Prof. dr hab. Andrzej L. Małecki

Wydział Inżynierii Materiałowej i Ceramiki

Katedra Chemii Nieorganicznej

METALE I NIEMETALE

tendencja do tworzenia kationu

tendencja do tworzenia anionu

METALE

METALOIDY

NIEMETALE

przewodnictwo elektryczne i cieplne

elektroujemność

METALE

NIEMETALE

METALOIDY

w

związkach występują

wyłącznie na dodatnich
stopniach utlenienia

w

związkach występują

na dodatnich i ujemnych
stopniach utlenienia

tworzą kationy M

(+)

tworzą aniony X

(-)

METALE

H

75.49%

He

23.08%

niemetale

1.31%

metale

0.12%

Rozpowszechnienie metali w Przyrodzie

% masowe

Rozpowszechnienie metali na Ziemi

metal

%

Al

7.5

Fe

4.71

Ca

3.39

Na

2.63

K

2.4

Mg

1.93

Ti

0.58

Al

Fe

Ca

Na

K

Mg

Ti

Formy występowania metali w Przyrodzie

w stanie wolnym

w postaci związków

(rudy, minerały)

tlenki, wodorotlenki,

uwodnione tlenki

sole

sole kwasów beztlenowych

(siarczki, chlorki)

sole kwasów tlenowych

(glinokrzemiany, węglany,

siarczany, fosforany, azotany)

Formy występowania metali w Przyrodzie

Au, Pt

w postaci związków

(rudy, minerały)

SnO

2

(kasyteryt)

AlO(OH) boksyt

sole

HgS (cynober),

Bi

2

S

3

(bizmutynit)

MgCO

3

, BaSO

4

, Ca

3

(PO

4

)

2

,

KNO

3

, Ca[Al

2

Si

2

O

8

] (anortyt)

Formy występowania litowców

Li

Na

K

ambligonit

LiAlPO

4

(F,OH)

halit

NaCl

saletra chilijska

NaNO

3

sylwin

KCl

karnalit

KCl·MgCl

2

·6H

2

O

litowce występują w Przyrodzie wyłącznie w postaci soli
kwasów tlenowych i beztlenowych

Formy występowania berylowców

Mg

Ca

Ba

magnezyt

MgCO

3

dolomit

MgCO

3

·CaCO

3

gips

CaSO

4

·2H

2

O

apatyt

Ca

3

(PO

4

)

3

(OH,F,Cl)

fluoryt

CaF

2

baryt

BaSO

4

metaliczne berylowce występują w Przyrodzie praktycznie
wyłącznie w postaci soli kwasów tlenowych i beztlenowych

Formy występowania metalicznych borowców

metaliczne borowce występują w Przyrodzie w postaci soli
kwasów tlenowych, uwodnionych tlenków i wodorotlenków

Glin Al

glinokrzemiany

boksyt AlO(OH)

hydrargilit Al(OH)

3

kriolit Na

3

AlF

6

kaolin Al

2

O

3

·2SiO

2

·2H

2

O

anortyt Ca(Al

2

Si

2

O

8

)

albit Na(AlSi

3

O

8

)

Formy występowania metali z grupy węglowców i azotowców

Sn

Pb

Bi

kasyteryt

SnO

2

cerusyt

PbCO

3

anglezyt

PbSO

4

bizmutynit

Bi

2

S

3

bismit

Bi

2

O

3

Cyna, ołów i bizmut występują w Przyrodzie przede wszystkim
postaci tlenków i soli kwasów tlenowych i beztlenowych

Formy występowania w Przyrodzie najważniejszych metali

bloku d (1)

tytan Ti

ilmenit FeTiO

3

, rutyl TiO

2

wanad V

wanadynit 3Pb

3

(VO

4

)

2

·PbCl

2

chrom Cr

chromit FeCr

2

O

4

molibden Mo

molibdenit MoS

2

wolfram W

wolframit (Fe,Mn)WO

4

, szelit CaWO

4

Formy występowania w Przyrodzie najważniejszych metali

bloku d (2)

mangan Mn

braunsztyn MnO

2

, rodochrozyt MnCO

3

żelazo Fe

magnetyt Fe

3

O

4

, hematyt Fe

2

O

3

, limonit

Fe

2

O

3

·nH

2

O, syderyt FeCO

3

, piryt FeS

2

nikiel Ni

nikielin NiAs

kobalt Co

smaltyn CoAs

2

, kobaltyn CoAsS

miedź Cu

chalkopiryt CuFeS

2

, chalkozyn Cu

2

S

Formy występowania w Przyrodzie najważniejszych metali

bloku d (3)

srebro Ag

rodzime Ag, argentyt Ag

2

S

złoto Au

rodzime Au, kalaweryt AuTe

2

cynk Zn

galman ZnCO

3

, sfaleryt ZnS, cynkit ZnO

kadm Cd

grenokit CdS

rtęć Hg

cynober HgS,

OTRZYMYWANIE METALI (1)

redukcja tlenków metali za pomocą wodoru, metali I i II
grupy układu okresowego, glinu, węgla, tlenku węgla

Me

x

O

y

Me + H

2

O

H

2

Me + (M

2

O lub MO)

