Chemia wyk ady 2

Kamil Guzy

Notatki z wykładów

z chemii nieorganicznej.

Spis treści

Chemia ogólna i nieorganiczna ...............................................................................................................2

1. Równowagi w roztworach ...............................................................................................................2

2. Kompleksy, związki koordynacyjne, nomenklatura, liczba koordynacyjna, izomery ......................7

3. Reakcje chemiczne ..........................................................................................................................9

4. Roztwory ...................................................................................................................................... 13

5. Amfotery i bufory ......................................................................................................................... 19

6. Budowa materii ............................................................................................................................ 22

7. Hybrydyzacja, struktura jądra, przemiany promieniotwórcze ..................................................... 24

8. Struktura blokowa układu okresowego ....................................................................................... 28

9. Wiązania chemiczne ..................................................................................................................... 31

10. Utlenianie i redukcja .................................................................................................................... 33

Systematyka pierwiastków .................................................................................................................. 37

11. Wodór ........................................................................................................................................... 37

12. Litowce ......................................................................................................................................... 39

13. Berylowce ..................................................................................................................................... 42

14. Pierwiastki bloku p ....................................................................................................................... 45

15. Borowce........................................................................................................................................ 47

16. Węglowce ..................................................................................................................................... 52

17. Azotowce ...................................................................................................................................... 57

18. Tlenowce ...................................................................................................................................... 63

19. Fluorowce ..................................................................................................................................... 68

20. Metale d-elektronowe ................................................................................................................. 71

Wykład 1.

Analiza I, II grupy.

Wykład 2.

Równowagi w roztworach.

Dysocjacja elektrolityczna – rozkład cząsteczek na jony pod wpływem rozpuszczalnika

(rozpuszczalnik pozostaje bez zmian).

Bardziej elektroujemny pierwiastek ściąga bardziej do siebie elektrony.

Stała dysocjacji – iloczyn stężeń produktów (jonów) przez iloczyn stężeń substratów.

Im wyższa K

tym większa ilość substratu(-ów) rozłożyła się na jony.

Stopień dysocjacji – stosunek liczby moli cząsteczek danego związku chemicznego, które uległy

rozpadowi na jony do łącznej liczby moli cząsteczek tego związku



dla: CH

OH, C

OH, N

, O

, CH

, CO, C



dla: HCl, HNO

, CH

COOH, Ca(OH)

, NaCl, Na

Czynniki wpływające na stopień dysocjacji:



rodzaj elektrolitu

o mocne i słabe elektrolity



rodzaj rozpuszczalnika

o polarne i niepolarne



temperatura

o ze wzrostem temperatury



jest wyższy



stężenie

Elektrolity:



mocne

o a >30%
o prawie wszystkie sole, niektóre kwasy nieorganiczne, organiczne (chlorokwasy),

wodorotlenki I i II grupy (oprócz Be(OH)

i Mg(OH)

)



średniej mocy

o 5%<a<30%



słabe

o a<5%
o część kwasów nieorganicznych (H

, H

, HF), część zasad

nieorganicznych (NH

OH)

Prawo rozcieńczeń Ostwalda – przybliżona zależność stopnia dysocjacji słabego elektrolitu

od jego stężenia

Gdy





5% lub gdy C/K >400:

Jeśli C

spada



rośnie!!!

Dla roztworów rzeczywistych
a – aktywność jonu
f – współczynnik aktywności jonu

= constans

Dysocjacja wielostopniowa:



stałe dysocjacji kolejnych etapów – następcze stałe dysocjacji, są niższe od poprzednich (np.
w H

; protony są bardziej trzymane i ciężej je oderwać)



stała kumulatywna:

Autodysocjacja:

Pomiar pH umożliwiają wskaźniki:



Błękit bromotymolowy – kwasowe pH czerwony – zasadowe pH fioletowy



Oranż metylowy – kwasowe pH czerwony – zasadowe pH żółty

W zależności od [H

] indykator może występować w postaci uprotonowanej lub zdeprotonowanej.

Iloczyn rozpuszczalności - iloczyn stężeń jonów w roztworze nasyconym charakterystyczny

dla substancji w danej temperaturze

Ujemny logarytm ze stężenia

niższe współczynniki – lepsza rozpuszczalność

roztwory przesycone – układy nierównowagowe i termodynamicznie nietrwałe i z biegiem czasu

wytrąci się z nich osad

Iloczyn rozpuszczalności a rozpuszczalność.

S – rozpuszczalność molowa, ilość moli substancji rozpuszczonej w roztworze nasyconym

Czynniki wpływające na rozpuszczalność:



rozdrobnienie substancji



temperatura



mieszanie



efekt wspólnego jonu

roztwór nasycony

roztwór nienasycony

wytrącenie osadu

iloczyn aktywności jonów

wprowadzamy obce jony, spada aktywność
jonów, rośnie rozpuszczalność

zwiększają rozpuszczalność

- sole są trudno rozpuszczalne
- kompleksy są łatwo rozpuszczalne



efekt solny



hydroliza – reakcja jonów z cząsteczkami wody w wyniku której następuje rozkład cząsteczek
wody z uwolnieniem jonu wodorowego lub hydroksylowego



jony H



kompleksowanie

hydroliza będzie poprawiać rozpuszczalność

Wykład 3.

Kompleksy, związki koordynacyjne, nomenklatura, liczba koordynacyjna, izomery.

kompleks – centralnie położony jon metalu otoczony podstawnikami

o elektrycznie obojętny związek
o jon [Fe(CN)

]

związek koordynacyjny – jeden jon jest kompleksem

o elektrycznie obojętny

W nawiasie kwadratowym [xy] metal i ligandy.

Jony centralne – jony „d” lub „f” elektronowe; np.: Ti

, V

, Cr

, Mn

, Fe

, Co

Podstawniki – cząsteczki polarne NH

, H

O; jony Cl

, CN

, F

Nie mają niesparowanych elektronów zawsze układy zamkniętopowłokowe.

Nomenklatura:



I miejsce – atom centralny – metal

o w kompleksach anionowych – końcówka „-an”
o w kompleksach obojętnych i kationowych nie zmienia się nazwy



w kwasach odpowiadających kompleksom anionowym końcówka „-owy”



w nawiasie stopień utlenienia



[atom centralny (ligand 1)

(ligand 2)

]



ligandy ujemne końcówka “-o”



ligandy podaje się w kolejności alfabetycznej

Nazwy ligandów:



O – akwa



– amina



CO – karbonyl



– etylodiamina (en)



- azotynowy (nitrito-N)



- tlenowy (okso)



SCN – tiocyjanianowy

o tiocyjanino-N – azot
o tiocyjanino-S – siarka



- nitrydo



- bromo



- węglano



- siarczano



- hydrokso

Liczba koordynacyjna: mówi o ilości ligandów związanych z atomem centralnym



LK2 – Struktura liniowa; najczęstsze Cu, Au, Ag Hg



LK3 – Struktura trójkąta; równoboczny jeśli te same ligandy



LK4 – Struktura tetraedryczna; płaska kwadratowa – metale o konfiguracji d

; najczęściej

rod(I), iryd (I), platyna(II)



LK5 – Struktura bipiramidy trygonalnej; piramida trygonalna



LK6 – Odkształcenia tetragonalne, odkształcenie rombowe

Izomery:



ta sama liczba atomów różniąca się ich przestrzennym uporządkowaniem



typy izomerii

o geometryczna – różne konfiguracje wiązań pomiędzy tymi samymi atomami; cis-trans
o optyczna – cząsteczki optycznie czynne, nie pokrywają się w odbiciach lustrzanych,

skręcają płaszczyznę

o koordynacyjna – wymiana jednego lub więcej ligandów kationu lub anionu

 [Cr(NH

)

]

[Fe(CN)

]

 [Fe(NH

)

]

[Cr(CN)

]

o wiązaniowa – ligandy ambichelatowe – łączą się z metalem na więcej sposobów

 [Cr(H

(SCN)]

 [Cr(H

(NCS)]

o jonowa – następuje wymiana ligandu z cząsteczkom lub anionem spoza sfery

koordynacyjnej

 [CoBr(NH

)

]SO

 [CoSO

(NH

)

]Br

o hydratacyjna – nienaładowany, skoordynowany ligand przemieszcza się poza

kompleks w to miejsce wchodzi np. woda

 [Cr(H

]Cl

- fioletowy

 [Cr(H

]Cl

O – niebiesko-zielony

 [Cr(H

]Cl

O – zielony

Ligandy:



monodentante



dwudentante



polidentante (EDTA – jedna cząsteczka wiąże kilka metali; czynnik helatujący)

Białka jako ligandy:



atom N grupy aminowej



atom O grupy karbonylowej



amidowy atom N z wiązania peptydowego



atom O grupy karboksylowej



atomy donorowe łańcuchów bocznych reszt aminokwasów

Kwasy nukleinowe jako ligandy:



endocykliczne atomy N zasad nukleotydowych



ujemnie naładowane atomy O grup fosfodiestrowych

Rozszczepienie orbitalu „d”: (umieć schemat rozszczepienia)



teoria pola krystalicznego – tłumaczy powstawanie kompleksów oddziaływaniem

elektrostatycznym pomiędzy elektronami znajdującymi się
na podpowłokach d atomu centralnego a elektronami ligandu.



teoria pola ligandów

W oktaedrze większe (mocniejsze) rozszczepienie niż w tetraedrze.
Szereg spektrochemiczny ligandów:



< Br

< SCN

< Cl

< OH

ONO

< C

< H

O < NCS

< EDTA

< NH3 < bipy < phen <

CN- ~ CO

Wpływ na wielkość rozszczepienia ma:



ładunek jonu metalu (wzrost ładunku => silniejsze przyciąganie ładunku)



symetria pola



rodzaj ligandów



struktura elektronowa metalu

Wykład 4.

Reakcje chemiczne.

reakcja chemiczna – proces w którym z cząsteczek, atomów powstają cząsteczki, atomy lub jony.

Substraty i produkty mają inne właściwości.

Reakcje chemiczne:



przegrupowanie atomów



tworzenie wiązań w produktach



niszczenie wiązań w substracie



częste zmiany w zewnętrznych powłokach elektronowych.

Reakcja chemiczna



Proces fizyczny

Prawa w reakcji chemicznej:



zachowania masy – masa substratów = masa produktów



stosunków stałych – pierwiastki reagują ze sobą w stałych stosunkach ilościowych



stosunków wielokrotnych – liczności i masy jednego z pierwiastków



stosunków objętościowych – objętości gazowe substratów i produktów w jednakowych
warunkach mają się do siebie jak niewielki liczby całkowite (H

+ Cl

-> 2HCl)



Avogadra – w jednakowej objętości gazów (doskonałych) znajduje się taka sama liczba
cząsteczek; w tych samych warunkach.

Równanie reakcji:



znamy skład substratów i produktów



znamy towarzyszące produkty energetyczne



znamy wymagane warunki (ciśnienie, temperatura, katalizator)



znamy mechanizm reakcji chemicznej



nie znamy stopnia przereagowania

Typy reakcji:



syntezy: A + B → C

o polimeryzacja



wymiany: AB + C → AC + B



analizy: AB → A + B

o piroliza: CaCO

→T→ CaO + CO

o fotoliza: 2AgCl →hv→ 2Ag + Cl

o radioliza: O

→



→ O + O

+ e

***



endotermiczna – wymagane dostarczenie energii (ciepła) z otoczenia



egzotermiczna – powstające produkty o energii wewnętrznej mniejszej niż suma energii

wewnętrznej substratów; uwolnienie energii

***



homogeniczne – wszystkie substraty i produkty znajdują się w tej samej fazie

 w roztworze całkowicie się mieszających
 pomiędzy gazami → zachodzące w całej objętości



heterogeniczne – na granicy 2 faz ( C

(c)

2(g)

→ CO

2(g)

)

***



z przeniesieniem elektronów



bez przeniesienia elektronów
***



jonowe – w roztworach wodnych lub innych rozpuszczalnikach



cząsteczkowe – w fazie gazowej, rzadziej w roztworach rozpuszczalników niepolarnych

 otrzymywanie cząsteczek, atomów z wolnymi niesparowanymi e

o tworzenie rodników (Cl

+ hv → 2Cl



)

o reakcja rodnikowa (Cl

+ H



→ HCl + Cl



)

o rekombinacja rodników (H



+ Cl



→ HCl)

***



odwracalne – do osiągnięcia stałej równowagi



nieodwracalne – do wyczerpania substratów

Kinetyka reakcji:



teoria zderzeń – reakcja zachodzi gdy dojdzie do zderzenia reagujących cząsteczek, reakcja
stanu gazowego

o zderzenie efektywne – cząsteczki posiadają energię aktywacji
o liczba zderzeń zależy od: stężenia i temperatury
o skuteczność zderzeń zależy od temperatury



teoria stanu przejściowego – wg tej teorii w wyniku zderzenia powstaje kompleks przejściowy
i w nim dochodzi do przegrupowania wiązań

zderzenie nieefektywne

zderzenie efektywne

Szybkość reakcji:



jest proporcjonalna do iloczynu stężeń substancji reagujących; im większe stężenie
tym większa szybkość

Wpływ orientacji cząsteczek w zderzeniach:

Kataliza:
katalizator – substancja wprowadzona do układu reagującego zwiększająca szybkość tej reakcji

a sama nieulegająca przemianom chemicznym w ostatecznym wyniku reakcji.

 typu redoks – pośredniczy w wymianie e
 typu kwasowo zasadowego



kataliza homogeniczna – katalizator stanowi jeden ze składników jednorodnej fazy

(g)

(c)



kataliza heterogeniczna – katalizator jest odrębną fazą w porąbaniu do substratów

Proces absorpcji:



dyfuzja substratów



absorpcja substratów



reakcja chemiczna



desorpcja produktów



dyfuzja produktów

Czynniki wpływające na szybkość reakcji:



stężenie



katalizator



promieniowanie elektromagnetyczne



ciśnienie



rozwinięcie powierzchni



rodzaj środowiska



mechanizm reakcji

reakcja nieodwracalna

reakcja odwracalna

stan równowagi

stan równowagi
v

= v

Równowaga chemiczna:

Reakcja odwracalna:

Reakcja w fazie gazowej:

– ciśnieniowa stała reakcji

skracanie RT

Reguła przekory La Chateliera i Browna:

Zmiana stężenia reagentów, ciśnienia, temperatury powoduje przesunięcie stanu równowagi, by
skompensować zmiany.



stężenie

o dodanie substratu – przesunięcie w prawo
o dodanie produktu – przesunięcie w lewo



ciśnienie

o wzrost ciśnienia powoduje przesunięcie w stronę mniejszych objętości



temperatura

o w egzoenergetycznych ogrzewanie powoduje przesunięcie w lewo

Wykład 5.

