$$_{92}^{238}U \rightarrow_{2}^{4}\alpha +_{90}^{234}\text{Th}$$
Powstawanie pierwiastków
Podczas wielkiego wybuchu powstały H, He, Li.
Zysk energetyczny opisany powyżej jest podstawą działania gwiazdy. Zachodzą w nich procesy przemian jądrowych ( w fizyce zwanych syntezą lub spalaniem) Najbardziej typowy proces to ten zachodzący w naszym Słońcu.
1. Gwiazdy typu słonecznego
T= 0,5 -1*107K
4H+ -> 24He + 2e+
energia wydzielana w tej reakcji to 26,73 MeV
powstaje głównie: 24He ze śladową ilością litu (Li), berylu (Be) oraz boru (B).
2. Dalsze etapy rozwoju gwiazdy
Gwiazda helowa
T~ 108K
p > 100.000 g/cm3
powstają takie pierwiastki jak 8Be, 12C, 16O, 20Ne, 24Mg z tym też głównie jest to 12C oraz 16O.
Gwiazda węglowa
powstają takie pierwiastki Ne, Mg, Si, S, P i Al (ale głównie Si, S i P)
Ostatnia gwiazda krzemowa przemiany do Fe pierwiastki cięższe od Fe nie mogą się tworzyć w gwiazdach, na każdym etapie gwiazdy mogą ulec rozerwaniu.
Procesy syntezy pierwiastków:
1. Wychwyt elektronu
Jest to proces podobny, jeśli chodzi o efekt końcowy, do rozpadu β+
1p+ + 0e- -> 1n
Proces ten spotykany jest w: 37Ar + 0e- -> 37Cl
55 Fe + 0e- -> 55Mn
2. Wychwyt neutronu
Proces ten zwiększa masę aż o jeden a liczba atomowa pozostaje niezmieniona. Teoretycznie procesy ten nie powinien zmieniać typu pierwiastka poza ewentualnym usunięciem go z pasa szybkości, jednak wychwyt n0 przeważnie jest na tyle wysokoenergetycznym procesem, że powstające jądro ulega rozpadowi np. 14N + n-> 14C + 1H
6Li + n -> 4He+ 3H
3. Wychwyt protonu
Podobnie jak wychwyt n0 zwiększa on masę atomu o 1 a dodatkowo liczbę atomową również o 1.
Supernowa wybuch
Obecnie na Ziemi znamy 3 szeregi promieniowania zaczynające się od naturalnych występujących pierwotnie. Jest to szereg zaczynający się od
238U ->206Pb
235U -> 207 Pb
232Th -> 208Pb
Szereg promieniowania uranowo- aktynowy.
Rn radon jest w szeregu.
Szereg uranowo – radowy 298U stabilniejszy
210Po stabilny izotop wykryła do M. Curie.
Szereg torowy.
Izotopy w medycynie i biologii:
a) badanie procesu fotosyntezy. W tych badaniach używa się 14C, użycie izotopu pozwala stwierdzić jakie związki chemiczne są produktami fotosyntezy jak również prześledzić ich dalszy los w organizmie. Czas połowicznego rozpadu 5730 lat
b) 24Na
Izotop ten jest β emiterem z czasem połowicznego rozpadu= 14,8 h. Stosowany do monitorowania przepływu krwi (aplikowany w postaci NaCl)- monitorowanie problemów z krzepnięciem krwi.
c) 131I
Izotop ten jest β emiterem z czasem połowicznego rozpadu= 8 dni. Stosowany w formie NaI. Służy do badania czynności tarczycy.
d) 123I
Emiter promieniowania γ (wysokoenergetyczny) obrazowanie pracy mózgu. Czas połowicznego rozpadu = 13,1 h
e) 99Te
obrazowanie pracy serca, nerek i płuc
f) 18F
technika PET (tomografia pozytronowa) 110 minut
g) 87Sr
wzrost kości , 2,8H
Pluton- broń jądrowa, podgrzewa elementy termoelektryczne
Układ okresowy
Odzwierciedla bezpośrednio konformacje elektronów atomów.
1862 r. data odkrycia pierwiastków
1869 układ Mendelejewa
1944 obecny układ Seaborg
↓ gęstość rośnie
gr. I →metale alkaliczne
gr. II → metale ziem alkalicznych
↓ promień atomowy
←
nie rośnie liczba powłok
+e- są silniej przyciągane przez jadro Be
objętość atomową liczymy z gęstości albo teoretycznie
↓ promień jonowy
←
najszybciej kurczy się orbital typu s
d5 stabilniejszy niż d4 lub d6
energia jonizacji – energia potrzebna do oderwania elektronu
potencjał jonizacji – energia potrzebna do usunięcia elektronu walencyjnego z atomu
powinowactwo elektronowe – zdolność atomów do przyciągania elektronów
Reguły pisania wzorów Lewisa
1. Rysujemy wzór związku układając atomy tak aby atom o najmniejszej elektroujemności znajdował się w środku cząsteczki. Wodór staramy się usytuować na skraju cząsteczki. Podobnie z fluorem.
2. Obliczamy całkowitą liczbę elektronów w cząsteczce bierzemy pod uwagę wyłącznie elektrony walencyjne każdego atomu.
3. Obliczamy liczbą par elektronowych przez podzielenie liczby uzyskanej w punkcie 2 przez 2.
4. Rysujemy wiązanie pojedyncze miedzy atomami tak aby wszystkie wiązania były ze sobą powiązane zgodnie z zaproponowanym przez nas wzorem.
