UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW

CHEMICZNYCH

grupa

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

konfig.
elektr.

ns

1

ns

2

(n-1)

d

1

ns

2

(n-1)

d

2

ns

2

(n-1)

d

3

ns

2

(n-1)

d

4

ns

2

(n-1)

d

5

ns

2

(n-1)

d

6

ns

2

(n-1)

d

7

ns

2

(n-1)

d

8

ns

2

(n-1)

d

9

ns

2

(n-1)

d

10

ns

2

s

2

p

1

s

2

p

2

s

2

p

3

s

2

p

4

s

2

p

5

s

2

p

6

okres

blok s

pierwiastki zewnętrznoprzejściowe (blok d)

pierwiastki bloku p

I

H

II

Li Be

III

Na Mg

IV

K

Ca

V

Rb Sr

VI

Cs Ba

VII Fr Ra

He

B

C

N

O

F

Ne

Al

Si

P

S

Cl Ar

Ga Ge As Se Br Kr

In

Sn Sb Te

I

Xe

Tl

Pb Bi Po At Rn

Berylowce (metale ziem alkalicznych)

Właściwości fizyczne berylowców

Pierwiastek

Beryl

Magnez

Wapń

Stront

Bar

Rad

Symbol

Be

Mg

Ca

Sr

Ba

Ra

Konfiguracja elektronowa

2s

2

3s

2

4s

2

5s

2

6s

2

7s

2

Masa atomowa, u

9,012182 24,3050

40,078

87,62

137,327 (226)

Gęstość, g · cm

 3

1,848

1,738

1,550

2,540

3,594

Temperatura topnienia, K

1560

923

1115

1050

1000

973

Temperatura wrzenia, K

2744

1363

1757

1655

2170

Energia jonizacji, kJ · mol

 1

I M  M

+

+ e



II M

+

 M

2+

+ e



899,5

1757,1

737,7

1450,7

589,8

1145,4

549,5

965,3

502,9

979,1

509,4

Elektroujemność
(Allred Rochow)

1,47

1,23

1,04

0,99

0,97

0,97

Potencjał standardowy, V

 1,847

 2,372

 2,868

 2,899

 2,912

 2,8

Promień atomowy , pm

125

145

174

192

198

Promień jonowy (LK = 6), pm

45

72

100

118

135

Związki Be i Ba są

toksyczne !

Barwią płomień gazowy na kolor:

Ca -

Ca -

ceglastoczerwony

ceglastoczerwony

,

,

Sr - karminowy

Sr - karminowy

,

,

Ba -

Ba -

zielony

zielony

,

,

Ra - karminowy

Ra - karminowy

Berylowce - występowanie w

Berylowce - występowanie w

przyrodzie, minerały

przyrodzie, minerały

Beryl

- zawartość w skorupie ziemskiej

10

4

%

;

g

ł

ówny

minera

ł -

beryl

beryl

,

Be

3

Al

2

[Si

6

O

18

]

.

Metaliczny beryl

otrzymuje si

ę

przez elektroliz

ę

stopionej mieszaniny

BeCl

2

i NaCl w temperaturze ok. 620 K lub przez

elektroliz

ę stopionego zasadowego fluorku, o składzie

2BeO ·5BeF

2

, w temperaturze 1670 K.

Beryl dodaje się do

stopów z miedzią i do stopów glinu i magnezu.

Magnez

- zawartość w skorupie ziemskiej

2,33

%

;

minera

ły krzemianowe -

oliwin

,

serpentyn

,

talk

oraz

węglanowe -

magnezyt

i

dolomit

. W wodzie morskiej

zawartość soli Mg dochodzi do 0,3%.

Metaliczny

magnez otrzymuje si

ę

przez elektroliz

ę

stopionej

mieszaniny MgCl

2

, CaCl

2

i NaCl w temperaturze ok.

1000 K lub przez redukcj

ę MgO węglem, węglikiem

wapnia CaC

2

lub ferrokrzemem w temp 2300 K w

atmosferze wodoru lub gazu ziemnego. Magnez jest

najlżejszym metalem użytkowym. Znajduje

zastosowanie jako składnik lekkich stopów. Stop

elektron zawiera 90% Mg oraz Al, Zn, Mn, Cu i Si.

Wapń

- zawartość w skorupie ziemskiej

4,15

%;

minera

ły krzemianowe i glinokrzemianowe oraz

węglanowe -

kalcyt

i

aragonit

, a także siarczanowe -

anhydryt

i

gips

.

Fosforyt

i

apatyt

to fosforany a

fluoryt

to CaF

2

.

Metaliczny wap

ń

otrzymuje si

ę

przez

elektroliz

ę

stopionych chlorków.

Berylowce -Sr, Ba i Ra

Berylowce -Sr, Ba i Ra

Stront i bar

występują w przyrodzie w małych ilościach

(rzędu

10

2

%

).

Występują w postaci siarczanów: SrSO

4

-

celestyn

, BaSO

4

-

baryt

i węglanów: SrCO

3

-

stroncjanit

i

BaCO

3

-

witeryt

.

Metaliczny stront otrzymuje si

ę

przez

elektroliz

ę

stopionych chlorków a bar przez redukcj

ę

tlenku metalicznym glinem (metod

ą aluminotermiczną)

.

Rad

jest jednym z produktów radioaktywnego rozpadu

uranu, występuje w bardzo małych ilościach we

wszystkich minerałach uranowych. Najbogatszym w rad

minerałem jest

blenda smolista

. Zawiera ona 0,14 g Ra w

100 kg. W toku przeróbki rud uranowych rad strąca się

w postaci siarczanu

RaSO

4

,

razem z barem służącym jako

nośnik. Osad obu siarczanów przeprowadza się w w

bromki i rozdziela za pomocą frakcjonowanej

krystalizacji.

Metaliczny rad został otrzymany w 1910r.

przez Marię Skłodowską-Curie na drodze elektrolizy

chlorku radu.

Użyto przy tym katody rtęciowej. Po

zakończeniu elektrolizy rtęć oddzielano od radu przez jej

oddestylowanie. Rad wykorzystywano jako źródło

promieniowania



. Rad jest metalem srebrzystob

iałym

,

utlenia si

ę

w atmosferze powietrza i rozk

ł

ada wod

ę.

Tworzy łatwo rozpuszczalny chlorek,

RaCl

2

i trudno

rozpuszczalny siarczan,

RaSO

4

.

.

RaCO

3

jest trudno

rozpuszczalny w wodzie, ale ulega działaniu kwasów.

Reaktywność berylowców: Be, Mg, Ca, Sr, Ba,

Reaktywność berylowców: Be, Mg, Ca, Sr, Ba,

Ra - M

Ra - M

Największą odporność chemiczną

wykazuje

beryl

,

który pokrywa się cienką warstwą ochronną

tlenku, ogrzewany zapala się tylko po uprzednim

sproszkowaniu. Z wodą nie reaguje w

temperaturze pokojowej ani po podgrzaniu.

Magnez

mniej odporny niż Be, w normalnych warunkach

pokrywa się warstwą ochronną tlenku lub wodorotlenku. W

powietrzu zapala się po ogrzaniu do 1030 K dając

MgO

i

Mg

3

N

2

. Z wodą reaguje w temp. ponad 340 K, wydzielając

wodór.

Mg + 2H

2

O  Mg(OH)

2

+ H

2

Wapń

reaguje z wodą niezbyt szybko, a

bar

gwałtownie.

Ca, Sr, Ba i Ra

reagują z tlenem już w temperaturze

pokojowej i dlatego muszą być przechowywane pod naftą. Ca,

Sr i Ba tworzą nadtlenki MO

2

. W temp. 770K

Ba + O

2



BaO

2

;

w temp. 1000 K

BaO

2

+ 2HCl

 BaCl

2

+ H

2

O

2

Reagują z kwasami:

M + 2HR  MR

2

+ H

2

Na beryl nie dzia

ł

a kwas HNO

3

(pasywacja) a na magnez nie

dzia

ła HF (warstewka trudno rozpuszczalnego MgF

2

).

Tylko beryl rozpuszcza się w stężonych zasadach (tworzy

amfoteryczny wodorotlenek):

Be + 2NaOH  Na

2

BeO

2

+

H

2

Związki

Związki

berylowców M

berylowców M

Tlenki MO i wodorotlenki

M(OH)

2

BeO (kowalencyjny), MgO, CaO, SrO, BaO (jonowe,

sieć przestrzenna typu NaCl l.k. 6:6, wysokie

temperatury topnienia; BaO 2246 K, MgO i CaO

3099 K, BeO 2851 K, SrO 2805 K)

BeO nie reaguje z H

2

O, MgO tylko po rozdrobnieniu,

pozostałe reagują z wodą bardzo łatwo i z wydzieleniem

ciepła:

MO + H

2

O  M(OH)

2

Od Be(OH)

2

do Ba(OH)

2

wzrasta rozpuszczalność w

wodzie i moc zasad.

Tylko Be(OH)

2

wykazuje

właściwości amfoteryczne (roztwarza się zarówno w

kwasach jak i zasadach).

Be(OH)

2

+ 2HCl  BeCl

2

+ 2H

2

O

W temperaturze 1200 K

CaCO

3

 CaO

(wapno palone)

+

CO

2

Tlenki MO otrzymuje się przez rozkład termiczny

węglanów, azotanów, szczawianów lub

wodorotlenków.

Be(OH)

2

+ 2NaOH 

Na

2

[Be(OH)

4

]

Gaszenie wapna

CaO + H

2

O  Ca(OH)

2

(woda wapienna)

Twardnienie zaprawy murarskiej

Ca(OH)

2

+ CO

2



CaCO

3

Związki

Związki

berylowców

berylowców

Wodorki MH

Wodorki MH

2

2

BeCl

2

+ 2LiH  BeH

2

+ 2LiCl

(w roztworze eterowym)

2Be(CH

3

)

2

+ LiAlH

4

 2BeH

2

+ LiAl(CH

3

)

4

W temp. 570 K

BeH

2

 Be + H

2

BeH

2

(zwi

ą

zek kowalencyjny)

Mg + H

2

(zwiększone ciśnienie)

 MgH

2

(rozpad na

pierwiastki pod wpływem ogrzewania; wykorzystanie

w prototypowych samochodach o silnikach

napędzanych wodorem)

Ca + H

2

(w temp. 670 K)

 CaH

2

(zwi

ą

zek jonowy podobnie

jak SrH

2

, BaH

2

)

CaH

2

+ 2H

2

O  Ca(OH)

2

+ 2H

2

(reakcja gwałtowna,

zastosowanie do otrzymywania wodoru)

Be - H - Be (wiązanie

Be - H - Be (wiązanie

trójcentrowe,

trójcentrowe,

dwuelektronowe)

dwuelektronowe)

Be

Be

Be

Be

H

H

H

H

H

H

H

H

Związki berylowców z fluorowcami

Związki berylowców z fluorowcami

typu MX

typu MX

2

2

Be

Be

Be

Be

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

Jonowy tylko BeF

Jonowy tylko BeF

2

2

, pozostałe halogenki berylu mają

, pozostałe halogenki berylu mają

charakter kowalencyjny. BeCl

charakter kowalencyjny. BeCl

2

2

w stanie stałym zawiera

w stanie stałym zawiera

w swej sieci przestrzennej nieskończone łańcuchy, w

w swej sieci przestrzennej nieskończone łańcuchy, w

których Be ma liczbę koordynacyjną 4.

których Be ma liczbę koordynacyjną 4.

