utlenienia atomu danego metalu.
Przy rzadko występującym wśród metali grup pobocznych stopniu utlenienia I i stopniu utlenienia II mamy do czynienia ze związkami typu zasad, a przy stopniu utlenienia III, IV związki mają charakter amfoterów, a przy stopniu utlenienia V, VI, VII - kwasów.
Zasady zawierające metal grup pobocznych na stopniu utlenienia I, o ogólnym wzorze MOH, są związkami nietrwałymi, rzadkimi i są z reguły mocnymi elektrolitami, chociaż na ogół trudnorozpuszczalnymi w wodzie (np. AgOH). Bardziej trwałymi są słabe zasady o wzorze ogólnym M(OH)2.
Przy trój- i czterododatnim stopniu utlenienia metalu związki mają charakter amfoteryczny, przy czym mogą mieć strukturę ortozwiązków, np. M(OH)3, M(OH)4, H3MO3, H4MO4, albo meta związków - HMO2 i H2MO3.
W przypadku gdy metale grup pobocznych występują na VI i VII stopniu utlenienia, tworzą się nietrwałe dość mocne kwasy o wzorach ogólnych H2MO4, HMO4.
Ważną również cechą metali przejściowych, rzadziej spotykaną u metali grup głównych jest zdolność tworzenia związków zabarwionych. Sole miedzi mają zwykle barwę zieloną lub niebieską, kobaltu różową, niklu zieloną, nadmanganianu fioletową, sole chromu od niebieskiej poprzez zieloną do żółtej


Grupa 11 - miedziowce

Grupę 11 układu okresowego pierwiastków stanowią trzy metale: miedź (Cu), srebro (Ag) i złoto (Au). Konfigurację elektronową dwóch pierwszych powłok atomów tych pierwiastków można przedstawić w sposób następujący: (n-1)d10ns1 gdzie n wynosi: dla Cu - 4, dla Ag - 5 a dla Au - 6. Obecność tylko jednego elektronu w najbardziej zewnętrznej powłoce elektronowej jest przyczyną, że pierwistki te występują w związkach głównie na I stopniu utlenienia i tworzą jony M+.
Zatem istnieją jony Ag+, Cu+ i Au+, jednak utleniają się do jonu Cu2+ i Au3+. Jon srebra Ag+ jest w rotworze wodnym trwały.

Miedź

Miedź. Występuje w przyrodzie zarówno w stanie rodzimym jako wolny metal, jak i w postaci związków, głównie siarczków, tlenków i węglanów.
Miedź posiada szereg cennych włąsności. Ze względu na wysokie przewodnictwo elektryczne i cieplne, a także korzystne własności mechaniczne, ma bardzo liczne zastosowania. Stosuje sie przede wszystkim w przemyśle elektrochemicznym i elektrotechnicznym. Z miedzi produkuje się przewody elektryczne, uzwojenia transformatorów, prądnic i motorów elektrycznych.

Na powietrzu miedź utlenia się słabo i powoli. W wilgoci pokrywa się zieloną, dobrze przylegającą powłoką węglanu-wodorotlenku miedzi(II) Cu2(OH)2CO3 zwaną patyną.
Miedź znajduje również zastosowanie jako metal stopowy. Ze znanych stopów należy wymienić brąz (stop miedzi z cyną), mosiądz (stop miedzi z cynkiem).

Srebro

Srebro niekiedy występuje w przyrodzie jako wolny pierwistek, częściej jednak w postaci związków, głównie jako siarczek Ag2S i chlorek AgCl.

Srebro jest metalem srebrzystobiałym o dużym połysku, dość miękkim, kowalnym i ciągliwym. Jest najlepszym przewodnikiem elektryczności spośród metali, a także dobrym przewodnikiem ciepła. Jest odporne na działanie kwasów i zasad, ulega tylko działaniu kwasu azotowego i gorącego kwasu siarkowego.
Zastosowanie srebra jest duże. W stopach z miedzią służy do wyrobu monet, ozdobnych przedmiotów, nakryć stołowych. itp. Związki srebra stosuje się do otrzymywania materiałów światłoczułych. Najważniejszym związkiem srebra jest azotan(V) srebra(I) AgNO3.

Złoto

Złoto występuje w przyrodzie głównie w stanie wolnym. Od domieszek, czyli od tzw. złoża, oddzielane jest w sposób mechaniczny (płukanie złota). Do najtrwalszych i najważniejszych połączeń złota należą jego chlorki, bromki i jodki.