M

I

, M

II

Me + Al

2

O

3

Al

Me + CO + CO

2

C

Me + CO

2

CO

Ograniczenia metody otrzymywania metali za pomocą

redukcji tlenków

Me

x

O

y

+ Red



Me + RedO

z

Me(Red)

q

NiO + CO



Ni + CO

2

Ni(CO)

4

OTRZYMYWANIE METALI (2)

rozkład termiczny związków metali:

rozkład termiczny tlenków metali:

HgO

d Hg + O

2

Ag

2

C

2

O

4

d Ag + CO

2

rozkład termiczny soli:

proces ten może być zastosowany wyłącznie do metali szlachetnych,

które tworzą nietrwałe tlenki i sole

OTRZYMYWANIE METALI (3)

elektroliza

ELEKTROLIZA

to zespół procesów towarzyszących

przepływowi prądu stałego przez elektrolity:

1. przewodzenie prądu przez nośniki jakimi są jony

dodatnie i ujemne

2. pierwotne reakcje elektrodowe:

na katodzie: A

n+

+ ne

-

= A

0

na anodzie: B

m-

- me

-

= B

0

3. wtórne reakcje elektrodowe:

A

0

+ RR

d (AR) + .......

B

0

+ RR

d (BR) + .......

Elektroliza roztworu wodnego NaCl

dysocjacja elektrolityczna:

NaCl

Na

Cl









na katodzie:

0

2

Cl

e

2

Cl

2









na anodzie:

 

NaOH

H

Na

e

Na

2

O

H

0

2

















proces pierwotny

proces wtórny

HCl + HClO

H

2

O

Elektroliza stopionego NaCl

dysocjacja termiczna:

NaCl

Na

Cl









na katodzie:

0

2

Cl

e

2

Cl

2









na anodzie:

0

Na

e

Na









proces pierwotny

Elektroliza roztworu wodnego CuSO

4

- przykład

dysocjacja:







2
4

2

4

SO

Cu

CuSO



na katodzie:

0

2

Cu

e

2

Cu









na anodzie:

 

2

4

2

O

H

*

4

2
4

O

SO

H

SO

e

2

SO

2

















proces pierwotny

proces wtórny

formalnie:

na anodzie:

 

2

4

2

O

H

*

4

2
4

O

SO

H

SO

e

2

SO

2

















Jednak obiektu [SO

4

]

*

nie udało się zaobserwować. Jon

siarczanowy

trudno

rozładowuje

się

na

elektrodzie.

Alternatywą jest przyjęcie, że przy anodzie rozładowaniu
ulega jon wodorotlenkowy:

2

2

1

1

OH

H O

O

e

2

4











PRAWO ELEKTROLIZY

(prawo Faradaya)

prąd o natężeniu I w czasie t przenosi ładunek Q:

Q = I·t

1 mol jonów A

n(

!)

posiada bezwzględny ładunek:

Q

M

= n·|e|·N

A

zatem jeżeli przez elektrolit przepłynie ładunek Q

M

to na

elektrodzie wydzieli się 1 mol (M

A

) produktu A

Q

M

M

A

Q

m

t

I

k

t

I

N

|

e

|

n

M

Q

Q

M

m

A

A

M

A

















F = |e|N

A

l 96500 C

stała Faradaya

nF

M

k

A



równoważnik

elektrochemiczny

PODSTAWOWE WŁAŚCIWOŚCI METALI

duże przewodnictwo elektryczne i cieplne

silne odbijanie światła, połysk powierzchniowy

tworzenie sieci krystalicznych o dużych liczbach

koordynacyjnych

odkształcalność plastyczna

zdolność tworzenia stopów

WIĄZANIE METALICZNE

jony dodatnie

gaz elektronowy

GĘSTOŚĆ METALI

Temperatury topnienia

metali

KLASYFIKACJA METALI (1)

grupa

właściwości

przykłady

metale lekkie

(15 metali)

< 5 g·cm

-3

litowce, Be-Ba, Al

metale ciężkie

(70 metali)

> 5 g·cm

-3

Fe, Ni, Co, Os.....

metale niskotopliwe

t. top. < 700°C

litowce, Mg, Al, Sn

metale wysokotopliwe

t.top. 700-2000°C

Be, Ca, Fe, Co, Cu

metale o najwyższych

temperaturach

topnienia

t.top. > 2000°C

Mo, W, Os, Ir

KLASYFIKACJA METALI (2)

grupa

właściwości

przykłady

metale nieszlachetne

mała odporność

chemiczna

litowce, Al, Fe, Zn

metale szlachetne

duża odporność

chemiczna

Au, Pt, Hg, Pt

metale

elektrolityczne

otrzymywane lub

oczyszczane

elektrolitycznie

Al, Pb, Cu, Ni, Ag

metale spiekane

wytwarzane przez

prasowanie i

spiekanie proszków

Mo, W

KLASYFIKACJA METALI (3)

grupa

właściwości

przykłady

stopy twarde

wytwarzane przez

prasowanie i

spiekanie stopy o

dużej twardości

metaliczne węgliki

Mo, Ti, V

metale kolorowe

nieszlachetne

metale ciężkie ,

które są kolorowe

lub tworzą

kolorowe stopy

Pb, Zn, Ni, Cu

metale „czarne”

-

żelazo i jego stopy

KLASYFIKACJA METALI (4)

grupa

właściwości

przykłady

metale „białe”

stopy cyny

zawartość cyny 5-

80%+Pb, Sb, Cu

metale nieżelazne

wszystkie metale

oprócz żelaza

parametry sieciowe

KOMÓRKA ELEMENTARNA...

