Oxygen-tlen

Tlen jest najbardziej rozpowszechnionym pierwiastkiem na powierzchni ziemi. Występuje w powietrzu i w wodzie. Występuje w stanie wolnym w dwóch różnych formach: zwykły tlen i ozon. Zwykłe tlen O₂ występuje w atmosferze w laboratorium może być otrzymywany przez podgrzanie chlorku potasu z dodatkiem niewielkiej ilości tlenku manganu jako katalizator. Jest to bezbarwny gaz zawierający dwa atomy w cząsteczce, i jest tylko trochę rozpuszczalny w wodzie. 1dm³ wody w 25^oC i ciśnieniu 1 atmosfery rozpuszcza 35 centymetrów sześciennych tlenu. Jest też bez zapachu i bez smaku. Powietrze atmosferyczne zawiera tylko 1/5 część tlenu (objętościowo), dlatego ciśnienie cząstkowe tlenu w powietrzu wynosi tylko 1/5 atmosfery. Większość pierwiastków spala się w tlenie. Niektóre pierwiastki reagują powoli po podgrzaniu bez śladów spalania. Gazy z grupy helowców i metale szlachetne są nie reagują bezpośrednio z tlenem.

Tlen w handlu otrzymuje się z powietrza. Ciekłe powietrze jest poddawane destylacji frakcyjnej, wtedy azot destyluje jako pierwszy, będąc bardziej lotny niż tlen. Przeprowadzając destylację w odpowiedni sposób można otrzymać czysty tlen. Sprzedawany jest skompresowany do 150 atmosfer w stalowych butlach.

Tlen jest stosowany w celu uzyskania wysokich temperatur. Jest też używany do reanimacji tonących lub duszących się ludzi. Przenośne aparaty tlenowe służą do wspinaczki na duże wysokości i do pracy ratowniczej związanej z kontaktem z trującymi gazami; w tym przypadku płuca są odcięte od kontaktu z atmosferą i są karmione bezpośrednio tlenem.

Ciekły tlen znajduje coraz większe zastosowanie jako utleniacz dla paliw ciekłych. Tlen pod ciśnieniem zastępuje powietrze gdy wysoka temperatura płomieni jest potrzebna do dmuchania szkła lub spawania acetylenowych palników. Ogromne ilości tlenu są używane do produkcji żelaza, częściowe zastąpienie powietrza w reakcji spalania powoduje zwiększenie wydajności. Tlen jest także wykorzystywany w procesach produkcji stali do wypalania zanieczyszczeń takich jak mangan i krzem. Znajduje także zastosowanie jako utleniacz dla paliw rakietowych, do wytwarzania gazu syntetycznego do produkcji amoniaku, alkoholu metylowego, acetylenu itd.

Hydrogen- wodór

Wodór jest szeroko rozpowszechnionym pierwiastkiem. Występuje najczęściej w połączeniu z tlenem jako woda. Można go znaleźć w połączeniu z węglem w ropie naftowej z której otrzymuję się benzynę, występuje w połączeniu z węglem i tlenem w prawie wszystkich substancjach pochodzenia roślinnego i zwierzęcego. Jest także ważnym elementem kwasów i soli kwasów.

Wolny wodór H₂ jest bezbarwnym gazem. Jest najlżejszy ze znanych gazów. Z powodu małego ciężaru dyfunduje bardzo łatwo. Stąd też może nawet przechodzić przez ściany, rurki gumowe. Może być skondensowany do cieczy ale tylko w bardzo niskich temperaturach, a jego temperatura krytyczna jest znacznie poniżej temperatury pokojowej. Jest tylko lekko rozpuszczalny w wodzie dlatego może być zbierany znad powierzchni wody. Po zapaleniu wodór pali się lekko świecącym płomieniem, dając wodę (parę wodną).

Ma dużą tendencję do łączenia się z tlenem dlatego przy podgrzaniu może usunąć tlen z większości tlenków metali uwalniając metal. Ten proces nazywany jest redukcją a wodór nazywany jest reduktorem.

Wodór jest uzyskiwany w laboratorium w reakcji cynku z rozcieńczonym kwasem siarkowym. Proces ten można przyspieszyć przez dodanie niewielkiej ilości siarczanu miedzi (II) co powoduje osadzanie miedzi na cynku i ułatwia otrzymywanie wodoru. Na skalę przemysłową wodór jest otrzymywany tanio za pomocą przepuszczenia pary wodnej przez wysokie piece wypełnione koksem lub żelazem. Te substancje usuwają tlen z cząsteczki wody i uwalniają wodór.

