Referat o pierwiastkach

1. Sód

1. Dane podstawowe:

Symbol: Na

Nazwa łacińska: natrium

Rok odkrycia: 1807r.

Odkrywca: Sir. Humphry Davy

Własności metaliczne: metal alkaliczny

Grupa, okres, blok: 1 (IA), 3, s

Gęstość, twardość: 968 kg/m3, 0,5

Kolor: srebrzystobiały

Elektroujemność: 0,93 (Pauling); 1,01 (Allred)

Ciepło właściwe: 1230 J/(kg*K)

1. Właściwości fizyczne:

Stan skupienia: stały

Temperatura topnienia: 370,87 K (97,72 °C)

Temperatura wrzenia: 1156 K (883°C)

Objętość molowa: 23,78×10-6 m³/mol

Ciepło parowania: 96,96 kJ/mol

Ciepło topnienia: 2,598 kJ/mol

1. Właściwości atomowe:

Masa atomowa: 22,989770 u

Liczba atomowa: 11

Stopień utlenienia: 1

Własności kwasowe tlenków: silnie zasadowe

Struktura krystaliczna: regularna przestrzennie centrowana

1. Rozpowszechnienie i występowanie:

Nie występuje w przyrodzie w wolnej postaci. W oceanach występuje głównie jako składnik soli kuchennej NaCl, w skorupie ziemskiej jako węglan i siarczan sodu. Jest ważnym składnikiem roślinnych i zwierzęcych tkanek. Zawartość w skorupie ziemskiej 2,6% wagowego.

1. Izotopy:

1. Promieniotwórcze: 22Na, 24Na

2. Trwałe: 23Na - stabilny izotop z 12 neutronami

1. Odmiany alotropowe:

brak

1. Otrzymywanie i zastosowanie:

Do końca XIX wieku był produkowany przez prażenie węglanu sodu z węglem w temp. ok. 1100°C:

Na2CO3(stopiony) + 2C → 3CO↑ + 2Na↑

Obecnie produkowany jest w procesie elektrolizy stopionego chlorku sodu w obecności chlorku wapnia (dodawanego jako topnik obniżający temperaturę topnienia mieszaniny poniżej 700 °C). Metaliczny sód można również otrzymać podczas elektrolizy wodnego roztworu chlorku sodu stosując jako katodę rtęć, z którą sód tworzy amalgamat.

Metaliczny sód wykorzystywany jest jako chłodziwo w reaktorach atomowych. Związki sodu znalazły szerokie zastosowanie w kuchni (chlorek, wodorowęglan), do wyrobu mydła (wodorotlenek), przy produkcji szkła (węglan) i nawozów sztucznych (azotan) oraz w fotografice (tiosiarczan).

1. Charakterystyka:

Czysty sód jest srebrzystym, dość miękkim, kowalnym metalem, z którego można łatwo wykonywać cienkie druty i kroić go zwykłym nożem na małe fragmenty. W handlu jest dostępny w formie dużych bloków lub grubych prętów posiadających nalot tlenku sodu, które umieszcza się w słojach z olejem mineralnym lub w próżniowych opakowaniach a także w oleju parafinowym i nafcie.

Sód jest bardzo reaktywnym pierwiastkiem. Reaguje dość gwałtownie z wodą, w wyniku czego powstaje wodorotlenek sodu i gazowy wodór. Jak większość litowców sód należy trzymać w nafcie. Włożony do czystego tlenu natychmiast zapala się tworząc nadtlenek sodu (Na2O2) z niewielkimi domieszkami tlenku. Przy dużych ilościach sodu reakcja z wodą (jak i z kwasami) może powodować wybuch. Sód w kontakcie z powietrzem nie zapala się, ale dość szybko jego powierzchnia ulega pasywacji w wyniku pokrywania się szarym nalotem tlenku sodu. W czystej postaci jest stosowany jako bardzo skuteczny środek suszący rozpuszczalniki organiczne oraz jako substrat wielu reakcji chemicznych m.in. kondensacji Wurtza.

Jony sodu są głównym kationem zewnątrzkomórkowym i są konieczne do utrzymania potencjału czynnościowego błon komórkowych. Sód odgrywa pewną rolę w patogenezie nadciśnienia i niewydolności krążenia.

1. Wapń

1. Dane podstawowe:

Symbol: Ca

Nazwa łacińska: calcium

Rok odkrycia: 1808r.