Z roztworów wodnych BeCl

Z roztworów wodnych BeCl

2

2

wydziela się w postaci

wydziela się w postaci

uwodnionej, która podobnie do

uwodnionej, która podobnie do

innych soli uwodnionych berylu

innych soli uwodnionych berylu

zawiera jon kompleksowy

zawiera jon kompleksowy

tetraakwaberylu [Be(H

tetraakwaberylu [Be(H

2

2

O)

O)

4

4

]Cl

]Cl

2

2

.

.

Traci on wodę dopiero w

Traci on wodę dopiero w

temperaturze 470 K.

temperaturze 470 K.

Mają charakter jonowy z wyjątkiem kowalencyjnych

Mają charakter jonowy z wyjątkiem kowalencyjnych

BeX

BeX

2

2

, X = Cl, Br, I

, X = Cl, Br, I

MgCl

MgCl

2

2

i CaCl

i CaCl

2

2

mają właściwości higroskopijne;

mają właściwości higroskopijne;

chłoną wodę przechodząc w sole uwodnione

chłoną wodę przechodząc w sole uwodnione

MCl

MCl

2

2





6H

6H

2

2

O (środki suszące).

O (środki suszące).

CaCl

CaCl

2

2





6H

6H

2

2

O rozpuszczany w wodzie pochłania ciepło;

O rozpuszczany w wodzie pochłania ciepło;

w mieszaninie z lodem znajduje zastosowanie jako

w mieszaninie z lodem znajduje zastosowanie jako

mieszanina oziębiająca (

mieszanina oziębiająca (





55

55

o

o

C).

C).

BaCl

BaCl

2

2

krystalizuje jako BaCl

krystalizuje jako BaCl

2

2





2H

2H

2

2

O, nie jest

O, nie jest

higroskopijny. BaCl

higroskopijny. BaCl

2

2

wykazuje silne działanie

wykazuje silne działanie

trujące ! ! ! (płukanie żołądka roztworem Na

trujące ! ! ! (płukanie żołądka roztworem Na

2

2

SO

SO

4

4

-

-

soli glauberskiej)

soli glauberskiej)

(MgCl

(MgCl

2

2

+ MgO) cement

+ MgO) cement

Sorela

Sorela

Związki

Związki

berylowców

berylowców

Nadtlenki MO

Nadtlenki MO

2

2

,

,

M = Ca,

M = Ca,

Sr, Ba

Sr, Ba

(w temp. ~770 K) 2BaO + O

(w temp. ~770 K) 2BaO + O

2

2





2BaO

2BaO

2

2

(w temp. >1000 K) BaO

(w temp. >1000 K) BaO

2

2

+ 2HCl

+ 2HCl





BaCl

BaCl

2

2

+ H

+ H

2

2

O

O

2

2

Azotki M

Azotki M

3

3

N

N

2

2

,

,

M = Be, Mg,

M = Be, Mg,

Ca, Sr, Ba

Ca, Sr, Ba

(w temp. 1200 K) 3Be + N

(w temp. 1200 K) 3Be + N

2

2





Be

Be

3

3

N

N

2

2

(w temp. ~600 K) 3M + N

(w temp. ~600 K) 3M + N

2

2





M

M

3

3

N

N

2

2

(Mg, Ca, Sr, Ba)

(Mg, Ca, Sr, Ba)

Węgliki: MC

Węgliki: MC

2

2

(acetylenek, C

(acetylenek, C

2

2

2-

2-

),

),

M = Be,

M = Be,

Mg, Ca, Sr

Mg, Ca, Sr

Mg

Mg

2

2

C

C

3

3

(allilek, C

(allilek, C

3

3

4-

4-

), Be

), Be

2

2

C (metanek, C

C (metanek, C

4-

4-

)

)

(w łukowych piecach elektrycznych)

(w łukowych piecach elektrycznych)

CaO + 3C

CaO + 3C





CaC

CaC

2

2

(

(

karbid

karbid

) + CO

) + CO

Karbid ogrzewany w strumieniu azotu przechodzi w

Karbid ogrzewany w strumieniu azotu przechodzi w

cyjanamid wapnia

cyjanamid wapnia

(azotniak -

(azotniak -

nawóz sztuczny

nawóz sztuczny

)

)

CaC

CaC

2

2

+ N

+ N

2

2





CaCN

CaCN

2

2

+ C

+ C

CaCN

CaCN

2

2

+ 3H

+ 3H

2

2

O

O





CaCO

CaCO

3

3

+ 2NH

+ 2NH

3

3

Mg

Mg

3

3

N

N

2

2

+ 3H

+ 3H

2

2

O

O





3MgO + 2NH

3MgO + 2NH

3

3

Związki

Związki

berylowców

berylowców

Węglany MCO

Węglany MCO

3

3

,

,

M = Be, Mg, Ca,

M = Be, Mg, Ca,

Sr, Ba

Sr, Ba

Trudno rozpuszczalne w wodzie węglany pod

Trudno rozpuszczalne w wodzie węglany pod

wpływem CO

wpływem CO

2

2

przechodzą w wodorowęglany

przechodzą w wodorowęglany

dobrze rozpuszczalne w H

dobrze rozpuszczalne w H

2

2

O, ale jest to reakcja

O, ale jest to reakcja

odwracalna.

odwracalna.

MCO

MCO

3

3

+ H

+ H

2

2

O + CO

O + CO

2

2





M(HCO

M(HCO

3

3

)

)

2

2





podczas gotowania:

podczas gotowania:

M(HCO

M(HCO

3

3

)

)

2

2





MCO

MCO

3

3





+

+

H

H

2

2

O + CO

O + CO

2

2





Siarczany MSO

Siarczany MSO

4

4

,

,

M = Be, Mg, Ca,

M = Be, Mg, Ca,

Sr, Ba

Sr, Ba

Rozpuszczalność MSO

Rozpuszczalność MSO

4

4

w H

w H

2

2

O

O

(g /1kg)

(g /1kg)

MgSO

MgSO

4

4

35,6

35,6

CaSO

CaSO

4

4

0,206

0,206

SrSO

SrSO

4

4

0,011

0,011

BaSO

BaSO

4

4

0,00025

0,00025

MgSO

MgSO

4

4





7H

7H

2

2

O sól gorzka

O sól gorzka

CaSO

CaSO

4

4





2H

2H

2

2

O gips

O gips

CaSO

CaSO

4

4

anhydryt

anhydryt

BaSO

BaSO

4

4

(

(

biała farba mineralna;

biała farba mineralna;

materiał kontrastowy

materiał kontrastowy

absorbujący promienie

absorbujący promienie

rentgenowskie w badaniach

rentgenowskie w badaniach

rentgenologicznych żołądka i

rentgenologicznych żołądka i

jelit)

jelit)

Związki kompleksowe

berylowców

C

20

H

39

O

O

O

O

N

N

N

N

N

N

N

N

Mg

N

O

Me

kwas etylenodiaminotetraoctowy

..

..

..

..

..

..

N

N

CH

2

-COOH

CH

2

-CH

2

CH

2

-COOH

HOOC-CH

2

HOOC-CH

2

Chlorofil - związek

kompleksowy Mg z porfiryną

Ca

N

N

O

O

O

O

O

O

O

O

[Ca(edta

[Ca(edta

)]

)]

2-

2-

MgSO

MgSO

4

4





7H

7H

2

2

O

O

[Mg(H

2

O)

6

]

2+

jon

kompleksowy

heksaakwamag

nezu

Mg

O

O

O

O

O

O

Największą tendencj

ę

do tworzenia

związków kompleksowych wykazuje

Be, który tworzy związki

tetraedryczne (hybrydyzacja sp

3

).

[BeF

[BeF

4

4

]

]

2

2





jon

kompleksowy

tetrafluoroberylanu

H

4

(edta)

]

Borowce - grupa

Borowce - grupa

13.

13.

Właściwości fizyczne borowców

Pierwiastek

Bor

Glin

Gal

Ind

Tal

Symbol

B

Al

Ga

In

Tl

Konfiguracja elektronowa

2 s

2

p

1

3 s

2

p

1

4 s

2

p

1

5 s

2

p

1

6 s

2

p

1

Masa atomowa, u

10,811 26,981538

69,723

114,818

204,3833

Gęstość, g · cm

 3

2,34

2,698

5,907

7,31

11,85

Temperatura topnienia, K

2570

933,47

302,91

429,75

577

Temperatura wrzenia, K

2820

2790

2500

2340

1740

Energia jonizacji, kJ · mol

 1

I M  M

+

+ e



II M

+

 M

2+

+ e



III M

2+

 M

3+

+ e



800,6

2427,0

3659,8

577,6

1816,7

2744,8

578,8

1979

2963

558,3

1820.6

2705

589,4

1971

2878

Elektroujemność
(Allerd Rochow)

2,01

1,47

1,82

1,49

1,44

Potencjał standardowy, V,

M

3+

/M

 1,662

 0,549

 0,3382

+0,741

Promień atomowy , pm

88

118

126

144

148

Promień jonowy (LK = 4), pm

23

54

62

80

89

Bor - pierwiastek niemetaliczny, tworzy wyłącznie związki

kowalencyjne. Jego wysoka temp. topnienia wynika z

występowania w jego sieci przestrzennej mocnych wiązań

kowalencyjnych.

Wszystkie pierwiastki grupy 13. występują na stopniu utlenienia

III a In i Tl też na I.