W połączeniu z tlenem w formie wody jest szeroko rozpowszechniony. W połączeniu z węglem tworzy dużą liczbę ważnych związków zwanych węglowodorami, które stanowią małą część gazu ziemnego i nafty. Jest również składnikiem związków obecnych w organizmach żywych i większości produktów z nich pochodzących takich jak cukier, skrobia, tłuszcz i białko. Chociaż wodór jest nieaktywny w temperaturze pokojowej, w odpowiednich warunkach reaguje bezpośrednio z wieloma pierwiastkami i rozkłada nawet niektóre związki przez łączenie się z pierwiastkami. Związki wodoru i innego dowolnego metalu są nazywane wodorkami. W odpowiedniej temperaturze wodór reaguje z sodem tworząc stały wodorek sodu lub z azotem dając gazowy produkt-amoniak lub z siarką dając siarczek.

Z powodu jego lekkości wodór jest używany do napełniania balonów. Jest używany także do uzyskiwania bardzo niskich temperatur; chłodzenie ciekłym wodorem daje temperaturę

-252^oC. Duże ilości wodoru są wykorzystywane w przemyśle do utwardzenia ciekłych tłuszczy i do przygotowania amoniaku do wytwarzania nawozów sztucznych. Znajduje zastosowanie w uwodornianiu węgla, gdzie węgiel przekształcany jest w oleje smarowe benzynę i inne produkty

Carbon-węgiel

Węgiel występuje naturalnie głównie w postaci węglanów różnych metali (wapnia, magnezu, żelaza, miedzi). Węglan wapnia występuje w szczególnie dużych ilościach jako wapień, kreda i marmur. Margiel jest występującą naturalną mieszaniną węglanu wapna z gliną piachem. Związki organiczne w których zbudowane są rośliny i zwierzęta składają się z węgla połączonego z wodorem, tlenem i czasem z innymi pierwiastkami. Węgiel drzewny składa się ze związków organicznych zwierających duże ilości węgla; ropa naftowa składa się ze związków węgla i wodoru. Atmosfera zawiera 0,03% tlenku węgla.

Węgiel występuje w stanie wolnym jako grafit lub diament. Diament to forma najgęstsza. Jest substancją krystaliczną z wysokim współczynnikiem załamania światła, wyższym niż inne znane substancje.. Czysty diament jest bezbarwny i przeźroczysty, ale naturalny diament jest często kolorowy od zanieczyszczeń. Ze względu na ich twardość diamenty są używane do cięcia szkła i do wiercenia w twardych materiałach. Przezroczyste diamenty są cennymi klejnotami. Diamenty są brylantami z pociętymi ściankami w określonych kształtach. Grafit jest szaro-czarnym, nieprzezroczystym ciałem stałym, tak miękkim że można go porysować paznokciem. Przewodzi prąd elektryczny. Jest on stosowany we wkładach ołówków, które składają się z mieszaniny gliny i grafitu. Grafit znalazł ostatnio zastosowanie jako smar. Zawiesina sproszkowanego grafitu w oleju jest powszechnie stosowana; zmniejsza zużycie oleju.

W temperaturze pokojowej węgiel posiada bardzo małą skłonność do udziału w reakcjach chemicznych np. jest odporny na działanie kwasów i zasad. Reaguje tylko z pewnym środkiem utleniającym; zatem graficzny i amfiprotyczny węgiel są utleniane przez kwas chlorowy i przez kwas chromowy. W wysokich temperaturach węgiel staje się bardziej aktywny. Powinowactwo węgla do tlenu jest bardzo duże i węgiel jako reduktor stosowany jest na ogół do otrzymywania metali ciężkich. Jest bierny wobec tlenu w temperaturze pokojowej, nie jest to spowodowane brakiem powinowactwa lecz bardzo małą szybkością reakcji. Węgiel ma małe powinowactwo do wielu pierwiastków chociaż tworzy węgliki z wieloma metalami po podgrzaniu w wysokiej temperaturze (np. węglik wapnia, węglik żelaza) W wysokiej temperaturze reaguje z wodorem dając acetylen, i z azotem dając cyjan ale w obu przypadkach tylko w niewielkim stopniu.

Nitrogen- azot

Azot zajmuje 1/5 atmosfery. Azot występuje w połączeniu z białkami zarówno roślin jak i zwierząt. Azot jest bezbarwnym gazem bez zapachu i bez smaku. Jest nieco mniej gęstszy niż powietrze i nieznacznie rozpuszczalny w wodzie. Jego gęstość wskazuje, że jego cząsteczki są dwuatomowe. Elementarny azot jest nieaktywny. W wysokich temperaturach reaguje bezpośrednio z takimi metalami jak magnez, tytan, glin tworząc azotki. Azot nie spala się w tlenie. W obecności katalizatora, może reagować z wodorem dając amoniak. Węglik wapnia pochłania azot po podgrzaniu tworząc cyjanamid wapnia, substancję wykorzystywaną jako nawóz azotowy.

