Śladami układu
okresowego
pierwiastków
Przegląd właściwości
i zastosowań
najpowszechniejszych
pierwiastków
oraz ich związków
Śladami układu
okresowego
pierwiastków
Przegląd właściwości
i zastosowań
najpowszechniejszych
pierwiastków
oraz ich związków
Ogólna charakterystyka
grupy
Litowce są metalami o największej reaktywności. Trzeba je
przechowywać w nafcie, aby uchronić przed reakcjami ze
składnikami powietrza (tlenem i parą wodną), nie występują w
przyrodzie w stanie wolnym. W odróżnieniu od większości
metali są tak miękkie, że można je kroić nożem. Mają
srebrzystobiałą barwę.
W skład litowców wchodzą: lit, sód, potas, rubid, cez, frans
Wszystkie litowce posiadają jeden elektron walencyjny i dlatego
tworzą jony typu M+, na przykład: Li+, Na+, K+.
Jeden elektron walencyjny litowców znajduje się w orbitalu s.
Poczynając od litu, u każdego następnego litowca elektron ten
znajduje się coraz dalej od jądra atomowego. Oderwanie więc
tego elektronu jest coraz łatwiejsze. Dlatego reaktywność
litowców wzrasta wraz ze wzrostem masy atomowej
pierwiastka. Litowce mają najmniejszą elektroujemność wśród
pierwiastków układu okresowego, przy czym zmniejsza się
ona w miarę wzrostu odległości elektronu walencyjnego od
jądra.
Litowce reagują:
• z tlenem dając nadtlenki:
2Na + 0
2
→ Na
2
O
2
• z wodą, tworząc wodorotlenki i wodór
2Li + 2H
2
O → 2LiOH + H
2
• z kwasami, tworząc sole i wodór
2K + 2HCl → 2KCl + H
2
• z niemetalami, tworząc sole:
2Na + Cl
2
→ 2NaCl (sól)
Tlenki litowców mają charakter zasadowy, reagują z wodą,
tworząc zasady
K
2
O + H
2
O → 2KOH
Wodorotlenki litowców są mocnymi zasadami z wyjątkiem
LiOH, który jest zasadą średniej mocy.
Związki litowców barwią płomień palnika: Li-karminowy, Na-
żółty, K-fioletowy, Rb-fioletowo-czerwony, Cs-niebieski.
Lit
Lit jest najlżejszym ze wszystkich pierwiastków występujących w stanie
stałym! W przyrodzie jest szeroko rozpowszechniony - wchodzi w
skład około trzydziestu minerałów, z których najważniejszymi są:
spodumen LiAl[Si2O6], lepidolit KLi2Al[(F,OH)2|Si4O10]. W
charakterze domieszki występuje w około stu pięćdziesięciu
minerałach! Wolny metal otrzymuje się przez elektrolizę stopionego
wodorotlenku LiOH.
Lit ma ogromne znaczenie w technice jądrowej. Naturalny pierwiastek
jest mieszaniną dwóch izotopów: 6Li i 7Li, z których pierwszy silnie
pochłania neutrony, a drugi - słabo. Lit jest stosowany jako dodatek w
wielu stopach. W przemyśle chemicznym metaliczny lit stosuje się
jako katalizator syntezy kauczuku, a jego związki - do oczyszczania
gazów, w przemyśle tekstylnym - do wybielania i impregnacji tkanin,
przemyśle ceramicznym - jako składnik szkieł i glazur. Wolny lit i jego
związki są składnikami paliw rakietowych. Ważnym czynnikiem
redukującym jest wodorek litowo-glinowy.
Związki litu - węglan i cytrynian - służą jako preparaty farmaceutyczne.
W ilościach śladowych pierwiastek ten występuje w organizmie
ludzkim. Jego brak wywołuje choroby psychiczne - przede wszystkim
schizofrenię.
Sód
Wolny pierwiastek otrzymał po raz pierwszy w 1807r.
angielski chemik H. Davy przez elektrolizę stopionego
wodorotlenku sodowego NaOH.
Jego temperatura topnienia to 97,8° C, temperatura
wrzenia 882,9° C. Naturalny pierwiastek zawiera tylko
jeden trwały izotop: 23Na. W przyrodzie występuje w
postaci minerałów, z których najważniejszymi są: sól
kamienna NaCl (halit), saletra chilijska NaNO3 (azotan
sodowy), thenardyt Na2SO4, mirabilit NaSO4 · 10H2O i
inne. Ponadto wchodzi w skład licznych krzemianów
tworzących pospolite skały. Sole sodu znajdują się w
wodzie morskiej. Wolny sód ma szerokie zastosowanie.
W stopie z potasem stosowany jest jako chłodziwo w
reaktorach jądrowych, zaworach silników lotniczych, a
także w wielu innych urządzeniach i procesach. Niewielki
dodatek sodu do stali podwyższa ich wytrzymałość.
Postas
Wolny pierwiastek otrzymał 1807 r. również H. Davy
przez elektrolizę stałego, wilgotnego wodorotlenku
KOH. L.J. Gay-Lussac i L.J. Thenard otrzymali później
większe ilości potasu ogrzewając stopiony KOH z
węglem w żelaznych rurach.
W przyrodzie potas występuje w postaci wielu minerałów,
z których najważniejszymi są: sylwin, karnalit, kainit.
Sole potasu znajdują się w wielu minerałach i skałach,
w wodzie morskiej, gorzkich jeziorach. Sole potasu
wytwarzane w przemyśle są zużywane w charakterze
sztucznych nawozów. Związki potasu są niezbędnym
składnikiem wszystkich żywych organizmów, lecz w
przeciwieństwie do sodu, który jest obecny głównie w
płynach pozakomórkowych, potas występuje przede
wszystkim wewnątrz komórek.
Doświadczenie
Reakcje metali lekkich z wodą
Do każdego z 2 cylindrów miarowych wlać
25 cm3 wody destylowanej, dolać
wskaźnika uniwersalnego lub
fenoloftaleiny i 75 cm3 heksanu. Do
poszczególnych cylindrów wrzucić
(możliwie jednocześnie) około
jednogramowe, oczyszczone próbki
sodu i potasu. Obserwować przebieg
reakcji i na jej podstawie określić
reaktywność badanych metali.
Zadania obliczeniowe
Z 300 kg soli, zawierającej 90% chlorku sodu, otrzymano
177 kg wodorotlenku sodu. Obliczyć procentową
wydajność reakcji.
Ile kilogramów gipsu należy poddać prażeniu, aby otrzymać
100 kg gipsu palonego?
Obliczyć masę tlenu, w której zawarta jest liczba cząsteczek
równa liczbie jonów zawartych w 10 g chlorku sodu.
Ułożyć równania reakcji, za pomocą których można dokonać
następujących przemian:
CaCO
3
CaO Ca(OH)
2
Ca(NO
3
)
2
CaCl
2
Krzyżówka
Hasło:___________ (łacińska nazwa litowców)
1.Litowce reagują z tlenem, tworząc __________
2. Litowce reagują z _________ , tworząc sole
3. Symbol tego litowca to K.
4. Saletra _______
5. Kolor, na jaki związki potasu barwią płomień palnika.
6. Jeden z minerałów, w którego skład wchodzi lit.
7. Litowce to ________
Ćwiczenia utrwalające
Borowce
Borowce zlokalizowane są w 13 grupie układu okresowego. W związkach
występują głównie na +III stopniu utlenienia, lecz ze wzrostem liczby
atomowej coraz większe znaczenie wykazuje wartościowość +I (tal
tworzy obok Tl(OH)
3
również TlOH). Ze względu na duże różnice w
charakterze chemicznym czasami grupę tę dzieli się na bor i pozostałe
pierwiastki, zwane wówczas grupą glinowców. Bor jest niemetalem, a
występuje w postaci czarnego proszku. Tworzy tlenek kwasowy B
2
O
3
,
który z wodą daje kwas borowy H
3
BO
3
. . Najbardziej rozpowszechnionym
borowcem jest glin, który jest dobrym przewodnikiem ciepła i
elektryczności i łatwo się go walcuje (zastosowanie do wyrobu drutów i
przewodów elektrycznych). Występuje on przede wszystkim jako
krzemiany i glinokrzemiany. Natomiast pozostałe pierwiastki są
metalami o niewielkiej reaktywności. Reagują (glinowce):
Z tlenem (w podwyższonej temperaturze), np.
4Al + 3O
2
2 Al
2
O
3
Z kwasami, tworząc sól i wodór, np.
2Al + 6HCl 2AlCl
3
+ 3H
2
Z niemetalami, tworząc sole, np.
2Al + 3Cl
2
2AlCl
3
Glin
Występowanie i otrzymywanie
Jednym z najbardziej rozpowszechnionych w przyrodzie metali 13 grupy jest glin. Został odkryty
przez Oersteda w 1825r. Stanowi on 7,5% ogólnej masy pierwiastków wchodzących w skład
skorupy ziemskiej zajmując trzecie miejsce po tlenie i krzemie, a pierwsze spośród metali.
Glin występuje w przyrodzie jedynie w postaci różnych połączeń z innymi pierwiastkami,
głównie jako składnik glinokrzemianów i tlenku glinowego, ma właściwości amfoteryczne.
Wyglądem przypomina srebro. Czysty glin jest bardziej miękki od żelaza, ma znaczną
wytrzymałość na zrywanie, zginanie i nie wykazuje przy tym kruchości. Rozpuszcza się
dobrze w kwasie solnym dając chlorek glinowy AlCl
3
, słabiej w rozcieńczonym kwasie
siarkowym, tworząc siarczan(VI) glinu Al
2
(SO
4
)
3
.
2Al + 6HCl → 2AlCl
3
+ 3H
2
2Al + 3H
2
SO
4
→ Al
2
(SO
4
)
3
+ 3H
2
Stężony kwas azotowy nie rozpuszcza glinu, toteż zbiorniki alumniniowe nadają się doskonale do
transportu i przechowywania stężonego kwasu azotowego.
Glin reaguje z roztworami wodorotlenków litowców; w reakcji tworzą się gliniany oraz
wydziela się wolny wodór
2Al + 2NaOH + 2H
2
O → 2 NaAlO
2
+ 3H
2
Glin jest metalem reaktywnym, silnie ogrzewany spala się gwałtownie w powietrzu czy tlenie. Pył
glinowy tworzy z powietrzem mieszaninę wybuchową. Jednak w zwykłych warunkach glin
szybko pokrywa się cienką, wytrzymałą warstewką tlenku glinowego, która chroni metal
przed dalszą korozją.
2Al + 3O
2
→ 2Al
2
O
3
Z kilku występujących w przyrodzie związków glinu znany jest boksyt Al
2
O
3
*2H
2
O używany do
wyrobu glinu oraz korund - używany jako kamień ozdobny (kryształy niebieskie noszą nazwę
szafirów, czerwone - rubinów). Złoża tych minerałów występują na Węgrzech oraz w Rosji.
Otrzymywanie glinu
Glin głownie otrzymuje się przez elektrolizę stopionej mieszaniny Al
2
O
3
i
Na
3
AlF
6
(kriolitu), która ma znacznie niższą temperaturę topnienia niż
czysty Al
2
O
3
.
Zastosowanie glinu
Glin jest metalem o stale wzrastającym znaczeniu. Ponieważ jest dobrym
przewodnikiem ciepła i elektryczności, wykorzystuje się go do wyrobu
tańszych od miedzianych przewodów elektrycznych, służy też do wyrobu
wielu przedmiotów codziennego użytku. Z uwagi na małą masę właściwą
stopów glinu z metalami i ich dużą wytrzymałość znajdują one
zastosowanie w przemyśle lotniczym, okrętowym, samochodowym, itp. Z
czystego glinu otrzymuje się;
•
przewody elektryczne do przesyłu energii elektrycznej,
•
różnego rodzaju naczynia a w tym i opakowania na napoje,
•
mieszankę termitową (rodzaj mieszaniny pirotechnicznej) mająca
zastosowanie w wojsku,
Inne
Znane stopy glinu to: magnal (30%Mg), duraluminium (3,0 - 5,5%Cu, 0,5-
2%Mg, 0,2-1,5%Sr, 1%Mn), silumin (12-14%Si), elektron (83 - 84%Mg, 0,2
- 4,5%Zn, 0,2 - 0,3%Mn). Glinu używa się również do produkcji stopów z
miedzią i cynkiem, nazywanych brązami aluminiowymi (ponad 90% Cu i
do 10% Al.). Mają one złocistą barwę i piękny połysk i są używane do
produkcji części do maszyn, naczyń kuchennych i ozdobnych.
