1. DEFINICJE:
MASA ATOMOWA - jest to masa atomu wyrażona w atomowych jednostkach masy (u)
WARTOŚĆ FORMALNA - to liczba wiązań chemicznych utworzonych przez atom danego pierwiastka w cząsteczce związku chemicznego
ATOM - jest to najmniejsza część pierwiastka chemicznego zachowująca jego własności. Atom składa się z jądra o dodatnim ładunku elektrycznym, w którym skupiona jest prawie cała masa atomu i otaczających jądro elektronów o ładunkach ujemnych
KWASY, ZASADY I SOLE WG ARRHENIUSA - Kwasami nazywamy elektrolity które ulegają całkowicie lub częściowo dysocjacji na kationy Wodoru i aniony reszty kwasowej .Zasadami nazywamy wodorotlenki które dysocjują na kationy metali i aniony wodorów. Sole są to elektrolity które dysocjują na kationy metali i reszty kwasowe
HYDROLIZA - jest to proces rozkładu substancji pod wpływem wody(popatrzcie
sobie na przykładowe reakcje )
ZAKAZ PAULIEGO - Dwa elektrony mogą zajmować ten sam orbital tylko wówczas gdy ich spiny są przeciwne (zorientowane w przeciwnych kierunkach)
W atomie nie mogą istnieć dwa elektrony, których stan kwantowy nie różniłby się przynajmniej jedną liczbą kwantową.
2. ROZPISAĆ DYSOCJACJĘ ELEKTROLITYCZNĄ:
To rozpad elektrolitów na jony (kationy i aniony) pod wpływem wody lub innych rozpuszczalników. Wystarczyło przepisać mniej więcej na jakie jony co się rozpada.
3. WZORY SUMARYCZNE OKSOKWASÓW I KWASÓW BEZTLENOWYCH
Kwasy beztlenowe:
* kwas solny (HCl)
* kwas fluorowodorowy (HF)
* kwas bromowodorowy (HBr)
* kwas jodowodorowy (HI)
* siarkowodór rozpuszczony w wodzie – H2S
* kwas selenowodorowy (H2Se)
Oksokwasy:
* HNO3 kwas azotowy(V)
* HClO4 kwas chlorowy(VII)
* H2SO4 kwas siarkowy(VI)
4. ZAPISAĆ STOPNIE UTLENIANIA DANYCH PIERWIASTKÓW:
Podstawowe reguły do obliczania stopnia utlenienia
* stopień utlenienia pierwiastków w stanie wolnym wynosi zero
* suma stopni utlenienia wszystkich atomów w cząsteczce obojętnej równa jest zero, a w jonie złożonym równa jest jego ładunkowi;
* stopień utlenienia pierwiastka w jonie prostym jest równy ładunkowi jonu, np. Pb2+ → (+2), Ag+ → (+1), Pb4+ → (+4), Cl– → (–1),
* stopień utlenienia fluoru we wszystkich związkach wynosi –1;
* stopień utlenienia wodoru w związkach jest równy +1, z wyjątkiem wodorków metali, w których wynosi on –1, np. NaH;
* stopień utlenienia tlenu w związkach wynosi –2, z wyjątkiem fluorków tlenu, w których wynosi +2 (OF2) lub +1 (O2F2) oraz związków zawierających wiązania tlen-tlen, np. w nadtlenkach (st. utl. -1), ponadtlenkach (st. utl. −½) i ozonkach (st. utl. -⅓);
* metale zazwyczaj przyjmują dodatnie stopnie utlenienia;
* pierwiastki pierwszych dwóch grup głównych występują wyłącznie na jednym stopniu utlenienia, i tak dla grupy 1 (litowce) na +1, grupy 2 (berylowce) na +2.
