1. Przedstawić wiadomości dotyczące litu. (właściwości, otrzymywanie, zastosowanie).

Lit

Właściwości

• najlżejszy metal, który przechowuje się w eterze naftowym, ponieważ utlenia się na powietrzu (zanurzony w benzenie wypływa na powierzchnię)

• w temperaturze 129°C spala się karminowoczerwonym płomieniem.

Otrzymywanie

• Na skalę przemysłową - Lit otrzymuje się przez elektrolizę stopionego chlorku litu (LiCl). Rozpoczyna się od stopienia chlorku litu i chlorku potasu (KCl). Chlorek litu topi się w temperaturze 605°C, a chlorek potasu - w temperaturze 770°C. Stosowana do otrzymywania litu mieszanina obydwu soli topi się w temperaturze ok. 400°C (mieszanina eutektyczna). Podczas elektrolizy zachodzą reakcje:

Li + e^- = Li (reakcja katodowa)
2Cl^- = Cl₂ + 2e^- (reakcja anodowa)        
2LiCl = 2Li + Cl₂ (reakcja sumaryczna)

W ciągu całego procesu produkcji metaliczny lit musi znajdować się w suchym, pozbawionym tlenu środowisku. Zwiększa to znacznie koszt produkcji metalu;

• Elektroliza roztworu LiCl w pirydynie (ciekłym związku organicznym)

• Roztwarzanie minerałów za pomocą kwasu siarkowego, z powstałego roztworu Li₂SO₄ strąca się za pomocą węglanu sodu Li₂CO₃, a następnie z otrzymanego węglanu działając innymi kwasami otrzymuje się inne sole.

Zastosowanie litu

• Mechanika:

  • metaliczny lit stosuje się jako domieszkę do specjalnych stopów łożyskowych zwiększając jego twardość

  • hutnictwo szkła i ceramiki

  • mydło litowe stosuje się do produkcji smarów

• Medycyna:

  • sole litu stosowane są w leczeniu zaburzeń psychicznych - brak szerszego rozpowszechnienia litu w psychiatrii jest spowodowany jego znaczną toksycznością i małą rozpiętością między dawką terapeutyczną i toksyczną. Nazywane są normotymikami (grupa leków psychotropowych należąca do leków przeciwdrgawkowych).

  • ważny mikroelement

• Energetyka:

  • galwaniczne „ogniwa litowe” o napięciu 3V (produkcja akumulatorów litowo-jonowych oraz baterii litowych)

  • ciekły lit stosowany jest jako chłodziwo w reaktorach jądrowych

  • do wytwarzania trytu  w reaktorach jądrowych, deuterek litu stosowany jako termonuklearny materiał wybuchowy;
                 ²H + ⁶Li →  ⁴He + ⁴He   24 MeV

2. Sód metaliczny – otrzymywanie, właściwości, zastosowanie.

Właściwości

• metal o silnym srebrzystym połysku na powietrzu szybko matowieje (pokrywając się warstwą wodorotlenku oraz węglanu)

• miękki, daje się kroić nożem

• pary mają kolor purpurowy

• na powietrzu sód spala się żółtym płomieniem do nadtlenku sodu, spalony w gazowym chlorze tworzy chlorek sodu
   2Na + O₂→H₂O₂+ Na₂O₂

• z rtęcią tworzą amalgamat - reakcji towarzyszy płomień

• sód rozpuszcza się w ciekłym amoniaku

• w handlu jest dostępny w formie bloków, prętów, kawałków lub jako dyspersja w oleju.

• z wodą sód reaguje bardzo gwałtownie, wydzielając wodór i wodorotlenek sodu

2Na + H2O→2NaOH + H2↑

Otrzymywanie

• termoelektroliza stopionego NaOH lub stopowej mieszaniny chlorków sodu i wapnia na katodzie z żelaza lub z ciekłego ołowiu. Ze stopu ołowiu sód się następnie oddestylowuje.

Zastosowanie

• lampy sodowe – zastąpiły bardziej toksyczne lampy rtęciowe używane przed 1935 rokiem

• reaktory jądrowe - jako ciecz przenosząca ciepło

• produkcja cyjanku i nadtlenku sodu

• produkcja barwnika indygo

• środek suszący eter i inne wolne od halogenów ciecze organiczne

• środek redukujący.

• Tlenki i wodorotlenek sodu są stosowane w łodziach podwodnych i statkach kosmicznych jako środki pochłaniające dwutlenek węgla z powietrza

3. Chlorek sodu – właściwości, występowanie, otrzymywanie.

Występowanie 

• w postaci soli kamiennej w złożach solnych (minerał – halit), w solankach w wodzie morskiej (w ilości około 2,7%)

• jako składnik popiołu

• w węglu brunatnym

• jako składnik organizmów.

Właściwości

• Bezbarwne kryształy, doskonale rozpuszczalne w gorącej i zimnej wodzie

• Kryształy NaCl trzeszczą podczas łagodnego ogrzewania, rozsadzane poprzez rozszerzający się ług macierzysty lub zawarte w nim gazy

• W temperaturze 20°C w 100 g wody rozpuszcza się 36 g NaCl, powstaje przy tym 26,2% roztwór.

• Nasycony roztwór wrze w temperaturze 109°C.

Otrzymywanie

• Ze złóż solnych, przez rozsadzanie (metoda niestosowana w Polsce, lecz wykorzystywana np. w Niemczech) lub ługowanie soli (rozpuszczanie pod ziemią, pompowanie solanki na powierzchnię, odparowanie wody)

• Z solanek, przez odparowanie wody w pawniach warzelniczych lub przez ich stopniowe zatężanie

• Z wody morskiej, przez odparowanie lub wymrażanie (sól morska).

4. Omówić znaczenie chlorku sodu w procesach fizjologicznych.

• Sól, lub chlorek sodu jest szeroko stosowany dla nadawania smaku produktom żywnościowym i w ich przechowywaniu. Ponadto jest naturalnym składnikiem wielu produktów. Stosuje się prosty przelicznik – 1 g sodu odpowiada około 2,5 g soli.

• Sód i chlor regulują ciśnienie tętnicze krwi, biorą udział w kontroli bilansu płynów w organizmie w organizmie, zapewniają dobre warunki dla pracy mięśni i układu nerwowego. Sód uczestniczy w aktywnym wchłanianiu wielu składników odżywczych na przykład glukozy i aminokwasów. Średnio w organizmie dorosłego człowieka znajduje się 90 g sodu, z czego połowa jest obecna we krwi i innych płynach, ponad 1/3 w kościach a pozostałe ilości wewnątrz komórek organizmu.

