Występowanie pierwiastków w przyrodzie Spośród wszystkich pierwiastków wymienionych w układzie okresowym niektóre są pospolite i występują w naszym otoczeniu w znacznych ilościach a wiele pierwiastków występuje w ilościach śladowych. Niektóre pierwiastki, które występują w przyrodzie są metalami, a inne niemetalami; w temperaturze pokojowej jedne z nich są gazami, inne cieczami, a jeszcze inne ciałami stałymi. Są pierwiastki, które w przyrodzie występują tylko w postaci związanej (związków chemicznych) ale jest wiele pierwiastków, które spotykamy w stanie wolnym (złoto, siarka, węgiel, itd). Praktycznie wszystkie substancje, które nas otaczają składają się z pierwiastków. Najczęściej są to różnego rodzaju związki chemiczne, które powstały z połączenia różnych pierwiastków. Miejsce występowania pierwiastków w przyrodzie i ich udział procentowy przedstawia poniższa tabela Organizm człowieka Powietrze Skorupa ziemska Oceany Ziemia jako całość Pierwiastek % udział Pierwiastek % udział Pierwiastek tlen (O) 62,81 azot (N2 78,09 tlen (O) węgiel (C) 19,37 tlen (O2) 20,95 krzem (Si) wodór (H) 9,31 argon (Ar) 0,93 glin (Al) azot (N) 5,14 dwutlenek węgla (CO2) 0,023 - 0,050 żelazo (Fe) wapń (Ca) 1,38 pozostałe gazy szlachetne ok. 0,007 wapń (Ca) siarka (S) 0,64     sód (Na) fosfor (P) 0,63     magnez (Mg) pozostałe 0,72     pozostałe W organizmie człowieka wszystkie pierwiastki występują w postaci związków chemicznych. Podobnie i w skorupie ziemskiej. W oceanach podstawowym związkiem jest woda i rozpuszczone w niej sole. Więcej informacji o pierwiastkach pospolitych, występujących w znacznych ilościach i odgrywających dużą rolę w życiu człowieka znajdziecie w kolejnych rozdziałach. Tymi pierwiastami są; w 1 grupie - wodór, sód i potas w 2 grupie głównej - wapń i magnez w 3 grupie głównej - glin w 14 grupie głównej - węgiel w 15 grupie głównej - azot w 16 grupie - tlen i siarka w 17 grupie - chlor w grupach 3 -12 - żelazo, miedz, rtęć IA   VIIIA 1H Wodór         2He Hel IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 3Li Lit 4Be Beryl 5B Bor 6C Węgiel 7N Azot 8O Tlen 9F Fluor 10Ne Neon 11Na Sód 12Mg Magnez                     13Al Glin 14Si Krzem 15P Fosfor 16S Siarka 17Cl Chlor 18Ar Argon IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB VIIIB VIIIB IB IIB 19K Potas 20Ca Wapń 21Sc Skand 22Ti Tytan 23V Wanad 24Cr Chrom 25Mn Mangan 26Fe Żelazo 27Co Kobalt 28Ni Nikiel 29Cu Miedź 30Zn Cynk 31Ga Gal 32Ge German 33As Arsen 34Se Selen 35Br Brom 36Kr Krypton Oznaczenia kolorów Kolor Charakter pierwiastka 29Cu Miedź Metaliczny 35Br Brom Niemetaliczny 51Sb Antymon Półprzewodnik 54Xe Ksenon Gazy szlachetne POWRÓT DALEJ

Wodór

Spis treści rozdziału - tutaj kliknij

Występowanie / Otrzymywanie / Związki wodoru / Zastosowanie wodoru /

Występowanie

Wodór podobnie jak tlen należy do pierwiastków bardzo rozpowszechnionych w przyrodzie. Na ziemi wodór w stanie wolnym występuje bardzo rzadko, natomiast spotykany jest bardzo często w postaci związków (woda, kwasy, zasady, wszystkie związki organiczne, itp.). W stanie wolnym występuje w postaci cząsteczkowej o wzorze H₂.

	We wszechświecie wodór jest jednym z najbardziej rozpowszechnionych pierwiastków. Stanowi ok. 80% atmosfery słońca, a również w atmosferze gwiazd ma znaczną przewagę ilościową nad innymi pierwiastkami. Jest gazem bezbarwnym, bez zapachu i smaku o temperaturze wrzenia -252,78^oC i temperaturze krzepnięcia - 259,2 ^oC.

Jest gazem bardzo aktywnym, dlatego występuje w postaci połączeń chemicznych.
Znany jest w postaci trzech izotopów ¹₁H, ²₁D (deuter), ³₁T (tryt).

Otrzymywanie

W laboratoriach wodór otrzymuje się w reakcji kwasów z metalami nieszlachetnymi.

Zn + H₂SO₄ --> ZnSO₄ + H₂
Mg + 2HCl ---> MgCl₂ + H₂

Na skale przemysłową otrzymuje się go

• z gazu wodnego (CO + H₂)

• z gazu koksowniczego, który zawiera 47% H₂. Wodór wyodrębnia się przez wykraplanie pozostałych składników gazu.

• przez przepuszczenie pary wodnej nad sproszkowanym i ogrzanym do 600^oC żelazem

3Fe + 4H₂O -->Fe₃O₄ + 4H₂
regeneracja Fe₃O₄ + 4CO --> 3Fe + 4CO₂

• za pomocą elektrolizy wodnych roztworów kwasów, zasad lub soli.

Związki wodoru

Wodór tworzy połączenia z większością pierwiastków. Najwięcej znanych połączeń wodoru z innymi pierwiastkami ma charakter wiązań kowalencyjnych. Przykładem są połączenia z węglem (C), azotem (N), tlenem (O) i chlorem (Cl).

Wiązanie kowalencyjne (atomowe), polega na łączeniu się atomów za pomocą wspólnych par elektronowych

	Taką właściwość wodoru wynika z jego konfiguracji elektronowej. Wodór posiada jeden elektron na powłoce 1(K). Konfiguracja elektronowa wodoru (1H) - (1) K^1. Znane są również jonowe związki wodoru z pierwiastkami I i II grupy układu okresowego. Tymi pierwiastkami są metale o dużej aktywności chemicznej. Tymi metalami są: Li, Na, K, Ca

Wiązanie jonowe polega na przejściu elektronów walencyjnych z atomu jednego pierwiastka do atomu drugiego pierwiastka. Dzięki temu powstają kationy i aniony przyciągające się wzajemnie siłami elektrostatycznymi

Na (2, 8, 1) + H (1) ----> Na⁺ (2, 8) + H^- (2)

Powstaje kation metalu Na⁺ i anion wodoru H^-, które wzajemnie przyciągają się.
Wzory ogólne wodorków MH i MH₂, gdzie; M - to metal. Są to połączenia typu soli o wiązaniu jonowym i wysokich temperaturach wrzenia i topnienia, przewodzące prąd w stanie stopionym.
Przykłady: NaH, KH, CaH₂

	W niektórych związkach atom wodoru jest pozornie związany jednocześnie z dwoma innymi atomami. Na przykład w takim związku jak woda, wodór występuje jako mostek pomiędzy dwoma atomami tlenu. Mostek ten nazywany jest wiązaniem wodorowym.

I właśnie wysoka temperatura wrzenia wody jest przypisana istnieniu wiązania wodorowego między cząsteczkami wody. Wiązanie wodorowe, chociaż w porównaniu z innymi wiązaniami jest słabym wiązaniem, odgrywa bardzo ważną rolę w układach biologicznych jakimi są białka.

Woda jest najważniejszym połączeniem wodoru z tlenem. Wodzie był poświęcony jeden z wcześniejszych rozdziałów w którym opisaliśmy znaczenie wody w przyrodzie, wykorzystanie wody jako rozpuszczalnika i wody jako środowiska reakcji chemicznych. więcej >>>>>
Woda jest dobrym rozpuszczalnikiem dla większości substancji nieorganicznych.

Nadtlenek wodoru. Znany jest związek tlenu i wodoru, w którym na jeden atom tlenu przypada jeden atom wodoru. Związek ten o wzorze chemicznym H₂O₂ nosi nazwę nadtlenku wodoru.

Jest to przykład związku chemicznego w którym występuje wiązanie chemiczne między atomami tego samego pierwiastka, tj. tlenu.
Roztwór wodny nadtlenku wodoru znany jest pod nazwą wody utlenionej. Roztwór 3% - woda utleniona - środek dezynfekujący i łagodny środek utleniający. Roztwór 30% - perhydrol - silny utleniacz stosowany w przemyśle jako czynnik utleniający.
Roztwory o stężeniach poniżej 35% są trwałe, a stężeniu powyżej 65% są niebezpieczne ponieważ H₂O₂ o tym stężeniu przy zetknięciu z wieloma związkami organicznymi wybucha. Ponadto H₂O₂ stosowany jest jako utleniacz w paliwach rakietowych.
Nadtlenek wodoru jest związkiem nietrwałym i nawet w temperaturze pokojowej ulega samorzutnemu rozkładowi z wydzieleniem tlenu.