5. NAPISAĆ RÓWNANIA REAKCJI:
Reakcja syntezy – polega na łączeniu się dwu lub więcej pierwiastków względnie cząsteczek w związki chemiczne
A + B → AB
2H2 + O2 → 2H2O
H2 + S → H2S (siarkowodór)
SO2 + H2O → H2SO3
Reakcja analizy – dotyczy reakcji, w wyniku których z jednej substancji tworzą się dwie lub więcej substancji prostszych.
AB → A + B
2HgO → 2Hg + O2
Na2CO3 → Na2O + CO2
Reakcja wymiany – polega na zastąpieniu jonów lub atomów tworzących substraty w wyniku reakcji chemicznych
AB + C → AC + B
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2
CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu
Reakcja wymiany podwójnej
AB + CD → AD + CB
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O
BaCl2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HCl
6. OPISAC AZ E
A-liczba masowa to wartość opisująca liczbę nukleonów (czyli protonów i neutronów) w jądrze
Z-liczba atomowa (liczba porządkowa) określa, ile protonów znajduje się w jądrze danego atomu. Jest także równa liczbie elektronów niezjonizowanego atomu.
E-symbol pierwiastka
7. OBLICZANIE pH:
pH = -log [H+]
pOH = -log [OH-]
pH + pOH = 14
[H+] = 10 -pH
[OH-] = 10 –pOH
8. PODAĆ NAZWY PODANYCH WZORAMI SUBSTANCJI:
a) TLENKI - Aby nadać tlenkowi nazwę przy użyciu tego systemu używamy słowa tlenek oraz podajemy nazwę pierwiastka tworzącego dany tlenek (jeśli to potrzebne wraz z wartościowością lub stopniem utlenienia).
* CO2 – tlenek węgla(IV)
* CO – tlenek węgla(II)
* Na2O – tlenek sodu
* Fe2O3 – tlenek żelaza(III)
* FeO – tlenek żelaza(II)
* CaO – tlenek wapnia
b) WODOROTLENKI –
* NaOH – wodorotlenek sodu (jedyny)
* Ca(OH)2 – wodorotlenek wapnia (jedyny)
* Al(OH)3 – wodorotlenek glinu (jedyny)
* Fe(OH)2 – wodorotlenek żelaza(II) lub wodorotlenek żelaza(+2)
* Fe(OH)3 – wodorotlenek żelaza(III) lub wodorotlenek żelaza(+3)
* Cu(OH)2 – wodorotlenek miedzi(II)
c) KWASY –
=> Beztlenowe
* HCl – kwas chlorowodorowy (solny)
* HBr – kwas bromowodorowy
* H2S – kwas siarkowodorowy
* HI – kwas jodowodorowy
* HCN – kwas cyjanowodorowy (pruski)
* HF – kwas fluorowodorowy
=> Tlenowe
* H2SO4 – kwas siarkowy(VI) (nazwa półsystematyczna: kwas siarkowy)
* H2SO3 – kwas siarkowy(IV) (nazwa półsystematyczna: kwas siarkawy)
* HNO3 – kwas azotowy(V) (nazwa półsystematyczna: kwas azotowy)
* HNO2 – kwas azotowy(III) (nazwa półsystematyczna: kwas azotawy)
* H3PO4 – kwas fosforowy(V) (nazwa półsystematyczna: kwas fosforowy lub kwas ortofosforowy)
* HMnO4 – kwas manganowy(VII) (nazwa półsystematyczna: kwas nadmanganowy)
* H2CO3 – kwas węglowy
* H3BO3 – kwas borowy (nazwa zwyczajowa: kwas borny)
d) SOLE –
* NaCl – chlorek sodu
* FeSO4 – siarczan(VI) żelaza(II)
* Fe2(SO3)3 – siarczan(IV) żelaza(III)
* KMnO4 – manganian(VII) potasu
* (COO)2Ca – szczawian wapnia
=> Sole mieszane
* NaKSO4 –
siarczan(VI) potasu-sodu lub
siarczan(VI) potasu i sodu lub
siarczan(+6) potasu-sodu lub
siarczan(+6) potasu i sodu lub
(tradycyjnie: siarczan potasowo-sodowy)
* AlCl(SO4) –
chlorek-siarczan(VI) glinu lub
chlorek siarczan(VI) glinu lub
chlorek-siarczan(+6) glinu lub
chlorek siarczan(+6) glinu