• Średnie spożycie sodu wynosi od 2 do 6 g dziennie, chociaż organizm potrzebuje nie więcej niż 0,5 g sodu na dobę. Zapotrzebowanie zwiększa się w czasie nasilonych strat, np. w czasie miesiączki, karmienia piersią i silnego pocenia się.

• Krew ludzka zawiera 0,9% NaCl, takie samo jest stężenie tzw. fizjologicznego roztworu soli używanego jako tymczasowy surogat plazmy.

5. Wodorotlenek sodu – właściwości, otrzymywanie, zastosowanie.

Właściwości

• Biała, krystaliczna, higroskopijna i silnie żrąca substancja (T_topnienia=323°C, T_wrzenia=1388°C), o postaci odłamków, prętów, łusek, drażetek itp.

• Łatwo wiąże CO₂ z powietrza, dlatego przechowuje się szczelnie zamkniętą.

• W wodzie rozpuszcza się bardzo łatwo, tworząc silnie alkaliczny roztwór (ług sodowy) i wydzielając przy tym duże ilości ciepła (UWAGA! Rozpryskujący się ług sodowy zagraża oczom).

• Roztwór NaOH przechowywany jest w butelkach z korkami gumowymi, a nie szklanymi, bo te przywierają do butelki.

• NaOH rozpuszcza się łatwo w metanolu lub etanolu.

• Glin i cynk pod wpływem NaOH ulegają słabej korozji, bardziej korodują ołów i cyna. Jednakże większość metali nie ulega korozji pod wpływem NaOH.

Otrzymywanie NaOH

• laboratoryjne:
  Na + H₂O = NaOH + ½ H₂

• przemysłowe:
  Elektroliza wodnego roztworu NaCl:
  
  1. Metoda amalgamatowa (rtęciowa):
  otrzymany NaOH jest bardzo czysty, stosowana jest katoda rtęciowa. Na katodzie Hg wydziela się metaliczny sód (Na) !
    Przyczyna: - wydzielenie H₂ na idealnie gładkiej powierzchni elektrody rtęciowej wymaga przyłożenia wyższego napięcia (nadnapięcia), w porównaniu do elektrody grafitowej lub żelaznej.
  Anoda (grafit): Cl- = ½ Cl₂ + e^-
  Katoda (rtęć): Na⁺ + e^- = Na (amalgamat)
  amalgamat = stop metalu z rtęcią
  Utworzony amalgamat Na/Hg przenosi się do zbiornika z czystą wodą:
  Na + H₂O = Na⁺ + OH^- + ½ H₂
  
  2.  Metoda przeponowa
  Anoda: 2Cl^- = Cl₂ + 2e^- (utlenienie)
  Katoda: 2H₂O + 2e^- = 2OH^- + H₂ (redukcja)
  Przestrzenie są rozdzielone przeponą w celu zapobieżenia reakcji powstającego na katodzie ługu z utworzonym chlorem  (powstaje podchloryn sodu).
  Przeponę stanowią warstwy włókien  azbestowych, osadzonych na katodzie z  siatki stalowej.
  Znaczne ilości chlorku sodu,  zostaje usunięte przez odparowanie  – otrzymuje się ług o zawartości  50% NaOH i 1% NaCl

• kaustyfikacja sody polegająca na działaniu na sodę kalcynowaną świeżym wapnem gaszonym:

Ca(OH)₂ + Na₂CO₃ → 2NaOH + CaCO₃

Zastosowanie

Substrat do produkcji takich substancji jak:

• Sole sodowe azotanów, fosforanów, chloranów, podchlorynów lub jego roztworów krzemianów, czyli szkło wodne, fluorków, chromianów, cynianów i soli organicznych

• Do otrzymywania celulozy z drewna (metoda siarczanowa)

• Sztuczny jedwab wiskozowy i włókna celulozowe

• Mydło sodowe

• Substancje powierzchniowo czynne

• Barwniki

• Tlenku glinu z boksytu

• Fenolu z olejów mineralnych

• Środki natłuszczające metal i niektóre elektrolity galwaniczne (Sn, Zn)

• Do sporządzania kąpieli oksydacyjnych

• Bejca aluminium (np. przed eloksalowaniem)

• Stosowany w przemyśle spożywczym (regulator kwasowości E524)

6. Węglan sodu – otrzymywanie, właściwości, zastosowanie.

Właściwości

• W temperaturze pokojowej jest to biała, higroskopijna substancja, która topi się w temperaturze 852°C i dobrze rozpuszcza się w wodzie.

• Z roztworu krystalizuje w postaci dużych bezbarwnych kryształów, wietrzejących na powietrzu.

Otrzymywanie sody

• Na skalę techniczną:
  a. Metodą Lablanca – w syntezie stosowane były chlorek sodu, węgiel i kwas siarkowy, metoda ma znaczenie historyczne i nie jest opłacalna;
  b. Metodą amoniakalną Solvaya (1863),
  Surowce: NaCl (sól kamienna), NH₃, CO₂, H₂O, CaCO₃

• Etapy:
  NH₃ + CO₃ + H₂O = (NH₄)HCO₃
  (NH₄)HCO₃ + NaCl = NaHCO₃ + NH₄Cl
  2 NaHCO₃ = Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O (prażenie)

• Zasadniczym źródłem CO₂ jest rozkład wapieni:
  CaCO₃ = CaO + CO₂
  CaO + H₂O = Ca(OH)₂ wapno gaszone
  Ca(OH)₂ + 2NH₄Cl = CaCl₂ + 2NH₃ + 2H₂O
  2 NaCl + CaCO₃ = Na₂CO₃ + CaCl₂

Zastosowanie sody

Wytwarzanie:

• szkła

• celulozy

• papieru

• mydła

• środków piorących

• do zmiękczania wody

• przeróbki rud.

7. Potas metaliczny- właściwości, otrzymywanie oraz wpływ na procesy fizjologiczne.

Właściwości

• Bardziej reaktywny niż Na, w zetknięciu z wodą natychmiast zapala się i pali jasnofioletowym płomieniem wydzielając przy tym wodór. Zwykle dochodzi do eksplozji powstającego gazu piorunującego

• Pary potasu mają niebieskozielone zabarwienie

• Utylizację potasu przeprowadza się pentanolem (alkoholem amylowym)

2C₅H₁₁OH + 2K = 2C₅H₁₁OK + H₂

• Rozpuszcza się w ciekłym amoniaku

Otrzymywanie

• Metoda termoelektrolizy wodorotlenku potasu

• Ogrzewanie fluorku potasu z węglikiem wapnia:
  2KF +CaC₂ = 2K +2C + CaF₂

Wpływ potasu na procesy fizjologiczne

• Jony potasu znajdują się wewnątrz komórek (w organizmie jest około 150 - 200 g potasu).