Analiza III grupy.

Wykład 6.

Roztwory.

roztwór jednorodny – jednofazowy, układ dwu lub więcej składnikowy, których zawartość może się

zmieniać.

Typy roztworów:



gazowe (gaz + gaz)



ciekłe (gaz, ciecz, ciało stałe + ciecz)



stałe (gaz, ciecz, ciało stałe + ciało stałe)

***



rzeczywiste, właściwe - molekularne rozproszenie składników <10

-10



koloidalny – drobno dyspergowany, układ wielofazowy

***



rozpuszczalnik – składnik będący w przewadze



substancja rozproszona – pozostałe składniki

Stężenia:



procentowe



procentowe objętościowe



molowe



molarne:

Ułamek molowy:
% molowy = x

× 100%

max = 1

roztwór nasycony – roztwór substancji rozpuszczonej pozostający w stanie równowagi dynamicznej

z osadem substancji rozpuszczonej w danej temperaturze.

roztwór mianowany – roztwór odczynnika chemicznego o znanym stężeniu (dokładnie ustalone

stężenie roztworu za pomocą substancji podstawowych lub innych roztworów
mianowanych)

Tworzenie roztworu:

1. chemiczna reakcja substancji z rozpuszczalnikiem, w wyniku której powstaje nowa

rozpuszczona substancji:

a. Zn + 2H

→ Zn

+ H

b. CO

+ H

O → H

c. P

+ 3 H

O → 2H

2. oddziaływanie substancji z rozpuszczalnikiem – powstanie formy sol watowanej cząsteczkami

rozpuszczalnika:

hydratowany jon sodowy hydratowany jon chlorkowy

3. dyspersja substancji w rozpuszczalniku

a. samorzutne tworzenie roztworu w wyniku oddziaływania sił międzycząsteczkowych



mieszanie dwóch gazów



mieszanie cieczy niepolarnych

Charakter oddziaływań:



cząsteczka (jon) [koniecznie dipol) – rozpuszczalnik

o zależy od budowy chemicznej cząsteczki i rozpuszczalnika



elektrostatyczne

o rozpuszczona cząsteczka polarna lub kryształ jonowy - rozpuszczalniki polarne



poprzez siły dyspersyjne

o van der Waalsa

Siła dielektryczna – im wyższa tym bardziej polarna cząsteczka.

Teorie kwasów i zasad:

1. Arrheniusa



HA → H

+ A



MOH → M

+ OH

2. Brönsteda – Lowry’ego



zasada – akceptor protonu (Z)



kwas – wytwarza proton (K)



(K) H

↔ H

+ (Z) H



(K) H

O ↔ H

+ (Z) OH

anion amidkowy

Ca, Fe (III), Mg – węglany
Cu, Hg, Cd - siarczki

3. Rozpuszczalnikowa



solwo(kwas) – po rozpuszczeniu wytwarza kation charakterystyczny dla
rozpuszczalnika



solwo(zasada) – substancja wytwarza charakterystyczny dla danego rozpuszczalnika
anion

4. Lewisa



kwas – akceptor pary elektronowej



zasada – donor pary elektronowej

5. Usanowicza

Teoria twardych i miękkich kwasów i zasad (1963 Pearson):



twarde

o mała polaryzowalność
o małe rozmiary atomów
o kwasy redukują się trudno
o zasady trudno się utleniają
o duża różnica elektroujemności



miękkie

o znaczna polaryzowalność
o duże atomy
o kwasy łatwo się redukują
o zasady łatwo się utleniają
o niewielka różnica elektroujemności

Powstawanie adduktów:



addukt twardy – wiązanie z dużym udziałem charakteru jonowego



addukt miękki – wiązanie o charakterze kowalencyjnym

Hydroliza:



reakcja jonów z wodą



reakcja protolityczna



anion słabego kwasu – anionowa zasada



kation słabej zasady – kationowy kwas



hydroliza soli wieloprotonowej lub wielohydroksylowych wodorotlenków prowadzi do
powstania amfolitów (mogą przyłączać i odszczepiać protony)



reakcje hydrolizy można traktować jako odwrotne do reakcji zobojętniania



ulegają jej sole

o mocnego kwasu i słabej zasady
o mocnej zasady i słabego kwasu
o słabego kwasu i słabej zasady

1. Sól mocnego kwasu i słabej zasady:

2. Sól słabego kwasu i mocnej zasady:

3. Sól słabego kwasu i słabej zasady:

Wykład 7.

Amfotery i bufory.

amfotery – substancje, które w zależności od środowiska mogą mieć właściwości kwaso- lub

zasadotwórcze:



+ OH

↔ X–OH ↔ XO

+ H



Wiązanie –O–H nie jest tak silne jak w zasadach.

Teorie właściwości amfoterów:



klasyczna



protonowa

Bufory:



słabego kwasu i soli tego kwasu z mocną zasadą

o CH

COOH - kwas; CH

COO

- zasada



słabej zasady i soli tej zasady z mocnym kwasem

o NH

– zasada; NH

- kwas



dwóch soli wieloprotonowego kwasu (dostateczna wartość stałej dysocjacji)

o H

- kwas; HPO

- zasada

Bufory utrzymują stałe pH.

1. Bufor octanowy

2. Bufor amonowy

Zakres działania buforu:



pH buforu – nie zależy od bezpośrednich wartości stężeń składników buforu



bufor można rozcieńczać bez zmiany jego pH

Zależności wynikające z równania Hendersona-Haselbacha:



dodanie do roztworu buforowego niewielkich ilości mocnego kwasu lub mocnej zasady
zmienia bezwzględnie stężenia składników buforu, ale stosunek stężeń zmienia się
nieznacznie = nieznaczna zmiana pH.



dodatek kwasu – reakcja z zasadą



dodatek zasady – reakcja z kwasem

Pojemność buforowa:



bufor utrzyma w miarę stałe pH dopóki nie wyczerpie się jeden z jego składników kwas lub
zasada. Ilościową miarą „odporności” buforu na dodatek mocnego kwasu lub zasady jest
pojemność buforowa.

Bufory krwi i tkanek:



wodorowęglanowy



fosforanowy



białczanowy



hemoglobinowy

Wykład 8.

Budowa materii.

atom – najmniejsza cząstka pierwiastka zachowująca swoją indywidualność we wszystkich
przemianach chemicznych
związek chemiczny – powstaje w wyniku łączenia się atomów różnych pierwiastków w stałych

stosunkach liczbowych, masy atomowe nie ulegają zmianie podczas reakcji
chemicznych

pierwiastek – zbiór atomów o jednakowej liczbie protonów w jądrze atomowym
nuklid – zbiór atomów o takim samym składzie jądra atomowego (p

i n

)

Budowa atomu - Dalton, Rutherford, Thompson.

Liczby kwantowe:



n – główna liczba kwantowa

o energia elektornu w atomie wodoru jest kwantowana- może przyjąć tylko wartość 1
o charakteryzuje energię elektronu na powłoce
o n = 1, 2, 3, 4, 5, … ∞
o powłoka – zbiór wszystkich stanów kwantowych o określonej wartości „n”
o maksymalna liczba e na powłoce = 2n

Symbol

powłoki

Energia



l – poboczna liczba kwantowa

o kwantuje moment pędu elektronu
o rozróżnia stany energetyczne e znajdującego się na tej samej powłoce
o l = 0, 1, 2, 3, …, (n-1)
o podpowłoka – zbiór stanów kwantowych o tych samych wartościach „n”

symbol



m – magnetyczna liczba kwantowa

o kwantuje wartości rzutu momentu pędu w na kierunek pola magnetycznego
o m = -l, …, 0, …, +l

symbol

-1

-2

-1

-2

-3

-1

-2

-1

2
3



– (magnetyczno)-spinowa liczba kwantowa

o kwantuje rzut momentu spinowego na wyróżniony kierunek w przestrzeni
o m

= -½ lub ½

Podpowłoki - obszary gdzie zachodzi największe prawdopodobieństwo znalezienia elektronu:



podpowłoka „s”

o n= 1, …; l= 0; m= 0
o kształt sfery
o w każdej podpowłoce istnieje tylko jeden orbital „s”
o poszczególne obszary różnią się między sobą jedynie wielkością konturu, im wyższa

„n” tym większy kontur obszaru



podpowłoka „p”

o n= 2, …; l= 1; m= -1, 0, 1
o istnieją trzy orbitale typu „p”

 p

o na osi na której leży zachodzi największe prawdopodobieństwo obecności e
o obszary orbitalne mają symetrię obrotową
o jedna powierzchnia węzłowa przechodzi przez jądro, dzieli funkcję „p” na gałąź

dodatnią i ujemną



podpowłoka „d”

o n=3, …; l= 2; m= -2, -1, 0, 1, 2

Atomy wieloelektronowe:



obsadzenie orbitali o najniższej energii



zakaz Pauliego – nie może być w atomach dwóch e w jednakowym stanie kwantowo-
mechanicznym



reguła Hunda – kolejne e pojedynczo uzupełniają orbitale a następnie umieszczane są e o
przeciwnych liczbach spinowych

Teoria orbitali molekularnych:



e znajdujące się w cząsteczce opisują orbitale molekularne



orbital molekularny jest układem wielocentowym



określane są liczbami kwantowymi



stosuje się w nich zakaz Pauliego



obu orbitalom atomowym wchodzącym w kombinację liniową odpowiadają porównywalne
energie



nakładają się na siebie



wykazują tę samą symetrię w stosunku do osi łączącej oba jądra

Wykład 9.

Hybrydyzacja, struktura jądra, przemiany promieniotwórcze.

Hybrydyzacja:



tworzenie nowych funkcji falowych dla centralnego atomu cząsteczki wieloatomowej



proces mieszania orbitali w danym atomie

Cechy atomowych orbitali zhybrydyzowanych (I):



równocenne



inaczej zorientowane w przestrzeni, inny kształt w porównaniu do orbitali wyjściowych



złożone z dwóch niejednakowych części



silne właściwości kierunkowe



optymalne ułożenie w przestrzeni



różne typy hybrydyzacji



wpływ wielkości udziału orbitalu „s” na kąty pomiędzy orbitalami zhybrydyzowanymi



nie wszystkie orbitale hybrydyzowane biorą udział w tworzeniu orbitalu chemicznego



hybrydyzacji nie podlegają orbitale tworzące wiązanie typu π

Orbitale zdelokalizowane:

Struktura jądra:

A – liczba masowa (suma p

i n

)

Z – liczba atomowa (liczba p

, liczba e, liczba porządkowa w układzie okresowym)

oddziaływanie silne – siły przyciągania pomiędzy p

i n

Cząstki elementarne:



poruszające się z prędkością światła

o fotony – kwanty energii promieniowania elektromagnetycznego
o grawitony – przenoszą oddziaływanie grawitacyjne



leptony – cząstki o bardzo małej masie

o elektrony
o neutrino



mezony – o masie 1 u, mogą mieć ładunek „+”, „-”, lub „0”, są odpowiedzialne za spójność



bariony

o protony
o neutrony

Izotopy – atomy pierwiastka o tej samej liczbie atomowej i różnej liczbie masowej (p

= p

, n



)



wodór – prot, deuter, tryt.

Energia wiązania – energia jaką należałoby dostarczyć do jądra atomu, aby rozdzielić je na

poszczególne nukleony.

Energia odpowiedzialna za zniknięcie 1 u:



E = 1,49 × 10

-10



E = 931 × 10



lżejsze jądra atomowe są trwałe (p

, tlen



cięższe jądra atomowe są mniej trwałe (p

, ołów

208

Pb)



ze wzrostem liczby atomowej wzrasta odpychanie elektrostatyczne pomiędzy p



wszystkie pierwiastki powyżej bizmutu (

Bi) są promieniotwórcze



powłokowy model jądra (nukleony tworzą powłoki



magiczne liczby p

lub n

(2, 8, 20, 28, 50, 82, 126)

Promieniotwórczość – zdolność do ulegania mniej lub bardziej szybkiemu samorzutnemu rozpadowi

połączonemu z emisją różnego rodzaju promieniowania. Samorzutne reakcje
jądrowe to:



emisja α

o przemiana jąder o zbyt dużej liczbie masowej,
o zmniejszenie liczby atomowej i masowej



emisja β

o zmniejszenie liczby atomowej
o emisja pozytonu i neutrino (e

= β

)

o ν – neutrino – cząstka o znikomej masie spoczynkowej, bez

ładunku

o tylko dla sztucznych izotopów



emisja β

o zwiększenie liczby atomowej
o emisja negatonu i antyneutrino (e

= β

)

o przemiana neutronu w proton poprzez emisję bozonu

pośredniczącego przez jeden z kwarków neutronu W

→e

+ ν

o emisja γ
o ulegają jej naturalne izotopy



wychwyt K

o zmniejszenie liczby protonów
o zwiększenie liczby neutronów
o liczba masowa nie zmienia się
o wychwytowi elektronu z powłoki „K” ulegają przeważnie

jądra ciężkie na miejsce brakującego przeskakuje e z wyższej
orbity (musi się pozbyć nadmiaru energii)

o na zewnątrz emitowane jest promieniowanie rentgenowskie
o emisja promieniowania γ przez jądro atomowe



emisja γ

Rozszczepienie jądra atomowego:



rozpad jądra na dwa rzadziej więcej fragmenty o zbliżonych masach



emisja n



promieniowanie γ – obydwa fragmenty powstałe w rozczepieniu są jądrami
neutrononadmiarowymi



emisja n

opóźnionych

Wymuszone reakcje jądrowe:



protony



inne jądra atomowe

Zasięg promieniowania:

Zastosowania izotopów:



badania dyfuzji w układach stałych



określenie rozpuszczalności substancji trudno rozpuszczalnych



badanie mechanizmów reakcji chemicznych

o R-COOH + HCOH

→ RCOOCH

+ H



określanie wieku przedmiotów (izotop węgla

C – τ

= 5730 lat)



radiofarmaceutyki np. (technet – 99m, jod – 131, tal – 201, gal – 67, miedź – 64)

o radioizotopowa diagnostyka (topograficzna, czynnościowa)
o terapia izotopowa
o obrazowanie molekularne

Radioizotopy:



Co – niedokrwistość złośliwa



Se – badanie trzustki



Fe – diagnostyka onkologiczna



131

I – leczenie guzów tarczycy



Sr – leczenie przerzutów nowotworów kości

Postać radiofarmaceutyku:



proste jony (

131

99m

TcO

111

)



roztwory koloidalne – badania wątroby



cząsteczki znakowane (florodeoksyglukoza)



kompleksy (Cardiolit)

Cechy radionuklidu:



rodzaj emitowanego promieniowania



okres półtrwania



długość wydalania z organizmu



czystość biologiczna i radiochemiczna



mechanizm lokalizacji

1. transport aktywny (

123

I – tarczyca,

99m

TcO

- tarczyca, selenometionina – trzustka,

201

Ti – obrazowanie serca

2. dyfuzja pasywna – związki litofilne



przemiany stereoizometryczne – łączenie z pewnymi grupami



zmiana właściwości



zahamowanie dyfuzji zwrotnej

3. fagocytoza
4. adsorpcja, chemisorpcja
5. wiązanie z receptorem
6. wiązanie z antygenem
7. wychwyt metaboliczny (fluorodeoksyglukoza)

Wykład 10.

