UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW

CHEMICZNYCH

grupa

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

konfig.
elektr.

ns

1

ns

2

(n-1)

d

1

ns

2

(n-1)

d

2

ns

2

(n-1)

d

3

ns

2

(n-1)

d

4

ns

2

(n-1)

d

5

ns

2

(n-1)

d

6

ns

2

(n-1)

d

7

ns

2

(n-1)

d

8

ns

2

(n-1)

d

9

ns

2

(n-1)

d

10

ns

2

s

2

p

1

s

2

p

2

s

2

p

3

s

2

p

4

s

2

p

5

s

2

p

6

okres

blok s

pierwiastki zewnętrznoprzejściowe (blok d)

pierwiastki bloku p

I

H

II

Li Be

III

Na Mg

IV

K

Ca

V

Rb Sr

VI

Cs Ba

VII Fr Ra

He

B

C

N

O

F

Ne

Al

Si

P

S

Cl Ar

Ga Ge As Se Br Kr

In

Sn Sb Te

I

Xe

Tl

Pb Bi Po At Rn

Kwasy tlenowe fosforu

O

OH

H

H

O P

OH

H

H

O P

OH

HO

O

P

OH

HO

O

P

OH

OH

OH

O P

O

OH

OH

O P

OH

HO

O

P

O

O

OH

O P

OH

HO

O

P

O

OH

OH

P

O

O

O

O

P

HO

O

P

O

OH

HO

P

H

3

PO

2

(HPH

2

O

2

) kwas

fosfinowy

(dihydrydodioksofosforowy

)

H

3

PO

3

(H

2

PHO

3

) kwas

fosfonowy

(hydrydotrioksofosforowy)

H

4

P

2

O

6

[(HO)

2

OPP(HO)

2

]

(kwas

heksaoksodifosforowy)

H

3

PO

4

kwas

ortofosforowy

(tetraoksofosforowy)

H

4

P

2

O

7

kwas difosforowy

(-

oksoheksaoksodifosforowy

)

H

5

P

3

O

10

kwas di--

oksooktaoksodifosforowy

(HPO

3

)

3

kwas

metafosforowy

(politrioksofosforowy)

P

O

Tlenowce

Tlenowce

Właściwości fizyczne tlenowców

Pierwiastek

Tlen

Siarka

Selen

Tellur

Polon

Symbol

O

S

Se

Te

Po

Konfiguracja elektronowa

2 s

2

p

4

3 s

2

p

4

4 s

2

p

4

5 s

2

p

4

6 s

2

p

4

Masa atomowa, u

15,9994 32,066

78,96

127,60

(209)

Temperatura topnienia, K

54,36

388,36

494

722,7

527

Temperatura wrzenia, K

90,15

717,8

958

1261

1235

Energia jonizacji, kJ · mol

 1

1314

999,6

941,1

869,3

812

Elektroujemność(

Allred Rochow)

3,50

2,44

2,48

2,01

1,76

Promień atomowy, pm

66

104

117

143,2

153

Promień jonowy X

2

(LK = 6),

pm

140

184

198

221

230

niemetale półmetale

metal

Tlenowce

wykazują tendencję do przyjęcia 2

elektronów i przejścia na stopień utlenienia

II

z

utworzeniem anionu

X

2

. Jon tlenkowy

O

2

jest bardzo

silną zasadą, mocniejszą niż OH



, i z tego powodu nie

występuje nigdy jako samodzielny jon w roztworach. W

czasie działania wody na tlenek o budowie jonowej

następuje reakcja

O

2

+ H

2

O  2OH



Tlenowce - otrzymywanie i

zastosowanie

Tlen

Tlen

otrzymuje się głównie z powietrza (po skropleniu w

temp. 90,15 K i oddzieleniu w wyniku destylacji

frakcjonowanej, zawiera 3% Ar). Bardzo czysty

tlen otrzymuje się z wody w wyniku elektrolizy.

Na dużą skalę znajduje zastosowanie w

hutnictwie do świeżenia stali w piecach martenowskich

oraz w palnikach acetyleno-tlenowych.

Ozon

tworzy się pod wpływem wyładowań elektrycznych

w atmosferze powietrza lub czystego tlenu, a także pod

wpływem naświetlania promieniami ultrafioletowymi.

Siarkę

elementarną otrzymuje się za pomocą rafinacji

siarki rodzimej. Bardzo czystą siarkę otrzymuje się

metodą Frasha polegającą na wytapianiu siarki pod

ziemią przy użyciu przegrzanej pary wodnej i wypieraniu

cieczy na powierzchnię za pomocą sprzężonego

powietrza. Siarkę przerabia się na SO

2

a następnie na

H

2

SO

4

, wykorzystuje się w procesie wulkanizowania

kauczuku, do dezynfekcji i do zwalczania pasożytów

roślinnych.

Selen

stanowi zanieczyszczenie rud siarkowych i siarki.

Surowiec , z którego otrzymuje się selen stanowią pyły z

prażalni rud siarkowych. Znajduje zastosowanie do

produkcji fotokomórek i prostowników, w kserografii i do

barwienia szkła na kolor rubinowoczerwony

.

Polon

, pierwiastek promieniotwórczy, obecny w

śladowych ilościach w rudach uranu, został odkryty w

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

wyniku bombardowania bizmutu neutronami.

