1. Układ okresowy pierwiastków. Konfiguracja elektronowa pierwiastka a położenie w

układzie okresowym. Grupy pierwiastków (numeracja). Grupy główne. Grupy
pierwiastków zewnętrznoprzejściowych i wewnętrznoprzejściowych. Okresy w układzie

okresowym. Prawo okresowości. Okresowość właściwości pierwiastków: promienie
atomowe, energia jonizacji, elektroujemność, stopnie utlenienia pierwiastków.

2 Opis na gruncie teorii orbitali molekularnych cząsteczek dwuatomowych: H

, O

, N

. Krotność wiązania, energia dysocjacji i długość wiązania. Hybrydyzacja orbitali

atomowych (sp, sp

, sp

, dsp

, d

) a geometria cząsteczek. Wpływ

wolnych par elektronowych na kąty między wiązaniami. Wiązanie wodorowe. Klatraty.

3 Klasyfikacja związków nieorganicznych. Nazewnictwo związków nieorganicznych.

4 Wodór i jego właściwości fizyczne i chemiczne. Wodorki.
5 Pierwiastki grup głównych i ich związki: litowce, berylowce, borowce, węglowce,

azotowce (cząsteczka diazotu i jej właściwości, związki azotu), tlenowce (tlen i związki
pierwiastków z tlenem), fluorowce, helowce (gazy szlachetne). Podstawowe cechy

fizyczne i chemiczne pierwiastków grup głównych ze szczególnym uwzględnieniem
podobieństw, różnic i ogólnych prawidłowości w grupie i w okresie.

6 Kwasy i zasady Lewisa.

Program wykładu z chemii nieorganicznej

(30 godz)

wykładowca: prof. Teresa Szymańska-Buzar

Pierwiastki przejściowe d i f elektronowe - położenie w układzie

okresowym, konfiguracje elektronowe, stopnie utleniena i ich trwałość,

okresowość zmian właściwości fizycznych i chemicznych, ogólne

prawidłowości w grupie i w okresie.

8 Związki metali przejściowych - kompleksy. Klasyfikacja ligandów - rodzaje, nazwy,

symbole, sposób koordynacji do metalu. Skład kompleksów, liczba koordynacji

atomu centralnego, stereochemia kompleksów, nazewnictwo

związków

kompleksowych, izomeria - rodzaje i przykłady, stereospecyficzne podstawienie

(efekt trans). Siła pola ligandów a wielkość 10 Dq. Kompleksy wysoko- i nisko-
spinowe. Właściwości magnetyczne kompleksów. Szereg spektrochemiczny
ligandów. Szereg ligandów -akceptorowych.

9 Właściwości kinetyczne i termodynamiczne związków kompleksowych -

trwałość i równowagi tworzenia kompleksów, zależność pomiędzy

trwałością a funkcjami termodynamicznymi. Czynniki wpływające na

trwałość kompleksów - efekt chelatowy, efekt makrocykliczny. Szybkość

reakcji i jej wyznaczanie, trwałość kinetyczna kompleksów, kompleksy

labilne i inertne.

10 Związki metaloorganiczne pierwiastków grup głównych i pierwiastków

przejściowych. Reguła efektywnej liczby atomowej.

Literatura:

A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, PWN, 2002.

Kolditz, Chemia nieorganiczna, tom 1 i 2, PWN, 1994. F. A. Cotton, G. Wilkinson,
P.L. Gaus, Chemia nieorganiczna, PWN, 1995. J. D. Lee, Zwięzła chemia

nieorganiczna, PWN, 1994. S.F.A. Kettle, Fizyczna chemia nieorganiczna, PWN,
1999.

Dymitr Mendelejew (1869) i Lothar Meyer (1870)

Właściwości chemiczne i fizyczne zmieniają się okresowo,

w miarę jak od pierwiastków o mniejszej liczbie atomowej

przechodzimy do pierwiastków o coraz to większej liczbie

atomowej.

Prawo

okresowości

Chemia

jest nauką, która zajmuje się

otrzymywaniem oraz wszechstronnym

badaniem właściwości, struktury, a także

reakcji chemicznych

pierwiastków chemicznych

i ich połączeń

Chemia organiczna

to chemia połączeń węgla

zwanych węglowodorami lub ich pochodnych

Chemia nieorganiczna

, zajmuje się

połączeniami wszystkich innych pierwiastków z

wyjątkiem węglowodorów

Materia składa się z atomów o określonych

właściwościach.

Pierwiastek chemiczny

jest zbiorem

jednakowych atomów, tzn atomów

posiadających taką samą liczbę dodatnich

ładunków elementarnych czyli o tej samej

liczbie atomowej

grupa

konfig.
elektr.

(n-1)

okres

blok s

pierwiastki zewnętrznoprzejściowe (blok d)

pierwiastki bloku p

Li Be

III

Na Mg

Rb Sr

Cs Ba

VII Fr Ra

Cl Ar

Ga Ge As Se Br Kr

Sn Sb Te

Pb Bi Po At Rn

Sc Ti

V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd

La-Lu

Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg

Ac-Lr

Rf Db Sg Bh Hs Mt

pierwiastki

wewnętrznoprzejściowe (blok f)

4f (57 – 71)

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

5f (92 – 103)

Ac Th Pa

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

103

Lr – lorens;

104

Rf - rutherford;

105

Db - dubn;

106

Sg - seaborg;

107

Bh – bohr;

108

Hs – has;

109

Mt – meitner

UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW CHEMICZNYCH

Największa liczba atomowa jaka jest obecnie znana wynosi 112.

Odpowiada ona pierwiastkowi o prowizorycznej nazwie

międzynarodowej ununbium (un -jeden, bi - dwa)

Budowa atomu pierwiastka a jego położenie w

układzie okresowym

Elektron wykazuje właściwości falowe, można więc go
opisać za pomocą funkcji falowej



, będącą funkcją

współrzędnych x, y, z.



(x,y,z)

Prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w

określonym elemencie objętości przestrzeni jest

proporcjonalne do całki po tej objętości z kwadratu

modułu funkcji falowej (musi być rzeczywiste i

dodatnie).

prawdopodobieństwo

(x,y,z) ~



(x,y,z)

Równanie Schrödingera (1926 r) wiąże energię układu z

ruchem falowym



= E



gdzie H jest operatorem Hamiltona przedstawiającym

ogólną postać kinetycznej i potencjalnej energii układu;

E jest liczbową wartością energii odpowiadającej

określonej funkcji



Funkcje falowe będące rozwiązaniem tego równania

nazywane są funkcjami własnymi, a energie E

odpowiadające tym funkcjom – wartościami własnymi.

Budowa atomu

pierwiastka

Funkcje własne (orbitale)



nlml

= [N] [R

(r)] [



lml

(x/r, y/r, z/r)]

gdzie

N – stała normalizacji ustalona tak aby

prawdopodobieństwo znalezienia elektronu

gdziekolwiek w przestrzeni było równe jedności

(r) – radialna część funkcji falowej (n –

główna liczba kwantowa określa średnią

odległość elektronu od jądra, l – poboczna

liczba kwantowa określa orbitalny moment

pędu elektronu)



lml

(x/r, y/r, z/r) –

kątowa część funkcji falowej

– magnetyczna liczba kwantowa określa

możliwe wartości składowej z momentu pędu

elektronu w polu magnetycznym.

n = 1, 2, 3, ···(liczby całkowite)

l = 0, 1, 2, 3, ··· n-1
m

= +l, l-1, l-2, ···-l

= 0 orbital

= 1 orbital

= 2 orbital

= 3 orbital

= 4 orbital

K (n = 1), L (n = 2), M (n = 3), N (n = 4) itd.