Grupa 12 - cynkowce

Cynk (Zn), kadm (Cd), rtęć (Hg) tworzą 12 grupę tzw. cynkowców. Konfiguracja elektronowa dwóch zewnętrznych powłok atomów cynkowców jest następująca: (n-1)d10ns2 gdzie; n dla cynku wynosi 4, dla kadmu 5, dla rtęci 6. Ze względu na obecność trwałego 18 elektronowego układu w powłoce podzewnętrznej oraz dwóch elektronów w zewnętrznej powłoce s, cynkowce występują w związkach tylko na dwudodatnim stopniu utlenienia.
Najważniejszym spośród metali 12 grupy jest cynk. Zajmuje on w światowej produkcji metali trzecie miejsce za żelazem i miedzią.

Cynk

Cynk występuje w przyrodzie tylko w postaci związków. Do najważniejszych minerałów cynku należy blenda cynkowa ZnS oraz galman zawierający głównie ZnCO3. Minerały te są podstawowymi surowcami do produkcji cynku.

Cynk jest metalem srebrzystoszarym o gęstości 7,13 g/cm3, temperatura topnienia 419oC i temperatura wrzenia 907oC. Na powietrzu cynk pokrywa się ściśle przylegającą warstwą tlenku, albo hydroksywęglanu cynkowego, które chronią go przed korozją. Zastosowanie cynku jest różnorodne. Służy do wyrobu blachy cynkowej, do wykonania odlewów, do stopów oraz do cynkowania.

Cynk jest metalem dość aktywnym chemicznie, wypiera wodór z kwasów, a na gorąco z wody.

Kadm

Kadm występuje w przyrodzie w postaci minerału CdS, nie tworzy on samodzielnych złóż, występuje natomiast w większości złóż minerałów cynkowych. Kadm otrzymywany jako produkt uboczny przy produkcji cynku. Ma zastosowanie bardziej ograniczone niż cynk. Używa się jego do wytwarzania stopów np. topiący się w temperaturze 65,6oC stop Wooda składa się z 50% Bi, 25% Pb, 12,5% Sn i 12,5% Cd.
Właściwości chemiczne związków kadmu podobne są do związków cynku. Podobnie jak cynk, kadm występuje w związkach na +2 stopniu utlenienia.

Rtęć

Rtęć występuje w przyrodzie głównie w postaci siarczku HgS (cynober). Złoża cynobru zawierają niekiedy niewielkie ilości rtęci w stanie wolnym.
Wolna rtęć ma dość szerokie zastosowanie praktyczne i laboratoryjne, ponieważ jest metalem o najniższej temperaturze topnienia i w temperaturze pokojowej jest cieczą. Ze względu na bierność chemiczną, płynność, dużą gęstość i dobre przewodnictwo elektryczne stosuje się ją w produkcji kontaktów elektrycznych, termometrów, barometrów i wielu specjalnych aparatów naukowych.

Rtęć rozpuszcza wiele metali tworząc odpowiednie stopy zwane amalgamatami.
W związkach rtęć występuje głównie na II stopniu utlenienia. Związki dwudodatniej rtęci różnią się nieco własnościami od analogicznych związków cynku i kadmu, głównie dlatego, że jony rtęciowe mają tendencję do tworzenia wiązań atomowych spolaryzowanych. Wszystkie rozpuszczalne związki rtęci są silnie trujące. HgCl2 - sublimat, nierozpuszczalny żółty tlenek HgO, stosowany jest w różnych maściach.


Grupa 3 - skandowce

Skand (Sc), itr (Y), lantan (La), aktyn (Ac) mają konfigurację elektronową (n-1)d1ns2 posiadaja zatem trzy elektrony walencyjne, z których dwa znajdują się na orbitalu s ostatniej powłoki elektronowej, a jeden na orbitalu d powłoki przedostatniej. Pierwsze trzy skandowce, wystepują w przyrodzie w postaci związków na III stopniu utlenienia. Tworzą one tlenki o wzorze ogólnym M2O3, z których wywodzą się wodorotlenki Sc(OH)3, Y(OH)3, La(OH)3. Zarówno skandowce, jak ich związki są bardzo rzadko spotykane w przyrodzie i w postaci bardzo rozproszonej.
W stanie wolnym otrzymuje się je metodą elektrolizy stopionych chlorków, albo przez redukcję chkorków magnezem.