Odmiany alotropowe tlenu: O

2

,

O

3

i O

4

E

O

2

O

O

2s





2s





2p

y





2p

x

2p

x





2p

z

2p

z

2p

2s

2s

2p

2p

Cząsteczka O

2

, stan podstawowy

trypletowy

3

3





,

, stany wzbudzone

singletowe -

1

1





(92 kJ ·mol

-1

) i

1

1





(155 kJ ·mol

-1

)

Ozon -

O

3

Dimer O

4

(w ciekłym

tlenie)

116,8

o

O

O

O

O

4

2O

2



H

dysocjacji

= 0,54

kJ ·mol

-1

O=O

O=O

Odmiany alotropowe S,

Se, Te

Siarka rombowa

-

złożona z cząsteczek

ośmioatomowych S

8

, w których atomy ułożone są w

zygzakowaty pierścień (cyklo-oktasiarka), jasnożółta,

trwała w temperaturze pokojowej, zwana

siarką 

. Po

ogrzaniu do temperatury 368,8 K ulega przemianie w

siarkę jednoskośną

zwan

ę

siarką 

będącą mieszaniną

cyklo-oktasiarki i katena-oktasiarki (siarki

ośmioatomowej łańcuchowej). Dalsze ogrzewanie

prowadzi do katenacji, tworzenia

katena-polisiarki

zawierającej długie łańcuchy atomów siarki (10

5

)

zwanej

siarką 

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

i wyższej powoduje dysocjację do cząsteczek S

2

. Do

nietrwałych odmian siarki zaliczają si

ę

odmiany

zawieraj

ą

ce cz

ą

steczki pier

ś

cieniowe S

6

(cyklo-

heksasiarka), S

7

(cyklo-heptasiarka), S

10

(cyklo-

dekasiarka), S

12

(cyklo-dodekasiarka), S

18

(cyklo-

oktadekasiarka), i S

20

(cyklo-ikozasiarka).

Selen tworzy cząsteczki pierścieniowe Se

8

(

selen 

i

selen 

) i łańcuchowe o znacznej długości (

selen 

).

Najtrwalsza odmiana to

selen szary

, zwany także

selenem metalicznym

. Selen szary wykazuje w ciemności

bardzo małe przewodnictwo elektryczne, które znacznie

wzrasta pod wpływem naświetlania (fotoprzewodnictwo).

Zjawisko to stanowi podstawę działania

fotokomórek

selenowych

.

Najtrwalsza odmiana telluru to

tellur metaliczny

wykazujący łańcuchową budowę sieci przestrzennej.

Właściwości chemiczne

Właściwości chemiczne

tlenowców

tlenowców

Tlen - O

2

jest najbardziej aktywnym chemicznie

tlenowcem. Z fosforem białym i metalami alkalicznymi

łączy się już w temperaturze pokojowej. Po podgrzaniu

łączy się niemal ze wszystkimi pierwiastkami (

do

wyjątków należą fluor i platyna

), a także z ogromną

liczbą związków organicznych i nieorganicznych.

Spalanie różnych substancji polega na łączeniu się ich z

tlenem

. Spalanie, któremu towarzyszy wydzielanie się

ciepła, rozpoczyna się po ogrzaniu substancji do

temperatury zwanej

temperaturą zapłonu

.

Procesy utleniania zachodzące w organizmach żywych i

stanowiące źródło energii dla procesów biologicznych

są w swojej istocie procesami powolnego spalania.

Procesy zachodzące w żywych organizmach z udziałem

tlenu są katalizowane przez hemoproteiny, złożone z

białka zawierającego w swoim składzie żelazo, np.

hemoglobina.

Żelazo z hemoproteiny wiąże tlen w

sposób odwracalny, aktywuje go i przekazuje cząsteczce

utlenianej

.

Ozon O

3

jest energiczniejszym utleniaczem od O

2

, już w

temperaturze pokojowej łączy się ze srebrem, utlenia

rtęć do HgO, PbS do PbSO

4

.

Jonowe formy cząsteczki ditlenu:

O

2

2

- jon nadtlenkowy,

perokso (BaO

2

),

O

2



- jon ponadtlenkowy, superokso

(KO

2

),

O

2

+

- jon oksygenylowy

(O

2

PtF

6

).

Właściwości chemiczne

tlenowców

Siarka, selen i tellur

są mniej reaktywne od tlenu. Po

ogrzaniu spalają się tworząc

ditlenki

:

SO

2

, SeO

2

i TeO

2

. Z

fluorem (przy jego nadmiarze) tworzą

heksafluorki: SF

6

,

SeF

6

, TeF

6

. Z chlorem łączą się dając związki typu

X

2

Cl

2

i

XCl

4

.

Reagują łatwo z metalami alkalicznymi

.

Siarka

reaguje powoli z niektórymi metalami szlachetnymi: Cu,

Hg, i Ag.

Wiele metali ogrzewanych w parach siarki

spala się podobnie jak w atmosferze tlenu.

Związki tlenowców z wodorem typu H

2

X

H

2

O - oksydan (woda), H

2

S - sulfan (siarkowodór), H

2

Se

- selan (selenowodór), H

2

Te - tellan (tellurowodór), H

2

Po

- polan (polonowodór).

H

H

2

2

S

S

i H

i H

2

2

Se są związkami

Se są związkami

toksycznymi !!!

toksycznymi !!!

H

2

S, H

2

Se i H

2

Te otrzymuje się działając kwasem

solnym na siarczki, selenki lub tellurki metali.