Z
Sym
bol
Naz
wa
Gęsto
ść
(g/cm
3
)
Tmp.
topnienia
(
o
K)
Tmp.
wrzenia(
o
K)
5
B
Bor
2,34
2300
4000
13
Al
Glin
2,70
932
2700
31
Ga
Gal
5,90
312
2500
49
In
Ind
7,36
429
2300
81
Tl
tal
11,85
577
1740
Gal
Jest trujący, podobnie jak glin ma
srebrzystobiałą barwę. Ponadto po
stopieniu zmniejsza objętość. Stosuje się
do wytwarzania półprzewodników,
stopów niskotopliwych oraz w
medycynie. Chemiczne własności galu
podobne są do własności glinu.
Ind
Stosuje się do produkcji półprzewodników,
jako dodatek do stopów podwyższający
odporność na korozję. Chemiczne
własności indu podobne są do własności
glinu, chociaż istnieją także pewne
różnice.
Ind w przeciwieństwie do glinu, nie
reaguje z zasadami.
Tal
Tal różni się od pozostałych metali III
grupy przede wszystkim tym, że łatwo
tworzy jednododatnie jony (TlCl). Jest
też bardzo trujący oraz miękki. W
powietrzu szybko matowieje.
Zastosowaniem metalu jest wyrób
szkieł optycznych oraz trutka na
szczury – związek Tl
2
SO
4
.
Bor
Bor w stanie wolnym w przyrodzie nie występuje.
Spotykany jest wyłącznie w postaci różnych związków np.
kwasu borowego H
3
BO
3
, rozpuszczonego w wodzie
niektórych źródeł gorących oraz boranów występujących
w różnych minerałach.
W Tybecie występuje boraks naturalny Na
2
B
4
O
7
·10H
2
O. Z
boraksu można otrzymać wolny bor.
Na
2
B
4
O
7
+ 3H
2
O + 2HCl ↔ 4H
3
BO
3
+ 2NaCl
2H
3
BO
3
→ B
2
O
3
+ 3H
2
O
B
2
O
3
+ 3Mg → 2B + 3MgO
Bor stosowany jest jako dodatek do stopów (Ni, Mn i stali) -
podwyższa wytrzymałość, posiada wysokie ciepło
spalania 14000 kcal/kb (wodór - 28800 kcal/kg). Wysokie
ciepło spalania mają także borowodory (17000 kcal/kg),
które znalazły zastosowanie jako paliwo rakietowe.
Azotowce
Azotowce – pierwiastki 15 grupy. Azot, fosfor,
arsen, antymon, bizmut. Charakteryzują się
dużym zróżnicowaniem właściwości. Ich
charakter kwasowy maleje ze wzrostem
liczby atomowej. Pierwsze dwa to
niemetale (tworzą silne kwasy). Arsen oraz
antymon to półmetale (charakter
amfoteryczny tlenków). Bizmut jest
metalem. Z wyjątkiem azotu, posiadają po
kilka odmian alotropowych. Występują na
stopniach utlenienia od –III do V. W
warunkach normalnych są mało reaktywne
Azot
Azot - rok odkrycia: 1772 (Ernest Rutherford), liczba
atomowa 7, masa atomowa 14,01, zawartość w
skorupie ziemskiej: 0,0019%, T topnienia/wrzenia (
o
C)
-210/-196, liczba znanych izotopów (w tym trwałe)
12(2). Bezwonny, niepalny gaz, słabo rozpuszczalny w
wodzie, bierny chemicznie, główny składnik powietrza
(78% obj.), stosowany głównie do produkcji amoniaku i
nawozów azotowych oraz do napełniania żarówek i
termometrów. Związki azotu (np. białka) są niezbędne
do życia. Kwas azotowy (V) HNO
3
jest silnie utleniający
i powoduje żółknienie białek (próba ksantoproteinowa).
Sole kwasu azotowego (V) - azotany mają również
właściwości utleniające; stosowane jako nawozy
mineralne, materiały wybuchowe i w lecznictwie. Azot
otrzymuje się przez destylację frakcjonowaną ciekłego
powietrza oraz spalanie metanu w powietrzu.
Fosfor
Fosfor - rok odkrycia 1669 (H. Brandt), liczba atomowa
15, masa atomowa 28,09, zawartość w skorupie
ziemskiej: 0,11%, T topnienia/wrzenia (
o
C) fosfor biały:
44/280, czerwony: sublimuje w 416, liczba znanych
izotopów (w tym trwałe) 17(1). Niemetal występujący
w kilku odmianach alotropowych, z czego
najważniejsze to: Fosfor biały (miękka, żółtawa masa)
przechowywany pod wodą, gdyż w powietrzu łatwo się
utlenia. Może zapalać się samorzutnie. Fosfor
czerwony jest proszkiem o barwie ciemnoczerwonej.
Nie jest tak aktywny jak fosfor biały. Fosfor czarny –
przypominający grafit, dobry przewodnik
elektryczności i ciepła. Tworzy średniej mocy kwasy
fosforowe oraz fosforany i fosforki. Jest składnikiem
białek oraz kwasów nukleinowych, toteż bez niego tak
jak bez azotu nie byłoby życia na Ziemi.
Arsen
Arsen - rok odkrycia: średniowiecze, liczba atomowa: 33,
masa atomowa: 74,92, zawartość w skorupie
ziemskiej: 0,00018%, T topnienia/wrzenia (
o
C)
814/613 (sublimuje) , liczba znanych izotopów (w tym
trwałe) 24(6), półmetal występujący w trzech
odmianach alotropowych, z których najtrwalsza to
arsen szary (odmiana metaliczna); związki - silnie
trujące (As
2
O
3
- arszenik); stosowany jako
utwardzający składnik stopów, herbicyd, trutka na
gryzonie. W przyrodzie występuje głównie w
minerałach: arsenopirycie FeAsS, aurypigmencie As
2
S
3
,
realgarze As
4
S
4
oraz w arsenkach. Z tlenem tworzy
As
2
O
3
(arszenik) i As
2
O
5
. Nawet najmniejsza jego
dawka grozi powstaniem nowotworów. Związki arsenu
znano już w starożytności. Po raz pierwszy został
opisany 1250 przez Alberta Wielkiego.
Antymon
Antymon - rok odkrycia: średniowiecze, liczba
atomowa: 51, masa atomowa: 121,75, zawartość w
skorupie ziemskiej: 0,00002%, T topnienia/wrzenia
(
o
C) 630/1590, liczba znanych izotopów (w tym
trwałe) 30(2), półmetal, występujący w czterech
odmianach alotropowych, z czego najważniejsza to
metal używany w wielu stopach stosowanych w
produkcji np. panewek łożysk i śrutu. W przyrodzie
występuje gł. w minerałach antymonicie Sb
2
S
3
i walentynicie Sb
2
O
3.
Antymon występuje
w czterech odmianach alotropowych: antymon
metaliczny, antymon żółty, antymon czarny,
antymon wybuchowy. Z metalami tworzy
antymonki (rozkładające się pod wpływem kwasów
do antymonowodoru SbH
3
).
Bizmut
Bizmut - rok odkrycia: średniowiecze, liczba atomowa: 83,
masa atomowa: 208,98, zawartość w skorupie ziemskiej:
8*10
-7
%, T topnienia/wrzenia (
o
C) 271,4/1564, liczba
znanych izotopów (w tym trwałe) 27(1), metal, łatwo
topliwy, srebrzystoróżowy, składnik stopów używanych w
bezpiecznikach topikowych. Jak na metal ciężki jest mało
toksyczny. W przyrodzie występuje w minerałach - ochrze
bizmutowej Bi
2
O
3
, bizmutynicie Bi
2
S
3
oraz innych
minerałach siarczkowych. Nie reaguje z wodą, rozpuszcza
się natomiast w kwasie azotowym i stężonym kwasie
siarkowym oraz w wodzie królewskiej. Z tlenem tworzy
tlenek Bi
2
O
3
o własnościach zasadowych, łatwo ulegający
redukcji do metalicznego bizmutu. Do ważniejszych
związków bizmutu należą: azotan Bi(NO
3
)
3
*5H
2
O, siarczan
Bi
2
(SO
4
)
3
bizmutowodór BiH
3
(bardzo nietrwały), siarczek
Bi
2
S
3.
Niektóre związki bizmutu znajdują zastosowanie w
medycynie.
Zadanie
Jakie stężenie ma 200g roztworu,
który powstał poprzez
rozpuszczenie w wodzie 12.6g
pięciowodnego azotanu (V)
bizmutu?
Doświadczenia
1. traktujemy białko kwasem azotowym
(V)
białko żółknie i ścina się
pod wpływem kwasu azotowego (V)
dokonaliśmy próby ksantoproteinowej
2. tlenek fosforu (V) wrzucamy do wody
tlenek fosforu (V)rozpuścił się w wodzie
powstały roztwór barwi papierek
uniwersalny na czerwono
powstał w ten sposób kwas fosforowy (V)
P
2
O
5
+ 3H
2
0 → 2H
3
PO
4
Bibliografia
• „Chemia ogólna i nieorganiczna zakres
podstawowy i rozszerzony dla liceum”
Nowa Era
• chemia118.webpark.pl
• www.chemia.px.pl
Tlenowce
Tlenowce inaczej zwane chalkogenami to 16. grupa
pierwiastków układu okresowego. Należą do niej: to
tlen, siarka, selen, tellur i polon. Charakter pierwiastków
zmienia się w dół grupy od niemetalicznego tlenu, siarki
i selenu, przez półmetaliczny tellur, do metalicznego
polonu. Również w dół grupy rośnie promień atomu zaś
maleje elektroujemność pierwiastka. Tlen jest gazem,
pozostałe tlenowce ciałami stałymi. Tlen z powodu
bardzo małego promienia atomu ma inne właściwości
niż reszta pierwiastków tej grupy.
Tlenowce są pierwiastkami bardziej aktywnymi od
azotowców, przy czym aktywność chemiczna maleje od
tlenu do polonu. Reagują one z metalami pierwszej
grupy, a także z takimi jak miedź, srebro i rtęć. Siarka
selen tellur i polon łączą się również bezpośrednio z
tlenem.
Tlen
Tlen jest najbardziej rozpowszechnionym
pierwiastkiem w przyrodzie i podstawowym
składnikiem materii. Gazowy tlen O
2
stanowi
około 21% powietrza. W stratosferze oraz w
warstwie powietrza tuż przy powierzchni Ziemi
występuje jego odmiana alotropowa – ozon O
3
.
Tlen w postaci tlenków wchodzi w skład skał,
minerałów i wody, która stanowi około 75%
powierzchni Ziemi. W połączeniach
organicznych tlen stanowi składnik związków
budujących organizmy roślinne i zwierzęce.
Siarka
Siarka występuje w przyrodzie w postaci rodzimej jako
kopalina oraz w postaci związków chemicznych jako
składnik minerałów i organizmów żywych. Siarka
posiada kilka odmian alotropowych, z których trzy
najważniejsze to siarka rombowa, jednoskośna i
amorficzna. W temperaturze pokojowej siarka jest
mało aktywna. Bardzo łatwo łączy się ona tylko z
fluorem, a już trudniej z chlorem. Z innymi
pierwiastkami, np. z wodorem, łączy się dopiero w
podwyższonej temperaturze. Z metalami tworzy po
ogrzaniu siarczki, przy czym reakcje te są tak silnie
egzotermiczne, że zapoczątkowana reakcja syntezy
przebiega dalej samorzutnie nieraz razem z
rozżarzeniem mieszaniny. Ważniejszymi związkami
siarki są kwas siarkowy (VI) i (IV), siarkowodór oraz ich
sole - odpowiednio siarczany (VI) i (IV) oraz siarczki
Selen
Selen został odkryty w roku 1817 przez J. J.