* AlNa(SO4)(SO3) – np. siarczan(IV)-siarczan(VI) glinu-sodu
=> Hydroksosole
* (CaOH)Cl – chlorek wodorotlenek wapnia
* [Sn(OH)2]Br(NO3) – azotan(V)-bromek-diwodorotlenek cyny(IV)
=> Wodorosole
* NaH2PO4 – diwodorofosforan(V) sodu
* FeIICuIISO4(H2PO4)2 – siarczan(VI)-diwodorofosforan(V) miedzi(II)-żelaza(II)
e) WODORKI – Wodorki niemetali wg najnowszych zaleceń IUPAC należy nazywać od pierwiastka niemetalu z końcówką -an oraz ewentualnym przedrostkiem oznaczającym ilość atomów wodoru:
* PH3 – fosfan (wodorek fosforu, fosforowodór, fosforiak)
* NH3 – azan (wodorek azotu, azotowodór, amoniak)
* H2O – oksydan (tlenek wodoru, tlenowodór, woda)
* H2S – sulfan (siarczek wodoru, siarkowodór)
* AsH3 – arsan (wodorek arsenu, arsenowodór, arseniak, arsyna)
Dla wodorków metali używamy słowa wodorek i dodajemy nazwę pierwiastka oraz, jeśli to konieczne, również jego wartościowość lub stopień utlenienia:
* NaH – wodorek sodu
* CaH2 – wodorek wapnia
* FeH3 – wodorek żelaza(III)
* SnH4 – wodorek cyny(+4)
9. WYPISAĆ PIERWIASTKI DANYCH BLOKÓW:
a) BLOK S – H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, He,
b) BLOK P – 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, Uuq
c) BLOK D – Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Y, Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag, Cd, La, Hf, Ta, W, Re, Os, Pt, Au, Hg, Ac, Rf, Db, Sg, Bh, Hs, Mt, Uun, Uuu, Uub
d) BLOK F – Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu, Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lr,
10. pH WODY:
W czystej wodzie [H+] = [OH-] = 1*10-7
pH = 7 r obojętny
pH >7 alkaliczny
pH <7 kwaśny
11. REAKCJE REDOKS:
Reakcje utleniania i redukcji (redox) – reakcje, podczas których następuje zmiana stopni utlenienia pierwiastków na skutek wymiany elektronów pomiędzy substancją utleniająca (utleniaczem – Utl) i redukcją (reduktorem – red).
Reduktor (elektronator) oddaje elektrony (jest donorem elektronów). Reduktor, oddając elektrony, utlenia się (ulega dezelektronacji)
Red – ze- → Ut
z - liczba oddanych elektronów
Utleniczach (dezelektronator) pobiera elektrony (jest akceptorem elektronów). Utleniacz, pobierając elektrony, redukuje się (ulega elektronacji)
Utl + ze- → Red
Np. tlen, fluorowce, ozon, manganian (VII) potasu
Dobieranie współczynników stechiometrycznych w równaniach reakcji redoks.
Aby dobrać współczynniki stechiometryczne należy:
1) obliczyć stopień utlenienia pierwiastków występujących w reakcji
2) ustalić utleniacz i reduktor reakcji
3) zapisać reakcje połówkowe dla utleniacza i reduktora
4) dokonać bilansu elektronów oddanych i pobranych
5) dobrać pozostałe współczynniki zgodnie z prawem zachowania masy i ładunku w reakcjach połówkowych
6) nanieść otrzymane współczynniki stechiometryczne z reakcji połówkowych do reakcji wyjściowej
7) Stopnie utleniania w jonach złożonych
Suma stopni utlenienia wszystkich atomów w jonie złożonym jest równa ładunkowi tego jonu
8) Stopnie utlenienia w cząsteczkach związków
Suma stopni utlenienia wszystkich atomów w cząsteczce i związku jonowym jest równa zero.