FeS + 2HCl  FeCl

2

+ H

2

S

H

2

S, H

2

Se i H

2

Te spalają się przy dużym dostępie

powietrza dając ditlenki i parę wodną

H

2

X + 3/2O

2

 H

2

O + XO

2

H

2

S, H

2

Se i H

2

Te rozpuszczają się w wodzie dając

roztwory o odczynie kwasowym.

H

2

X + H

2

O H

3

O

+

+

HX



HX



+ H

2

O H

3

O

+

+ X

2

Nadtlenek wodoru H

2

O

2

OH

C

2

H

5

H

2

O

2

OH

C

2

H

5

+O

2

+H

2

+

O

O

katalizator palladowy

Otrzymywanie H

2

O

2

metodą

antrachinonową

2-etyloantraceno-9,10-

diol

2-

etyloantrachin

on

Otrzymywanie H

2

O

2

w wyniku działania kwasem

na nadtlenki

BaO

2

+ H

2

SO

4

 BaSO

4

+

H

2

O

2

W wodzie H

2

O

2

ulega dysocjacji wykazując słabe

właściwości kwasowe.

H

2

O

2

+ H

2

O H

3

O

+

+ HO

2



Woda utleniona - 3% H

2

O

2

,

perhydrol - 30% H

2

O

2

,

80% H

2

O

2

- stosowana do napędu

torped, w technice rakietowej

H

2

O

2

jest związkiem silnie endotermicznym -

nietrwałym w temperaturze pokojowej:

2H

2

O

2



2H

2

O + O

2

Związki siarki, selenu, telluru i

polonu z tlenem

S

SO

O

S

O

SO

2

O

O

S

O

SO

3

O

S

S

O

S

2

O

O

S

S

O

S

2

O

2

S

8

O

O

S

S

S

S

S

S

S

S

O

S

(S

2

O

3

)

n

O

S

S

O

O

O

S

O

O

S

S

S

S

S

S

O

(S

m

O)

n

m>2

S

O

O

O

O

O

O

O

S

S

O

(SO

m

)

n

3<m<4

O

O

O

Stopień

utlenienia

Siarka

Selen

Tellur

Polon

I i <I

S

2

O, S

n

O,

(S

m

O)

n

II

SO, S

2

O

2

,

(S

2

O

3

)

n

PoO

IV

SO

2

SeO

2

,

Se

2

O

5

(IV i VI)

TeO

2

,

Te

2

O

5

(IV i VI)

PoO

2

VI

SO

3

, (SO

m

)

n

SeO

3

TeO

3

Kwasy tlenowe

siarki

H

2

S

2

O

4

kwas tetraoksodisiarkowy
[ditionowy(III)]

O

S

H

S OH

O

O

H

2

SO

3

kwas trioksosiarkowy
[siarkowy(IV)]

O

S

HO

OH

H

2

S

2

O

5

kwas pentaoksodisiarkowy
[disiarkowy(IV)]

O

S

HO

S OH

O

O

O

S

S

HO

OH

H

2

S

2

O

3

kwas trioksotiosiarkowy
[tiosiarkowy]

H

2

SO

5

kwas trioksoperoksosiarkowy
[peroksosiarkowy]

O

OH

HO

O

S

O

H

2

S

2

O

8

kwas heksaoksoperoksodisiarkowy
[peroksodisiarkowy]

OH

O

O

HO S O

O

O

S

O

H

2

SO

4

kwas tetraoksosiarkowy
[siarkowy(VI)]

OH

O

HO

O

S

SO

3

H

2

S

n

O

6

n = 2-6

kwasy politionowe

O

S OH

HO

O

S

(n-2)

O

S

O

SO

SO

2

H

2

S

2

O

7

kwas heptaoksodisiarkowy
[pirosiarkowy]

O

S OH

HO

O

O

O

S

O

SO

3

Kwas siarkowy(VI)

OH

O

HO

O

S

H

2

SO

4

Kwas siarkowy(VI) w skali technicznej

otrzymuje się z SO

2

, który uzyskuje się przez

prażenie pirytu FeS

2

lub blendy cynkowej ZnS w

strumieniu powietrza.

SO

2

+ 1/2O

2

SO

3

temp. 650-850 K, katalizator

V

2

O

5

SO

3

przepuszcza się przez kwas siarkowy(VI)

otrzymując kwas disiarkowy H

2

S

2

O

7

, który po

rozcieńczeniu wodą daje kwas siarkowy(VI).

Kwas siarkowy(VI) jest bezbarwną oleistą cieczą bez

zapachu. W wodzie rozpuszcza się z wydzieleniem

dużej ilości ciepła.

Kwas siarkowy rozcieńczamy wlewając go

Kwas siarkowy rozcieńczamy wlewając go

do wody (nigdy odwrotnie !!!)

do wody (nigdy odwrotnie !!!)

Stężony kwas siarkowy jest substancją silnie

higroskopijną. Powoduje rozkład różnych

substancji organicznych w wyniku odszczepienia

od nich cząsteczek wody. W tych warunkach

węglowodany (cukry) ulegają zwęgleniu.