Bor

Bor

(10

-4

% skorupy

ziemskiej)

Otrzymywanie

1 Redukcja tlenku boru B

2

O

3

metalicznym

magnezem

B

2

O

3

+ Mg  2B + 3MgO

2 Redukcja BCl

3

lub BBr

3

wodorem w

łuk

u

elektrycznym

2BBr

3

+ 3H

2

 2B + 6HBr

3 Rozk

ł

ad termiczny jodku boru w temp.

1100-1300 K

2BI

3

 2B + 3I

2

Związki boru z wodorem

-

borany

borany (borowodory): B

n

H

n+4

,

B

n

H

n+6

(brak

BH

3

)

Synteza diboranu: 4BCl

3

+ 3LiAlH

4

 2B

2

H

6

+ 3LiAlCl

4

Borany - toksyczne substancje o przykrym

zapachu, utleniają się na powietrzu,

reagują z wodą z wydzieleniem wodoru a

w reakcji z wodorkami litowców tworzą

trwałe jony hydroboranowe - BH

4



B

2

H

6

+ 6H

2

O  2H

3

BO

3

+ 6H

2

(

kwas trioksoborowy)

2NaH + B

2

H

6

 2NaBH

4

(tetrahydroboran sodu)

B

B

H

H

H

H

H

H

B

B

2

2

H

H

6

6

- stosowany jako paliwo rakietowe, gdyż jego ciepło

spalania jest dwukrotnie większe aniżeli ciepło spalania

takiej samej masy węglowodorów.

Kwas borowy

H

H

3

3

BO

BO

3

3

,

,

boraks

Na

Na

2

2

B

B

4

4

O

O

7

7

10H

10H

2

2

O

O

Związki

boru

B

B

2

2

O

O

3

3

-

-

tritlenek diboru, bezwodnik kwasu

trioksoborowego (ortoborowego) H

3

BO

3

,

powstaje w wyniku ogrzewania tego kwasu w

temp. ciemnego żaru: 2H

3

BO

3

 B

2

O

3

+ 3H

2

O

W temp. ~400 K kwas ortoborowy traci tylko część wody

i przechodzi w kwas metaborowy, HBO

2

H

3

BO

3



HBO

2

+ H

2

O

Zastosowanie H

Zastosowanie H

3

3

BO

BO

3

3

:

:

otrzymywanie boraksu,

środek

konserwujący w przemyśle żywnościowym,

środek

dezynfekujący,

do impregnowania tkanin w celu

zmniejszenia ich palności,

w reaktorach jądrowych do

pochłaniania neutronów.

Sole kwasów borowych:

Sole kwasów borowych:

oksoborany - BO

oksoborany - BO

3

3

3

3





,

,

polioksoborany - B

polioksoborany - B

2

2

O

O

5

5

4

4





, B

, B

3

3

O

O

6

6

3

3





, B

, B

4

4

O

O

7

7

2

2





BO

3

3-

B

O

O

O

3-

B

2

O

5

4-

B

O

O

4-

B

O

O

O

Na

2

B

4

O

7

10H

2

O (boraks)

B

O

O

B

O

HO

O

B

OH

2-

B

O

OH

OH

anion perboraksu

O

B

O

HO

O

B

HO

2-

O

OH

OH

Borki - M

Borki - M

n

n

B

B

m

m

(związki boru z

metalami np. Be

2

B, MgB

2

, CaB

6

,

ZrB

12

) charakteryzują się dużą

odpornością na czynniki chemiczne,

wysokimi temperaturami topnienia i

niekiedy dobrym przewodnictwem

elektrycznym.

Glinowce: Al, Ga,

Glinowce: Al, Ga,

In, Tl

In, Tl

Rozpowszechnienie w skorupie

ziemskiej

Al

(8,23%, trzeci po tlenie i krzemie),

Ga

(1,9 10

-

4

%),

In

(4.5 10

-5

%),

Tl

(8,5 10

-5

%) -

związki talu są

toksyczne!

Otrzymywanie metalicznego glinu (nazwa glinu jako metalu

użytkowego - aluminium)

1. Przeróbka rudy (np. boksytu AlO·OH) na tlenek

glinu Al

2

O

3

2. Elektrolityczna redukcja Al

2

O

3

w stopionym

kriolicie - Na

3

AlF

6

, w temp. ok. 1220 K

(katodę ()

stanowi żelazna wanna a anodę (+) bloki grafitowe).

Właściwości

Właściwości

chemiczne Al

chemiczne Al

W normalnych warunkach glin pokrywa się cienką

warstwą tlenku glinu, która chroni go przed dalszym

utlenianiem oraz działaniem kwasów i zasad

(pasywacja).

Al roztwarza się w roztworach mocnych kwasów i zasad z

wydzieleniem H

2

2Al + 6HCl  2AlCl

3

+ 3H

2

;

2Al + 2NaOH + 6H

2

O 

2Na[Al(OH)

4

] + 3H

2

Podczas ogrzewania Al łączy się łatwo z tlenem z powietrza, a

także z tlenem zawartym w tlenkach innych metali, co

wykorzystuje się do wydzielania innych metali z tlenków
(aluminotermia)

3Fe

3

O

4

+ 8Al  4Al

2

O

3

+ 9Fe  H= 3396 kJ ·mol

-1

(termit

Goldschmidta)

Stopy Al: duraluminium (Al + 2,5-5,5% Cu, 0,5-2% Mg, 0,5-1,2%

Mn, 0,2-1% Si); skleron (Al + 12% Zn, 3% Cu); magnalium (Al +
Mg); hydronalium (Al + Mg)

Związki

Związki

glinowców

glinowców

Al

Al

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

Halogenki MX

3

: Gazowy AlCl

3

ma

budowę dimeryczną, a z roztworów

wodnych wydziela się w postaci jonu

kompleksowgo [Al(H

2

O)

6

]Cl

3

.

Wodorotlenek glinu ma właściwości

amfoteryczne - roztwarza się zarówno w kwasach

jak i zasadach

Al(OH)

Al(OH)

3

3

+ OH

+ OH









[Al(OH)

[Al(OH)

4

4

]

]





; [Al(OH)

; [Al(OH)

4

4

]

]





+ 2OH

+ 2OH









[Al(OH)

[Al(OH)

6

6

]

]

3

3





Al(OH)

Al(OH)

3

3

+ 3H

+ 3H

+

+





Al

Al

3+

3+

+

+

3H

3H

2

2

O

O

Al

Al

2

2

(SO

(SO

4

4

)

)

3

3





18H

18H

2

2

O (siarczan glinu -

O (siarczan glinu -

zastosowanie w farbiarstwie, garbarstwie i

zastosowanie w farbiarstwie, garbarstwie i

przy produkcji papieru)

przy produkcji papieru)

Ałuny: M

Ałuny: M

2

2

SO

SO

4

4





Al

Al

2

2

(SO

(SO

4

4

)

)

3

3





24H

24H

2

2

O, M = Na, K,

O, M = Na, K,

Rb, Cs, Tl K

Rb, Cs, Tl K

2

2

SO

SO

4

4





Al

Al

2

2

(SO

(SO

4

4

)

)

3

3





24H

24H

2

2

O (ałun

O (ałun

glinowo-potasowy)

glinowo-potasowy)

Tal tworzy trwałe związki na +I stopniu utlenienia :

Tal tworzy trwałe związki na +I stopniu utlenienia :

TlOH, Tl

TlOH, Tl

2

2

O, Tl

O, Tl

2

2

CO

CO

3

3

, Tl

, Tl

2

2

SO

SO

4

4

. Właściwości jonu Tl

. Właściwości jonu Tl

+

+

są

są

zbliżone do właściwości jonów litowców.

zbliżone do właściwości jonów litowców.

Wszystkie

Wszystkie

rozpuszczalne związki talu są silnie trujące !!!

rozpuszczalne związki talu są silnie trujące !!!

Węglow

Węglow

ce

ce

Właściwości fizyczne węglowców

Pierwiastek

Węgiel

Krzem

German

Cyna

Ołów

Symbol

C

Si

Ge

Sn

Pb

Konfiguracja elektronowa

2 s

2

p

2

3 s

2

p

2

4 s

2

p

2

5 s

2

p

2

6 s

2

p

2

Masa atomowa, u

12,0107 28,0855

72,61

118,710

207,2

Gęstość, g · cm

 3

2,1-2,3

gr.

3,514

diam

.

2,329

5,323

5,75(-Sn)
7,31(-Sn)

11,35

Temperatura topnienia, K

4765

1687

1211,40

505,08

600,61

Temperatura wrzenia, K

3915

(subl.)

3538

3106

2875

2022

Energia jonizacji, kJ · mol

 1

1086,4

786,5

762,2

708,6

715,5

Elektroujemność(

Allred Rochow)

2,50

1,74

2,02

1,72

1,55

Promień kowalencyjny, pm

77

117

122

140

154

Promień jonowy X

4

+

(LK = 4), pm

15

26

39

55

65

Promień jonowy X

2+

,

pm

73 (LK = 4)

93

115 (LK = 6)

Energia wiązania pomiędzy

atomami danego pierwiastka
X X, kJ · mol

 1

348

226

163

195

100

Energia wiązania z wodorem
X H, kJ · mol

 1

411

326

288

<314

180

Energia wiązania z tlenem
X O, kJ · mol

 1

358

452

363

557

398

C

C





H

H









+

+





+

+





Si

Si





H

H

Węglowce

Węglowce

Tworzenie czterech wiązań kowalencyjnych przy udziale

czterech zhybrydyzowanych orbitali sp

3

.

Najsilniejszą

polaryzację i najsilniej zaznaczony charakter jonowy

wykazują wiązania tworzone przez Sn i Pb. Większą

liczbę wiązań kowalencyjnych niż 4 mogą tworzyć

węglowce, które rozporządzają wolnymi orbitalami d w

powłoce walencyjnej, a więc wszystkie z wyjątkiem

węgla, np. [SiF

6

]

2

, [SnCl

6

]

2

.

Stopnie utlenienia: IV i II (aniony C

4

i C

2

2

tylko w

węglikach typu soli, będących związkami węgla z

metalami o małej elektroujemności). W miarę wzrostu

liczby atomowej maleje trwałość stopnia utlenienia IV a

rośnie trwałość stopnia utlenienia II.

Rozpowszechnienie w skorupie ziemskiej: C -

0,02%; Si - 28,2%; Ge - 1,5 ·10

4

%; Sn -

2,3 ·10

4

%; Pb - 1,4 ·10

3

%.