12. ANIONY W GRUPIE ALKALICZNEJ
=> ANALIZA ANIONÓW
Podział anionów na grupy analityczne, przy którym to podziale stosuje się różne kryteria. Najprostszy sposób podziału (Wprowadzony przez Bunsena) polega na różnicy rozpuszczalności soli, srebra i baru w wodzie oraz HNO3 i obejmuje 7 grup analitycznych:
I.grupę analityczną reprezentuje jon chlorkowy (Cl¯). Aniony tej grupy tworzą w z jonami Ag+ osady rozpuszczalne w wodzie i HNO3, natomiast w reakcji z jonami Ba2+ powstają produkty dobrze rozpuszczalne w wodzie.
II grupę analityczną tworzą jony octanowe CH3COO¯ i azotanowy (III) (NO2). Jony Ag+ wytrącają ze stężonych roztworów zawierających aniony tej grupy białe osady łatwo rozpuszczalne w HNO3. Jony Ba2+ z anionami tej grupy tworzą sole bardzo dobrze rozpuszczalne w wodzie.
III. grupa analityczna reprezentuje anion węglanowy ( CO32-). Zarówno z jonami Ag+ jak i Ba2+ tworzą trudno rozpuszczalne w wodzie osady o barwie białej, które rozpadają się do HNO3.
IV. W skład tej grupy analitycznej wchodzi anion fosforanowy ( PO43-)
V. Aniony z tej grupy to aniony azotanowe (V) NO3-
VI. grupa aniony siarczanowe (IV) SO32-
VII. grupa aniony siarczanowe (VI) SO42-
13. HPLC:
Klasyczna chromatografia cieczowa polega na stosowaniu kolumn szklanych, które wypełnia się sorbentem i rozpuszczalnikiem. Do kolumny wprowadza się badaną próbkę zawierająca kilka składników i przepuszczając przez kolumnę rozpuszczalnik eluuje się z kolumny na poszczególne składniki. Składniki występujące w wycieku z kolumny oznacza się właściwa dla nich metodą, np. spektrofotometryczną, polagraficzną i in. czasami zwiększa się przepływ rozpuszczalnika przez kolumnę, stosując podwyższone ciśnienie. Klasyczna chromatografia cieczowa charakteryzująca się niską sprawnością kolumny i długim czasem rozdziału, ma ograniczoną użyteczność.
Dopiero zastosowanie wypełnienia o bardzo drobnym uziarnieniu (2-10 mikrom), pomp wymuszających przepływ fazy ruchomej pod dużym ciśnieniem oraz krótkich kolumn o długości do 250 mm, radykalnie poprawiło sprawność i szybkość rozdzielania...
Zestaw HPCL składa się z:
• pompy (dla utrzymania wysokiego ciśnienia cieczy)
• dozownika l;ub auto – samplera (doprowadzającego badaną próbkę do systemu)
• detektora (analizator próbki)
• skomputeryzowanego systemu obróbki danych lub rejestratora (zapisywanie chromatogramu)
Jak działa kolumna chromatograficzna?
Dlaczego ulegają rozdzieleniu?
Żółte lubią ruchomą fazę i poruszają się szybko jako pierwsze
Czerwone lubią fazę stacjonarna i dlatego poruszają się powoli
Niebieskie lubią stacjonarna najbardziej i dlatego poruszają się najwolniej
Detektory – służą do oznaczania stężeń substancji zawartych w rozpuszczalniku w momencie opuszczania kolumny chromatograficznej. Rozróżnia się dwa typy detektorów: mierzące sumaryczne właściwości cieszy i mierzące właściwości rozpuszczonej substancji.