Zastosowanie:

do produkcji nawozów sztucznych

(superfosfatu i siarczanu amonu); do

otrzymywania HCl z soli kamiennej; do

napełniania akumulatorów ołowiowych; do

osuszania gazów

Fluorowce (halogeny,

chlorowce)

Właściwości fizyczne fluorowców

Pierwiastek

Fluor

Chlor

Brom

Jod

Astat

Symbol

F

Cl

Br

I

At

Konfiguracja elektronowa

2 s

2

p

5

3 s

2

p

5

4 s

2

p

5

5 s

2

p

5

6 s

2

p

5

Masa atomowa, u

18,9984032 35,4527

79,904

126,90447

(210)

Temperatura topnienia, K

53,53

171,7

266,0

386,9

575

Temperatura wrzenia, K

85,03

235,11

332,0

457,6

Energia jonizacji, kJ · mol

 1

1681,0

1251,1

1139,9

1008,4

Elektroujemność(

Allred Rochow)

4,10

2,83

2,74

2,21

1,90

Energia dysocjacji cząsteczek X

2

,

kJ · mol

 1

159

243

193

151

Potencjal standardowy X

2

/X



, V

2,866

1,35827

1,0873

0.5355

0,3

Promień kowalencyjny, pm

70,9

99

114.2

133,3

Promień jonowy X



(LK = 6),

pm

133

181

196

220

Wysokie wartości potencjałów standardowych elektrod

halogenowych świadczą o silnych właściwościach

utleniających flurowców.

Fluor jest

najsilniejszym utleniaczem spośród wszystkich

pierwiastków!!

Najtrwalszy stopień utlenienia fluorowców i jedyny dla

fluoru to I. Pozostałe pierwiastki występują także na

dodatnich stopniach utlenienia: I, III, V i VII

CZĄSTECZKA DIFLUORU - F

2

Schemat orbitali molekularnych cząsteczki F

2

KK(σ2s)

2

(σ*2s)

2

(σ2p

x

)

2

(π2p

y

)

2

(π2p

z

)

2

(π*2p

y

)

2

(π*2p

z

)

2

RW = ½(8e – 6e) = 1

F F E

d

= 155 kJ/mol

E

F

2

F

F

2s





2s





2p

y





2p

x

2p

x





2p

z

2p

z

2p

y

2s

2s

2p

2p

Fluorowce - występowanie i

otrzymywanie

Flurowce nie występują w przyrodzie w stanie

wolnym !!

Fluor

występuje w postaci

fluorytu CaF

2

,

apatytu

Ca

5

(PO

4

)

3

F

oraz

kriolitu Na

3

AlF

6

. Surowcem do

otrzymywania F

2

jest CaF

2

.

CaF

2

+ H

2

SO

4



CaSO

4

+ 2HF HF + KF  KHF

2

Bezwodny HF w stopionym KHF

2

(380 K)

poddaje się elektrolizie w wannie z Cu i Ni. Na

węglowej anodzie wydziela się fluor a na katodzie ze

stali wydziela się wodór.

2F



 F

2

+ 2e



2H

+

+ 2e





H

2

Chlor

otrzymuje się na drodze elektrolizy

stopionego, bezwodnego

NaCl

lub jego roztworu

wodnego. Chlor wydziela się na anodzie a na

katodzie Na (w warunkach bezwodnych) lub H

2

(w

H

2

O).

Brom

otrzymuje się elektrolitycznie lub w reakcji

bromków z chlorem:

2Br



+ Cl

2

 Br

2

+ 2Cl



Jod

wydziela się z jodków działaniem chloru:

2I



+ Cl

2



I

2

+ 2Cl



Wyst

ę

puje w z

łoż

ach saletry sodowej w postaci

jodanów(V) i (VII), które redukuj

ąc

przerabia si

ę na I

2

.

Związki jodu wyst

ępują w organizmie człowieka w gruczole

tarczycowym. Brak jodu wywołuje objawy chorobowe.

Astat

otrzymuje się wyłącznie w sposób

sztuczny. Jeden z jego najtrwalszych

izotopów otrzymuje się przez

bombardowanie jąder Bi cząsteczkami 

209

Bi

n

At

+

=

+

83

0

1

211

85

2

He

4
2

Właściwości

fluorowców

W normalnych warunkach fluor i chlor są gazami, brom

- cieczą o znacznej prężności par i

jod

- ciałem stałym o

tak znacznej prężności par, że już poniżej temperatury

topnienia

ulega

sublimacji

,

czyli przejściu ze stanu

stałego w gazowy.

W stanie gazowym F

W stanie gazowym F

2

2

, Cl

, Cl

2

2

, Br

, Br

2

2

i I

i I

2

2

silnie

silnie

drażnią drogi oddechowe - są toksyczne!!!!

drażnią drogi oddechowe - są toksyczne!!!!

Chlor i brom

rozpuszczają się dobrze w wodzie dając

odpowiednio

wodę chlorową i bromową

, używane jako

środki utleniające. W czasie krzepnięcia tych roztworów

wydzielają się kryształy

hydratów Cl

2

·8H

2

O

i

Br

2

·10H

2

O

. Słabą rozpuszczalność I

2

w wodzie można

zwiększyć przez dodatek KI, z którym tworzy jony

trijodkowe:

I

2

+ I



 I

3



Flurowce wchodzą w reakcję z wodą ! F

2

- reaguje

gwałtownie a Cl

2

i Br

2

(X

2

) powoli.