• Reguluje pracę serca, gospodarkę wodno- mineralną, przewodzenie pobudzeń nerwowych, skurcze mięśni

• Współczesna medycyna z rosnącą nadzieją przygląda się ostatnio roli potasu w tzw. nie farmakologicznym leczeniu nadciśnienia tętniczego – bogata w potas dieta obniża ciśnienie tętnicze u osób z chorobą nadciśnieniową

• Zalecenia Polskiego Towarzystwa Nadciśnienia Tętniczego – dieta uboga potasowo może prowadzić do wzrostu ciśnienia tętniczego, a z kolei dieta bogata potasowo może obniżać wartość ciśnienia u chorych na nadciśnienie. Zawartość K w diecie winna wynosić 50 – 90 mmol na dobę. Nisko potasowa z badań epidemiologicznych sprzyja występowaniu udarów niedokrwiennych mózgu nie zawsze związanych ze zwiększeniem ciśnienia.

8. Krótko opisać znane związki potasu.

• Wodorotlenek potasu – KOH - produkcja mydła potasowego, barwników, środek żrący w chirurgii, elektrolit w akumulatorach niklowo kadmowych (ze względu na koszt zastępuje go się tańszym NaOH)

• Saletra potasowa (indyjska) – KNO₃ - kiedyś stosowany do produkcji prochu dymnego (mieszanka KNO3 : C (węgiel drzewny) : S = 7 : 2 : 1), produkcja sztucznych ogni, szkła, nawozów

• Potaż – KCO₃ - produkcja szkła, mydła, usuwanie CO₂ z gazów technicznych (K₂CO₃ + CO₂ + H₂O = 2KHCO₃) produkcja spulchniaczy w piekarstwie

• Sylwin – KCl - składnik nawozów sztucznych, służył także do wykonywania wyroków śmierci w USA z tiopentanolem lekiem zwiotczającym mięśnie, jako zastrzyk „śmierci”

• Jodek potasu – KI - składnik leków oraz do jodowania soli kuchennej, składnik płynu Lugola (jod rozpuszczony w roztworze wodnym jodku potasu), składnik jodyny (roztwór jodu z dodatkiem jodku potasu w etanolu), jako środek wykrztuśny działający bezpośrednio na gruczoły oskrzelowe, po podaniu doustnym może mieć też działanie odruchowe podobnie do emetyny (alkaloid ipekakuany), leczenie sporotrychozy (rodzaj grzybicy)

• Bromek potasu – KBr – środek uspokajający.

9. Przedstawić wiadomości dotyczące rubidu.

Występowanie

• Pierwiastek towarzyszy w niewielkich ilościach potasowi w złożach skalnych i skałach, a także w wodach mineralnych

• Karnolit zawiera około 0.015 do 0,040 % rubidu.

Otrzymywanie

• Z chlorków lub dichromianów (VI) przez ogrzewanie wapnem lub cyrkonem w próżni (metal ten oddestylowuje się)

• Metodą termoelektrolizy

Zastosowanie

• Aktualnie rubid stosowany wyłącznie w celach naukowych

• Niektóre jego sole, podobnie jak sole litu, mają działanie stymulujące ośrodkowy układ nerwowy. Dawniej podejmowano próby zastosowania soli rubidu w lecznictwie psychiatrycznym (w chorobie afektywnej).

10. Beryl – właściwości, otrzymywanie, zastosowanie.

Właściwości

• Srebrzystobiały, twardy metal, kruchy w stanie niepełnej czystości, rozpuszczalny w rozcieńczonych kwasach (w kwasie azotowym po ogrzaniu) i stężonych zasadach

Otrzymywanie

• W procesie termoelektrolizy halogenów berylu lub ogrzewanie w próżni fluorku berylu BeF₂ z Ca

Zastosowanie

• W okienkach rentgenowskich (przepuszcza się promieniowanie rentgenowskie)

• Materiał na reflektory w reaktorach jądrowych

• Składnik niskowrzącego stopu metali (brąz berylowy)

• Tlenek berylowy  - materiał ogniotrwały (komory spalania rakiet)

• Pył berylowy jest stosowany jako składnik stałego paliwa rakietowego najwyższym impulsie właściwym w rakietach silnikowych o zastosowaniach militarnych.

• Metaliczny beryl stosowany jest jako moderator spowalniający neutrony w reaktorach jądrowych, oraz do wyrobu prętów sterujących i awaryjnych.

• Jako dobry reflektor neutronów wykorzystywany jest także w broni jądrowej jako osłona ładunku jądrowego, co pozwala na zmniejszenie masy krytycznej.

11. Magnez – właściwości, otrzymywanie oraz zastosowanie związków magnezu.

Właściwości

• Lekki metal o srebrzystym połysku znikającym bardzo szybko na powietrzu

• Przewodnictwo elektryczne magnezu wynosi około 1/3 przewodnictwa miedzi i około 2/3 przewodnictwa glinu

• Magnez dość szybko utlenia się na powietrzu podczas ogrzewania spala się bardzo jasnym płomieniem i bogatym w promieniowanie UV światłem tworząc MgO

• Pożaru magnezowego nie wolno gasić wodą lub drobnym piaskiem ale wiórami żeliwnymi lub solami ochronnymi, ponieważ woda i piasek ulega redukcji zgodnie z równaniem
              Mg + H2O = MgO +H₂
              2Mg + SiO₂ = 2MgO +Si

• Organiczne związki chlorowców reagują z Mg w wolnym od wilgoci eterze dając związki Grignarda:
      Mg + C₂H₅Br = C₂H₅MgBr (bromek etylomagnezu).