2H₂O₂ --> 2H₂O + O₂

Związki z węglem, to duży dział chemii znany pod nazwą chemia organiczna. Ta grupa związków jest tematem kolejnego rozdziału.

Amoniak, to połączenie wodoru z amoniakiem - NH3. Jest to gaz bezbarwny, o charakterystycznym zapachu, silnie drażniącym błony śluzowe. Gazowy amoniak rozpuszcza się w wodzie, tworząc zasadę amonową. NH3 + H2O ---> NH4OH Praktycznie NH4OH w roztworze wodnym jest zdysocjowany na kation amonowy NH4^+ i anion wodorotlenowy OH^-. NH4OH ---> NH4^+ + OH^- Amoniak w postaci wodnego rotworu wykorzystywany jest jako nawóz sztuczny.

Zastosowanie wodoru

Wodór jest cennym surowcem do otrzymywania wielu produktów, mających zastosowanie w wielu dziedzinach życia. Wodór ma zastosowanie do:

• produkcji amoniaku, o czym wspomniano wyżej

• wielu związków organicznych

• jako paliwo w mieszaninie z innymi substancjami

Sód i potas Spis treści rozdziału - tutaj kliknij Występowanie i reakcje chemiczne / Właściwości / Zastosowanie / Występowanie i reakcje chemiczne Sód i potas są pierwiastkami pierwszej grupy głównej (IA) układu okresowego. Są to pierwiastki, które na ostatniej powłoce walencyjnej mają po jednym elektronie. 11Na - (2, 8, 1), 19K - (2, 8, 8, 1) Taka konfiguracja elektronowa ma tendencję do tworzenia jonów jednododatnich. Pierwiastki oddając jeden elektron upodobniają sie do najblizszego gazu szlachetnego - sód do neonu (Ne) a potas do argonu (Ar). Sód i potas, są zaszeregowane pod wzgledem rozpowszechnienia jako szósty i siódmy ze wszystkich pierwiastków występujących w skorupie ziemskiej. Są to miękkie metale o małej gęstości i niskich temperaturach topnienia. Właściwości Sód i potas są najbardziej czynnymi chemicznie metalami. Nawet woda, energicznie reaguje z nimi , czasami wybuchowo. Dlatego wymagają specyficznego obchodzenia sie z nimi. Pozostawione na powietrzu pod wpływem wilgoci matowieją. Aby zapobiec temu zjawisku, przechowuje się je w nafcie. Ze względu na dużą reaktywność chemiczną pierwiastki tej grupy nie występują w przyrodzie w stanie wolnym lecz wyłącznie w postaci związków najczęściej jako chlorki - głównie jako NaCl (sól kamienna) węglany - jako soda kalcynowana (Na2CO3) i K2CO3 azotany - jako saletra chilijska (NaNO3) i nawóz potasowo-azotowy (KNO3) wodorotlenki - soda kaustyczna (NaOH) i wodorotlenek potasu (KOH). Podczas spalania sodu i potasu w powietrzu lub tlenie tworzą nadtlenki Na2O2, K2O2. Nadtlenki i ponadtlenki, łatwo reagują z wodą: w reakcji powstaje odpowiednia zasada i tlen 2Na2O2 + 2H2O --> 4NaOH + O2 W podwyższonych temperaturach łączą się bezpośrednio z wodorem tworząc wodorki; reagują również z chlorowcami z utworzeniem halogenków. 2Na + H2 ---> 2NaH 2K + Cl2 ---> 2KCl Sód i potas wypierają wodór ze związków 2Na + 2H2O --> 2NaOH + H2 2Na + 2CH3OH --> 2CH3ONa + H2 2Na + 2NH3 --> 2NaNH2 + H2 Interesujące włąściwości fizyczne i chemiczne wykazują wodorki litowców, mające charakter soli; wodór występuje w nich w postaci ujemnego jonu H^-, tzw. jonu wodorkowego. Pod względem właściwości fizycznych, wodorki podobne są do odpowiednich fluorowców, są jednak od nich bardziej reaktywne. Sposród reakcji wodorków najważniejsze znaczenie dla ich charakterystyki chemicznej mają reakcje z wodą, które przebiegają energicznie z wydzieleniem wodoru. NaH + H2O --> NaOH + H2 Zastosowanie Ze związków sodu największe znaczenie posiada chlorek sodowy NaCl, węglan sodowy (Na2CO3) zwany sodą kalcynowaną otrzymywany w reakcji. NaCl + NH3 + H2O + CO2 --> NH4Cl + NaHCO3 2NaHCO3 ---> Na2CO3 + H2O + CO2 Druga reakcja przebiega w temperaturze 160-180 ^oC. Wodorotlenek sodowy NaOH otrzymuje się na drodze elektrolizy NaCl i w reakcji Na2CO3 + Ca(OH)2 --> CaCO3 + 2NaOH Sód, a także i potas polepszają własności mechaniczne jak i antykorozyjne magnezu, glinu i ołowiu, wypełniając między ich atomami luki sieciowe. Sód w stanie stopionym stosowany jest jako chłodziwo (reaktory atomowe). Ze związków chemicznych sodu i potasu największe znaczenie mają: NaCl (sól kuchenna) - jest podstawowym zródłem sodu i chloru w przemyśle. Chlorek sodu jest również dodatkiem do potraw. Spożywany zapewnia właściwy skład płynów ustrojowych w organizmach żywych. NaOH (soda kaustyczna) - jest surowcem dla przemysłu mydlarskiego, papierniczego i produkcji niektórych włókien syntetycznych. KOH - podobnie jak NaOH ma zastosowanie w produkcji mydeł płynnych. Węglany sodu i potasu (K2CO3, Na2CO3) - są surowcami dla przemysłu szklarskiego. Stapiane z piaskiem dają szkło. Azotany(V) sodu i potasu (NaNO3, KNO3) - znane jako saletry. Są surowcami do produkcji nawozów sztucznych i materiałów wybuchowych. NaHCO3 (soda oczyszczona) - ma zastosowanie w przemyśle spożywczym i farmaceutycznym.

Magnez i wapń

Spis treści rozdziału - tutaj kliknij

Występowanie / Właściwości / Zastosowanie /

Występowanie

	Magnez i wapń są pierwiastkami drugiej (2) grupy głównej układu okresowego. Są to pierwiastki, które na ostatniej powłoce walencyjnej mają po dwa elektrony. 12Mg - (2, 8, 2), 20Ca - (2, 8, 8, 2)

Taka konfiguracja elektronowa ma tendencję do tworzenia jonów dwudodatnich. Pierwiastki oddając dwa elektrony upodobniają sie do najblizszego gazu szlachetnego - magnez do neonu (Ne) a wapń do argonu (Ar). 12Mg - (2, 8, 2) - 2e^- ----> 12Mg^2+ - (2, 8) 20Ca - (2, 8, 8, 2) - 2e^- ----> 20Ca^2+ - (2, 8, 8) Pierwiastki 2 grupy układu okresowego, podobnie jak pierwiastki 1 grupy układu okresowego barwią płomien palnika.

Wapń i magnez, w przyrodzie występują w postaci związków chemicznych takich jak:

• wapienie CaCO₃

• magnezyty, których głównym składnikiem jest MgCO₃

• węglan magnezowo-wapniowy, tzw. dolomity MgCO₃*CaCO₃

• siarczan wapniowy (gips) CaSO₄

• fosforan wapniowy Ca₃(PO₄)₂

• chlorek wapniowy CaCl₂ i MgCl₂.

Wiele tych związków jest nierozpuszczalnych, wskutek czego występują one jako złoża w skorupie ziemskiej. Wapń jest pierwiastkiem najpospolitszym spośród pierwiastków I i II grupy a najbardziej rozpowszechnionym minerałem wapnia jest węglan wapniowy (CaCO₃), występujący w tak różnorodnych skałach jak, wapień, marmur i kreda.Skały wapienne są pochodzenia organicznego i powstały ze szkieletów wapiennych zwierząt żyjących w zbiorniakch wodnych. Obecnie tworzą one całe łańcuchy górskie. Przykładem są nasze góry, tj. (Pieniny, Jura Krakowsko-Częstochowska).

Znanym minerałem jest kalcyt. Minerał ten tworzy dobrze wykształcone kryształy, osiągające nieraz znaczne rozmiary, oznaczające się wyjątkową różnorodnością form. Spotyka się kryształy o pokroju tabliczkowym, płytkowym, pryzmatycznym lub słupowym oraz kryształy bliźniacze i zrosty. Pospolicie kryształy kalcytu występują w postaci szczotek (rysunek obok). Tworzy często skupienia ziarniste, włókniste i zbite oraz w formach naciekowych (stalaktyty, stalagmity) i oolitowych.