F

2

+ H

2

O  2HF +

1/2O

2

X

2

+ H

2

O  HX + HXO

pod wpływem

światła -

2HXO  2HX + O

2

Fluor

najbardziej aktywny pierwiastek łączy się ze

wszystkimi innymi pierwiastkami, nawet z gazami

szlachetnymi (z wyjątkiem helu i neonu). Z wodorem

elementarnym reaguje wybuchowo. Odbiera wodór z

jego związków. Niektóre metale np. Ni i Cu, pokrywają

się cienką warstwą fluorków, chroniącą je przed

dalszym działaniem tego gazu.

Związki fluorowców z wodorem HX -

Związki fluorowców z wodorem HX -

fluorowcowodory

fluorowcowodory

HF i HCl otrzymuje się działaniem kwasu siarkowego na

odpowiednie sole

CaF

2

+ H

2

SO

4

 CaSO

4

+ 2HF

NaCl + H

2

SO

4

 NaHSO

4

+ HCl

W roztworach wodnych fluorowcowodory

ulegają dysocjacji elektrolitycznej:

HX

+ H

2

O H

3

O

+

+ X



Ciekły bezwodny HF jest doskonałym rozpuszczalnikiem.

Ulega

autodysocjacji:

2HF H

2

F

+

+ F



HF używany jest głównie do trawienia szkła.

SiO

2

+ 4HF

 SiF

4

+ 2H

2

O

HF i HCl są silnie toksyczne!!

St

ężone roztwory HF wywołują przykre i trudno

gojące się oparzenia ciała. Jednocześnie HF ma

właściwości bakteriobójcze. Rozcieńczone roztwory

stosuje się do dezynfekcji w przemyśle drożdżowym.

Fluorki stosuje się do impregnacji drewna.

HBr i HI otrzymuje się w wyniku hydrolizy PBr

3

lub PI

3

(H

2

SO

4

utlenia HBr i HI)

3P

(czerwony)

+ 3Br

2



2PBr

3

PBr

3

+ 3H

2

O  H

3

PO

3

+ 3HBr

Związki fluorowców z

tlenem

Fluor

OF

2

(I)

O

2

F

2

( I)

Chlor

Cl

2

O (I)

Cl

2

O

3

( III)

ClO

2

(IV)

Cl

2

O

4

(IV)

Cl

2

O

6

(VI)

Cl

2

O

7

(VII)

Brom

Br

2

O (I)

BrO

2

(IV)

Jod

I

2

O

4

(IV)

I

2

O

5

(V)

I

2

O

7

(VII)

2F

2

+ 2NaOH  2NaF + H

2

O + OF

2

2Cl

2

+ 2HgO  HgCl

2

·HgO + Cl

2

O

2Br

2

+ 2HgO  HgBr

2

·HgO + Br

2

O

Cl

2

O + 2NaOH  2NaClO + H

2

O

Br

2

O + 2NaOH  2NaBrO + H

2

O

3KClO

3

+ 3H

2

SO

4

 3HClO

3

+ 3KHSO

4

3HClO

3

 2ClO

2

+ [H

3

O

+

][ClO

4



]

2Cl

IV

O

2

+ 2NaOH  NaCl

III

O

2

+ NaCl

V

O

3

+ H

2

O

2ClO

2

+ O

3

 Cl

2

O

6

+ 1/2O

2

Cl

2

VI

O

6

+ 2NaOH  NaCl

V

O

3

+ NaCl

VII

O

4

+ H

2

O

P

2

O

5

2HClO

4

Cl

2

O

7

+

H

2

O





Bezwodniki kwasowe

Bezwodniki kwasowe

Reakcja

dysproporcjonowania

Oksokwasy

Oksokwasy

fluorowców

fluorowców

HClO

HClO

chlorowy(I)

HClO

HClO

2

2

chlorowy(II

I)

HClO

HClO

3

3

chlorowy(V)

HClO

HClO

4

4

chlorowy(VI

I)

HBrO

HBrO

bromowy(I)

HBrO

HBrO

2

2

bromowy(II

I)

HBrO

HBrO

3

3

bromowy(V

)

HBrO

HBrO

4

4

bromowy(V

II)

HIO

HIO

jodowy(I)

HIO

HIO

3

3

jodowy(V)

H

H

5

5

IO

IO

6

6

jodowy(VII)

HIO

HIO

4

4

H

H

3

3

IO

IO

5

5

H

H

4

4

I

I

2

2

O

O

9

9

H

H

7

7

I

I

3

3

O

O

11

11

HOF

HOF

fluorowy(I)

O H

..

..

O H

Cl

.. ..

..

..

:

HClO
kwas
monooksochlorowy(I)
[chlorowy(I)]

HClO

2

kwas dioksochlorowy(III)
[chlorowy(III)]

O Cl

.. ..

..

..

HClO

3

kwas trioksochlorowy(V)
[chlorowy(V)]

HClO

4

kwas
tetraoksochlorowy(VII)
[chlorowy(VII)]

O H

Cl

..

..

..

..

:

O

O

..

:

O

: :

O H

Cl

..

..

..

:

O

O

..

:

Związki międzyhalogenowe AX

n

, n = 1, 3,

5, 7; A  F

AX

AX

2

2

BrCl

BrCl

2

2

AX

AX

3

3

ClF

ClF

3

3

BrF

BrF

3

3

IF

IF

3

3

(ICl

(ICl

3

3

)

)

2

2

AX

AX

5

5

ClF

ClF

5

5

BrF

BrF

5

5

IF

IF

5

5

AX

AX

ClF

ClF

BrF

BrF

IF

IF

BrCl

BrCl

ICl

ICl

IBr

IBr

AX

AX

7

7

IF

IF

7

7

..