Struktura blokowa układu okresowego.

Układ okresowy opracowany przez Mendelejewa. Podzielony na 18 grup i 7 okresów.

Co można określić na podstawie położenie w układzie okresowym?



liczbę atomową i masową



liczbę cząstek elementarnych



konfigurację elektronową



konfigurację walencyjną



liczbę powłok elektronowych



wartościowość w związku chemicznym



właściwości fizyczne i chemiczne

o 1-2 grupa – blok s
o 3-12 grupa – blok d
o 13-18 grupa – blok p
o lantanowce, aktynowce – blok f

Blok „s”



litowce i berylowce



metale



aktywne chemiczne (łatwo ulegają jonizacji)



silne reduktory



stopień utlenienia odpowiednio +1 i +2



występują głównie w związkach (ze względu na reaktywność)



niskie gęstości, duże objętości molowe, duże promienie atomowe



dobre przewodnictwo elektryczne i cieplne



krystalizują

Blok „p”



borowce, węglowce, azotowce, tlenowce, fluorowce i helowce (gazy szlachetne)



metale

o stopień utlenienia: +2, +4
o na niższych stopniach utlenienia – właściwości redukujące
o na wyższych stopniach utlenienia – właściwości utleniające
o ze wzrostem liczby atomowej rośnie gęstość, temperatura wrzenia i topnienia,

właściwości metaliczne pierwiastków



niemetale

o w postaci wolnej lub w związkach
o na kliku stopniach utlenienia - dodatnim lub ujemnym
o łatwość przyłączania e
o ze wzrostem liczby atomowej w danej grupie maleje zdolność niemetali do

przechodzenia w stan zjonizowany

o często w postaciach alotropowych
o występują we wszystkich stanach skupienia



gazy szlachetne

o bezbarwne
o stan gazowy
o jednoatomowe gazy
o bierne chemicznie
o powłoka walencyjna ns

Blok „d”



skandowce, tytanowce, wanadowce, chromowce, manganowce, żelazowce, kobaltowce,
niklowce, miedziowce, cynkowce



metale



kilka stopni utlenienia



ciała stałe (za wyjątkiem rtęci – Hg)



dobra przewodność cieplna i elektryczna



duża gęstość



tworzą związki kompleksowe (cynk – bezbarwne)

Okresowość wymiarów atomowych



promienie maleją w grupie od dołu do góry



promienie maleją w okresie od lewej do prawej

Promienie jonowe:



odległość najbardziej oddalonego e od jądra atomowego w przypadku utworzonych z
jednego atomu jonu



zmiana natury atomu po przejściu w postać jonu

Na – 186 pm

- 99 pm

Mg – 160 pm

- 72 pm

Cl – 99 pm

- 181 pm



rosną w dół w grupach



aniony większe niż kationy

orbitalny promień atomowy

energia jonizacji – EJ – energia potrzebna do oderwania elektronu najsłabiej związanego z atomem



atom + EJ → kation + e



odzwierciedla energię orbitalu, z którego usuwany jest elektron



zależy od głównej liczby kwantowej „n” i efektywnego ładunku jądra Z



najwyższa u gazów szlachetnych najniższa u litowców



zależy od:

o promienia atomu
o budowy powłoki z jakiej jest usuwany e
o skuteczności ekranowania
o ładunku jądra

Powinowactwo elektronowe – PE



PE < EJ

Elektroujemność – miara zdolności atomu pierwiastka do przyciągania e podczas tworzenia wiązania

chemicznego (najwyższa F – 4,0)



w okresie rośnie w prawo



w grupie rośnie w górę

Charakter metaliczny, niemetaliczny:

NIEMETALE

ła

śc

i f

Dobre przewodnictwo elektryczne

Słabe przewodnictwo elektryczne

Ciągliwe

Nieciągliwe

Kowalne

Niekowalne

Z reguły stały stan skupienia (wyj. Hg)

Stan skupienia stały, ciekły i gazowy

Wysoka temperatura topnienia i wrzenia

Niska temperatura topnienia i wrzenia

Dobre przewodnictwo cieplne

Słabe przewodnictwo cieplne

ła

śc

emi

Reagują z kwasami

Nie reagują z kwasami

Tworzą zasadowe tlenki

Tworzą kwasowe tlenki

Tworzą kationy

Tworzą aniony

Tworzą jonowe halogenki

Tworzą kowalencyjne halogenki

9,3

18,2

154

8,3

25,1

37,9

Podsumowanie zmian wzdłuż układu okresowego:



w dół

o rośnie

 promień atomowy
 aktywność chemiczna metali

o maleje

 powinowactwo elektronowe
 energia jonizacji
 aktywność chemiczna niemetali
 elektroujemność



w prawo

o rośnie

 energia jonizacji
 powinowactwo elektronowe
 charakter niemetaliczny

o maleje

 promień atomowy
 charakter metaliczny

Wykład 11.

Wiązania chemiczne.

Typy wiązań chemicznych:



kowalencyjne

o między atomami tego samego pierwiastka
o między atomami pierwiastków sąsiadujących ze sobą
o mała różnica elektroujemność (x<0,4)
o uwspólnianie pary elektronowej
o gęstość elektronowa jednakowa na obu atomach



kowalencyjne spolaryzowane

o przesunięcie pary (gęstości) elektronowej
o różnica elektroujemność na poziomie 0,4<x<1,7
o biegunowy charakter („+” i „-”)
o posiadają moment dipolowy (dipole)
o gęstość elektronowa większa w pobliżu atomu bardziej elektroujemnego



jonowe

o między atomami skrajnie położonymi
o duża różnica elektroujemności
o występuje

 we wszystkich solach jonowych
 solach amonowych

o przyciąganie elektrostatyczne, całkowite przejęcie



metaliczne

o elektrony swobodne
o elektrony walencyjne należą do wszystkich atomów - delokalizacja
o wiązania niekierunkowe



* oddziaływania van der Waalsa (NIE WIĄZANIA)

o siły oddziaływania pomiędzy atomami należącymi do sąsiednich cząsteczek
o odpowiedzialne za:

 stan skupienia substancji
 przemiany fazowe
 absorbcję fizyczną
 rozpuszczalność

o elektron w ciągłym ruchu – szybkozmienny dipol

 wiązania orientacyjne:

dipol trwały–dipol trwały

 wiązania indukowane:

dipol trwały–dipol indukowany

 wiązania indukowane:

dipol indukowany–dipol indukowany



koordynacyjne – donorowo-akceptorowe

o uwspólnienie pary elektronowej jednego atomu
o H

, H

, HClO



wodorowe

o wysoki stopień ukierunkowania
o maksymalna trwałość (gdy atom akceptorowy do tworzenia wiązania wodorowego

znajduje się na linii wiązania O–H, N–H)

o kooperatywność

Cechy kryształów związków z określonymi typami wiązań:



kryształ kowalencyjny

o wiązania atomowe – najsilniejsze
o wysoka temperatura topnienia
o duża wytrzymałość mechaniczna
o duża trwałość
o nie przewodzą prądu – czyste
o nierozpuszczalne w rozpuszczalnikach polarnych i niepolarnych
o np. diament, krzem



kryształ molekularny, cząsteczkowy

o oddziaływania van der Waalsa
o niskie temperatury topnienia
o niska wytrzymałość
o niewielka twardość
o nie przewodzą prądu elektrycznego
o rozpuszczalne w rozpuszczalnikach niepolarnych
o np. stałe O

, N

, CO

, CH

, gazy szlachetne; większość zw. organicznych



kryształ jonowy

o oddziaływania elektrostatyczne, wiązania jonowe
o wysoka temperatura topnienia
o wysoka wytrzymałość mechaniczna
o duża trwałość
o po stopieniu i rozpuszczeniu przewodzą prąd
o na ogół rozpuszczalne w rozpuszczalnikach polarnych
o mała lotność
o np. tlenki, chlorki litowców i berylowców

Energia wiązań:
- podstawowe – 100-600kJ/mol
- van der Waalsa – 0,2-20kJ/mol



kryształ metaliczny

o gaz elektronowy – chmura elektronów swobodnych
o przewodzą prąd elektryczny
o dobrze przewodzą ciepło
o połysk metaliczny
o kowalność
o zróżnicowane temperatury topnienia i wrzenia oraz wytrzymałość
o metale bloku s, p, d

Wykład 12.

Utlenianie i redukcja.

Im większa elektroujemność tym większe przyciąganie e

reakcje red-ox – reakcje w których dochodzi do zmiany stopnia utlenienia pierwiastków np.

Fe + S → FeS

stopień utlenienia – liczba e, które dany atom przekazał lub przyjął od innego atomu w ramach

tworzenia z nim wiązania chemicznego (nie utożsamiać z wartościowością)

Suma stopni utlenienia w cząsteczce obojętnej jest równa 0.
Suma stopni utlenienia w cząsteczce lub atomie jonowym jest równa ładunkowi jonu.
Pierwiastki w stanie wolnym mają stopień utlenienia równy 0 we wszystkich odmianach
alotropowych.

Charakterystyczne stopnie utlenienia:



fluor (-I)



tlen (-II); wyjątki:

 nadtlenki - BaO

(-I)

 ponadtlenki - KO

(-½ )

 jon oksygenylowy - O

(+½ )

 fluorek tlenu - OF

(+II)



wodór (I); wyjątki:

 wodorki litowców i berylowców (-I)

Utleniacze:



metale: Fe (III), Cu (II), Sn(IV), MnO



niemetale: O

, O

, S, fluorowce, NO

, ClO

, SO

, H

Reduktory:



metale: w stanie wolnym (I i II grupa), Sn (II), Fe (II)



niemetale: H

, C, fluorowce, SO

, NO

Wzrost stopnia utleniania powoduje:



wzrost:

o właściwości utleniających
o mocy kwasów tlenowych
o tendencji do tworzenia anionów



spadek

o właściwości redukujących
o mocy wodorotlenków
o tendencji do tworzenia kationów

Reakcja dysproporcjonowania (dysmutacji) – ta sama substancja jest dla siebie utleniaczem i
reduktorem.

Reakcja syn proporcjonowania – dwie substancje o dwóch różnych stopniach utlenienia przechodzą w
jednakowy stopień utlenienia.

Reakcja utleniania i redukcji może być rezultatem:



zderzeń atomów, cząsteczek, jonów (obie reakcje cząsteczkowe zachodzą w tym samym
czasie i miejscu



przestrzennego oddzielenia reakcji utleniania od reakcji redukcji, zastosowanie
przewodników:

o elektronowego – elektrody do transportu e

o jonowego – elektrolitu do transportu naładowanych cząsteczek – jonów

Reakcje utleniania i redukcji zachodzą z udziałem e

wymienionych z przewodnikiem elektronowym –

elektrodą nazywamy reakcjami elektrochemicznymi:

o reakcja utleniania substancji – reakcja anodowa – na anodzie
o reakcja redukcji substancji – reakcja katodowa – na katodzie

Równanie Nernsta – zależność elektrochemiczna wyrażająca potencjał elektrody względem jej
potencjału standardowego

Elektrody:



metaliczne



gazowe

Potencjał półogniwa red-ox zależy od:



właściwości danego układu



stosunku stężeń składników układu



stężenia H



obecności związków tworzących trudno rozpuszczalne lub kompleksowe połączenia

Wpływ pH na potencjał:

Pomiar potencjału, elektrody wzorcowe. Potencjał pojedynczej elektrody możemy zmierzyć przy
pomocy ogniwa w którym jedna elektroda jest wzorcowa, czyli ma znany niezmienny potencjał
(odniesienia).

Szereg elektrochemiczny zawiera informację:



który pierwiastek jest bardziej reaktywny



kierunek reakcji samorzutnych, a dokładnie które:

o mogą wypierać wodór z rozcieńczonych roztworów kwasów
o są odporne na działanie rozcieńczonych kwasów
o mogą wypierać metale z roztworów

Im bardziej dodatni potencjał tym silniejsze zdolności utleniające roztworu.