...to równoległościan stanowiący podstawowy, powtarzający
się okresowo w przestrzeni, element sieci przestrzennej

a

b

c

g

b

a

a, b, c

a, b, g

STRUKTURA KRYSTALICZNA METALI (1)

sieć regularna płasko centrowana

sieć regularna przestrzennie centrowana

sieć heksagonalna:

a

b

c

120°

A

1

A

2

A

3

dla 80% metali...

STRUKTURA KRYSTALICZNA METALI (3)

metale, w zależności od temperatury mogą występować w
różnych odmianach:

a

-Fe

g

-Fe

d

-Fe

910°C

1390°C

A

2

A

1

A

2

WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE METALI

podsumowanie (1)

metale w związkach chemicznych występują na dodatnich

stopniach utlenienia (+1 do +8)

METAL

kwas beztlenowy

kwas tlenowy

sól + wodór

brak reakcji

sól + produkty

redukcji kwasu

WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE METALI

podsumowanie (2)

METALE

WODORKI

H

2

METALE

tlenki

(O

2-

)

nadtlenki

(O-O)

2-

ponadtlenki

(O-O)

-

O

2

WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE METALI

reakcje metali z węglem

METALE

WĘGLIKI

C

acetylenki Me

(+)

(C

hC)

2-

(sp)

węgliki o strukturze analogicznej do grafitu (sp

2

)

węgliki o strukturze analogicznej do diamentu (sp

3

)

węgliki o strukturze analogicznej do sieci metalu

węgliki o strukturze analogicznej do grafitu (sp

2

)

węgliki o strukturze analogicznej do diamentu (sp

3

)

WĘGLIKI METALI - przykłady

acetylenki (C

hC)

2-

CaC

2

, MgC

2

węgliki o strukturze grafitu

C

8

Br, C

x

O

y

(„tlenek grafitu”)

węgliki o strukturze diamentu SiC, Al

4

C

3

węgliki o strukturze metalu

TiC, VC

LITOWCE

Reaktywne miękkie metale o niskich temperaturach topnienia,
małej gęstości i silnych właściwościach redukujących, tworzące w
związkach kationy M

+

, otrzymywane drogą elektrolizy stopionych

soli.

Li, Na, K, Rb, Cs,

Fr

reakcje z tlenem:

Li + O

2

200°C

Li

2

O

Na + O

2

100°C

Na

2

O + Na

2

O

2

K + O

2

200°C

K

2

O

2

ns

1

0

0.1

0.2

0.3

0.4

0.5

0.6

0.7

0.8

0.9

pote

nc

jał

jon

iz

ac

ji

/aJ

Li

Na

K

Rb

Cs

LITOWCE

reaktywność

POTENCJAŁ JONIZACJI

0

50

100

150

200

250

300

r

(at),

r

(jon

)

/

p

m

Li

Na

K

Rb

Cs

atomowe

jonowe

LITOWCE

PROMIENIE ATOMOWE

I JONOWE

LITOWCE - reakcje

Li, Na, K

amalgamaty

Hg

LiN

N

2

LiOH, NaOH, KOH

H

2

O

Li

2

C

2

C

LiCl, NaCl, KCl

Cl

2

LiH, NaH, KH

H

2

BERYLOWCE

Be, Mg, Ca, Sr, Ba,

Ra

Lekkie metale, których reaktywność wzrasta ze wzrostem
liczby atomowej. W związkach najczęściej tworzą jony M

2+

(za wyjątkiem berylu, który nie tworzy takiego jonu
odbiegając

swoimi

właściwościami

od

pozostałych

pierwiastków tej grupy).

Be

Cl

Cl

s

s

Cl

-

Mg

2+

Cl

-

ns

2

0

0.2

0.4

0.6

0.8

1

1.2

1.4

1.6

pote

nc

jał

jon

iz

ac

ji

/aJ

Be

Mg

Ca

Sr

Ba

BERYLOWCE

reaktywność

POTENCJAŁ JONIZACJI

0

50

100

150

200

250

p

r

om

ie

n

ie

atom

ow

e

/p

m

Be

Mg

Ca

Sr

Ba

BERYLOWCE

PROMIENIE ATOMOWE

BERYLOWCE - reakcje

Mg, Ca, Ba

Mg(OH)

2

, Ca(OH)

2

,

Ba(OH)

2

(+ H

2

)

H

2

O

MgO, CaO, BaO

O

2

MgH

2

, CaH

2

, BaH

2

H

2

Mg

3

N

2

, Ca

3

N

2

, Ba

3

N

2

N

2

MgC

2

, CaC

2

, BaC

2

C

PIERWIASTKI BLOKU d

Pierwiastki metaliczne,

różniące się na ogół wysokimi

temperaturami topnienia i gęstością, występujące w związkach
na różnych stopniach utlenienia.