Związki z wodorem - polaryzacja wiązania C



H

+

,

Si

+

H



Wzrost reaktywności w stosunku do wody w

reakcji hydrolizy: CH

4

< GeH

4

< SnH

4

 SiH

4

SiH

4

+ OH



+ H

3

O

+

 H

3

SiOH + H

2

+ H

2

O

Węgiel wyróżnia spośród węglowców zdolność do

tworzenia łańcuchów złożonych tylko z atomów węgla

oraz możliwość tworzenia podwójnych i potrójnych

wiązań między atomami węgla

Krzem tworzy w krzemianach trwałe łańcuchy SiOSi

OSi 

Związki węgla

Konfiguracja elektronowa C 1s

2

2s

1

2p

x

1

2p

y

1

2p

z

1

Trzy możliwe hybrydyzacje orbitali walencyjnych atomu węgla:

sp

3

- CH

4

(hybrydyzacje tetraedryczna, kąty między wiązaniami 109,5

o

)

sp

2

- C

2

H

4

(hybrydyzacje trygonalna, kąty między wiązaniami 120

o

)

sp - C

2

H

2

(hybrydyzacje dygonalna, kąty między wiązaniami 180

o

)

Hybrydyzacja

orbitali atomowych

węgla

sp

2

x

H

H

H

H

-

+

C

-

+

C

sp

2

sp

2

sp

2

sp

2

z

z

x

H

H

H

H

-

C

C

+

-

x

H

H

H

H

-

C

C

+

+



b

*

E



b





2p

z

2p

z

Tworzenie

Tworzenie

wiązania

wiązania

typu

typu





Energia orbitali

Energia orbitali

walencyjnych typu

walencyjnych typu





etylenu

etylenu

Odmiany alotropowe

węgla

Węgiel w stanie wolnym występuje

w postaci dwu

minerałów: diamentu i grafitu. Są to dwie różne odmiany

alotropowe tego pierwiastka, które posiadają różną

strukturę, wynikającą z różnego sposobu upakowania

atomów węgla, a co za tym idzie różną gęstość i

twardość.

W sieci przestrzennej diamentu każdy atom C otoczony

jest czterema innymi atomami (hybrydyzacja

tetraedryczna sp

3

).

Sieć przestrzenna grafitu składa się z równoległych

płaskich warstw, w obrębie których każdy atom C ma

liczbę koordynacji 3 (hybrydyzacja sp

2

).

Prostopadły do

płaszczyzny trzech wiązań



orbital p uczestniczy w

tworzeniu wiązań typu



z dwoma sąsiednimi atomami C. Z

obecności luźno związanych elektronów wynika zdolność

grafitu do przewodzenia prądu.

Diament ogrzewany bez dostępu powietrza przechodzi

w grafit!

Znana od 1955 r. przemiana grafitu w diament

zachodzi w temp. ~1500-2700 K pod wysokim

ciśnieniem 6-12 GPa i w obecności pewnych metali,

spełniających rolę „katalizatora”. W powietrzu grafit

spala się ale dopiero po ogrzaniu do temp. ~1000 K.

W 1985 r.

(Harold Kroto, Richard Smalley)

(Harold Kroto, Richard Smalley) została

odkryta trzecia odmiana alotropowa węgla -

fullereny

fullereny

,

zawierająca cząsteczki C

60

i C

70

. Cząsteczka C

60

ma

kształt kulisty wynikający z połączenia atomów węgla w

12 pierścieni pięcioczłonowych i 20 sześcioczłonowych.

C

70

zawiera 12 pierścieni 5 atomowych i 25 pierścieni 6

atomowych i ma kształt elipsoidy.

Związki węgla z flurowcami

Związki węgla z flurowcami

typu CX

typu CX

4

4

C

C

F

C

F F

F

C

C

C

C

F

F

F

F

F

F

F

F

F

F

Poli(tetrafluoroetylen) -

Poli(tetrafluoroetylen) -

teflon

teflon

Freony: CClF

Freony: CClF

3

3

, CCl

, CCl

2

2

F

F

2

2

, CCl

, CCl

3

3

F

F

pod wpływem światła nadfioletowego

ulegają rozkładowi z

wydzieleniem atomowego chloru, który rozkłada ozon.

Warstwa ozonowa chroni życie przed nadmiernym

natężeniem promieniowania nadfioletowego.

CF

4

(tetrafluorek węgla), gaz

bardzo odporny na wysoka

temperaturę i działanie

czynników chemicznych

CCl

4

(tetrachlorek wegla), T

wrz

349,95 K

Związki węgla z tlenem: CO

(tlenek węgla),

CO

2

(ditlenek węgla),

C

3

O

2

(ditlenek triwęgla, podtlenek

węgla), tworzy się podczas

odwadniania kwasu malonowego

za pomocą P

2

O

5

w próżni

C

C





O

O

O=C=O

O=C=O

O=C=C=C=

O=C=C=C=

O

O

H

2

C

COOH

COOH

P

2

O

5

C

+ 2H

2

O

C

C

O

O

Schemat orbitali molekularnych cząsteczki CO

KK(σ2s)

2

(σ*2s)

2

(π2p

y

)

2

(π2p

z

)

2

(σ2p

x

)

2

Rząd wiązania R.W . = ½(8e – 2e) = 3

:CO:

E

D

= 1072 kJ /mol

Długość wiązania

d = 112,8 pm

CO

C

O

2s





2s





2p

y





2p

x

 2p

x





2p

z

 2p

z

2p

y

2s

2s

E

2p

2p

Tlenek węgla

CO

Tlenek węgla tworzy

wiązanie koordynacyjne z

atomami metali

przejściowych donorując

na ich orbitale wolną

parę elektronową.

Koordynując do atomu Fe

w hemoglobinie blokuje

jej zdolność do

przenoszenia tlenu, z

czego wynikają jego

właściwości toksyczne

2CO + O

2

 2CO

2

 H= 282,8 kJ

·mol

-1

Tlenek węgla jest gazem

palnym. Spala się

niebieskawym płomieniem

wydzielając znaczne ilości

ciepła. Jego duże

powinowactwo do tlenu

znajduje zastosowanie w

metalurgii do redukowania

tlenków metali

CO + 2H

2

 CH

3

OH  H= 128,9 kJ

·mol

-1

CO + 2H

2

 benzyna

syntetyczna

Związki węgla z azotem i ich

pochodne

Dicyjan,

(CN)

2

:

NCCN:

Paracyjan - produkt polimeryzacji

dicyjanu

Tworzenie dicyjanu:

Podczas ogrzewania

Hg(CN)

2

 Hg + (CN)

2

Podczas ogrzewania

Hg(CN)

2

+ HgCl

2

 Hg

2

Cl

2

+ (CN)

2

W reakcji roztworu CuSO

4

z KCN

Cu

2+

+ 2CN



 Cu(CN)

2



CuCN + 1/2(CN)

2

Silnie trujący gaz o

Silnie trujący gaz o

zapachu gorzkich

zapachu gorzkich

migdałów !

migdałów !

(CN)

2

jest gazem palnym. Pali się charakterystycznym

niebieskim płomieniem z czerwoną otoczką. Podczas

spalania w tlenie temperatura płomienia osiąga

wartość 5050 K.

Reaguje z roztworem wodorotlenków dając mieszaninę

cyjanków i cyjanianów

(CN)

2

+ 2KOH  KCN + KCNO + H

2

O

HCN

HCN

Cyjanowodór - HCN,

Cyjanowodór - HCN, kwas pruski, bezbarwna ciecz o

zapachu gorzkich migdałów, wrząca w temp. 298,8 K.

Najgwałtowniej działająca trucizna, dawka śmiertelna

50 mg

! Występuje w postaci dwóch izomerycznych

odmian HCN: i :CNH. W temperaturze pokojowej

zawiera on ok. 99% cyjanowodoru i 1%

izocyjanowodoru

NaCN -

NaCN - stosowany w galwanotechnice i do ekstrakcji

złota i srebra z urobku górniczego

Etapy produkcji NaCN

Etapy produkcji NaCN

1. Przepuszczanie NH

1. Przepuszczanie NH

3

3

nad ciekłym sodem

nad ciekłym sodem

(371 K)

(371 K)

2. Ogrzewanie amidku z węglem drzewnym

2. Ogrzewanie amidku z węglem drzewnym

w temp. 900 K

w temp. 900 K

3. Ogrzewanie cyjanamidu z

3. Ogrzewanie cyjanamidu z

nadmiarem węgla

nadmiarem węgla

NH

NH

3

3

+ Na

+ Na





NaNH

NaNH

2

2

+ 1/2H

+ 1/2H

2

2

(amidek

sodu)

2NaNH

2NaNH

2

2

+ C

+ C





Na

Na

2

2

CN

CN

2

2

+ 2H

+ 2H

2

2

(cyjanamid sodu)

Na

Na

2

2

CN

CN

2

2

+ C

+ C





2NaCN

2NaCN

Węgliki

Węgliki

dwuskładnikowe związki węgla z

dwuskładnikowe związki węgla z

pierwiastkami wykazującymi mniejszą od

pierwiastkami wykazującymi mniejszą od

niego elektroujemność.

niego elektroujemność.

Są to

związki węgla z metalami, z Si i B, np. CaC

2

-

węglik wapnia; Mg

2

C

3

- węglik magnezu; V

2

C -

węglik wanadu.

1. Węgliki jonowe typu soli

- połączenia węgla z

metalami grup 1., 2. i 13. Zawierają aniony C

4

, C

2

2

lub

C

3

4 

. Otrzymuje się je przez ogrzewanie odpowiedniego

metalu lub jego tlenku z węglem lub węglowodorami. W

wyniku działania wody na te węgliki tworzy się CH

4

,

HCCH lub CH

3

CHCH, stąd rozróżniamy

metanki, np.

Al

4

C

3

,

acetylenki, np. Na

2

C

2

,

BaC

2

, Al

2

C

6

i

allilki, np.

Mg

2

C

3

.

CaC

2

wytwarzany w wyniku ogrzewania w piecach

elektrycznych CaO z koksem służył do otrzymywania

HCCH

.

CaC

2

+H

2

O  HCCH +

CaO

Mg

2

C

3

+ 2H

2

O  CH

3

CHCH +

2MgO

w temp. 1500 K: CaC

2

+ N

2

 CaCN

2

+ C (cyjanamid

wapnia, azotniak)

CaCN

2

+ 3H

2

O  CaCO

3

+ 2NH

3

(metoda Franka i Caro

syntezy amoniaku)

2. Węgliki międzywęzłowe

- połączenia węgla z

metalami grup 4., 5. i 6. o promieniu atomowym >130

pm. Powstają podczas ogrzewania (2300 K) metali z

węglem. Wykazują takie cechy metaliczne jak połysk i

dobre przewodnictwo elektryczne. Są to substancje

trudno topliwe, twarde, ogniotrwałe i odporne pod

względem chemicznym. Są to związki o wzorze:

MC,

np.