Berzeliusa. Nazwa pochodzi od greckiego słowa
selene – księżyc, bo zawsze występował obok
telluru, łac. tellus – ziemia. Występuje w
skorupie ziemskiej jako zanieczyszczenie
niektórych rud siarczkowych. Przemysłowo
pozyskuje się go jako produkt uboczny rafinacji
rud miedzi i siarki. Doprowadzony do postaci
tlenku SeO
2
selen rozpuszcza się w kwasie
azotowym. Następnie przepuszcza się przez tak
otrzymany roztwór dwutlenek siarki. Wolny
selen wytrąca się jako czerwony osad.
Laboratoryjnie selen otrzymuje się redukując
hydrazyną kwas selenowy VI (H
2
SeO
4
)
Tellur
Tellur należy do pierwiastków występujących w
skorupie ziemskiej najrzadziej, często w pobliżu
wyżej wymienionego selenu. Ma charakter
półmetaliczny, został odkryty w 1782 r. przez
Franz-Josepha Müllera von Reichensteina.
Minerałem tego pierwiastka jest jego tlenek
występujący jako telluryt TeO
2
.
Polon
Polon został odkryty w 1898 r. przez Marię Skłodowską-
Curie i Piotra Curie. Jego nazwa pochodzi od
łacińskiej nazwy Polski. Polon występuje w skorupie
ziemskiej w śladowych ilościach w pobliżu rud
uranu. Nie posiada trwałych izotopów. Czysty polon
jest silnie radioaktywnym, srebrzystoszarym
metalem. Jego własności fizyczne i chemiczne
zbliżone są do selenu. W formie czystej był
stosowany przez Rosjan do ogrzewania i jonizacji
kabin statków kosmicznych. Obecnie jest jeszcze
czasami stosowany jako wysokowydajne źródło
cząstek alfa. Polon wprowadzony do organizmu jest
silnie toksyczny. Duże stężenie polonu stwierdzono
w organizmie Aleksandra Litwinienko, otrutego w
listopadzie 2006 roku w Londynie.
Zadanie
Wrzucono ćwierć kg pięciowodnego
siarczanu (VI) miedzi (II) do 0,71
dm
3
wody. Oblicz procentowe
stężenie roztworu.
Doświadczenie
• bierzemy siarkę i żelazo do
probówki
• podgrzewamy probówkę
• zachodzi silnie egzotermiczna
reakcja, mieszanina żarzy się,
powstaje nowa substancja
• nowa substancja straciła
właściwości składników jest to
siarczek żelaza
• S + Fe → Fes
Bibliografia
• „Chemia ogólna i nieorganiczna zakres
podstawowy i rozszerzony dla liceum”
Nowa Era
• www.wikipedia.pl
Fluorowce
Do fluorowców, czyli grupy 17 układu okresowego
należą: fluor(F), chlor(Cl), brom(Br), jod(I) oraz
astat(At). Są aktywnymi niemetalami
występującymi w przyrodzie wyłącznie w
związkach jako składniki skał, minerałów i wody
morskiej(wyjątkiem jest promieniotwórczy astat).
Ich konfiguracja elektronowa powłoki walencyjnej
to: n s
2
p
5
, co daje im możliwość uzyskania oktetu
elektronowego, przez przyłączenie jednego
elektronu. Wskazuje to także na ich wysoką
elektroujemność oraz tworzenie anionów X
-
( np.
F
-
, Cl
-
) Wszystkie, prócz astatu, tworzą cząsteczki
dwuatomowe. W związkach chemicznych
przyjmują stopnie utlenienia od –I do VII.
Związki fluorowców
Tlenki to na ogół nietrwałe, powstałe w wyniku pośrednich reakcji, bezwodniki
kwasowe. Wyjątek stanowię tlenki fluoru, w których tlen przyjmuje dodatni
stopień utlenienia.
Kwasy tlenowe są tworzone przez te pierwiastki szeregami(prócz fluoru) na
różnych stopniach utlenienia.
Kwasy beztlenowe powstałe w wyniku wprowadzenia do wody
fluorowcowodorów(HX), charakteryzujących się wiązaniami
kowalencyjnymi.
Sole
- Halogenki to sole kwasów beztlenowych, w których fluorowce tworzą anion
prosty(X
-
).
- Z metalami: W przypadku metalów 1 i 2 grupy o wiązaniach jonowych, zaś z
resztą kowalencyjne spolaryzowane.
- Z niemetalami np. SF
6
, PCl
3
, CCl
4
- Z innymi fluorowcami(międzyfluorowce)np. ClF, BrF
Fluor
Fluor jest żółtozielonym trującym gazem o
przenikliwej woni. Jest najbardziej
elektroujemnym(4,0 w skali Paulinga) i aktywnym
chemicznie pierwiastkiem. Występuje w postaci
minerałów: fluorytu(CaF2), kriolitu(Na3(AlF6)),
fluoroapatytu oraz w organizmach roślinnych i
zwierzęcych jako mikroelement. Stosuje się go w
postaci związków: w przemyśle szklarski, mikro- i
optoelektronicznym, w metalurgii, katalizie, do
impregnowania drewna oraz w syntezach org.,
m.in. do produkcji chemo- i termoodpornych
polimerów (np. politetrafluoroetylen), freonów, do
fluoryzacji zębów. W postaci pierwiastkowej jest
utleniaczem paliw rakietowych. Otrzymany w
1886 przez H. Moissana.
Chlor
Chlor jest żółtozielonym trującym gazem o drażniącej woni,
powodującym zahamowanie czynności oddechowych. Wśród całej
grupy 17 jest najbardziej rozpowszechniony w skorupie
ziemskiej(0,19%). Występuje w postaci chlorków, tworzących
minerały: halit(NaCl, sól kamienna), sylwin(KCl), ale również wodzie
morskiej, niektórych mineralnych oraz płynach ustrojowych
zwierząt. Jest rozpuszczalny w wodzie w wyniku, czego powstaje
woda chlorowa. Bardzo aktywny chemicznie, reagujący prawie ze
wszystkimi pierwiastkami, tworząc chlorki. Z wodorem tworzy
chlorowodór, którego rozwór to popularny kwas solny. Ważne
znaczenie mają także sole wywodzące się od kwasów
tlenowych(podchloryny, chloryny, chlorany, nadchlorany). Stosuje
się go do dezynfekcji wody, w związkach używany do bielenia, w
technologii materiałów elektronicznych oraz produkcji kwasu
solnego. Sam kwas solny stosowany jest w metalurgii,
włókiennictwie, produkcji barwników, przemyśle farmaceutycznym,
cukiernictwie, produkcji tworzyw sztucznych. Chlor otrzymał 1774
szwedzki chemik K.W. Scheele, a zidentyfikował jako pierwiastek
chemiczny 1810 angielski chemik i fizyk H. Davy.
Brom
Brom jest czerwonobrunatną lotną cieczą.
Rozpuszczalny w wodzie( woda bromowa, stosowana
jako utleniacz)i rozpuszczalnikach organicznych. Ze
względu na swoją dużą aktywność reaguje z
większością metali, niektórymi niemetalami oraz
związkami organicznymi, zawierającymi wiązania
nienasycone. W stanie związanym występuje w
wodzie morskiej, w organizmach roślinnych i
zwierzęcych(głównie morskich), skorupie ziemskiej
jako bromokarnalit, bromosylwinit, w pokładach soli
kamiennej i potasowej. Stosowany jest w produkcji
barwników, leków, środków dezynfekcyjnych. Szerokie
zastosowanie mają także bromki, a brom, działający
trująco i parząco, wchodzi w skład niektórych
bojowych środków trujących. Odkrył go w 1826 A.J.
Balard.
Jod
Jod tworzy szaroczarne kryształy o metalicznym połysku i
charakterystycznej woni. Łatwo sublimuje(fioletowe
pary), jest bardzo słabo rozpuszczalny w wodzie, za to
dobrze w rozpuszczalnikach organicznych oraz wodnym
roztworze jodku potasu, w wyniku czego powstaje
trójjodek potasu (KI
3
), stosowany w jodometrii. Tworzy
połączenia z wieloma pierwiastkami chemicznymi oraz
związkami organicznymi. Roztwór jodowodoru(HI) jest
mocnym kwasem, tworzącym sole- jodki. W przyrodzie
spotykany jest dość rzadko, w postaci związków
występuje w wodzie morskiej, naturalnych solankach,
stanowi domieszkę(NaI0
3
) saletry chilijskiej(NaNo
3
).
Związki jodu występują w tarczycy człowieka, jodki
stosowane są w przemyśle barwników, materiałów
fotograficznych, optoelektronicznych(CsI), w lecznictwie
oraz analizie chemicznej. Jod został odkryty w 1811 przez
B. Courtoi
Astat
Astat jest łatwo lotnym pierwiastkiem
promieniotwórczym, którego nie spotyka się w
przyrodzie. Liczba masowa jego najtrwalszego
izotopu to 210, a okres połowicznego rozpadu
8,1 h. Jego krótkożyciowe izotopy występują
jako człon naturalnych szeregów
promieniotwórczych uranu i aktynu. Wciąż jest
on mało zbadany, a po raz pierwszy izotop 211
otrzymali w 1940 Corson, K.R. McKenzie i E.
Segré.
Legenda i bibligrafia
Legenda do fragmentów układu okresowego:
• Kolor tła: zielone-gaz, niebieskie-ciecz, żółty- ciało
stałe
Od góry:
• liczba atomowa i masa atomowa
• stopnie utlenienia
• T topnienia
• T wrzenia
• Gęstość
Źródła informacji: Chemia 1, wyd. Nowa Era,
Encyklopedia PWN- Nauka
Ogólna charakterystyka
Położenie w układzie okresowym i niektóre właściwości.
Pierwiastki 18. grupy układu okresowego, w których skład
wchodzą: hel, neon, argon, krypton, ksenon, radon. Hel
należy do bloku s, a pozostałe do bloku p.
Helowce są bezwonnymi i bezbarwnymi gazami
szlachetnymi o bardzo niskiej temperaturze topnienia i
nikłej rozpuszczalności.
Mają całkowicie wypełnioną powłokę walencyjną
elektronami (hel – dublet, pozostałe – oktet). Do tego
stanu dążą wszystkie inne pierwiastki tworząc związki
chemiczne.
Jako jedyne gazy nie występują cząsteczkach
dwuatomowych. Są bierne chemicznie (całkowicie
jedynie neon oraz hel). Nie tworzą związków w
warunkach normalnych.
W specyficznych warunkach temperatury i ciśnienia
możliwe jest uzyskanie związków tlenu i fluoru z
ksenonem, kryptonem oraz radonem (ze względu na
niską energię jonizacji).
Występowanie
Większość występuje w śladowych ilościach na
Ziemi. Wyjątek stanowi argon, którego
zawartość w atmosferze ziemskiej wynosi 1 %.
We Wszechświecie są dosyć częste (hel – 25%,
neon – 0,12%).
Można je otrzymywać na masową skalę poprzez
destylację skroplonego powietrza.
Wykorzystanie różnicy rozpuszczalności w wodzie
(hel – najmniejsza, radon – największa).
Hel (helium, He)
Temp. top = -272,2
o
C (najniższa temperatura
topnienia spośród wszystkich gazów), d = 0.17848
g/cm3 (7-krotnie lżejszy od powietrza).
Najbardziej bierny chemicznie pierwiastek (wysoka
energia jonizacji).
We Wszechświecie jest składnikiem gwiazd i materii
międzygwiezdnej.
Występuje w niewielkich ilościach w powietrzu i gazie
ziemnym (kilka procent) i minerałach (np. rudy
uranu)
Otrzymuje się go poprzez destylację frakcyjną obu
w/w substancji.
Stosowano go do napełniania balonów.
Skroplony pomaga w utrzymaniu niskich temperatur i
chłodzenia nadprzewodników.
Wraz tlenem tworzy mieszankę do oddychania
nurków (niska rozpuszczalność w osoczu krwi.
Skroplony pomaga w
utrzymaniu niskich
temperatur i chłodzenia
nadprzewodników.
Wraz tlenem tworzy
mieszankę do
oddychania nurków
(niska rozpuszczalność w
osoczu krwi.