W obrębie powłoki rozróżniamy podpowłoki s, p, d, f

określone przez poboczną liczbę kwantową l.

Powłoki

elektronowe

Wzrost energii poziomów energetycznych:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p

Schemat poziomów

energetycznych w atomach

wieloelektronowych

Kwadraty

symbolizują

pojedyncze orbitale

atomowe, czyli

funkcje falowe

odpowiadające

określonym

zespołom liczb

kwantowych n, l, m.

Orbitale o tej samej

liczbie kwantowej n

tworzą powłokę

elektronową

Termy - stany energetyczne

atomu

Stany energetyczne atomu wieloelektronowego

klasyfikuje się według całkowitego orbitalnego momentu

pędu L i ich całkowitego spinu S (termy Russella-

Saundersa).

Symbol termu:

2S + 1

Indeks 2S + 1 oznacza spinową multipletowość

termu.

Wartościom L przypisuje się litery:L = 0

L = 1

L = 2

L = 3

L = 4

L = l

+ l

+ ···l

S = s

+ s

+ ···s

= L, L – 1, L – 2, ··· – L

= S, S – 1, S – 2, ··· – S

dla L > S od L + S do L – S;

dla L < S od S + L do S – L

Termy - stany energetyczne

atomu

Reguły Hunda określające term podstawowy (stan o najniższej energii):

1. Term stanu podstawowego ma zawsze maksymalną multipletowość.

2. Dla dwóch stanów o tej samej multipletowości bardziej stabilny jest stan o wyższej
wartości L.

3. Przy zadanych wartościach S i L dla podpowłok wypełnionych elektronami mniej niż

w połowie, termem o najniższej energii jest term o mniejszej wartości liczby J. Jeżeli
dana podpowłoka p lub d wypełniona jest więcej niż w połowie, wówczas termem o

niższej energii jest term o większej wartości liczby kwantowej J.

Dla wszystkich atomów posiadających zamknięte zewnętrzne podpowłoki elektronowe
(s

, p

, d

, f

) termem podstawowym jest term

Dla zamkniętych podpowłok S = 0 i L = 0, np. He - 1s

, Be - 2s

, Zn –3d

; S = s = ½, L = l =0;

term

1/2

; S = ½ + ½ = 1, L = l + 0 = 1, J = 0, 1, 2;

term

S = ½ +( ½) = 0, L = l + 1 = 2,

term

S = ½ +( ½) = 0, L = 0 + 0 = 0,

term

Termy atomu

węgla

Stany energetyczne atomu węgla

Konfiguracja elektronowa 1s

21648 cm

-1

10192 cm

-1

42 cm

-1

15 cm

-1

grupa

konfig.
elektr.

(n-1)

okres

blok s

pierwiastki zewnętrznoprzejściowe (blok d)

pierwiastki bloku p

Li Be

III

Na Mg

Rb Sr

Cs Ba

VII Fr Ra

Cl Ar

Ga Ge As Se Br Kr

Sn Sb Te

Pb Bi Po At Rn

Sc Ti

V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd

La-Lu

Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg

Ac-Lr

Rf Db Sg Bh Hs Mt

pierwiastki

wewnętrznoprzejściowe (blok f)

4f (57 – 71)

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

5f (92 – 103)

Ac Th Pa

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

103

Lr – lorens;

104

Rf - rutherford;

105

Db - dubn;

106

Sg - seaborg;

107

Bh – bohr;

108

Hs – has;

109

Mt – meitner

UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW CHEMICZNYCH

Największa liczba atomowa jaka jest obecnie znana wynosi 112.

Odpowiada ona pierwiastkowi o prowizorycznej nazwie

międzynarodowej ununbium (un -jeden, bi - dwa)

Promienie

atomowe

134

125

III

154

145

118

113

106

102

196

174

144

147

132

125

Mn Fe Co Ni Cu

138

131

126

122

119

116

114

211

192

162

148

143

136

Tc Ru Rh Pd Ag

158

148

144

141

138

135

133

225

198

169

159

143

137

Re Os Ir

Pt Au Hg

149

148

147

146

Po At Rn

Elektroujemność pierwiastków

E lek tro uje m ność

0 ,3 5 9 Z *

+ 0 ,7 4 4



(w e dł u g A ll re d a i R o c ho w a)

L i

0 ,9 7

B e

1 ,4 7

2 ,0 1

2 ,5 0

3 ,0 7

3 ,5 0

4 ,1 0

N e

(5 ,1 )

N a

1 ,0 1

M g

1 ,2 3

A l

1 ,4 7

1 ,7 4

2 ,0 6

2 ,4 4

C l

2 ,8 3

A r

(3 ,3 )

0 ,9 1

C a

1 ,0 4

1 ,2 0

T i

1 ,3 2

1 ,4 5

C r

1 ,5 6

M n

1 ,6 0

F e

1 ,6 4

C o

1 ,7 0

N i

1 ,7 5

C u

1 ,7 5

Z n

1 ,6 6

G a

1 ,8 2

G e

2 ,0 2

A s

2 ,2 0

2 ,4 8

B r

2 ,7 4

K r

(3 ,1 )

R b

0 ,8 9

0 ,9 9

1 ,1 1

Z r

1 ,2 2

N b

1 ,2 3

M o

1 ,3 0

T c

1 ,3 6

R u

1 ,4 2

R h

1 ,4 5

P d

1 ,3 5

A g

1 ,4 2

C d.

1 ,4 6

1 ,4 9

S n

1 ,7 2

S b

1 ,8 2

T e

2 ,0 1

2 ,2 1

X e

(2 ,4 )

C s

0 ,8 6

B a

0 ,9 7

L a

1 ,0 8

H f

1 ,2 3

T a

1 ,3 3

1 ,4 0

R e

1 ,4 6

O s

1 ,5 2

1 ,5 5

P t

1 ,4 4

A u

1 ,4 2

H g

1 ,4 4

T l

1 ,4 4

P b

1 ,5 5

B i

1 ,6 7

P o

1 ,7 6

A t

1 ,9 0

Elektroujemność wodoru stanowi standard, a jej

wartość przyjęto jako równą 2,2

Elektroujemność

jest wielkością charakteryzującą

tendencję atomu znajdującego się w cząsteczce do

przyciągania ku sobie elektronów

Sieci jonowe

Wiązanie jonowe

SIECI PRZESTRZENNE KRYSZTAŁÓW JONOWYCH

ZWIĄZKÓW TYPU AB i AB

(A – atom metalu, B – atom niemetalu)

Jony oddziałują na siebie siłami elektrostatycznymi i dążą do takiego ułożenia

w przestrzeni, by energia całego układu była jak najmniejsza. Każdy jon dąży

do otoczenia się jak największą liczbą jonów przeciwnego znaku, a więc do

przyjęcia możliwie największej liczby koordynacyjnej.