W rejonach gdzie występują skały wapienne, w jaskiniach obserwuje się zjawisko tworzenia orginalnych form skalnych tzw. stalaktytów i stalagmitów. Przyczyną jest zjawisko erozji, które polega na powolnym rozpuszczaniu skał wapiennych z utworzeniem dobrze rozpuszczalnego wodorowęglanu wapnia. CaCO3 + H2O + CO2 ----> Ca(HCO3)2 Dwutlenek węgla (CO2) pochodzi z atmosfery. Z wodnego roztworu Ca(HCO3)2 wolno ściekającego po ścianach jaskiń, po częściowym odparowaniu wody wytrąca się osad CaCO3, tworząc naciek.

Ca(HCO₃)₂ ----> CaCO₃(osad) + H₂O + CO₂

Zwykła kreda do pisania na tablicy jest węglanem wapnia. Bardzo pospolitym minerałem jest gips (CaSO₄). Skały fosforanowe (Ca₃(PO₄)₂) powstały w czasach prehistorycznych z kości, zębów i muszli morskich.
Magnez jest ósmym pod względem rozpowszechnienia pierwiastkiem występującym w skorupie ziemskiej. Magnezyt (MgCO₃) i dolomit (MgCO₃*CaCO₃) są oprócz wody morskiej i pokładów soli głównymi zródłami magnezu.
Ponieważ wapienie są minerałami bardzo rozpowszechnionymi, większość wód zawiera małe ilości jonów Ca²⁺ oraz Mg²⁺ w postaci rozpuszczonych w niej wodorowęglanów (Ca(HCO₃)₂), siarczanów i chlorków. Powodują one zjawisko nazywane twardością wody.. Jest to zjawisko niepożądane ze względu na powstawanie nierozpuszczalnych osadów podczas gotowania wody lub podczas dodawania do niej mydła. Osady, które osadzają się na ścianach naczyń, kotłów noszą nazwę kamienia kotłowego. Taki osad pogarsza wymiane ciepła, a nawet może spowodować awarię kotła. Dlatego woda używaną w kotłach zmiększa się, wytrącając z niej jony Ca²⁺ i Mg²⁺ w postaci nierozpuszczalnych soli (CaCO₃ i MgCO₃).
Osad, jaki powstaje podczas mycia się mydłem jest nierozpuszczalny w wodzie. Pogarsza to jakość mycia i prania. W celu wyeliminowania tego problemu, proszki do prania dostępne w handlu zwierają środki zmiękczające wodę.

Bardzo ważnym połączeniem dla życia organizmów żywych na ziemi jest chlorofil, zielony barwnik roślinny. Jest to związek kompleksowy magnezu z pierścieniami porfirynowymi. Barwnik ten umożliwia syntezę węglowodanów z dwutlenku węgla i wody według sumarycznego równania w procesie fotosyntezy.

6CO₂ + 6H₂O --> C₆H₁₂O₆ + 6O₂

Właściwości chemiczne

	Właściwości chemiczne wapnia i magnezu są podobne do właściwości sodu i potasu, ale jako pierwiastki są mniej reaktywne. Spalone w powietrzu lub w tlenie tworzą odpowiednie tlenki. 2Mg + O2 ---> 2MgO 2Ca + O2 ---> 2CaO Magnez spala się w powietrzu dając jaskrawe, białe światło (rysunek obok). Tworzy się wówczas tlenek magnezu, MgO, dawnej nazywany magnezją.

Wapń reaguje już z zimną wodą, wydzielając z niej wodór

Ca + 2H₂O --> Ca(OH)₂ + H₂
Mg + 2H₂O --> Mg(OH)₂ + H₂

Magnez reaguje w podobny sposób z wodą wrzącą lub przegrzaną parą wodną.

Magnez Mg jest czystym składnikiem stopów glinu, cynku, manganu, tworzy bardzo lekkie stopy (elektron o ciężarze właściwym 1,85g/cm³.
Ogrzewane z węglem tworzą węgliki. Najbardziej znanym jest CaC₂ (karbid).

	Karbid gwałtownie reaguje z wodą z wydzieleniem palnego acetylenu (C2H2). Taki proces uzyskiwania acetylenu ma zastosowanie w wytwornicach acetylenowych a sam acetylen jest wykorzystywany w spawaniu metali. CaC2 + 2H2O --> Ca(OH)2 + C2H2

Wapń Ca jest metalem otrzymywanym przez elektrolizę stopionego chlorku wapnia CaCl₂. Jest barwy srebrzystobiałej i nieco twardszy od ołowiu. reaguje z wodą i pali się na powietrzu po podpaleniu. Powstaje wtedy mieszanina tlenku wapnia CaO i azotku wapnia Ca₃N₂.

Zastosowanie

Wapń ma wiele praktycznych zastosowań, jako odtleniacz do żelaza, stali, miedzi i stopów miedzi i jako składnik stopów ołowiu (metali łożyskowych i powłok do kabli elektrycznych) i stopów glinu oraz jako środek redukujący do wytwarzania innych metali z ich tlenków.
Magnez jest składnikiem tzw. stopów lekkich używanych głównie do budowy samolotów, statków kosmicznych i jachtów. Znane są pod nazwą duraluminium, magnal i elektron.

Ze związków chemicznych największe znaczenie ma węglan wapnia CaCO₃ i siarczan(VI) wapnia CaSO₄.
Węglan wapnia ma zastosowanie

• jako materiał budowlany pod postacią wapienia i marmuru

• surowiec do produkcji zapraw murarskich

• surowiec do produkcji cementów portlandzkich

• środek do odkwaszania ziemi

Siarczan(VI) wapnia ma zastosowanie:

• w budownictwie jako gips

• w lecznictwie

Glin

Spis treści rozdziału - tutaj kliknij

Występowanie i reakcje chemiczne / Zastosowanie /

Występowanie i reakcje chemiczne

	Glin jest pierwiastkem 13 grupy układu okresowego. Jest to pierwiastek, który na ostatniej powłoce walencyjnej ma trzy elektrony. 13Al - (2, 8, 3) Taka konfiguracja elektronowa ma tendencję do tworzenia jonów trójdodatnich. Atom glinu oddając trzy elektrony upodobnia się do najblizszego gazu szlachetnego - do argonu (Ar).

₁₃Al - (2, 8, 3) - 3e^- ----> ₁₃Al³⁺ - (2, 8)

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 (KAlSi₃O₈) i tlenku glinowego (Al₂O₃).
Wyglądem swoim 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 AlCl₃, słabiej w rozcieńczonym kwasie siarkowym, tworząc siarczan glinowy Al₂(SO₄)₃.

2Al + 6HCl --> 2AlCl₃ + 3H₂
2Al + 3H₂SO₄ --> Al₂(SO₄)₃ + 3H₂

Kwas azotowy stężony 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 + 2H₂O --> 2 NaAlO₂ + 3H₂

Rozpuszczanie sie glinu zarówno w kwasach jak i zasadach wskazuje na charakter amfoteryczny jego tlenku.

Amfoteryczność to właściwość związków polegająca na zdolności do reagowania z kwasem tak jak zasada, natomiast z zasadą tak jak kwas

Z kilku występujących w przyrodzie związków glinu znany jest boksyt Al₂O₃*2H₂O używany do wyrobu glinu oraz korund - używany jako kamień ozdobny (kryształy niebieskie noszą nazwę szafirów, czerwone - rubinów).
Z boksytu po usunięciu zanieczyszczeń, na drodze elektrolizy otrzymuje się czysty glin na skalę przemysłową.

Zastosowanie

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. Znane stopy 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)

Czysty glin jako metal ma zastosowanie:

• w produkcji różnego rodzaju opakowań, pojemników, naczyń kuchennych

• w produkcji różnego rodzaju przewodów elektrycznych

• produkcji blach

• produkcji naczyń kuchennych

Pod postacią związków chemicznych ma zastosowanie

• Al₂O₃ (korund, szmergiel) w produkcji materiałów ściernych

• AL₂(SO₄)₃*18H₂O do oczyszczania wody i jako zaprawa farbiarska

• AlCl₃ w wielu procesach chemicznych, między innymi w procesie krakowania ropy naftowej, prowadzącym do otrzymywania benzyny.