W 2,18 K hel przechodzi w
tzw. stan nadciekły (He
II). Zyskuje on wtedy
ciekawe właściwości np.
brak lepkości, to znaczy,
że nie zostawia śladów
na naczyniu, w którym
jest przetrzymywany. Hel
może również poruszać
się w górę po ścianach
naczynia tworząc błonę.
Dlaczego hel powoduje zmianę
głosu?
Często zastanawialiśmy się dlaczego hel
powoduje zmianę głosu. Otóż
wyjaśnienie jest bardzo proste.
Prędkość dźwięku w powietrzu wynosi
343 m/s. W helu natomiast ze względu
na jego małą gęstość roznosi szybciej.
Powoduje to zmianę barwy głosu.
Neon (neon, Ne)
Podobnie jak hel jest bardzo bierny chemicznie.
Występuje w bardzo niewielkich ilościach w
atmosferze (5 × 10-7%) oraz w niektórych
wodach mineralnych.
Otrzymuje się go poprzez destylacje frakcyjną
powietrza.
Stosuje się go w lampach jarzeniowych,
fotodiodach (neon daje czerwone światło).
Uzyskuje się, dzięki niemu, niskie temperatury.
Argon (argon, Ar)
Tworzy związki typu klatratów z wodą i hydrochinonem.
Występuje w stosunkowo dużych ilościach w atmosferze
ok. 1 %
Otrzymywany przez destylację frakcyjną powietrza.
Stosowany do wypełniania żarówek (wraz z kryptonem)
o dużej mocy oraz lamp jarzeniowych i
elektronowych.
Wytwarzanie atmosfery chemicznie biernej przy
procesach np. spawania.
Używany ja ko gaz nosny w chromatografii.
Krypton (krypton, Kr)
Występuje w atmosferze ziemskiej.
Otrzymywany przez destylację frakcyjną powietrza.
Podczas wyładowań elektrycznych podczas burz w
temp.
100 K, tworzy z fluorem KrF2, jest to jednak nietrwałe
połączenie (oprócz tego znane są tlenki, hydraty i
klatraty oraz KrXe)
Używa się go do wypełniania żarówek o dużej mocy
(wydłuża czas ich świecenia).
Wraz z argonem wypełnia lampy jarzeniowe.
Dodaje się go do neonów o świetle żółtym i zielonym.
Ksenon (Xenon, Xe)
Ksenon, choć należy do gazów szlachetnych, w specjalnych
warunkach temperatury i ciśnienia tworzy związki.
Fluorki: XeF
2
, XeF
4
, XeF
6
(służą one przede wszystkim do
trawienia płytek kwarcu w urządzeniach
mikrotechnicznych).
Tlenki: XeO
3
(silny utleniacz pochodzi z hydrolizy fluorków)
Związek koordynacyjny: XePtF
6
(otrzymany jako pierwszy
związek ksenonu).
Wypełnia się nim lampy błyskowe i neony w kolorze niebieskim.
Są wykorzystywane w technice laserowej.
Radon (radon, Rn)
Występuje w 14 nietrwałych izotopach (2 - gaz, 12 – stałych)
Jest to promieniotwórczy pierwiastek, który emituje
promieniowanie alfa i gamma.
Występuje w związku z fluorem oraz jako klatrat (z wodą i
fenolem).
Niewielka ilość jest w wodach mineralnych oraz rudach
pierwiastków promieniotwórczych.
Otrzymuje się go z rozpadu radu, toru i aktynu.
Stosowany w leczeniu nowotworów.
Dawna nazwa emancją.
Układy klatratowe
Połączenia klatratowe – są to połączenia gazów
(również biernych helowców, najczęściej z
wodą. Atom helowca nie tworzy wiązań, lecz
jest otoczony molekułami, z których nie może
się uwolnić. Jednak kiedy tylko gaz ma okazje
uwalnia się. Nie są, to więc związki trwałe.
Źródła
•
http://www.mlyniec.gda.pl/~chemia/pier
wiastki/nieorganiczna/grupa_18_opis.ht
m
•
http://www.portalnaukowy.edu.pl/hel_3.
htm
•
•
• Chemia ogólna i nieorganiczna Maria
Litwin, Szarota Styka-Wlazła
(podręcznik dla liceum
• Encyklopedia PWN tomy I, III, V.
Chromowce
Pierwiastki bloku d tworzące 6.
grupę układu okresowego
• Chrom
• Molibden
• Wolfram
• Seaborg
Charakterystyka grupy
Pierwiastki szóstej grupy charakteryzują się niebieskosrebrzystą barwą. Są
metalami dobrze przewodzącymi ciepło oraz prąd elektryczny. Są dość
odporne chemicznie. Posiadają bardzo wysokie temperatury topnienia. W
temperaturze pokojowej są pasywne, czyli odporne na działanie czynników
chemicznych. W temperaturze podwyższonej reagują z pierwiastkami takimi
jak tlen, siarka, węgiel, azot oraz chlorowce. W związkach występują na
stopniach utlenienia od +2 do +6. Tlenki na +6 stopniu utlenienia maja
charakter kwasowy, w miarę obniżania wartościowości pojawiają się
właściwości zasadowe.
Chromowce ulegają pasywacji pod wpływem kwasu azotowego V. Również kwasy
azotowe roztwarzają je dość łatwo. Przyczyną tego są ich ujemne potencjały
normalne. (Im bardziej ujemny potencjał normalny metalu, tym większa jest
jego zdolność do ulegania reakcji utlenienia. Im bardziej dodatni potencjał
normalny metalu, tym większa jest jego zdolność do redukcji.) Są
pierwiastkami przejściowymi, czyli takimi, których atomy lub jony maja
niecałkowicie zapełnioną podpowłokę (n - 1) c d , czyli pierwiastki od grupy 3
do 11 oraz lantanowce i aktynowce zapełniające podpowłokę (n - 2) · f.
Często są wykorzystywane jako dodatek do stali wysokogatunkowych (np. stal
wolframowa, szybkotnąca). Stop chromu z niklem stosuje się do wytwarzania
elementów grzewczych w piecach elektrycznych. Praktyczne zastosowanie
mają także ich węgliki. Szczególnie twardy jest węglik wolframu (WC - główny
składnik tzw. widii, końcówek wierteł do betonów).
Chrom i inne pierwiastki bloku d ulegają reakcjom utleniania-redukcji.
Chrom
Jest bardzo twardym, srebrzystym metalem,
odpornym chemicznie, nie matowiejącym na
powietrzu. Stosowany jako powłoka ochronna i
dekoracyjna nie dopuszczająca do korozji żelaza.
Ponadto bywa stosowany jako uszlachetniający
dodatek do stopów (stal) a jego zazwyczaj barwne
sole stanowią pigmenty farb i lakierów.
Charakteryzuje się niebieskosrebrzystą barwą .
Ma zaburzenia kolejności zapełniania orbitali przez
elektrony. Spowodowane jest to oddziaływaniem
elektronów, które zmienia energie całego układu i
kolejność energetyczną podpowłoki 4s względem
podpowłoki 3d. Chrom w przyrodzie występuje w
postaci związków, głównie tlenków, jako składnik
minerałów i skał.
Molibden
Metal podobny do chromu i tak jak on stosowany
do wytopu stali szlachetnych i narzędziowych.
W związkach występuje głównie na +6 stopniu
utlenienia, (Mo
6+
molibdeniany). Związki na
stopniach utlenienia +2, +3, +4, +5 występują
rzadko i nie mają większego znaczenia.
Trójtlenek molibdenu MoO3 nie rozpuszcza się w
wodzie. Ulega działaniu tylko stężonego kwasu
siarkowego(VI) i HF. Rozpuszcza się dobrze w
alkaliach tworząc molibdeniany. Przy zmianie
odczynu roztworu na bardziej kwaśny powstają
polikwasy.
Wolfram
Jest bardzo trudno topliwy (temp. topnienia to
3420°C, najwyższa wśród metali, a temp. wrzenia
5700°C). Używany we włóknach żarówek oraz
jako składnik szlachetnych stali. Węglik wolframu
WC wchodzi w skład stopów widia (twarde wiertła
do skał i betonów). Jest chemicznie odporny na
zimno. Na ciepło ulega wielu reakcjom, dając
związki, w których występuje na różnych
stopniach utlenienia. W związkach występuje
głównie na +6 stopniu utlenienia Tworzy słaby
kwas wolframowy; jego sole - wolframiany -
występują w naturze (wolframit - wolframian
żelaza i manganu). Został odkryty w roku 1781.
Stanowi 0,00012% litosfery, atmosfery i
hydrosfery.
Seaborg
Nazwa pochodzi nazwiska amerykańskiego chemika
Glenna T. Seaborga. Znane jest 12 izotopów tego
pierwiastka. Najbardziej stabilnym jest izotop
271Sg, który ma czas półtrwania 2,4 minuty.
Seaborg ma własności chemiczne zbliżone do
wolframu. Pierwiastek ten nie występuje
naturalnie. Został sztucznie otrzymany równolegle
przez dwa zespoły naukowe. W lipcu 1974 r. zespół
‘Albert Ghiorso z Lawrence Radiation Laboratory’
na Uniwersytecie Kalifornijskim opublikował
informacje o otrzymaniu izotopu 263Sg, który miał
czas półtrwania ok 1 s. We wrześniu tego samego
roku, radziecki zespół pod kierunkiem G. N.
Flerowa, z Dubnej opublikował otrzymanie izotopu
259Sg, który miał czas półtrwania 0,48 s.
Doświadczenie
Utlenienie jonów chromu (III) nadtlenkiem wodoru w środowisku
wodorotlenku sodu.
Do roztworu wodorotlenku sodu dodajemy stopniowo (kroplami)
15-procentowy roztwór nadtlenku wodoru, lekko ogrzewając
próbówkę, aż do wystąpienia objawów reakcji chemicznej.
Obserwacje: barwa roztworu w probówce zmienia się z zielonej
na żółtą .
Wnioski: Nastąpiła reakcja utleniania jonów chromu (III) do
jonów chromu (VI) a utleniaczem w tej reakcji był O2ֿ¹ ( w
nadtlenku wodoru) , który zredukował się do jonu
tlenkowego Oֿ² ( w tlenku wodoru)
Zapis cząsteczkowy:
2 Na
3
[Cr(OH)
6
] + 3 H
2
O
2
→ 2 Na
2
CrO
4
+ 2 NaOH + 8 H
2
O
Zapis cząsteczkowy:
2 [Cr(OH)
6
]
3+
+ 3 H
2
O
2
→ 2 CrO
42-
+ 2 OH
-
+ 8 H
2
O
Zadanie
Wskaż reduktor i utleniacz, a
następnie dobierz współczynniki
stechiometryczne w poniższym
równaniu reakcji:
Cr
2
O
3
+ KNO
3
+ KOH → K
2
CrO
4
+
KNO
2
+ H
2
O
Manganowce
Manganowce, pierwiastki należące do 7 grupy (wg
starszej numeracji grupa poboczna VII B) układu
okresowego. Należą do niej mangan, technet i ren.
Wszystkie są metalami przejściowymi, ciężkimi,
trudno topliwymi, roztwarzającymi się w kwasie
azotowym(V). W związkach występują na
stopniach utlenienia od +I do +VII (mangan od –I).
Tlenki manganowców na najwyższym +VII stopniu
utlenienia są lotne. Aktywność chemiczna
manganowców spada ze wzrostem ich masy
atomowej. Tworzą liczne związki koordynacyjne.
Do grupy manganowców należy jeszcze formalnie
unnilseptium, czyli ekaren (pierwiastek nr 107),
otrzymany po raz pierwszy w 1976.
Mangan
Manganum, Mn, pierwiastek chemiczny należący do grupy 7 (manganowce) w
układzie okresowym, liczba atomowa 25, masa atomowa 54,9381. Znany
jest tylko jeden trwały izotop manganu. Należy do pospolitszych
pierwiastków w skorupie ziemskiej, występuje w licznych rudach, najczęściej
w postaci tlenków (np. piroluzyt).