Otrzymywanie magnezu

• Elektrolitycznie, ze stopu chlorku magnezu ( z dodatkiem innych chlorków), w temp. 7400C, przy użyciu stalowych katod i grafitowych anod
   K: Mg²⁺ + 2e   =     Mg

• Elektrotermicznie, z mieszaniny MgO i C jako środka redukującego, w temp. 2000C

MgO +C      = Mg + CO

Otrzymaną parę szybko się schładza. Jako środki redukujące stosuje się również żelazokrzemian i węglik wapnia

Zastosowanie związków magnezu

• Magnez w stopach z glinem jako materiał konstrukcyjny w przemyśle lotniczym i samochodowym (najlżejszy materiał użytkowy!!!); ponadto jako środek redukujący w produkcji stali im jako materiał na anody reakcyjne w ochronie elektrochemicznej, naboje sygnałowe do syntez organicznych

• Tlenek magnezu MgO – ognioodporny materiał do urządzeń odlewów i naczyń, spoiwa magnezjowe (cement Sorela), w medycynie środek zobojętniający przy nadkwasowości i zatruciach

• Siarczan magnezowy – sól gorzka MgSO₄ 7H₂O stosowany jako środek przeczyszczający

• Węglan magnezu MgCO₃ - występuje jako magnezyt. Stosowny jako składnik pudrów oraz zasypek na rany, środek do czyszczenia metali i jako wypełniacz przy produkcji papieru i kauczuku

• Chlorek magnezu MgCl₂ – do produkcji magnezu, spoiwa magnezjowego oraz mieszanek chłodzących

• Karnolit KCl • MgCl₂ • 6H₂O środek pyłochłonny, sól do zwalczania gołoledzi oraz sól do kąpieli

12. Omówić wyczerpująco wpływ magnezu na procesy fizjologiczne.

• Układ pokarmowy - bierze udział w procesach metabolicznych. Odgrywa rolę w dostawie energii do tkanek i komórek organizmu, w tym zwłaszcza do wrażliwych na jej niedobór komórek nerwowych mózgu. Wspomaga pracę wątroby. Ułatwia wydalanie ołowiu z organizmu, co jest ważne zwłaszcza dla mieszkańców miast. Obniża poziom cholesterolu, działa odtłuszczająco. Jest również niezbędny dla właściwego trawienia soli mineralnych (wapnia, sodu, potasu) oraz witaminy C.

• Układ nerwowy -  przy przewlekłym jego niedoborze w tkankach nerwowych może dojść do deficytu ważnej dla procesu zapamiętywania substancji - dopaminy - i pojawiają się kłopoty z pamięcią.
  Ma działanie uspokajające. Spełnia ważną funkcję w profilaktyce i terapii różnych chorób, np. depresji.

• Układ krążenia - niezbędny jest do zapewnienia prawidłowej pracy serca. Wpływa także korzystnie na proces krzepnięcia krwi. Wzmacnia tętnice - działa przeciwmiażdżycowo i przeciwzakrzepowo, a przez to zapobiega nawet zawałom.

• Układ kostno-mięśniowy - jest materiałem budulcowym zębów i kości. Odgrywa ważną rolę w procesie skurczu mięśni (w tym mięśnia sercowego), wpływa korzystnie na pobudliwość nerwowo-mięśniową.

• Układ odpornościowy - stymuluje mechanizmy obronne organizmu. Zwalcza alergie oraz podatność na powstawanie nowotworów. Ponadto wykazuje wpływ na gruczoły wydzielanie wewnętrznego (np. tarczycę) oraz układ moczowo-płciowy (przeciwdziała schorzeniom pęcherza, zapaleniom prostaty). Reguluje także powstawanie estrogenów. Przeciwdziała zaburzeniom wzrostu u młodzieży.

13. Wapń – właściwości i wpływ na procesy fizjologiczne.

Właściwości

• Srebrzystobiały, ciągliwy metal, którego nie można ciąć nożem, na powietrzu szybko pokrywa się nalotem powstających wodorotlenków i węglanów, podczas ogrzewania spala się jasnoczerwonym płomieniem do tlenku i azotku (Ca₃N₂)

• Wapń jest mniej lotny niż potas, rubid lub cez

• Z wodą wchodzi w umiarkowanie burzliwą reakcje
          Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂  woda wapienna

Wpływ wapnia na procesy fizjologiczne

• Zawartość wapnia w ciele dorosłego człowieka wynosi 2%, z czego 99% ma postać różnych apatytów stanowiące składniki kości i zębów

• Jony Ca²⁺ są niezbędne do utrzymania prawidłowej krzepliwości krwi oraz działania nerwów

• Dawka dzienna wapnia wynosi 1g Ca²⁺

• Brak wapnia w organizmie prowadzi do łamliwości i zrzeszotnienia kości (osteoporozy), zaburzeń krzepliwości krwi oraz do nadpobudliwości systemu nerwowego

• Brak witaminy D w organizmie powoduje krzywicę na skutek zakłóceń przyswajania wapnia i fosforu.

14. Omówić związki wapnia – węglan i tlenek.

• Węglan wapnia (CaCO₃) – kalcyt w postaci czystej (np. jako przezroczysty, dwójłomny szpat islandzki, który rozczepia światło na dwa spolaryzowane promienie) i w postaci o mniejszej czystości, jak zmieszany z gliną wapień( składnik skał i gleb) oraz marmur i kreda.

Właściwości
- bezbarwny lub biały w postaci czystej, słabo rozpuszczalny w wodzie, w temp. 9000C rozkłada się na tlenek wapnia i ditlenek węgla
            CaCO₃ = CaO + CO₂

Zastosowanie
-    Węglan wapnia - produkcja cementu, szkła, domieszek metalurgicznych – żużel wielkopiecowy, miedziany;
-    Szpat dwójłomny – wykorzystywany do polaryzowania światła w pryzmatach Nicola;
-    Wapień i tuf wapienny (trawertyn) – jako kamień budowlany, tłuczeń, domieszka do betonu i od odsiarczania spalin.

• Tlenek wapnia (CaO) – wapno palone, wapno żrące

Właściwości
– biały proszek, topiący się w temp. 2600°C, w trakcie wypalania emituje bardzo jasne,  białe światło. Porowate bryły o barwie szarej lub brązowej. Z wodą tworzy wodorotlenek wapnia (gaszenie wapna, lasowanie), przy czym wydziela się duże ilości ciepła i część wody odparowuje:
CaO + H₂O = Ca(OH)₂

Zastosowanie
    - wapno palone w reakcji w wodą ulega gaszeniu i ma zastosowanie jako zaprawa, powłoka malarska, środek zobojętniający, wapno nawozowe, garbarstwo;
    - w piecu łukowym  tworzy się węglik wapnia który w wyniku reakcji z wodą daje etyn (produkcja tworzyw sztucznych), i wodorotlenek wapnia (materiał budowlany, wapno nawozowe);
    - wapno wiedeńskie – stosowany do nabłyszczania i odłuszczania powierzchni metalowych, np. galwanotechnice.

15. Omówić związki wapnia – wodorotlenek, siarczan, fluorek, węglik, chlorek.

• Siarczan (VI) wapnia (CaSO₄)
  Stosowany do produkcji kwasów siarkowych i siarczanu (VI) amonu, jako spoiwo zaprawowe, w postaci gipsu palonego do odlewów, gipsowania ścian, opatrunków gipsowych itd.