5. Dodać pozostałe pary elektronowe tak aby każdy atom miał 8 elektronów.
6. Jeśli opisana metoda nie pozwoli utworzyć dla każdego atomu oktetu to w razie potrzeby należy podwoić lub potroić wiązanie.
Rezonans
uzyskujemy kilka struktur, które są takie same. Jeśli tych struktur nie jesteśmy w stanie rozróżnić pod względem fizycznym lub chemicznym to są to struktury rezonansowe.
Ładunek formalny- liczba elektronów walencyjnych atomu- l. elektronów w wolnych parach elektronowych – ½ (liczba elektronów w wiązaniach)
Ładunek formalny obliczamy dla każdego atomu z osobna.
-dla cząsteczek obojętnych ŁF=0
-dla jonów suma ŁF= ładunek jonu
-dla cząsteczek obojętnych najlepiej gdy każdy atom ŁF=0
BLOK S
Wodór odkrycie: Henry Cavendish 1766 (sądził, że wodór pochodzi z metalu) Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2 nazwa: tworzący wodę (z greckiego, Lavoisier w 1783 r).
Wodór
Znane są trzy izotopy :
•Prot (1H),
•deuter (2H), D
• tryt (3H), T
•D 0.0156 % H.
•T, radioaktywny t1/2 = 12.3 lat
• ok. 1 atom T na 1021 atomów H wytwarzanie trytu w atmosferze ~ 3.5 kg/rok
Właściwości wodoru (protu)
Energia jonizacji [eV] 13,595
Powinowactwo elektronowe [eV] 0,75
Promień atomu [nm] 0,053
Promień kowalencyjny [nm] 0,037
Promień H+ [nm] 0,0000015
Promień H- [nm] (teoret.) 0,0208
Promień H- [nm] - wodorki jonowe 0.130-0.154 (LiH – CsH)
∆H0 (H+) [kJ/mol] -1091
∆H0 (H-) [kJ/mol] -73
Otrzymywanie wodoru
a)metody laboratoryjne
1. Me + woda= wodorotlenek+ wodór
Me= Na(Pb), Ca
2. 3 Fe + 4 H2O= Fe2O3+ 4H2 (6000C)
3. Me +kwas= wodór +sól
Me= Zn, Fe
4. Me + zasada= sól+ wodór
Me= Al, Zn
5. wodorek metalu + woda= wodorotlenek + wodór
MeH= NaH, CaH2
6. Rozkład wodorków
7. Dyfuzja wodoru przez stop Pd/ Ag (najczystszy)
8. Elektroliza
b)metody przemysłowe
1. 3Fe + 4 H2O= Fe2O3+4H2 (6000C)- utwardzanie tłuszczów (margaryny)
2. Elektroliza
3. Metoda Boscha
C+H2O=CO + H2
CO+ H2O= CO2+ H2 (kat. = Fe2O3/ Cr2O3)
4. CH4 +2H2O= 4H2 + CO2
5. Z wykorzystaniem reaktorów jądrowych (przyszłość)
Cykle termiczne produkcji wodoru
Reakcja sumaryczna H2O = H2 + 1/2O2
1.Mark I
CaBr2 + 2H2O= Ca(OH)2 +2HBr 1003K
2HBr+ Hg= HgBr2 +H2 523K
HgBr2 +Ca(OH)2 =CaBr2 +HgO + H2O 473K
HgO= Hg + ½ O2 973K
2.ANL-4
2 H2O+2NH3+2CO2+2KI=2KHCO3+2NH4I 330K
2KHCO3=K2CO3+H2O+CO2 450K
2NH4I+Hg=2NH3 +HgI2 +H2 540K
K2CO3+HgI2=2KI+Hg+CO2+ ½ O2 810K
___________________________________________________________________________
2 H2O+2NH3+2CO2+2KI +2KHCO3+2NH4I + Hg + K2CO3+HgI2=
2KHCO3+2NH4I + K2CO3+H2O+CO2+2NH3 +HgI2 +H2+2KI+Hg+CO2+ ½ O2
Otrzymywanie izotopów wodoru
D2 – z wody metodą elektrolizy i/lub destylacji frakcjonowanej
T2
14N + 1n = 12C + T (atmosfera, 3,5 kg/rok)
reakcja główna 14N + 1n = 12C + H
6Li + 1n = 4He + T (lab.)
D+ 1n =T (reaktory jądrowe na ciężką wodę)
Rozpad trytu:
T = 3He +β- (0.018 MeV) t1/2 = 12.46 lat
Skraplanie wodoru:
1884 r. K. Olszewski, Z. Wróblewski (UJ)
T wrzenia: -252.87 oC
T topnienia: -259.14 oC
Odmiany H2 : orto wodór 75% v/v
para wodór 25% v/v
orto -> para -1.41 kJ/mol
Zastosowania wodoru:
1.Reduktor w przemyśle i nauce:
-uwodornienie olejów roślinnych (margaryna)
-proces produkcji benzyny itd.