..

I

F

F

F

:

F

F

:

:

: :

:

..

..

..

..

..

..

.. ..

..

..

F

..

F

Cl

.. ..

..

..

:

..

F

:

:

F F

:

: :

..

I

F

:

:

: :

:..

..

..

..

..

..

..

..

F

:

F

F

..

F

:..

Polihalogenki: I

Polihalogenki: I

3

3





, I

, I

5

5





, I

, I

7

7





, I

, I

9

9





, ICl

, ICl

2

2





, ICl

, ICl

4

4





I

I





+ I

+ I

2

2





I

I

3

3





Helowce (gazy

Helowce (gazy

szlachetne)

szlachetne)

Właściwości fizyczne helowców

Pierwiastek

Hel

Neon

Argon

Krypton

Ksenon

Radon

Symbol

He

Ne

Ar

Kr

Xe

Rn

Konfiguracja elektronowa

1 s

2

2 s

2

p

6

3 s

2

p

6

4 s

2

p

6

5 s

2

p

6

6 s

2

p

6

Masa atomowa, u

4,002602

20,1797

39,948

83,80

131,29

(222)

Temperatura topnienia, K

1,05

(ciśn. 2,5 MPa)

24,56

83,8

115,79

161,41

202,1

Temperatura wrzenia, K

4,22

27,02

87,30

119,93

165,11

211,4

Entalpia parowania, kJ · mol

 1

0.0829

1,71

6,43

9,08

12,627

Temperatura krytyczna, K

5,19

44,4

150,87

209,41

289,73

377

Energia jonizacji, MJ · mol

 1

2,372

2,081

1,521

1,35

1,170

1,037

Promień atomowy, pm

128

160

174

189

190

Hel jest drugim pierwiastkiem po wodorze (H -

Hel jest drugim pierwiastkiem po wodorze (H -

91% wszystkich atomów) pod względem

91% wszystkich atomów) pod względem

rozpowszechnienia we Wszechświecie!

rozpowszechnienia we Wszechświecie!

Zawartość w powietrzu, % obj. 5,2 ·10

4

1,8 ·10

3

0,934

0,934 1,14

·10

3

8,7 ·10

6

Rozpowszechnie

nie (liczba

atomów /1000

atomów

krzemu)

we

Wszechwiecie

na Ziemi

3.08

3.08

·10

·10

7

7

8,6

·10

4

1,5

·10

3

0.513

0,04

4,1 ·10

5

8 ·10

6

1,7 ·10

1,7 ·10





3

3

4 ·10

8

4

·10

9

~10

16

Helowce - otrzymywanie

Helowce - otrzymywanie

Wszystkie helowce (z wyjątkiem radonu) można

otrzymać z powietrza metodą destylacji frakcjonowanej,

tzn. wykorzystując różnice w temperaturach wrzenia

poszczególnych gazów.

He Ne N

2

Ar O

2

Kr Xe

Temperatura wrzenia, K: 4,22

27,02

77,36

87,30

90,15

119,93 166,11

Hel pozyskuje się głównie z gazu ziemnego, w którym

zawartość helu może dochodzić do 1%. Hel powstaje w

reakcji rozpadu promieniotwórczego w minerałach

uranowych.

Klatraty gazów szlachetnych

- połączenia, w których

atomy helowca (z wyjątkiem helu) zamykane są we

wnękach (klatkach) obecnych w sieci przestrzennej

tworzącej się podczas krzepnięcia związków

chemicznych, których cząsteczki zdolne są do asocjacji w

wyniku tworzenia wiązań wodorowych, np.

[C

6

H

4

(OH)

2

]

3

·0,8Ar

,

[C

6

H

4

(OH)

2

]

3

·

0,88Xe

,

[H

2

O]

5,75

·Y

(Y = atom

helowca).

Pierwszy związek chemiczny helowca został

otrzymany w 1960r. przez Bartletta w reakcji

utleniania Xe za pomocą PtF

6

.

Xe +

PtF

6

 XePtF

6

(heksafluoroplatynian ksenonu).

Ulega on

gwałtownej hydrolizie:

2XePtF

6

+ 6H

2

O  2Xe + O

2

+12HF + 2PtO

2

Związki chemiczne
helowców

W 1960r został otrzymany pierwszy fluorek ksenonu

XeF

4

w wyniku ogrzewania Xe z F

2

w temp. 670 K, a

następnie gwałtownego ochłodzenia do temperatury

pokojowej. Obecnie znane są fluorki: XeF

2

, XeF

4

i

XeF

6

. W ciekłym fluorowodorze XeF

6

ulega

dysocjacji elektrolitycznej.

XeF

6

+ HF XeF

5

+

+

HF

2







XeF

6

ulega hydrolizie wobec małej ilości wody do

XeOF

4

i XeO

2

F

2

a użycie większej ilości wody daje

XeO

3

XeF

6

+ H

2

O  XeOF

4

+

2HF XeF

6

+ 2H

2

O 

XeO

2

F

2

XeF

6

+ 3H

2

O

 XeO

3

XeF

6

reaguje z fluorkami litowców (M = Na, K, Rb,

Cs) tworząc aniony heptafluoroksenianów

XeF

7



.