• Fluorek wapnia, fluoryt (CaF₂)
  W przemyśle szklarskim (do produkcji kwasu fluorowodorowego), ceramicznym, chemicznym (produkcja emalii), optycznym (produkcja soczewek) i metalurgicznym.

• Węglik wapnia (CaC₂)
  Powinien być przechowywany w zamkniętym naczyniu, ponieważ reaguje także z parą wodną z powietrzem. Stosowany do produkcji etynu, azotniaku oraz ich pochodnych.

• Chlorek wapnia (CaCl₂)
  Środek osuszający ciecze i gazy w mieszaninie z lodem obniża temperaturę nawet do  -25°C

• Wodorotlenek wapnia, Ca(OH)₂- wapno gaszone, wapno żrące
  Właściwości: biały proszek, słabo rozpuszczalny w wodzie (0,16 g w 100 g wody); woda wapienna ma odczyn zasadowy i mętnieje na powietrzu na skutek strącania się węglanu wapnia
  Ca(OH)₂ +CO₂ = CaCO₃ + H₂O

16. Przedstawić wiadomości dotyczące strontu i baru.

Właściwości

• Podobne do wapnia, choć bardziej reaktywne

• Stront umiarkowanie trujący, związki baru trujące ale jedynie w formie rozpuszczonej

• Powodują wymioty, kolki, skurcze tętnic, a w końcu paraliż

• Dawka śmiertelna około 500 – 800 mg

• Niebezpieczne jest również promieniowanie izotopów strontu powstające po wybuchu broni jądrowej, gdyż organizm żywy wchłania go jak wapń

• Gromadzi się w kościach i innych organach, przechodzi także do mleka matki, napromieniowując je

• Wykrywanie: kolor płomienia Sr - cynober, Ba – jasnozielony

Otrzymywanie

• Wolny bar otrzymuje się przez redukcję w wysokiej temperaturze tlenku baru (BaO) za pomocą glinu lub węgla. Bardzo czysty bar otrzymuje się przez rozkład wodorku baru (BaH2).

Związki strontu i baru

Występują w postaci minerałów takich jak:

• Stroncjanit         SrCO₃

• Celestyn          SrSO₄

• Witeryt              BaCO₃

• Baryt                 BaSO₄

Zastosowanie związków strontu i baru

Związki strontu
• Azotan(V) strontu i chloran(V) strontu – stosowane są do produkcji ogni sztucznych i czerwonych rakiet sygnałowych
• Wodorotlenek strontu i węglan strontu -  do ekstrakcji cukry z melasy

• Stront w czystej postaci jest stosowany jako dodatek do niektórych gatunków szkła – np. stosowanych do produkcji ekranów telewizyjnych.

• Ranelinian strontu (związek organiczny) pobudza kościotworzenie i jest stosowany jako lek przeciwko osteoporozie.

Związki baru
• Wodorotlenek baru - słabo rozpuszczalne w wodzie, z których tworzą silnie zasadową tzw. wodę barytową (oznaczanie ditlenku węgla)
• Siarczan (VI) baru - wypełniacz do papieru i kauczuku, surowiec do produkcji pigmentów  organicznych oraz środek kontrastowy w rentgenologii (jako związek nierozpuszczalny w płynach ustrojowych nie jest trujący);
• Azotan(V) baru i chloran(V)baru - stosowane są do produkcji zielonych rakiet sygnałowych

• Fluorek baru BaF₂ służy do sporządzania emalii

• Tytanian baru (BaTiO3) ma właściwości piezoelektryczne.

• Chromian baru (BaCrO4) jest stosowany jako żółty pigment do wyrobu farb, zaś manganian(VI) baru (BaMnO4) jako pigment zielony.

17. Bor – właściwości, otrzymywanie oraz znaczenie biologiczne.

Właściwości

• Mało rozpowszechniony pierwiastek, występuje w postaci boranów

• Bor amorficzny to brązowy, pozbawiony zapachu i nierozpuszczalny proszek, a na powietrzu w temperaturze ponad 700°C spala się do tlenku boru (II), ze stężonym kwasem azotowym tworzy kwas ortoborowy

• Bor krystaliczny tworzy bardzo twarde, szaroczarne, błyszczące kryształy, chemicznie jest trwalszy niż amorficzny bor

• Bor czerwony w temp. 120°C przechodzi w trwały, ciemny, błyszczący romboedryczny bor.

Otrzymywanie

• Bor krystaliczny – reakcja termoelektrolizy

KBF₄ + H₃BO₃ + KCl

• Kwas trioksoborowy ortoborowy H₃BO₃

Na₂B₄O₇ + H₂SO₄ + 5H₂O = 4H₃BO₃ + Na₂SO₄

Znaczenie biologiczne

• Bor, będąc pierwiastkiem śladowym, jest niezbędny dla roślin i zwierząt.

• U roślin odpowiada za transport związków organicznych w łyku (głównie cukrów), wpływa na prawidłowy wzrost łagiewki pyłkowej (jego brak powoduje zahamowanie jej wzrostu), wpływa na wytworzenie elementów płciowych u roślin. Jest pierwiastkiem, który bardzo trudno przemieszcza się w roślinie. Jego niedobór może powodować zgorzel liści sercowych i suchą zgniliznę korzeni buraka.

• Bor ma również wpływ na organizm człowieka, przede wszystkim na jego kościec. Przypuszcza się, iż jest niezbędny do prawidłowej gospodarki wapniowej organizmu. Razem z wapniem, magnezem i witaminą D reguluje metabolizm, wzrost, rozwój tkanki kostnej. Jego niedobór powoduje utratę wapnia i demineralizację kości.

18. Czym jest borazol? (+właściwości).

Borazol, borazyna, B3N3H6 – nieorganiczny chemiczny związek aromatyczny boru, azotu i wodoru o właściwościach fizycznych zbliżonych do benzenu.

Właściwości

• Jest to bezbarwna, palna ciecz o charakterystycznym zapachu, będąca dobrym rozpuszczalnikiem wielu substancji.

• Borazyna ulega reakcjom charakterystycznym dla związków aromatycznych (np. substytucji elektrofilowej), jest znacznie bardziej reaktywna od benzenu, co przypisać można jedynie częściowemu charakterowi aromatycznemu cząsteczki.

• W wodzie rozkłada się na kwas borowy, amoniak i wodór.