Odkrywca: Sir. Humphry Davy

Własności metaliczne: metal alkaliczny

Grupa, okres, blok: 2 (IIA), 4, s

Gęstość, twardość: 1550 kg/m3, 1,75

Kolor: srebrzystobiały

Elektroujemność: 1(Pauling); 1,04(Allred)

Ciepło właściwe: 632 J/(kg*K)

1. Właściwości fizyczne:

Stan skupienia: stały

Temperatura topnienia: 1115 K (842 °C)

Temperatura wrzenia: 1757 K(1484°C)

Objętość molowa: 26,20×10-6 m³/mol

Ciepło parowania: 153,6 kJ/mol

Ciepło topnienia: 8,54 kJ/mol

1. Właściwości atomowe:

Masa atomowa: 40,078 u

Liczba atomowa: 20

Stopień utlenienia: 2

Własności kwasowe tlenków: silnie zasadowe

Struktura krystaliczna: regularna ściennie centrowana

1. Rozpowszechnienie i występowanie:

W przyrodzie występuje w minerałach: wapieniu, marmurze, kalcycie, kredach (kreda jeziorna, kreda pisząca), aragonicie, szpacie islandzkim, dolomicie, gipsie, anhydrycie, fluorycie, fosforytach, apatytach, glinokrzemianach. Wapń występuje również w wodach mineralnych, tkankach roślinnych i zwierzęcych. W organizmie człowieka, w postaci Ca3(PO4)2⋅Ca(OH)2, stanowi główny składnik mineralny kości. W tkankach miękkich reguluje metabolizm i funkcje fizjologiczne - jony wapnia są regulatorem skurczu mięśni.

1. Izotopy:

a) Promieniotwórcze: 41Ca

b) Trwałe: 40Ca – stabilny izotop z 20 neutronami; 42Ca ` (22n), 43Ca(23n), 44Ca(24n), 46Ca (26n)

1. Odmiany alotropowe:

brak

1. Otrzymywanie i zastosowanie:

Metaliczny wapń jest otrzymywany przez elektrolizę stopionego chlorku wapnia lub poprzez prażenie tlenku wapnia z glinem bez dostępu powietrza:

3CaO + 2Al → Al2O3 + 3Ca

Jest na niego niewielkie zapotrzebowanie, za to jego związki są od dawna w masowym użytku. W przyrodzie występuje w ogromnych ilościach, głównie są to węglany (kreda), siarczany (gips), fosforany, krzemiany. Stanowi 3.4% chemicznego składu skorupy ziemskiej. Odgrywa dużą rolę w funkcjonowaniu organizmów żywych. W glebach zajmuje do 2%. Na ziemi o małej zawartości wapnia rośnie chaber i rumianek, zaś na ziemiach przesyconych tym metalem-mak, jaskier i oset. Służy do oczyszczania „zabrudzonych” wodą cieczy takich jak ropa, benzyna czy alkohol. Tlenek wapnia służy do produkcji szkła i cementu. Zasada wapniowa jest powszechnie stosowana w reakcjach zobojętniania. Kiedyś był stosowany jako biała farba. W Polsce obficie występują węglany i siarczany wapnia, są one surowcem dla wielu gałęzi przemysłu. W przemyśle spożywczym używany jest jako konserwant (E203, E213, E263).

1. Charakterystyka:

Metaliczny wapń wydziela się elektrolitycznie ze stopionego chlorku. Jest srebrzystobiałym, miękkim metalem, o gęstości 1,54 g/cm3 i temperaturze topnienia 842°C. W związkach chemicznych występuje na +2 stopniu utlenienia. Bardzo aktywny chemicznie - w temperaturze pokojowej ulega działaniu fluoru (CaF2) oraz kwasów: solnego, azotowego, siarkowego, fluorowodorowego (powstają sole zawierające jon Ca2+).

Na gorąco wchodzi w reakcje z tlenem (CaO), chlorem (CaCl2), wodą (silnie zasadowy Ca(OH)2), siarką. Bardzo silnie ogrzany łączy się z wodorem (CaH2), węglem (CaC2) i azotem (Ca3N2). Sole wapnia barwią płomień na ceglastoczerwono.

1. Glin

1. Dane podstawowe:

Symbol: Al

Nazwa łacińska: calcium

Rok odkrycia: 1761r. / 1807r.

Odkrywca: Louis-Bernard Guyton de Morveau i w późniejszym czasie Sir. Humphry Davy

Własności metaliczne: metal grup głównych

Grupa, okres, blok: 13 (IIIA), 3, p

Gęstość, twardość: 2700 kg/m3, 2,75

Kolor: srebrzystobiały

Elektroujemność: 1,61 (Pauling); 1,47 (Allred)

Ciepło właściwe: 900 J/(kg*K)

1. Właściwości fizyczne:

Stan skupienia: stały

Temperatura topnienia: 933,47 K (660,32 °C)

Temperatura wrzenia: 2792 K (2519°C)

Objętość molowa: 10,00×10-6 m³/mol

Ciepło parowania: 293,4 kJ/mol

Ciepło topnienia: 10,79 kJ/mol

1. Właściwości atomowe:

Masa atomowa: 26,981538 u

Liczba atomowa: 13

Stopień utlenienia: 3

Własności kwasowe tlenków: amfoteryczne

Struktura krystaliczna: regularna ściennie centrowana

1. Rozpowszechnienie i występowanie:

Aluminium jest jednym z najbardziej rozpowszechnionych metali w skorupie ziemskiej (7,45% wagowego). Wyprzedzają go jedynie tlen i krzem. Nie występuje w postaci wolnego metalu. Najczęściej tworzy krzemiany zmieszane z krzemianami innych metali, lecz trudno wyizolować go z tych związków. Wydobywa się go najczęściej w postaci uwodnionego tlenku i jego pochodnych.