O wartości sieciowej liczby koordynacyjnej (w skrócie s.l.k.) decyduje rozmiar

atomów tzn. stosunek promienia atomu A (r

) i promienia atomu B (r

Największa sieciowa liczba koordynacyjna (s.l.k. = 12) może być osiągana
tylko w sieciach złożonych z atomów o jednakowych rozmiarach, tzn. gdy

promień atomu A równy jest promieniowi atomu B,

a stosunek promieni r

= 1.

stosunek promieni r

sieciowa liczba koordynacyjna (s.l.k.)

>0,732

0,414<r

<0,732

0,225<r

<0,414

0,115<r

<0,225

4
2

CsCl

= 167 pm/181 pm = 0,92

CaF

= 114 pm/119 pm = 0,96

NaCl

- = 116 pm/169 pm = 0,69

MgO

- = 86 pm/126 pm = 0,68

Siły chemiczne

(oddziaływania między atomami i

cząsteczkami)

1 Wiązanie jonowe

(energia wiązania jonowego jest wprost

proporcjonalna do ładunku jonów a

odwrotnie proporcjonalna do ich

promienia; oddziaływania między jonami

są bezkierunkowe)

2 Wiązanie kowalencyjne

(energia wiązania kowalencyjnego zależy

od rozmiaru atomu; im mniejszy atom tym

silniejsze wiązanie; polaryzacja wiązania

kowalencyjnego powoduje zwiększenie

jego mocy; wiązanie kowalencyjne ma

określony kierunek wynikający z warunku

maksymalnego nakrywania się orbitali

atomowych)

H H 431 kJ/mol; C C 347 kJ/mol;
P P 210 kJ/mol; Si F 565 kJ/mol

Siły chemiczne

O d d z i ał y w a n i e e l e k t r o s t a t y c z n e j o n 

d i p o l

( e n e r g i a o d d z i ał y w a n i a j o n – d i p o l j e s t

w p r o s t p r o p o r c j o n a l n a d o ł a d u n k u j o n u i

m o m e n t u d i p o l o w e g o d i p o l a a o d w r o t n i e

p r o p o r c j o n a l n a d o i c h o d l e gł o ś c i ;

o d d z i ał y w a n i a j o n – d i p o l d e c y d u j ą o

r o z p u s z c z a l n oś c i z w i ą z k ó w j o n o w y c h w

r o z p u s z c z a l n i k a c h p o l a r n y c h )

N a F + n H

O  N a ( H

O )

F ( H

O )



[ C o ( H

O )

]

2 +

; [ N i ( H

O )

]

2 +

; [ C o ( N H

)

]

3 +

4 O d d z i ał y w a n i e d i p o l – d i p o l ( w ią z a n i e

w o d o r o w e )

( e n e r g i a o d d z i ał y w a n i a d i p o l – d i p o l j e s t

w p r o s t p r o p o r c j o n a l n a d o m o m e n t u

d i p o l o w e g o d i p o l i a o d w r o t n i e

p r o p o r c j o n a l n a d o i c h o d l e gł o ś c i ;

o d d z i ał y w a n i e d i p o l – d i p o l s ą

o d p o w i e d z i a l n e z a a s o c j a c ję i s t r u k t u r ę

p o l a r n y c h z w ią z k ó w )

Siły chemiczne

Cząsteczka

diwodoru H

O p i s w ią z a n i a n a g r u n c i e t e o r i i o r b i t a l i

m o l e k u l a r n y c h

O r b i t a l e m o l e k u l a r n e c zą s t e c z k i H

K o n fi g u r a c j a e l e k t r o n o w a c zą s t e c z k i H

( σ 1 s )

L i c z b a w ią z a ń d w u e l e k t r o n o w y c h ( 2 e ) = r zą d

w ią z a n i a ( R W )

R zą d w i ą z a n i a w c z ą s t e c z c e H

: R W = 1 ( 2 e / 2 )

H  H

= 4 3 1 k J / m o l

 1 s





 s

1 s





 s

  s

 s



 s



CZĄSTECZKA

DIAZOTU - N

Schemat orbitali molekularnych cząsteczki N

KK(σ2s)

(σ

2s)

(π2p

)

(π2p

)

(σ2p

)

Rząd wiązania RW = ½(8e – 2e) = 3

NN

= 941 kJ/mol

Długość wiązania

d = 110 pm

2s













2p





2p





Orbitale molekularne





będące

wynikiem nakładania

się orbitali atomowych p

i p

CZĄSTECZKA DITLENU O

długość

wiązania

d (pm)

energia

dysocjacji

(kJ/mol)

rząd

wiązania

112

625

2½

jon oksygenylowy

121

494

cząsteczka ditlenu



126

1½

jon superokso (ponadtlenkowy)

2

149

204

jon perokso (nadtlenkowy)

2s













2p





2p

O=O

Rząd wiązania

(krotność wiązania)

RW = 1/2(8-4)

= 2

Cząsteczka O

jest

paramagnetyczna i jej

moment magnetyczny

odpowiada obecności 2

niesparowanych

elektronów

KK(σ2s)

(σ*2s)

(σ2p

)

(π2p

)

(π2p

)

(π*2p

)

(π*2p

)

Cząsteczka O

występuje w stanie

trypletowym



CZĄSTECZKA

DIFLUORU -

Schemat orbitali molekularnych cząsteczki F

KK(σ2s)

(σ*2s)

(σ2p

)

(π2p

)

(π2p

)

(π*2p

)

(π*2p

)

RW = ½(8e – 6e) = 1

F F E

= 155 kJ/mol

2s













2p





2p

Tworzenie orbitali

zhybrydyzowanych

Teoria wiązań walencyjnych

wprowadza model orbitali

cząsteczkowych zlokalizowanych,

dwucentrowych, czyli obejmujących

dwa jądra sąsiadujących atomów

Orbitale cząsteczkowe tworzy się w

wyniku kombinacji orbitali

zhybrydyzowanych (wymieszanych)

atomu centralnego z orbitalami

atomowymi atomów sąsiednich

Tworzenie orbitali

zhybrydyzowanych:

s + p  2 (sp)

s + 2 p  3 (sp

)

s + 3 p  4 (sp

)

s + 3 p + 2d 6 (d

)

2 sp

s + p



s + 2 p

3 sp



H y b r y d y z a c j a s p

( t e t r a e d r y c z n a )

H y b r y d y z a c j a d

s p

( o k t a e d r y c z n a )

4 x s p



s + ( p

, p

)



6 x d

s p

( d

, d

x + y

) + s + ( p

, p

)

Hybrydyzacja

Związki węgla

Konfiguracja elektronowa C 1s

Trzy możliwe hybrydyzacje orbitali walencyjnych atomu węgla:

(hybrydyzacje tetraedryczna, kąty między wiązaniami

109,5

)

(hybrydyzacje trygonalna, kąty między wiązaniami 120

)

(hybrydyzacje dygonalna, kąty między wiązaniami 180

)

Hybrydyzacja

orbitali atomowych

węgla



*





Tworzenie

wiązania

typu



Energia orbitali

walencyjnych typu



etylenu

Hybrydyzacja

- wolne pary

elektronowe

Wpływ wolnych par elektronowych na zmniejszenie

kątów między wiązaniami

Hybrydyzacja sp

(tetraedryczna)