Grupa 4 - tytanowce

Tytan (Ti), cyrkon (Zr) i hafn (Hf) mają konfigurację elektronową typu (n-1)d2ns2 a zatem posiadają cztery elektrony walencyjne, z których dwa znajdują się na orbitalu s ostatniej powłoki elektronowej, a pozostałe dwa na orbitalu d powłoki przedostatniej.
Pierwiastki grupy tytanu występują w związkach na II, III, IV stopniu utlenienia tworząc odpowiednie połączenia z tlenem i z chlorem. Najbardziej rozpowszechnionym pierwiastkiem tej grupy jest tytan; stanowi on około 0,63% składu chemicznego skorupy ziemskiej. Najważniejszymi rudami tytanu są; rutyl (TiO2) i (ilmenit) FeTiO3.

Tytan jest metalem twardym, stosunkowo lekkim, o gęstości 4,5 g/cm3 odpornym na korozję i wysokie temperatury. Tytan ze względu na swoje cenne właściwości znalazł szereg zastosowań:

  • ze względu na swoją odporność chemiczną jest dobrym materiałem do konstrukcji aparatów mających kontakt z odczynnikami chemicznymi i żywnością,
  • jest dobrym materiałem na narzędzia chirurgiczne, wszczepy i protezy (tytanowe protezy biodra i innych stawów zachowują swoją sprawność przez ponad 30 lat),
  • znalazł zastosowanie w lotnictwie - jest głównym budulcem silników samolotów i rakiet,
  • poza wykorzystaniem tytanu w budowie silników lotniczych (gdzie oszczędność masy wpływa na zmniejszenie zużycia paliwa), metal ten znajduje się w prętach używanych do rekonstrukcji starożytnych zabytków, na przykład Partenonu i do naprawy betonowych mostów,
  • związki tytanu wykorzystuje się w chemii analitycznej jako reduktory (tytanometria),
  • węglik tytanu jest ze względu na swoją twardość wykorzystywany do konstrukcji narzędzi skrawających,
  • dwutlenek tytanu jest powszechnie używanym w kosmetyce białym pigmentem.
  • tytan jest również popularnym tworzywem w biżuterii -jubilerzy cenią nie tylko jego wytrzymałość i odporność na korozję, ale przyciąga ich również możliwość otrzymywania całej gamy kolorów poprzez anodyzowanie lub podgrzewanie metalu.

W stopach z innymi metalami używany jest do produkcji kotłów, chłodnic w reaktorach jądrowych, części podwodnych okrętów, części samolotów, itp.
Tlenek tytanu(IV) TiO2, tzw. biel tytanowa jest trudnoropuszczalnym w wodzie, białym proszkiem, stosowanym do wyrobu białych farb, białej gumy itp.
Chlorek tytanu(IV) TiCl4 hydrolizuje samorzutnie w wilgotnym powietrzu, stąd jego zastosowanie do wytwarzania zasłon dymnych.
Cyrkon i hafn występują razem, zwyle w postaci krzemianów i tlenków. Należą do pierwiastków rzadkich. Tlenek cyrkonu z uwagi na jego wysoką temperaturę topnienia (2700oC), stosowany jest do wyrobu tygli i wnętrz pieców odpornych na wysokie temperatury.


Grupa 5 - wanadowce

Wanad (V), niob (Nb) i tantal (Ta) posiadaja po pięć elektronów walencyjnych, 3 elektrony na orbitalu d i 2 na orbitalu s, mogą więc w związkach występować na II, III, IV i V stopniu utlenienia. Związki wanadowe zawierają V2+, sa związkami jonowymi, podobnie jak związki żelazowe są silnymi reduktorami, a ich wodorotlenki maja charakter zasadowy.
Tlenek wanadowy VO jest dość twardym ciemnoszarym ciałem stałym. Rozpuszcza się w rozcieńczonym kwasie solnym, kwasie fluorowodorowym i azotowym, zabarwiając roztwór na kolor fioletowy.
Związki zawierające atomy wanadu na III stopniu utlenienia własnościami swymi przypominają związki żelazowe.
Związki zawierające wanad na IV i V stopniu utlenienia mają charakter kowalencyjny jak np. VCl4. Są też amfoteryczne jak np. VO2. Kwasy wanadowców HVO3, HNbO3, HTaO3 sa podobne do kwasów azotowców.
Wanad stosuje się jako jeden ze składników stali stopowych.
Niob używany jest do wyrobu nierdzewnej stali chromoniklowej. Tantal ze względu na bardzo małą reaktywność chemiczną stosowany jest do wyrobu narzędzi chrurgicznych. Ponadto tlenek wanadu(V) V2O5 jest jednym z ważniejszych katalizatorów, między innymi w reakcji utleniania SO2 do SO3 w metodzie kontaktowej produkcji kwasu siarkowego.