Otrzymywanie

• Otrzymywanie poprzez ogrzewanie diboranu w strumieniu amoniaku w temperaturze 250-300°C:

3B₂H₆ + 6NH₃ → 2B₃H₆N₃ + 12H₂

Zastosowanie

• Borazyna zwana jest „nieorganicznym benzenem”. Stosowana jako rozpuszczalnik substancji organicznych, a także wykorzystywany do wytwarzania warstw azotku boru (BN).

19. Metody otrzymywania glinu.

Otrzymywanie glinu

Metoda kriolitowo-glinkowa za pomocą elektrolizy stopionych soli (termoelektrolizy) od 1886 roku na skalę przemysłową

1. Metoda Bayera 10% roztwór tlenku glinu, w stopionym kriolicie (Na₃[AlF₆]) poddaje się elektrolizie – proces egzotermiczny – wytwarzane przez prąd elektryczny ciepło (ciepło przepływu prądu elektrycznego) pozwala utrzymać temperaturę na poziomie 950°C, napięcie elektrolizy 4,2-4,7 V.

• Katoda - wykładzina węglowa wanny elektrolitycznej

Proces zachodzący na katodzie

2Al³⁺ + 6e = 2Al

• Anoda – to też węgiel, proces zachodzący na anodach

3O^2- - 6e = 3/2O₂

Anody ulegają powolnemu zgazowaniu tlenem do CO i CO₂.

1. Metoda aluminotermiczna – (aluminotermia, proces termitowy, metoda Goldschmidta), wprowadzona w roku 1894 przez Hansa Goldschmidta.

Aluminotermia – proces metalurgiczny otrzymywania metali poprzez redukcję ich tlenków sproszkowanym lub zgranulowanym glinem. Substraty tworzą mieszankę termitową, która reaguje z wydzieleniem dużych ilości ciepła, na skutek czego jej temperatura dochodzi do 3000 K.

Przykładowe reakcje:

3Fe₃O₄ + 8Al → 4Al₂O₃ + 9Fe + energia

Cr₂O₃ + 2Al → Al₂O₃ + 2Cr + energia

Aluminotermię wykorzystuje się w hutnictwie do otrzymywania wielu metali, w tym chromu, wanadu, manganu, a także niektórych żelazostopów.

1. Metoda eloksalowa – metoda anodowego utleniania aluminium – poprawienie twardości powierzchniowej oraz wytrzymałości na ścieranie i korozję, w wyniku umieszczenia przedmiotów z aluminium jako anody w 25% roztworze kwasu siarkowego lub 5% roztworze i przy przepływie 13 V; proces prowadzi do pogrubienia warstwy tlenku glinu na powierzchniach eloksalowanych z 0,2 do 20 [x10^-3 m].

2. Metoda aluminiowania – glinowanie, wyżarzanie stali w proszku glinowym lub zanurzanie w stopionym aluminium po uprzednim cynowaniu, czyli pobielaniu cyną. Aluminiowanie elektrolityczne przeprowadza się w temp. 100°C, bez dostępu powietrza, z anodą glinową.

20. Wyjaśnić pojęcie aluminotermii.

Aluminotermia – proces metalurgiczny otrzymywania metali (chromu, manganu, wanadu, kobaltu, krzemu i boru) oraz stopu metali – żelazochromu, poprzez redukcję ich tlenków sproszkowanym lub zgranulowanym glinem. Substraty tworzą mieszankę termitową, która reaguje z wydzieleniem dużych ilości ciepła, na skutek czego jej temperatura dochodzi do 3000 K.

Przykładowe reakcje:

3Fe₃O₄ + 8Al → 4Al₂O₃ + 9Fe + energia

Cr₂O₃ + 2Al → Al₂O₃ + 2Cr + energia

Aluminotermię wykorzystuje się w hutnictwie do otrzymywania wielu metali, w tym chromu, wanadu, manganu, a także niektórych żelazostopów.

21. Omówić metodę otrzymywania rubinu.

Do otrzymywania monokryształów (materiał będący w całości jednym kryształem, choć jego zewnętrzna forma nie musi odzwierciedlać struktury krystalicznej) rubinu stosowana jest metoda Vernuila (płomieniowa). Polega ona na topieniu silnie rozdrobnionego materiału (ziarna substancji 2-100um) w przypadku otrzymywania rubinu substancją tą jest tlenek glinu Al₂O₃ oraz jego krystalizacji ze stopu. Pierwotnie drobnokrystaliczny materiał, dozowany jest cienką strużką na płomień palnika (o temp. Ok. 2800C) najczęściej tlenowodorowego, a następnie otrzymania ciecz opada na monokrystaliczny podkład (tzw. Zarodek), którym jest najczęściej naturalny kryształ minerału, w tym przypadku rubinu. Wzrost dopływu tlenu powoduje wzrost temperatury i rozszerzenie podstawy kryształu. Po wytworzeniu się oczekiwanej wielkości kryształu (tzw. gruszki) następuje jego stopniowe chłodzenie i odprężanie przez wygrzewanie w wysokiej temperaturze i bardzo powolne ochładzanie. Metoda vernuila pozwala na otrzymywanie różnych monokryształów, oprócz rubinu mogą to być np. kryształy szafiru. Metoda vernuila była punktem wyjścia dla kolejnych wynalazców w dziedzinie produkcji monokryształów np. przy opracowaniu metody Czochralskiego. Jest to metoda otrzymywania monokryształów krzemu, mających zastosowanie w elektronice.

22. Opisać wodorotlenek glinu oraz zastosowanie związków glinu.

Otrzymywanie i właściwości

AlCl₃ + 3NaOH = Al(OH)₃ + 3NaCl

• Nadmiar wodorotlenku sodu powoduje powstanie rozpuszczalnego tetrahydroksyglinianu sodu Na[Al(OH)₄]

• Żel wodorotlenku glinu, w wyniku ogrzewania lub dłuższego magazynowania (starzenia się), przechodzi, oddając wodę, w czysty krystaliczny Al(OH)₃ (hydrargilit).

Zastosowanie

• produkt pośredni w procesie produkcji aluminium

• stosowany do otrzymywania organicznych laków barwnikowych

• w medycynie jako składnik preparatów przeciw nadkwaśności żołądka (popularnej zgadze).