EC – elektrochemiczne – mierzy prąd z elektrody roboczej (węgiel szklisty, Pt, Au) przy odpowiednim potencjale
• bardziej czuła niż fluorymetria
• wadami są: łatwość zanieczyszczenia elektrody oraz duża czułość na zmianę natężenia przepływ i temperaturę
• wymaga wysokiej czystości rozpuszczalników oraz częstej kalibracji
MS – spektrometr mas – mierzy stosunek masy do ładunku jonu {m/z} – pozwala na identyfikację właściwych składników – masa molekularna/fragmentacja
Zastosowanie
Przydatność chromatografii cieczowej jest obecnie porównywalna do użyteczności chromatografii gazowej. Chromatografia cieczowa jest szczególnie przydatna do rozdzielania związków, których bez rozkładu nie można przeprowadzić w stan gazowy. Pozwala ona na rozdzielenie związków o bliskich sobie masach cząsteczkowych od ok 100 do kilku mln. Metoda nadaje się do identyfikacji i ilościowego oznaczania wielu związków organicznych w wodach i skałach osadowych. Wykazuje ona wiele zalew w oznaczaniu wielopierścieniowych węglowodorów aromatycznych, pestycydów, aldehydów, substancji powierzchniowo czynnych, węglowodorów, fenoli, estrów ftalowych i innych związków.
=> WAPŃ
Do najpospolitszych pierwiastków 2 grupy, najczęściej spotykanych w przyrodzie nalezą wapń i magnez, występujące w postaci następujących związków:
• wapieni CaCO3
• magnezytów, których głównym składnikiem jest MgCO3
• dolomitu MgCO3xCaCO3
• siarczanu wapniowego CaSO4
• fosforanu wapniowego Ca3(PO4)2
• chlorku wapniowego 2
Głównym źródłem jonów wapnia w wodach podziemnych są procesy wietrzenia chemicznego powszechnie występujących minerałów skał osadowych zawierających wapń: kalcytu i aragonitu CaCO3, dolomitu CaMg(CO3)2, gipsu CaSO4x2H2O i anhydrytu CaSO4. W rejonach gdzie występują skały wapienne,w jaskiniach obserwuje się zjawisko tworzenia oryginalnych form skalnych tzw. stalaktytów i stalagmitów. Przyczyną tego procesu jest zjawisko erozji, które polega na powolnym rozpuszczaniu skał wapiennych z utworzeniem dobrze rozpuszczalnego wodorowęglanu wapnia. 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.
=> MAGNEZ
Magnez jest pierwiastkiem zbliżonym pod względem chemicznym do wapnia. Aktywnie uczestniczy on również w biologicznym obiegu substancji, Charakteryzuje się jednak niższym niż wapń współczynnikiem pochłaniania biologicznego.
Migracja wodna magnezu przebiega nieco inaczej niż wapnia. Związane jest to m.in. z mniejszym rozmiarem jonów Mg2+ niż Ca2+ i tworzeniem jonów uwodnionych. Magnez wstępujący w wodach podziemnych jest głównie pochodzenia mineralnego. Może się tam dostawać w wyniku wietrzenia wielu minerałów skał krystalicznych, np. oliwinów, piroksenów, amfiboli, ciemnych mik, a ponadto chlorytów, serpetynów, magnezytów i innych. Magnez dostarczany jest w wyniku wietrzenia i jest rozpraszany podczas migracji wodnej, częściowo może być także zużywany w procesach dolomityzacji skał bądź wychwytywany przez rośliny.
Większych ilości magnezu do wód podziemnych dostarczać mogą minerały skał osadowych. Głównie dolomit CaMg(CO3)2. Jest on bardziej odporny na wietrzenie niż kalcyt, jednak obecność agresywnego CO2 może przyspieszyć proces rozpuszczania, doprowadzając do wód jony Mg2+ i Ca2+. Powstaje wówczas typ wód wodorowęglanowo – wapniowo – magnezowych. Najwięcej magnezu może występować w wodach ługujących łatwo rozpuszczalne siarczanowe i chlorkowe sole magnezu.