XeF

6

+ MF  M[XeF

7

]

XeO

3

działa silnie utleniająco. Utlenia Mn

2+

do

MnO

4



.

Po dodaniu do roztworu Ba(OH)

2

wydziela si

ę

osad heksaoksoksenianu dibaru, Ba

2

XeO

6

, w którym

ksenon wyst

ę

puje na stopniu utlenienia VIII.

2XeO

3

+ 4OH



+ 2Ba

2+

 Ba

2

XeO

6

+ Xe + O

2

+ 2H

2

O

Zastosowania

helowców

Hel służy do napełniania balonów.
Mieszanina helu i tlenu używana jest jako gaz,

którym oddychają nurkowie (hel rozpuszcza się we

krwi w znacznie mniejszym stopniu niż azot, który

w przypadku zbyt szybkiej zmiany ciśnienia

wydziela się w postaci pęcherzyków zamykających

naczynia krwionośne).
Hel, jako gaz skraplający się w najniższej

temperaturze spośród wszystkich gazów, używany

jest w laboratoriach naukowych do otrzymywania

najniższych temperatur.

Gazy szlachetne (krypton i ksenon) używane są do

napełniania żarówek.

Rozrzedzone gazy szlachetne podczas przepuszczania

przez nie wyładowań elektrycznych emitują

charakterystyczne barwne światło:

neon - czerwone

,

hel - żółte,

mieszanina helu z parami rtęci -

niebieskie

itp. Zjawisko to wykorzystuje się w

technice oświetleniowej (neony).

Kwasy i

Kwasy i

zasady

zasady

Zgodnie z definicją Bronsteda kwas jest to

Zgodnie z definicją Bronsteda kwas jest to

substancja zawierająca cząsteczki zdolne do

substancja zawierająca cząsteczki zdolne do

oddawania protonów, zasada jest to substancja

oddawania protonów, zasada jest to substancja

zawierająca cząsteczki zdolne do pobierania

zawierająca cząsteczki zdolne do pobierania

protonów.

protonów.

Kwas A, oddając proton H

Kwas A, oddając proton H

+

+

,

,

staje się zasadą B.

staje się zasadą B.

Zasada B, łącząc

Zasada B, łącząc

się z protonem, przechodzi z powrotem w kwas A.

się z protonem, przechodzi z powrotem w kwas A.

Zasada B jest sprzężona z kwasem A.

Zasada B jest sprzężona z kwasem A.

A B + H

A B + H

+

+

A

A

1

1

+ B

+ B

2

2

B

B

1

1

+

+

A

A

2

2

HCl + H

HCl + H

2

2

O Cl

O Cl

-

-

+

+

H

H

3

3

O

O

+

+

Cząsteczka wody, pobierając proton od cząsteczki

Cząsteczka wody, pobierając proton od cząsteczki

HCl, będącej kwasem A

HCl, będącej kwasem A

1

1

, odgrywa rolę zasady B

, odgrywa rolę zasady B

2

2

.

.

Jon chlorkowy, stanowi zasadę B

Jon chlorkowy, stanowi zasadę B

1

1

sprzężoną z

sprzężoną z

kwasem HCl. Jon H

kwasem HCl. Jon H

3

3

O

O

+

+

stanowi kwas A

stanowi kwas A

2

2

sprzężony z

sprzężony z

zasadą B

zasadą B

2

2

, tj. z H

, tj. z H

2

2

O

O

Kwasy i zasady

Kwasy i zasady

Lewisa

Lewisa

Kwasy (A) i zasady (B) Lewisa

Oddziaływanie kwasu (

A) z zasadą Lewisa (B) i

tworzenie kompleksu (adduktu)

A



B

A + :B  A:B

Podstawowe rodzaje kwasów Lewisa

1 Kationy metali

M

n+

+ m H

2

O  [M(H

2

O)

m

]

n+

2 Cząsteczki z niepełnym oktetem elektronów

B(CH

3

)

3

+ :NH

3

 B(CH

3

)

3

: NH

3

3

Cząsteczki z niepełnym oktetem elektronów

SiF

4

+ 2 F



 [SiF

6

]

2

sp

3



d

2

sp

3

Si (3s

2

3p

2

) (4e) + 4 F



(4e) = 8e (hybrydyzacja sp

3

)

CO

2

+ OH



 HCO

3



sp



sp

2

(przegrupowanie elektronów walencyjnych)

4 Cząsteczki o zapełnionej powłoce walencyjnej

I

2

+ :OC(CH

3

)

2

 I

2

: OC(CH

3

)

2

Kwasy Lewisa typu  ( akceptory)  przyjmują elektrony od
metalu na puste orbitale typu 

CO, H

2

C=CH

2

, HCCH, CN



O d d z iały w a n ia k w a só w i za sa d L ew isa

A + : B  A  B

A

A  B

B

k w as

k o m ple k s

z asad a

E

L U M O

H O M O

Kwasy i zasady

Lewisa

BF

3

+ :NH

3

 F

3

B NH

3

SO

3

+ :OEt

2

 O

3

S OEt

2

SnCl

2

+ :NH

3

 Cl

2

Sn NH

3

(reakcje wymiany)

A B + :B  A B + :B

F

3

B OEt

2

+ :NC

5

H

5

 BF

3

 NC

5

H

5

+ :OEt

2

(rozpuszczanie w H

2

O zasad Lewisa)