TiC, MoC, WC,

oraz

M

2

C

, np.

V

2

C, W

2

C

. Połączenia

węgla z metalami o promieniu atomowym <130 pm (Cr,

Mn, Fe,Co, i Ni) są mniej odporne chemiczne, np.

Fe

3

C

-

cementyt .

Węglik

i

3. Węgliki kowalencyjne

- połączenia węgla z

pierwiastkami o zbliżonej elektroujemności (

B

i

Si

).

SiC (karborund)

- wykazuje twardość zbliżoną do

diamentu, ogniotrwałość, odporność pod względem

chemicznym, zdolność do przewodzenia prądu

elektrycznego (właściwości półprzewodnikowe).

Otrzymuje się go podczas ogrzewania w piecach

elektrycznych (2200 K) piasku z koksem.

Zastosowanie

Zastosowanie

SiC

SiC

:

: materiał szlifierski, do wyrobu

tygli, rur ogniotrwałych i elementów grzewczych do

pieców elektrycznych

SiO

2

+ 3C  SiC + 2CO

B

4

C (węglik boru)

- wykazuje twardość większą od

diamentu, ogniotrwałość, większą odporność chemiczną

od SiC (O

2

i Cl

2

reagują z nim dopiero w temp. 1300 K.

Otrzymuje się go podczas ogrzewania mieszaniny

elementarnego boru lub tlenku boru z węglem w temp

2800 K.

Krzem i jego

związki

Rozpowszechnienie w skorupie ziemskiej: C -

0,02%;

Si - 28,2%;

Ge - 1,5 ·10

4

%; Sn - 2,3

·10

4

%; Pb - 1,4 ·10

3

%

(tlen - 46,1%).

Krzem występuje w postaci krzemianów (np. Mg

2

SiO

4

),

glinokrzemianów (np. KAlSi

3

O

8

), i ditlenku krzemu SiO

2

(piasek).

Krzem krystaliczny

Krzem krystaliczny

ma strukturę diamentu a

krzem

krzem

bezpostaciowy

bezpostaciowy

(brunatny proszek) można otrzymać w

wyniku redukcji SiO

2

magnezem. W temperaturze

pokojowej pokrywa się cienka warstwą SiO

2

. W

powietrzu spala się po silnym ogrzaniu. Reaguje

gwałtownie z F

2

dając SiF

4

, z pozostałymi fluorowcami

po ogrzaniu. Po ogrzaniu z metalami tworzy krzemki

(związki międzymetaliczne), np. Mg

2

Si, Ca

2

Si, CaSi,

CaSi

2

. Krzem nie ulega działaniu kwasów. Reaguje

tylko z mieszaniną HF i HNO

3

dając SiF

4

. Si ulega

działaniu nawet rozcieńczonych roztworów

wodorotlenków litowców.

Si + 2NaOH + H

Si + 2NaOH + H

2

2

O

O





Na

Na

2

2

SiO

SiO

3

3

+ 2H

+ 2H

2

2

SiO

SiO

2

2

jest bezwodnikiem kwasowym, ale nie ulega

jest bezwodnikiem kwasowym, ale nie ulega

reakcji z H

reakcji z H

2

2

O.

O.

Kwas ortokrzemowy H

Kwas ortokrzemowy H

4

4

SiO

SiO

4

4

powstaje w roztworach

wodnych ortokrzemianów, które otrzymuje się przez

stapianie SiO

2

z NaOH.

Na

Na

4

4

SiO

SiO

4

4

+ H

+ H

2

2

O H

O H

4

4

SiO

SiO

4

4

+

+

4NaOH

4NaOH

2H

2H

4

4

SiO

SiO

4

4





H

H

6

6

Si

Si

2

2

O

O

7

7

+ H

+ H

2

2

O

O

Rekcje kondensacji H

2

SiO

4

z odszczepieniem H

2

O dają kwasy

polikrzemowe.

Silany

Silany

- połączenia krzemu z wodorem (krzemowodory)

Si

n

H

2n+2

(łańcuchowe), np. SiH

4

, Si

2

H

6

, Si

10

H

22

(dekasilan)

Si

n

H

2n

(cykliczne), np.

Si

5

H

10

Halogenosilany

Halogenosilany

, np. SiCl

3

H, SiCl

2

H

2

, SiClH

3

, reagują z

wodą dając

siloksany

siloksany

(produkty kondensacji z

odszczepieniem chlorowodoru)

H

H

3

3

Si

Si





Cl + H

Cl + H





O

O





H + Cl

H + Cl





SiH

SiH

3

3





H

H

3

3

Si

Si





O

O





SiH

SiH

3

3

+

+

2HCl

2HCl

Pochodne siloksanów

Pochodne siloksanów

-

-

silikony

silikony

posiadające w

miejsce wodorów grupy alkilowe lub arylowe

odznaczają się biernością chemiczną i odpornością

na temperaturę. Ich produkty kondensacji mają

zastosowanie jako smary, żywice i kauczuki

silikonowe.

Trimetylochlorosilan, (CH

Trimetylochlorosilan, (CH

3

3

)

)

3

3

SiCl,

SiCl,

znajduje

zastosowanie do impregnacji tkanin bawełnianych.

Powierzchnia zaimpregnowana zawiera grupy





OSi(CH

OSi(CH

3

3

)

)

3

3

,

, które nie ulegają zwilżaniu wodą, czyli

są

hydrofobowe

hydrofobowe

.

.

CH

3

CH

3

CH

3

Si

CH

3

Cl

+

Cl

H

2HCl

H

O

O

+

+

CH

3

H

3

C Si

CH

3

H

3

C Si

CH

3

CH

3

CH

3

CH

3

Si

Ge, Sn,

Ge, Sn,

Pb

Pb

Rozpowszechnienie w skorupie ziemskiej:

C -

0,02%;

Si - 28,2%;

Ge - 1,5 ·10

4

%;

Sn - 2,3 ·10

4

%; Pb - 1,4 ·10

3

%

Otrzymywa

nie

Działaniem mieszaniny kwasu HNO

3

i

H

2

SO

4

przeprowadza się rudę germanu w

GeO

2

, który

rozpuszcza się w HCl otrzymując lotny

GeCl

4

. Ten po

oddestylowaniu poddaje się hydrolizie prowadzącej do GeO

2

.

Tlenek germanu(IV) redukuje się H

2

lub C otrzymując

ultraczysty

Ge

Ge

.

Rudę cyny (kasyteryt,

SnO

2

) po wyprażeniu w

strumieniu powietrza redukuje się węglem w temp.

1470-1570 K.

SnO

2

+ 2C  Sn + 2CO

Rudę ołowiu (galena,

PbS

) przeprowadza się w

PbO

przez prażenie przy obfitym dostępie powietrza. PbO

redukuje się CO powstającym podczas spalania koksu.

PbS + 3O

2

 PbO + 2SO

2

, PbO + CO  Pb + CO

2

Zastosowa

nie

Ge

był pierwszym półprzewodnikiem

użytym do

konstrukcji tranzystorów (1947 r.), później został zastąpiony

przez Si.

Stosowany jest jako materiał przepuszczający

promieniowanie podczerwone w zakresie 5000-600 cm

-1

.

Sn

służy do pokrywania innych metali w celu ochrony

przed korozją

(odporna na działanie czynników

atmosferycznych i rozcieńczonych kwasów)

Pb

używany jest do wyrobu odpływowych rur kanalizacyjnych,

krycia dachów oraz w stopach z Sn i Sb (lutowanie, czcionki

drukarskie).

PbEt

4

(

tetraetyloołów) dodawany do paliwa

samochodowego musi zostać wycofany ze względu na
właściwości trujące.

Związki Pb są trujące!

Związki Pb są trujące!

Azotow

ce

Właściwości fizyczne azotowców

Pierwiastek

Azot

Fosfor

Arsen

Antymon

Bizmut

Symbol

N

P

As

Sb

Bi

Konfiguracja elektronowa

2 s

2

p

3

3 s

2

p

3

4 s

2

p

3

5 s

2

p

3

6 s

2

p

3

Masa atomowa, u

14,00674 30,9737 74,921560 121,760

208,98038

Temperatura topnienia, K

63,15

317,3

(P-biały)

1090

(zw. ciśnienie)

903,78

544,55

Temperatura wrzenia, K

77,36

553,65

(P-biały)

887

(sublimacja)

1860

1837

Energia jonizacji, kJ · mol

 1

I

III

V

1402

4578

9445

1012

2912

6274

944

2736

6043

832

2440

5400

703

2466

5400

Elektroujemność(

Allred Rochow)

3,07

2,06

2,20

1,82

1,67

Promień atomowy, pm

70

110

121

141

146

Promień jonowy X

3

+

, pm

58

76

103

Tylko Bi ma charakter metaliczny! As i Sb mają charakter

pośredni pomiędzy metalami i niemetalami. N i P są

pierwiastkami niemetalicznymi.

Obieg azotu w

Obieg azotu w

przyrodzie

przyrodzie

bakterie

N

2

NH

3

NO

2

NO

3

bakterie

rośliny

organizmy wyższe

bakterie

w s kła d b a k ter ii w ią żą c y c h a zo t w c h o d zi:

m eta lo en zy m - n itr o g en a za (N

2

a za )

fer r ed o k sy n a - b iałk o F e- S (r ed u k to r)

a d en o zy n o tr ó jfo s fo r a n m a g n ezu (A T P M g )

Azot atmosferyczny

N

2

jest także

przetwarzany na tlenki

NO

i

NO

2

podczas

wyładowań

atmosferycznych,

spalania drewna,

węgla, paliw

samochodowych itp.

Przemysł azotowy

wykorzystuje

N

2

do

produkcji

NH

3

,

przetwarzanego

następnie w nawozy

azotowe w tym

cyjanamid CaCN

2

(azotniak).

Skład objętościowy
powietrza:

N

2

- 78,1%

,

O

2

- 20,9%,

CO

2

- 0,03%,

gazy szlachetne - 0,94%,
innych - 0,03%

Zawartość azotu w skorupie ziemskiej wynosi

1,9 · 10

-3

%. Najważniejszy minerał to saletra

chilijska NaNO

3

Azotow

Azotow

ce

ce

Otrzymywanie

Otrzymywanie

N

N

2

2

Do celów technicznych N

2

uzyskuje się

głównie przez frakcjonowaną destylację

skroplonego powietrza.