Węgiel Spis treści rozdziału - tutaj kliknij Występowanie / Związki chemiczne węgla / Zastosowanie / Występowanie Węgiel i krzem oraz ich związki, odgrywają istotną rolę w przyrodzie. Węgiel jest nieodzownym składnikiem przyrody ożywionej, a krzem przyrody martwej. Są to pierwiastki 14 grupy układu okresowego, które na ostatniej powłoce walencyjnej mają po cztery elektrony. 6C - (2, 4), 14Si - (2, 8, 4) Taka konfiguracja elektronowa ma tendencję do tworzenia wiązań kowalencyjnych z atomami wodoru, tlenowców i fluorowców. Trwałą konfigurację elektronową węgiel i krzem uzyskują tworząc cztery wiązania kowalencyjne z udziałem elektronów innych atomów. C + O2 ----> CO2 C + O=O ----> O=C=O Węgiel występuje w przyrodzie zarówno w stanie wolnym jak i w postaci najrozmaitszych związków nieorganicznych i organicznych. Do nieorganicznych związków węgla należą przede wszystkim: dwutlenek węgla, węglany i węgliki. Węglan wapniowy (CaCO3) - jest składnikiem wapieni, kredy, marmurów - tworzy masywy górskie. W stanie wolnym węgiel występuje w przyrodzie w postaci minerałów - diamentu i grafitu . Są to różne odmiany alotropowe tego pierwiastka. Odmiany alotropowe, są to różne postacie występowania substancji o tym samym składzie chemicznym, ale w odmiennych strukturach wewnętrznych. Siatka grafitu W graficie występują płaskie warstwy atomów węgla, ułożone w postaci sześciokątów przypominających plastry wosku. W warstwach atomy połączone są wiązaniami kowalencyjnymi. Odległości między atomami węgla w warstwie są takie same natomiast odległości między atomami węgla sąsiednich warstw odległości są większe. Z tej powodu wiązania miedzy atomami w warstwie są silniejsze niż między atomami z sąsiednich warstw. Ułatwia to "oderwanie" od siebie atomów sąsiednich warstw. Dlatego grafit jest miękki, mażący i łupliwy. Siatka diamentu W diamencie w odróżnieniu od grafitu, odległości między sąsiednimi atomami węgla są takie same w każdym kierunku. Dlatego i wiązania chemiczne są jednakowo silne w każdym kierunku. Diament jest najtwardszym znanym minerałem. Spotykany jest niezwykle rzadko. Grafit w odróżnieniu od diamentu przewodzi prąd elektryczny, jest miękki i łupliwy. W ostatnich latach diament na skalę przemysłową otrzymuje się w wyniku przekształcenia struktur grafitu w temperaturze ok.3000^oC i ciśnieniu ok. 10000 atm. Związki chemiczne węgla Najbardziej znanymi związkami chemicznymi węgla są: tlenki węgla (dwutlenek węgla CO2 i tlenek węgla CO) węglany węgliki Węgiel w postaci związanej to głównie dwutlenek węgla i węglany. Dwutlenek węgla jest składnikiem powietrza o zmiennej zawarto�ci. Wydychają go ludzie i zwierzęta. Jest bezbarwnym, bezwonnym gazem, dobrze rozpuszczalnym w wodzie. W odróżnieniu od tlenu i azotu dwutlenek węgla jest substancją złożoną z dwóch pierwiastków - węgla i tlenu. Uwalniany do atmosfery w procesie oddychania dwutlenek węgla, bierze udział w procesie fotosyntezy. Fotosynteza jest podstawowym procesem o podstawowym znaczeniu dla świata żywego. Fotosynteza jest to proces produkcji przez rośliny cukrów, skrobi i celulozy z dwutlenku węgla i wody pod wpływem światła słonecznego Życie w stanie, w jakim istnieje obecnie, możliwe jest tylko dzięki fotosyntezie. Energią dla jego utrzymania jest światło słoneczne pochłaniane przez chlorofil (barwnik roślin) i przekształcane w cukier o nazwie glukoza, która z kolei przekształca się w skrobię i celulozę (rys. 4). Rys.4 Fotosynteza Otrzymane cukry, służą następnie za materiał wyjściowy dla różnych przemian zachodzących w żywych organizmach. Rys.5 Obieg dwutlenku węgla w przyrodzie Na rysunku 5 został przedstawiony obieg węgla w przyrodzie. Węgiel wielokrotnie przemieszcza się w cyklu zamkniętym między atmosferą ziemską, skorupą ziemską, hydrosferą i organizmami. Węgiel jest głównym pierwiastkiem wchodzącym w skład związków organicznych, z których są zbudowane ciała organizmów. Węgiel znajdujący się w obiegu występuje głównie w wodach mórz i oceanów gdzie jest ok.16 razy więcej niż w atmosferze w postaci rozpuszczalnego dwutlenku węgla ( CO2) oraz jonów wodorowęglanowych (HCO3^-) i węglanowych (CO3^2-). W atmosferze węgiel istnieje prawie wyłącznie w postaci dwutlenku węgla (CO2). Atmosferyczny dwutlenek węgla jest nieprzerwanie pobierany przez rośliny w procesie fotosyntezy oraz stale jest oddawany do atmosfery w procesie oddychania roślin i zwierząt. Dwutlenek węgla związany przez rośliny wchodzi w skład materii organicznej, z której korzystają zwierzęta i drobnoustroje. Martwe szczątki roślin i zwierząt ulegają rozkładowi i węgiel powraca w postaci dwutlenku węgla do atmosfery i wód. Zawartość dwutlenku węgla w atmosferze zwiększa się podczas pożarów lasów i przy spalaniu paliw kopalnianych i przemysłowych. Są to dodatkowe zródła dopływu CO2 do atmosfery. Ponieważ dopływ ten nie jest w pełni równoważony przez pobieranie dwutlenku węgla z atmosfery przez rośliny, następuje stały wzrost jego stężenia w atmosferze. Równocześnie postępuje niekontrolowane wycinanie lasów asymilujących znaczące ilości CO2. Zakłócenie stanu stacjonarnego i niewielki wzrost średniej zawartości CO2 w atmosferze będzie miał katastrofalne skutki i może doprowadzić do zagłady ludzkości wskutek tzw. efektu cieplarnianego. Rys.6 Efekt cieplarniany Efekt cieplarniany jest to zjawisko występujące w atmosferze spowodowane obecnością w powietrzu pary wodnej, dwutlenku węgla, ozonu , tlenku węgla oraz metanu i występował zawsze od kiedy w atmosferze Ziemi pojawił się dwutlenek węgla i woda. Wymienione substancje posiadają zdolność pochłaniania (zatrzymywania) w atmosferze ciepła pochodzącego z nagrzewania Ziemi przez Słońce oraz własnego ciepła powstającego we jej wnętrzu. A to oznacza, że ciepło zostaje uwięzione, co daje efekt podobny do efektu wywołanego przez dach szklarni. Największy udział w tym efekcie ma para wodna i dwutlenek węgla. Jeżeli w przyrodzie jest zachowana równowaga wymienionych gazów to mówimy, że mamy do czynienia z naturalnym efektem cieplarnianym. W ostatnich dziesięcioleciach w wyniku działalności człowieka ta równowaga została zachwiana. W atmosferze zanotowano znaczny wzrost zawartości dwutlenku węgla. Jest to wynikiem; spalania dużej ilości paliw (węgiel, benzyna, olej napędowy) wycinania drzew, które pochłaniają dwutlenek węgla w procesie fotosyntezy Przypuszcza się, że jest to główny czynnik wzrostu średniej temperatury na Ziemi. Skutki mogą okazać się tragiczne, szczególnie dla tych miejsc, które są położone blisko oceanów i mórz. W wyniku topnienia lodów ulegną zalaniu znaczne obszary kontynentów a klimat wielu miejsc ulegnie zmianie. Przypuszcza się, że w Polsce będziemy mieli klimat podobny do tego, który występuje dziś na południowych Morawach. Dwutlenek węgla powstaje w reakcji spalania węgla przy pełnym dostępie powietrza. C + O2 ---> CO2 Jest on gazem bezbarwnym, bezwonnym, biernym toksycznie i chemicznie. Rozpuszczany w wodzie tworzy kwas węglowy. CO2 + H2O ---> H2CO3 Wody mineralne gazowane zawierają rozpuszczony dwutlenek węgla Tlenek węgla w odróżnieniu od dwutlenku węgla jest silnie toksyczną substancją, jego toksyczność polega na zablokowaniu funkcji hemoglobiny jako nośnika tlenu. Tlenek węgla powstaje podczas spalania węgla przy niedostatecznym dostępie tlenu z powietrza. 2C + O2 ---> CO Węgliki - najbardziej znanym węglikiem mającym praktyczne zastosowanie jest węglik wapnia CaC2 nazywany również karbidem. Karbid reaguje z wodą z wydzieleniem acetylenu. CaC2 + H2O ---> C2H2 + Ca(OH)2 Acetylen wykorzystywany jest do wielu syntez organicznych i jako zrodło energii cieplnej w palnikach tlenowo-acetylenowych. Fullereny Stosunkowo niedawno (1985) otrzymano sztucznie nową odmianę alotropową węgla - fulleren, a następnie (1991) kolejną - nanorurkę. W odmianach tych węgiel ma nowe, nieznane uprzednio właściwości, co spowodowało lawinę badań i odkryć. Fullereny to struktury zbudowane z atomów węgla (od 28 do kilkuset), tworzące zamknięte sfery kuliste lub elipsolidalne. Tworzą sie one w wyniku swobodnej kondensacji par wegla w atmosferze gazu obojetnego (helu); synteza jest prowadzona w łuku elektrycznym ( z uzyciem elektrod grafitowych) lub metodą odparowania grafitu wiązką światła laserowego o odpowiednio dużej mocy. Nanorurki jest to odmiana w kształcie rurek (prostych, zakrzywionych lub spiralnych) obustronnie zamkniętych, jedno lub wielowarstwowych. Fullereny i nanorurki wchodzą w liczne reakcje chemiczne i elektrochemiczne; ulegają reakcjom addycji i polimeryzacji, a przede wszystkim tworzą kompleksy wewnetrzne polegające na "uwięzieniu" niewielkich cząsteczek, atomów lub jonów wewątrz zamkniętej struktury węglowej. Otrzymano wiele połączeń o interesujących właściwościach, m.in. związki biologicznie czynne blokujące wirusa HIV, polimery liniowe, nadprzewodniki i półprzewodniki, błony fotoprzewodzące. Zastosowanie Każda z odmian węgla występującego w stanie wolnym ma duże znaczenie jako surowiec do produkcji wielu produktów, które mają praktyczne zastosowanie w życiu codziennym czlowieka. grafit - jest wykorzystywany do produkcji smarów, ołówków, elektrod, włókien węglowych oraz w technice jądrowej sadza - jako produkt spalania węglowodorów, ma zastosowanie jako wypełniacz do kauczuku w procesie produkcji gumy koks - ma zastosowanie w hutnictwie żelaza, cynku i ołowiu oraz jako paliwo w gospodarstwie domowym Węgiel pod postacią związków chemicznych, głownie dwutlenku węgla ma zastosowanie jako: środek gaśniczy (gaśnice śniegowe) środek chłodniczy, tzw. "suchy lód" surowiec do producji mocznika Więcej o organicznych związkach węgla organicznych w dziale "Chemia organiczna". Chemia organiczna Ważne pojęcia Odmiany alotropowe - są to różne postacie występowania substancji o tym samym składzie chemicznym, ale w odmiennych strukturach wewnętrznych.