4 równocenne orbitale sp



tworzenie 4 równocennych wiązań
z udziałem orbitali sp

, np. CH

(kąt 109,5

)



1wolna para elektronowa, np. NH

i zmniejszenie kąta do 107

2 wolne pary elektronowe, np. H

i zmniejszenie kąta do 104,5



Wiązanie wodorowe pomiędzy cząsteczkami H



4 orbitale

atomu tlenu, z których 2 s

ą wykorzystane

w tworzeniu 2 wiązań O-H

2 wolne pary elektronowe atomu tlenu uczestnicz

w tworzeniu wiązań wodorowych z sąsiednimi cząsteczkami



Wiązanie

wodorowe

Wiązanie wodorowe pomiędzy cząsteczkami H

W stanie stałym (w lodzie) cząsteczki H

O tworzą trójwymiarową sieć

przestrzenną o luźnej strukturze, w lukach której mogą być uwięzione

cząsteczki gazów. W ten sposób tworzą się

klatraty (hydraty) nawet

gazów szlachetnych. Posiadają one stały skład stechiometryczny, ale nie
są związkami chemicznymi, gdyż pomiędzy cząsteczkami H

tworzącymi klatkę a uwięzionymi atomami nie występuje wiązanie
chemiczne.

Istnieją dwie struktury lodu.

1 Podczas krzepnięcia wody w obecności takich gazów jak: Xe, Cl

, SO

, CH

, każde z

46 cząsteczek H

O tworzy 8 klatek, z których

6 jest czternastościanami i 2 dwunastościanami. Przy wypełnieniu 8

klatek stosunek

O/X = 5,75, a 6 klatek 7,66.

2 Podczas krzepnięcia wody w obecności większych cząsteczek gazów

takich jak: CHCl

, C

Cl, każde z 136 cząsteczek H

O tworzy 24

klatek, z których 8 jest szesnastościanami i 16 dwunastościanami.
Przy wypełnieniu 8 klatek stosunek

O/X = 17

Wiązanie wodorowe -

klatraty

Klasyfikacja związków nieorganicznych,

nazewnictwo

Tlenki -

dwuskładnikowe związki tlenu z innymi

pierwiastkami.

Tlenki mogą zawierać jon O

2

(okso,

tlenkowy), O



(superokso, ponadtlenkowy), O

2

(perokso, nadtlenkowy). Nazwy tlenków tworzy si

dodaj

c do wyrazu „tlenek” nazw

pierwiastka w

dope

niaczu i w nawiasie okr

ągłym podając stopień

utlenienia pierwiastka.

O tlenek miedzi(I)

CuO tlenek miedzi(II)

tlenek siarki(IV) (dwutlenek siarki); SO

tlenek

siarki(VI)
Na

O tlenek sodu;Na

nadtlenek sodu; KO

ponadtlenek potasu

Dwuskładnikowe związki wodoru (H



lub H

) z

innymi pierwiastkami. Wodorki zawierają jon H



NaH wodorek sodu; CH

metan; NH

amoniak (azan);

HCl chlorowodór

Wodorotlenki -

związki nieorganiczne, w

cząsteczkach których znajduje się metal oraz grupa

OH zwana grupą wodorotlenową.

Liczba grup

wodorotlenowych zależy od stopnia utlenienia metalu

Fe(OH)

wodorotlenek żelaza(II); Fe(OH)

wodorotlenek

żelaza(III)

Klasyfikacja związków nieorganicznych,

nazewnictwo

Sole -

związki chemiczne o ogólnym wzorze M

gdzie M oznacza metal, a R resztę kwasową.

Nazwy

soli kwasów tlenowych mają końcówkę -an, a w

nawiasie podaje się

cyfrą rzymską stopień utlenienia

centralnego atomu anionu. Fe

(SO

)

siarczan(VI)

żelaza(III)

(siarczan żelaza);

siarczan(IV) sodu

(siarczyn sodu);

KMnO

manganian(VII) potasu

(nadmanganian potasu); Ca(HCO

)

wodorowęglan

wapnia

Kwasy -

związki chemiczne, które wprowadzone do

wody powodują w niej wzrost stężenia kationów

wodorowych.

Nazwy kwasów tlenowych (H

R) tworzy się od nazwy

atomu centralnego anionu kwasu. W nawiasie podaje się

cyfrą rzymską stopień utlenienia centralnego atomu

anionu. H

- kwas siarkowy(IV); H

- kwas

siarkowy(VI); HClO - kwas monooksochlorowy(I), kwas

chlorowy(I)

(kwas podchlorawy);

HClO

- kwas

tetraoksochlorowy(VII), kwas chlorowy(VII)

(kwas nadchlorowy)

Inne związki: węgliki,

dwuskładnikowe związki

węgla z pierwiastkami wykazującymi mniejszą od

niego elektroujemność.

Są to związki węgla z

metalami, z Si i B, np. CaC

- węglik wapnia; Mg

węglik magnezu; V

C - węglik wanadu.

Azotki -

dwuskładnikowe związki azotu z innymi

pierwiastkami, np. BN - azotek boru; Mg

- azotek

magnezu

UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW

CHEMICZNYCH

grupa

konfig.
elektr.

(n-1)

okres

blok s

pierwiastki zewnętrznoprzejściowe (blok d)

pierwiastki bloku p

Li Be

III

Na Mg

Rb Sr

Cs Ba

VII Fr Ra

Cl Ar

Ga Ge As Se Br Kr

Sn Sb Te

Pb Bi Po At Rn

Wodór i jego

właściwości

Wodór jest mieszaniną trzech izotopów:

protu

deuteru

trytu

, które różnią się liczbą neutronów w jądrze

atomowym, tzn. oprócz 1 protonu posiadają

odpowiednio 1 i 2 neutrony.

Pierwiastek

wodór

Symbol

Konfiguracja elektronowa

Masa atomowa, u

1,00794

Izotopy

proten

deuter

D (1,6 · 10

 2

tryt

T (10

 16

Gęstość, g · L

 1

(298 K, 1,01 · 10

Pa)

0,08988

Temperatura topnienia, K

13,81

Temperatura wrzenia, K

20,28

Energia jonizacji, kJ · mol

 1

H  H

+ e



1312

Elektroujemność

2,20

Powinowactwo elektronowe kJ, · mol

 1

72,76

Promień atomowy , pm

Promień jonowy H



, pm

208

Promień jonu H

, pm

1,5 · 10

 3



Izotopy to odmiany pierwiastka o identycznej

liczbie atomowej (liczbie protonów) a różnej liczbie

masowej (liczbie neutronów)

jon

oksoniowy

„

jon

wodorowy”



+ H

O = H



(Li

78)

(solwatowany

proton)

Właściwości fizyczne

wodoru

Wodór w normalnych warunkach jest gazem

bezbarwnym bez zapachu i bez smaku, 14,4 razy

lżejszym od powietrza, bardzo słabo rozpuszczalnym w

wodzie (0,021 objętości H

w 1 objętości H

O w

temperaturze 298 K). Został skroplony po raz pierwszy

w 1883 r. przez Karola Olszewskiego i Zygmunta

Wróblewskiego.