Związki glinu i ich zastosowanie

• Siarczan (VI) glinu Al₂(SO₄)₃ x 18H₂O – służy do oczyszczania wody jako środek flotacyjny, który z zawartym w wodzie wodorowęglanem wapnia reaguje zgodnie z równaniem:

Al₂(SO₄)₃ + 3Ca(HCO₃)₂ = 3CaSO₄ + 2Al(OH)₃ + CO₂

• Octan glinu (CH₃COO)₃Al – w roztworze wodnym służy jako okłady przeciwzapalne, a także do impregnacji tkanin

• Chlorek glinu AlCl₃ – biały, krystaliczny, silnie żrący, dymiący na powietrzu na skutek reakcji z parą wodną; w syntezie organicznej jako katalizator Friedla-Craftsa

• Trietyloglin Al(C₂H₅)₃ - reaguje z wodą wybuchowo; jako kompleksowy związek z tlenkiem tytanu może służyć jako katalizator Zieglera w niskociśnieniowym procesie otrzymywania polietylenu.

Zastosowanie związków glinu

• Kwasy organiczne nie reagują z glinem w temperaturze pokojowej, stężony kwas azotowy nie reaguje z glinem nawet na gorąco, dlatego Al znalazł zastosowanie do wyrobu cystern przeznaczonych do transportowania stężonego kwasu azotowego

• Stanowi główny składnik cennych stopów lekkich, np. duraluminium (Al + Cu + Mg + Mn), stosowanych w przemyśle lotniczym i samochodowym

• Używany jest w produkcji przewodów elektrycznych, folii do opakowań, naczyń kuchennych

• Sproszkowany glin używany jest także w hutnictwie do otrzymywania metali z ich tlenków w procesie aluminotermii. Stosowana w tym procesie mieszanina glinu oraz tlenków metali jest znana pod nazwą termit. Termitu używa się do produkcji materiałów wybuchowych w wojsku, do spawania rur i szyn kolejowych oraz w modelarstwie rakietowym.

23. Przedstawić wiadomości dotyczące galu.

Właściwości

• Występuje w ilościach śladowych, tylko w związkach towarzyszących złożom minerałów ołowiu, miedzi i srebra

• Łatwo topliwy, niebiesko srebrzysty, miękki metal

• Rozpuszcza się w kwasach i zasadach

• Posiada dwa trwałe izotopy ⁶⁹Ga, ⁷¹Ga

Otrzymywanie

• Z reguły produkt uboczny – przy przeróbce boksytów oraz przy elektrolitycznym wydzielaniu cynku

Zastosowanie

• Ciekawą własnością galu jest jego niska temperatura topnienia i wysoka temperatura wrzenia, dzięki czemu stosuje się go przy produkcji termometrów wysokotemperaturowych oraz z fosforem GaP i arsenem GaAs jako materiał półprzewodnikowy, m.in. na baterie słoneczne.

24. Przedstawić wiadomości dotyczące talu.

Właściwości

• Minerałem talu jest lorandyt (TlAsS₂), bardzo rzadki

• Ciężki i miękki metal, podobny do ołowiu, który w przeciwieństwie do galu i indu szybko matowieje na powietrzu, łatwo roztwarzany w kwasie azotowym, trochę trudniej w kwasie siarkowym

• Związki talu intensywnie barwią płomień na zielono.

Otrzymywanie

• Z roztworów można go wydzielić w postaci pięknych kryształów za pomocą cynku, zgodnie z reakcją:

Tl₂SO₄ + Zn = ZnSO₄ + 2Tl

Zastosowanie i właściwości fizjologiczne

• Związki talu są silnie toksyczne. Sam tal w formie pyłu jest również silnie toksyczny, gdyż utlenia się w kontakcie z powietrzem. Do zatruć może dojść drogą pokarmową lub oddechową. Charakterystyczny objaw zatrucia to łysienie poprzedzone czernieniem mieszków włosowych. Ponadto zaburzenia trawienia, bóle newralgiczne, zmiany psychiczne, uszkodzenia układu sercowo-naczyniowego

• Dawniej sole talu były częstym składnikiem trucizn przeciw gryzoniom

• Antidotum dla zatruć związkami talu (III) jest błękit pruski, który tworzy trwałe, nieprzyswajalne związki kompleksowe z tym pierwiastkiem

• Siarczek talowy Tl₂S – stosowany do konstrukcji fotokomórek zaporowych

• Halogenki talu stosowane do produkcji pryzmatów i soczewek do zakresu widzianego.

• Dodatek talu do ołowiu lub srebra zwiększa ich odporność chemiczną

25. Omówić zdolność węgla do wchodzenia w związki chemiczne.

Zdolność węgla do wchodzenia w związki chemiczne

W przeciwieństwie do atomów innych pierwiastków atomy węgla w stopniu niemal nieograniczonym mogą się łączyć w łańcuchy i pierścienie. Dlatego znanych jest dużo więcej (ok. 24 miliony związków chemicznych węgla) niż związków chemicznych bez węgla (ok. 400 000). Roczny przyrost związków węgla wynosi obecnie ok. 500 000. Prawie wszystkie związki węgla są przedmiotem chemii organicznej, jedynie węgiel pierwiastkowy, a także niektóre prostsze jego związki: tlenki, siarczki, kwas węglowy, węglany, węgliki i proste związki cyjanowe należą do chemii nieorganicznej.

26. Opisać odmiany alotropowe węgla.

Odmiany węgla elementarnego: formy alotropowe – diament, grafit, fullereny oraz nanorurki, nanopianki, nanocebulki i sadza (kiedyś węgiel atmosferyczny).

Diament

• To kamień szlachetny i najtwardszy znany materiał naturalny

• Tworzy zazwyczaj niewielkie kryształy przyjmujące postać ośmiościanu, rzadziej sześcianu

• Szlifować go można tylko proszkiem diamentowym

• W stanie czystym bezbarwny, zupełnie przezroczysty, silnie rozszczepia światło

• Stosowaną w jubilerstwie jednostką masy kamieni szlachetnych jest karat: 1 k, masa jednego ziarnka ze strąka chleba świętojańskiego równa 200 mg

• Diamenty z domieszkami bywają barwne i nieprzezroczyste, jak ołowiowo szary bort, ciemnozielony lub czarny karbonado (czarny diament) i szary ballas.

Zastosowanie

Przy produkcji materiałów ściernych (diamenty syntetyczne) i narzędzi tnących i skrawających, jako elementy w aparaturze naukowej i medycznej, detektory cząstek elementarnych, dozymetry, do wyrobu filier (wkładek kalibracyjnych – narzynek), do ciągadeł drutów i włókien sztucznych, do wyrobu drogocennej biżuterii, w jubilerstwie – odpowiednio oszlifowane diamenty noszą nazwę brylantów.

*Skala twardości Mohsa – skala twardości, w której wartości od 1-10 porównywane są do kamieni i minerałów.