Grupa 6 - chromowce

Chrom (Cr), molibden (Mo) i wolfram (W) stanowią 6 grupę w układzie okresowym zwaną podgrupą chromowców. Konfiguracja elektronowa tych pierwiastków jest następująca :
W - 5d46s2, Mo - 4d55s1 a Cr - 3d54s1. Podobnie jak atomy pierwiastków innych grup pobocznych, atomy chromowców mogą w reakcjach chemicznych oddawać lub angażować w wiązania elektrony nie tylko z ostatniej, lecz i z przedostatniej powłoki elektronowej. To tłumaczy różne stopnie utlenienia chromowców (od I do VI).

Największe rozpowszechnienie spośród pierwiastków chromowców wykazuje chrom; występuje w przyrodzie głównie w postaci minerału chromitu FeO*Cr2O3 lub FeCr2O4. Inne minerały zawierające chrom nie mają większego znaczenia technicznego.
Wolny chrom otrzymuje sie w reakcji

Cr2O3 + 2Al --> Al2O3 + Cr

Czysty chrom jest metalem barwy stalowoszarej o silnym połysku, topiącym sie w temperaturze około 1900oC. Chrom, podobnie jak mangan, odgrywa ważną rolę w produkcji wysokowartościowych stali. Przykładem tego typu stali może byc stal nierdzewna, która jest stopem żelaza z chromem i węglem (12% Cr, 0,3% C)
Stale stopowe zawierające chrom odznaczają się dużą twardością i odpornością na działanie zarówno czynników mechanicznych jak i chemicznych.
Chrom używa się do elektrolitycznego pokrywania metali i stopów mało odpornych na korozję. Proces ten nazywa się chromowaniem. W związkach chemicznych chrom występuje na I, II, III, IV, V, VI stopniu utlebnienia. Zwiazki chromu mają również duże znaczenie. Chromiany np. Na2CrO4 są inhibitorami korozji, ałun chromowo-potasowy K2CrO4*Cr2(SO4)3*24H2O ma znaczenie w przemysle farbiarskim i garbarskim.
Chromian ołowiu(II) PbCrO4 - żółcień chromowa i tlenek chromu(III) Cr2O3 - zieleń chromowa stosowane sa jako pigmenty.
Chromiany maja własności utleniające, szczególnie w roztworach zakwaszonych. Utleniają one siarkowodór do wolnej siarki, wegiel do dwutlenku wegla, itp., przy czym chrom ze stopnia utlenienia +6 redukuje się do chromu +3

Cr2O72- + 3H2S + 8H3O+ --> 2Cr3+ + 3S + 15H2O
2Cr2O72- + 3C + 16H3O+ --> 4Cr3+ + 3CO2 + 24H2O

Molibden występuje w przyrodzie jako dwusiarczek MoS2 w minerale zwanym molibdenem. Minerał ten tworzy ciemne, błyszczące blaszki, bardzo podobne do grafitu. Ma on zastosowanie w przemyśle elektrycznym i elektronowym. Molibden o czystości wyższej niż 99,9% używany jest do wyrobu siatek i anod w lampach elektronowych oraz włókien w lampach żarowych. Stale szybkotnące zawierają ponad 8% Mo.

Wolfram występuje w przyrodzie w postaci minerałów - szelitu CaWO4 i wolframitu (Fe,Mn)WO4. Z powodu bardzo wysokiej temperatury topnienia (3370oC), wolfram podobnie jak molibden, używany jest do produkcji sprali żarówek elektrycznych, kontaktów specjalnych, tarcz elektronowych w lampach rentegenowskich, itp. stosowany jest również do wyrobu stali wolframowej, zachowującej twardość nawet w bardzo wysokich temperaturach.