Azot jest otrzymywany z ciekłego powietrza, jest oddzielany od tlenu przez destylację frakcyjną. Azot otrzymywany z powietrza zawiera małą ilość argonu, ale jest on obojętny chemicznie, właściwości chemiczne tej mieszaniny zależą praktycznie od azotu. Całkowicie czysty azot może być otrzymywany ze związków azotu np. poddając amoniak działaniu rozgrzanego do czerwoności tlenku miedzi, lub po podgrzaniu azotanu amonu.

Głównym zastosowaniem czystego azotu jest dostępny w handlu preparat amoniaku i cyjanamidu wapniowego. Służy on jako środek rozcieńczający, zmniejszający zapłon.

Stosuje się go jako próżni atmosfery w przemyśle spożywczym i metalurgicznych, aby uniknąć niepożądanego utleniania. Jest również wykorzystywany w przemyśle naftowym i farb chemicznych, aby zapobiec pożarom i wybuchom. Lampy elektryczne są wypełnione mieszaniną azotu i argonu. Ciekły azot jest stosowany do chłodzenia wyrobów spożywczych do -100^oC do ochrony podczas transportu i przechowywania.

Połączenia azotu w postaci białek jest niezbędne do życia zarówno dla roślin i zwierząt. Kluczowym etapem w cyklu azotu w naturze jest wiązanie azotu pierwiastkowego tj. jego konwersja do przydatnych związków, takich jak amoniak i kwas azotowy. Małe ilości elementarnego azotu przekształcane są do tlenku azotu przez wyładowania atmosferyczne; następnie reakcja z tlenem i wodą daje kwas azotowy HNO₃. Naturalny proces wiązania azotu podlega działaniu niektórych bakterii znajdujących się w korzeniach roślin strączkowych, takich jak groch, fasola, koniczyna i lucerna. Bakterie te zawierają enzymy, które katalizują przemianę elementarnego azotu w amoniak. Mając do czynienia z rosnącą populacją i niedostatecznym zaopatrzeniem w żywność człowiek próbował od wieków przyśpieszyć obieg azotu w przyrodzie, dostarczając związki azotu bezpośrednio do gleby. Przed tym wiekiem, jedynym sposobem aby to zrobić było dodanie „azotu organicznego”.

W 1908 Fritz Haber w Niemczech odkrył że było by możliwe otrzymać atmosferyczny azot w reakcji z wodorem otrzymując amoniak.

Acids- kwasy

Związki które w roztworze wodnym zawierają jony klasyfikuje się jako kwasy, zasady i sole. Jeśli chodzi o kwasy wyróżniamy 2 grupy różniące się od siebie pochodzeniem i naturą. Prawie wszystkie owoce zawierają kwasy, a także wiele powszechnej żywności: cytryny pomarańcze i grejpfruty zawierają kwas jabłkowy. Zakwaszenie mleka wytwarza kwas mlekowy. Zjełczałe masło zawiera kwas masłowy. Są to nazwy kwasów organicznych. Kwasy nieorganiczne znane powszechnie jako kwasy mineralne wytwarzane są z minerałów. Kwas jest substancją która oddaje proton (jon wodorowy) innym substancjom.

Kwasy mogą być rozpoznawane za pomocą wskaźników. Lakmus barwnik pozyskiwany z niektórych porostów zmienia kolor na czerwony w kontakcie z kawasem. Inne wskaźniki jak fenoloftaleina staje się bezbarwna w kontakcie z kwasem oraz oranż metylowy staje się czerwony w roztworze kwaśnym. Właściwości wodnych roztworów kwasów są następujące:

1. Kwasy zawierają wodór dysocjujący związany kowalencyjnie z niemetalicznym pierwiastkiem. Siła kwasu zależy od stopnia dysocjacji w roztworze wodnym nie od ilości wodoru w cząsteczce. HCl jest klasycznym przykładem mocnego kwasu. Dysocjuje całkowicie w wodzie dając jon wodoru i anion. Słaby kwas charakteryzuje się tym że w roztworze wodnym jego reakcja wytworzenia formy H+ przebiega w niewielkim stopniu.