H

+

 OH



+ :NH

3

 :OH



+ NH

4

+

(rozpuszczanie w H

2

O kompleksów)

H B + :OH

2

 B



+ H

3

O

+

H Cl + :OH

2

 Cl



+ H

3

O

+

(reakcje wymiany)

A B + A  A + A B

Cl

2

Sn NH

3

+ BF

3

 SnCl

2

+ F

3

B NH

3

(rozpuszczanie w BrF

3

)

BrF

2

+

 F



+ SbF

5

 [BrF

2

]

+

+ [SbF

5

 F]



(reakcje podwójnej wymiany)

A B + A B  A B + A B

Et

3

Si I + Ag Br  Et

3

Si Br + Ag I

Kwasy i zasady

Lewisa

Moc kwasów i zasad

Moc kwasów i zasad

Lewisa

Lewisa

M o c k w a s ó w L e w i sa za leż y n i e tyl k o o d jeg o i n d y w i d u a ln y ch

wł a ś ci w o ś ci a l e r ó w n i eż o d w ł a ś ci w o ś c i z a sa d y, z któ r ą te n

k w a s r e a g u je

Δ G =  R T ln K

a

( r ó w n a n i e G i b b sa n a e n e r g ię sw o b o d n ą r e a k c j i )

S tała ró w n o w a gi K

a

ja k i e n e rgia sw o b o d n a Δ G rea k c ji z a l eż y

o d wł a śc iw o śc i k w a su A ja k i z a sa d y :B .

T w a r d e i m ięk k ie k w a sy i za sa d y L ew isa

w e dłu g k l a sy fi k a c j i P e a rso n a z 1 9 6 3 r.

a n g . H S A B ( H a r d a n d S o ft A ci d s a n d B a se s )

N a I + A g O H  N a O H + A g I

T M M T T T M M

C F

3

H + C H

3

F  C F

4

+ C H

4

T M M T T T M M

B F

3

:H



+ B H

3

:F



 B F

4



+ B H

4



T M M T T T M M

A + : B A : B

c

A : B

K

a

= c

A

c

: B

.

Kwasy i

Kwasy i

zasady

zasady

Lewisa w

Lewisa w

przyrodzie

przyrodzie

Przykłady funkcjonowania zasady twardych i miękkich kwasów i

zasad Lewisa w przyrodzie

Twarde kwasy

Ca

2+

i

Mg

2+

występują w przyrodzie w połączeniach z

twardą zasadą CO

3

2

tzn. w postaci węglanów CaCO

3

i MgCO

3

.

Twarde kwasy

Li

+

, Na

+

, Tl

3+

i

Al

3+

występują w przyrodzie w

połączeniach z twardą zasadą

SiO

3

2

tzn. w postaci krzemianów

Li

2

SiO

3

i

Na

2

SiO

3

.

Miękkie kwasy Cd

2+

, Ag

+

i Hg

+

występują w przyrodzie w

połączeniach z miękkimi zasadami:

S

2

,

Se

2

i

Te

2

np.

CdS, Ag

2

S, Hg

2

Se.

Twarde zasady

F



i

O

2

stabilizują wyższe stopnie utlenienia metali

np. Ag

2+

w [AgF

4

]

2

, Fe

6+

w [FeO

4

]

2

i Os

8+

w OsO

4

.

Miękkie zasady

CO, C

6

H

6

i

H



stabilizują niższe stopnie utlenienia

metali np. Mo

0

w [Mo(CO)

6

], Cr

0

w [Cr(C

6

H

6

)

2

].

grupa

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

konfig.
elektr.

ns

1

ns

2

(n-1)

d

1

ns

2

(n-1)

d

2

ns

2

(n-1)

d

3

ns

2

(n-1)

d

4

ns

2

(n-1)

d

5

ns

2

(n-1)

d

6

ns

2

(n-1)

d

7

ns

2

(n-1)

d

8

ns

2

(n-1)

d

9

ns

2

(n-1)

d

10

ns

2

s

2

p

1

s

2

p

2

s

2

p

3

s

2

p

4

s

2

p

5

s

2

p

6

okres

blok s

pierwiastki zewnętrznoprzejściowe (blok d)

pierwiastki bloku p

I

H

II

Li Be

III

Na Mg

IV

K

Ca

V

Rb Sr

VI

Cs Ba

VII Fr Ra

He

B

C

N

O

F

Ne

Al

Si

P

S

Cl Ar

Ga Ge As Se Br Kr

In

Sn Sb Te

I

Xe

Tl

Pb Bi Po At Rn

Sc Ti

V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

Y

Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd

La-Lu

Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg

Ac-Lr

Rf Db Sg Bh Hs Mt

pierwiastki

wewnętrznoprzejściowe (blok f)

4f (57 – 71)

La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tbo Dy Ho Er Tm Yb Lu

5f (92 – 103)

Ac Th Pa

U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

103

Lr – lorens;

104

Rf - rutherford;

105

Db - dubn;

106

Sg - seaborg;

107

Bh – bohr;

108

Hs – has;

109

Mt – meitner

UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW CHEMICZNYCH

3

4

5

6

7

8

9

10 11 12

Sc

Ti

V

Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

Y

Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd

La-Lu

Hf Ta W Re Os Ir

Pt Au Hg

Ac-Lr

Rf Db Sg Bh Hs Mt

Pierwiastki

bloku d