1. Izotopy:

a) Promieniotwórcze: 26Al, 28Al, 29Al

b) Trwałe: 27Al – stabilny izotop z 14 neutronami

1. Odmiany alotropowe:

brak

1. Otrzymywanie i zastosowanie:

Dawniej otrzymywano glin poprzez redukcję chlorku glinu potasem. Od roku 1886 r. uzyskuje się go poprzez elektrolizę tlenku glinu rozpuszczonego w stopionym kriolicie. Cały proces składa się z dwóch części: otrzymania czystego tlenku glinu, a następnie jego elektrolizy.

Najważniejsze związki glinu to tlenek glinu i amfoteryczny wodorotlenek glinu. Glin tworzy też wodorek, a tetrahydroglinian litu LiAlH4 jest powszechnie stosowanym w chemii organicznej silnym środkiem redukującym. Duże znaczenie przemysłowe mają też aluminoksany, a zwłaszcza MAO (metylowy aluminoksan), z którego produkuje się sita molekularne, oraz powszechnie wykorzystuje jako stałe podłoże dla wielu katalizatorów. Glina i kaolin powszechnie wykorzystywane przy produkcji ceramiki to złożone mieszaniny glino-krzemianów. Lekkość i wytrzymałość aluminium sprawia, że pierwiastek ten używany jest do budowy elementów konstrukcyjnych wszędzie tam, gdzie wymagana jest szybkość i lekkość (samoloty, wagony i samochody). Ze względu na dużą przewodność cieplną jest wykorzystywany do budowy tłoków silników spalinowych. Używa się go do wyrobu przedmiotów gospodarstwa domowego. Lekkość glinu wykorzystywana jest w transmisji energii elektrycznej. Długie, wiszące aluminiowe kable są o wiele lżejsze od porównywalnych pod względem przewodności, kabli miedzianych. Pierwiastek ten wykorzystywany jest także w architekturze, w przemyśle spożywczym jako folia aluminiowa czy materiał do produkcji opakowań (puszki). Odporność aluminium na korozyjne działanie wody morskiej znalazła zastosowanie przy budowie kadłubów statków oraz innych podwodnych urządzeń. Niewielkie pochłanianie neutronów przez ten pierwiastek wykorzystywane jest w reaktorach niskotemperaturowych. Ze względu na wytrzymałość, której nie utrzymują w niskich temperaturach inne materiały, używany jest w technice kriogenicznej. W technice wojskowej wzrasta jego rola jako materiału do budowy pancerzy i powłok ochronnych. We wszystkich tych dziedzinach wykorzystuje się przede wszystkim stopy glinu z innymi metalami.

1. Charakterystyka:

Lekki, srebrzystobiały metal o ciężarze około 1/3 ciężaru żelaza jest najbardziej rozpowszechnionym metalem na kuli ziemskiej. Pełni największą rolę w przemyśle ze wszystkich lekkich metali. Glin należy do bardzo reaktywnych pierwiastków. Na powietrzu pokrywa się natychmiast ochronną warstwą tlenków. Jest silnym reduktorem. Tlenek glinu jest amfoteryczny, przejawia właściwości zarówno tlenków kwasowych jak i zasadowych (zależy to od środowiska reakcji). Pierwiastek ten jest bardzo dobrym przewodnikiem ciepła i elektryczności. W temperaturach bliskich zeru bezwzględnemu wykazuje własności nadprzewodzące. Ma relatywnie duże ciepło topnienia. Jest łatwo ciągliwy i można go rozdrobnić na proszek. Czyste aluminium odbija około 99% widzialnego światła i około 95% podczerwieni.

1. Krzem

1. Dane podstawowe:

Symbol: Si

Nazwa łacińska: silicium

Rok odkrycia: 1787r.