Do celów laboratoryjnych otrzymuje się N

2

przez

ogrzewanie roztworu azotanu(III) amonu:

NH

4

NO

2

 N

2

+ 2H

2

O

lub przez termiczny

rozkład azydku Na lub Ba:

2NaN

3

 2Na + 3N

2

Fosfor

Fosfor

-

-

0,11%

w skorupie ziemskiej głównie w

postaci apatytów: 3Ca

3

(PO

4

)

2

·CaF

2

(apatyt

fluorowy, składnik skał), 3Ca

3

(PO

4

)

2

·CaCO

3

·H

2

O

(apatyt węglanowy), 3Ca

3

(PO

4

)

2

·Ca(OH)

2

(apatyt

hydroksylowy) składnik białka zwierzęcego i

roślinnego, krwi, kości, muszli, itp.
Błony komórkowe zbudowane są z fosfolipidów,

czyli estrów organicznych kwasu fosforowego.

Zagrożenia!

Zagrożenia!

Wprowadzenie do środowiska nadmiernej

ilości rozpuszczalnych fosforanów (polifosforanów w

postaci środków zmiękczających wodę w proszkach do

prania) powoduje nadmierny rozwój glonów, które

obumierając zużywają tlen zawarty w wodzie i

powodują zanik życia w jeziorach i zatokach morskich.

Azotow

Azotow

ce

ce

Otrzymywanie

fosforu

Ogrzewanie fosforanu wapnia z piaskiem i koksem bez

dostępu powietrza w piecach elektrycznych w temp.

1570 - 1720 K.

Ca

3

(PO

4

)

2

+ 3SiO

2

+

5C  3CaSiO

3

+ 5CO + 1/2P

4

Otrzymuje się w ten sposób fosfor biały, który

przez ogrzewanie przemienia się w fosfor czerwony,

używany w produkcji zapałek.

Arsen

Arsen

-

- zawartość w skorupie ziemskiej

5

·10

-4

%

,

występuje w postaci siarczków (

As

2

S

3

,

As

4

S

4

),

arsenosiarczków (

FeAsS

- arsenopiryt) lub arsenków.

Występuje w większości rud metali ciężkich (Ni, Cu, Sn)

i podczas ich prażenia przechodzi w

As

4

O

6

(arszenik),

który gromadzi się w komorach pyłowych i pyłach

kominowych.

Arszenik jest

silną trucizną !!! Dawka śmiertelna ~0,1g

.

Otrzymywanie

arsenu

Ogrzewanie arsenopirytu bez dostępu powietrza:

FeAsS  FeS + As

Redukcja arszeniku węglem:

As

4

O

6

+ 6C  4As +

6CO

Antymon

Antymon

-

- zawartość w skorupie ziemskiej

2

·10

-5

%

,

bizmut

bizmut

-

- zawartość w skorupie ziemskiej

8,5

·10

-7

%

,

występują w postaci siarczków i tlenków: Sb

2

S

3

, Bi

2

S

3

,

Sb

2

O

3

, Bi

2

O

3

, które w wyniku redukcji dają metal.

CZĄSTECZKI AZOTOWCÓW:

N

2

, P

4

Schemat orbitali molekularnych cząsteczki N

2

KK(σ2s)

2

(σ

*

2s)

2

(π2p

x

)

2

(π2p

z

)

2

(σ2p

x

)

2

Rząd wiązania RW = ½(8e – 2e) = 3

NN

E

D

= 941 kJ/mol

Długość wiązania

d = 110 pm

E

N

2

N

N

2s





2s





2p

y





2p

x

2p

x





2p

z

2p

z

2p

2p

2p

y

2s

2s

W parach fosforu

białego występuje

cząsteczka P

4

Energia pojedynczych

wiązań

PP

w cząsteczce P

4

wynosi

201 kJ ·mol

-1

Fosfor

biały

jest bardzo

reaktywny. Zapala się już w

temp. 330 K, dając P

4

O

10

.

Podczas polimeryzacji

(łączenia) cząsteczek P

4

tworzą się bardziej trwałe

odmiany fosforu: fosfor

czerwony

,

fioletowy

i

czarny (najbardziej trwały).

Fosfor biały jest

Fosfor biały jest

toksyczny !!!

toksyczny !!!

Dawka

Dawka

śmiertelna wynosi 0,1g

śmiertelna wynosi 0,1g

Kompleksy N

2

z metalami - różne sposoby koordynacji i

aktywacji N

2

N

N

M

M

N

N

M

M

N

N

M

M

M

N

N

M

M

N

N

M

M

N

N

M

M

N

N

M

M

N

N

Koordynacja N

Koordynacja N

2

2

do metalu powoduje osłabienie i

do metalu powoduje osłabienie i

wydłużenie wiązania N-N od 110 pm w N

wydłużenie wiązania N-N od 110 pm w N

2

2

aż do

aż do

150 pm w kompleksach.

150 pm w kompleksach.

Związki azotowców z wodorem i ich

pochodne

NH

3

- azan (amoniak) i

PH

3

- fosfan (fosforowodór)

to związki trwałe w temperaturze pokojowej, tworzące się z
pierwiastków w reakcji egzotermicznej.

AsH

3

- arsan

(arsenowodór),

SbH

3

- stiban (antymonowodór) i

BiH

3

- bizmutan (bizmutowodór)

powstają w reakcjach

endotermicznych, są metatrwałe. Ich rozkład powolny w

temperaturze pokojowej, można przyspieszyć za pomocą
nawet umiarkowanego ogrzewania.

N

N

2

2

+ 3H

+ 3H

2

2

2NH

2NH

3

3

H

N

Wolna para elektronowa w cząsteczce NH

3

decyduje o

jego zasadowych właściwościach. Cząsteczka NH

3

przyjmując proton staje się jonem amonowym, NH

4

+

. W

roztworach wodnych następuje jonizacja NH

3

NH

NH

3

3

+ H

+ H

2

2

O

O

NH

NH

4

4

+

+

+

+

OH

OH



Gazowy NH

3

z gazowym HCl tworzy białe

dymy NH

4

Cl

NH

NH

3

3

+ HCl

+ HCl





NH

NH

4

4

Cl

Cl

Ciekły NH

3

(temp. 239,74 K) ulega podobnie do wody

autodysocjacji dając

jon amonowy i jon amidkowy

. Jon NH

2



stanowi mocną zasadę, mocniejszą niż OH



2NH

2NH

3

3

NH

NH

4

4

+

+

+ NH

+ NH

2

2



Zwiazki azotowców z wodorem i ich

pochodne

Pochodne amoniaku - amidki, imidki,

azotki

Amidek sodu

otrzymuje się przepuszczając gazowy

NH

3

nad

metalicznym sodem

2NH

3

+ 2Na  2NaNH

2

+ H

2

NaNH

2

+ H

2

O  NH

3

+ NaOH

Imidek litu, Li

Imidek litu, Li

2

2

NH

NH

,

,

imidek wapnia CaNH

imidek wapnia CaNH

Podczas spalania magnezu w powietrzu tworzy się

azotek magnezu Mg

3

N

2

3Mg + N

2

 Mg

3

N

2

Mg

3

N

2

+ H

2

O  3Mg(OH)

2

+ 2NH

3

NH

NH

2

2

OH + H

OH + H

2

2

O

O

NH

NH

3

3

OH

OH

+

+

+ OH

+ OH



Hydroksyloamina NH

2

OH

wykazuje właściwości

zasadowe ale jest słabszą zasadą od NH

3

..

H

N

.. ..

..

H

P

.. ..

Diazan (hydrazyna)

Diazan (hydrazyna)

-N

-N

2

2

H

H

4

4

Difosfan - P

Difosfan - P

2

2

H

H

4

4

Azydek wodoru

Azydek wodoru

- HN

- HN

3

3

(kwas azotowodorowy)

(

substancja silnie trująca!

)

H

N

N

N

Substancja

Substancja

toksyczna !!!

toksyczna !!!

(zapala

się w

zetknięci

u z

powietrze

m, pod

wpływem

światła

ulega

rozkłado

wi do PH

3

i P

4

)

Aminy

Aminy

NR

NR

3

3

,

, np. NMe

3

- trimetyloamina, NF

3

-

trifluoroamina

N

2

O + NaNH

2

(stopiony)

 NaN

3

+

H

2

O

Związki azotowców(Y) z fluorowcami (X) typu
YX

3

i YX

5

Trójhalogenki azotu

NX

3

z wyjątkiem

NF

3

są bardzo

nietrwałe. W wodzie

PX

3

i

AsX

3

ulegają

hydrolizie z wytworzeniem odpowiednich kwasów

(

H

3

PO

3

,

H

3

AsO

3

) a produktami hydrolizy

SbX

3

i

BiX

3

są nierozpuszczalne tlenochlorki, np.

SbOCl

,

Sb

4

O

5

Cl

2

oraz

BiOCl

.

PCl

PCl

3

3

+ 3H

+ 3H

2

2

O

O

H

H

3

3

PO

PO

3

3

+

+

3HCl

3HCl

SbCl

SbCl

3

3

+ H

+ H

2

2

O

O

SbOCl +

SbOCl +

2HCl

2HCl

kwas

kwas

fosforowy(III)

fosforowy(III)

tlenochlorek

tlenochlorek

antymonu

antymonu

PX

3

utleniają się pod wpływem tlenu, siarki, a także

nadmiaru fluorowców

PCl

PCl

5

5

+ 4H

+ 4H

2

2

O

O

H

H

3

3

PO

PO

4

4

+

+

5HCl

5HCl

2PCl

3

+ O

2

 2POCl

3

(trichlorek

fosforylu)

PCl

3

+ S  PSCl

3

(trichlorek

tiofosforylu)

PCl

3

+ Cl

2

 PCl

5

(pentachlorek

fosforu)

Hydroliza PCl

5

prowadzi do powstania kwasu

ortofosforowego (kwasu fosforowego(V))

Tlenki i tlenowe kwasy

Tlenki i tlenowe kwasy

azotu

azotu

Tlenki azotu

Wzór

Stopień

utlenienia

azotu

Nazwa

Kwas odpowiadający tlenkowi

N

2

O

I

tlenek diazotu

(podtlenek azotu)

H

2

N

2

O

2

kwas dioksodiazotowy(I)

(podazotawy)

NO

II

tlenek azotu

-

N

2

O

3

III

tritlenek azotu

HNO

2

kwas dioksoazotowy(III)

(azotawy)

NO

2

IV

ditlenek azotu

HNO

2

+ HNO

3

N

2

O

4

IV

tetratlenek diazotu

HNO

2

+ HNO

3

N

2

O

5

V

pentatlenek diazotu

HNO

3

kwas trioksoazotowy(V)

(azotowy)

N

2

O

otrzymuje się ogrzewając ostrożnie azotan amonu

NH

4

NO

3

 N

2

O +

2H

2

O

N

2

O

wdychany działa podniecająco i oszałamiająco,

a jednocześnie znieczulająco, stąd wzięła się jego

nazwa - „

gaz rozweselający

”.