2.Paliwo (akumulator energii)
-rakiety (prom kosmiczny)
-samochody
3.Wojsko (działa hipersoniczne)
4. Nauka
5. Spawanie gazowe
6. Synteza rubinów i diamentów
50% produkcji-synteza NH3
30% przeróbka ropy naftowej
12% uwadarnianie CO
8% reszta
Właściwości chemiczne wodoru:
1. Reakcje z innymi pierwiastkami
tpok
-mało reaktywny, reaguje z F2 (wybuchowo nawet w fazie ciekłej)
twys
-reaguje z fluorowcami (wybuchowo), tlenowcami, litowcami, Ca, Sr, Ba, Ti,C (pow. 3000oC- acetylen), N2(kat.),P, metalami d- i f- elektronowymi
Kationy wodoru H+
Promień atomu [nm] 0.053
Promień H+ [nm] 0.0000015
H+ - bardzo silny kwas Lewisa HeH+ (jedyny związek He !)
Związki z tlenem:
H2O
H2O2 – woda utleniona
Wodorki
Wodorek to związek wodoru z dowolnym pierwiastkiem
Klasyfikacja:
1. Wodorki jonowe (typu soli)
- litowce, Ca, Sr, Ba, Ra
Cechy charakterystyczne – wysokie temp. topnienia, stop przewodzi prąd elektryczny.
2. Wodorki metaliczne
Cecha charakterystyczna – sieć przestrzenna metalu, wodór zajmuje luki, układy najczęściej niestechiometryczne.
3. Wodorki kowalencyjne - pierwiastki grupy 13-17
1. Wodorki jonowe
a) właściwości fizykochemiczne
-Białe lub bezbarwne substancje krystaliczne
-Reaktywność mniejsza niż samych metali
-Elektroliza stopionych soli powoduje wydzielanie wodoru na+
-Nie są trwałe po stopnieniu (z wyjątkiem LiH), trwalsze są w stopach z wodorotlenkami litowców i w stopionych halogenkach grupy 1 i 2.
-Gęstość większa niż gęstość wyjściowych metali
-Reagują z wodą, fluorowcami
-Jon H- jest jedynym z najsilniejszych reduktorów
- struktura wodorków litowców jak NaCl
-są zasadowe
b) synteza wodorków jonowych
-reakcja ciekłego metalu z wodorem (p=1-2 atm)
ciekły metal zapobiega tworzeniu się nieprzepuszczalnej warstwy wodorku na powierzchni metalu
LiH – p=2 atm, t=725 oC
NaH – p=1 atm, t=250-400 oC, konieczny jest dodatek detergentu
c) zastosowanie
-technika jądrowa (LiD, LiT)
-akumulatory ciepła (LiH)
-reduktory (LiH- rozpuszczalny w zw. Organicznych), uwadarnianie
-usuwanie zgorzelin z metali (NaH)
-otrzymywanie matali rzadkich (CaH2)- B, V, Nb, Ta
-odwadnianie (CaH2 -oleje transformatorowe)
-oznaczanie wody w rozpuszczalnikach i wody hydratacyjnej
-katalizatory reakcji polimeryzacji
-usuwanie siarki ze zw. org. (NaH)
2. Wodorki metaliczne:
-Najczęściej tworzą się w bezpośredniej reakcji wodoru z metalem
-Najczęściej są to ciała stałe o gęstości mniejszej od gęstości metalu
-Najczęściej maja skład niestechiometryczny
-Znane są dla metali bloku d grup 3,4,5,10,Cr
-Luka wodorkowa- grupy 7,8,9 (brak znanych wodorków)
- Najważniejsze wodorki Ni, Pd i Pt (kataliza)
-Większość wodorków metalicznych wykazuje przewodnictwo metaliczne (najczęściej niestechiometryczne)
-Przez większość wodorków metalicznych wodór dyfunduje z dużą szybkością
-Bardzo ważne są wodorki mieszanych metali np. LaNi5H6
Zastosowanie wodorków niklu
bateria niklowo-wodorkowe (akumulatory)
katoda:
stop MeNi5 gdzie Me = La, Ce, Nd, Pr + dodatki Co, Al i Mn
anoda:
Ni(OH)2
elektrolit: 30% KOH
reakcje: ładowanie
Ni(OH)2 + OH- = NiO(OH) + H2O + e-
MeNi5 + 6H2O + 6e- = MeNi5H6 + 6OH-
rozładowanie – odwrotnie
3. Wodorki kowalencyjne
Cechy charakterystyczne:
- najczęściej ciecze lub gazy
- mogą mieć charakter kwasowy, zasadowy lub amfoteryczny
Wodorki jako źródło wodoru do napędu samochodów.
Związki koordynacyjne wodoru
-wodór jako cząsteczka [W(CO)3(H2)(PPr3)2] Pr = izopropyl
[Fe(H2)(PEtPh2)3(H)2] H-H 0.82 A - wodór jako cząsteczka i jon.
[Ir(H2)2(H)2(PCy3)2]
[ML4(H2)(H)2] M = Fe, Ru
- addycja oksydacyjna H2 = 2H-
Ir+ - Ir3+
W związkach metali z jonem H- obowiązują reguły VSEPR jak dla związków o LK pomniejszonej o liczbę jonów H-. Heterolityczny rozpad H2 H2 = H+ + H-
jest to reakcja odwrotna do reakcji NaH + H2O = NaOH + H2
przykład: katalizator ZN (CO + 2H2 = CH3OH)
ZN – Ziglera-Natty
Litowce
(metale alkaliczne)
Konfiguracja bloku: [He] (ns1)
[He] oznacza rdzeń helowy
Właściwości fizykochemiczne grupy
duże promienie atomowe
mały ciężar właściwy
niskie temperatury topnienia
niskie energie jonizacji
bardzo silne reduktory
najniższe potencjały normalne
tylko kationy M+ (choć znane są związki z M-)
stosunkowo małe różnice energii pomiędzy stanem podstawowym a najbliższym stanem wzbudzonym (świecenie w płomieniu)
małe powinowactwo elektronowe + niskie energie jonizacji
bardzo mała elektroujemność
wiązanie jonowe
efekt fotoelektryczny
rozpuszczają się w ciekłym NH3 (bez reakcji?)