Korozja:



niszczenie materiału pod wpływem

o działania środowiska otaczającego

 atmosfera, opady, woda

o czynników technologicznych uwalnianych do atmosfery przez człowieka

 tlenki siarki, azotu, węgla, kurz chemikalia



metoda ochrony – pokrywanie metalem anodowym np. cynkiem

Pasywacja:



metal znajduje się w stanie pasywnym gdy ma znacznie większą odporność na korozję niż
wskazana w szeregu napięciowym.



pasywność jest wynikiem powstawania na powierzchni metalu cienkiej nierozpuszczalnej
warstwy tlenków tych metali, np. glin

1. Otrzymywanie:



NaH + H

O → NaOH + H

(Na

+ H

+ OH

→ Na

+ OH

+ H

)

wodorki magnezu i berylu nie reagują



reforming:



konwersja:



elektroliza wody, wodnych roztworów soli, wodorotlenków litowców, kwasów



wypieranie wodoru z kwasów (Zn + HCl → ZnCl

+ H

; 2Na + H

O→2NaOH + H

)

2. Charakterystyka:



najlżejszy, bezbarwny, bez zapachu i smaku



duża szybkość dyfuzji



najlepsze przewodnictwo ciepła wśród gazów



dwie odmiany:

o parawodór - 25% w temperaturze pokojowej – przeciwny spin
o ortowodór - 75% w temperaturze pokojowej – zgodny spin



znaczna rozpuszczalność w metalach



w temperaturze pokojowej brak aktywności chemicznej

o reaguje tylko z F

o reakcja z Cl

przy naświetlaniu promieniowaniem elektromagnetycznym



izotopy:

o prot -

o deuter -

 ok. 0,02% w H

 wielokrotna elektroliza wody (na katodzie łatwiej ulega redukcji

niż D

(ciężka woda)

 z 1m

– 30 cm

wody ciężkiej

 nieco wyższa temperatura wrzenia i topnienia
 gorsza przewodność

o tryt -



silny reduktor



tworzy mieszaninę piorunującą z tlenem (spalając się tworzy wodę)



słaba rozpuszczalność w H

O i innych cieczach

3. Związki:



wodorki

o typu soli

 jonowe
 oddziaływania elektrostatyczne
 z metalami I i II grupy
 2K

(s)

2(g)

→2KH

(s)

 biała barwa, wysoka topliwość
 struktura krystaliczna, odpowiednik halogenku
 silne reduktory

o metaliczne

 połączenia wodoru z metalami zewnętrzno- i wewnętrzno

przejściowymi

 połysk i właściwości metaliczne
 nielotne
 przewodzą prąd

o kowalencyjne

 bor, grupy 14-17
 na ogół lotne (HCl, HF, H

 otrzymywanie:



FeS + 2HCl → H

S + FeCl

4. Właściwości:

5. Zastosowanie:



otrzymywanie m.in.:

o amoniaku metodą Habera
o metanolu



hydrametalurgiczne wydzielanie Cu (Cu

+ H

→ Cu + 2H

)



uwodornienie (…C=C… + H

→ …CH-CH…)

Substrat

Produkt

Metal grupy I

Metal grupy II

Niektóre metale bloku d

Tlen

Azot

Fluorowiec

Wykład 13.

Analiza wszystkich grup anionów.
Dodatek z analizami na koniec.

Wykład 14.

Systematyka cd.

Nazwa

Lit

sód

potas

rubid

cez

frans

Symbol

Powłoka

walencyjna

Liczba

atomowa

Wśród najczęściej występujących w skorupie ziemskiej należą: sód i potas.

Postać w jakiej występują pierwiastki w przyrodzie:



lit

o spodumen: LiAl[Si

]

o ambligonit: [LiAl(PO

F)]



sód

o albit: NaAl[Si

]

o NaCl
o NaNO



potas

o sylwin: KCl
o karnalit: KMg
o glinokrzemiany



rubid, cez

o towarzyszą pozostałym litowcom



frans

o znaleziony przy rozpadzie jądra uranu

Ogólna charakterystyka litowców:



metale



białe lub srebrzyste



miękkie



najmniejsza gęstość spośród pierwiastków (Li, Na i K mają mniejszą gęstość od H



reaktywne



niska energia jonizacji –E

(ok. -3V)



najbardziej elektrododatnie pierwiastki, tzw. metale alkaliczne



w wysokich temperaturach tworzą pary jednoatomowe barwiące płomień

o lit – karminowo-czerwony
o sód – żółty
o potas, rubid, cez – fioletowy

Właściwości chemiczne i fizykochemiczne litowców i ich związków:

1. Utlenianie metali powietrzem

a. wolne powietrze



6Li + N

→ 2Li



4M + O

→ 2M

O (M= Na, K, Rb, Cs, Fr)

b. spalanie w powietrzu



4Li + O

→ 2Li



2Na + O

→ Na

 Na

+ 2Na → 2Na



M + O

→ MO

(M = K, Rb, Cs, Fr)

2. Reakcje metali i ich związków z wodą:



2M + 2H

O → 2MOH + H

^ (M= Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)



N + 3H

O → 3LiOH + NH



O + H

O → 2MOH (M= Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)



+ H

O → 2MOH + H

(M= Na, K, Rb, Cs, Fr)



2MO

+ 4H

O → 2MOH + 2H

+ O

(M= K, Rb, Cs, Fr)

O – wybitnie zasadowy charakter

, MO

– silne utleniacze

3. Reakcje z siarką:

a. tworzenie siarczków



2M + S → M

S (M= Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

b. tworzenie M

(n = 2, 3, 4, 5 lub 6)



2M + 4S → M

(M= Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)



4M + S

→ 2M

4. Reakcje z wodorem:



2M + H

→ 2MH (M= Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

 MH + H

O → MOH + H

(M= Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

silne reduktory
Li[AlH

], Na[BH

]



4LiH + AlCl

→ Li[AlH

] + 3LiCl

działanie redukujące



4BClI

+ 3Li[AlH

] → 2B

+ 3LiCl + 3AlCl



PCl

→ PH



SiCl

→ SiH

5. Hydratacja:

a. podatność jonów litowców na hydratację



> Na

> K

> Rb

> Cs

> Fr

b. podatność do tworzenia soli uwodnionych



sole litu – wszystkie



sole sodu – liczne



sole potasu – niewiele



sole rubidu, cezu, fransu – wszystkie bezwodne

6. Rozpuszczalność związków w H



większość soli litowców dobrze rozpuszczalna

 energia sieciowa > energia hydratacji



trudno rozpuszczalne sole litowców

 Li

, Li

, LiF, LiOH

 KClO

7. Sole litowców:

a. głównie bezbarwne
b. większość dobrze rozpuszczalna w wodzie
c. silne elektrolity

8. Trwałość tlenowych soli litowców

a. sole tlenowe mają budowę jonową, dużą trwałość – siarczany i fosforany
b. węglany przed rozłożeniem w wysokiej temperaturze ok. 1000

C ulegają stopieniu

(LiCO

– ma najmniejszą trwałość)

c. wodorowęglany są trwałe (LiHCO

– nie istnieje stały)

d. węglany i wodorowęglany litowców (poza solami litu) mają dobrą rozpuszczalność w

wodzie

e. azotany (V) litowców są trwałe



silne ogrzewanie prowadzi do przechodzenia w azotyny (III)

 2MNO

→ 2MNO

+ O

(M= Na, K, Rb, Cs, Fr)

 4LiNO

→ 2Li

O + 4NO

+ O

9. Związki z węglem:



2Li + 2C + (T) → Li

(węglit)



2M + C

→ M

+ H

(M= Na, K, Rb, Cs, Fr)

 M

+ 2H

O → 2MOH + C



K, Rb,Cs

 tworzą niestechiometryczne barwne węgliki międzywęzłowe z

grafitem (C

M, C

M), atomy węgla tworzą uporządkowaną

sieć, pomiędzy przylegające atomy węgla wpasowują się atomy
metalu

10. Reakcje ze związkami organicznymi:



COOH + MOH → CH

COOM + H

O (M= Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)



RCOOH + MOH → RCOOM + H

O (mydła; M= Na, K; C=10-22)

11. Związki alkilowe i arylowe:

a. związki Li – kowalencyjne (m.in.: rozpuszczalne w eterze)



RCl + 2Li → LiR + LiCl

b. związki Na, K, Rb, Cs – budowa jonowa (M+R-)



2M + HgR

→ Hg + 2MR (M= Na, K, Rb, Cs, Fr)

12. Kompleksy metali alkalicznych

a. mogą tworzyć kompleksy chylatowe ze związkami organicznymi (np. aldehyd

salicylowy, acetyloaceton)

b. liczba koordynacyjna 4 lub 6

Otrzymywanie:



nie można ich otrzymać przez redukcję tlenków



elektroliza wodnych roztworów ich soli

o katoda rtęciowa – tworzenie amalgamatu – sól otrzymywana metodą Castnera-

Kellnera

o 2Na

→ 2NaHg

(amalgamat)

+ Cl



elektroliza stopniowych związków (w obecności CaCl

)

o Na

 metoda Downsa – stopienie NaCl
 metoda Castnera – stopienie NaOH

o K

 elektroliza stopionego KCl
 przepuszczanie par sodu nad stopionym KCl (Na +KCl → NaCl + K)

Lit:

o względnie duże temperatury topnienia i wrzenia
o tlenek
o podwyższona twardość
o wyższe tlenki nietrwałe
o najmniejsza elektrododatniość

, LiNO

, LiOH – mniej trwałe

LiHCO

– nie istnieje stały

o jony i związki litu dużo lepiej hydratowane niż jony innych litowców i ich związków
o Li

o Li

(po bezpośredniej reakcji z węglem)

o większa tendencja tworzenia kompleksów



akwakompleksy



jodek aminalitu [Li(NH

)

] – stan stały

o LiF, Li

, Li

nierozpuszczalne w wodzie

o LiOH – trudno rozpuszczalny w H

o kowalencyjne halogenki, związki alkilowe litu – rozpuszczalne w rozpuszczalnikach

organicznych.

Nazwa

beryl

magnez

wapń

stront

bar

rad

Symbol

Powłoka

walencyjna

Liczba

atomowa



powłoka walencyjna: ns



wśród najczęstszych we wszechświecie: Mg



wśród najczęstszych w skorupie ziemskiej: Mg, Ca

Właściwości chemiczne berylowców:

1. utlenianie powietrzem

a. spalanie w azocie



3M + N

→ M

(M= Be, Mg, Ca, Sr, Ba)

b. tlenki



spalanie w tlenie (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra)



termiczny rozkład MCO

, M(OH)

, M(NO

)

, MSO

– (M= Be, Mg, Ca, Sr, Ba,

Ra)

 M(OH)

→ MO + H

c. nadtlenki



M + O

→ MO

(Sr, Ba)



M(OH)

+ H

→ MO

+ 2H

O (Mg, Ca)

d. ponadtlenki – brak

2. reakcje z wodą

a. pierwiastki



M + 2H

O → M(OH)

+ H

(Mg, Ca, Sr, Ba)



Be + H

O → BeO + H

(Be)

b. azotki



+ 6H

O → 3M(OH)

+ 2NH

(Be, Mg, Ca, Sr, Ba)

c. tlenki



MO + H

O → M(OH)

(Mg, Ca, Sr, Ba)

d. nadtlenki



+ 2H

O → M(OH)

+ H

(Mg, Ca, Sr, Ba)

reakcja z kwasem

 MO

+ 2HCl → MCl

+ H

(Mg, Ca, Sr, Ba)

3. Tworzenie siarczków

a. M + S +(T)



M + S → MS (M= Be, Mg)

b. M(OH)

+ H



M(OH)

+ H

S → MS +2H

O (Ca, Sr, Ba)

c. niektóre tworzą wielosiarczki



4. Reakcje metali z wodorem

a. Me + H

→ MeH

(Mg, Ca, Sr, Ba)



2BeCl

+ Li[AlH

] → 2BeH

+ LiCl + AlCl



CaH

, SrH

, BaH

– jonowe



BeH

, MgH

– kowalencyjne, preferują polimeryzację

silne reduktory:

 MH

+ 2H

O→ M(OH)

+ 2H

^ (Be, Mg, Ca, Sr, Ba)

tylko Be [XH

]

(X= pierwiastki III grupy głównej)

5. Reakcje z fluorowcami

a. MX

(T)



M + X

→ MeX

(M= Be, Mg, Ca, Sr, Ba)

b. halogenki berylu – budowa kowalencyjna, polimeryczne
c. powstałe jonowe
d. (BeF

)

– nierozpuszczalny w wodzie

e. MF

(M= Mg, Ca, Sr, Ba) – słabo rozpuszczalne w wodzie

f. MX

(M= Mg, Ca, Sr, Ba; X=pozostałe) – dobrze rozpuszczalne w wodzie

Właściwości fizykochemiczne berylowców:



podatność na hydratację

o Be

> Mg

> Ca

> Sr

> Ba

> Ra

o Be

o Mg

12H

o Ca, Sr, Ba – do 8H



rozpuszczalność w H

o azotany, halogenki (bez F), octany – dobrze rozpuszczalne
o rozpuszczalność wodorotlenków i fluorków berylowców rośnie ze wzrostem liczby

atomowej

o większość M

(PO

)

, MCO

nierozpuszczalna w wodzie



trwałość soli tlenowych

o sole tlenowe są mniej trwałe od odpowiednich soli litowców

 MCO

→ MO + CO

(M= Be, Mg, Ca, Sr, Ba)

 MHCO

– nie istnieje w stanie stałym tylko w roztworze

berylowce: -2500



-1300

litowce: -500





związki berylowców z węglem

o jonowe węgliki berylowców (acetylenki)

 M + 2C → MC

(M= Mg, Ca, Sr, Ba)

 Be + C

→ BeC

+ H

o reakcje węglików z H

 MC

+ H

O → M(OH)

+ H

(M= Mg, Ca, Sr, Ba)

 BeC

+ H

O → 2BeO + CH

(niedobrane współczynniki)



związki organiczne

o sole z kwasami karboksylowymi

 2CH

COOH + M(OH)

→ (CH

COO)

M + 2H

O (Ca, Sr, Ba)

o mydła nierozpuszczalne w wodzie

 2RCOOH + M(OH)

→ (RCOO)

M + 2H

O (M= Ca, Sr, Ba; R: C= 10



22)

o magnez – związki metaloorganiczne (odczynniki Gringarda) z halogenkami alkilowymi

 Mg + RX → RMgX



kompleksy

o typowe kompleksy nieorganiczne Be

 (BeF

)

, [Be(C

)

]

, [Be(H

]

, [Be(NH

)

]

o kompleksy z kleszczowymi ligandami organicznymi

 EDTA, chlorofil

Otrzymywanie:



Be, Ca – elektroliza stopionych chlorków

o MCl

→ M + Cl



Mg, Sr, Ba – metoda aluminotermiczna, redukcja tlenków glinem metalicznym

o 3MO + 2Al → M + Al

Beryl:



odmienność berylu

o atomy małe, tendencja do tworzenia wiązań kowalencyjnych
o w wodzie hydroliza (podobny do Al)
o tworzy dużo kompleksów
o ulega pasywacji
o jedyny pierwiastek amfoteryczny w II grupie

 BeX

+ 2OH

→ Be(OH)

+ 2X

 Be(OH)

+ 2OH

→ Be(OH)

(+ H

 Be +NaOH +H

O → Na

[Be(OH)

] + H

o BeC

– w czasie hydrolizy uwalnia CH

o halogenki berylu są polimeryczne – deficyt elektronowy
o BeCl

– budowa prosta lub tworzy dimer

o tworzy polimeryczne wodorki i związki alkilowe

Wapń:



rola biologiczna

o pierwiastek budulcowy i regulacyjny w organizmie
o przekaźnik wtórny – kinazy białkowe
o przewodzenie impulsów bioelektrycznych
o udział w krzepnięciu krwi
o skurcz mięśni gładkich, szkieletowych i serca
o udział w reakcjach zapalnych, regeneracji i proliferacji

Magnez:



rola biologiczna

o uczestniczy w odbudowie fosforanowych źródeł energii skurcza mięśniowego: ATP i

fosfokreatyny

o uczestniczy w syntezie i replikacji DNA i RNA
o zapewnia dobre funkcjonowanie mitochondriów
o poprawia wchłanianie potasu
o bierze udział w przesyłaniu impulsów nerwowych (prawidłowy rytm pracy serca)

Wykład 15.