N

2

O

nie jest bezwodnikiem kwasu dioksodiazotowego

H

2

N

2

O

2

, gdyż nie reaguje z wodą, chociaż się w niej

rozpuszcza.

N

2

O

ulega łatwo rozkładowi z wydzieleniem

O

2

, dzięki czemu podtrzymuje palenie, a mieszanina

H

2

i

N

2

O

wybucha podobnie jak mieszanina

H

2

i

O

2

.

O

N

N

Tlenek azotu

Tlenek azotu

NO

NO

KK(σ2s)

2

(σ*2s)

2

(π2p

x

)

2

(π2p

z

)

2

(σ2p

x

)

2

(π*2p

y

)

1

Rząd wiązania R.W. = ½(8e – 3e) = 2½

NO

E

D

= 678,8 kJ/mol

Długość wiązania

d = 115 pm

NO

N

O

2s





2s





2p

y





2p

x

2p

x





2p

z

2p

z

2p

y

2s

2s

E

2p

2p

2NO + O

2

2NO

2



H = 113,8

kJ ·mol

-1

N

2

+ O

2

2NO



H = 182,4

kJ ·mol

-1

3Cu + 8HNO

3

 3Cu(NO

3

)

2

+2NO

+ 4H

2

O

NaNO

nitrozylek sodu

(anion NO



)

(NO)ClO

4

chloran(VII) nitrozylu

(kation NO

+

)

NOCl

chlorek nitrozylu

(wiązanie

kowalencyjne)

NO

+

Długość wiązania d =

106 pm

NO  NO

+

+ e

-

, 985

kJ/mol

N

2

 N

2

+

+ e

-

, 1503

kJ/mol

O

2

 O

2

+

+ e

-

, 1165

kJ/mol

N

2

O

3

bezwodnik kwasu

azotowego(III)

N

2

O

3

otrzymuje się w postaci intensywnie niebieskiej cieczy

po wychłodzeniu do temperatury <260 K równomolowej
mieszaniny

NO i NO

2

.

N

2

O

3

+ H

2

O 

2HNO

2

O

N

N

O

O

HNO

2

, kwas azotowy(III) jest kwasem

nietrwałym występującym tylko w

postaci rozcieńczonych roztworów. W

miarę jak wzrasta jego stężenie, ulega

rozkładowi na HNO

3

, kwas azotowy(V) i

NO

2NO + O

2



2NO

2

2NO

2

N

2

O

4



H =  61,5

kJ ·mol

-1

NO

NO

2

2

jest silnie trujący!

jest silnie trujący!

W temperaturach poniżej 420 K

ulega polimeryzacji z utworzeniem

N

2

O

4

O

N

N

O

O

O

N

2

O

4

+ H

2

O



HNO

2

+

HNO

3

N

2

O

4

NO

+

+

NO

3



W stanie stałym ulega słabej

autojonizacji

N

2

O

4

jest bezwodnikiem kwasowym

mieszanym

HNO

HNO

3

3

- kwas

- kwas

azotowy(V)

azotowy(V)

Dawna metoda syntezy HNO

3

opierała się na

działaniu H

2

SO

4

na saletrę chilijską:

H

H

2

2

SO

SO

4

4

+

+

NaNO

NaNO

3

3





NaHSO

NaHSO

4

4

+ HNO

+ HNO

3

3

Obecna metoda syntezy HNO

3

zawiera następujące

etapy: 1. Syntezę amoniaku z H

2

i N

2

metodą Habera i Boscha 2.

Katalityczne spalanie amoniaku do NO, który w

obecności powietrza utlenia się do NO

2

3.

Pochłanianie NO

2

i N

2

O

4

w H

2

O

4. Rozkład HNO

2

do HNO

3

i NO

podczas zagęszczania 5.

Utlenianie NO do NO

2

i absorpcję w H

2

O

N

2

O

4

+ H

2

O



HNO

2

+

HNO

3

2HNO

3

H

2

NO

3

+

+

NO

3



Bezwodny HNO

3

ulega autojonizacji

W rozcieńczonych roztworach wodnych i w obecności

słabszych od siebie kwasów HNO

3

wykazuje silne

właściwości kwasowe

HNO

3

+ H

2

O



H

3

O

+

+

NO

3



HNO

3

wykazuje silne właściwości utleniające,

rozpuszcza Cu, Ag, Hg:

3Cu + 8HNO

3



3Cu(NO

3

)

2

+2NO

+ 4H

2

O

Au i Pt rozpuszczają się dopiero w „wodzie królewskiej”,

będącej mieszaniną HNO

3

i HCl (1:3). Swoje silne

właściwości utleniające, zawdzięcza wydzielającemu się

chlorowi i chlorkowi nitrozylu.

HNO

3

+ 3HCl



2H

2

O + Cl

2

+

NOCl

Azotany(

Azotany(

V)

V)

Wszystkie azotany(V) są dobrze rozpuszczalne w wodzie

i wykazują właściwości utleniające. Azotany(V) litowców

podczas ogrzewania tracą tlen i przechodzą w

azotany(III).

2KNO

3



2KNO

2

+

O

2

Większość azotanów(V) rozkłada się do tlenków.

Ba(NO

3

)

2



BaO + NO + NO

2

+ O

2

2AgNO

3



2Ag + 2NO

2

+

O

2

Gdy tlenek metalu jest nietrwały rozkład azotanów(V)

zachodzi z wydzieleniem metalu.

Zarówno cząsteczka kwasu azotowego(V), jak i jon

azotanowy mają strukturę płaską, która jest wynikiem

hybrydyzacji sp

2

orbitali atomowych azotu. Prostopadły

do płaszczyzny cząsteczki orbital p atomu azotu, bierze

udział w tworzeniu z atomami tlenu zdelokalizowanego

wiązania typu .

O

H

N

O

O

Zastosowania HNO

3

1. Produkcja nawozów sztucznych

(Ca(NO

3

)

2

, NH

4

NO

3

) 2. Produkcja

materiałów wybuchowych (trinitrotoluen)

3. Produkcja azotanu srebra AgNO

3

3. Oczyszczanie powierzchni

metali

Tlenki P, Sb, As i Bi

Tlenki P, Sb, As i Bi

Fosfor

Arsen

Antymon

Bizmut

P

4

O

6

As

4

O

6

, (As

2

O

3

)

n

Sb

4

O

6

, (Sb

2

O

3

)

n

Bi

2

O

3

P

4

O

7

P

4

O

8

, (PO

2

)

n

(AsO

2

)

n

(SbO

2

)

n

P

4

O

9

P

4

O

10

As

4

O

10

(Sb

2

O

5

)

n

P O

P O

P

P

4

4

O

O

6

6

P

P

4

4

O

O

10

10

P

4

O

6

+ 6H

2

O



4H

3

PO

3

P

2

O

4

+ 3H

2

O



H

3

PO

4

+

H

3

PO

3

P

4

O

10

+ 6H

2

O



4H

3

PO

4

Kwasy tlenowe fosforu

O

OH

H

H

O P

OH

H

H

O P

OH

HO

O

P

OH

HO

O

P

OH

OH

OH

O P

O

OH

OH

O P

OH

HO

O

P

O

O

OH

O P

OH

HO

O

P

O

OH

OH

P

O

O

O

O

P

HO

O

P

O

OH

HO

P

H

3

PO

2

(HPH

2

O

2

) kwas

fosfinowy

(dihydrydodioksofosforowy

)

H

3

PO

3

(H

2

PHO

3

) kwas

fosfonowy

(hydrydotrioksofosforowy)

H

4

P

2

O

6

[(HO)

2

OPP(HO)

2

]

(kwas

heksaoksodifosforowy)

H

3

PO

4

kwas

ortofosforowy

(tetraoksofosforowy)

H

4

P

2

O

7

kwas

ortodifosforowy (-

oksoheksaoksodifosforowy

)

H

5

P

3

O

10

kwas di--

oksooktaoksotrifosforowy

(HPO

3

)

3

kwas

metatrifosforowy

(politrioksofosforowy)

P

O

PO

4

3-

P

2

O

7

4-

Kwasy ortofosforowe mają budowę

łańcuchową a metafosforowe pierścieniową

Tlenowce

Tlenowce

Właściwości fizyczne tlenowców

Pierwiastek

Tlen

Siarka

Selen

Tellur

Polon

Symbol

O

S

Se

Te

Po

Konfiguracja elektronowa

2 s

2

p

4

3 s

2

p

4

4 s

2

p

4

5 s

2

p

4

6 s

2

p

4

Masa atomowa, u

15,9994 32,066

78,96

127,60

(209)

Temperatura topnienia, K

54,36

388,36

494

722,7

527

Temperatura wrzenia, K

90,15

717,8

958

1261

1235

Energia jonizacji, kJ · mol

 1

1314

999,6

941,1

869,3

812

Elektroujemność(

Allred Rochow)

3,50

2,44

2,48

2,01

1,76

Promień atomowy, pm

66

104

117

143,2

153

Promień jonowy X

2

(LK = 6),

pm

140

184

198

221

230

niemetale półmetale

metal

Tlenowce

wykazują tendencję do przyjęcia 2

elektronów i przejścia na stopień utlenienia

II

z

utworzeniem anionu

X

2

. Jon tlenkowy

O

2

jest bardzo

silną zasadą, mocniejszą niż OH



, i z tego powodu nie

występuje nigdy jako samodzielny jon w roztworach. W

czasie działania wody na tlenek o budowie jonowej

następuje reakcja

O

2

+ H

2

O  2OH



Siarka

wykazuje tendencję do tworzenia łańcuchów

wieloatomowych (

katenacja

katenacja

)

)

Tlenowce - otrzymywanie i

zastosowanie

Tlen O

Tlen O

2

2

otrzymuje się głównie z powietrza (po skropleniu

w temp. 90,15 K i oddzieleniu w wyniku destylacji

frakcjonowanej, zawiera 3% Ar). Bardzo czysty

tlen otrzymuje się z wody w wyniku elektrolizy.