Mangan jest twardym i kruchym, srebrzystoszarym metalem o lekko różowawym
połysku, gęstości 7,42 g/cm3 i temperaturze topnienia 1244°C. Reaktywny
chemicznie, lecz na powietrzu pokrywa się czarną warstewką tlenku, przez
co staje się odporniejszy na korozję niż żelazo. Tworzy cztery odmiany
alotropowe.
Znane są związki chemiczne manganu na wszystkich stopniach utlenienia od -I
do +VII. Do najważniejszych należą związki manganu(II) (wg starej
nomenklatury zwane związkami manganawymi) jak biały wodorotlenek
manganu(II) Mn(OH)2, bladoróżowe sole manganu(II), np. chlorek MnCl2,
siarczan(VI) MnSO4, węglan manganu(II) MnCO3, a także siarczek
manganu(II) w kolorze cielistym. Ze związków manganu(III) można wymienić
minerały: braunit Mn2O3 i manganit MnO(OH) oraz nietrwałe sole
manganu(III) (dawniej zwane solami manganowymi), np. rubinowoczerwony
fluorek manganu(III) MnF3.
Mangan osiąga najwyższy stopień utlenienia VII w manganianachg(VII), zwanych
też nadmanganianami. Są to bardzo silne utleniacze, gdyż łatwo ulegają
redukcji. Można sprawdzić te właściwości doświadczalnie.
Doświadczenie
Doświadczenie: reakcja manganianu(VII) potasu z siarczanem(IV) sodu w
środowiskach kwasowym, obojętnym i zasadowym.
Przebieg: do trzech probówek nalewamy po około 3 cm^3 roztworu
manganianu(VII) potasu. W celu zakwaszenia środowiska reakcji, do
probówki 1. dodaj około 2 cm^3 roztworu kwasu siarkowego(VI), a
następnie dodajemy kroplami roztwór siarczanu(IV) sodu, aż do
wystąpienia objawów reakcji.
Do probówki 2. nalewamy około 2 cm^3 wody destylowanej, a następnie
kroplami dodajemy roztwór siarczanu(IV) sodu, aż do wystąpienia
objawów reakcji.
Do probówki 3. wlewamy około 2 cm^3 roztworu wodorotlenku sodu, w celu
otrzymania zasadowego środowiska reakcji, a następnie kroplami
dodajemy roztwór siarczanu(IV) sodu, aż do wystąpienia objawów reakcji.
Roztwór KMnO
4
ma charakterystyczne fioletowe zabarwienie pochodzące od
jonów MnO
4
-. W probówce 1. roztwór odbarwił się pod wpływem jonów
SO
32-
w środowisku kwasowym, co świadczy o powstaniu jonów Mn
2+
. w
probówce 2. pod wpływem jonów SO
32-
w środowisku obojętnym powstał
brunatny osad, co świadczy o powstaniu związku manganu na IV stopniu
utlenienia (MnO
2
). W probówce 3. pod wpływem jonów So
32-
w środowisku
zasadowym roztwór zabarwił się na zielono, czyli powstały jony
zawierające mangan(VI).
Zastosowanie manganu
Zastosowanie: metaliczny mangan głównie w
produkcji stopów (ferromangan, stale manganowe,
manganin, nikielin, brązy manganowe oraz
mosiądze manganowe), tlenek manganu(IV)
(braunsztyn) do odbarwiania żelazistych szkieł i do
produkcji suchych ogniw Leclanchego,
manganian(VII) potasu zaś w oksydymetrii
(manganometria) i w lecznictwie. Światowa roczna
produkcja manganu sięga 10 mln ton, a jego
orientacyjna cena wynosi ok. 1,5 dolara za 1 kg.
Nazwa pierwiastka pochodzi od greckiego magnes –
magnes. Mangan został w 1774 uznany za
pierwiastek przez K.W. Scheelego, a następnie
wyodrębniony w tym samym roku przez J.G.
Gahna.
Technet
Tc, technetium, pierwiastek chemiczny, liczba atomowa 43, masa
atomowa (najtrwalszego izotopu 98Tc ) 97,9. Znanych jest 26
izotopów technetu, wszystkie promieniotwórcze.
Technet nie występuje w skorupie ziemskiej, zawarty jest natomiast w
materii gwiazd, gdzie powstaje w wyniku syntezy termojądrowej.
Otrzymuje się go (99Tc) jako produkt rozpadu izotopu 235U albo
bombardując izotopy molibdenu lub niobu odpowiednimi cząstkami.
Srebrzysty metal, gęstość 11,5 g/cm3, temperatura topnienia 2172°C.
W związkach chemicznych występuje głównie na IV i VII rzadko na –
I, 0, II, III, V i VI stopniu utlenienia. W podwyższonej temperaturze
roztwarza się w kwasach: azotowym(V) i siarkowym(VI) oraz w
wodzie królewskiej (aqua regia). Silnie ogrzany wchodzi w reakcję z
tlenem (dając jasnożółty, lotny Tc2O7, który jest bezwodnikiem
kwasu technetowego(VII) HTcO4), chlorem, fluorem, siarką. Do
ważniejszych związków technetu należą: TcO2, Tc2S7, TcF6, TcCl4,
Tc2(CO)10, [TcJ6]2-.
Technet stosowany jest jako wskaźnik promieniotwórczy. Związki
chemiczne znakowane izotopem 99Tc używane są w scyntygrafii
mózgu, wątroby, nerek, serca, kości, tarczycy.
Ren
Re, rhenium, pierwiastek chemiczny. Liczba atomowa 75, masa atomowa 186,21.
Znane są tylko 2 trwałe izotopy renu i 33 promieniotwórcze
(promieniotwórczość). Ren występuje w rudach molibdenu, miedzi i tantalu.
Zawartość renu w środowisku naturalnym jest niewielka. Metaliczny ren
otrzymuje się przez redukcję tlenku(VII) renu wodorem. Jest srebrzystobiałym
metalem o wysokiej temperaturze topnienia (3180°C). Gęstość 21,0 g/cm3.
Otrzymywany jest przez redukcję wodorem tlenku renu(VII) (Re2O7).
W związkach chemicznych może występować na stopniu utlenienia od -I do VII
(najtrwalsze to IV i VII, niskie stopnie utlenienia są spotykane w związkach
kompleksowych). Pierwiastek mało aktywny chemicznie – zaliczany do metali
szlachetnych. W podwyższonej temperaturze roztwarza się w kwasach:
azotowym(V) i siarkowym(VI), w obecności utleniaczy reaguje z alkaliami.
Silnie ogrzany wchodzi w reakcję z tlenem (dając łatwo lotny, jasnożółty
Re2O7 o własnościach kwasowych), chlorem, fluorem, siarką.
Do ważniejszych związków renu należą również: Re2O3 (zasadowy), ReO2
(amfoteryczny), ReO3 (kwasowy), HReO4, NH4ReO4, Re2S7, ReS2, ReOF5,
ReF6, ReF7, ReCl5, K2[ReCl6]. Ren jest dodatkiem do stopów zwiększającym
ich twardość.
Metaliczny ren jest katalizatorem hydrogenacji. Stosuje się go także do produkcji
włókien do lamp żarowych i termoelementów. W organizmie człowieka ren
gromadzi się głównie w gruczole tarczowym. Ma działanie toksyczne
powodując uszkodzenie układu krążenia i nerwowego.
Bohr
Dawniej unnilseptium (Uns), Bh, sztucznie
otrzymany (w ilości kilku atomów) pierwiastek
chemiczny. Liczba atomowa 107, masa
atomowa 264,1. Liczba znanych izotopów - 3,
żaden nie jest trwały. Pierwiastek
promieniotwórczy (czas życia najtrwalszego
izotopu 0,44s). W związkach występuje na VII
stopniu utlenienia.
Zadanie
W roztworze wodnym przeprowadzono
następujące reakcję:
5 MgI
2
+ 2KMnO
4
+ 8H
2
SO
4
→ 5MgSo
4
+
K
2
SO
4
+ 2MnSO
4
+ 5I
2
+ 8H
2
O
Jakie jony brały w niej udział?
Żelazowce
Żelazowce to pierwiastki bloku d
tworzące 8. grupę układu
okresowego. Należą do nich:
żelazo, ruten, osm i has –
wszystkie są metalami, a
temperaturze pokojowej ciałami
stałymi. Charakteryzuje je mała
aktywność chemiczna.
Żelazo
Żelazo – metal ciężki - liczba atomowa: 26, masa atomowa:
55,85, zawartość w skorupie ziemskiej: 6,14%, zawartość we
wszechświecie: 0,16%, temp. wrzenia: 2750 °C, temp.
topnienia: 1535 °C, gęstość: 7874 kg/m
3
. Jest srebrzystobiałe.
W postaci pierwiastka służy jako reduktor lub katalizator. W
stanie rozdrobnionym może się zapalić - jest piroforyczne.
Łatwo ulega korozji, a odporność chemiczną uzyskuje przez
obróbkę i dodatki stopowe. W postaci stali lub żeliwa
stosowane jest powszechnie w przemyśle, budownictwie,
gospodarstwach domowych. Służy do wyrobu szyn, pojazdów,
narzędzi. Występuje w postaci rożnego rodzaju rud, do
których należą m. in.: hematyt (Fe
2
O
3
), magnetyt (Fe
3
O
4
),
piryt (Fe
2
S
3
), syberyt (FeCO
3
). Otrzymywane jest w procesie
wielkopiecowym. Jako pierwiastek aktywniejszy niż wodór
wypiera go z kwasów tworząc sole. Obecność jonów żelaza
często przejawia się zabarwieniem roztworów wodnych: Fe
2+
na jasnozielono i Fe
3+
na żółto. Nadmiar żelaza w organizmie
uszkadza naczynia krwionośne i limfatyczne.
Ruten
Ruten – liczba atomowa: 44, masa atomowa: 101,07,
temp. wrzenia: 4150 °C, temp. topnienia: 2334 °C,
gęstość: 12370 kg/m
3
. Został odkryty przez
profesora, Karla Klausa w 1844 r. Metal ten
występuje głównie w stanie wolnym razem z innymi
platynowcami, najczęściej w rudach siarczkowych
żelaza, chromu i niklu. Tworzy głównie związki
kompleksowe. Ruten otrzymuje się z mieszaniny
osmu, irydu, rodu i rutenu, która jest produktem
ubocznym przy oczyszczaniu rudy. Wykorzystuje się
od tego różnice w podatności na utlenianie i
rozpuszczalności soli kompleksowych. Jego stopy
charakteryzują się znaczną twardością i
wytrzymałością. Stopy rutenu z palladem, bądź
platyną używane są w jubilerstwie i dentystyce. Stop
rutenu z molibdenem jest nadprzewodnikiem.
Osm
Osm – liczba atomowa: 76, masa atomowa 190,2, temp.
wrzenia: 5012 °C, temp. topnienia: 3033 °C. Jest jednym z
pierwiastków o największej gęstości, wynosi ona 22610
kg/m
3
. Jest wysoce toksyczny - poniżej 100mg to dla
człowieka dawka śmiertelna. Został odkryty w 1803r. przez
Smithsona Tennanta. Ma szaroniebieski kolor. Jest twardy,
ale zarazem kruchy. Tlenek osmu posiada
charakterystyczny zapach zbliżony nieco do chloru, zwany
także zapachem czosnku. Najważniejszym minerałem osmu
jest osmiryd, który towarzyszy platynie i rozdzielany jest za
pomocą wody królewskiej (nie rozpuszcza się w niej).
Następnie osm i iryd rozdziela się wykorzystując lotność
czterotlenku osmu. Tworzy głównie związki kompleksowe.
Osm używany jest praktycznie tylko w postaci stopów z
irydem i platyną - do produkcji standardowych odważników,
końcówek wiecznych piór i styczników elektrycznych.
Tlenek osmu (VIII) wykorzystywany jest w daktyloskopii.
Has
Has – liczba atomowa: 108, masa
atomowa: 165,1. Nie występuje w
naturze i szybko się rozpada emitując
cząstki . Nie znane są związki hasu z
innymi pierwiastkami.
Doświadczenie
Doświadczenie: strącanie i roztwarzanie wodorotlenków
żelaza. Do probówki wsypujemy kilka gramów tlenku
żelaza (II) i wlewamy kilka milimetrów 10% HCl.
