sladami ukladu okresowego

background image

Śladami układu

okresowego

pierwiastków

Przegląd właściwości

i zastosowań

najpowszechniejszych

pierwiastków

oraz ich związków

Dale
j

background image

Litowce

Dominika Pakulska

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

Sód – model atomu

i konfiguracja elektronowa

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

Potas – model atomu

i konfiguracja elektronowa

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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

Dale
j

background image

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

Dale
j

background image

Borowce

Jarosław Wiśniewski

Dale
j

background image

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

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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

.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

Azotowce

Piotr Szefler

Dale
j

background image

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

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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

).

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

Zadanie

Jakie stężenie ma 200g roztworu,

który powstał poprzez
rozpuszczenie w wodzie 12.6g
pięciowodnego azotanu (V)
bizmutu?

Dale
j

background image

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

Dale
j

background image

Bibliografia

• „Chemia ogólna i nieorganiczna zakres

podstawowy i rozszerzony dla liceum”
Nowa Era

• chemia118.webpark.pl
• www.chemia.px.pl

Dale
j

background image

Tlenowce

Jakub Kulis

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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

Dale
j

background image

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

)

Dale
j

background image

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

.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

Zadanie

Wrzucono ćwierć kg pięciowodnego

siarczanu (VI) miedzi (II) do 0,71
dm

3

wody. Oblicz procentowe

stężenie roztworu.

Dale
j

background image

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

Dale
j

background image

Bibliografia

• „Chemia ogólna i nieorganiczna zakres

podstawowy i rozszerzony dla liceum”
Nowa Era

• www.wikipedia.pl

Dale
j

background image

Fluorowce

Sylwia Berent

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

Doświadczenie

Dale
j

background image

Zadanie

Ile gramów miedzi oraz chloru

potrzebujemy, aby uzyskać 20 g
CuCl

2

?

Dale
j

background image

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

 

Dale
j

background image

Helowce

Julita Suska

Dale
j

background image

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).

Dale
j

background image

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).

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

Źródła

http://www.mlyniec.gda.pl/~chemia/pier
wiastki/nieorganiczna/grupa_18_opis.ht
m

http://www.portalnaukowy.edu.pl/hel_3.
htm

http://www.wikipedia.pl

http://images.google.pl

• Chemia ogólna i nieorganiczna Maria

Litwin, Szarota Styka-Wlazła
(podręcznik dla liceum

• Encyklopedia PWN tomy I, III, V.

Dale
j

background image

Chromowce

Marta Jaroszewska

Dale
j

background image

Chromowce

Pierwiastki bloku d tworzące 6.

grupę układu okresowego

• Chrom
• Molibden
• Wolfram
• Seaborg

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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

Dale
j

background image

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

Dale
j

background image

Manganowce

Patryk Kępiński

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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).

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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?

Dale
j

background image

Żelazowce

Monika Grządkowka

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

Zadanie

Oblicz ilość moli Fe

2

(SO

4

)

3

, jeśli

stężenie procentowe roztworu
wynosi 6,3%, a jego masa to
187g.

Dale
j

background image

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/

Dale
j

background image

Miedziowce

Katarzyna Herba

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

Zadanie

Stopiono ze sobą 200g złota 20

karatowego i 300g złota 18 karatowego.
Ile karatów będzie miał powstały stop?

Dale
j

background image

Bibliografia

Chemia ogólna i nieorganiczna 1 wyd.

Nowa Era

Chemia dla licealistów część 2 Krzysztof

Pazdro

www.wikipedia.pl

Dale
j

background image

Cynkowce

Aleksandra Katafias

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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

Dale
j

background image

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?

Dale
j

background image

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

Dale
j

background image

Bibliografia

Chemia ogólna i nieorganiczna, Nowa

Era

• A. Bielański, Podstawy Chemii

nieorganicznej, PWN, Warszawa 2002

• J.D. Lee, Zwięzła chemia nieorganiczna,

PWN, Warszawa 1994

Dale
j

background image

Pierwiastki bloku f

Jakub Wysocki

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

Zadanie

Obliczyć, ile gramów pewnego pierwiastka

o okresie połowicznego rozpadu t=5 lat
zostanie po 60 latach z 15kg tej
substancji.

Dale
j

background image

Bibliografia

• Chemia ogólna i nieorganiczna, Maria

Litwin, Szarota Styka-Wlazło, Joanna
Szymońska, Warszawa 2005

• Chemia118.webpark.pl
• Wikipedia.pl

Dale
j

background image

Pierwiastki bloku f

Emilia Dobrowolska

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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)

Dale
j

background image

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

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

Lantanowce

lantan, cer, prazeodym, neodym, samar,

europ, gadolin, terb, dysproz, holm, erb, tul,

iterb, lutet

Dale
j

background image

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).

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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”.

Dale
j

background image

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.

Dale
j

background image

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).

Dale
j

background image

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

Dale
j

background image

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

Dale
j

background image

Przegląd czas

zakończyć…

I tak oto przebrnęliśmy

przez fragment

chemicznego świata.

Zapraszamy do dalszego

zgłębiania chemicznych

tajemnic!


Document Outline


Wyszukiwarka

Podobne podstrony:
Budowa Układu Okresowego Pierwiastków
otrzymywanie tlenu i siarki, charakterystyka poszczególnych grup układu okresowego
11) Fosfan, charakterystyka poszczególnych grup układu okresowego
Nauka ukladu okresowego id 3155 Nieznany
5.Związki węgla z fluorowcami1, charakterystyka poszczególnych grup układu okresowego
Boraks, charakterystyka poszczególnych grup układu okresowego
BORKI otrzymywanie i klasyfikacja wg Kiesslinga, charakterystyka poszczególnych grup układu okresowe
7. Tlenowe kwasy azotu (H2N2O2, charakterystyka poszczególnych grup układu okresowego
Grupy główne i podgrupy układu okresowego pierwiastków, Chemia Fizyczna, chemia fizyczna- laborki ro
cyjanamid wapnia (azotniak), charakterystyka poszczególnych grup układu okresowego
5.Związki węgla z fluorowcami2, charakterystyka poszczególnych grup układu okresowego
3. Hydroborany, charakterystyka poszczególnych grup układu okresowego
Spinele, charakterystyka poszczególnych grup układu okresowego
Węgliki i węglany berylowców, charakterystyka poszczególnych grup układu okresowego
skalenie zeolity zw typu ultramaryny, charakterystyka poszczególnych grup układu okresowego
Aluminotermia i termity, charakterystyka poszczególnych grup układu okresowego
5. azydki, charakterystyka poszczególnych grup układu okresowego
10. Fosfor -odmiany alotropowe, charakterystyka poszczególnych grup układu okresowego
Budowa układu okresowego, chemia kosmetyków

więcej podobnych podstron