Grupa 7- manganowce

Do 7 grupy układu okresowego należą; mangan (Mn), otrzymywany sztucznie technet (Tc) i ren (Re). Jedynie mangan występuje w przyrodzie w większych ilościach i w związku z tym jest lepiej poznany oraz znajduje szersze zastosowanie.
Konfiguracja elektronowa pierwiastków VII podgrupy jest następująca: (n-1)d5ns2.
Dlatego też mangan występuje w związkach jako pierwiastek II, III. IV, VI, VII dodatni.
Głównym minerałem, z którego otrzymuje się mangan i jego połączenie jest tlenek manganu(IV) zwany piraluzytem lub brausztynem.
Otrzymywanie manganu z piroluzytu polega na redukcji MnO2 za pomoca węgla lub glinu metalicznego.
Mangan jest metalem srebrzystoszarym, dość twardym i kruchym. jego gęstość wynosi 7,3 g/cm,sup>3, a temperatura topnienia 1243oC. W kwasach rozcieńczonych rozpuszcza się z wytworzeniem soli manganowych, zawierających Mn2+.
Mangan stosowany jest przede wszystkim do wyrobu stopów twardych, jako ferromangan, manganian, stal manganowa i inne. Najpospolitszymi związkami manganu są; siarczan(VI)manganu(II) MnSO4, tlenek manganu(IV) MnO2 i nadmanganian potasowy KMnO4.
Mangan tworzy kilka tlenków. MnO tlenek manganu, Mn2O3 braunit, MnO2 brausztyn, Mn3O4 hausmanit, Mn2O7 - ten ostatni jest cieczą barwy brązowej.
Inne związki to; wodorotlenek manganu Mn(OH)2, kwas manganawy Mn(OH)4, H4MnO4, kwas manganowy H2MnO4, kwas nadmanganowy HMnO4
Kwas nadmanganowy wystepuje tylko w postaci soli. Najbardziej znana sól to KMnO4, znana jako środek antyseptyczny i dobry utleniacz.

2KMnO4 --> K2MnO4 + MnO2 + O2

Ren jest pierwiastkiem bardzo rzadkim. Swoimi własnościami przypomina wolfram. podobnie jak wolfram posiada wysoką temperaturę topnienia (3200oC), dużą gęstość (21 g/cm3) i małą reaktywność chemiczną. Ponadto ren posiada specyficzne zdolności katalitycznego przyspieszania niektórych reakcji uwodornienia.
Technet jest pierwiastkiem bardzo mało znanym. Żadnego z ok. 20 jego izotopów nie wykryto na kuli ziemskiej.


Grupa 8, 9, 10 - żelazowce, palladowce, platynowce

Pierwiastki grupy 8, 9 i 10 układu okresowego tworzą trzy triady:

  • żelazo Fe, kobalt Co, nikiel Ni
  • ruten Ru, rod Rh, pallad Pd
  • osm Os, iryd Ir, platyna Pt

Atomy tych pierwiastków posiadają różną liczbę elektronów na powłokach walencyjnych. Elektrony walencyjne żelaza mają konfigurację 3d64s2, kobaltu 3d74s2 a niklu 3d84s2. Na podstawie konfiguracji elektronowej można przewidzieć stopnie utlenienia tych metali w związkach.
Przyjmują one następujące stopnie utlenienia

  • żelazo Fe III, II, IV, VI
  • kobalt Co II, III, IV
  • nikiel Ni II, III, IV
  • ruten Ru IV, VI, VIII
  • rod Rh III
  • pallad Pd II, VI
  • osm Os IV, VI, VIII
  • iryd Ir I, III, IV, VI
  • platyna Pt II, IV

Najważniejszymi pod względem użytkowym i najbardziej rozpowszechnionym w przyrodzie pierwiastkami podgrupy VIII są: żelazo, kobalt i nikiel

Żelazo jest najbardziej rozpowszechnionym metalem. W zewnetrznej skorupie ziemskiej zawartość Fe ocenia się na 4,7%, rdzeń skorupy ziemskiej prawdopodobnie zawiera przede wszystkim Fe i Ni.
Czyste żelazo jest stosunkowo miękkie, plastyczne, srebrzystoszare, dość odporne na korozję w powietrzu ze względu na pasywacje powierzchni.

Żelazo występuje w trzech odmianach alotropowych;

  • żelazo a
  • żelazo g
  • żelazo d

Jedynie żelazo a posiada własności ferromagnetyczne. Przemiana alotropowa żelaza a w żelazo g zachodzi w temperaturze 723°C przy schładzaniu lub 728°C przy ogrzewaniu. Przemiana alotropowa żelaza g w żelazo d zachodzi w temperaturze 1400°C.
Żelazo jest wykorzystywane głównie do produkcji stali - podstawowego materiału konstrukcyjnego. Stale węglowe, stopy żelaza z kobaltem i niklem oraz ferryty są materiałami ferromagnetycznymi wykorzystywanymi w elektronice (magnesy, taśmy magnetofonowe i video). Z żelaza o bardzo niskiej zawartości węgla wytwarza się blachy transformatorowe, z których buduje się rdzenie transformatorów i silników elektrycznych. Żelazo na skale przemysłową otrzymuje się z jego rud, na drodze redukcji tych związków za pomocą koksu lub tlenku węgla. Proces ten polega na wytopie żelaza i uszlachetnianiu otrzymanego wyrobu.