Odkrywca: Antoine Lavoisier

Własności metaliczne: metaloid

Grupa, okres, blok: 14 (IVA), 3, p

Gęstość, twardość: 2330 kg/m3, 6,5

Kolor: szary

Elektroujemność: 1,90 (Pauling); 1,74 (Allred)

Ciepło właściwe: 700 J/(kg*K)

1. Właściwości fizyczne:

Stan skupienia: stały

Temperatura topnienia: 1687 K(1414 °C)

Temperatura wrzenia: 3173 K(2900°C)

Objętość molowa: 12,06×10-6 m³/mol

Ciepło parowania: 384,22 kJ/mol

Ciepło topnienia: 50,55 kJ/mol

1. Właściwości atomowe:

Masa atomowa: 28,0855u

Liczba atomowa: 14

Stopień utlenienia: 4

Własności kwasowe tlenków: smfoteryczne

Struktura krystaliczna: regularna ściennie centrowana

1. Rozpowszechnienie i występowanie:

Krzem jest, po tlenie, najbardziej rozpowszechnionym pierwiastkiem na Ziemi. Jego zawartość w skorupie ziemskiej wynosi 27,7%. Najważniejsze jego związki to krzemiany (szczególnie litowców i berylowców), oraz dwutlenek krzemu czyli popularna krzemionka (Si02), występująca w wielu postaciach i będąca podstawowym składnikiem niemal wszystkich skał i piasków. Meteory zawierają duże ilości tego pierwiastka.

1. Izotopy:

a) Promieniotwórcze: 32Si

b) Trwałe: 28Si- stabilny izotop z 14 neutronami; 29Si (15n), 30Si(16n)

1. Odmiany alotropowe:

brak

1. Otrzymywanie i zastosowanie:

Wolny krzem otrzymuje się przez redukcję krzemionki magnezem, glinem, węglem lub węglikiem wapnia. Czyste kryształy tego pierwiastka, używane w technice półprzewodnikowej, uzyskuje się poprzez powolne ich narastanie w specjalnych piecach (metoda Czochralskiego). Krzem dodawany do stali zmienia jej właściwości powodując zmniejszenie pętli histerezy (budowa rdzeni transformatorów) czy zwiększenie odporności na substancje żrące (pojemniki). Dodawany jest także do stopów miedzi, brązu i mosiądzu. Półprzewodzący krzem, ze względu na dostępność, jest podstawowym budulcem półprzewodnikowych urządzeń elektronicznych. Krzemionka oraz jej równie trwałe i odporne chemicznie pochodne są podstawą takich przemysłów jak: szklarski (emalie, szkło) czy budowlany (cementy, cegły). Tworzy ona wiele odmian i struktur krystalicznych, spośród których najbardziej popularny jest kwarc używany do produkcji m.in. szkła laboratoryjnego i lamp ultrafioletowych (ze względu na przepuszczani promieniowania ultrafioletowego). Najważniejszą solą kwasu krzemowego jest bezbarwny i amorficzny krzemian sodowy Na2SiO3. Rozpuszczony w wodzie tworzy tzw. szkło wodne używane do konserwowania jaj, jako klej, niepalny dodatek do ogniotrwałych substancji, wypełniacz oraz składnik substancji czyszczących i mydła. Twardy karborund, związek krzemu i węgla, stosuje się go jako materiał ścierny.

Krzem, podobnie jak węgiel, tworzy łańcuchy krzem-krzem, krzem-tlen-krzem oraz krzem-azot-krzem. Istnieje dość liczna (około 300 000) grupa takich związków, jest ich jednak o wiele mniej niż związków węgla. Ze względu na zdolność do tworzenia łańcuchów, krzem jest proponowany jako alternatywna wobec węgla podstawa życia. Najważniejsze związki krzemu to krzemionka, będąca podstawowym składnikiem piasku i szkła, kwasy krzemowe H2nSimO2m+n, ich sole - krzemiany, które są składnikami szkła wodnego oraz chlorosilany i alkoksysilany podstawowe substraty do produkcji polisiloksanów i żeli krzemionkowych.

1. Charakterystyka:

Metaliczny wapń wydziela się elektrolitycznie ze stopionego chlorku. Jest srebrzystobiałym, miękkim metalem, o gęstości 1,54 g/cm3 i temperaturze topnienia 842°C. W związkach chemicznych występuje na +2 stopniu utlenienia. Bardzo aktywny chemicznie - w temperaturze pokojowej ulega działaniu fluoru (CaF2) oraz kwasów: solnego, azotowego, siarkowego, fluorowodorowego (powstają sole zawierające jon Ca2+).

Na gorąco wchodzi w reakcje z tlenem (CaO), chlorem (CaCl2), wodą (silnie zasadowy Ca(OH)2), siarką. Bardzo silnie ogrzany łączy się z wodorem (CaH2), węglem (CaC2) i azotem (Ca3N2). Sole wapnia barwią płomień na ceglastoczerwono.

1. Tlen

1. Dane podstawowe:

Symbol: O

Nazwa łacińska: oxygenium

Rok odkrycia: 1604r. / 1773r. / 1775r.