Wodór wykazuje znaczną rozpuszczalność w niektórych

metalach. Gąbka palladowa może pochłonąć objętość

wodoru 800 razy większą od swej objętości. W wysokich

temperaturach wodór rozpuszcza się w platynie, niklu,

żelazie, a także w miedzi.

Przenikanie wodoru przez blachę palladową w wysokich

temperaturach jest tak szybkie, że przegrody z takiej

blachy używa się jako „filtru” pozwalającego na

oddzielenie wodoru od innych gazów.

W warunkach normalnych wodór występuje w postaci

cząsteczek dwuatomowych

Znane są dwie odmiany

wodoru cząsteczkowego różniące się ciepłem

właściwym:

ortowodór

, w którym

momenty

magnetyczne jąder mają zwroty zgodne

parawodór

, w

którym

momenty magnetyczne jąder mają zwroty

przeciwne

W temp. 293 K mamy

75% orto

25%

parawodoru.

W temperaturze 20 K zawartość

parawodoru

osiąga

99,7%.

Przemiana ta jest procesem

egzotermicznym związanym z wydzieleniem 1,41 kJ

·mol

1

ciepła.

Występowanie

wodoru

Wodór to najbardziej rozpowszechniony

pierwiastek we Wszechświecie, stanowi 91%

wszystkich atomów, 70% masy Układu

Słonecznego. Zawartość wodoru na Ziemi

wynosi 15,4% wszystkich atomów.

Najbardziej rozpowszechnionym związkiem wodoru na

Ziemi jest woda H

O. Wodór obok węgla jest głównym

składnikiem związków organicznych tworzących świat

roślinny i zwierzęcy. Wodór jest składnikiem gazu

ziemnego i ropy naftowej.

Otrzymywanie

wodoru

Głównym surowcem, z którego otrzymuje się

wodór, jest woda. Wodór może być wydzielony z

wody przez każdy metal o ujemnym potencjale

standardowym.

Na + H

O  1/2 H

+ NaOH

Elektroliza wody

woda ulega autodysocjacji: 2H

O  H

+ OH



proces anodowy:

2OH



 H

O + 1/2 O

+ 2e



proces katodowy: 2H

+ 2e



 H

+ 2H

Elektroliza NaCl w roztworach wodnych (wytwarzanie

NaOH)

O  H

+ OH



proces anodowy 2Cl



  Cl

+2 e



proces katodowy 2H

+ 2e



 H

Otrzymywanie wodoru w procesach

przemysłowych

Konwersja węglowodorów z parą wodną w

temperaturze 1025 K i w obecności katalizatora

niklowego

+ H

O  CO + H

+ 2H

O  CO

+4H

CO + H

O  CO

+ H

Kraking węglowodorów:

podczas przeróbki

węglowodorów ciężkich zawartych w ropie naftowej na

węglowodory lżejsze, będące składnikami benzyny

otrzymuje się znaczne ilości wodoru

Otrzymywanie gazu wodnego:

reakcja pary wodnej z

rozżarzonym koksem w temp. 1500 K.

C + H

O  CO + H

a następnie ogrzewanie z parą wodną w temperaturze 470 -

720 K, w obecności katalizatora Fe

i Cr

CO + H

+ H

O  CO

+ 2H

Wodór jako najczystsze źródło energii

(reakcja

spalania wodoru jest silnie egzotermiczna, zachodzi z

wydzieleniem ciepła)

+ 1/2O

 H



H =  285,84 kJ ·mol

1

Spalanie wodoru w palniku Daniella wykorzystuje się do

uzyskiwania wysokich temperatur dochodzących do 3000 K,

co pozwala na stopienie Pt, SiO

, Al

Izotopy wodoru

proten

deuter

D (1,6 · 10

 2

tryt

T (10

 16

Otrzymywanie D

i D

O (ciężkiej wody)

W czasie elektrolizy wody wodór wydzielający się na

katodzie jest nieco uboższy w deuter niż woda

poddawana elektrolizie. Podczas elektrolizy woda

ulega wzbogaceniu w deuter. Wodór wydzielający się

z roztworu już wzbogaconego zawierający więcej

deuteru spala się a powstającą wodę zawraca do

procesu elektrolizy. W ten sposób z 1 m

wody

naturalnej można uzyskać około 30 cm

wody

ciężkiej, zawierającej 99% D

O służy jako moderator (ośrodek, w którym

ulegają spowolnieniu prędkie neutrony

wydzielające się w procesach jądrowych

przebiegających w niektórych reaktorach

atomowych).

Tryt -

izotop nietrwały,

który emitując

promieniowanie 



(elektrony)

przechodzi w izotop helu

He.

Jego okres półtrwania wynosi 12,32 lat

Otrzymywanie trytu:

tryt powstaje w małych

ilościach w atmosferze na skutek zderzeń jąder

azotu z neutronami wyzwolonymi przez

promieniowanie kosmiczne. Można go otrzymać na

drodze sztucznych przemian jądrowych, np.

bombardując metaliczny lit powolnymi neutronami.

Li +

n =

He +

Właściwości chemiczne i zastosowanie

wodoru

W podwyższonych temperaturach wodór jest silnym

reduktorem, za pomocą którego można przeprowadzić liczne

reakcje redukcji tlenków metali.

w 520 K

3Fe

+ H

 2Fe

+ H

800 K

+ H

 2FeO + H

900 K

+ 3H

 2Fe + 3H

420 K

CuO + H

 Cu + H

1500 K

+ 3H

 W + 3H

Wodór wykorzystywany jest w syntezie amoniaku metodą

Habera i Boscha

(temperatura 770-820 K, ciśnieniu 30-

35 MPa, w obecności katalizatora żelazowego).

+ 3H



2NH

Synteza węglowodorów (benzyny)

(katalizator Co, Fe, Ni) CO + H

 C

+ H

Synteza metanolu

(katalizator: ZnO-Al

-CuO) CO + 2H

 CH

Wodór atomowy





= 436 kJ



mol

-1

Równowaga pomiędzy H

i H przesuwa się ze wzrostem

temperatury w kierunku tworzenia wodoru atomowego.

Duża ilość energii potrzebna do rozbicia cząsteczki H

powoduje, że nawet w temperaturze 1000 K dysocjacja

jest znikoma a w 2000 K obejmuje zaledwie 0,12%

cząsteczek. W temp. 4000 K 62,5% cząsteczek H

jest

zdysocjowanych do atomów H.

W temperaturze pokojowej można otrzymać wodór

atomowy pod wpływem wyładowań elektrycznych w

rozrzedzonym wodorze cząsteczkowym (napięcie

między elektrodami 3000-4000 V, ciśnienie 10-

100Pa). W temperaturze pokojowej wodór atomowy

istnieje bardzo krótko, gdyż ulega rekombinacji do

cząsteczek H

. Jego okres półtrwania, w zależności

od warunków, wynosi 0,3-0,5 s.

Wodór atomowy jest niezwykle reaktywny. Łączy się już w

temperaturze pokojowej z chlorem, bromem, jodem,

tlenem, siarką, arsenem i antymonem, tworząc

odpowiednie wodorki. Stanowi silny środek redukujący.