=> SÓD
Sód jest najpospolitszym pierwiastkiem wśród metali alkalicznych. Sód występuje powszechnie w minerałach skał krystalicznych, z których najważniejszy jest skaleń sodowy – albit (NaAlSi3O8), oraz rzadziej, w łatwo rozpuszczalnych solach w skałach osadowych. Znacznie większe ilości sodu dostają się do wód podziemnych w wyniku ługowania osadowych złóż soli, głównie halitu (NaCl). Wody podziemne mogą być także wzbogacone w sód dzięki procesom wymiany jonowej.
=> POTAS
Potas jest pierwiastkiem zbliżonym pod względem właściwości chemicznych do sodu, występującym w litosferze w podobnych ilościach. Rozpuszczalność soli potasowych: kainitu, sylwinu, karnalitu, polihalitu i in. jest wyższa niż halitu. Niemniej, głównie ze względu na silną adsorpcję przez minerały ilaste oraz pobór przez rośliny, potas wyraźnie ustępuje ilościowo sodowi w wodach.
Stosunkowo duże zawartości potasu w wodach podziemnych mogą być związane z lokalnymi wystąpieniami ewaporatów, gdzie zawartość tego pierwiastka w złożu solnym może osiągać 20-50% ogólnej liczby kationów. Potas uważany jest za jeden z pierwiastków urodzaju., stosowany jest w wielu nawozach mineralnych. Intensywne nawożenie nawozami organicznymi również może podwyższyć zawartość jonów K+ w wodach gruntowych. Podobnie jak sód, potas może się również dostawać do wód podziemnych w wyniku zanieczyszczeń bytowych, gospodarczych czy też przemysłowych.
=> ŻELAZO
W zewnętrznej skorupie ziemskiej zawartość żelaza ocenia się na około 5%, rdzeń skorupy ziemskiej prawdopodobnie zawiera głównie Fe i Ni. Powszechnie występuje w wielu minerałach skałotwórczych. Bierze ono czynny udział w obiegu pierwiastków w środowisku jako pierwiastek cykliczny. Pierwotnym źródłem żelaza w wodach podziemnych są liczne minerały skał magmowych, takie jak: oliwiny, pirokseny, amfibole, biotyt, magnetyt czy tez piryt. Żelazo powszechnie również występuje w minerałach skał osadowych, np. w pirytach i markasytach, syderytach oraz tlenkach i wodorotlenkach (hematyt, meghemit, goethyt, ferrihydryt). Wietrzejące krzemiany, siarczki i węglany dostarczają do wód podziemnych znacznych ilości żelaza.
Ługowanie żelaza z utworów wodonośnych i przeprowadzanie go do wód podziemnych jest złożonym, skomplikowanym procesem o rożnym przebiegu zależnym od całokształtu warunków.
Procesy powodujące ługowanie związków Fe ze skał :
Hydratacja
Hydroliza
Oddziaływanie CO2, SO42-, OH-, H+
Powstawanie kompleksów: żelazoorganicznych; połączenia Fe z substancją ilastą
Sorpcja powierzchniowa
Oddziaływanie mikroorganizmów
=> TLEN
jest gazem bezbarwnym, bez zapachu, nietoksycznym, nieco cięższym od powietrza. Zawartość tlenu w atmosferze, wodach i skorupie ziemskiej (do 16km 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 pok 65%. występuje w dwóch odmianach alotropowych – O2 tlen i O3 ozon.
Ozon O3 jest niebieskim gazem, o większej gęstości od powietrza. Ma zapach powietrza po burzy. W stanie wolnym występuje w atmosferze, powstaje w górnych warstwach atmosfery pod wpływem promieniowania ultrafioletowego w wyniku rozpadu cząsteczek O2 pod wpływem światła i dalszego łączenia się ich.