Odkrywca: Michał Sędziwój / Carl Sheele / Joseph Priestley

Własności metaliczne: niemetal

Grupa, okres, blok: 16 (VIA), 2, p

Gęstość, twardość: 1,429 kg/m3, bd

Kolor: bezbarwny

Elektroujemność: 3,44 (Pauling); 3,50 (Allred)

Ciepło właściwe: 920 J/(kg*K)

1. Właściwości fizyczne:

Stan skupienia: gazowy

Temperatura topnienia: 50,35 K(-222,8 °C)

Temperatura wrzenia: 90,18 K(-182,97°C)

Objętość molowa: 17,36×10-6 m³/mol

Ciepło parowania: 3,4099 kJ/mol

Ciepło topnienia: 0,22259 kJ/mol

1. Właściwości atomowe:

Masa atomowa: 15,9994 u

Liczba atomowa: 8

Stopień utlenienia: ±2, ±1

Własności kwasowe tlenków: brak

Struktura krystaliczna: regularna

1. Rozpowszechnienie i występowanie:

Tlen jest najbardziej rozpowszechnionym pierwiastkiem w skorupie ziemskiej. Jest drugim po azocie składnikiem powietrza stanowiąc 20,9% objętości i 23,2% jego masy. Oceany zawierają około 88%, a litosfera około 47% tego pierwiastka.

1. Izotopy:

a) Promieniotwórcze: 15O

b) Trwałe: 16O- stabilny izotop z 8 neutronami, 17O(9n), 18O(10n)

1. Odmiany alotropowe:

Tlen atmosferyczny, ozon

1. Otrzymywanie i zastosowanie:

Przemysłowo tlen otrzymuje się ze skroplonego powietrza poprzez destylację frakcyjną (ok. 99% produkowanego tlenu) lub przez elektrolizę wody. W warunkach laboratoryjnych uzyskuje się go najczęściej poprzez ogrzewanie azotanu potasu lub chloranu potasu z dwutlenkiem manganu jako katalizatorem.

poprzez podgrzewanie nadmanganianu potasu w temp. pow. 230°C:

poprzez termiczny rozkład azotanu(V) potasu w temp. powyżej 400°C, ale nie większej niż 440°C:

poprzez ogrzewanie tlenku rtęci(II):

poprzez rozkład wodnego roztworu nadtlenku wodoru (wody utlenionej lub perhydrolu) pod wpływem katalizatora, np. dwutlenku manganu:

w wyniku elektrolizy wody

Związki tlenu są niezbędne do życia wszystkim organizmom na Ziemi. Tlen w postaci gazowej jest niezbędny organizmom tlenowym do przeprowadzenia fosforylacji oksydacyjnej będącej najważniejszym etapem oddychania. Niektóre organizmy beztlenowe giną w obecności niewielkich ilości wolnego tlenu. Organizm przeciętnego dorosłego człowieka zużywa w ciągu minuty ok. 200 ml (0,3 grama) tlenu.Oddychanie czystym tlenem jest dość niebezpieczne, ponieważ podnosi on ciśnienie krwi i wywołuje kwasicę. Niedobór tlenu staje sie niebezpieczny dla życia, gdy jego zawartość w powietrzu spada poniżej 10-12%.

Zwierzęta wykorzystują go w procesie glikolizy w celu otrzymania energii

C6H12O6 + O2 → CO2 + H2O + ATP

Duże ilości tlenu zużywane są do wytwarzania wysokich temperatur w palnikach do spawania, cięcia i topienia trudno topliwych metali. W fazie ciekłej jest stosowany jako utleniacz paliwa rakietowego.

1. Charakterystyka:

Tlen jest bezbarwnym, bezwonnym, pozbawionym smaku, gazowym pierwiastkiem. Jest jednym z najbardziej rozpowszechnionych pierwiastków na Ziemi. W fazie płynnej i stałej ma bladoniebieskie zabarwienie. W naturze, w wolnej postaci, występuje jako paramagnetyczny gaz o dwuatomowej cząsteczce. Tworzy także trój- (trujący ozon) i czteroatomowe cząsteczki. Charakterystyczną cechą tlenu jest to, że tworzy on związki z praktycznie wszystkimi pierwiastkami (także z niektórymi gazami szlachetnymi) - chyba najbardziej znany to woda. Egzotermiczne reakcje z tlenem nazwane są utlenianiem i spalaniem. W normalnych temperaturach cząsteczka tlenu jest stosunkowo bierna, dlatego do zapoczątkowania reakcji potrzebna jest pewna energia. Reakcja utleniania jest podstawowym źródłem energii organizmów zwierzęcych. Prawie wszystkie organizmy żywe na naszej planecie potrzebują tlenu, wolnego lub w związkach, do życia.

1. Azot

1.Dane podstawowe:

Symbol: N

Nazwa łacińska: nitrogenium

Rok odkrycia: 1772r.