Redukuje AgNO

do Ag, CrO

do Cr

, MnO

do Mn

Podobne właściwości ma wodór tworzony w reakcji

chemicznej (in statu nascendi) np. w reakcji kwasu z

cynkiem

W palniku Langmuira wykorzystuje się ciepło

rekombinacji atomów wodoru do topienia trudno

topliwych substancji np. wolframu w 3695 K.

Wodorki - połączenia wodoru z innymi pierwiastkami

typu X

Wodorki typu soli

(jonowe), w których wodór

występuje jako anion H



są tworzone przez metale

grup 1. i 2. układu okresowego (z wyjątkiem Be i Mg).

Powstają w wyniku bezpośredniego działania wodoru

na metale w podwyższonej temperaturze. W zetknięciu

z wodą reagują gwałtownie wydzielając wodór.

NaH + H

O  NaOH + H

CaH

+ H

O  CaO + 2H

Wodorki kowalencyjne

są tworzone przez pierwiastki

grup od 14. do 18. oraz bor z 13. grupy układu

okresowego a także Be i Mg. Wodorki kowalencyjne są

na ogół bardziej lotne ( mają niższe temperatury

topnienie i wrzenia) aniżeli wodorki jonowe.

Wodorki metaliczne

są połączeniami wodoru z metalami

zewnętrzno- i wewnętrznoprzejściowymi. Mają połysk i

właściwości metaliczne. Są nielotne. Często wykazują

skład, którego nie daje się wyrazić prostymi wzorami

(PdH

0,6

, TiH

1,73

, ZrH

1,92

). W wodorkach metalicznych

atomy wodoru zajmują pozycje międzywęzłowe w sieci

przestrzennej typu metalicznego. Wodorki typu MgH

lub LaNi

mogą mieć zastosowanie w magazynowaniu

wodoru, gdyż już po słabym ogrzaniu ulegają rozkładowi

na metal i wodór i dają się łatwo regenerować.

Litowce (metale alkaliczne)

Właściwości fizyczne litowców

Pierwiastek

Lit

Sód

Potas

Rubid

Ces

Frans

Symbol

Konfiguracja elektronowa

Masa atomowa, u

6,941

22,98977 39,0983 85,4678 132,90545 (223)

Gęstość, g · cm

 3

0,534

0,971

0,862

1,532

1,873

Temperatura topnienia, K

453,7

370,87

336,43

312,64

301,6

300

Temperatura wrzenia, K

1615

1156

1032

961

944

950

Energia jonizacji, kJ · mol

 1

I M  M

+ e



II M

 M

+ e



520,2

7298,1

495,8

4562,4

418,8

3051,8

403,0

2633

534,4

1047

393,0

Elektroujemność
(Allred Rochow)

0,97

1,01

0,91

0,89

0,86

Potencjał standardowy, V

 3,0401

 2,71

 2,931

 2,98

 3,026

 2,9

Promień atomowy , pm

134

154

196

211

225

Promień jonowy (LK = 6), pm

102

138

152

167

180

Wolne atomy litowców

, które pojawiają się na przykład w

parach ich lotnych związków ogrzanych do wysokiej

temperatury,

ulegają wzbudzeniu

. Oddając następnie

energię stają się źródłem promieniowania.

Widmo emisyjne

litowców

częściowo położone jest w zakresie światła

widzialnego. Lotne

połączenia litowców barwią płomień

;

związki

Li na karminowo

Na na żółto

K, Ru i Ce na kolor

fiołkoworóżowy

Właściwości chemiczne litowców - M

(litowce to bardzo aktywne pierwiastki, ich reaktywność

rośnie od Li do Cs)

Reakcje z tlenem

(tylko Li reaguje z tlenem dopiero w temperaturze 370

K, pozostałe litowce już w temperaturze pokojowej

pokrywają się warstwą tlenku)

Podczas spalania

Li + O

 Li

O (tlenek litu zawiera jon

2

)

Na + O

 Na

(nadtlenek sodu zawiera jon

2

)

(M = K, Rb, Cs) M + O

 MO

(ponadtlenek, zawiera

jon



)

Reakcje litowców zachodzące podczas ich ogrzewania

2M + H

 2MH (wodorki zawierają jon



)

2M + X

 2MX (halogenki litowców)

2M + 2NH

 2MNH

+ H

(z gazowym amoniakiem

dają amidki)
6Li + N

 2Li

N (azotek litu zawiera jon

3

)

2Li + 2C  Li

(węglik litu zawiera jon

2

)

2M + H

O  2MOH + H

(

reakcja zachodzi z

wydzieleniem ciepła

)

M + NH

 M

(NH

)



(NH

)

(w ciekłym amoniaku

tworzy się solwatowany kation i elektron)

2M + 2RH  2MR + H

(M = Na, K, z węglowodorami

(RH) dają związki metaloorganiczne, które zawierają jon



(NaCH

, NaC

)

Reaktywno

ść

litowców

Schemat reaktywności sodu

NaOH

(gazowy)

NaOH

(ciekły)

(stopiony)

NaH

NaR

NaOH

NaNH

+ e

NaX

ROH

(solwatowany)

NaOR

1) 2Na + O

 Na

nadtlenek sodu

2) 2Na + 2NaOH

(stopiony)

 2Na

O + H

tlenek sodu

3) 2Na + H

(ogrzewanie)

 2NaH

wodorek

sodu

4) 2Na + 2H

O  2NaOH + H

wodorotlenek

sodu

5) 2Na + 2NH

(gazowy)

 2NaNH

+ H

amidek

sodu

6) Na + NH

(ciekły)

 Na

+ e



(NH

)

kation sodu

i solwatowany elektron

7) 2Na + 2HX  2NaX + H

halogenek sodu

8) 2Na + X

 2NaX

halogenek sodu

9) 2Na + 2C

(ogrzewanie)

 Na

węglik sodu

(acetylenek)

10) 2Na + 2RH  2NaR + H

związki

metalorganiczne np. metylosód

2Na + 2ROH  2NaOR + H

alkoholan sodu

)

Połączenia z tlenem i ich zastosowanie

2Na

+ 2CO

 2Na

+ O

(proces

wykorzystywany do oczyszczania powietrza w

aparatach do oddychania)

2Na

+ 2H

O  2NaOH

+ H

(proces

wykorzystywany do produkcji środków bielących)

2KO

+ 2H

O  2KOH

+ H

+ O

Wodorki

2M + H

 2MH

(podwyższona temperatura)

MH + H

O 

MOH + H

Elektroliza NaCl

(wytwarzanie NaOH w roztworach wodnych

metodą przeponową)

O  H

+ OH



proces anodowy Cl



 e



 1/2 Cl

proces katodowy H

+ e



 1/2 H

+ H

O (katoda

grafitowa lub żelazna)

Elektroliza NaCl (wydzielanie sodu na katodzie

rtęciowej w postaci amalgamatu)

proces anodowy Cl



 e



 1/2 Cl

proces katodowy Na

+ e



 Na

(amalgamat)

Związki

litowców

2M + H

O  2MOH + H

(reakcja metalu z parą wodną

daje najczystszą postać wodorotlenku)

Wodorotlenki

MOH

NaCl + H

O  1/2 H

+1/2Cl

NaOH

Azotan(V) sodu, NaNO

(

saletra chilijska



najważniejszy

nieorganiczny nawóz azotowy)