Cez – topi się w ręce, barwa złotawa, zapala się na powietrzu (suchym)
Rb, Cs – muszą być przechowywane w zatopionych ampułkach w atm. beztlenowej.
Fr - nigdy nie uzyskano go w ilościach widocznych gołym okiem.
Występowanie
Li 0.0065 % skorupy
Na 2.6 %
K 2.4 %
Rb 0.028 %
Cs 0.00032%
Lit
odkryty przez: J.A.R. Arfvedson, Szwed, 1817r,
otrzymany przez Davy'ego w 1818 r. (zanieczyszczony) oraz Bunsena i Mathiesen'a (czysty, 1855).
najlżejszy ze wszystkich metali (np. pływa po oliwie) (gęstość = 0.53 g/cm3)
błyszczący srebrzysty, twardy metal. Nazwa od greckiego „skała”
Ttop = 180.54 oC
Twrzenia = 1347 oC
Lit
Minerały: spodumen LiAlSi2O6, ambligonit, lepidolit KLi2Al(Si4O10)(F,OH)2, petalit, cynwaldyt, kriolitonit
Otrzymywanie : elektroliza stopu LiCl/KCl, Li+ w pirydynie (lab.)
Reaktywność i właściwości chemiczne:
1. Spalany z tlenem tworzy Li2O
2. Reaguje z N2 (nawet w temp. pokojowej) tworząc Li3N
3. Ogrzewany z C daje Li2C2
4. Ogrzewany z Si daje Li6Si6
5. Rozpuszcza się w NH3 ciekłym- niebieski roztwór
6. Słaba rozpuszczalność F, CO32- i PO43-
7. Duża rozpuszczalność w rozp. Organicznych
8. 7Li wypiera6Li z jego soli
Związki litu
Związki z tlenem
Li2O- topnik, słabo rozpuszczalny w wodzie
Li2O2 – Li +O2
Zastosowanie litu:
-w preparatach dla chorych psychicznie,
-stopy o niskim ciężarze właściwym,
-baterie i akumulatory litowe,
-barwienie płomienia (fajerwerki – czerwony kolor)
-LiOH – do absorpcji CO2 w statkach kosmicznych
-stopy Li z Al, Cu, Mn, Cd – do produkcji samolotów
-LiAlH4 jeden z podstawowych reduktorów w chemii organicznej
Bateria litowo-jonowa
anoda: LiCoO2
katoda: grafit
elektrolit LiPF6 (stały) w poliwęglanie
LiCoO2 + 6C = LiC6 + CoIVO2
Od 2005 r Li(Ni,Mn,Co)O2, inne zamienniki to LiMn2O4 i LiFePO4
stop Li/ Mg/Ag jest lżejszy od wody, wytrzymały mechanicznie i odporny na korozję.
-chłodziwo w reaktorach jądrowych
-odgazowanie Cu, Ni i ich stopów
-smar ( w zawiesinie w wazelinie) lub jako mydła litowe
-LiF/LiCl- topnik przy spawaniu Mg, Al., Ti i ich stopów
-LiF-optyka IR
-LiI-scyntylator
Sód
Minerały: sól kamienna NaCl, saletra chilijska (NaNO3), soda
Inne formy krystalizacji NaCl:
-Gotowe roztwory NaCl-kryształy w formie lejka(sół dietetyczna, lekkie, bo puste)
-duże kryształy wyciąganie ze stopionego NaCl
Sód, Na
Odkrywca: Sir Humpry Davy, 1807 Londyn, UK
Nazwa sód od sody, symbol z łacińskiego „soda”
gęstość 0.97g/cm3
Ttop = 97.8 oC
Twrzenia = 882.9 oC
Reaktywność
Metaliczny sód reaguje z O2 dając zieloną (żółtą) luminescencję.
1. Spala się w tlenie i chlorze
2Na + O2 = Na2O2
2Na + Cl2 = 2NaCl
2. Na gorąco reaguje z Br2, P4 i S, z NH3 (270 – 370 oC) daje NaNH2
3. Rozpuszcza się w ciekłym NH3:
roztwory rozc. barwa błękitna (e-)
stęż. barwa czerwona
Zastosowanie sodu i jego związków
Metal:
– silny reduktor.
- w lampach ulicznych.
- do produkcji Na2O2, NaCN, NaNH2
- chłodziwo w reaktorach jądrowych
- w stopach Na/K (ttop. < 20 oC, np. stop 67% K i 33% Na topi się z przy -12oC), Al/Si, Pb (do produkcji Pb(Et)4)
- osuszanie np. benzenu i toluenu.