konfiguracja elektronowa:

ns

2(1)

(n-1)d

x

(x

g4 lub 9 oraz g ns

2

(n-1)d

10

)

konfiguracja elektronowa:

ns

2

(n-1)d

10

pierwiastki przejściowe

cynk, kadm, rtęć

120

140

160

180

200

0

5

10

15

p

ro

m

ie

n

ie

a

to

m

o

w

e

/p

m

4 okres

5 okres
6 okres

PIERWIASTKI BLOKU d

promienie atomowe

PIERWIASTKI BLOKU d

stopnie utlenienia

Sc

III

Ti

II-IV

V

II-V

Cr

II-VI

Mn

II-VII

Fe

II

III

Co

II

III

Ni

II

III

Cu

I

II

Zn

II

Y

III

Zr

II-IV

Nb

III-V

Mo

II -VI

Tc

Ru

III,IV
VI-VIII

Rh

III,IV

VI

Pd

II
IV

Ag

I

Cd

II

La

III

Hf

IV

Ta

IV

W

II -VI

Re

III-VII

Os

III,IV
VI-VIII

Ir

III,IV

VI

Pt

II
IV

Au

I

III

Hg

I

II

PIERWIASTKI BLOKU d

charakterystyczne właściwości

Tworzenie tzw. związków kompleksowych wynikające z istnienia
niezapełnionych orbitali typu d.

Zmienność stopnia utlenienia przejawiająca się w częstym
udziale jonów tych metali w reakcjach utleniania i redukcji.

Zdolność do tworzenia wielu związków niestechiometrycznych
(wodorki, węgliki, azotki, siarczki, tlenki).

Wzrost właściwości kwasowych ze wzrostem stopnia utlenienia
jonu.

DEFEKTY PUNKTOWE

Zburzenia regularności sieci krystalicznej o rozmiarach rzędu
rozmiarów elementów tworzących kryształ (jonów, atomów
lub cząsteczek) to....

atomowe

elektronowe

dotyczą całego atomu,
jonu lub cząsteczki

dotyczą

wyłącznie

sytuacji

związanych z zachowaniem się
elektronu w sieci krystalicznej

PRZYCZYNY NIESTECHIOMETRYCZNOŚCI

ATOMOWE DEFEKTY PUNKTOWE

defekt Schottky’ego

wakancja

kationowa

wakancja
anionowa

sieć idealna

kation

anion

ATOMOWE DEFEKTY PUNKTOWE

defekt Frenkla

sieć idealna

kation

anion

kation

międzywęzłowy

wakancja

kationowa

PIERWIASTKI BLOKU d

właściwości

kwasowe

amfoteryczne i

zasadowe

Sc

III

Ti

II

III

IV

V

II

III

IV

V

Cr

II

III

IV

VI

Mn

II

IV

VII

Fe

II

III

Co

II

Ni

II

Cu

I

II

Zn

II

Zr

IV

Mo

VI

Ru

VII

Ag

I

Cd

II

W

VI

Re

VII

Pt

IV

Hg

II

ŻELAZO Fe

właściwości fizyczne i chemiczne

Żelazo jest srebrzystoszarym, ciągliwym i kowalnym metalem o
gęstości 7,9 g cm

-3

, topiącym się w temperaturze ok. 1540°C.

Występuje w trzech odmianach alotropowych.

Żelazo otrzymuje się w tzw. procesie wielkopiecowym, w którym
tlenki żelaza redukuje się koksem. Użyty węgiel (koks) jest
paliwem potrzebnym do podtrzymania wysokiej temperatury
pieca, reduktorem tlenków żelaza i wchodzi w skład tzw.
surówki.

otrzymywanie:

Fe

2

O

3

koks (C)

koks (C)

powietrze

CO

Fe + C (> 2%)

surówka

CO,CO

2

powietrze

Fe + C (< 2%)

stal

CO,CO

2

Żelazo jest metalem dość aktywnym chemicznie w
temperaturze pokojowej. Reaguje po ogrzaniu z siarką,
fosforem, fluorowcami i parą wodną.

ŻELAZO Fe

właściwości chemiczne

Fe

FeS, Fe

2

S

3

FeP, Fe

3

P

FeX

2

, FeX

3

FeO(OH)F

e(OH)

2

Fe(OH)

3

X=F

2

, Cl

2

, Br

2

, I

2

H

2

O

siarka

fosfor

Żelazo nie reaguje z powietrzem w temperaturze pokojowej,
natomiast po ogrzaniu pokrywa się warstwą tlenków. Rozpuszcza
się w kwasach nieutleniających i rozcieńczonym kwasie
azotowym, Żelazo występuje w związkach na +2 i +3 stopniu
utlenienia.

Żelazo tworzy związki z borem,
węglem, azotem i krzemem.

ŻELAZO Fe

właściwości chemiczne (cd.)