Azotan(V) potasu, KNO

(

saletra indyjska

 składnik

czarnego prochu; 75% KNO

, 10% siarki, 15% węgla

drzewnego)
Podczas ogrzewania: 2KNO

 2KNO

+ O

(azotan(III)

potasu)
4KNO

 2K

O + 5O

+ 2N

NaNO

+ KCl =

KNO

+ NaCl

Synteza węglanu sodu (

sody

) metodą amoniakalną

Solvaya

2NH

+ 2CO

+ 2H

O  2(NH

)HCO

(wodorowęglan

amonu)

2(NH

)HCO

+ 2NaCl  2NaHCO

+ 2NH

Cl (salmiak)

NaHCO

 NaCO

+ H

O + CO

(ogrzewanie,

kalcynacja)

Węglany M

i wodorowęglany MHCO

w roztworach wodnych

ulegają hydrolizie

+ H

O  NaOH + NaHCO

NaHCO

+ H

O  NaOH + H

Siarczki:

MHS (wodorosiarczki), M

(siarczki),

= 2 -6, wielosiarczki)

NaOH + H

S  NaHS + H

NaHS + NaOH  Na

S + H

+ 4C  Na

S + 4CO

S + H

O  NaHS + NaOH (hydroliza)

S + 2O

+ H

O  K

+ 2KOH (utlenianie do

tiosiarczanów)

S + nS

 MS

, n = 2 -6

(podczas gotowania roztworów

siarczków z siarką)

, węglan potasu,

potaż

, otrzymywany pierwotnie z

popiołu drzewnego

Związ

litowc

ów

c.d.

Węglany litowców służą do produkcji mydła i

szkła

Sole amonu
NH

- jon amonu (amonowy) ma zbli

one w

ciwo

ci do

jonów litowców, zw

łaszcza K

i Rb

, ze wzgl

du na podobn

wartość promienia jonowego.

Sole amonu i potasu s

izomorficzne. W wyniku redukcji na katodzie rtęciowej można

otrzymać

amalgamat amonu

, roztwór NH

w rtęci.

HCl + NH

 NH

Cl (chlorek amonu, salmiak)

2NH

+ CO

+ H

O  (NH

)

(węglan amonu)

(NH

)

+ CaCO

 CaSO

+ (NH

)

(NH

)

 (NH

)HCO

+ NH

(na powietrzu)

(NH

)HCO

 NH

+ CO

+ H

(

podczas ogrzewania w 330 K

środek

spulchniający ciasta)

azotan amonu (nawóz sztuczny, materiał wybuchowy -

amonit)

 N

O + 2H

+ H

S  NH

HS, wodorosiarczek amonu

Siarczany litowców

, siarczan sodu (sól glauberska)

, siarczan potasu, nawóz sztuczny

KHSO

, NaHSO

wodorosiarczany podczas ogrzewania

przechodzą w heptaoksodisiarczany (pirosiarczany), które

podczas ogrzewania tracą SO

2KHSO

 K

+ H

 K

+ SO

+ Cr

= 3

+ Cr

(SO

)

Związki

litowcó

w c.d.

Wodorek litu

L i H

H 1 s

L i 2 s

2 p

S c h e m a t o r b i t a l i m o l e k u l a r n y c h c zą s t e c z k i L i H

 (σ s ) = C

· 2 s ( L i ) + C

· 1 s ( H ) C

> C

 (σ * s ) = C

· 2 s ( L i ) - C

· 1 s ( H ) C

> C

L i

 +

 -

L i

0 , 8 +

0 , 8 -

 s





1 s

2 s

1 s

2 p

 E = 8 , 2 e V

- 5 , 4 e V

- 1 3 , 6 e V

L i H

L i

L i ( 2 s ) + H ( 1 s )

L i ( 2 p

) + H ( 1 s )

L i ( 2 p

) + H ( 1 s )

L i ( 2 p

) + H ( 1 s )

. .

Berylowce (metale ziem alkalicznych) -

grupa 2.

Właściwości fizyczne berylowców

Pierwiastek

Beryl

Magnez

Wapń

Stront

Bar

Rad

Symbol

Konfiguracja elektronowa

Masa atomowa, u

9,012182 24,3050

40,078

87,62

137,327 (226)

Gęstość, g · cm

 3

1,848

1,738

1,550

2,540

3,594

Temperatura topnienia, K

1560

923

1115

1050

1000

973

Temperatura wrzenia, K

2744

1363

1757

1655

2170

Energia jonizacji, kJ · mol

 1

I M  M

+ e



II M

 M

+ e



899,5

1757,1

737,7

1450,7

589,8

1145,4

549,5

965,3

502,9

979,1

509,4

Elektroujemność
(Allred Rochow)

1,47

1,23

1,04

0,99

0,97

Potencjał standardowy, V

 1,847

 2,372

 2,868

 2,899

 2,912

 2,8

Promień atomowy , pm

125

145

174

192

198

Promień jonowy (LK = 6), pm

100

118

135

Związki Be i Ba są

toksyczne !

Barwią płomień gazowy na kolor:

Ca -

ceglastoczerwony

Sr - karminowy

Ba - zielony

Ra - karminowy

Berylowce - występowanie w

przyrodzie, minerały

Beryl

- zawartość w skorupie ziemskiej 10

4

%; g

ówny

minera

ł -

beryl

[Si

]

Metaliczny beryl

otrzymuje si

przez elektroliz

stopionej mieszaniny

BeCl

i NaCl w temperaturze ok. 620 K lub przez

elektroliz

ę stopionego zasadowego fluorku, o składzie

2BeO ·5BeF

, w temperaturze 1670 K.

Beryl dodaje się do

stopów z miedzią i do stopów glinu i magnezu.

Magnez

- zawartość w skorupie ziemskiej 2,33

minera

ły krzemianowe -

oliwin

serpentyn

talk

oraz

węglanowe -

magnezyt

dolomit

Magnez występuje w

chlorofilu!

W wodzie morskiej zawartość soli Mg

dochodzi do 0,5%.

Metaliczny magnez otrzymuje si

przez elektroliz

stopionej mieszaniny MgCl

, CaCl

NaCl w temperaturze ok. 1000 K lub przez redukcj

ę MgO

węglem, węglikiem wapnia CaC

lub ferrokrzemem w

temp 2300 K w atmosferze wodoru lub gazu ziemnego.

Magnez jest najlżejszym metalem użytkowym

. Znajduje

zastosowanie jako składnik lekkich stopów. Stop

elektron zawiera 90% Mg oraz Al, Zn, Mn, Cu i Si.

Wapń

- zawartość w skorupie ziemskiej 4,15

%; minera

ły

krzemianowe i glinokrzemianowe oraz węglanowe -

kalcyt

aragonit

, a także siarczanowe -

anhydryt

gips

Fosforyt

apatyt

to fosforany a

fluoryt

to CaF

Metaliczny wap

otrzymuje si

przez elektroliz

stopionych chlorków.