Odkrywca: Daniel Rutherford

Własności metaliczne: niemetal

Grupa, okres, blok: 15 (VA), 2, p

Gęstość, twardość: 1,2506 kg/m³, nie dotyczy

Kolor: bezbarwny

Elektroujemność: 3,04 (Pauling); 3,07 (Allred)

Ciepło właściwe: 1040 J/(kg*K)

1. Właściwości fizyczne:

Stan skupienia: gazowy

Temperatura topnienia: 63,14 K(-210,01 °C)

Temperatura wrzenia: 77,35 K(-195,8°C)

Objętość molowa: 13,54×10-6 m³/mol

Ciepło parowania: 2,7928 kJ/mol

Ciepło topnienia: 0,3604 kJ/mol

1. Właściwości atomowe:

Masa atomowa: 14,0067 u

Liczba atomowa: 7

Stopień utlenienia: ±3, 5, 4, 2

Własności kwasowe tlenków: silnie kwaśne

Struktura krystaliczna: heksagonalna

1. Rozpowszechnienie i występowanie:

Azot jest podstawowym składnikiem powietrza (78,1% objętości i 75,5% masy). Jest ważnym składnikiem aminokwasów podstawowych budulców wszystkich organizmów żywych. Jako minerał występuje pod postacią azotanów będących m.in. produktem rozpadu związków organicznych. Duże ilości azotanu sodu znajdują się w Chile (saletra chilijska). Zawartość w skorupie ziemskiej 1×10-2% wagowego

1. Izotopy:

a) Promieniotwórcze: 13N, 16N

b) Trwałe: 14N- stabilny izotop z 7 neutronami, 15N(8n)

1. Odmiany alotropowe:

2. Otrzymywanie i zastosowanie:

Azot o wysokiej czystości można uzyskać poprzez termiczny rozkład azotanu(III) amonu:

NH4NO2 → N2↑ + 2H2O

W laboratorium można bardzo łatwo otrzymać azot w wyniku łagodnego ogrzewania mieszaniny chlorku amonu (salmiaku) i azotynu sodu:

NH4Cl + NaNO2 → N2 + NaCl + H2O

W przemysłowej metodzie otrzymywania azotu skrapla się powietrze, stosując odpowiednie ciśnienie i temperaturę. W tych warunkach azot i wszystkie gazy znajdujące się nad nim na skali temperatur krytycznych skraplają się i są w otrzymanej cieczy. Trzy pierwiastki znajdujące się pod azotem: neon, wodór i hel pozostają w stanie gazowym i są przekazywane do oddzielnego procesu. Następny etap to frakcjonowanie poprzez podwyższenie temperatury (lub obniżenie ciśnienia), powodujące odparowanie ciekłego azotu. Odprowadzony azot jest powtórnie skraplany przechowywany i transportowany tzw. naczyniach Dewara lub w formie gazowej w temperaturze otoczenia w stalowych butlach. Jako pierwszy polską nazwę – azot – zaproponował Filip Walter.

1. Charakterystyka:

Podstawowy składnik ziemskiej atmosfery. Azot jest bezbarwnym, bezwonnym i nietoksycznym gazem. Bezbarwny w płynnej postaci może być zestalony w również bezbarwną, krystaliczną fazę stałą. W naturze występuje jako dwa izotopy. Kilka innych zostało sztucznie wytworzonych. W warunkach normalnych tworzy dwuatomową cząsteczkę o bardzo silnym wiązaniu. Azot atomowy powstaje na skutek rozbicia tej cząsteczki podczas wyładowań atmosferycznych. W tej postaci jest bardzo reaktywny i po krótkim czasie ponownie tworzy cząsteczki, wydzielając nadmiar energii w postaci żółtawego świecenia. W temperaturze pokojowej jest słabo reaktywny i reaguje tylko z litem. Dopiero w wysokich temperaturach chętniej tworzy związki z innymi pierwiastkami. Z metalami azot tworzy azotki. W reakcjach z wodorem powstają trzy różne związki: amoniak (NH3), hydrazyna (N2H4) i azydek wodoru (HN3). Z tlenem tworzy tlenki: N2O; NO; N2O3; NO2, N2O5. Tworzy także kilka kwasów tlenowych: H2N2O2, HNO2, HNO3. Azot w związkach bierze udział w wielu ważnych reakcjach, tworzy wiele związków. Występuje w nich na różnych stopniach utlenienia (od -3 do +5). Pierwiastek ten nieustannie krąży pomiędzy biosferą i biotopem w tzw. obiegu azotu.