Fe

FeB

bor

Fe

2

N, Fe

4

N

azot

Fe

3

C

węgiel

FeSi

krzem

MIEDŹ Cu

Miedź jest metalem o czerwono-różowej barwie, mało aktywnym
chemicznie. Wykazuje dobrą ciągliwość i kowalność, jest też
bardzo dobrym przewodnikiem elektryczności i ciepła.

siarczki miedzi

(rudy)

tlenki miedzi

miedź czarna

(zanieczyszczona)

miedź Cu

powietrze

redukcja

rafinacja

elektrolityczna

otrzymywanie:

właściwości fizyczne i chemiczne

Miedź z powietrzem w temperaturze pokojowej reaguje
powoli pokrywając się cienką warstwą czerwonego Cu

2

O. W

obecności wilgoci i CO

2

tworzy

się zielona warstwa

hydroksowęglanów (np. Cu

2

(OH)

2

CO

3

), chroniąca miedź

przed dalszym działaniem innych czynników (patyna). Miedź
łatwo reaguje z fluorowcami tworząc odpowiednie halogenki.
Miedź nie rozpuszcza się w kwasach beztlenowych.

Miedź w związkach występuje na +1 i +2 stopniu utlenienia.

MIEDŹ Cu

właściwości chemiczne

BOROWCE

B, Al, Ga, In, Tl

Borowce są pierwiastkami o zróżnicowanych właściwościach
fizycznych i chemicznych.

właściwości metaliczne

B Al Ga In Tl

niemetal

najtrwalsze stopnie utlenienia i tworzone jony:

B(+III) Al

3+

Ga

3+

In

3+ (1+)

Tl

+ (3+)

nie tworzy jonu B

3+

metal

amfoteryczny

ns

2

p

1

BOROWCE

0

0.2

0.4

0.6

0.8

1

1.2

1.4

pote

nc

jał

jon

iz

ac

ji

/

aJ

B

Al

Ga

In

Tl

potencjały jonizacji

GLIN Al

otrzymywanie:

elektroliza stopionego Al

2

O

3

(+Na

3

AlF

6

)

Glin jest srebrzystobiałym, kowalnym i ciągliwym metalem,
o

własnościach

amfoterycznych,

gęstość

2,7

g/cm

3

,

temperatura topnienia 660°C. W związkach chemicznych
występuje przede wszystkim +3 stopniu utlenienia.

podstawowe reakcje:

Al + HCl

t AlCl

3

+ H

2

Al + NaOH + H

2

O

t Na[Al(OH)

4

] + H

2

tetrahydroksoglinian sodu

właściwości fizyczne i chemiczne

GLIN Al

glin łatwo reaguje z fluorowcami:

Al + Br

2

t AlBr

3

...... metoda wydzielania metali i stopów (np. chromu,
manganu, żelaza) z tlenków tych metali, wykorzystująca ich
reakcję z granulowanym lub sproszkowanym glinem. Znaczny
efekt cieplny tej reakcji pozwala na wytopienie wolnego
metalu, na którego powierzchni pływa Al

2

O

3

.

ALUMINOTERMIA

Al + Cr

2

O

3

t Al

2

O

3

+ Cr

Stężone kwasy utleniające (np. HNO

3

) nie reagują z glinem.

właściwości chemiczne

GLIN Al

reakcje

Al

brak reakcji

powietrze, H

2

O

< 800°C

Al

2

O

3

+ AlN

powietrze

> 800°C

Al

2

O

3

O

2

> 800°C

AlP

fosfor

> 400°C

Al

2

S

3

siarka > 400°C

AlCl

3

Cl

2

100°C

AlCl

3

+H

2

HCl

NaAlO

2

+H

2

NaOH

Al(CH

3

O)

3

CH

3

OH

FORMY WYSTĘPOWANIA NIEMETALI

wodór

woda, węglowodory i pochodne

hel

gaz ziemny, atmosfera

bor

boraks Na

2

B

4

O

7

·10H

2

O

węgiel

CO

2

, CH

4

, węglowodory, materia ożywiona,

wapień CaCO

3

, dolomit CaCO

3

·MgCO

3

azot

atmosfera (N

2

), azotany (saletry NaNO

3

,

KNO

3

), materia ożywiona

FORMY WYSTĘPOWANIA NIEMETALI

tlen

O

2

(atmosfera), woda i inne tlenki, sole kwasów

tlenowych, wodorotlenki, materia ożywiona

fluor

fluoryt CaF

2

, apatyty Ca

5

(PO

4

)

3

(OH,F)

neon

Ne (atmosfera)

krzem

SiO

2

(kwarc), krzemiany,

glinokrzemiany

fosfor

fosforyt Ca

3

(PO

4

)

2

, apatyty, materia ożywiona

FORMY WYSTĘPOWANIA NIEMETALI

siarka

S (siarka rodzima), siarczki (piryt FeS

2

, galena

PbS, sfaleryt ZnS), siarczany (gips CaSO

4

·2H

2

O ,

baryt BaSO

4

, anhydryt CaSO

4

, sól gorzka

MgSO

4

), H

2

S, SO

2

(wyziewy wulkaniczne)

chlor

halit NaCl (pokłady i woda morska), sylwin KCl

argon

atmosfera

arsen

realgar As

4

S

4

, aurypigment As

2

S

3

, arsenopiryt

FeAsS

3

FORMY WYSTĘPOWANIA NIEMETALI

brom

woda morska (bromki)

krypton

atmosfera

jod

woda morska (jodki)

ksenon

atmosfera

OTRZYMYWANIE NIEMETALI

wodór

1) elektroliza wody

2) konwersja gazu wodnego:

C + H

2

O = CO + H

2

C

H

2

O

(CO+H

2

) + H

2

O = CO

2

+ 2H

2

CO

2

H

2

H

2

O

OTRZYMYWANIE NIEMETALI

tlen, azot, gazy szlachetne

powietrze

skroplenie

destylacja frakcjonowana

O

2

, N

2

, Ne, Ar, Kr, Xe

CH

4

+ He

gaz ziemny

skroplenie

metanu

CH

4

He

OTRZYMYWANIE NIEMETALI

bor i krzem

otrzymywanie boru:

HBr

B

H

BBr

C

1600

1000

~

2

3





















B

MgO

Mg

O

B

C

700

500

~

3

2





















otrzymywanie krzemu:

)

O

Al

,

MgO

,

CO

(

Si

SiO

3

2

2

Al

,

Mg

,

C

2







 



)

AlCl

,

KCl

,

NaCl

(

Si

SiCl

3

Al

,

K

,

Na

4







 



OTRZYMYWANIE NIEMETALI

fluorowce

fluor

elektroliza stopionych fluorków

chlor

elektroliza stopionych chlorków
elektroliza wodnych roztworów chlorków (NaCl)

brom

elektroliza wodnych roztworów bromków
wypieranie bromu: KBr + Cl

2

d KCl + Br

2

jod

wypieranie jodu: KI + Cl

2

d KCl + I

2

WŁAŚCIWOŚCI FIZYCZNE NIEMETALI

stan skupienia:

gazy, ciecze, ciała stałe

gęstość:

8,8·10

-6

(H

2

) - 4,93 (I

2

) g·cm

-3

temperatura topnienia:

-255 (H

2

) do 217°C (Se)

temperatura wrzenia:

-269 (He) do 685°C (Se)

WODÓR – podstawowe właściwości

Bezbarwny, pozbawiony zapachu gaz, złożony z cząsteczek H

2

.

cząsteczki H

2

występują w dwóch odmianach:

ortowodór

parawodór

izotopy:

 

 

)

tryt

(

T

H

),

deuter

(

D

H

),

prot

(

H

3

1

3

1

2

1

2

1

1
1

odmiany alotropowe:

BRAK



b



He

3

2

WODÓR – drogi wchodzenia w reakcje chemiczne

H

2

+ X

H – X wiązanie typu

s

przeniesienie elektronu

H

t X (H

+

X

-

)

przeniesienie elektronu

H

b X (X

+

H

-

)

BOR

Bor jest niemetalem występującym w Przyrodzie w postaci kwasu
borowego H

3

BO

3

i lub jego soli. Posiada 6 odmian alotropowych.

B

Si + B

2

O

3

SiO

2

B

2

O

3

O

2

700°C

BF

3

F

2

20°C

BCl

3

, BBr

3

, BI

3

X

2

>300°C

BN

N

2

>900°C

B

4

C

CO

>900°C

B

2

S

3

S

2

>700°C

H

2

+ H

3

BO

3

H

2

O

WĘGLOWCE

C, Si, Ge, Sn, Pb

Węglowce są pierwiastkami o zróżnicowanych właściwościach
fizycznych

i

chemicznych, których

charakter metaliczny

wzrasta ze wzrostem liczby atomowej.

niemetale

metaloidy (półmetale)

metale

C

Si

Pb

Ge

Sn

trwałość stopnia utlenienia:

+2

+4

C Si Ge Sn Pb

Pb Sn Ge Si C

WĘGLOWCE - połączenia z wodorem

Ge, Sn, Pb

C

Si

węglowodory

aromatyczne

alicykliczne

alifatyczne

(łańcuchowe)

silany

Si

n

H

2n+2

(n

15)

XH

4

C

C

C

nasycone -C-C-

nienasycone –C=C- lub -C

hC-

WĘGIEL

Pierwiastek

niemetaliczny

posiadający

różne

odmiany

alotropowe: diament, grafit, węgiel bezpostaciowy i fullereny.

diament grafit

sp

2

sp

3

fulleren C

60

WĘGIEL – podstawowe związki

cyjan

Hg(CN)

2

t Hg + C

2

N

2

HCN

+H

2

S

-HgS

cyjanowodór

+H

2

O

HCN

aq

kwas

cyjanowodorowy

X

2

(X – Cl, Br, I)

kwas izocyjanowy

kwas tiocyjanowy

KRZEM

Metaloid mało reaktywny w niskich temperaturach. Drugi co do
rozpowszechnienia pierwiastek na Ziemi (15%), występujący
praktycznie we wszystkich skałach w postaci SiO

2

, krzemianów

i glinokrzemianów.

otrzymywanie:

MgO

Si

SiO

Mg

2







Si

SiF

SiO

Al

,

K

,

Na

4

HF

2





 







KRZEM - reakcje

Si

MgSi

Mg

SiO

2

, (SiO)

O

2

SiF

4

, SiCl

4

, SiBr

4

, SiI

4

F

2

, Cl

2

, Br

2

, I

2

SiHCl

3

, SiHBr

3

, SiHI

3

HCl, HBr, HI

Si

3

N

4

N

2

Na

2

SiO

3

-H

2

+NaOH

SiS

2

S

2

SiC

C

AZOTOWCE

Pierwiastki

o

umiarkowanej

elektroujemności,

których

charakter metaliczny rośnie ze wzrostem liczby atomowej. Nie
tworzą prostych anionów, a jedynie bizmut tworzy kation Bi

3+

.