Azot Spis treści rozdziału - tutaj kliknij Występowanie / Związki azotu / Zastosowanie / Występowanie Azot jest pierwiastkiem 15 grupy, nazywaną grupą azotowców. Są to pierwiastki, które na ostatniej powłoce elektronowej mają po 5 elektronów. Azot, który jest tematem naszych rozważań ma konfigurację elektronową. 7N - (2, 5) Taka konfiguracja elektronowa azotu, ma tendencję do tworzenia wiązań kowalencyjnych. Azot łącząc się z innymi pierwiastkami przyjmuje konfiguracje elektronową najbliższego gazu szlachetnego, neonu. Azot występuje w przyrodzie w stanie wolnym jak i związanym. Azot wolny jest głównym składnikiem powietrza (ok. 78% objętościowych). W postaci związków występuje przeważnie w organizmach żywych; jest jednym z ważniejszych pierwiastków wchodzących w skład białek roślinnych i zwierzęcych. Czysty azot uzyskuje się ze skroplonego powietrza przez destylację frakcjonowaną. Azot w postaci skroplonej przewozi się w butlach stalowych, a ciekły w cysternach. Na skalę laboratoryjną azot otrzymuje się przez ogrzewanie stężonych roztworów chlorku amonu (NH4Cl) a azotanem(III) sodu (NaNO2). NH4Cl + NaNO2 --> NaCl + N2 + 2H2O Azot w postaci związków chemicznych jest konieczny do rozwoju większości roślin i organizmów żywych. Tymi związkami są najczęściej sole dostarczane do gleby pod postacią nawozów sztucznych i sole wytwarzane przez bakterie znajdujące się w glebie. Wytworzone sole (sole amonowe i azotany) są następnie przyswajane przez rośliny i zamieniane w białko (rys. 8). Przemiana materii u roślin i zwierząt, jak i rozkład obumarłych organizmów przyczyniają się do odtworzenia zużytych soli. Rys.8 Obieg azotu w przyrodzie Do najczęściej spotykanych w przyrodzie nieorganicznych związków azotu należą: saletra sodowa NaNO3 (chilijska), saletra potasowa KNO3 (indyjska), saletra wapniowa Ca(NO3)2, amoniak i sole amonowe. Najważniejszym połączeniem azotu i wodoru jest amoniak NH3 otrzymywany na drodze syntezy azotu i wodoru oraz jako produkt roboczy podczas prażenia węgla w gazowniach i koksowniach. W stanie wolnym występuje jako cząsteczka dwuatomowa Czysty azot otrzymuje się przez destylację frakcjonowaną skroplonego powietrza. W laboratorium czysty azot można otrzymać przez termiczny rozkład azotanu(III) amonu. NH4NO2 ---> N2 + 2H2O Do najczęściej spotykanych w przyrodzie nieorganicznych związków azotu należą: saletra sodowa NaNO3 (chilijska), saletra potasowa KNO3 (indyjska), saletra wapniowa Ca(NO3)2, amoniak i sole amonowe. Związki azotu Najważniejszym połączeniem azotu i wodoru jest amoniak NH3. Amoniak ma cząsteczkę polarną w kształcie piramidy, z trzema atomami wodoru zajmującymi podstawę piramidy i jedną wolną parą elektronową zajmującą wierzchołek. Taka struktura decyduje o tym, że jest to związek, który łatwo się skrapla a powstała ciecz jest dobrym rozpuszczalnikiem, min. soli. Amoniak otrzymywany jest na drodze syntezy azotu i wodoru oraz jako produkt roboczy podczas prażenia węgla w gazowniach i koksowniach. Reakcja syntezy przebiega w temperaturze T=500^oC, ciśnieniu p=2*10^7Pa. 3H2 + N2 <=> 2NH3 Amoniak rozpuszcza się w wodzie tworząc zasadę H3N: + HOH --> [NH4]^+OH^- W podwyższonych temperaturach azot z metalami tworzy azotki 6Li + N2 --> 2Li3N (reakcja przebiega w tmp. 250^oC) Li3N + 3H2O --> 3Li^+ + OH^- + NH3 Z tlenem azot tworzy kilka związków: tlenek azotu(I) N2O, tlenek azotu(II) NO, tlenek azotu(III) N2O3, tlenek azotu(IV) NO2 i tlenek azotu(V) N2O5. Tlenek azotu(V) jest bezwodnikiem kwasu azotowego(V) HNO3. N2O5 + H2O ----> 2HNO3 Zastosowanie Azot jako gaz obojętny N2 ma zastosowanie w hutnictwie i petrochemii. W stanie związanym, głównie jako amoniak i kwas azotowy(V) jest półproduktem do dalszych syntez chemicznych w wyniku czego otrzymujemy: nawozy sztuczne materiały wybuchowe tworzywa syntetyczne Nawozy sztuczne Podstawowymi azotowymi nawozami sztucznymi są; saletra sodowa NaNO3 (chilijska), azotan(V) amonu NH4NO3 oraz mocznik H2N-CO-NH2. Wymienione nawozy azotowe są bardzo dobrze rozpuszczalne w wodzie. Azot znajdujący się w nawozach jest niezbędny roślinom do syntezy białek. Nie należy zapominać, że zbyt intensywne nawożenie jest potencjalnym zródłem zanieczyszczenia rzek, jezior i zamkniętych mórz. Materiały wybuchowe - są to substancje, które pod wpływem zewnetrznego bodzca energetycznego ulega szybkiej reakcji chemicznej z wydzieleniem znacznej ilości ciepła i produktów gazowych. Otóż okazuje się, że wszystkie materiały wybuchowe w swoich cząsteczkach zawierają azot.