Fe2O3 + 2C --> FeO + Fe + 2CO
FeO + CO --> Fe + CO2
Fe2O3 + 3CO --> 2Fe + 3CO2
Fe2O3 + 3C --> 2Fe + 3CO

Wytop żelaza. Proces produkcji przeprowadza się w urządzeniu zwanym wielkim piecem. Jest to konstrukcja wykonana ze stali, wyłożona wewnątrz ceramicznym i węglowym (w dolnej części) materiałem ogniotrwałym. Schemat wielkiego pieca przedstawiono na rysunku 12.



Rys. 12 Schemat wielkiego pieca

W takim piecu od góry wprowadza się mieszaninę rudy, topników i koksu a od dołu przez dysze wiatrowe wdmuchuje się podgrzane powietrze.


Rys 13. Wielki piec

W miarę jak stałe substancje posuwają, ulegają one przemianie w dwie ciecze, tj. żużel i surówkę a górą pieca uchodzą gazy, które zawierają ok. 25% tlenku węgla (CO). Uchodzące gazy miesza się z bardziej energetycznym gazem i ponownie kierowane są do wielkiego pieca. Wytwarzany żużel pływa po powierzchni nowo wytopionej surówki żelaznej. W regularnych odstępach czasu nowy wsad jest ładowany od góry, a surówka i żużel oddzielnie zbierane u dołu pieca. Z dużych pieców co sześć godzin spuszczane jest około 2 tysięcy ton surówki żelaznej.
Żelazo bądź odlewa się w formie dużych wlewek, zwanych gęsiami surówki, bądź też w formie ciekłej jest transportowane do instalacji produkującej stal. Proces wytopu jest ciągły. W normalnych warunkach przerywa się go tylko wtedy, gdy obudowa pieca wymaga wymiany. Do najważniejszych reakcji zachodzących w wielkim piecu należą: spalanie koksu na tlenek węgla, redukcja tlenku żelaza oraz łączenie się tlenków zasadowych i kwaśnych (zanieczyszczeń rudy i dodanego topnika) na żużel:

2C + O2 --> 2CO
3CO + Fe2O3 --> 2Fe + 3CO2
CaCO3 --> CaO + CO2
CaO + SiO2 --> CaSiO3

Z surówki można wytwarzać odlewy. Odlew szybko chłodzony ma jasny przełom i nosi nazwę żeliwa białego. Składa się ono głównie ze związku Fe3C zwanego cementytem. Przez powolne chłodzenie otrzymuje się tzw. żeliwo szare, które składa się z krystalicznych ziarn czystego żelaza (zwanego ferrytem) i płatków grafitu. Istnieje również odmiana żeliwa o nazwie żeliwo ciągliwe, które w odróżnieniu wcześniej opisanych jest bardziej wytrzymałe i mniej kruche. Otrzymuje się je przez obróbkę cieplną żeliwa szarego o odpowiednim składzie.

Produkcja stali. Produkcja stali polega na oczyszczeniu żelaza z węgla i innych domieszek, a następnie dodaniu w sposób kontrolowany określonych ilości węgla oraz metali, takich jak chrom, mangan, nikiel czy wanad. Domieszka węgla daje stali możliwość utwardzania jej w procesie obróbki cieplnej, natomiast inne metale są dodawane w celu poprawienia jej różnorodnych własności, między innymi odporności na korozję, twardości, łatwości obróbki czy odporności na temperaturę.


Rys 14. Konwertor

Stal wytwarza się głównie metodą martenowską, metodą Bessmera oraz w konwertorach tlenowych z górnym dmuchem. Większość rodzajów stali już w piecu osiąga swój finalny skład chemiczny. Istnieją jednakże takie gatunki, do wysoce specjalistycznych zastosowań, które wymagają dalszej obróbki po opuszczeniu pieca. Stali takich używa przykładowo aero- i astronautyka, energetyka jądrowa lub przemysł chemiczny. Wytwarzane są zwykle w piecach elektrycznych, a potem procesowi rafinacji, aby usunąć zawarte w nich gazy i inne substancje obce. Jedną z technik takiego doczyszczania jest ponowne przetopienie stali w próżni, podczas którego uwalniane gazy są natychmiast wypompowywane. Inna powszechnie stosowana metoda to przetapianie elektrożużlowe. Metal roztapia się łukiem elektrycznym, tak że ma on postać kropelek, które następnie przechodzą przez basen wypełniony roztopionym żużlem, gdzie następuje ich oczyszczenie z niepożądanych domieszek. Rafinowana stal jest w końcowym etapie zestalana w formach chłodzonych wodą.