Zastosowanie związków sodu:
-Na2O2 - Jako pochłaniacz CO2 (w maskach, pojazdach kosmicznych), bielenie kości słoniowej, drewna, jedwabiu
-NaF – impregnacja drewna, topnik szklarski, fluorowanie wody,
pasty do zębów
-NaBr – środek uspokajający
-NaI – astma, choroby serca i naczyń krwionośnych
Liczba koordynacji Na to najczęściej 6
Potas
Potas, K
odkrywca: Sir Humphry, 1807, Londyn
gęstość 0.86 g/cm3
Nazwa od arabskiego al-kali = Na2CO3
K jest promieniotwórczy, zawiera 0.0118% 40K (1.3 mld. lat, -)
oraz nie promieniotwórcze 93.22% 39K oraz 6.77% 41K.
Minerały:
sylwit, KCl, miki, skalenie, ortoklaz, kainit, karnalit
Otrzymywanie metalu:
1. Redukcja termiczna KF, K2CO3 lub KOH za pomocą C,Fe,Si,CaC2
2KF + CaC2 2K + CaF2 + 2 C (1000-1100 oC)
Redukcja węglikiem prowadzi do powstawania wybuchowego K6(CO)6 i dlatego jest rzadko stosowany.
2. Reakcja KCl z Na (lub Ca) w próżni
Wybrane związki
KO2 = K+O2 (spalanie) –pomarańczowy
Zastosowanie
Metal:
K – w stopie z Na jako wypełniacz do sejfów (ttop <20oC), bardzo silny reduktor.
Związki
– KI – wytwarzanie jodyny
- KBr – środek przeciw padaczce, kokluszowi, zaburzenia nerwowe
- nawozy sztuczne ...
Barwa par metali:
Na purpurowy
K fioletowy
Rubid
odkrywca: Bunsen i G. Kirchoff, 1861, Heidlelberg.
Metal uzyskano dopiero w 1910 (Hevesy, zanieczyszczony) oraz w 1926 (czysty, Suhmann i Clusius z RbN3)
Nazwa z łacińskiego „czerwony”.
Samorzutnie zapala się na powietrzu,
gęstość 1.52 g/cm3
Rubid, Rb
Ttop = 38.89 0C.
Twrzenia = 688 0C.
Rb jest promieniotwórczy, zawiera 72.15% 85Rb (stabilny)
oraz 27.85% 87Rb (t1/2 = 4.7 x 1010lat, -).
Minerały: domieszki w krzemianach i glinokrzemianach.
Jeden minerał bez znaczenia przemysłowego:
Rubicline, Rb0.75K0.25AlSi3O8 (60 m średnicy)
promieniotwórczy.
towarzyszy minerałom potasu, litu i cezu (<1%)
Otrzymywanie metalu:
1. przez reakcję: RbCl + Na (lub Ca) = Rb + NaCl
2. w reakcji RbOH + Mg( lub K) (H2)
3. w reakcji Rb2Cr2O7 + 2Zr = 2Rb + 2 ZrO2 + Cr2O3 (530 oC, próżnia)
4. elektroliza RbOH (stop) lub roztworu RbBr w nitrobenzenie.
Wybrane reakcje:
1. Rb + O2 = RbO2 (główna reakcja, przez stechiometryczne użycie O2 można uzyskać też Rb2O)-ciemnopomarańczowy
Zastosowanie metalu i związków:
- amalgamaty – synteza butadienu
- metal – getter w lampach elektronowych
- związki – technika IR
- fotokomórki
- RbI – leczenie kiły i wola
- RbAg4I5 – elektrody jonoselektywne
Cez, Cs
Odkrywca: R. Bunsen i G. R Kirchoff, 1860, Heidelberg, Niemcy.
metal uzyskał Setterberg w 1882 (elektroliza stopu CsCN z Ba(CN)2)
gęstość 1.89 g/cm3
Ttop = 28.5 C (301.65 K, 83.3 F) Twrzenia = 678.4 C (951.55005 K, 1253.12 F)
Minerał : pollucit Cs4Al4Si9O26 H2O (Elba)
źródło cezu – ługi powarzelnicze soli K
Otrzymywanie metalu:
1. Redukcja CsOHMg (H2)
2. Rozkład CsCl z Ba(N3)2 (próżnia)
3. Redukcja CsCl Ca
Wybrane związki:
CsO2 = spalanie Cs w O2, jego rozkład termiczny daje
Zastosowanie:
- w stopach z Sb, Bi lub Au do produkcji fotokomórek
- CsCl, CsI – materiał na okna (pryzmaty) w technice podczerwieni, detektor promieniowania alfa ,
Frans Fr
odkryty w 1939 roku (frans = Francja) M. Perey.
Promieniotwórczy. Najtrwalszy izotop 223Fr ma t1/2 = 21 min.
Berylowce
konfiguracja ns2
przedstawiciele : Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
Be Ttop = 1558 [K]
Be: data odkrycia 1797 (Nicholas Louis Vauquelin )
Nazwa od minerału berylu (góry Sowie)
Minerały: beryl – Be3Al2[Si6O18] (= szmaragd oraz akwamaryna)
chryzoberyl – Al2[BeO4]
euklaz – BeAl[SiO4](OH)
gadolinit – Be2Y2Fe[Si2O10]
fenakit – Be2[SiO4]
ok. 0.0006 % skorupy,
Związki berylu są słodkie (nazwa francuska od słodki – glucin, stosowany we Francji symbol Gl) ale silnie toksyczne
Beryl:
Ttop: 1278.0 oC
Twrzenia: 2970.0 oC
gęstość: 1.85 g/cm3
Beryl nie reaguje z wodą jako jedyny berylowiec.