7. Siarka

1.Dane podstawowe:

Symbol: S

Nazwa łacińska: sulphur

Rok odkrycia:

Odkrywca:

Własności metaliczne: niemetal

Grupa, okres, blok: 16 (VIA), 3, p

Gęstość, twardość: 1960 kg/m³, 2

Kolor: jasnożółty

Elektroujemność: 2,58 (Pauling); 2,44 (Allred)

Ciepło właściwe: 710 J/(kg*K)

2. Właściwości fizyczne:

Stan skupienia: stały

Temperatura topnienia: 388,36 K(115,21 °C)

Temperatura wrzenia: 717,87 K(444,72°C)

Objętość molowa: 15,53×10-6 m³/mol

Ciepło parowania: bd

Ciepło topnienia: 1,7175 kJ/mol

2. Właściwości atomowe:

Masa atomowa: 32,065 u

Liczba atomowa: 7

Stopień utlenienia: ±2, 4, 6

Własności kwasowe tlenków: silnie kwaśne

Struktura krystaliczna: odmiany: rombowa lub jednoskośna lub plastyczna

2. Rozpowszechnienie i występowanie:

Pierwiastek ten występuje w przyrodzie zarówno w związkach (siarczki, siarczany), jak i w stanie wolnym. Ponieważ jest ważnym składnikiem białek roślinnych i zwierzęcych, występuje w paliwach kopalnych będących pokładami obumarłych tkanek (węgiel kamienny - S, ropa naftowa - H2S). Jedne z największych złóż siarki znajdują się w Polsce, w okolicach Tarnobrzegu. Występuje także w meteorach. Zawartość w skorupie ziemskiej - 0,026% wagowego

2. Izotopy:

a) Promieniotwórcze: 35S

b) Trwałe: 32S- stabilny izotop z 16 neutronami, 33S(17n),34S(18n), 36S(20n)

2. Odmiany alotropowe:

siarka rombowa, jednoskośna i amorficzna

2. Otrzymywanie i zastosowanie:

Występującą w przyrodzie siarkę wydobywa się albo przez metody odkrywkowe, lub też poprzez wytopienie jej z wydobytej skały. Inną metodą jest wytopienie siarki jeszcze pod ziemią za pomocą przegrzanej pary wodnej i wytłoczenie jej sprężonym powietrzem. Duże znaczenie ma także pozyskiwanie siarki z siarkowodoru, występującego w paliwach gazowych. Siarkę można także otrzymać z dwutlenku siarki redukując ją np. tlenkiem węgla lub koksem.

Wielkie ilości siarki i jej związków wykorzystuje się do produkcji dwusiarczku węgla i kwasu siarkowego (VI). Używana jest do wulkanizacji kauczuku (nadawanie elastyczności), jako składnik zapałek, ogni szfucznych i prochu. Bardzo ważna jest także dla wszystkich organizmów żywych jako składnik białek. Wykorzystywana jest również do produkcji barwników, jako specjalistyczny cement i do leczenia chorób skóry. Kwas siarkowy (H2S04) to jeden z podstawowych surowców przemysłu chemicznego, znajduje zastosowanie m.in. w syntezie innych związków (utleniacz) oraz jako stężony roztwór wodny, do osuszania gazów (wiązanie pary wodnej). Tiosiarczan sodu (Na2S2O3.5H2O) jest tzw. utrwalaczem w fotografice. Siarkowodór, silny reduktor, używany jest w chemii analitycznej. Halogenki siarki -dekafluorek (S2F10) i tetrafluorek siarki (SF4) są środkami fluorującymi. Dwutlenek siarki stosowany jest do odkażania

2. Charakterystyka:

Siarka jest pozbawionym smaku, zapachu, żółtawym niemetalicznym pierwiastkiem. Pierwiastek ten wymieniany jest w dziełach starożytności i w Biblii.

Z powodu łatwopalności uznawano ją w alchemii za niezbędny składnik procesu spalania. Siarka wykazuje silną tendencję do tworzenia łańcuchów oraz pierścieni. Jej pary są często kilku (8, 6, 4, 2) atomowe i dopiero w wyższych temperaturach rozpadają się na pojedyncze atomy. Siarka występuje w wielu odmianach alotropowych, jest nierozpuszczalna w wodzie, ale krystaliczne formy są rozpuszczalne w siarczku węgla (CS2). Bardzo ciekawe efekty obserwuje się podczas topnienia i krzepnięcia tego niemetalu. Podczas tych przemian fazowych siarka przechodzi przez kilka odmian alotropowych o różnych właściwościach, a po stopieniu krzepnie inną drogą, nie będącą dokładnym odwróceniem procesu topnienia.

Pierwiastek ten występuje na kilku stopniach utlenienia (-2, +4, +6) i tworzy wiele związków o praktycznym znaczeniu. Najważniejsze z nich to bezbarwny, toksyczny, o charakterystycznym zapachu zgniłych jaj siarkowodór (H2S), kwas siarkowy (H2SO4), kwas tiosiarkowy (H2S2O3), ich sole, tlenki siarki (SO3, SO2) i siarczki. Tlenki siarki, uwalniane w procesie spalania węgla i pochodnych ropy, są wielkim zagrożeniem dla środowiska naturalnego. Z wodą zawartą w powietrzu tworzą kwasy siarkowe, które opadają na ziemię w postaci tzw. kwaśnego deszczu, niszcząc rośliny i przyspieszając erozję budynków.