Znaczenie biologiczne. Pierwiastek ten należy do ważnych dla zachowania pełni zdrowia składników pokarmowych. W organizmach ludzkich i zwierzęcych żelazo jest składnikiem hemoglobiny - białka czerwonych ciałek krwi i bierze udział w procesach przenoszenia tlenu. Zapotrzebowanie na żelazo jest zmienne i zależy od wieku, płci i stanu organizmu. Norma dobowego spożycia waha się w dość dużych granicach. U osób dorosłych od 10 mg/dobę u mężczyzn, do 20 mg u kobiet, z zastrzeżeniem że w okresie ciąży i karmienia powinno to być ok. 30 mg/dobę. Oprócz minerałów, duże znaczenie technologiczne mają karbonylkowe kompleksy żelaza, które otrzymuje się z chlorków żelaza i które są katalizatorami licznych reakcji organicznych.

Palladowce i platynowce należą do metali szlachetnych i najszlachetniejszych. Występują w stanie rodzimym, ale są bardzo rzadkimi pierwiastkami. Są dobrymi tworzywami technicznymi, ale bardzo drogimi.
Najbardziej ropowszechniona jest platyna, metal bardzo ciężki, stalowosrebrzysty, bardzo plastyczny, stosowany do wyrobu tygli i innych urządzeń ogniotrwałych i odpornych na działanie kwasów. Bardzo ważne znaczenie posiada jako katalizator różnych procesów chemicznych (synteza amoniaku).
Stop platyna - rod stosuje się do wyrobu drutu do wysokotemperaturowych termoogniw (termopary)
Stop platyna - iryd jest bardzo twardy i odporniejszy chemicznie od czystej platyny - wzorzec metra i kilograma
Stop osm - iryd jest jeszcze twardszy i stosuje sie do wyrobu precyzyjnych mechanizmów.
Platyna i pallad mają zdolność rozpuszczania wodoru. Jedna objętość palladu pochłania 700 objętości wodoru.

Do góry


 

Pierwiastki bloku f

   


Lantanowce

Piętnaście pierwiastków, które tworzą szereg lantanowców, wymieniono w tablicy 9, podając ich symbole i najbardziej prawdopodobne konfiguracje elektronowe.