Zawartość probówki ogrzewamy lekko w płomieniu
palnika. Po roztworzeniu tlenku i ochłodzeniu roztworu
dodajemy kilka milimetrów 5% roztworu NaOH.
Wytrącony osad przenosimy na sączek, przemywamy
wodą destylowaną i obserwujemy zmiany barwy. Fe(OH)
2
jest biały, ale powoli utlenia się tlenem atmosferycznym
do brązowego Fe(OH)
3
. Część Fe(OH)
2
używamy do
sprawdzenia, czy roztwarza się w kwasie. Resztę
przenosimy do parowniczki i dodajemy wody utlenionej,
która szybciej niż tlen atmosferyczny utleni go do
Fe(OH)
3.
Ponownie odsączamy osad i sprawdzamy, czy
roztwarza się w kwasie. Do otrzymanego roztworu lub
innego roztworu soli żelaza (III) dodajemy kilka kropli
roztworu zasady.
Zadanie
Oblicz ilość moli Fe
2
(SO
4
)
3
, jeśli
stężenie procentowe roztworu
wynosi 6,3%, a jego masa to
187g.
Bibliografia
• Chemia 1 wyd. Nowa Era rok 2005
• Chemia dla gimnazjalistów cz. III wyd.
Oficyna Edukacyjna rok 2001
• http://eduseek.interklasa.pl/artykuly/art
ykul/ida/1314/idc/1/
Miedziowce
Miedziowce to 11 grupa układ okresowego. Należą do niej: miedź, srebro i
złoto, a formalnie także odkryty w 1994 pierwiastek unununium (Uuu).
Wszystkie są metalami ciężkimi odznaczającymi się najwyższym
przewodnictwem ciepła i prądu elektrycznego (przewodnictwo
elektryczne), wyjątkowo ciągliwymi i kowalnymi, wszystkie były też
znane już w starożytności. Miedź jest metalem półszlachetnym, złoto i
srebra - szlachetnymi, ich bierność chemiczna (szlachetność) rośnie od
miedzi do złota ( w dół w grupie). Miedziowce nie roztwarzają się w
kwasach nieutleniających (np. kwas solny), miedź i srebro ulegają
działaniu kwasu azotowego(V) i stężonego kwasu siarkowego(VI), złoto
- tylko wody królewskiej - mieszaniny kwasów azotowego(V) i solnego.
Tworzą jony proste jednododatnie Me
+
(najtrwalsze u srebra),
dwudodatnie Me
2+
(najtrwalsze u miedzi) i trójdodatnie Me
3+
(najtrwalsze u złota). Tlenki i wodorotlenki miedziowców są trudno
rozpuszczalne w wodzie, mają charakter słabo zasadowy (Cu(OH)
2
i
Au(OH)
3
są amfoteryczne). Tworzą liczne związki koordynacyjne, w
przyrodzie występują rzadko (najczęściej miedź), w stanie rodzimym
(także w postaci roztworów stałych) oraz w związkach. Miedziowce
znalazły szerokie zastosowanie, m.in. do wytwarzania powłok
ochronnych, do wyrobu specjalnej aparatury, w dentystyce,
jubilerstwie, miedź głównie w elektrotechnice i do wyrobu stopów.
Miedź (Cu)
Wykorzystywana już w prehistorii, ma najlepsze po srebrze
przewodnictwo ciepła i elektryczności. Czerwonobrązowy, kowalny,
dość miękki metal półszlachetny. Dość powszechny w przyrodzie
(0,02% wag.). Liczba atomowa 29, masa atomowa 63,546 u. Tworzy
dwa trwałe izotopy. W przyrodzie spotykana w postaci metalicznej
(miedź rodzima) i w licznych rudach miedzi (chalkozyn, chalkopiryt,
kupryt, malachit, azuryt). Po przeróbce chemicznej najczystszą miedź
otrzymuje się elektrolitycznie. Anodę stanowi blok miedzi
oczyszczanej a katodę czysta miedź elektrolityczna (zanieczyszczenia
poniżej 0,1%).
Miedź znajduje zastosowanie w wielu stopach. Do najpopularniejszych
należą brązy (z cyną i domieszkami cynku i ołowiu) i mosiądze (z
cynkiem), ważnym stopem jest konstantan (z niklem), którego opór
elektryczny praktycznie nie zależy od temperatury.
Ponieważ w szeregu napięciowym metali występuje po wodorze, nie
wypiera go z kwasów beztlenowych, natomiast kwas azotowy
i siarkowy (stężony, gorący) rozpuszczają miedź, jednocześnie
redukując się (wydzielają się przy tym tlenki azotu lub siarki).
3Cu + 8HNO
3
→
3Cu(NO
3
)
2
+ 2NO + 4H
2
O
Cu + 2H
2
SO
4
→
CuSO
4
+ SO
2
+ 2H
2
O
Bezpośrednio reaguje z wszystkimi fluorowcami, siarką,
dwutlenkiem siarki, siarkowodorem, dwutlenkiem węgla.
W wilgotnym powietrzu atmosferycznym miedź pokrywa się zieloną
patyną (zasadowy węglan miedziowy). Pod wpływem działania
tlenu suchego powietrza pokrywa się powierzchniowo tlenkiem
Cu
2
O, nadającym jej charakterystyczne czerwonawe
zabarwienie. Oba te procesy chronią miedź przed dalszym
wpływem czynników atmosferycznych.
Związki miedzi jednowartościowej są nietrwałe i łatwo ulegają
reakcji dysproporcjonowania przechodząc w miedź(II) i wolny
metal.
Cu
2
O + H
2
SO
4
→ CuSO
4
+ Cu + H
2
O
Najpopularniejszą solą miedzi jest pięciowodny siarczan,
krystalizujący w postaci dużych niebieskich kryształów.
W analizie znajduje częste zastosowanie amoniakalny roztwór
siarczanu miedzi, który z glikolami (diolami wicynalnymi) daje
fiołkowe zabarwienie, a z białkami (reakcja na obecność
wiązania peptydowego - reakcja biuretowa) fioletowe.
Srebro (Ag)
Szlachetny metal, barwy srebrzystobiałej o doskonałym przewodnictwie
elektrycznym i cieplnym. Liczba atomowa 47, masa atomowa 107,9.
Znanych jest 34 izotopów srebra, w tym 2 trwałe (
107
Ag,
109
Ag). W
przyrodzie srebro występuje w stanie rodzimym oraz w minerałach:
argentycie Ag
2
S, kerargirycie (srebro rogowe) AgCl, pirargirycie
Ag
3
SbS
3
, stefanicie Ag
5
SbS
4
, prustycie Ag
3
AsS
3
, embolicie Ag(Cl, Br),
bromargirycie (AgBr). W przyrodzie występuje w ilościach niewielkich
(0,00001% wag.). Towarzyszy także rudom innych metali, głównie
ołowiu i miedzi. W zależności od surowca stosuje się różnorodne
metody (często elektrolityczne) wydzielania metalicznego srebra.
Sposoby jego wytapiania i oczyszczania znane były już w starożytności.
Jako metal szlachetny nie wypiera wodoru z kwasów, reaguje jedynie z
gorącym kwasem azotowym i siarkowym, redukując je do
odpowiednich tlenków (podobnie jak miedź). Łatwo reaguje z
siarkowodorem (czernienie srebrnych łyżeczek), siarką, fluorowcami.
Rozpuszcza się w roztworach cyjanków metali alkalicznych. Tworzy sole,
w których jest jednowartościowy, w większości przypadków
nierozpuszczalne (AgS, AgCl, AgBr, AgI, - rozpuszczalną solą jest AgF).
Najważniejszym związkiem srebra jest azotan(V) srebra, otrzymywany
przez działanie kwasem azotowym na metaliczne srebro:
3Ag + 4HNO
3
→
3AgNO
3
+ NO + 2H
2
O
Srebro nie ulega działaniu tlenu atmosferycznego,
utlenia je natomiast ozon. Ciemnienie srebra na
powietrzu spowodowane jest reakcją z H
2
S, który w
niewielkich ilościach znajduje się w powietrzu
komunalnym i powoduje powstanie ciemnego Ag
2
S
na powierzchni srebrnych wyrobów.
Związki srebra są ważnymi odczynnikami
chemicznymi, odgrywają zasadniczą rolę w
procesach fotograficznych, w lecznictwie (lapis,
kolargol, czyli srebro koloidalne). Srebro było
stosowane od starożytności w rzemiośle
artystycznym do wyrobu przedmiotów zbytku,
monet, obiektów kultowych, a w następnych
epokach także sprzętów powszechnego użytku, jak
świeczniki, naczynia, sztućce.
Złoto (Au)
Metal szlachetny, o żółtej barwie, kowalny, ciągliwy, w przyrodzie bardzo
rzadki (0,0000005% wag.), występuje w postaci metalicznej. Liczba
atomowa 79, masa atomowa 197,0. Znane są jego 32 izotopy, w tym 1
trwały:
197
Au. W przyrodzie złoto występuje w stanie rodzimym oraz w
minerałach: kalawerycie AuTe
2
, krenerycie (Au, Ag)Te
2
, sylwanicie (Au,
Ag)Te
4
i in. Towarzyszy także rudom niektórych metali, głównie miedzi i
srebra. Odporny na działanie większości czynników chemicznych.
Rozpuszcza go (roztwarza) dopiero tzw. woda królewska (mieszanina
kwasu solnego i azotowego) przeprowadzając w kwas chlorozłotowy
HAuCl
4
. Z roztworu kwasu chlorozłotowego można wytracić alkaliami
żółtobrunatny osad wodorotlenku złota AuO(OH), wykazujący słabe
właściwości amfoteryczne. Rozpuszcza się zarówno w kwasie solnym
jak i na gorąco w roztworach zasadowych dając pochodne kwasu
złotowego - złociany, np. złocian potasu KAuO
2
. Złoto w związkach
występuje na +1 i +3 stopniu utlenienia (głównie +3). Tworzy związki
na ogół nierozpuszczalne w wodzie. Tak jak pozostałe miedziowce ma
skłonność do tworzenia jonów kompleksowych.
Ze względu na swą niska odporność mechaniczna jest stosowane w postaci
stopów, głownie z miedzią. Zawartość złota w jego stopach określa się
często w karatach, czyli ilości części wagowych złota w 24 częściach
wagowych stopu.
Doświadczenie
Bierzemy kwas solny i azotowy V i do
każdego wrzucamy kawałek
miedziowca (pewnie miedzi).
Doświadczenie ma wykazać
szlachetność miedziowców
(miedziowiec nie będzie reagował z
kwasem, ale zareaguje z kwasem
azotowym pięć.
Zadanie
Stopiono ze sobą 200g złota 20
karatowego i 300g złota 18 karatowego.
Ile karatów będzie miał powstały stop?
Bibliografia
• Chemia ogólna i nieorganiczna 1 wyd.
Nowa Era
• Chemia dla licealistów część 2 Krzysztof
Pazdro
•
Cynkowce
Cynkowce – 12 grupa układu
okresowego, na którą składają się
trzy metale: cynk (Zn), kadm (Cd)
i rtęć (Hg)., spośród których
najbardziej rozpowszechniony jest
cynk stanowiący 0,007% skorupy
ziemskiej.
Cynk
Cynk – metal przejściowy 12 grupy układu okresowego odkryty około 1500r. p.n.e.
o masie atomowej 65,409u. Występuje na drugim stopniu utlenienia. Posiada
dwadzieścia trzy izotopy, w tym pięć stałych. Jego struktura krystaliczna jest
heksagonalna.
Rys. Struktura heksagonalna
Cynk występuje w blendzie cynkowej (sfalerycie), wurcycie ZnS, smitsonicie
ZnCO
3,
a także jest głównym składnikiem rud zwanych galmanami. W Polsce
złoża cynku występują w Zagłębiu Kruszcowym. Otrzymuje się go metodą
pirometalurgiczną z siarczku cynku i metodą hydrometalurgiczną z siarczanu
(VI) cynku.
Cynk jest błekitnobiałym, kruchym metalem. Na powietrzu ulega pasywacji.
Temperatura wrzenia to 1180K, a topnienia to 692,677K. Dobrze roztwarza się
w kwasach.
Cynk jest stosowany do powlekania innych metali w celu ochrony przed korozją.