Systematyka cd.

powłoka

walencyjna

stopnie

utlenienia

wodorki tlenki

pierwiastki

związki

BOROWCE

+1, +3

B - kwasowe

Al - amfoterycz.

reszta - zasad.

X(OH)

HXO

WĘGLOWCE

+2, +4

C, Si – kwas.

Ge, Sn, Pb –

amfoteryczne

X(OH)

AZOTOWCE

+3, +5

N, P – kwas.

As, Sb – amfot.

Bi – zasad.

HXO

, H

X(OH)

HXO

X(OH)

TLENOWCE

+2, +4, +6

O, S – kwas

Se, Te, Po –

amfoteryczne

X(OH)

FLUOROWCE

+2, +3, +5,

Cl, Br, I -

kwasowe

HXO

Stopień utlenienia



(-3) amoniak NH



(-2) hydrazyna N



(-1) hydroksylamina NH



(+1) podtlenek azotu N



(+2) tlenek azotu (II) NO



(+3) kwas azotowy (III) HNO



(+4) tlenek azotu (IV) NO



(+5) kwas azotowy (V) HNO

Zmiana właściwości:



wzrost liczby atomowej:

o wzrost

 gęstości
 temperatury wrzenia i topnienia
 właściwości metalicznych

Metale bloku p:



znacznie mniej aktywne niż bloku s



stopień utlenienia +2 i +4



niższy stopień utlenienia – właściwości redukujące



wyższy stopień utlenienia – właściwości utleniające



metale o właściwościach amfoterycznych – Al

Niemetale bloku p:



, S, N

, P, fluorowce – niskie temperatury wrzenia i topnienia



C, Si, B – kryształy kowalencyjne



fluorowce i tlenowce – tworzenie kwasów beztlenowych



występowanie w postaci związków w stanie wolnym, w postaci cząsteczek



kilka stopni utlenienia od ujemnych po dodatnie



różne stany skupienia



odmiany alotropowe

Alotropia:



różne ułożenie pierwiastków w przestrzeni



wiązania między atomami tego samego pierwiastka

o węgiel

 diament

 każdy atom C – hybrydyzacja sp

 każdy z podstawników na rogach tetraedru
 jedna z najtwardszych substancji
 bardzo wysoka temp. topnienia
 bardzo mało reaktywna forma
 nie przewodzi ciepła i prądu

 grafit

 każdy atom C – hybrydyzacja sp

 znacznie miększy
 niższa temperatura topnienia od diamentu
 mała reaktywność (większa od diamentu)
 oddziałuje z interkalatorami
 słabe przewodnictwo elektryczne
 właściwości kryształu kowalencyjnego
 oddziaływania van der Waalsa między warstwami

 fulereny

 każdy atom C – hybrydyzacja sp

 struktura sferyczna (C60, C560)
 reakcje z interkalatorami (wprowadzane do środka sfery)

o tlen

 tlen cząsteczkowy O

 cząsteczka paramagnetyczna
 bezbarwny
 bez zapachu
 1,42g/dm

w warunkach normalnych

 stan tripletowy i singletowy (szkodliwy)

 ozon O

 niebieski gaz
 cięższy od powietrza
 niepalny, podtrzymuje palenie
 dobrze rozpuszczalny w wodzie
 nietrwały
 w stanie wolnym występuje w atmosferze
 zapach powietrza po burzy



bor, glin, gal, ind, tal

o bor – niemetal
o glin, gal, ind, tal – metale



+1 i +3 stopień utlenienia

o ze wzrostem liczby atomowej preferowany +1 stopień utlenienia
o bor +3 tylko



duża energia jonizacji



mały rozmiar jonów



duży ładunek elektryczny



wiązania kowalencyjne

o związki boru zawsze kowalencyjne
o inne związki AlCl

, GaCl

– w bezwodnym stanie, dysocjują na jony w roztworze



bor preferuje w związkach z wodorem struktury dimeryczne (diboran)

Deficyt elektronowy:



powłoka walencyjna





orbital cząsteczkowy

zdelokalizowany trójcentrowy

Właściwości chemiczne:



utlenianie powietrzem

o azotki typu MeN

 2Me + N

→ 2MeN (Be, Al)

 4 Ga + 4NH

+ 3O

→ 4GaN + 6H

o tlenki

 spalanie w powietrzu

 4Me + 3O

→ 2Me

(B, Al, Ga, In, Tl)

 termiczny rozkład węglanów, wodorotlenków, azotowców, siarczanów

 2Me(OH)

→ Me

+ 3H

O ( Al, Ga, In, Tl)

 B – nie tworzy wodorotlenków
 B

w temperaturze czerownego żaru: H

→ HBO

→ B

 nie tworzą nadtlenków i ponadtlenków



reakcje z wodą

 BN + 3H

O → H

 MeN + 3H

O → Me(OH)

+ NH

(Al, Ga, In)

 Be

+ 3H

O → 2H

 tlenki metalicznych borowców są nierozpuszczalne w wodzie



związki z wodorem

 NIE REAGUJĄ BEZPOŚREDNIO Z WODOREM
 diboran B

 Mg

+ H

→ mieszanina boranów → B

 2BCl

+ 6H

→ 2B

+ 6HCl

 4BCl

+ 3Li[AlH

] → B

+ 3AlCl

+ 3LiCl

 tetrahydroX

 4NaH + B(OCH

)

→ Na[BH

] + CH

Ona

 AlCl

+ LiH → (AlH

)

→ Li[AlH

]

 Li[GaH

]

 (InH

)

Bor:



w naturze w postaci związków



-4

% skorupy ziemskiej



występowanie:

o kwas borowy
o oksoborany

 kernit
 boraks



zastosowanie:

 domieszka do półprzewodników, odtleniacze Cu, dodatek do stali

(pierwiastkowy)

 nietoksyczne środki owadobójcze, konserwanty
 wzmacniacze żywic syntetycznych
 materiały pochłaniające promieniowanie neutronowe



otrzymywanie:

 redukcja magnezem

 B

+ 3Mg → 2B + 3MgO

 redukcja w łuku elektrycznym

 2BBr

+ 3H

→ 2B + 6Br

 rozkład termiczny (1100-1300K)

 2BI

→ 2B + 3I



odmiany alotropowe:

o bor amorficzny – posiadający brązowy kolor
o bor krystaliczny – czarny, bardzo twardy

 romboedryczny α
 romboedryczny β
 tetragonalny

o ikosaedr – buduje każdą odmianę alotropową, jednostka podstawowa



właściwości:

o duża twardość
o szaro-czarna barwa
o wysoka temperatura topnienia
o słaby przewodnik elektryczny
o słaba aktywność chemiczna
o spala się w powietrzu na zanieczyszczony BN
o reaguje z halogenami
o tworzy borki
o HNO

3(stęż)

utlenia metaliczny do H



związki

o borowodory

 B

n+4

 B

n+6

 inne

o borki

 Mb + M(M

) – 2300 K → M

 elektroliza stopionych oksoboranów odpowiednich metali (katoda – metal

redukuje oksoborany do borków)

 borki metali



duża odporność na czynniki chemiczne



wysokie temperatury topnienia (powyżej 2300 K)



w niektórych przypadkach przewodnictwo elektryczne



zastosowania:

o do budowy dysz do rakiet
o do wyrobu elektrod pracujących w wysokich temperaturach

o tlenek B

 2H

→ B

+ 3H

 bezbarwny
 higroskopijny
 zastyga w postaci szkliwa
 reakcje



CoO + B

→ Co(BO

)

metaoksoboran kobaltu



+ P

→

2BPO

o borany

 liczba atomów boru: (2-4) gazy; (5-6) ciecze; (7-…) ciała stałe

o kwas ortoborowy, trioksoborowy, borny

 zastosowania:



produkcja boraksu



nawóz



lekki środek dezynfekcyjny



insektycyd

 H

↔ B(OH)

 krystaliczne ciało stałe
 postać bezbarwnych lśniących łusek
 bardzo słaby kwas
 w roztworach wodnych zachowuje się jak akceptor OH



B(OH)

+ 2H

O → B(OH)

+ H

 stosunkowo słabo rozpuszczalny w wodzie



w 20

C 5g/100cm

 w temp. powyżej 130

C: H

↔ HBO

+ H

o kwas metaborowy

 HBO

; (HBO

)

- odmiana α, pierścień

o peroksoborany

 zastosowania:



rozjaśnianie włosów



środek bielący

o związki boru z azotem

 iminoboran



potrójne wiązanie B ≡ N



BN + 3H

O → H

+ NH



bardzo reaktywny

 borazyny lub borazyny Dewara



struktura podobna do benzenu



otrzymywany z trimeryzacji BN



+ 6NH

→ B

+ 12H



stabilność rośnie ze wzrostem wielkości podstawników alkilowych

Bor w środkach farmaceutycznych:



kwas borowy

o łagodne działanie antyseptyczne (bakterio- i grzybobójcze)
o likwidacja stanów zapalnych skóry
o używany w maściach do oczu



O – boraks

o jw.



związki boru

B w terapii nowotworów

o terapia borowo-neutronowa
o działanie wiązką neutronową
o B

; B

; 1,10 C



bortezomib

o blokowanie proteasomu – apoptoza komórek nowotworowych
o leczenie:

 szpiczaka mnogiego
 chłoniaka z komórek płaszcza

Glin:



8,23% w skorupie ziemskiej – III miejsce



odmiany w środowisku naturalnym:

o korund: Al

(rubin, szafir)

o boksyt: Al



otrzymywanie:

o elektrolit – mieszanina naturalnego boksytu z kryolitem (Na

AlF

) i flourytem (CaF

)

 katoda – stopiony Al
 anoda – CO + CO



reakcje chemiczne

o z powietrzem:

 4Al + 3O

→ 2Al

o z kwasami:

 2Al + 3H

→ 2AL

+ 3SO

+ 3H

 2Al + 6HCl → 2Al

+ 6Cl

+ 3H

o z zasadami:

 2Al + 2NaOH + 6H

O → 2Na

+ 2Al(OH)

+ 3H

o z chlorowcami (bez F)

 4Al + 3Cl

→ 2Al

 4Al + 3Br

→ 2Al

 4Al + 3I

→ 2Al

o właściwości amfoteryczne X-O-H

w roztworze (z kwasami):
powstaje sól

z gazowym chlorowcem:
powstaje dimer

Ałuny:



są izomorficzne, krystalizują w postaci regularnych ośmiokątów



(SO

)

12H

o (NH

)

(SO

)

24H

o K

(SO

)

24H

o Na

(SO

)

24H



zastosowania:

o do garbowania skór
o klejenie papieru
o odtrutka do zatruć solami ołowiu
o w kosmetyce jako środek ściągający
o jako zaprawa do barwienia tkanin
o oczyszczanie wody

Glin w farmaceutyce:



węglany

o leki zobojętniające nadmiar HCl w żołądku



siarczany

o działanie ściągające, środki tamujące krwawienie w skaleczeniach



octowinian glinu

o stłuczenia

węgiel

niemetal

trw
ał

ść

. u
tlenien

izolator

krzem

półmetal

półprzewodniki

german

półmetal

cyna

metal

ołów

metal

przewodnik



+2 i +4 stopień utlenienia



otrzymywanie:

o C - węgiel

 węgiel kopalny, grafit, diament
 koks – produkt zawierający do 94% węgla, koks otrzymuje się przez

ogrzewanie węgla kamiennego w piecach bez dostępu powietrza

o Si – krzem

 SiO

+ 2C → Si +2CO

 SiO

+ CaC

→ Si + 2CO + Ca

o Ge – german

 GeO

+2H

→ Ge + 2H

o Pb – ołów

 2PbS + 2O

→ 2PbO + 2SO



PbO + C → Pb +CO

 PbS + 2PbO → 3Pb + SO



właściwości chemiczne

wodór

(s)

+ 2H

→ EH

4(g)

i inne (E= C, Si)

tlen

(s)

+ O

→ EO

2(s)

(E= C, Si, Ge, Sn)

(s)

+ O

→ 2PbO

fluorowiec

(s)

+ 2X

2(s,c,g)

→ EX

4(s)

(E= C, Si, Ge, Sn)

(s)

+ X

2(s,c,g)

→ PbX

2(s)

woda

(s)

+ H

(g)

→ CO

(g)

+ H

2(g)

(s)

+ 2H

(g)

→ SiO

2(g)

+ 2H

2(g)

kwas

(s)

+ 2H

(c)

→ E

+ 2H

(c)

+ H

2(g)

(E= Sn, Pb)

zasada

2 E

(s)

+ 2OH

+ 2H

O → 2[E(OH)

]

+ H

2(g)

(E= Sn, Pb)

Węgiel:



14. miejsce w ilości w skorupie ziemskiej (0,02%)



występuje w postaci

o węglanów

 kalcyt CaCO

 dolomit MgCO

CaCO

 magnezyt MgCO

 syderyt FeCO

o CO

 0,03% powietrza
 rozpuszczalny w wodach morskich i lądowych

o Słońce, gwiazdy, komety, atmosfera większości planet
o związki organiczne
o izotopy

C i



związki z fluorowcami

o CX

 CF

– bezbarwny gaz, odporny na podwyższone temperatury i czynniki

chemiczne

 CCl



+ 3Cl

→ CCl

(w obecności MnCl

lub I

)



gdy obecne FeS: 2S

+ CS

→ CCl

+6S



w reakcji substytucji rodnikowej

 C

– teflon



łatwo polimeryzuje



używany przy produkcji naczyń do
mineralizacji (rozbijanie związku na
części pierwsze)



związki z tlenem

o CO (C=O)

 bezbarwny
 bezwonny
 silnie trujący
 słabo rozpuszczalny w wodzie
 spala się w tlenie z wydzieleniem dużej ilości ciepła, niebieskawy płomień

o CO

 ze spalanie węgla przy dużym dostępie O

 wypalanie wapieni w 1200K (CaCO

→ CO

+ CaO)