7. Chlor

1.Dane podstawowe:

Symbol: Cl

Nazwa łacińska: chlorium

Rok odkrycia: 1774r.

Odkrywca: Carl Wilhelm Scheele

Własności metaliczne: halogen

Grupa, okres, blok: 17 (VIIA), 3, p

Gęstość, twardość: 3,214 kg/m³, bd

Kolor: zielonożółty

Elektroujemność: 3,16 (Pauling); 2,83 (Allred)

Ciepło właściwe: 480 J/(kg*K)

2. Właściwości fizyczne:

Stan skupienia: gazowy

Temperatura topnienia: 171,6 K(-101,55 °C)

Temperatura wrzenia: 239,11 K(-33,04°C)

Objętość molowa: 1 7,39×10-6 m³/mol

Ciepło parowania: 10,2 kJ/mol

Ciepło topnienia: 3,203 kJ/mol

2. Właściwości atomowe:

Masa atomowa: 35,4527 u

Liczba atomowa: 17

Stopień utlenienia: ±1, 5, 6, 7,3

Własności kwasowe tlenków: silnie kwaśne

Struktura krystaliczna: rombowa

2. Rozpowszechnienie i występowanie:

Wolny chlor nie występuje w naturze. Największe ilości tego niemetalu, w postaci jonów chlorkowych (Cl-), zawarte są w wodzie morskiej. Szacuje się, że sól, powstała z wyparowania całej wody morskiej, pokryłaby powierzchnię lądów warstwą o grubości 100 m. Wyparowana dawniej woda morska tworzy dzisiejsze pokłady soli kamiennej będącej mieszaniną: soli kuchennej (NaCl), chlorku magnezu (MgCl2) i potasu (KCl). Chlorki te otrzymuje się metodami górniczymi z pokładów soli lub odparowując wodę morską. Zawartość w skorupie ziemskiej - 0,1% wagowy

2. Izotopy:

a) Promieniotwórcze: 36Cl, 39Cl

b) Trwałe: 35Cl - stabilny izotop z 18 neutronami, 37Cl (20n)

2. Odmiany alotropowe:

brak

2. Otrzymywanie i zastosowanie:

utleniaczem, np. ditlenkiem manganu MnO2:

MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O

W laboratorium można go również otrzymać w wyniku reakcji kwasu solnego z nadmanganianem potasu:

2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O

Na skalę przemysłową otrzymuje się go w wyniku elektrolizy wodnego roztworu chlorku sodu. Przy okazji otrzymuje się wodorotlenek sodu i wodór.

2 NaCl + 2 H2O → Cl2↑ + H2↑ + 2 NaOH

Zamiast wodnego roztworu stosuje się również stopiony chlorek sodu.

Chlor jest kluczowym produktem nieorganicznego przemysłu chemicznego, a zapotrzebowanie na niego stale wzrasta. Zastosowanie chloru i chloranów to bielenie (przemysł papierniczy, celulozowy) i odkażanie (ziarno, woda, ścieki). Związki tego pierwiastka są również ważnym półproduktem i odczynnikiem w syntezie innych, organicznych i nieorganicznych substancji (fenole, insektycydy, DDT, freony). Wodne roztwory pochodnych i samego chloru stosowane są powszechnie w gospodarstwie domowym. Przy używaniu tych substancji należy zachować szczególną ostrożność.

2. Charakterystyka:

Chlor jest żółto-zielonym, 2,5 razy cięższym od powietrza silnie trującym gazem o przenikliwym, duszącym zapachu. Daje się łatwo skroplić, łatwo rozpuszcza się w wodzie - woda chlorowa.

Jest bardzo reaktywnym pierwiastkiem, nie występującym w naturze w wolnej postaci. Reaguje już w temperaturze pokojowej, a po podgrzaniu reakcje z nim mają często gwałtowny, egzotermiczny przebieg. W stosunku do tlenu, azotu węgla i gazów szlachetnych (tylko ksenon), zachowuje się biernie, ale pośrednimi metodami można uzyskać związki chloru z tymi pierwiastkami. Reaktywność chloru znacznie wzrasta, gdy jest on zawilgocony, tworzy wówczas chlorek nawet ze złotem (AuCl3). Z wodorem tworzy chlorowodór (HCl), w roztworze wodnym nazywany kwasem solnym. Reakcja ta, katalizowana energią światła, jest silnie egzotermiczna, a nawet wybuchowa. Chlor ma silną tendencję do łączenia się z wodorem, odbierając go innym związkom. Jego trujące właściwości zostały "wykorzystane" w czasie I wojny światowej (gaz bojowy).

Tlenki chloru występują na stopniach utleniania od-1 przez +3, +4, +6 do +7. Tworzy też szereg kwasów tlenow