Na dużą skalę znajduje zastosowanie w

hutnictwie do świeżenia stali w piecach martenowskich

oraz w palnikach acetyleno-tlenowych.

Ozon O

3

tworzy się pod wpływem wyładowań

elektrycznych w atmosferze powietrza lub czystego

tlenu, a także pod wpływem naświetlania promieniami

ultrafioletowymi.

Siarkę

elementarną otrzymuje się za pomocą rafinacji

siarki rodzimej. Bardzo czystą siarkę otrzymuje się

metodą Frasha polegającą na wytapianiu siarki pod

ziemią przy użyciu przegrzanej pary wodnej i wypieraniu

cieczy na powierzchnię za pomocą sprzężonego

powietrza. Siarkę przerabia się na SO

2

a następnie na

H

2

SO

4

, wykorzystuje się w procesie wulkanizowania

kauczuku, do dezynfekcji i do zwalczania pasożytów

roślinnych.

Selen

stanowi zanieczyszczenie rud siarkowych i siarki.

Surowiec, z którego otrzymuje się selen stanowią pyły z

prażalni rud siarkowych. Znajduje zastosowanie do

produkcji fotokomórek i prostowników, w kserografii i do

barwienia szkła na kolor rubinowoczerwony

.

Polon

, pierwiastek promieniotwórczy, obecny w

śladowych ilościach w rudach uranu, został odkryty w

1898 r. przez Marię i Piotra Curie. Można go uzyskać w

wyniku bombardowania bizmutu neutronami.

Odmiany alotropowe tlenu: O

2

,

O

3

i O

4

E

O

2

O

O

2s





2s





2p

y





2p

x

2p

x





2p

z

2p

z

2p

2s

2s

2p

2p

Cząsteczka O

2

, stan podstawowy

trypletowy

3

3





,

, stany wzbudzone

singletowe

1

1





(92 kJ ·mol

-1

) i

1

1





(155 kJ ·mol

-1

)

Ozon -

O

3

Dimer O

4

(w ciekłym

tlenie)

116,8

o

O

O

O

O

4

2O

2



H

dysocjacji

= 0,54

kJ ·mol

-1

O=O

O=O

Odmiany alotropowe S,

Se, Te

Siarka rombowa

-

złożona z cząsteczek

ośmioatomowych S

8

, w których atomy ułożone są w

zygzakowaty pierścień (cyklo-oktasiarka), jasnożółta,

trwała w temperaturze pokojowej, zwana

siarką 

. Po

ogrzaniu do temperatury 368,8 K ulega przemianie w

siarkę jednoskośną

zwaną

siarką 

będącą mieszaniną

cyklo-oktasiarki i katena-oktasiarki (siarki

ośmioatomowej łańcuchowej). Dalsze ogrzewanie

prowadzi do katenacji, tworzenia

katena-polisiarki

zawierającej długie łańcuchy atomów siarki (10

5

)

zwanej

siarką 

. Ogrzewanie w temp. wrzenia (717,8 K)

i wyższej powoduje dysocjację do cząsteczek S

2

. Do

nietrwałych odmian siarki zaliczają się odmiany

zawierające cząsteczki pierścieniowe S

6

(cyklo-

heksasiarka), S

7

(cyklo-heptasiarka), S

10

(cyklo-

dekasiarka), S

12

(cyklo-dodekasiarka), S

18

(cyklo-

oktadekasiarka), i S

20

(cyklo-ikozasiarka).

Selen tworzy cząsteczki pierścieniowe Se

8

(

selen 

i

selen 

) i łańcuchowe o znacznej długości (

selen 

).

Najtrwalsza odmiana to

selen szary

, zwany także

selenem metalicznym

. Selen szary wykazuje w ciemności

bardzo małe przewodnictwo elektryczne, które znacznie

wzrasta pod wpływem naświetlania (fotoprzewodnictwo).

Zjawisko to stanowi podstawę działania

fotokomórek

selenowych

.

Najtrwalsza odmiana telluru to

tellur metaliczny

wykazujący łańcuchową budowę sieci przestrzennej.

Właściwości chemiczne

Właściwości chemiczne

tlenowców

tlenowców

Tlen - O

2

jest najbardziej aktywnym chemicznie

tlenowcem. Z fosforem białym i metalami alkalicznymi

łączy się już w temperaturze pokojowej. Po podgrzaniu

łączy się niemal ze wszystkimi pierwiastkami (

do

wyjątków należą fluor i platyna

), a także z ogromną

liczbą związków organicznych i nieorganicznych.

Spalanie różnych substancji polega na łączeniu się ich z

tlenem

. Spalanie, któremu towarzyszy wydzielanie się

ciepła, rozpoczyna się po ogrzaniu substancji do

temperatury zwanej

temperaturą zapłonu

.

Procesy utleniania zachodzące w organizmach żywych i

stanowiące źródło energii dla procesów biologicznych

są w swojej istocie procesami powolnego spalania.

Procesy zachodzące w żywych organizmach z udziałem

tlenu są katalizowane przez hemoproteiny, złożone z

białka zawierającego w swoim składzie żelazo, np.

hemoglobina.

Żelazo z hemoproteiny wiąże tlen w

sposób odwracalny, aktywuje go i przekazuje cząsteczce

utlenianej

.

Ozon O

3

jest energiczniejszym utleniaczem od O

2

, już w

temperaturze pokojowej łączy się ze srebrem, utlenia

rtęć do HgO, PbS do PbSO

4

.

Jonowe formy cząsteczki ditlenu:

O

2

2

- jon nadtlenkowy,

perokso (BaO

2

),

O

2



- jon ponadtlenkowy, superokso

(KO

2

),

O

2

+

- jon

oksygenylowy (O

2

PtF

6

).

Właściwości chemiczne

tlenowców

Siarka, selen i tellur

są mniej reaktywne od tlenu. Po

ogrzaniu spalają się tworząc

ditlenki

:

SO

2

, SeO

2

i TeO

2

. Z

fluorem (przy jego nadmiarze) tworzą

heksafluorki: SF

6

,

SeF

6

, TeF

6

. Z chlorem łączą się dając związki typu

X

2

Cl

2

i

XCl

4

.

Reagują łatwo z metalami alkalicznymi

.

Siarka

reaguje powoli z niektórymi metalami szlachetnymi: Cu,

Hg, i Ag.

Wiele metali ogrzewanych w parach siarki

spala się podobnie jak w atmosferze tlenu.

Związki tlenowców z wodorem typu H

2

X

H

2

O - oksydan (woda), H

2

S - sulfan (siarkowodór), H

2

Se

- selan (selenowodór), H

2

Te - tellan (tellurowodór), H

2

Po

- polan (polonowodór).

H

H

2

2

S

S

i H

i H

2

2

Se są związkami

Se są związkami

toksycznymi !!!

toksycznymi !!!

H

2

S, H

2

Se i H

2

Te otrzymuje się działając kwasem

solnym na siarczki, selenki lub tellurki metali.

FeS + 2HCl  FeCl

2

+ H

2

S

H

2

S, H

2

Se i H

2

Te spalają się przy dużym dostępie

powietrza dając ditlenki i parę wodną

H

2

X + 3/2O

2

 H

2

O + XO

2

H

2

S, H

2

Se i H

2

Te rozpuszczają się w wodzie dając

roztwory o odczynie kwasowym.

H

2

X + H

2

O H

3

O

+

+

HX



HX



+ H

2

O H

3

O

+

+ X

2

Nadtlenek wodoru H

2

O

2

OH

C

2

H

5

H

2

O

2

OH

C

2

H

5

+O

2

+H

2

+

O

O

Otrzymywanie H

2

O

2

metodą

antrachinonową

2-etyloantraceno-9,10-

diol

2-

etyloantrachin

on

Otrzymywanie H

2

O

2

w wyniku działania kwasem

na nadtlenki

BaO

2

+ H

2

SO

4

 BaSO

4

+

H

2

O

2

W wodzie H

2

O

2

ulega dysocjacji wykazując słabe

właściwości kwasowe.

H

2

O

2

+ H

2

O H

3

O

+

+ HO

2



Woda utleniona - 3% H

2

O

2

,

perhydrol - 30% H

2

O

2

,

80% H

2

O

2

- stosowana do napędu

torped, w technice rakietowej

Związki siarki, selenu, telluru i

polonu z tlenem

Stopień

utlenienia

Siarka

Selen

Tellur

Polon

I i <I

S

2

O, S

n

O,

(S

m

O)

n

II

SO, S

2

O

2

,

(S

2

O

3

)

n

PoO

IV

SO

2

SeO

2

,

Se

2

O

5

(IV i VI)

TeO

2

,

Te

2

O

5

(IV i VI)

PoO

2

VI

SO

3

, (SO

m

)

n

SeO

3

TeO

3

S

SO

O

S

O

SO

2

O

O

S

O

SO

3

O

S

S

O

S

2

O

O

S

S

O

S

2

O

2

S

8

O

O

S

S

S

S

S

S

S

S

O

S

(S

2

O

3

)

n

O

S

S

O

O

O

S

O

O

S

S

S

S

S

S

O

(S

m

O)

n

m>2

S

O

O

O

O

O

O

O

S

S

O

(SO

m

)

n

3<m<4

O

O

O

Kwasy tlenowe

siarki

H

2

S

2

O

4

kwas tetraoksodisiarkowy
[ditionowy(III)]

O

S

H

S O

O

O

H

2

SO

3

kwas trioksosiarkowy
[siarkowy(IV)]

O

S

HO

OH

H

2

S

2

O

5

kwas pentaoksodisiarkowy
[disiarkowy(IV)]

O

S

HO

S OH

O

O

O

S

S

HO

OH

H

2

S

2

O

3

kwas trioksotiosiarkowy
[tiosiarkowy]

H

2

SO

5

kwas trioksoperoksosiarkowy
[peroksosiarkowy]

O

OH

HO

O

S

O

H

2

S

2

O

8

kwas heksaoksoperoksodisiarkowy
[peroksodisiarkowy]

OH

O

O

HO S O

O

O

S

O

H

2

SO

4

kwas tetraoksosiarkowy
[siarkowy(VI)]

OH

O

HO

O

S

SO

3

H

2

S

n

O

6

n = 2-6

kwasy politionowe

O

S OH

HO

O

S

(n-2)

O

S

O

SO

SO

2

H

2

S

2

O

7

kwas heptaoksodisiarkowy
[pirosiarkowy]

O

S OH

HO

O

O

O

S

O

SO

3