Berylowce -Sr, Ba i Ra

Stront i bar

występują w przyrodzie w małych ilościach

(rzędu 10

2

%). Występują w postaci siarczanów: SrSO

celestyn

, BaSO

baryt

i węglanów: SrCO

stroncjanit

BaCO

witeryt

Metaliczny stront otrzymuje si

przez

elektroliz

stopionych chlorków a bar przez redukcj

tlenku metalicznym glinem (metod

ą aluminotermiczną)

Rad

jest jednym z produktów radioaktywnego rozpadu

uranu, występuje w bardzo małych ilościach we

wszystkich minerałach uranowych. Najbogatszym w rad

minerałem jest

blenda smolista

. Zawiera ona 0,14 g Ra w

100 kg. W toku przeróbki rud uranowych rad

koncentruje się ze związkami baru, które spełniają

wobec niego rolę nośnika.

Metaliczny rad został

otrzymany w 1910r. przez Marię Skłodowską-Curie na

drodze elektrolizy chlorku radu.

Użyto przy tym katody

rtęciowej. Po zakończeniu elektrolizy rtęć oddzielano od

radu przez jej oddestylowanie. Rad wykorzystywano jako

źródło promieniowania



Reaktywność berylowców M = Be, Mg, Ca, Sr,

Ba, Ra

Największą odporność chemiczną

wykazuje

beryl

który pokrywa się cienką warstwą ochronną

tlenku, ogrzewany zapala się tylko po uprzednim

sproszkowaniu. Z wodą nie reaguje w

temperaturze pokojowej ani po podgrzaniu.

Magnez

mniej odporny niż Be, w normalnych warunkach

pokrywa się warstwą ochronną tlenku lub wodorotlenku.

Zapala się po ogrzaniu do 1030 K. Z wodą reaguje w

temperaturach ponad 340 K, wydzielając wodór.

Mg + 2H

O  Mg(OH)

+ H

Wapń

reaguje z wodą niezbyt szybko, a

bar

gwałtownie.

Ca, Sr, Ba i Ra

reagują z tlenem już w temperaturze

pokojowej i dlatego muszą być przechowywane pod naftą. Ca,

Sr i Ba tworzą nadtlenki MO

. W temp. 770K

Ba + O



BaO

;

w temp. 1000 K

BaO

+ 2HCl

 BaCl

+ H

Reagują z kwasami:

M + 2HR  MR

+ H

Na beryl nie dzia

a kwas HNO

(pasywacja) a na magnez nie

dzia

ła HF (warstewka trudno rozpuszczalnego MgF

Tylko beryl rozpuszcza się w stężonych zasadach (tworzy

amfoteryczny wodorotlenek):

Be + 2NaOH  Na

BeO

Związki

berylowców M

Tlenki MO i wodorotlenki

M(OH)

BeO (kowalencyjny), MgO, CaO, SrO, BaO (jonowe,

sieć przestrzenna typu NaCl l.k. 6:6, wysokie

temperatury topnienia; BaO 2246 K, MgO i CaO

3099 K, BeO 2851 K, SrO 2805 K)

BeO nie reaguje z H

O, MgO tylko po rozdrobnieniu,

pozostałe reagują z wodą bardzo łatwo i z wydzieleniem

ciepła:

MO + H

O  M(OH)

Od Be(OH)

do Ba(OH)

wzrasta rozpuszczalność w

wodzie i moc zasad.

Tylko Be(OH)

wykazuje

właściwości amfoteryczne (roztwarza się w kwasach

i zasadach).

Be(OH)

+ 2HCl  BeCl

+ 2H

W temperaturze 1200 K

CaCO

 CaO

(wapno palone)

Tlenki MO otrzymuje się przez rozkład termiczny

węglanów, azotanów, szczawianów lub

wodorotlenków.

Be(OH)

+ 2NaOH 

[Be(OH)

]

Gaszenie wapna

CaO + H

O  Ca(OH)

(woda wapienna)

Twardnienie zaprawy murarskiej

Ca(OH)

+ CO



CaCO

wiązki berylowców

Wodorki MH

BeCl

+ 2LiH  BeH

+ LiCl

(w roztworze eterowym)

2Be(CH

)

+ LiAlH

 2BeH

+ LiAl(CH

)

W temp. 570 K

BeH

 Be + H

BeH

(zwi

zek kowalencyjny)

Mg + H

(zwiększone ciśnienie)

 MgH

(rozpad na

pierwiastki pod wpływem ogrzewania; wykorzystanie

w prototypowych samochodach o silnikach

napędzanych wodorem)

Ca + H

(w temp. 670 K)

 CaH

(zwi

zek jonowy podobnie

jak SrH

, BaH

)

CaH

+ 2H

O  Ca(OH)

+ 2H

(reakcja gwałtowna,

zastosowanie do otrzymywania wodoru)

Be - H - Be (wiązanie

trójcentrowe,

dwuelektronowe)

Układ okresowy pierwiastków a konfiguracja

elektronowa atomu

Li Be

III Na Mg

Cl Ar

K Ca Sc Ti

Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

Rb Sr

Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te

Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir

Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn

Document Outline

Slide 1
Slide 2
Slide 3
Slide 4
Slide 5
Slide 6
Slide 7
Slide 8
Slide 9
Slide 10
Slide 11
Slide 12
Slide 13
Slide 14
Slide 15
Slide 16
Slide 17
Slide 18
Slide 19
Slide 20
Slide 21
Slide 22
Slide 23
Slide 24
Slide 25
Slide 26
Slide 27
Slide 28
Slide 29
Slide 30
Slide 31
Slide 32
Slide 33
Slide 34
Slide 35
Slide 36
Slide 37
Slide 38
Slide 39
Slide 40
Slide 41
Slide 42
Slide 43
Slide 44
Slide 45
Slide 46
Slide 47
Slide 48
Slide 49
Slide 50
Slide 51

Wyszukiwarka

Podobne podstrony:
chemia nieorganiczna wykłady cz II
chemia nieorganiczna wykłady cz II
terzykZestaw B, I semestr, Chemia, nieorganiczna, wyklad
heisenberg, Studja, Chemia Nieorganiczna, Wykłady, Wykłady pozostałe
Redox, Studja, Chemia Nieorganiczna, Wykłady, Wykłady pozostałe
Regula Hunda, Studja, Chemia Nieorganiczna, Wykłady, Wykłady pozostałe
Pierwiastki o liczbach atomowych 104-111, WAT chemia zaocznie, chemia nieorganiczna wyklady
Chemia- pytania na egzamin, ROK 1 Technologia żywności Kraków UR, CHEMIA NIEORGANICZNA, Wyklady, Che
chemia nieorganiczna wykład, Górnictwo i Geologia AGH, chemia
Wodor, WAT chemia zaocznie, chemia nieorganiczna wyklady
skala Paulinga, Studja, Chemia Nieorganiczna, Wykłady, Wykłady pozostałe
OSMOZA, Studja, Chemia Nieorganiczna, Wykłady, Wykłady pozostałe
wiązania, Studja, Chemia Nieorganiczna, Wykłady, Wykłady pozostałe
terzykZestaw A, I semestr, Chemia, nieorganiczna, wyklad
Równanie Schroedingera, Studja, Chemia Nieorganiczna, Wykłady, Wykłady pozostałe
9. Przegląd podstawowych klas związków pierwiastków bloków d i f, pwr biotechnologia(I stopień), II
4. Budowa ciala stałego, pwr biotechnologia(I stopień), II semestr, Chemia nieorganiczna, Wykłady Ap

więcej podobnych podstron

chemia nieorganiczna wykłady cz 1

Document Outline