Tablica 9

Lantanowce

Pierwiastek

Symbol

Z

Konfiguracja elektronowa

Stopień utlenienia

Lantan

La

57

2, 8, 18, 18, 5s25p65d16s2

III

Cer

Ce

58

4f26s2

III, IV

Prazeodyn

Pr

59

4f36s2

III

Neodyn

Nd

60

4f46s2

III

Promet

Pm

61

4f56s2

II, III

Samar

Sm

62

4f66s2

II, III

Europ

Eu

63

4f76s2

III

Gadolin

Gd

64

4f75d16s2

III, IV

Terb

Tb

65

4f96s2

III

Dysproz

Dy

66

4f106s2

III

Holm

Ho

67

4f116s2

III

Erb

Er

68

4f126s2

III

Tul

Tm

69

4f136s2

III

Iterb

Yb

70

4f146s2

III

Lutet

Lu

71

4f145d16s2

III

Ze względu na bliskość poziomów energetycznych 4f i 5d istnieje duża niepewność w ustaleniu niektórych konfiguracji elektronowych. Nie we wszystkich przypadkach konfiguracje elektronowe są oczywiste lecz wszystkie lantanowce tworzą głównie jony +3. Jeżeli chodzi o mechanizm powstawania tych jonów, to ogólnie przyjęto, że następuje utrata elektronów 6s2 równocześnie z elektronem 5d1 (jeśli jest obecny) lub jednego z elektronów 4f gdy brak elektronu 5d1.
Rozklad gęstości elektronowej orbitali 4f jest bardzo złożony.
Wszystkie lantanowce na ogół występują razem z wyjątkiem prometu, który ma nietrwałe jądro. Najbogatszym ich źródłem jest minerał monacyt.
Lantanowce nie są bardzo rozpowszechnione - najbardziej pospolitym lantanowcem jest cer, którego zawartość w skorupie ziemskiej wynosi 3 - 10 -4% wagowowy.
Ze względu na wielkie podobieństwo własności chemicznych, lantanowce trudno jest dokładnie rozdzielić. Rozdzielenia można dokonać przez ostrożną, powtarzaną wielokrotnie krystalizację frakcyjną, a bardziej nowoczesne - przez zastosowanie techniki wymiany jonowej. Obie techniki rozdzielenia są oparte na niewielkich różnicach własności (jak np. rozpuszczalność, tworzenie jonów kompleksowych oraz uwodnienia) wynikających z różnic wymiarów jonów +3.
Przechodząc od La3+ do Lu3+ promień jonowy zmniejsza się z 0,106 do 0,085 nm. To zmniejszanie się, które nazywa się kontrakcją lantanowców, wynika ze wzrostu ładunku jądra podczas stopniowego wypełniania podpowłoki wewnętrznej.
Lantanowce są miękkimi szarymi metalami, które wymagają ochrony przed dostępem powietrza, ponieważ gwałtownie reagują z wilgocią i tlenem. Czyste metale, które można uzyskać o stosunkowo dużej czystości 99,9% i wyżej, są bardzo kosztowne. W sprzedaży znajdują się na ogół w zamkniętych komorach, wypełnionych gazem obojętnym, szczególnie gdy są stosowane do produkcji specjalnych urządzeń elektronicznych i optycznych. Pierwiastki ziem rzadkich stosowane są jako materiały laserowe. Europ i gadolin stosowane są w reaktorach atomowych do wychwytu neutronów termicznych.


Aktynowce

W tablicy 10 przedstawiono 15 aktynowców, podając również ich prawdopodobne konfiguracje elektronowe. Konfiguracje te są jeszcze mniej pewne od podanych dla lantanowców. Bowiem nie tylko ze względu na to, że poziomy energetyczne są zbliżone do siebie, lecz także ze względu na to, że jądra są nietrwałe wskutek rozpadu promieniotwórczego, w niektórych przypadkach otrzymano jedynie znikome ilości pierwiastków do celów badawczych.

Tablica 10

Aktynowce

Pierwiastek

Symbol

Z

Konfiguracja elektronowa

Stopień utlenienia

Aktyn

Ac

89

2, 8, 18, 32, 18 6s26p66d17s2

III

Tor

Th

90

6d27s2

III, IV

Protaktyn

Pa

91

5f36d17s2

III, IV, V

Uran

U

92

5f36d17s2

III, IV, V, VI

Neptun

Np

93

5f46d17s2

III, IV, V, VI, VII

Pluton

Pu

94

5f67s2

III, IV, V, VI, VII

Ameryk

Am

95

5f77s2

(II), III, IV, V, VI

Kiur

Cm

96

5f76d17s2

III, IV

Bekerel

Bk

97

5f86d17s2

III, IV

Kaliform

Cf

98

5f107s2

II, III

Einstein

Es

99

5f117s2

II, III

Ferm

Fm

100

5f127s2

II, III

Mendelew

Md

101

5f137s2

II, III

Nobel

No

102

5f147s2

II, III

Lorens

Lr

103

5f146d17s2

III

Wszystkie te jądra są nietrwałe na skutek emisji cząstek. Istnieją pewne prawdopodobieństwa, że dane jądro będzie samorzutnie emitować cząski (alfa) tworząc tym samym nowe jądro o ładunku Z mniejszym o 2 jednostki.
Jeżeli chodzi o aktynowce takie jak tor i uran, to mają one raczej długi okres półtrwania (1,39*1010 lat dla 23260Th i 4,5*109 lat dla 23892U). Tak więc ich szybkości rozpadu są bardzo małe i jądra, obecne w chwili powstania Ziemi, istnieją nadal.
Aktynowce położone za uranem (tzw. pierwiastki transuranowe) nie mają długożyjących prekursorów, tak więc nie występują w przyrodzie w ilościach mierzalnych, lecz muszą być otrzymywane sztucznie przy zastosowaniu akceleratorów cząstek lub reaktorów jądrowych.
Aktynowce są pierwiastkami metalicznymi. Podobne do lantanowców mają na ogół wysokie potencjały elektrodowe (ok. -2V) między pierwszym jonem trwałym w roztworze z metalem. W przeciwieństwie do lantanowców aktynowce wykazują różne stopnie utlenienia. (patrz tablica 11.10 - przykład U). W roztworze wodnym U3+ redukuje wodę z wydzieleniem H2, przy czym tworzy się U4+, który powoli utlenia się na powietrzu do UO22+ (tzw. jon uranylowy).

Do góry


   

 

 (C) 2010 - 2013 Wydział Przyrodniczo - Techniczny KPSW. All Rights Reserved