Otrzymywanie:
-stapianie
-ługowanie Na2[BeF4]
-strącanie NaOH
-elektroliza stopionego BeCl2>1300oC
Zastosowanie:
a) lekkie materiały w budowie: rakiet, samolotów, satelitów
b) okna przepuszczające promieniowanie X
c) ceramika wysokotemp.
d) ze względu na duże ciepło właściwe stosuje się jako materiał ablacyjny na stożki rakiet balistycznych
e) technika jądrowa:
- sproszkowany Be + sole Ra, Ac, Po – źródło 1n
- moderator
f) oddtleniacz (Cu, Fe, Mg)
g) stopy
- beziskrowe (Be/Cu, Be/Ni)
- chirurgiczne (Be/Fe)
- sprężyny (Be/Cu – tzw. brązy berylowe) stop 67%Be i 33% Cu
ma twardość stali
- obniżenie korozyjności i palności magnezu ( > 0.005% Be)
- kable (0.02% Be zwiększa o 15% przewodnictwo Cu)
Magnez
Odkryty przez Jozepha Black’a, nazwa pochodzi od regionu w Grecji
•Srebrzysto biały metal, łatwo palny dając oślepiające białe światło (dawnej stosowany w lampach błyskowych)
•Ttop :638.8 C
•Twrzenia : 1090. C
•gęstość 1.74 g/cm3 Występowanie 2.6 % skorupy minerały: magnezyt (MgCO3), kainit (KCl MgCl2 · 6H2O), kizeryt (MgSO4 · H2O), dolomit (CaCO3 · MgCO3), oliwin serpentyn, talk
Zastosowanie magnezu metalicznego
a) odlewy (przemysł lotniczy i kosmiczny, samochody, komórki
ap. fotograficzne itp.)
b) stopy
- Mg/Al+Mn+Zn
- Mg/Zr lub Ti
c) wanny do produkcji F2
d) ognie sztuczne
Wapń
Odkryty przez Humphrey’a Davie’go, 1808 rok. Nazwa od łacińskiego „wapno”
•Twrzenia : 1484 C.
•Ttop : 839 C
•gęstość 1.53 g/cm3
Występowanie: 3.63% skorupy
minerały: kalcyt, aragonit (CaCO3)
gips, anhydryt (CaSO4)
fosforyt (Ca3(PO4)2), apatyt (Ca3(PO4)2·CaX2)
fluoryt (CaF2)
Zastosowanie Ca metalicznego
a) metalurgia Ti, Zr, Cr, U
b) stopy łożyskowe (na bazie Pb)
c) odtleniacz w metalurgii Ni i Cu
d) rafinacja i odsiarczanie ropy naftowej
e) oczyszczanie helowców od innych gazów
Stront
Ttop = 770 oC
Twrzenia = 1380 oC
gęstość 2.58 g/cm3
Występowanie: 0.01%
minerały: celestyn (SrSO4), stroncjanit (SrCO3)
związki strontu nie są toksyczne
Bar Odkrycie - odkrywca i rok jak dla Ca. Nazwa od greckiego „ciężki”
Ttop = 725.0 oC
Twrzenia = 1640.0 oC
gęstość 3.59 g/cm3
Występowanie: 0.01 %
minerały: baryt (BaSO4), witeryt (BaCO3)
liście niektórych drzew, oczy zwierząt
Zastosowanie metalicznego Ba
a) stopy
- z Al – geter do lamp elektronowych
- z Ni – elektrody w świecach samochodowych
Rad Ra,
Odkryty przez M. Skłodowską-Curie 1898 roku
Promieniotwórczy (t1/2= 1600 lat)
226Ra = 222Rn + α
Ttop = 700 oC
Twrzenia = 1500 oC
gęstość = 5.00 g/cm3
Otrzymywanie metali
1. Elektroliza stopionych soli (chlorków)
np. Mg - MgCl2 + NaCl + CaCl2 (1000 K)
2. Redukcja węglem: Mg
MgO + C = Mg + CO
MgO + CaC2
MgO + Fe(Si)
3. Reakcja wymiany: BaO + Mg (lub Si)
Właściwości berylowców i ich związków
LK
Be – typowo 4
Mg, Ca – typowo 6
Sr, Ba –6 lub 8 a nawet 9, 4 (Ba płaski kwadrat)
Związki berylowców
1. Be
a) wodorek
b) halogenki
BeCl2 – LK=4
BeF2 – LK=2
c) związki z tlenem
BeO – prażenie Be(OH)2. Ttop = 2530 oC, twardość 9
BeO + C = Be2C + CO
zastosowanie BeO – spowalniacz neutronów (zamiast np. D2O).
d) węglik
Be2C – ceglasto czerwony, metanek
Be2C + H2O (powoli) = 2Be(OH)2 +CH4
zastosowanie-spowalniacz neutronów w reaktorach
e) sole Be2+
Ogólnie bardzo silnie hydrolizujące, wykazujące odczyn kwaśny. Z tego powodu są praktycznie nie rozpuszczalne w wodzie
2. Mg
a) wodorek
MgH2 – bezbarwny, trwały.