Tlen Spis treści rozdziału - tutaj kliknij Występowanie / Otrzymywanie / Związki tlenu / Zastosowanie / Występowanie Tlen jest pierwiastkiem 16 grupy, nazywaną grupą tlenowców. Są to pierwiastki, które na ostatniej powłoce elektronowej mają po 6 elektronów. Tlen ma konfigurację elektronową. 8O - (2, 6) Taka konfiguracja elektronowa tlenu, ma tendencję do tworzenia wiązań kowalencyjnych. Tlen łącząc się z innymi pierwiastkami przyjmuje konfiguracje elektronową najbliższego gazu szlachetnego, neonu. Tlen należy on do najbardziej rozpowszechnionych pierwiastków w przyrodzie. Zawartość tlenu w atmosferze, wodach i skorupie ziemskiej (do 16 km głębokości) stanowi prawie 50% ich składu chemicznego. Główne ilości tlenu występują w przyrodzie w postaci związanej. Na przykład woda zawiera ok. 89% tlenu, piasek - 53%, a organizm ludzki ok. 65%. Rys.11 Obieg wody w przyrodzie Występuje w dwóch odmianach alotropowych - O2 tlen i O3 ozon. Tlen O2 jest bezbarwnym, bez zapachu i smaku gazem występującym w cząsteczkach dwuatomowych. Ciekły tlen jest barwy niebieskiej. Tworzy połączenia z większością pierwiastków. Znajduje zastosowanie w lecznictwie i w technice przy wykonywaniu wielu procesów (palnik acetylenowo-tlenowy, hutnictwo, itp.) Zapotrzebowanie na tlen do oddychania w świecie roślinnym i zwierzęcym jest dobrze znane i już było opisane w podręczniku. więcej >>>>> Tlen wdychany przez człowieka z atmosfery jest wiązany w płucach z hemoglobiną krwi i przekazywany do poszczególnych komórek, które zużywają go w procesie oddychania tkanki. W procesie tym cukry utleniają się w celu dostarczenia energii niezbędnej do zapewnienia działalności życiowej komórek. Ozon O3 jest gazem o temperaturze wrzenia -112,3^oC i temperaturze topnienia -249,6^oC. W temperaturze 300^oC O3 natychmiast rozkłada się do tlenu O2 i tlenu atomowego O. Rozkład ten biegnie nawet w 100^oC. Tlen atomowy nazywany jest rodnikiem tlenowym. Jest to atom, który posiada jeden niesparowany elektron O^*. Konfiguracja elektronowa rodnika tlenowego - (2, 7). Ozon otrzymuje się następująco: przepuszczanie przez tlen cichych wyładowań elektrycznych naświetlanie tlenu promieniami nadfioletowymi reakcje chemiczne, w których wydziela się tlen np. rozkład H2O2 działanie fluoru na wodę Śladowe ilości ozonu powstają w stratosferze, poprzez absorpcje nadfioletowego promieniowania słonecznego. O2 + ultrafiolet ----> 2O O + O2 ----> O3 Ozon tworzy w stratosferze warstwę ozonową, która działa jako osłona przeciwko promieniowaniu ultrafioletowemu. O3 + ultrafiolet ----> O + O2 O + O3 ----> 2 O2 Proces tworzenia się i rozpadu ozonu ma charakter cykliczny i nie zakłócony pozostaje w stanie równowagi. Przypuszcza się, że produkty spalania paliw przez ponaddzwiękowe samoloty latające w warstwie stratosferycznej, jak i również freon uwalniany z lodówek i pojemników po kosmetykch, mogą znacznie zmniejszać stężenie ozonu. Cząsteczki organiczne i organizmy biologiczne są bardzo wrażliwe na promieniowanie ultrafioletowe; tak więc znaczne osłabienie osłony ozonowej może spowodować dostrzegalną degradację naturalnego środowiska człowieka. Ozon O3 jest silnym utleniaczem. Ozon gazowy jest diamagnetyczny, a ciekły wykazuje własności paramagnetyczne, niezależne od temperatury. Znany jest np. ozonek potasu KO3. Notowany jest również O4 Otrzymywanie Dla potrzeb laboratoryjnych tlen otrzymujemy w reakcji rozkładu różnych związków chemicznych. 1. Termiczny rozkład chloranu potasu 2KClO3 ---> 2KCl + 3O2 2. Termiczny rozkład tlenku rtęci(II) 2HgO ---> 2Hg + O2 3. Termiczny rozkład nadtlenku baru 2BaO2 ---> 2BaO + O2 Na potrzeby przemysłu tlen otrzymuje się ze skroplonego powietrza na drodze destylacji frakcjonowanej. Związki tlenu Znane są związki tlenu ze wszystkimi pierwiastkami z wyjątkiem helu (He), neonu (Ne) i argonu (Ar). Właściwości chemiczne tlenu są wynikiem jego tendencji do uzupełnienia oktetu (osiągnięcia konfiguracji elektronowej neonu) przez; przyłączenie elektronów z utworzeniem jonu tlenkowego O^2- utworzenie dwóch pojedyńczych wiązań kowalencyjnych. W zależności od rodzaju wiązań chemicznych jakie powstają pomiędzy tlenem a innymi pierwiastkami, wyróżniamy następujące klasy tlenków: tlenki jonowe. Tlenkami jonowymi są tlenki litowców i berylowców - Na2O, CaO tlenki kowalencyjne. Do tlenków kowalencyjnych, należą takie związki jak CO2, SO2, NO2 Najbardziej znanymi związkami tlenu są tlenki Tlenki są to związki pierwiastków (metali i niemetali) z tlenem, w których tlen jest dwuwartościowy TLENKI (przykłady) metali tlenek potasu - K2O tlenek glinu - Al2O3 tlenek żelaza(III) - Fe2O3 tlenek rtęci(II) - HgO tlenek wapnia - CaO W reakcji tlenków metali z wodą otrzymujemy wodorotlenki a w reakcji tlenków niemetali z wodą kwasy. Ważną grupą związków tlenu są; wodorotlenki i kwasy. Szczegółowo ta grupa związków zostala opisana w poprzednim rozdziale. Zastosowanie Ze wzgledu na niską cenę i łatwą dostępność tlen jest jednym z najszerzej stosowanych utleniaczy w przemyśle. Wymienić tutaj należy; przemysł hutniczy. Ponadto tlen jest wykorzystywany; w palnikach do cięcia i spawania metali, jako utleniacz w paliwach rakietowych, w szpitalach (choroby serca, zapalenie płuc, szok - choremu podaje się powietrze wzbogacone w tlen). Zapotrzebowanie na tlen do oddychania w świecie roślinnym i zwierzęcym jest dobrze znane. Swiat zwierząt Tlen wdychany przez człowieka z atmosfery jest wiązany w płucach z hemoglobiną krwi i przekazywany do poszczególnych komórek, które zużywają go w procesie oddychania komórki. W czasie tego procesu węglowodany (cukry) utleniają sie w celu dostarczenia energii niezbędnej do zapewnienia działalności życiowej komórek. Środowisko wodne Rozpuszczony w wodzie tlen jest potrzebny wszystkim roślinom żyjącym w wodzie oraz do życia zwierząt. Ryby wymagają najwyższych poziomów tlenu, następnie kręgowce i wreszcie bakterie. Z chwilą gdy poziom rozpuszczonego tlenu zostanie obniżony poniżej wartości dopuszczalnej, życie roślin i zwierząt zamiera a w warunkach beztlenowych powstają związki o właściwościach toksycznych a woda zaczyna cuchnąć.

Siarka Spis treści rozdziału - tutaj kliknij Występowanie / Związki siarki / Zastosowanie / Występowanie Siarka jest pierwiastkiem VI grupy głównej nazywaną grupą tlenowców. Są to pierwiastki, które na ostatniej powłoce elektronowej mają po 6 elektronów. Przykładem jest atom siarki o konfiguracji elektronowej 16S - (2, 8, 6) Taka konfiguracja elektronowa siarki, ma tendencję do tworzenia jonów ujemnych a z niektórymi pierwiastkami wiązań kowalencyjnych. Siarka łącząc się z innymi pierwiastkami przyjmuje konfiguracje elektronową najbliższego gazu szlachetnego, argonu. Mimo, że siarka jest pierwiastkiem tej samej grupy, to wykazuje niewielkie podobieństwo do tlenu. Przykładem jest stan skupienia - siarka jest ciałem stałym a tlen gazem, ale również i właściwości chemiczne wykazują różnicę. Siarka jest pierwiastkiem mniej aktywnym chemicznie. W przyrodzie występuje w dużych ilościach w stanie wolnym, w postaci siarkowodoru (H2S), tlenku siarki(IV) (SO2), siarczkowych rud metali (piryt FeS2, blenda cynkowa ZnS, galena PbS) oraz siarczanów, takich jak gips (CaSO4). Siarka w stanie wolnym jest ciałem stałym, barwy żółtej, kruchym. W wodzie praktycznie nie rozpuszcza się, dobrze natomiast rozpuszcza się w niektórych rozpuszczalnikach niewodnych, np. w dwusiarczku wegla CS2. Czysta siarka występuje w kilku odmianach alotropowych. Do najważniejszych odmian należą: siarka rombowa, jednoskośna i plastyczna. Wszystkie różnią się budową kryształów. Najtrwalsza jest odmiana rombowa, wszystkie inne przechodzą w nią pod wpływem temperatury albo na skutek starzenia się. W odmianie rombowej atomy siarki są złączone ze sobą w postaci ośmioczłonowych pierścieni, tworząc cząsteczkę o wzorze S8. Siarkowodór (H2S) występuje w niektórych gatunkach gazów ziemnych jako jego zanieczyszczenie. Jest również składnikiem wód mineralnych oraz gazów wulkanicznych. Gips (CaSO4) - jest bardzo pospolitym minerałem, wykorzystywanym w budownictwie jako zaprawa gipsowa oraz do produkcji wykładzin gipsowych. Związki siarki Siarka jest pierwiastkiem znacznie mniej reaktywnym niż tlen. Z wodorem tworzy kilka połączeń, z których najważniejszym jest siarkowodór. Jest to gaz łatwo skraplający się, o charakterystycznym zapachu. Otrzymuje się go w wyniku bezpośredniej syntezy. S + H2 --> H2S W laboratorium gazowy siarkowodór otrzymuje się w reakcji kwasu solnego lub siarkowego z odpowiednimi siarczkami metali. FeS + H2SO4 --> FeSO4 + H2S Siarkowodór jest gazem silnie trującym. Wchodzi on w połączenia z hemoglobiną wypierając z niej tlen, co przy większych stężeniach gazu powoduje uduszenie. Roztwór w wodzie H2S nosi nazwę wody siarkowodorowej i ma słabokwaśny charakter. H2S <=> H^+ + HS^- HS^- <=> H^+ + S^2- Siarkowodór tworzy sole obojętne i kwaśne siarczki, które otrzymuje się przez wysycenie zasad lub soli odpowiedniego metalu gazowym siarkowodorem. H2S + 2NaOH <=> Na2S + 2H2O Siarka z tlenem tworzy kilka różnych tlenków. Najbardziej znane to: tlenek siarki(IV) (SO2) tlenek siarki(VI) (SO3) Każdy z tlenków rozpuszczany w wodzie tworzy w reakcji z wodą kwas. Najbardziej znanymi kwasami są: Kwas siarkowy(IV) - H2SO3 SO2 + H2O ---> H2SO3 Kwas siarkowy(VI) - H2SO4 SO3 + H2O ---> H2SO4 Reakcje siarki z tlenem zachodzą w podwyższonej temperaturze. S + O2 --> SO2 Tlenek siarki(IV) SO2 jest gazem bezbarwnym o przenikliwym zapachu, skraplającym się w temperaturze -10^oC Tlenek siarki(VI) SO3 otrzymuje się przez katalityczne (V2O5) utlenianie SO2 SO2 + 1/2O2 --> SO3 Zastosowanie Siarka i jej związki chemiczne w dużych ilościach wykorzystuje się do: wulkanizacji kauczuków, tzn. do produkcji gumy produkcji kwasu siarkowego(VI), który jako półprodukt wykorzystywany jest do produkcji nawozów sztucznych, środków ochrony roślin, barwników produkcji włókien sztucznych produkcji celulozy. Siarka występuje tutaj pod postacią związku chemicznego - wodorosiarczanu(IV) wapnia Ca(HSO3)2 napełniania akumulatorów kwasowych (kwas siarkowy(VI)), wykorzystywanych jako urządzenie rozruchowe w samochodach. Wulkanizacja polega na dodawaniu do kauczuku 4 - 5% siarki w celu utworzenia struktur, które zwiększają wytrzymałośc gumy.