 CaCO

+ 2HCl → CaCl

+ CO

+ H

 bezbarwny

 bezwonny
 kwaskowaty smak
 gęstość: d= 1,9768 g/cm

 nie pali się, nie podtrzymuje palenia
 rozpuszcza się dobrze w wodzie
 suchy lód – CO

stały

 (działanie anhydrazy węglanowej)

o H

 bezwodnik
 CO

+ H

O ↔ H

 dysocjacja kwasu węglowego: H

↔ H

+ HCO

↔ H

+ CO

 sole są trwalsze od kwasu
 rozpuszczalność soli



– dobrze rozpuszczalne (M= metale gr. I)



HCO

- dobrze rozpuszczalne

 wydzielanie CO



+ 2HCl ↔ 2NaCl + CO

+ H



2NaHCO

+ (T) ↔ Na

+ H

O + CO



CaCO

↔ CaO + CO

o węgliki – związki węgla z metalami, krzemem i borem

 typy:



węgliki jonowe typu soli

o węgliki metali grupy I i II
o C

-4

, C

o otrzymywanie

 ogrzewanie odpowiedniego metalu lub jego tlenku

z węglem lub węglowodorami

o reakcje

 CaC

+ N

↔ CaCN

+ C (cyjanamid wapnia)

 CaCN

+ H

O ↔ CaCO

+ NH



węgliki międzywęzłowe

o substancje trudnotopliwe
o stopy stałe
o twarde i kruche zarazem
o odporne pod względem chemicznym (jedynie substancji

utleniających)

o wykazują cechy metaliczne takie jak:

 połysk metali
 przewodnictwo elektryczne
 cięcie metali

o MC (M= Ti, Mo, W)
o M

C (M= V, W)



węgliki kowalencyjne

o związek węgla z pierwiastkami o zbliżonej elektroujemności

(Si, B)

o SiC

 SiO

+ 3C + (T) ↔ SiC + 2CO

Krzem:



II miejsce w skorupie ziemskiej (28,2% litosfery)



występuje tylko w postaci związanej: krzemiany, glinokrzemiany, SiO



otrzymywanie

o SiO

+ 2Mg ↔ Si + MgO (produkcja laboratoryjna)

o SiO

+ 2C ↔ Si + 2CO (2000K, produkcja wielotonażowa)



postać krystalograficzna, która odpowiada sieci krystalicznej podobnej do struktury diamentu



krzem bezpostaciowy

o brunatny proszek
o z redukcji

SiO

magnezem



właściwości półprzewodnikowe

o przewodnictwo elektryczne rośnie z e wzrostem temperatury
o można ją zwiększyć przez dodanie różnego rodzaju domieszek
o w temperaturze pokojowej krzem jest mało aktywny



spala się w powietrzu w wysokiej temperaturze



Si + fluorowce



Si + M → krzemki

o Mg

Si, Ca

Si, CaSi

o nie ulega działaniu kwasów (tylko mieszaninieHNO

i HF)



Si + 2NaOH + H

O ↔ Na

SiO

+ 2H



związki z wodorem i ich pochodne

o silany

 Si

2n+2

 n

max.

=15

 liniowe lub cykliczne
 monosilan, disilan, heksasilan
 n=1,2 – gazy; n>2 – łatwo lotne ciecze

o silikosany

 chlorowcosilany



SiCl

H, SiCl

, SiClH

 łatwo ulegają kondensacji przy udziale wody



SiCl + H

O + ClSiH

↔ H

Si–O–SiH

+ 2HCl

o silikony

 pochodne silikosanów – wodór zastąpiono grupą alkilową lub arylową (-C

)

 SCHEMAT POLIMERYZACJI
 zastosowania:



kleje i uszczelnienia



biokompatybilność – medycyna estetyczna



związki z tlenem

o tlenek krzemu (II)

 SiO
 otrzymywanie



SiO

+ Si → 2SiO (1500-1600K; r. synproporcjonowania)



2SiO → SiO

+ Si (ochładzanie; r. dysproporcjonowania)



nSiO → (SiO)

(szybkie ochładzanie, brunatny)

o tlenek krzemu (IV)

 12% skorupy ziemskiej
 kwarc
 pojedyncze kryształy kwarcu – kryształ górski
 zabarwiony na fioletowo – ametyst
 składnik skał: piaskowca, granitu, kwarcytu

o kwasy krzemowe

 uwodnienie SiO

można przeprowadzić przez stapianie go z NaOH w celu

otrzymania dobrze rozpuszczalnych krzemianów a następnie działanie
kwasem

 jednostka podstawowa jest tetraedrem, która łączy się z innymi mostkami

tlenowymi



występują krzemiany wyspowe grupowe, łańcuchowe, pierścieniowe



związki z fluorowcami

o pochodne Si

(2n+2)

o Si + 2Br

↔ SiBr

o 3SiCl

+ Si ↔ 2Si

o wszystkie połączenia mogą ulec hydrolizie – uwodniona krzemionka
o SiF

 CaF

+ H

↔ CaSO

+ HF

 4HF + SiO

↔ SiF

+ H

 CaSiO

+ 6HF ↔ CaF

+ SiF

+ 3H

 SiF

+ (n+2)H

O ↔ SiO

O + 4HF

 SiF

+2HF ↔ H

SiF



zastosowania:

o szkło laboratoryjne
o sproszkowany do szlifowania szkła i metali
o generatory ultradźwięków

Szkła:



amorficzna przechłodzona ciecz powstająca przez stopienie SiO

z różnymi dodatkami, a

następnie szybkie ochłodzenie, by nie doszło do pełnej krystalizacji SiO

, lecze by w

strukturze pozostało jak najwięcej fazy amorficznej



dodatki:

o Na

o CaCO

o topniki: B

, PbO

o barwniki

 zielone: żelazo (III), chrom (III)
 niebieskie: kobalt (II), miedź (II)
 fioletowe: mangan (VII)
 żółte: związki Cd i S
 czerwone: koloidalne cząsteczki złota

Azbest:



grupa materiałów włóknistych



uwodnione krzemiany różnych metali



budowa chemiczna np.

o (Fe

Mg)

[Si

](OH)

Węglowce w środkach leczniczych:



węglany

o [Al(OH)

]

, NaAl(OH)

, MgCO

, NaHCO

, CaCO

, (BiO)

 środki zobojętniające HCl w żołądku ze wskazaniem na: nadkwasotę, wrzody

żołądka i dwunastnicy, nieżyt żołądka i dwunastnicy

o K

– źródło jonów K

o Li

– źródło jonów Li



O (2MgO

3SiO

o działanie zobojętniające
o adsorpcyjne
o osłaniające błony śluzowe żołądka



4SiO

3MgO

O lub Mg

(OH)

(Si

) – talk

o środek wysuszający
o adsorpcyjny
o stosowany do zasypki



węgiel

o węgiel aktywowany

 silne właściwości adsorbujące i osłaniające
 wiąże sole, HCl, produkty gnilne, gazy
 działa zapierająco

o grafit

 składnik preparatów homeopatycznych
 leczenie



zmian skórnych



zaburzeń trawienia



pękania opuszków palców



ołów

o stosowany jako składnik preparatów homeopatycznych na

 zaburzenia trawienia
 zaparcia
 bóle brzucha
 miażdżyca naczyń mózgu
 anemia
 zapalenie nerwu wzrokowego

symbol

stan

skupienia

charakter

liczba

atomowa

stopnie utlenienia

elektroujemność

gaz

niemetale

-3,-2,-1,1,2,3,4,5

3,0

ciało stałe

-3,1,3,5

2,1

półmetale

-3,3,5

2,0

(-3),3,5

1,9

metal

-3,3,5

1,9

Azot:



występowanie

o atmosfera (N

, trochę NH

i tlenki)

o skorupa ziemska - 1,9*10

-3

% (NaNO

, KNO

, Ba(NO

)

, Mn(NO

)

o organizmy żywe



otrzymywanie

o przemysłowo

 frakcjonowana destylacja ze skroplonego powietrza

o laboratoryjnie

 NH

(T) → N

+ 2H

 NH

Cl + NaNO

→ N

+ NaCl + 2H



zastosowanie

o gaz ochronny
o otrzymywanie NH

o do chłodzenia (-195,79

Fosfor:



występowanie

o skorupa ziemska – 0,11% (apatyty, apatyt fluorowy – 3Ca(PO

)

CaF

o organizmy żywe

 muszle, kości, zęby – apatyt węglowy – 3Ca

(PO

)

CaCO

 błony komórkowe – fosfolipidy
 kwasy nukleinowe



otrzymywanie

o 2Ca

(PO

)

+ 6SiO

+ 10C (1570-1720K) → 6CaSiO

+ 10CO +P

(pary)



zastosowanie

o produkcja PCl

, PCl

, P

, H

o dodatek do brązów fosforowych

Arsen:



występowanie

o skorupa ziemska – 5*10

-4

% (siarczki As

(aurypigment), arsenosiarczki, arsenopiryt

– FeAsS, arsenki)



otrzymywanie

o FeAsS → FeS + As
o As

+ 6C → 4As +6CO

Antymon:



występowanie

o skorupa ziemska – 2*10

-5

% (siarczki – Sb

– antymonit; tlenki – Sb

– walenit)



otrzymywanie

o Sb

+ 5O

→ Sb

+ 3SO

o Sb

+ 4C → 2Sb + 4CO



zastosowanie

o stop czcionkowy, łożyska – większa trwałość

Bizmut:



występowanie

o skorupa ziemska – 8,5*10

-7

% (siarczki – Bi

– bizmutyn; tlenki – Bi

– ochra

bizmutowa)



otrzymywanie

o Bi

+ 9/2O

→ Bi

+ 3SO

o Bi

+ 3C → 2Bi + 3CO

o Bi

+ 3Fe → 2Bi + 3FeS



zastosowanie

o łatwo topliwe stopy (stop Wooda-Rosego); Bi, Pb, Sn – łączenie szkła z metalem

Właściwości chemiczne:

Substrat

Reakcja z pierwiastkiem z grupy 15.

2(g)

+ 2H

2(g)

→ 2NH

3(g)

4(g)

+ 6H

2(g)

→ 4PH

3(g)

2(g)

+ xO

→ 2NO

x(g)

4(g)

+ 3 lub 5 O

→ P

6(s)

lub P

10(s)

4 As

(s)

+ 3O

→ As

6(s)

(s)

+ 3O

→ X

3(s)

(X= Sb, Bi)

brak reakcji

17. grupa

(s)

+ 3E

2(s,c,g)

→ 2 XE

3(s,c)

(X= P, As, Sb, Bi)

(s)

+ 5E

2(s,c,g)

→ 2 XE

5(s,c)

(X= P, As, Sb)

Właściwości fizyczne i chemiczne:



azot

o bezbarwny, bezwonny gaz
o 1,2505 g/cm

o temperatura wrzenia 77,36 K, temperatura krzepnięcia 63,15 K
o ciekły, stały – bezbarwny
o 2 odmiany alotropowe



fosfor (-biały)

o chemiluminescencja – powolne utlenianie fosforu na powietrzu, któremu

towarzyszy świecenie

o bardzo łatwopalny
o P

+ 3KOH + 3H

O → PH

+ 3KH

(fosfinian potasu)

o wydziela z roztworów Cu, Ag, Au, Pb

 P

+ 10CuSO

+ 16H

O → 10Cu + 4H

+ 10H

o 4 odmiany alotropowe

 biały

 silnie toksyczny
 najreaktywniejszy

 czerwony

 mniej reaktywny, nietoksyczny
 nierozpuszczalny w CS

 reaguje w wyższych temperaturach
 nie wypiera metali z ich roztworów

 fioletowy

 sieć krystaliczna
 mało aktywny chemicznie
 nierozpuszczalny

 czarny

 połysk metaliczny, przewodzi prąd elektryczny
 struktura warstwowa
 polimeryzuje
 najgęstsze ułożenie atomów

Związki z wodorem:



powstawanie egzotermiczne



– azan, amoniak



– fosfina



powstawanie endotermiczne



AsH

– arsenowodór



SbH

– antymonowodór



BiH

– bizmutan

Amoniak – NH



otrzymywanie:

o metoda Habera i Boscha

 P= 30-35MPa; T= 770-820K; katalizator: Fe

 N

+ 3H

↔ 2NH

; ∆H= -92,4 kJ/mol

 reguła Chateliera-Brauna

o laboratoryjnie

 2NH

Cl + Ca(OH)

→ CaCl

+ 2H

O + 2NH

 Mg

+ 6D

O → 3Mg(OD)

+ 2ND

(D - deuter, otrzym. ciężkiego amoniaku)



bezbarwny gaz



charakterystyczny zapach



dobrze rozpuszcza się w wodzie

o NH

+ H

O ↔ NH

+ OH

= 1,81*10

-5

, α=1%)



tworzy sole dobrze rozpuszczalne w wodzie



mocne zasady wypierają NH



w powietrzu zapala się w zetknięciu z płomieniem

o 4NH

→ 2N

+ 6H

o 4NH

+ 5O

(Pt)→ 4NO + 6H

O (Metoda Ostwalda z siatką z drucików platynowych)



w wysokich temperaturach ma działanie redukujące

o powstaje wodór



2NH

↔ NH

(słaby kwas) + NH

(mocna zasada)



ciekły amoniak (nie r-r) przewodzi prąd elektryczny



nawet słabe kwasy ulegają dysocjacji



niezbyt silnej dysocjacji ulegają zasady

o można porównywać ich moc



lepszy rozpuszczalnik dla substancji organicznych



trudno rozpuszczalne związki

o siarczany, węglany, fosforany



rozpuszczalność wzrasta gdy kationy tworzą z NH

jony kompleksowe



pochodne NH

o amidki

 2NH

+ 2Na → 2NaNH

+ H

 NaNH

+ H

O → NH

+ NaOH

o imidki

 Li

NH, CaNH

o azotki

 Mg

+ 6H

O → 3Mg(OH)

+ 2NH

o NH

OH – hydroksylamina

 sole są trwalsze
 HNO

+ 6H → NH

OH + 2H

 redukuje rtęć Hg(II) → Hg(I) → Hg (0)
 wydziela Cu

O z płynu Fehlinga

, AsH

, SbH

, BiH



nie ulegają asocjacji



nie tworzą wiązań wodorowych



powstawanie:

o Mg

+ 6HCl → 3MgCl

+ 2SbH

o AlP + 3H

O → PH

+ Al(OH)

o 3NaOH + P

+ 3H

O → 3NaH

+PH

o H

in statu nascendi

+ wolne pierwiastki

Metoda Marsha – wykrywanie śladów As:



utleniamy pobrany fragment organiczny



chloran potasu + nadmiar HCl



AsO

+ 6H → 3H

O + AsH



mieszanina gazów → rurka szklana → ogrzewanie do temperatury ciemnego żaru → AsH

(As +H

) → szybkie ochłodzenie → powstaje lustro arsenowe



– diazon (hydrazyna)