Mg(C2H5)2 (temp.) = MgH2 + 2C2H4
MgH2 + 2H2O = Mg(OH)2 + 2H2
b) halogenki
MgF2 (minerał sellait) – b. trudno rozp. w H2O
zastos. – powłoki antyrefleksyjne
MgCl2 – bardzo silnie higroskopijny. Ulega hydrolizie
MgCl2 · 6H2O
MgCl2 + MgO = Mg2OCl2 (cement magnezowy – cement Sorela).
MgCl2 + H2O = reakcja endotermiczna (napoje chłodzące)
zastosowania – impregnacja drewna,
c) związki z tlenem
MgO – Ttop 2800 oC – wykładziny ogniotrwałe.
Mg, Ca, Sr i Ba tworzą też nadtlenki MO2
reakcja MCO3, MO lub M(OH)2 z H2O2
MgO – akumuluje ciepło (piece akumulacyjne)
3. Związki Ca
a) wodorek, CaH2
Ca + H2 (400oC) = CaH2
b) halogenki
CaF2 – b. słabo rozpuszczalny (fluoryt)
CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HF (synteza HF)
CaX2 – bardzo dobrze rozpuszczalne, 6H2O
CaCl2 – bezwodny jako środek suszący usuwanie śniegu
CaCl2 + H2O - reakcja silnie egzotermiczna
CaCl2 ·6H2O + H2O –reakcja silnie endotermiczna
c) związki z tlenem CaO – wapno palone CaO podgrzewany emituje silne białe światło (światło Drummonda)
d) węglik (acetylenek)
CaO +3C (2200 - 2300oC) = CaC2 + CO (karbid)
CaC2 + H2O = CaO + C2H2
e) inne związki
CaC2 + N2 (1100oC) = CaCN2 (azotniak) + C
CaCN2 + 3H2O = CaCO3 + 2NH3
Ca(NO3)2 – saletra norweska
5Ca(NO3)2·NH4NO3 ·10H2O – saletrzak
CaSO4 aq – gips (selenit)
W wodzie Ca2+ występuje w formach od [Ca(H2O)6]2+ do [Ca(H2O)8]2+.
4. Ba
BaSO4 (temp.) = BaO + SO3
2BaO + O2 (500oC) = 2BaO2
2BaO2 (700oC) = 2BaO + O2
BaO2 + H2SO4 = BaSO4 + H2O2
BaSO4 – baryt (rentgenografia przewodu pokarmowego)
Ba(NO3)2 – ognie sztuczne
Wszystkie rozpuszczalne związki Ba są silnie toksyczne.
W rozworach wodnych zarówno Ba2+ jak i Sr2+ występują w formie [Me(H2O)8]2
struktura antypryzmatu, np. w [Ba(H2O)8](OH)2
ferryty – BaFe12O19 (BaO · 6Fe2O3)
BaM2Fe16O27 (BaO · 2MO · 8Fe2O3)
Ba2M2Fe12O22 (2BaO · 2MO · 6Fe2O3)
Ba3M2Fe24O41 (3BaO · 2MO · 12Fe2O3)
porcelana barowa
radioporcelana (8.5% BaO, 30.5% Al2O3, 61% SiO2)
celsjanowa (36.4% BaO, 26,9% Al2O3, 36.7% SiO2
ultraporcelana (3.3% BaO, 80.2% Al2O3, 16.5% SiO2)
ferroelektryki BaTiO3
Nadprzewodniki wysokotemperaturowe:
tlenek Hg-Ba-Ca-Cu 134K, 1993 r.
La2-xBaxCuO4
Y2Ba4Cu6+nO14+n, YBa2Cu3O7-x
A2B2Can-1CunO4+2n (A = Bi. Tl, B = Ba, Sr)
Borowce:
Bor:
Odkryty: J. L. Gay-Lussac (redukcja B2O3 potasem), L. J. Thenard, Humphry Davy (elektroliza H3BO3) , 1808
Bor
Występowanie: 0.001% skorupy
Minerały
boraks (Na2B4O7 · 10H2O), kernit ( Na2B4O7 · 4H2O) , kolemanit
(Ca2B6O11 · 5H2O), boracyt ([Mg3B8O15]2MgCl2, pandermit
(Ca2B6O11 · 3H2O)
kryształ boraksu
boracyt, ([Mg3B8O15]2 MgCl2
Bor ma 7 odmian alotropowych
Przedstawiciele:
Ttop [oC] Twrz.[oC] d [g/cm3] Eo3+/0 Elektrouj.
B metaloid 2400 2550 2.33 -0.73 2.01
Al metal 660.2 2467 2.70 -1.67 1.47
29.78
Ga metal kruchy, twardy -16.3 2344 5.91 -0.52 1.82
35.6
In metal 156.4 2300 7.31 -0.34 1.49
Tl metal 305.5 1457 11.84 -0.719 1.44
krystaliczny tworzy klastery 12-sto atomowe (ikosaedr)
Przemiany boru zachodzą bardzo wolno, dlatego odmiany alotropowe poznano oddzielnie. Alotropy wykazują różne właściwości fizyczne i chemiczne (Bor-czerwone kryształy, czarne kryształy, brązowy proszek)
Bor α - Termiczny rozkład BI3 i borowodorów, kryzstalizacja B zestopów z Pt. Struktura ikosaedru, sieć sześcienna, ściennie centrowana. Izolator
Bor tetragonalny – BBr3 + H2. Struktura – warstwy B12 przedzielona atomami boru spajającymi warstwy, półprzewodnik
Bor β – romboedryczny, trwały >1800 K. Struktura podobna do B-α, ale bardziej skomplikowane połączenia pomiędzy ikosaedrami.