N, P, As, Sb, Bi

ns

2

p

3

Cechą charakterystyczną jest tworzenie jonów:









4

4

4

4

SbH

,

AsH

,

PH

,

NH

2s

2p

4 H·

AZOT – podstawowe właściwości

N

N

p

p

Bezbarwny, bezwonny gaz o niskiej reaktywności chemicznej,
która wynika z dużej energii wiązania chemicznego. Jest
podstawowym składnikiem powietrza (ok.78%). Należy do tzw.
biopierwiastków

wchodząc

w

skład

białek

i

kwasów

nukleinowych.

otrzymywanie:

destylacja skroplonego powietrza (skala techniczna)

rozkład termiczny NH

4

NO

2

t N

2

+ H

2

O (skala laboratoryjna)

AZOT – reakcje

N

2

azotki

różne

pierwiastki

>200°C

międzywęzłowe

Ti, Zr, W

jonowe (N

3-

)

Li

3

N, Mg

3

N

2

kowalencyjne

Si

3

N

4

, P

3

N

5

NO, NO

2

, N

2

O

4

N

2

O, N

2

O

3

, N

2

O

5

O

2

> 300°C

bezpośrednio

O

2

pośrednio

NH

3

, N

2

H

4

H

2

FOSFOR – podstawowe właściwości

Pierwiastek o średnim rozpowszechnieniu na Ziemi (0,19%),
występujący wyłącznie w postaci związków zawierających
metale i tlen (np. Ca

3

(PO

4

)

3

).

Fosfor posiada cztery odmiany alotropowe, fosfor biały, czerwony,
fioletowy i czarny. Odmiana biała jest bardzo reaktywna chemicznie.

otrzymywanie - prażenie fosforytów z piaskiem i węglem:

Ca

3

(PO

4

)

2

+ SiO

2

t CaSiO

3

+ P

4

O

10

P

4

O

10

+ C

t P

4

+ CO

FOSFOR – reakcje

P

P

2

O

3

, P

2

O

5

P

4

O

6

, P

4

O

10

kwasy fosforowe

PH

3

PCl

3

, PBr

3

fosforki

Ca

3

P

2

, Ni

3

P, CoP

3

O

2

H

2

O

Cl

2

, Br

2

metale

H

2

TLENOWCE

O, S, Se, Te,

Po

ns

2

p

4

Aktywne pierwiastki o charakterze niemetalicznym (O,S),
półmetalicznym (Se,Te) lub metalicznym (Po).

Wszystkie tlenowce tworzą
trwałe aniony X

2-

.

Mimo

znacznej

aktywności

chemicznej,

tlen

i

siarka

występują w stanie wolnym, co
jest

wynikiem

procesów

geologicznych

(siarka)

lub

biologicznych (tlen).

0

0.5

1

1.5

2

2.5

3

3.5

tlen

siarka

selen

tellur

polon

elektroujemność

TLEN – podstawowe właściwości

Bezbarwny gaz (temperatura wrzenia: -183°C), bez zapachu,
złożony z cząsteczek O

2

. Jest najbardziej rozpowszechnionym

pierwiastkiem na Ziemi (47,2%).

odmiany alotropowe:

O

2

, O

3

ditlen

tritlen (ozon)

izotopy:

16

O (99,8%),

17

O,

18

O

STRUKTURA OZONU

O

..

.. ..

O

..

.. ..

O

..

.. ..

..

O

..

O

..

.. ..

O

..

..

p

.

O

..

O

..

.. ..

O

..

..

p

.

-

+

O

..

O

..

.. ..

O

..

..

p

-

+

struktury rezonansowe cząsteczki ozonu

DROGI REAKCJI TLENU

tworzenie jonu tlenkowego O

2- *)

tworzenie jonu nadtlenkowego (O-O)

2-

tworzenie jonu ponadtlenkowego (O-O)

-

*)

faktycznie lub formalnie

O + 2e

-

t O

2-









2
2

2

O

e

2

O









2

2

O

e

O

tworzenie jonu tlenowego

O - 2e

-

t O

2+

E

1s

2s

2p

1s

2

2s

2

2p

4

Budowa jonu tlenkowego O

2-

atom tlenu

E

1s

2s

2p

1s

2

2s

2

2p

6

jon tlenkowy O

2-

E

s

2

s

*

s

2

s

z

p

2

s

x

p

2

p

y

p

2

p

*

p

x

2

p

*

p

y

2

p

*

z

p

2

s

E

s

2

s

*

s

2

s

z

p

2

s

x

p

2

p

y

p

2

p

*

p

x

2

p

*

p

y

2

p

*

z

p

2

s

cząsteczka O

2

jon nadtlenkowy (O-O)

2-

Budowa jonu nadtlenkowego (O

2

)

2-

E

s

2

s

*

s

2

s

z

p

2

s

x

p

2

p

y

p

2

p

*

p

x

2

p

*

p

y

2

p

*

z

p

2

s

E

s

2

s

*

s

2

s

z

p

2

s

x

p

2

p

y

p

2

p

*

p

x

2

p

*

p

y

2

p

*

z

p

2

s

cząsteczka O

2

jon ponadtlenkowy (O-O)

-

Budowa jonu ponadtlenkowego (O

2

)

-

SIARKA

Niemetal barwy żółtej, nierozpuszczalny
w

wodzie,

występujący

w

kilku

odmianach

alotropowych,

z

których

najważniejszymi są siarka rombowa,
jednoskośna i plastyczna.