Jest składnikiem mosiądzu oraz tworzy stopy z miedzią, tzw. nowe srebro, oraz
z glinem. Znalazł zastosowanie w ogniwach Daniella oraz Leclanhego. Bierze
udział między innymi w mineralizacji kości, gojeniu się ran, wpływa na pracę
systemu odpornościowego, prawidłowe wydzielanie się insuliny przez trzustkę
i stężenie witaminy A oraz cholesterolu.
Kadm
Kadm – metal przejściowy 12 grupy układu okresowego.
Jego masa atomowa to 112,411u. Został odkryty w
1817roku Friedrich Stohmeyer. Ma strukturę
heksagonalną i występuje na drugim stopniu utlenienia.
Najważniejszym minerałem kadmu jest grenokit, CdS.
Występuje w rudach cynku i paliwach kopalnych.
Kadm ma niebieskawą barwę. Na powietrzu ulega
pasywacji. Jest łatwo topliwy, miękki i ciągliwy.
Temperatura topnienia to 594,22K, a wrzenia 1040K. Jego
gęstość wynosi 8650kg/m
3
. Twardość w skali Mohsa to 2.
Kadm tworzy powłoki antykorozyjne na metalach. Ze stopu
kadmu z miedzią wyrabia się przewody telefoniczne i
tramwajowe. Służy do pochłaniania neutronów w
reaktorach atomowych. W sztuce służy do otrzymywania
barwnika.
Jest niezwykle toksyczny.
Rtęć
Rtęć - metal przejściowy 12 grupy układu okresowego.
Masa atomowa wynosi 200,59u. W warunkach
normalnych występuje w stanie ciekłym na pierwszym i
drugim stopniu utlenienia.
Główną rudą rtęci jest cynober, HgS, która niekiedy
zawiera śladowe ilości rtęci w stanie rodzimym. Innym
minerałem rtęci jest kalomel, Hg
2
Cl
2
.
W temperaturze pokojowej jest srebrzystobiałą cieczą.
Temperatura topnienia to 234,3156K, a wrzenia
629,88K. Gęstość wynosi 13579,04 kg/m
3
, a twardość w
skali Mohsa 1,5. W temperaturze pokojowej rozpuszcza
wiele metali tworząc amalgamaty. Łączy się z tlenem w
temperaturze około 600K.
Stosuje się ją w laboratoriach, do napełniania termometrów
i barometrów. Rtęci używa się również w elektrochemii
oraz do produkcji materiałów wybuchowych.
Cynk
Kadm
Rtęć
Metal
Tak
Tak
Tak
Rozpowszechnieni
e
Dość duże
Małe
Małe
Stan skupienia
Stały
Stały
Ciekły
Temp. topnienia
Wysoka
Wysoka
Niska
Właściwości redoks
Reduktor
Reduktor
Utleniacz
Reaktywność
Wysoka, wypiera
wodór z kwasów
Niska, wypiera
wodór z kwasów
Metal
półszlachetny, nie
wypiera wodoru,
reaguje z gorącym
i stężonym H
2
SO
4
i
HNO
3
z
wydzieleniem
tlenków
Gęstość g/cm
3
7,133
8,65
13,546
Stopień utlenienia
II
II
I i II
Zadanie
Z rozkładu próbki rtęci (II) otrzymano
20,1g rtęci i 1,6g tlenu. Ile rtęci i ile
tlenu otrzymano by z rozkładu próbki o
masie 65,1g?
Doświadczenie
Na szkiełko zegarkowe wprowadzić dużą kroplę rtęci.
Następnie zalać wodą destylowaną, tak by rtęć była
całkowicie zatopiona. Dodać kilka kropel kwasu
siarkowego(VI) i wprowadzić roztwór manganianu(VII)
potasu. Do powierzchni kropli rtęci przysunąć stalowy
drucik. Pojawiają się drgania rtęci, które wywołane są
procesami utleniania i redukcji.
Rozpłaszczanie kropli rtęci:
10Hg + 8H
2
SO
4
+2KMnO
4
5Hg
2
SO
4
+ K
2
SO
4
+
2MnSO
4
+ 8H
2
O
Kurczenie się kropli rtęci:
Fe + Hg
2
SO
4
2Hg + FeSO
4
Bibliografia
• Chemia ogólna i nieorganiczna, Nowa
Era
• A. Bielański, Podstawy Chemii
nieorganicznej, PWN, Warszawa 2002
• J.D. Lee, Zwięzła chemia nieorganiczna,
PWN, Warszawa 1994
Pierwiastki bloku f
Do pierwiastków bloku f należą lantanowce i aktynowce
o liczbach atomowych od 57 do 71 i od 89 do 103.
Należą do nich: lantan cer, prazeodym, neodym,
promet, samar, europ, gadolin, terb, dysproz,
holm, erb, tul, iterb, lutet oraz aktyn tor,
protaktyn, uran, neptun, pluton, ameryk, kiur,
berkel, kaliforn, einstein, ferm, mendelew,
nobel i lorens. Wszystkie te pierwiastki do uranu
włącznie występują w przyrodzie, natomiast
pierwiastki od neptunu do lorensu zostały sztucznie
wyprodukowane w wyniku reakcji jądrowych.
Wszystkie są metalami, aktynowce oraz promet są
promieniotwórcze. W bloku f występuje nigdzie
indziej nie spotykane większe podobieństwo
pierwiastków w obrębie okresu niż w obrębie grupy.
Lantanowce
Są to srebrzystobiałe metale na III stopniu utlenienia(rzadziej
na II lub IV). Mają taką samą budowę zewnętrznej powłoki
elektronowej przez co mają tak podobne właściwości
fizykochemiczne, że bardzo trudno odróżnić je od siebie.
Pod tym względem są podobne do trójwartościowych metali
grup głównych o powłokach elektronowych typu gazu
szlachetnego. Wszystkie rozbudowują podpowłokę 4f. Są
metalami nieszlachetnymi, reagują z kwasami wypierając z
nich wodór. Ich tlenki mają charakter zasadowy, który
maleje w miarę wzrostu liczby atomowej pierwiastka.
Dawniej nazywano je razem ze skandowcami pierwiastkami
ziem rzadkich, ze względu na rzadkie występowanie w
skorupie ziemskiej. Charakterystycznym minerałem dla
lantanowców jest monacyt - (Ce, La, Nd, Th, Y, Pr)[PO
4
]
– fosforan ceru, lantanu, neodymu, toru, itru i
prazeodymu. Może również zawierać inne lantanowce oraz
uran, bardzo częstym składnikiem jest również wapń. Inna
nazwa to piasek monacytowy.
Monac
yt
Cer
Rok odkrycia: 1807
Liczba atomowa - 58
Temp. Topnienia– 804
0
C
Temp. Wrzenia – 3470
0
C
Elektroujemność – 1,1
Liczba izotopów(w tym trwałych) – 30(4)
Twardość – 2,5
Gęstość – 6689 kg/m
3
Jest stalowoszarym ciałem stałym o gęstości od 6,67 do 8,23 g/cm
3
,
zależnie od odmiany alotropowej. Jest najpowszechniejszym
lantanowcem. Reaguje z wodą, tworząc związki z wodorem.
Tworzy również związki z azotem – CeN, siarką – Ce
2
S
3
, Ce
3
S
4
,
CeS, węglem – CeC
2
, Ce
2
C
3
, oraz tlenki – Ce
2
O
3
, CeO
2
. Stosowany
jako dodatek do stopów, zwiększa odporność na naprężenia, do
produkcji katalizatorów, siatek żarowych, szkła, fotokomórek czy
osłon przed promieniowaniem gamma.
Aktynowce
Występują na III stopniu utlenienia z wyjątkiem
toru – IV i protaktynu – V. Są
promieniotwórcze, a ich okresy połowicznego
rozpadu rosną wraz z wzrostem liczby
atomowej. Rozbudowują podpowłokę 5f.
Wszystkie pierwiastki po uranie zostały
otrzymane sztucznie w wyniku reakcji
jądrowych i praktycznie nie występują w
skorupie ziemskiej. Są one zwane
transuranowcami. Można jedynie spotkać
śladowe ilości neptunu przy rudach uranu. Są
wykorzystywane jako materiał rozszczepialny w
reaktorach jądrowych.
Uran – informacje
ogólne
Rok odkrycia – 1789
Liczba atomowa - 92
Temp. Topnienia – 1132
0
C
Temp. Wrzenia – 1797
0
C
Elektroujemność – 1,38
Liczba izotopów(trwałych) – 28(1)
Twardość – 4,5
Gęstość – 19050 kg/m
3
Uran
Ciężki, srebrzysty metal, dość aktywny chemicznie. Występuje w
skorupie ziemskiej pod postacią minerałów, z których
najważniejsze to blenda uranowa UO
2
, uranit U
3
O
8
, oraz
karnotyt - K
2
(UO
2
)
2
(VO
4
)
2
•2H
2
O. Największe jego złoża znajdują
się w Kongo, Kanadzie, USA, Czechach i Turkiestanie. Reaguje z
tlenem z powietrza, sproszkowany zapala się. Ponadto reaguje z
kwasami oraz siarką, chlorem i fluorem. Wszystkie jego związki są
trujące. Stosowany m.in. w fotografii, jako tarcza generatorach
promieni X, wskaźnik wieku skał oraz do barwienia szkła –
używano go już w I w., jego tlenek w szkle zabarwionym na żółto
znaleziono w południowych Włoszech. Jego najważniejszym
zastosowaniem jest użycie go jako materiału rozszczepialnego w
reaktorach atomowych i bombach jądrowych. Jest to najbardziej
skondensowane źródło energii używane przez człowieka.
Problemem jest to, że większość(99%) tego pierwiastka w
przyrodzie to izotop
238
U, a pozostałe to nadający Się do
wykorzystania izotop
235
U. W celu oddzielenia obu izotopów
stosuje się tzw. wirówki, w których cięższy
238
U jest wypychany na
zewnątrz, a lżejszy
235
U jest zasysany ze środka wirówki.
Neptun – informacje
ogólne
Rok odkrycia – 1940
Liczba atomowa - 93
Temp. Topnienia – 637
0
C
Temp. Wrzenia – 4000
0
C
Elektroujemność – 1,36
Liczba izotopów(trwałych) – 17(0)
Gęstość – 20250 kg/m
3
Neptun
Jest to pierwszy pierwiastek otrzymany sztucznie w
reaktorach jądrowych. Powstaje w wyniku
bombardowania jądrami deuteru uranu
238
U, z czego
powstaje uran
239
U, który rozpada się do neptunu
239
Np.
Ma srebrzystobiały kolor, reaguje z tlenem, parą wodną i
kwasami. Najważniejsze związki to tlenek neptunu (II) i
(IV), ośmiotlenek trineptunu Np
3
O
8
. Jego sole mają różne
ciekawe kolory, m.in. purpurofioletowe, zielone,
czerwone, różowy NpO
2
F
2
czy pomarańczowy NpF
6
.
Neptun i jego związki wydzielają się przy przerobie
zużytych prętów paliwowych z reaktorów atomowych.
Najtrwalszy izotop
237
Np ma okres połowicznego rozpadu
t = 2,144 x 10
6
lat.
Pluton – informacje
ogólne
Rok odkrycia – 1941
Liczba atomowa – 94
Temp. Topnienia – 639
0
C
Temp. Wrzenia – 3230
0
C
Elektroujemność – 1,28
Liczba izotopów(trwałych) – 16(0)
Gęstość – 19816 kg/m
3
Pluton
Jest to również pierwiastek wytworzony sztucznie, ale,
podobnie jak neptun może występować w niewielkich
ilościach przy rudach uranowych. Wytworzono go w
podobny sposób jak neptun – bombardując uran
atomami deuteru. Jest dość aktywny chemicznie. W
powietrzu ulega pasywacji, pokrywając się warstwą
żółtego tlenku. Jest zabójczy dla człowieka w
minimalnych ilościach. Jest bardziej niebezpieczny od
uranu, ze względu na mniejszą masę krytyczną.
Ciekawe jest to, że podczas ogrzewania w temp. 320 –
480
0
C zmniejsza swoją objętość. Podobnie jak uran,
również jest stosowany jako substrat reakcji
jądrowych.