Związki chemiczne i reaktywność
Generalnie odporny chemicznie, w wysokich temp. Silny reduktor ( redukuje np., SiO2 do Si, CO do B4C, P4O10 do P)
- rozdrobniony spala się w 700oC (zielony płomień) do B2O3
-zapala się w F2-BF3
-w wysokich temp. reaguje z Cl2, Br2, i I2
-reaguje z N2 (lub NH3, powyżej 1000oC) dając BN
-reaguje z S(wysoka temperatura) B2S3
-odporny na działanie HCl, HF, rozc. zasad.
-stężony HNO3 powoli utlenia B do H3BO3
-stapiany z alkaliami daje M3BO3 i H2
-reaguje ze stopionymi metalami (niektórymi)
Borki Struktura MgB2 (nadprzewodnik)
Bor:
1. Z metalami tworzy borki ( dysze do rakiet, elektrody, wysoka odporność chemiczna, twardość (OsB2 i ReB2 są twardsze od diamentu (w niektórych kierunkach sieci), przewodnictwo elektryczne), Be2B, Ni3B, Mn4B, V3B2, FeB, NiB, Cr3B4, MgB2, CaB3...
a) typu… Mn4B, Co3B, Ni3B, Be2B izolowane atomy B
b)typu |-|-| V3B2 pary atomów B-B
c) typu /|\/|\/ FeB, NiB łańcuchy
d)typu /\/\/ Ru11B8
e) typu -----nie wiem jak narysować----- Ta3B4
f) typu -----nie wiem ajk narysować----- TiB2, ReB2, YB2, MgB2
g) sieć trójwymiarowa wiązań B-B: VB4, LaB6, ZrB12, YB12
2. Z wodorem tworzy wodorki (borany)
Chemia boranów ~ chemia organicznych związków węgla
Borowodory to związki elektronowo deficytowe
Borany – paliwa rakietowe (ciepło spalania 2x większe niż węglowodorów)
Otrzymywanie boranów
B2O3 + Mg - Mg2B3
Mg3B2 + kwasy = H2 + borany ( destylacja frakcjonowana)
głównie B4H10
3LiEt4 + 4BF3 = 2B2H6 + 3LiEtF4
3LiAlH4 +4BCl3 = 2B2H6 + 3LiAlCl4
3NaBH4 + 4BF3 = 3NaBF4 + 2B2H6
Wyższe borany – termiczny rozkład B2H6 (100-250oC) w obecności H2
5B2H6 + 2 Na BH4 = Na2[B12H12]+13H2(100%)
Przeważnie są to gazy (niższe borany), ciecze lub ciała stałe (np. B10H14)-bezbarwne
Typy struktur wielościennych wodorków boru
Nazwa typ struktury wzór przykłady
Kloso zamknięta (BnHn)2- B5H52-
struktura wielościanu
Nido typu gniazdo BnHn+4 B2H6, B5H9
(BnHn+3)-
Arachno typu pajęczyna BnHn+6 B4H10, B5H11,
(BnHn+5)-
Hypto BnHn+8
Kloso – brak mostków B -H-B, wielościan z B w każdym narożniku
Związki często trwałe i mało reaktywne
Nido – jak kloso, ale bez jednego wierzchołka, zawierają zarówno wiązania B-B jak i B-H-B
Trwałość pośrenida między kloso a arachno
Arachno - BnHn+6 struktura jak kloso, ale bez 2 wierzchołków. Zawierają wiązania B-B oraz B-H-B
Najmniej trwałe z boranów
Inne pochodne boranów
Borany litowców
4NaH + 2B2O3 = 3NaBO2 + NaBH4
4LiH + BF3 = LiBH4 + 3NaBO2
MClx + nLiBH4 = LiBH4 + nLiCl
Karbaorany
Związki zawierające C,B i H pochodne boranów
B10H14 = B10C2H12 + 3H2 (Et2S, C2H2)
B10C2H12 = 2LiC4H9 = B10C2H12Li2 + C4H10
B10C2H12Li2 + CO2= B10C2H12(COOH)2
Closo -1,2-B4C2H6
Z Węglem tworzy węgliki
B4C, B13C2 ( twardszy od diamentu !!, ttopnienia 2670oC)
Z azotem tworzy azotki (t>900oC)
2BBr3 + 6NH3 = 2B(NH2)3 + 6HBr
2B(NH2)3= B2(NH)3 + 3NH3
B2(NH)3 = 2BN + NH3
BN – struktura grafitu (tzw. Biały grafit) lub diamentu
B3N3H6 - borazyna (bezb. ciecz), odpowiednik benzenu,wykazuje podobną reaktywność (reaguje z HCl, CH3I,CH3OH, H2O)
6. Związki z fluorowcami
BX3, B2X6, (BX)n – kkwasy Lewisa BI3>BBr3>BCl3>BF3
Gazy, ciecze lub ciałą stłałę są bardzo reaktywne, toksyczne
B2O3 + 6HF = 2BF3 + 3H2O
B2O3 + 3C + 3Cl2 = 2 BCl3 + 3CO
BF3 + 3H2O = 3HF + H3BO3
BF3 + HF=HBF4
BF3 + NH3 = NH3BF3
Otrzymywanie: bezpośrednio z pierwiastków boranów, np. B10H14 + 13X2 = B9X9 + BX3 + 14HX