Chlor Spis treści rozdziału - tutaj kliknij Występowanie / Otrzymywanie / Zastosowanie / Występowanie Chlor jest pierwiastkiem 17 grupy nazywaną grupą fluorowców. Są to pierwiastki, które na ostatniej powłoce elektronowej mają po 7 elektronów. Przykładem jest atom chloru o konfiguracji elektronowej 17Cl - (2, 8, 7) Wobec takiej konfiguracji elektronowej, wszystkie mają tendencję do tworzenia jonów ujemnych a z niektórymi pierwiastkami jednego wiązania kowalencyjnego. Przykład - tworzenie jonu Cl (2, 8, 7) + e ---> Cl^-- (2, 8, 8) - Po przyjęciu elektronu atom chloru uzyskuje strukturę helowca Ar (2, 8, 8) Przykład - tworzenie wiązania kowalencyjnego Chlor, podobnie jak i inne fluorowce należą do najbardziej reaktywnych pierwiastków. Chlor reaguje z wodą z utworzeniem chlorowodoru i kwasu chlorowego(I) (podchlorowy). Cl2 + H2O --> HCl + HClO Chlor w stanie wolnym nie występuje ale duże ilości chloru spotykamy w wodzie morskiej, jak również w złożach soli, które są pozostałością po odparowaniu starodawnych mórz. W obu przypadkach podstawową postacią jest chlorek sodowy NaCl. Jest to tzw. sól kuchenna. Często złożom soli kamiennej towarzyszą złoża chlorku potasowego KCl (sylwin) oraz KCl * MgCl2 * 6H2O (karnalit). Związki chloru mają duże znaczenie biologiczne. I tak kwas solny jest składnikiem soku żołądkowego, chlorek sodu występuje w płynach pozakomórkowych, a chlorek potasu wewnątrz komórek. Sok żołądkowy W soku żołądkowym znajduje się 0,6 % kwasu solnego, 99 % wody, resztę stanowią białka; pH kwasu żołądkowego wynosi od 0,9 do 1,5. W żołądku przy aktywnym udziale kwasu solnego zostaje zapoczątkowane trawienie białka a ponadto kwaśne środowisko niszczy bakterie, które dostają się z pokarmem do żołądka. Jest to obrona organizmu przed zakażeniem przewodu pokarmowego. Chlorek sodowy w płynie pozakomórkowym Chlorek sodowy znajdujący sie w płynie pozakomórkowym organizmów jest zdysocjowany zgodnie z równaniem chemicznym NaCl <=> Na^+ + Cl^- Kation sodowy Na^+, który tutaj powstaje jest odpowiedzialny za; prawidłową gospodarkę wodną, równowagę kwasowo-zasadową i pobudliwość nerwowo-mieśniową. I właśnie to zapotrzebowanie organizmu na sód uzupełniamy poprzez spożywanie chlorku sodowego jako przyprawy. Otrzymywanie Chlor na skalę przemysłową otrzymuje się przez elektrolizę stopionych chlorków albo wodnych roztworów chlorków (NaCl). 2NaCl + 2H2O --> 2NaOH + Cl2 + H2 2NaCl --> 2Na + Cl2 W laboratorium chlor można otrzymać w reakcji. MnO2 + 4HCl ---> MnCl2 + 2H2O + Cl2 Właściwości chloru Chlor jest gazem o zabarwieniu zielonkawym i ma duszący zapach. W stanie wolnym występuje w postaci cząsteczkowej Cl2. Gazowy chlor jest substancją o silnych właściwościach trujących. Był używany podczas I wojny światowej jako gaz bojowy. Chlor reaguje z metalami, a także i z wieloma niemetalami. W czasie reakcji powstają odpowiednie chlorki. W mieszaninie z wodorem wystawiny na działanie promieniowania ultrafioletowego, wybucha. H2 + Cl2 ---> 2HCl 2Na + Cl2 ---> 2NaCl Chlor w połaczeniu z tlenem tworzy szereg kwasów tlenowych. związki chloru z tlenem: (HClO, Cl2O), HClO2, ClO2, HClO3, (HClO4, Cl2O7) Podchloryn sodowy NaClO stosowany jest jako środek wybielający i utleniający. Do dezynfekcji stosuje się tzw. wapno chlorowane. Jest to produkt otrzymany przez działanie chloru na wodorotlenek wapnia. Wolny chlor Cl2 wypiera ze związków brom i jod natomiast nie wypiera fluoru. 2KBr + Cl2 ---> 2KCl + Br2 2KI + Cl2 ---> 2KCl + I2 Wniosek - chlor jest bardziej aktywny chemicznie od bromu i jodu natomiast mniej od fluoru. Zastosowanie Chlor i jego związki chemiczne znajdują wielorakie zastosowanie. I tak: chlor w stanie wolnym (Cl2) stosuje sie do uzdatniania wody pitnej oraz jako wybielacz w przemyśle włókienniczym i celulozowym. Czystą biel niektórych włókien i papieru zawdzięczamy procesowi chlorowania. związki nieorganiczne (Ca Cl(OCL) - wapno chlorowane) stosuje sie do dezynfekcji związki organiczne (chloroform, tri) mają zastosowanie jako rozpuszczalniki a jako chlorek winylu do otrzymania tworzywa sztucznego o nazwie polichlorek winylu (PCV)