2. Kwasy dostarczają protonu gdy reagują ze związkami. Kwasy które mają tylko jeden proton w cząsteczce to kwasy jednoprotonowe. Te które są zdolne do oddania 2 protonów są dwuprotonowe. Kwas fosforowy to przykład kwasu trój protonowego.

3. Kwasy mają kwaśny smak. Większość kwasów w laboratorium jest bardzo żrąca i trujące.

4. Kwasy neutralizują wodorotlenki. Jeśli roztwory kwasów i wodorotlenków metali zmieszamy w równym stosunku chemicznym to anulują wzajemnie swoje właściwości chemiczne.

5. Kwasy reagują z wieloma metalami

6. Kwasy reagują z tlenkmi metali tworząc sole i wodę

7. Kwasy reagują z węglanami uwalniając CO₂dając sól i wodę.

Bases-zasady

Zasady są substancjami, które możesz znaleźć niemal w każdym domu. W gospodarstwach amoniak jest powszechnym środkiem czyszczącym. Ług nazwa handlowa wodorotlenku sodu używanego do czyszczenia zatkanych kanalizacji ściekowych. Węglan sodu czasem zwany sodą oczyszczoną był używany do celów piorących. Dodany do wody ma lepsze właściwości rozpuszczające. Zasady to substancje które przyjmują protony od innych substancji. Są akceptorami protonów. Zasadowy jon OH^- w rezultacie powoduje zmianę barwy lakmusa z czerwonej na niebieską. W roztworze zasadowym fenoloftaleina zmienia barwę na czerwoną a oranż metylowy zmienia barwę na żółtą. Charakterystyczne cechy wodorotlenków zebrano w punktach.

1. Wodorotlenki aktywnych metali dostarczają jony OH^- do roztworu.

2. Rozpuszczalne wodorotlenki mają gorzki smak.

3. Roztwory wodorotlenków są śliskie (w dotyku)

4. Wodorotlenki neutralizują kwasy.

5. Wodorotlenki reagują z tlenkami niemetali.

6. Niektóre wodorotlenki są amfoteryczne.

7. Tlenki które reagują z wodą z wytworzeniem roztworów zawierających zasadowy jon OH^- nazywane są bezwodnikami .

Substancje które mają zarówno właściwości kwasowe lub zasadowe w odpowiednich warunkach są uważane za amfoteryczna. Amfoterytczne wodorotlenki reagują z kwasami i zasadami. Wodorotlenek glinu wydziela się jako galaretowaty osad gdy jony hydroksylowe dodawane są do roztworu soli glinu. Według teorii kwasów i zasad Brönsteda woda jest substancją amfoteryczną. Kiedy cząsteczki wody przyłączają proton z chlorowodoru zachowują się jak zasada. Z drugiej strony kiedy cząsteczka wody daje proton do amoniaku zachowuje się jak kwas. W dysocjacji wody jedna cząsteczka wody

Salts- sole

Powszechna sól kuchenna NaCl jest przedstawicielem dużej klasy związków zwanych solami.

Cząsteczka soli składa się z dodatniego jonu metalu i ujemnego jonu reszty kwasowej.

Istnieje kilka sposobów otrzymywania soli:

-Bezpośrednia synteza z pierwiastków

-Zastąpienie atomu wodoru w kwasie przez metal

-Reakcja kwasu i tlenku metalu

-Reakcja rozpuszczalnego wodorotlenku z tlenkiem niemetalu

-Neutralizacja rozpuszczalnych wodorotlenków z kwasami

-Reakcja jonowa dająca dwie sole w jednym czasie

-Działanie kwasu na węglan metalu

-Reakcja pomiędzy tlenkiem metalu i tlenkiem niemetalu

Sole powstające z kwasu solnego to chlorki

Sole kwasów azotowych to azotany

Sole kwasu siarkowego to siarczany

Sole kwasu siarkawego to siarczyny

Sole kwasu fosforowego to fosforany

Sole kwasu węglowego to węglany

Sole kwasu węglowego to węglany

Sole kwasu octowego to octany

Sole kwasu szczawiowego to szczawiany

Sole kwasów krzemowych to krzemiany

Najbardziej znaną solą z kwasu solnego jest chlorek sodu powszechnie znany jako sól kuchenna. Azotan sodu (saletra chilijska) jest najważniejszą solą kwasu azotowego. Wśród soli kwasów siarkowych są siarczan wapnia (gips) i siarczan cynku. Siarczan cynku otrzymywany jest w reakcji cynku z rozcieńczonym kwasem siarkowym. Soda oczyszczona to węglan sodu a wapień i kreda są węglanami wapnia.

---