– difosfan



otrzymywanie:

o NH

+ NaClO → NaOH + NH

Cl (chloramina)

o NH

Cl + NH

→ N

+ HCl



2NH

Cl + N

→ 2NH

Cl + N



– bezbarwna ciecz, toksyczna



redukuje Fe (III) → Fe (II), wydziela Au, Ag, Pt



używana do sekwencjonowania DNA

Związki z fluorowcami:



– trójhalogenki azotu – mała trwałość



– wybuchowy przy dotknięciu



hybrydyzacja sp



SbCl

+ H

O → SbOCl + 2HCl



PCl

+ 3H

O → H

+ 3 HCl



PCl

+ S → PSCl



PCl

+ Cl

→ PCl

o YX

, PCl

o hybrydyzacja dsp

, 5 orbitali, bipiramida trygonalna

o PCl

– ciało stałe, po stopieniu przewodzi prąd, ulega autodysocjacji

 2PbCl

→ PCl

+ PCl

o PCl

+ H

O → H

+ 5HCl

Tlenki i kwasy azotu:

st. utlenienia

tlenek

kwas

nazwa

HNO

azotowy (V)

2NO

→ N

HNO

azotawy, azotowy (III)

ponadazotowy

Zastosowanie w farmaceutyce:



Azot:

o HNO

 składnik preparatów homeopatycznych

 przy zmianach skórnych
 brodawki podeszwowe o żółtym zabarwieniu
 pleśniawki jamy ustnej
 zaburzenia trawienia
 zaburzenia układu moczowego-płciowego

o N

 składnik znieczulenia

o NH

 działanie słabo znieczulające
 przeciwdrgawkowo

o NaNO

 źródło NO w organizmie
 hamowanie czynności mięśni gładkich
 rozszerzanie naczyń krwionośnych

o AgNO

 miejscowo bakteriobójczy, antyseptyk skóry, błon śluzowych
 niszczenie zrogowaceń

o ciekły azot

 usuwanie niedoskonałości na skórze



Fosfor:

o w preparatach homeopatycznych

 krwotoki z nosa
 krwiomocz
 choroby układu pokarmowego
 wirusowe zapalenia wątroby
 zapalenie trzustki
 zaburzenia trawienia



BiOH(NO

)

, Bi(OH)

o działanie ściągające i słabo zobojętniające
o przeciwbakteryjnie np. Helicobacter pylori
o działanie zapierające i osłaniające



NaH

o środek zwiększający kwasowość moczu
o środek przeczyszczający



o zaburzenia żołądkowo-jelitowe (w skutek przejedzenia)
o choroby skóry



Melarsoprol (z arsenem)

o leczenie II stadium śpiączki afrykańskiej (Trypanosomatoza afrykańska)

symbol

stan skupienia

charakter

promowany st. utl.

gaz

niemetale

-2

ciało stałe

-2, +2, +4, +6

półmetale

-2, +4, +6

-2, +4, +6

metal

+4, +6

Występowanie:



tlen – 50%

o litosfera – 46,4%
o hydrosfera – 89%
o atmosfera – 23,15%



siarka – 0,026%

o wolna
o siarczki (ZnS, PbS)
o siarczany (CaSO

O, BaSO

, MgSO

, Na

)

o H



selen, tellur – 5*10

-6

%, 10

-7

o zanieczyszczenia rud siarkowych



polon – śladowe ilości

Otrzymywanie:



tlen

o z powietrza

 skraplanie w temperaturze ok 90,15K, rozdzielenie N

, O

przez destylację

frakcyjną (pod ciśnieniem 3MPa)

o w laboratorium

 2KMnO

(230

C) → K

MnO

+ MnO

+ O



 2KNO

(400-440

C) → 2KNO

+ O



 2KClO

→ 2KCl + 3O

(katalizator: MnO

, T)

 2HgO → 2Hg + O

 2H

→ 2H

O + O

 (katalizator: MnO

)

 elektroliza



siarka

o wydobycie z podziemnych złóż

 metoda Frasha (wpompowywanie wody w temperaturze wrzenia i

sprężonego powietrza, upłynnienie siarki i wypompowanie na powierzchnię)

o metoda odkrywkowa
o odzysk z gazowych produktów ubocznych procesów rafinacji ropy naftowej i

przeróbki rud



selen

o przemysłowo

 produkt uboczny rafinacji rud Cu i S
 w czasie prażenia rud powstaje SeO

 SeO

– rozpuszcza się w HNO

o laboratoryjnie

 redukcja hydrazyną



tellur

o ruda tellurowa + H

→ H

TeO

(SO

) → Te



polon

o produkt rozpadów atomowych

Zastosowanie tlenowców:



siarka

o produkcja SO

i H

o wulkanizacja kauczuku
o składnik zapałek
o ogniwa sztuczne i proch
o składnik białek
o do leczenia chorób skóry
o tetoksykacja rtęci metalicznej



tellur

o dodatek stopowy zwiększając odporność na korozję
o produkcja półprzewodników
o jako koloid – barwienie szkła
o dodatek do kauczuku – odporność na starzenie się
o katalizator



selen

o zastosowanie w fotokomórkach i kserokopiarkach – zależność przewodnictwa

elektrycznego od naświetlenia

o dodatek do szkła i stali
o SeS

– szampony przeciwłupieżowe

o Na

SeO

– silny insektycyd



polon

o źródło promieniowania α
o Po, Be – laboratoryjne wytwarzanie neutronów
o jonizacja powietrza i usuwania ładunków elektrostatycznych

 technika drukarska i fotografia

o źródło energii dla satelitów

Odmiany alotropowe tlenowców:



tlen

o O



siarka

o jednoskośna
o rombowa - S

 trwała do temperatury 95,6

 ciało stałe
 słabo rozpuszcza się w alkoholu i C

 dobrze rozpuszcza się w CS



tellur

o krystaliczny
o bezpostaciowy



selen

o Selenα – Seα

 cząsteczki liniowe, łańcuchowe
 srebrzystoszary
 charakter metaliczny
 fotoprzewodnictwo
 utlenia się na powietrzu powoli
 nie reaguje z H

 reaguje z kwasami i zasadami

o Selenβ – Seβ

 Se

 czerwony
 bardzo reaktywny
 pali się na powietrzu
 gwałtownie reaguje z wodą

o Selenγ – Seγ

Typy związków chemicznych:



z wodorem typu H



z wodorem typy H



ponadtlenki



nadtlenki



związki z fluorowcami



tlenki

Związki z wodorem typu H

X: (tetraedry)



przykłady

o oksydan (woda)
o sulfan –H

S - gaz

o selan – H

Se - gaz

o tellan – H

Te - gaz

o polan – H

Po – gaz



woda

o największy kąt między wiązaniami
o największy moment dipolowy
o obecność wiązań wodorowych
o gęstość lodu jest dużo mniejsza od wody



S, H

Se, H

o nie moją tworzyć wiązań wodorowych
o nie uzyskują w stanie stałym struktury lodu
o sieci cząsteczkowe o bardziej gęstym ułożeniu
o siły międzycząsteczkowe, słabsze od sił tworzących wiązania wodorowe
o temperatura topnienia kilkadziesiąt stopni niższa od lodu



otrzymywanie (maleje reaktywność i trzeba energię dostarczać do układu)

o H

+ ½ O

→ H

O; ∆H<0

o H

+ 1/8 S

→ H

S; ∆H<0

o H

+ ½ Se

→ H

Se; ∆H>0

o H

+ ½ Te

→ H

Te; ∆H>0



spalanie

o H

X + 3/2 O

→ H

O + XO

(X= S, Se, Te)

o H

X + ½ O

→ H

O + X



dysocjacja

o H

X + H

O ↔ H

+ HX

o HX

+ H

O ↔ H

+ X

Budowa i właściwości H



skręcone, rozsunięte wiązania

stan gazowy

stan stały



otrzymywanie

o metoda antrachinonowa – katalizator palladowy

o BaO

+ H

→ BaSO

+ H



właściwości

o ciecz, bezbarwna, bezwonna, pH lekko kwaśne
o r-r H

nie jest palny, ale może wywołać zapłon materiałów palnych

o miesza się z H

O w każdej ilości

o silny utleniacz

 SO

+ H

→ SO

+ H

 Fe

→ Fe

 produkt: H

o reduktor

 2MnO

+ 6H

+ 5H

→ 2Mn

+ 8H

O + 5O

 PbO

+ 2H

+ H

→ Pb

+ 2H

O + O

 HgO + H

→ Hg + H

O + O

 produkt: O

o może przekazywać grupę nadtlenową związkom organicznym i nieorganicznym
o tworzy z wieloma metalami sole



trwałość H

o zależy od temperatury, stężenia, wartości pH, zanieczyszczeń, MnO

przysp. rozkład

o objawy rozkładu: pęcherzyki gazu, wydziela się O

, wzrost temperatury – przy nie

wystarczającym odprowadzeniu ciepła

Polisiarczki wodoru (polisulfany):



roztwory siarczków metali alkalicznych łatwo rozpuszczają siarkę po wstaje wówczas jon



są słabymi kwasami



w reakcji z HCl uzyskuje się H

o S

+ (n-1)S → S

Tlenowce z fluorowcami:

fluor

chlor

brom

jod

siarka

, SF

(x=1-8), SCl

(x=2-8)

–––––

selen

SeF

, SeF

, SeCl

, SeBr

–––––

tellur

TeF

, Te

, TeF

TeCl

, TeCl

TeBr

, TeBr

TeI

, TeI

polon

–––––

PoCl

, PoCl

PoBr

, PoBr

PoI

SeF

, SeF

– oktaedry (SeF

- 2 wolne pary elektronowe, stopione przewodzą prąd)

Związki S, Se, Te, Po z tlenem:

st. utl.

I oraz <I

siarka

O, S

O, (S

SO, S

, (S

)

selen

–––––

SeO

tellur

–––––

TeO

polon

–––––

PoO

–––––

Kwasy tlenowe siarki:

wzór

nazwa

st. utl.

struktura

sposób występ.

tetra-disiarkowy

ditionowy (III)

III

sole

trioksosiarkowy

siarkowy (IV)

r-ry, sole

tetraoksosiarkowy

siarkowy (VI)

wolny kwas, sole

(n=2-6)

politionowe

sole, kwasy rozc.

pirosiarkowy

sole

tiosiarkowy

V, -I

sole, wolny kwas

w niskich temp.

peroksosiarkowy

wolny kwas, sole

peroksodisiarkowy

wolny kwas, sole

Tlenohalogenowe związki siarki i selenu:

typ halogenku

wzór

barwa

halogenki tionylu

SOF

SOCl

SOBr

bezbarwny
bezbarwny
czerwony

halogenki selenylu

SeOF

SeOCl

SeOBr

bezbarwny
jasnożółty
pomarańczowy

halogenki sulfurylu

bezbarwny
bezbarwny

Tlenowce w środkach leczniczych:



O, H



MgO – zobojętnianie kwasów w żołądku



ZnO – przyspiesza gojenie ran, składnik maści na choroby skóry



siarka strącona – choroby skóry



BaSO



FeSO

O – źródło żelaza łatwo wchłanialne



MgSO

O, Na

SO4

10H

O – zaburzenia jelitowe, osmotyczne środki przeczyszczające



O – źródło litu dla organizmu, leczenie zaburzeń psychicznych



SeS

– suplement diety (zmiatanie wolnych rodników), szampony przeciwłupieżowe;

w czosnku

Pierwiastek Symbol

Stan

skupienia

Konfiguracja

elektronowa

Stopień

utlenienia

elektro-

ujemność

Temp.

topnienia

i wrzenia

Fluor

gaz

[He] 2s

-1

Chlor

gaz

[Ne] 3s

-1, +2, +3, +5, +7

Brom

ciecz

[Ar] 3d

-1, +3, +5

Jod

c. stałe

[Kr]4d

-1, +3, +5, +7

Astat

c. stałe

[Xe] 4f

+1, +5, +7



fluorowce w związkach z metalami gr. I i II tworzą wiązania jonowe



fluorowce w związkach z pierwiastkami gr. 14., 15., 16. tworzą wiązania kowalencyjne

Występowanie:



fluor

o CaF

– fluoryt

o Na

AlF

– fluoroglinian sodu – kriolit



chlor

o NaCl – sól kamienna
o KCl – sylwin



brom i jod

o towarzyszą pokładom soli kamiennej w postaci KBr, NaBr, KI, NaI
o wody mórz i oceanów (Br

i I

)

Otrzymywanie:



fluor

o anodowe utlenienie fluorków, wodorofluorków (KHF

) lub skroplony HF

 anoda grafitowa (2F

- 2e

→ F



chlor

o elektroliza stopionego NaCl lub wodnego roztworu NaCl
o w laboratorium przy użyciu MnO



brom i jod

o elektroliza
o wypieranie Br

i I

silniejszym utleniaczem

 Cl

+ 2NaBr → 2NaCl + Br



astat

o przemiany jądrowe



209

Bi cząstkami α (bombardowanie)

Związki z wodorem:



o CaF

+ H

→ CaSO

+ 2HF



HCl

o NaCl + H

→ NaHSO

+ HCl

o NaCl + NaHSO

→ Na

+ HCl



HBr, HI

o 3P + 3X

→ 2PX

o PX

+ 3H

O → H

+ 3HX



bezpośrednie reakcje

o H

+ F

→ 2HF; ∆H = -583kJ/mol

o H

+ Cl

(hν)→ 2HCl; ∆H = -184kJ/mol

o H

+ Br

→ 2HBr; ∆H = -72kJ/mol

o H

+ I

→ 2HI; ∆H = 52kJ/mol

Właściwości redukujące:

HF < HCl <HBr <HI

% wiązania jonowego:

HF:



tworzy wiązania wodorowe



4HF + SiO

→ SiF

+ 2H



ciekły fluorowodór ma zdolność do
autodysocjacji – przewodzi prąd
elektryczny

o HF + HF → H

o HF ↔ H

+ F

o H

↔ H

+ F

o HF (2HF) → H

+ H

Fluorowce z wodą:



, Br

– rozpuszcza się w H

O dość dobrze



F – nie rozpuszcza się w wodzie



– trudnoe rozpuszczalny (I

ułatwia rozpuszczanie)



Fluor

o 2F

+ 2H

O → 4HF + O

(reakcja mocno energetyczna, wyparcie tlenu)



Chlor i brom

o X

+ H

O → HX + HXO

o 2HXO (hν) → 2HX + O

Związki z tlenem: (fluor tworzy fluorek), w nawiasach zw. nietrwałe

st. utl.