Zadanie obliczeniowe: obliczyć, ile gramów pewnego
pierwiastka o okresie połowicznego rozpadu t=5 lat
zostanie po 60 latach z 15kg tej substancji.
Zadanie
Obliczyć, ile gramów pewnego pierwiastka
o okresie połowicznego rozpadu t=5 lat
zostanie po 60 latach z 15kg tej
substancji.
Bibliografia
• Chemia ogólna i nieorganiczna, Maria
Litwin, Szarota Styka-Wlazło, Joanna
Szymońska, Warszawa 2005
• Chemia118.webpark.pl
• Wikipedia.pl
Pierwiastki bloku f
W skład bloku f wchodzą
lantanowce i aktynowce.
Pierwiastki te rozbudowują
podpowłokę walencyjną 4f
(lantanowce) i 5f (aktynowce).
W tym bloku występuje,
niespotykane w innych blokach,
większe podobieństwo
właściwości pierwiastków w
obrębie okresu niż grupy.
Lantanowce
Lantanowce to zbiór 14 pierwiastków. Są to
srebrzystoszare metale, które występują w przyrodzie
w postaci rud. Ich właściwości są do siebie tak zbliżone,
że trudno je identyfikować i rozdzielać (naturalnie
występują zawsze razem). W miarę wzrostu liczby
atomowej zmniejsza się promień atomowy i jonowy.
Zjawisko to nosi nazwę kontrakcji lantanowców. W
związkach chemicznych występują na III stopniu
utlenienia. Mają one intensywne zabarwienie, które
nie zmienia się w roztworach ani wskutek wytworzenia
związków kompleksowych. Metale te są nieszlachetne,
reagują z kwasami, wypierając z nich wodór. Ich tlenki
mają charakter zasadowy, który maleje wraz ze
wzrostem liczby atomowej. Lantanowce uważano dawniej
za pierwiastki o bardzo małym rozpowszechnieniu
(nazywano je pierwiastkami ziem rzadkich)
Związki lantanowców
CePO
4
– monacyt, występuje w złożach pierwotnych w pegmatytach,
granitach i gnejsach (Norwegia, Madagaskar), a także w postaci
lepiej nadającego się do eksploatacji piasku monacytowego
(Brazylia, Cejlon, Indie); zawiera także lżejsze lantanowce (od
lantanu do gadolinu), które wykazują promienie jonowe zbliżone
najbardziej do ceru
Ce
2
O
3
, Ce(OH)
3
– utleniają się pod wpływem tlenu atmosferycznego;
ich utlenianie następuje szybko pod działaniem zasadowych
roztworów H
2
O
2
Pr
2
O
3
Tb
2
O
3
– ogrzewając je w czystym tlenie można uzyskać tlenki o
składzie stechiometrycznym PrO
2
i TbO
2
CeO
2
– nie rozpuszcza się w wodzie ani w rozcieńczonych kwasach,
ulega działaniu gorącego, stężonego kwasu siarkowego (VI), dając
żółty, dobrze rozpuszczalny siarczan(VI) ceru(IV); odnajduje
zastosowanie w analizie miareczkowej przy oznaczeniach
potencjometrycznych
(NH
4
)
2
Ce(NO
3
)
6
– jest jaskrawoczerwonego koloru, w trakcie gotowania
rozcieńczonego roztworu tej soli, ulega ona hydrolizie
prowadzącej do strącenia się zasadowych soli
Zastosowanie
lantanowców
Tlenków lantanowców używa się w przemyśle szklarskim i
ceramicznym (tlenek prazeodymu z dodatkiem ZrO
2
dodaje się do zielonych glazur ceramicznych, CeO
2
stosowany jest do polerowania szkła, inne tlenki Nd i Pr
służą do barwienia szkła).
Tlenki lantanowców wchodzą też często w skład materiałów
używanych np. w ekranach telewizyjnych.
Stop lantanu z niklem w stosunku 1:5 bardzo dobrze wchłania
wodór pod zwiększonym ciśnieniem. Po zmniejszeniu
ciśnienia wodór wydzielany jest z powrotem.
25% produkowanych lantanowców używana jest w postaci
metalicznej, głównie jako tzw. metal mieszany,
zawierający ok. 45-50% ceru, 22-25% lantanu, 5%
prazeodymu oraz 1% samaru. Jest to znakomity środek
odtleniający i odsiarczających stopione metale. Silnie
rozdrobniony, z 30% dodatkiem żelaza stosowany jest jako
kamień do zapalniczek.
Lantanowce
lantan, cer, prazeodym, neodym, samar,
europ, gadolin, terb, dysproz, holm, erb, tul,
iterb, lutet
Aktynowce
Aktynowce to zbiór 14 pierwiastków sztucznie wytworzonych w reakcjach
jądrowych (z wyjątkiem toru, protaktynu i uranu). Są to pierwiastki
promieniotwórcze, których okres połowicznego rozpadu maleje ze
wzrostem liczby atomowej. Otrzymywanie ich jest bardzo trudne. Mówi
się, iż niektóre z nich powstają w gwiazdach.
W związkach występują najczęściej na III stopniu utlenienia (wyjątkami są tor –
IV i protaktyn – V).
W stanie wolnym aktynowce są srebrzystymi metalami o wysokich
temperaturach topnienia oraz dużej gęstości. Są aktywne chemicznie. W
zetknięciu z powietrzem pokrywają się warstewką tlenku (w przypadku
toru stanowi warstwę ochronną). Ulegają działaniu kwasów mineralnych.
Tor, pluton i uran traktowane stężonym kwasem azotowym (V) ulegają
pasywacji. W czasie działania na tor i uran kwasu solnego wydzielający
wodór reaguje z metalem tworząc osad hydroksowodorków.
Wolne aktynowce otrzymuje się poprzez redukcję fluorków wapniem lub
cynkiem.
Pierwsze próby uzyskania pierwiastków transuranowych (pierwiastków o
liczbach atomowych większych od 92) podejmował w 1934r. Enrico Fermi.
Naświetlał on uran powolnymi neutronami, w wyniku czego uzyskiwał
nowe substancje promieniotwórcze.
Aktynowce mają podobne właściwości (zwłaszcza cięższe transuranowce).
Tor i jego związki
Tor otrzymuje się głównie z pasku monocytowego. Tor
metaliczny uzyskuje się poprzez redukcję chlorku toru
sodem lub wapieniem. Metal ten ma barwę
srebrzystobiałą, jest miękki i ciągliwy. Topi się w
temp. 2023 K. Ogrzewany w powietrzu utlenia się do
ThO
2
. Z wodorem łączy się w temp. 600-700 K.
ThO
2
– materiał wysokoogniotrwały, silnie wyprażony nie
ulega działaniu kwasów i zasad w zwykłych
warunkach;
Th(SO
4
)
2
· 8H
2
O i Th(NO
3
)
4
· 12H
2
O – najczęściej
otrzymywane sole toru
Dawniej związki toru służyły do wyrobu siatek żarowych
do lamp gazowych. Ostatnio tor zyskał na znaczeniu
jako materiał do otrzymywania rozszczepionego
izotopu uranu
233
U.
Uran i jego związki
Uran-235 stanowi zaledwie 0,7% naturalnej mieszaniny izotopów. 99,3% to uran-238 i
śladowe ilości uranu-234.
Najważniejszą rudą uranu jest uraninit (blenda smolista), U
3
O
8
. Mniej ważny jest
karnotyt – K
2
(UO
2
)
2
(VO
4
)
2
· 3H
2
O. Od czasu wykorzystywania uranu w elektrowniach
jądrowych wytwarzanie metalicznego uranu nabrało dużego znaczenia. Uraninit
redukuje się do UO
2
ogrzewając go w atmosferze wodoru. Następnie działając na
ditelnek HF, uzyskuje się UF
4
, który poddaje się redukcji z magnezem lub wapniem.
Do celów energetyki jądrowej konieczne jest rozdzielenie izotopów uranu.
W stanie wolnym uran jest srebrzystobiałym metalem topiącym się w temperaturze
1408 K. W powietrzu pokrywa się żółtozieloną, a później czarną warstewką tlenku.
W wysokich temperaturach jest reaktywny. Roztwarza się łatwo w rozcieńczonych
kwasach. W temperaturze wrzenia wydziela z wody wodór.
UO
3
– otrzymuje się go w postaci proszku o barwie od jasnożółtej do pomarańczowej
podczas podgrzewania UO
2
(NO
3
)
2
w strumieniu tlenu; przechodzii w
oliwkowozielony O
3
O
8
(najtrwalszy tlenek uranu) ; UO
3
ma właściwości
amfoteryczne, (w kwasach roztwarza się i tworzy sole uranylowe, z zasadami daje
uraniany); jedne i drugie sole można uznać za pochotnde UO
2
(OH)
2
(powstaje w
wyniku gotowania tritlenku uranu z wodą).
UF
6
– substancja stała, sublimująca w temperaturze 329 K, znajduje zastosowanie w
procesie wydzielania izotopu
235
U.
Sole uranu(IV) mają barwę zieloną i wykazują właściwości zbliżone do soli toru(IV).
Otrzymuje się je w wyniku redukcji soli uranylowych.
Wszystkie rozpuszczalne związki uranu są toksyczne.
Rozszczepienie jądrowe
uranu-235
Jądro uranu-235 zderza się
z neutronem, następuje podział
jądra na dwa nowe jądra (bar-
141
i krypton-92), z równoczesnym
uwolnieniem trzech neutronów.
Takie rozszczepienie jądra uranu-
235 znajduje zastosowanie
w elektrowniach jądrowych
i w wojsku do skonstruowania
pierwszych bomb „atomowych”.
Neptun
Odkryty został w 1940r. Przez McMillana i Abelsona
na Uniwersytecie Kalifornijskim w Berkeley.
Udowodnili oni, że jądra uranu-238 pod wpływem
neutronów przechodzą w izotop
239
U, który z
okresem półtrwania 23,5 min. przechodzi na
drodze przemiany β
-
w nowy pierwiastek –
neptun. Jest to pierwszy pierwiastek
transuranowy. Neptun przypomina swoimi
właściwościami uran, jednak nie wykazuje
podobieństwa do renu. Neptun jest
srebrzystoszarym metalem. Reaguje z tlenem,
wodorem i kwasami. Nie reaguje z zasadami.
Pluton
Jądra neptunu
239
Np ulegają samorzutnej przemianie β
-
prowadzącej do powstania następnego pierwiastka
transuranowego – plutonu. Pierwszy izotop tego
pierwiastka uzyskany został przez McMillana,
Kennedy’ego, Wahla i Seaborga z końcem 1940r.
Naukowcy ci bombardowali uran deuteronami. W
wyniku tej reakcji jądrowej otrzymali
238
Np, który
przechodził następnie w
238
Pu. Pluton jest dość
reaktywny chemicznie. W powietrzu pokrywa się
żółtą warstewką tlenków. Znanych jest jego 15
izotopów. W związkach występuje na czterech
stopniach utlenienia. Ze względu na swoją
radioaktywność uran to zabójcza trucizna dla
człowieka (nawet w minimalnych ilościach).
Zadania
Zadanie 1
Ułóż równanie rozpadu α toru-227.
Zadanie 2
W pojemniku umieszczone 4mg
radionuklidu
o okresie półtrwania 48 godzin. Ile
miligramów tego radionuklidu
pozostanie po upływie:
a) 4 dni
b) 8 dni?
Zadanie 3
Dopisać szósty człon w szeregu i
określić prawidłowość według której
został ułożony:
219
Rn,
215
Po,
215
At,
211
Bi,
211
Po
Bibliografia
• „Podstawy chemii nieorganicznej” część
2 Adam Bielański
• „Chemia ogólna i nieorganiczna” część 1
Maria Litwin, Szarota Styka-Wlazło,
Joanna Szymońska
• „Zbiór zadań z chemii dla szkół
ponadgimnazjalnych – zakres
rozszerzony” Krzysztof Pazdro
Przegląd czas
zakończyć…
I tak oto przebrnęliśmy
przez fragment
chemicznego świata.
Zapraszamy do dalszego
zgłębiania chemicznych
tajemnic!