Ozon otrzymuje się następująco:
• przepuszczanie przez tlen wyładować elektrycznych
• naświetlanie tlenu promieniami nadfioletowymi
• reakcje chemiczne, w których wydziela się tlen, np. rozkład H2O2
• działanie fluoru na wodę
Zastosowanie
Tlen – ze względu na niska cenę i łatwa dostępność jest jednym z najszerzej stosowanych utleniaczy w przemyśle (np. przemysł hutniczy). Ponadto tlen jest wykorzystywany, w palnikach do cięcia i spawania metali, jako utleniacz w paliwach rakietowych, czy w medycynie.
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 roślinom żyjącym w wozie oraz do życia zwierząt. Z chwila, gdy stężenie rozpuszczonego tlenu zostanie obniżone poniżej wartości dopuszczalnej, życie roślin i zwierząt zamiera, a w warunkach beztlenowych powstają związki o właściwościach toksycznych, a woda zaczyna cuchnąć.
Wody podziemne – najwyższe stężenia tlenu obserwujemy w wodach występujących płytko, jest on bowiem prawie wyłącznie pochodzenia atmosferycznego. Przy infiltracji wód przez glebę następuje ich zubożenie w tlen. Gaz ten jest zużywany w procesach glebowych, głównie przy mikrobiologicznym rozkładzie materii organicznej. Zawartość rozpuszczonego tlenu w wodach gruntowych wynosi najczęściej poniżej 10mg/L.
=> KRZEM
Udział krzemu w budowie skorupy ziemskiej oceniany jest na 26,03%. W przyrodzie występuje w postaci różnych związków, głównie krzemianów i glinokrzemianów, a także w postaci wolnego dwutlenku krzemu SiO2. Związki krzemowe wchodzą w skład piasku, gliny, większość skał i minerałów. Ze znanych postaci występowania SiO2, należy wymienić kwarc.
Jest to pierwiastek biogenny, nieodzowny w rozwoju życia organicznego, występujący w szczątkach organicznych, intensywnie wychwytywany z morskich i lądowych wód powierzchniowych przez niektóre organizmy, budujące szkielety krzemionkowe, np. okrzemki, gąbki. Źródłem krzemu w wodach podziemnych jest rozpuszczanie minerałów – form SiO2 (kwarcu, chalcedonu) oraz wietrzenie pierwotnych i wtórnych krzemianów. W warunkach naturalnych przeobrażenia pierwotnych krzemianów zachodzić mogą wielostopniowo.
=> GLIN
Jednym z najbardziej rozpowszechnionych w przyrodzie metali 13 grupy jest glin. Stanowi on 7,28% 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. Rozpuszcza się dobrze w kwasie solnym dając chlorek glinowy AlCl3, słabiej w rozcieńczonym kwasie siarkowym, tworząc siarczan (VI) gliny Al2(SO4)3.
Glin jest metalem reaktywnym, silnie ogrzewany spala się gwałtownie w powietrzu czy tlenie. Pył glinowy tworzy z powietrzem mieszaninę wybuchową. Jednak w zwykłych warunkach glin szybko pokrywa się cienka, wytrzymałą warstwą tlenku glinowego, która chroni metal przed dalszą korozją.
Glin, mimo że jest bardzo rozpowszechniony w litosferze, jest jednak mało ruchliwy w hydrosferze. Jego rozpuszczalność w wodach różnych środowisk wynika z właściwości amfoterycznych. Główna zmienną kierującą uruchamianiem glinu do wód jest odczyn środowiska. Największą rozpuszczalność glin osiąga w wodach środowisk silnie kwaśnych (np. w obszarach aktywnego wulkanizmu, strefach utleniania złóż siarczków) i silnie zasadowych (w otoczeniu jezior alkalicznych, strefach rozpuszczania produktów niskociśnieniowego, termicznego metamorfizmu skał węglanowych).