-I

, O

--------

III

--------

ClO

, Cl

(BrO

)

--------

)

--------

VII

--------

)

Oksokwasy fluorowców:



fluor – HOF



chlor – HClO, HClO

, HClO



brom – HBrO, HBrO

, HBrO

, (HBrO

)

klasyczne kwasy tlenowe



jod – HIO, HIO

, HIO

, H

, (H

)

Moc kwasów tlenowych:



HClO < HClO

< HClO



HClO > HBrO > HIO



HClO

> HBrO

> HIO



trwały jest tylko HClO

na VII stopniu utlenienia

Kwasy tlenowe, właściwości utleniające:



HClO

> HBrO

> HIO

Reakcje z roztworami halogenków:



+ 2NaBr → 2NaCl + Br



+ NaI → NaBr + I



+ KBr → nie reaguje

Związki międzyhalogenowe:

ClF

(g)

--------

ClF

3(g)

ClF

5(g)

--------

BrF

(g)

--------

BrF

3(c)

BrF

5(c)

--------

(g)

--------

3(s)

5(c)

7(g)

BrCl

(g)

BrCl

--------

ICl

(c)

--------

IBr

(c)

--------

(ICl

)

2(s)

--------



obejmuje grupy III – XII



metale



nieprzejściowe – gr. XII



przejściowe – gr. III-XI



promień atomowy rośnie w prawą stronę układu okresowego, zmiany są nieduże



roztwory stałe

o roztwory substytucyjne

 pomiędzy metalami d-elektronowymi
 poprzez podstawienie
 zbliżone promienie atomowe ∆<15%
 np. stopy Zn-Cu, Au-Ag

o roztwory międzywęzłowe

 przewodnictwo elektryczne zależy od temperatury i rodzaju metalu oraz

rodzaju pierwiastka wbudowanego w sieć

 twarde
 wysoka temperatura topnienia
 wodorki, węgliki, azotki, borki
 np. roztwór C w Fe



ferromagnetyzm – obecność domen o uporządkowanych spinach (pole magnetyczne je
porządkuje)

o Fe, Co, Ni, Ga, CrO

, Fe

Preferowane stopnie utlenienia:



skandowce – III



cynkowce – II

Rozszczepienie energii, diagramy:

Zwrócić uwagę na kształt
orbitali d w przestrzeni

Tytan:



zastosowanie

o budowa rakiet i samolotów
o dodatek stopowy do stali
o implanty, endoprotezy (stabilny, biokompatybilny)

Chrom:

stopień utlenienia

III

wzór

Cr(OH)

CrO

(OH)

kolor

niebieski

zielony

czerwony

charakter

zasadotwórczy

amfoteryczny

kwasotwórczy



III stopień utlenienia

o Cr

o redukcja chromianów

 (NH

)

(T) → Cr

+ N

+ 4H

o reakcje

 Cr

– z H

4(stęż.)

i (T) → Cr

(SO

)

 Cr

– stopienie → NaCrO

o związki

 Cr

+ 3H

O ↔ Cr(OH)

↔ [Cr(OH)

]

 CrCl



otrzymywanie

o Cr

+ 3C + 3Cl

→ 2CrCl

+ 3CO

o Cr + 3/2 Cl

→ CrCl



substancja dobrze rozpuszczalne w wodzie

 CrCl



izomeria hydratacyjna – różne połączenia z cząsteczkami wody



VI stopień utlenienia

o ulega rozkładowi z odszczepieniem O

 2CrO

→ 2CrO

+ O

 4CrO

→ 2Cr

+ O

o reakcje

 2CrO

+ 2NH

→ N

+ Cr

+ 3H

 2CrO

+ 3C

OH → Cr

+ 3 CH

CHO + 3H

o chromiany

 CrO

+ H

O → H

CrO

(słaby kwas) [Na

CrO

– pH>7; ulega hydrolizie]

 2CrO

+ H

O → H

 3CrO

+ H

O → H

 działanie utleniające



CrO

+ 8H

+3e

→ Cr

+ 4H

 2Cr

3n+1

+ 2H

↔ Cr

6n+1

+ 3H



reakcja jest odwracalna i zależy od pH roztworu



funkcje biologiczne chromu

o stabilizuje poziom cukru we krwi
o obniża poziom cholesterolu i trójglicerydów we krwi
o kontroluje poczucie apetytu
o stymuluje przemiany energetyczne
o syntezę kwasów tłuszczowych
o pobudza transport aminokwasów do komórek
o stymuluje działanie insuliny przy wykorzystaniu glukozy
o zwiększa tolerancję na glukozę

Mangan:



reakcje

o MnCO

(T) → MnO + CO

(szarozielony)

o Mn

+ 2OH

→ Mn(OH)

(biały osad)

o Mn(II) – analityczne oznaczanie O

w H

o Mn

+ 2OH

→ Mn(OH)

o 2Mn(OH)

+ O

→ 2MnO

o MnO

O + 4H

→ Mn

+ 3H

o Mn

+ 2I

→ Mn

+ I

o I

+ 2S

→ S

+ 2I

o Mn(IV)

 Mn(NO

)

(T) → MnO

(piroluzyt)



zastosowanie

o odbarwianie szkła

 rozpuszcza się w stopionej masie szklanej -> krzemiany Mn(III) jednocześnie

utlenianie C i siarczków

 czerwonofioletowa barwa krzemianu Mn(III) dopełnia zieloną barwęod Fe

(...)



MnO

o słabe właściwości amfoteryczne

 właściwości zasadotwórcze



MnO

+ 4HCl → (MnCl

+ Cl

) + 2H



MnO

+ H

→ (MnSO

+ O

) + H

 właściwości kwasotwórcze



MnO

(w reakcji stapiania MnO

z litowcem)

o właściwości katalityczne

 rozkład H

(Cu)

 CO → CO

(oczyszczanie powietrza z CO)



Mn (VI), Mn (VII)

o 3MnO

+ 4H

→ 2MnO

+ MnO

+ 4OH

o K

MnO

o MnO

 silny utleniacz



środowisko słabo zasadowe

o MnO

+ H

O + 3e

→ MnO

+ 4OH



środowisko silnie zasadowe

o MnO

+ e

→ MnO



środowisko kwaśne

o MnO

+ 8H

+ 4e

→ Mn

+ 4H



rozkład

o 2KMnO

(490-500K) → K

MnO

+ MnO

+ O



rola biologiczna

o aktywator enzymów regulujących metabolizm glukozy i innych węglowodanów,

lipidów, łącznie z cholesterolem oraz białek

o składnik kości
o regulacja metabolizmu witamin B

i E

o aktywacja niektórych enzymów biorących udział w procesie wytwarzania energii,

syntezie glikogenu, syntezie mocznika, oraz białek uczestniczących w procesie
krzepnięcia krwi i regeneracji tkanki łącznej

o wypiera Mg z połączeń w układach enzymatycznych
o dysmutazy manganowe

Żelazo:



reakcje

o powietrze

 uwodnione tlenki Fe
 ogrzewanie w O



4Fe + 3O

→ 2Fe



3Fe + 2O

→ Fe

o woda

 powietrze + woda → korozja
 w T = 470K



3Fe + 4H

O → Fe

o kwasy

 [Fe(OH

)

]

 Fe + 2H

+ SO

→ Fe

+ SO

+ H

 jeśli obecny jest O



→ Fe

 stężony HNO

→ pasywacja



rola biologiczna

o transport O

(hemoglobina)

o udział w procesach redoxowych
o znajduje się w centrach aktywnych enzymów (cytochromy)

Platynowce:

Platynowce lekkie

symbol i nazwa

Ru - ruten

Rh - rod

Pd – pallad

powłoka walencyjna

gęstość

12.37

12.41

12.02

Platynowce ciężkie

symbol

Os - osm

Ir - iryd

Pt - platyna

powłoka walencyjna

gęstość

22.59

22.42

21.45

Ruten, Rod i Platyna stosowane w terapii antynowotworowej. Nie są selektywne, co jest największym
problemem.

Platyna:



przy terapii w nowotworach jąder, jajników, także nowotworów w obrębie głowy i szyi



aktywna jest tylko forma cis (trans nie)



dochodzi do wiązania z DNA, głównie do guanin



stosowany związek: PtCl

(NH

)

izomeria
geometryczna

Miedziowce:



Cu, Ag, Au



nie ulegając korozji na powietrzu



reakcje

o Cu + O

 4 Cu + O

2(powietrze)

→ 2Cu

 Cu

(T) → CuO

 CuO + CO

+ H

→ (CuOH)

(patyna – zielona)



duże stężenie SO

→ CuSO

o rozpuszczanie

 Cu, Ag (tylko z kwasami tlenowymi)



3 Cu + 8 HNO

→ 3Cu(NO

)

+ 2NO + H



Cu + H

4(stęż.)

→ CuSO

+ SO

+ H

 Au



Au + 3HNO

+ 4HCl → HAuCl

+ 3NO

+ 3H

(kwas tetrachlorozłotowy)



konfiguracja powłoki walencyjnej: (n-1)d

stopień utlenienia

III

miedź

O (czerwony)

CuO (czarny)

srebro

O (czarny)

AgO (czarny)

złoto

Związki:



Cu(OH)

o rozpuszcza się w NaOH

 Cu(OH)

+ 2NaOH → Na

[Cu(OH)

]

o rozpuszcza się w roztworach amoniakalnych

 Cu(OH)

+ 4NH

→ [Cu(NH

)

](OH)



z fluorowcami

o Cu

 Cu

+ 3I

→ CuI + I

 CuO + 2HCl → CuCl

+ H

 CuCl

+ O

(T) → 2CuO + 2Cl

o Au

 2Au + 3Cl

→ 2AuCl

 (AuCl

)

Zastosowanie miedzi:



do wykrywania alkoholi polihydroksylowych - Cu(OH)



reakcja biuretowa – wykrywanie wiązań peptydowych – CuSO

z OH

(fioletowy – pozytywna)

Znaczenie biologiczne:



miedź

o wchodzi w skład enzymów

 hemocyjanina
 dysmutaza ponadtlenkowa
 oksydaza askorbinowa

o wpływa pozytywnie na błony otaczające komórki nerwowe
o bierze udział w:

 tworzeniu krwinek czerwonych (transport żelaza)
 tworzeniu tkanki łącznej
 syntezie prostaglandyn

o genetycznie uwarunkowany defekt metabolizmu miedzi – choroba Wilsona



złoto

o auranofina - Au(Pet

)(ttag)

 ttag – tetra-O-acettylotioglukoza
 używana przy reumatoidalnym zapaleniu stawów, gdy inne leki zawodzą

Cynkowce:



Zn, Cd, Hg



powłoka walencyjna: (n-1)d



kadm i rtęć toksyczne



roztwór wodny - M

o silne kompleksy

 Zn < Cd < Hg
 [ML

]

 [HgL

], [HgL

] (L – ligand)



o Hg

 [Hg––Hg]

 diamagnetyki
 Hg

(aq.)

↔ Hg

(c)

+ Hg

(aq.)

Cynk:



twardy, kruchy



bardzo reaktywny



na powietrzu ulega pasywacji

o pokrycie cienką warstewką zasadowego węglanu



spala się w powietrzu – biały ZnO



reakcje

o Zn + 2NaOH + 2H

O → H

+ Na

[Zn(OH)

] lub Na

ZnO

o Zn + 2HCl → ZnCl

+ H

o ZnCl

+ 2NaOH → Zn(OH)

+ 2NaCl

o Zn(OH)

+ 2NaOH → Na

[Zn(OH)

]

o Zn(OH)

+ 4NH

→ [Zn(NH

)

](OH)

o H

S + ZnCl

→ ZnS + 2HCl

o ZnCO

(T) → ZnO + CO



znaczenie biologiczne

o udział w mineralizacji kości
o gojenie się ran
o wpływ na pracę układu odpornościowego
o wpływ na prawidłowe wydzielanie insuliny
o wpływ na stężenie witaminy A oraz cholesterolu
o regulacja ciśnienia krwi i rytmu serca
o synteza związków regulujących wzrost i rozwój roślin



działanie lecznicze

o wrzody żołądka
o uporczywe żylaki
o trądzik
o choroby skórne
o owrzodzenia
o reumatyzm

Rtęć:



właściwości chemiczne

o nie reaguje z kwasami beztlenowymi
o rozpuszcza się w stężonym HNO

i H

oraz w wodzie królewskiej

o reaguje z siarką
o reakcje

 HgS + O

→ Hg + SO

 2Hg + O

→ 2HgO (czerwony)

 Hg

+ 2OH

→ HgO (żółty) + H

 Hg + H

) → nie reaguje

o działanie toksyczne

 neuro-, kardio-, hepato-, nefro-, immunotoksyczna
 kancerogenna
 powoduje zaburzenia rozwojowe u dzieci
 choroby neurodegeneracyjne u dorosłych (Alzheimer, Parkinson)

różnica koloru wynika
z różnicy rozdrobnienia

Wyszukiwarka

Podobne podstrony:
wyk ady z etyki 1 5 internet
ZPKB wyk ady AK
(CHEMIA WYK 4
fizjo - wyk+éady, Leśnictwo UP POZNAŃ 2013, Fizjologia roślin drzewiastych
DI Wyk ady (prof K Marcinek) [2006 2007]
Analiza i przetwarzanie obraz w W.1, !!!Uczelnia, wsti, materialy, III SEM, Wyk ady
chemia wyk
biologia wyk-ady sem 3, Ochrona środowiska, OŚ POLSL, INŻ, SEM. 3, Biologia, Wykłady
egz wyk+éady, Filozofia, Rok IV, polityczna, Materiał
GiH wyk ady
WYK ADY Z C, WYK AD7, GRAFIKA
WYK ADY Z C, WYK AD6, PLIKI:
PM wyk ady 4 rok JM choroby odtytoniowe
WYK ADY FILOZOFIA, INNE KIERUNKI, filozofia

więcej podobnych podstron