Jednostką strukturalną w odmianach
siarki jest cząsteczka S

8

siarka

rombowa

siarka

jednoskośna

96°C

siarka ciekła

113°C

siarka plastyczna

szybkie chłodzenie

ogrzewanie

SIARKA - reakcje

S

SO

2

O

2

SO

3

O

2

halogenki

tionylu SO

2+

SOX

2

X

2

halogenki

sulfurylu

SO

2

X

2

X

2

SF

2

, SCl

2

, S

2

F

2

, S

2

Cl

2

,

SF

4

, SCl

4

, SF

6

, SCl

6

X

2

H

2

S, H

2

S

2

H

2

siarczki M

x

S

y

M

CS

2

C

H

2

SO

3

H

2

O

H

2

SO

4

H

2

O

FLUOROWCE

HALOGENY

F, Cl, Br, I,

At

ns

2

p

5

Niemetaliczne pierwiastki o dużych
elektroujemnościach i wynikającej z
tego znacznej reaktywności.

Wszystkie tworzą jony X

-

. Za

wyjątkiem

fluoru

występują

także na dodatnich stopniach
utlenienia z zakresu +1 do +7.

otrzymywanie:

elektroliza

stopionych

halogenków

lub

wypieranie mniej aktywnych fluorowców przez
bardziej aktywne

KBr + Cl

2

t KCl + Br

2

Reakcje między fluorowcami

Fluorowce X i Y w reakcji tworzą związki typu:

XY

n

anion Y

-

tworzony przez

fluorowiec o większej

elektroujemności

kation X

n+

tworzony przez

fluorowiec o mniejszej

elektroujemności

XY

XY

3

XY

5

XY

7

ClF, BrF

BrCl, ICl

IBr

ClF

3

, BrF

3

ICl

3

BrF

5

, IF

5

IF

7

FLUOR

Praktycznie bezbarwny gaz, o przenikliwym zapachu i dużej
aktywności chemicznej.

Jest najaktywniejszym pierwiastkiem dlatego otrzymać go
można wyłącznie przez elektrolizę w środowisku bezwodnym.
W praktyce prowadzi się elektrolizę mieszaniny HF+KF.

Fluor reaguje z większością substancji organicznych i
nieorganicznych już w temperaturze pokojowej, tworząc
związki typu:

M

+

F

-

F

-

-

-

-

-

-

-

+

+

+

+

+

M

s

CHLOR

Żółto-zielony gaz o gęstości większej ok. 2,5 razy od gęstości
powietrza. Jest pierwiastkiem bardzo aktywnym chemicznie.

otrzymywanie:

elektroliza stopionych chlorków

utlenianie chlorków:

Cl

-

+ MnO

2

+ H

+

t Cl

2

+ Mn

2+

+ H

2

O

W związkach chlor występuje na –1, +1, +4, +6 i +7 stopniu
utlenienia.

W

związkach

o

wiązaniu

kowalencyjnym

występuje w tetraedrycznym stanie walencyjnym (sp

3

).

utleniacz

Najważniejsze pochodne chloru

Cl

HCl

H

2

kwas solny HCl

aq

H

2

O

Cl

2

O, ClO

2

, ClO

3

, Cl

2

O

7

O

2

kwasy tlenowe

HClO, HClO

2

, HClO

3

, HClO

4

H

2

O

chlorki (Cl

-

)

metale

GAZY SZLACHETNE

występowanie:

He – atmosfera, gaz ziemny

Ne, Ar, Kr, Xe - atmosfera

zawartość w atmosferze:

Ar – 0,93%

Ne – 0,0018%

Kr – 0,0011%

He – 0,0005%

Xe – 0,000008%

Rn

Ra

222

86

226

88





a

GAZY SZLACHETNE

reakcje chemiczne

znany jest jeden związek kryptonu KrF

2

:

2

C

180

2

KrF

F

Kr



 









Ksenon tworzy szereg połączeń w bezpośredniej reakcji z
fluorem:

6

4

2

C

250

2

XeF

XeF

XeF

F

Xe







 







w XeF

4

i XeF

6

reakcji z wodą tworzą tlenek ksenonu(VI)

będący bezwodnikiem kwasu ksenonowego(VI) H

2

XeO

4

:

3XeF

4

+ 6H

2

O = XeO

3

+ 2Xe + 1,5O

2

+ 12HF

XeF

6

+ 3H

2

O = XeO

3

+ 6HF