Żelazo Spis treści rozdziału - tutaj kliknij Występowanie i reakcje chemiczne / Zastosowanie / Występowanie i reakcje chemiczne Żelazo jest najbardziej rozpowszechnionym metalem. W zewnętrznej skorupie ziemskiej zawartość Fe ocenia się na 4,7%, rdzeń skorupy ziemskiej prawdopodobnie zawiera przede wszystkim Fe i Ni. Głownymi minerałami zawierającymi żelazo są: magnetyt Fe3O4, hematyt Fe2O3, syderyt FeCO3 i piryt FeS2. Czyste żelazo jest stosunkowo miękkie, plastyczne, srebrzystoszare, dość odporne na korozję w powietrzu ze względu na pasywacje powierzchni. Żelazo w związkach jest II, III wartościowe. Podczas działania mocnymi zasadami na roztwory zawierające jony Fe^2+ i Fe^3+ obserwujemy wytrącanie się osadów Fe(OH)2 i Fe(OH)3 FeCl2 + 2NaOH ---> Fe(OH)2 + 2NaCl Fe(NO3)3 + 3KOH ---> Fe(OH)3 + 3KNO3 Żelazo jest wykorzystywane głównie do produkcji stali - podstawowego materiału konstrukcyjnego. Stale węglowe, stopy żelaza z kobaltem i niklem oraz ferryty są materiałami ferromagnetycznymi wykorzystywanymi w elektronice (magnesy, taśmy magnetofonowe i video). Z żelaza o bardzo niskiej zawartości węgla wytwarza się blachy transformatorowe, z których buduje się rdzenie transformatorów i silników elektrycznych. Żelazo na skale przemysłową otrzymuje się z jego rud, na drodze redukcji tych związków za pomocą koksu lub tlenku węgla. Proces ten polega na wytopie żelaza i uszlachetnianiu otrzymanego wyrobu. Fe2O3 + 2C --> FeO + Fe + 2CO FeO + CO --> Fe + CO2 Fe2O3 + 3CO --> 2Fe + 3CO2 Fe2O3 + 3C --> 2Fe + 3CO Wytop żelaza. Proces produkcji przeprowadza się w urządzeniu zwanym wielkim piecem. Jest to konstrukcja wykonana ze stali, wyłożona wewnątrz ceramicznym i węglowym (w dolnej części) materiałem ogniotrwałym. Schemat wielkiego pieca przedstawiono na rysunku 12. Rys. 12 Schemat wielkiego pieca W takim piecu od góry wprowadza się mieszaninę rudy, topników i koksu a od dołu przez dysze wiatrowe wdmuchuje się podgrzane powietrze. Rys 13. Wielki piec W miarę jak stałe substancje posuwają, ulegają one przemianie w dwie ciecze, tj. żużel i surówkę a górą pieca uchodzą gazy, które zawierają ok. 25% tlenku węgla (CO). Uchodzące gazy miesza się z bardziej energetycznym gazem i ponownie kierowane są do wielkiego pieca. Wytwarzany żużel pływa po powierzchni nowo wytopionej surówki żelaznej. W regularnych odstępach czasu nowy wsad jest ładowany od góry, a surówka i żużel oddzielnie zbierane u dołu pieca. Z dużych pieców co sześć godzin spuszczane jest około 2 tysięcy ton surówki żelaznej. Żelazo bądź odlewa się w formie dużych wlewek, zwanych gęsiami surówki, bądź też w formie ciekłej jest transportowane do instalacji produkującej stal. Proces wytopu jest ciągły. W normalnych warunkach przerywa się go tylko wtedy, gdy obudowa pieca wymaga wymiany. Do najważniejszych reakcji zachodzących w wielkim piecu należą: spalanie koksu na tlenek węgla, redukcja tlenku żelaza oraz łączenie się tlenków zasadowych i kwaśnych (zanieczyszczeń rudy i dodanego topnika) na żużel: 2C + O2 --> 2CO 3CO + Fe2O3 --> 2Fe + 3CO2 CaCO3 --> CaO + CO2 CaO + SiO2 --> CaSiO3 Z surówki można wytwarzać odlewy. Odlew szybko chłodzony ma jasny przełom i nosi nazwę żeliwa białego. Składa się ono głównie ze związku Fe3C zwanego cementytem. Przez powolne chłodzenie otrzymuje się tzw. żeliwo szare, które składa się z krystalicznych ziarn czystego żelaza (zwanego ferrytem) i płatków grafitu. Istnieje również odmiana żeliwa o nazwie żeliwo ciągliwe, które w odróżnieniu wcześniej opisanych jest bardziej wytrzymałe i mniej kruche. Otrzymuje się je przez obróbkę cieplną żeliwa szarego o odpowiednim składzie. Produkcja stali. Produkcja stali polega na oczyszczeniu żelaza z węgla i innych domieszek, a następnie dodaniu w sposób kontrolowany określonych ilości węgla oraz metali, takich jak chrom, mangan, nikiel czy wanad. Domieszka węgla daje stali możliwość utwardzania jej w procesie obróbki cieplnej, natomiast inne metale są dodawane w celu poprawienia jej różnorodnych własności, między innymi odporności na korozję, twardości, łatwości obróbki czy odporności na temperaturę. Rys 14. Konwertor Stal wytwarza się głównie metodą martenowską, metodą Bessmera oraz w konwertorach tlenowych z górnym dmuchem. Większość rodzajów stali już w piecu osiąga swój finalny skład chemiczny. Istnieją jednakże takie gatunki, do wysoce specjalistycznych zastosowań, które wymagają dalszej obróbki po opuszczeniu pieca. Stali takich używa przykładowo aero- i astronautyka, energetyka jądrowa lub przemysł chemiczny. Wytwarzane są zwykle w piecach elektrycznych, a potem procesowi rafinacji, aby usunąć zawarte w nich gazy i inne substancje obce. Jedną z technik takiego doczyszczania jest ponowne przetopienie stali w próżni, podczas którego uwalniane gazy są natychmiast wypompowywane. Inna powszechnie stosowana metoda to przetapianie elektrożużlowe. Metal roztapia się łukiem elektrycznym, tak że ma on postać kropelek, które następnie przechodzą przez basen wypełniony roztopionym żużlem, gdzie następuje ich oczyszczenie z niepożądanych domieszek. Rafinowana stal jest w końcowym etapie zestalana w formach chłodzonych wodą. Znaczenie biologiczne. Pierwiastek ten należy do ważnych dla zachowania pełni zdrowia składników pokarmowych. W organizmach ludzkich i zwierzęcych żelazo jest składnikiem hemoglobiny - białka czerwonych ciałek krwi i bierze udział w procesach przenoszenia tlenu. Zapotrzebowanie na żelazo jest zmienne i zależy od wieku, płci i stanu organizmu. Norma dobowego spożycia waha się w dość dużych granicach. U osób dorosłych od 10 mg/dobę u mężczyzn, do 20 mg u kobiet, z zastrzeżeniem że w okresie ciąży i karmienia powinno to być ok. 30 mg/dobę. Oprócz minerałów, duże znaczenie technologiczne mają karbonylkowe kompleksy żelaza, które otrzymuje się z chlorków żelaza i które są katalizatorami licznych reakcji organicznych. Zastosowanie To głównie wyrób stali i żeliwa i zastosowanie tych wyrobów w: budownictwie budowie maszyn i urządzeń

Miedź Miedź. Występuje w przyrodzie zarówno w stanie rodzimym jako wolny metal, jak i w postaci związków, głównie siarczków, tlenków i węglanów. Znane minerały w których występuje miedź to; chalkozyn zawierający Cu2S, kupryt Cu2O, malachit CuCO3*Cu(OH)2. Miedź posiada szereg cennych włąsności. Ze względu na wysokie przewodnictwo elektryczne i cieplne, a także korzystne własności mechaniczne, ma bardzo liczne zastosowania. Stosuje sie przede wszystkim w przemyśle elektrochemicznym i elektrotechnicznym. Z miedzi produkuje się przewody elektryczne, uzwojenia transformatorów, prądnic i motorów elektrycznych. Na powietrzu miedź utlenia się słabo i powoli. W wilgoci pokrywa się zieloną, dobrze przylegającą powłoką węglanu-wodorotlenku miedzi(II) Cu2(OH)2CO3 zwaną patyną. Miedź znajduje również zastosowanie jako metal stopowy. Ze znanych stopów należy wymienić brąz (stop miedzi z cyną), mosiądz (stop miedzi z cynkiem). Warto tutaj wspomnieć o cywilizacyjnej roli miedzi. Opanowanie metalurgii miedzi ok. 5000 lat p.n.e zapoczątkowało epokę brązu Jednym z najmniej rozpuszczalnych związków miedzi jest czarny siarczek miedzi(II) CuS. Rozpuszcza sie on tylko stężonym HNO3. 3CuS + 8HNO3 ---> 3Cu(NO3)2 + 3S + 2NO + 4H2O Najbardziej znanym związkiem miedzi jest siarczan(VI) miedzi(II) CuSO4. Jest on szeroko stosowany jako środek bakteriobójczy i grzybobójczy, ponieważ jon miedziowy działa toksycznie na niższe organizmy

Rtęć Rtęć występuje w przyrodzie głównie w postaci siarczku HgS (cynober). Złoża cynobru zawierają niekiedy niewielkie ilości rtęci w stanie wolnym. Wolna rtęć ma dość szerokie zastosowanie praktyczne i laboratoryjne, ponieważ jest metalem o najniższej temperaturze topnienia i w temperaturze pokojowej jest cieczą. Ze względu na bierność chemiczną, płynność, dużą gęstość i dobre przewodnictwo elektryczne stosuje się ją w produkcji kontaktów elektrycznych, termometrów, barometrów i wielu specjalnych aparatów naukowych. Rtęć rozpuszcza wiele metali tworząc odpowiednie stopy zwane amalgamatami. Amalgamaty srebra i kadmu są stosowane do plombowania zębów W związkach rtęć występuje głównie jako dwuwartościowa. Wszystkie rozpuszczalne związki rtęci są silnie trujące. Ze związków rtęci praktyczne znaczenie mają: Hg(CNO)2 - piorunian rtęci wybuchający od uderzenia, stąd jego zastosowanie w splonkach pocisków broni palnej i detonatorach HgCl2, Hg2Cl2 - sublimat stosowany w farmacji nierozpuszczalny żółty tlenek HgO, stosowany jest w różnych maściach Pary rtęci poddane wyładowaniom elektrycznym emitują promieniowanie ultrafioletowe. Efekt ten wykorzystywany jest w lampach kwarcowych oraz w lampach oświetleniowych (rtęciówki i świetlówki).