1. Talk (Mg₃Si₄O₁₀(OH)₂)

2. Gips (CaSO₄·2H₂O)

3. Kalcyt (CaCO₃)

4. Fluoryt (CaF₂)

5. Apatyt (Ca₅(PO₄)₃(OH^-, Cl^- ,F^-)

6. Ortoklaz (KAlSi₃O₈)

7. Kwarc (SiO₂)

8. Topaz (Al₂SiO₄(OH^-, F^-)₂)

9. Korund (Al₂O₃)

10. Diament (C) - można go zarysować tylko innym diamentem

Grafit

• Ma sieć warstwową

• Jego struktura składa się z płaskich warstw węgla, luźno ze sobą połączonych

• Taka struktura grafitu sprawia, że jest on jednocześnie miękki, łupliwy i podatny na ścieranie (pozostawia czarne ślady)

• Wykazuje dużą odporność mechaniczną na ściskanie, a niewielką na rozciąganie i ścinanie.

Zastosowanie

Do produkcji ołówków (prasowany z gliną) i tygli grafitowych (palony z gliną), a także do produkcji smarów, powłok przeciwkorozyjnych, szczotek węglowych do silników elektrycznych, elektrod, farb i środków polerskich oraz jako moderator w reaktorach jądrowych.

Fullereny

Budowa

Cząsteczki tworzące kryształ są ogromnymi i pustymi wewnątrz, symetrycznymi wielościanami składającymi się z kilkudziesięciu do kilkuset atomów węgla. Najbardziej trwałe fullereny to: C₃₂, C₄₄, C₅₀, C₅₈, C₆₀, C₇₀, C₂₄₀, C₅₄₀, C₉₆₀. Najlepiej poznane są, jak dotąd cząsteczki C₆₀ i C₇₀. Cząsteczki te składają się z 12 pierścieni pięcioatomowych i odpowiednio 20 lub 25 pierścieni sześcioatomowych. Mają one doskonale znane kształty piłek – futbolowej (C₆₀) i do rugby (C₇₀).

Występowanie i otrzymywanie

• W przyrodzie odkryto fullereny w śladowych ilościach, w warstwie gliny bogatej w sadzę – pochodzącej z okresu kredowego (Nowa Zelandia). Bardzo niewielkie ilości fulerenów zawiera sadza powstająca w płomieniu np. podczas spalania świecy

• W laboratoriach otrzymuje się je odparowując w atmosferze helu grafit wiązką światła laserowego lub w elektrycznym łuku węglowym

• Fullereny mogą być wyekstrahowane z sadzy przy użyciu benzenu, czy innych rozpuszczalników organicznych.

Właściwości i przewidywane zastosowanie

• Fullereny to miękkie, żółte lub brązowe kryształki, które łatwo sublimują i są dobrze rozpuszczalne w rozpuszczalnikach organicznych

• Nie rozpuszczają się w wodzie

• Wewnątrz cząsteczki fullerenu można umieścić atomy metali (tzw. metalofullereny)

• Przewiduje się, iż fullereny i ich metaliczne związki znajdą zastosowanie jako przewodniki, półprzewodniki, nadprzewodniki, smary, włókna sztuczne, farmaceutyki – np. w leczeniu choroby Alzheimera.

Grafen

Grafen – jedna z alotropowych form węgla, odkryta w 2004 roku przez brytyjsko-rosyjską grupę fizyków. Grafen zbudowany jest z pojedynczej warstwy atomów węgla tworzących połączone pierścienie sześcioczłonowe i może być uważany za ostatni element szeregu wielopierścieniowych węglowodorów aromatycznych[2]. Ponieważ grubość materiału wynosi jeden atom, tę formę określa się jako dwuwymiarową (dokładniej dwuwymiarową strukturę atomów węgla ułożonych w sieć heksagonalną).Materiał ten ma szansę w wielu zastosowaniach zastąpić krzem

Nanorurki węglowe

Najcieńsze nanorurki węglowe mają średnicę rzędu jednego nanometra, a ich długość może być miliony razy większa. Wykazują niezwykłą wytrzymałość na rozciąganie i unikalne własności elektryczne, oraz są znakomitymi przewodnikami ciepła. Te własności sprawiają, że są badane jako obiecujące materiały do zastosowań w nanotechnologii, elektronice, optyce i badaniach materiałowych.

Nanorurki są jednymi z najwytrzymalszych i najsztywniejszych znanych materiałów. Wytrzymałość na rozciąganie nanorurek wielowarstwowych sięga 63 GPa. Dla porównania, hartowana stal osiąga wytrzymałość rzędu 1,2 GPa. W połączeniu z niewielką gęstością rzędu 1,3-1,4 g/cm³, daje to najlepszy rezultat spośród znanych ludzkości materiałów.

27. Przedstawić wiadomości dotyczące fulerenów.

Fullereny

Budowa

Cząsteczki tworzące kryształ są ogromnymi i pustymi wewnątrz, symetrycznymi wielościanami składającymi się z kilkudziesięciu do kilkuset atomów węgla. Najbardziej trwałe fullereny to: C₃₂, C₄₄, C₅₀, C₅₈, C₆₀, C₇₀, C₂₄₀, C₅₄₀, C₉₆₀. Najlepiej poznane są, jak dotąd cząsteczki C₆₀ i C₇₀. Cząsteczki te składają się z 12 pierścieni pięcioatomowych i odpowiednio 20 lub 25 pierścieni sześcioatomowych. Mają one doskonale znane kształty piłek – futbolowej (C₆₀) i do rugby (C₇₀).

Występowanie i otrzymywanie

• W przyrodzie odkryto fullereny w śladowych ilościach, w warstwie gliny bogatej w sadzę – pochodzącej z okresu kredowego (Nowa Zelandia). Bardzo niewielkie ilości fulerenów zawiera sadza powstająca w płomieniu np. podczas spalania świecy

• W laboratoriach otrzymuje się je odparowując w atmosferze helu grafit wiązką światła laserowego lub w elektrycznym łuku węglowym

• Fullereny mogą być wyekstrahowane z sadzy przy użyciu benzenu, czy innych rozpuszczalników organicznych.

Właściwości i przewidywane zastosowanie

• Fullereny to miękkie, żółte lub brązowe kryształki, które łatwo sublimują i są dobrze rozpuszczalne w rozpuszczalnikach organicznych

• Nie rozpuszczają się w wodzie

• Wewnątrz cząsteczki fullerenu można umieścić atomy metali (tzw. metalofullereny)

• Przewiduje się, iż fullereny i ich metaliczne związki znajdą zastosowanie jako przewodniki, półprzewodniki, nadprzewodniki, smary, włókna sztuczne, farmaceutyki – np. w leczeniu choroby Alzheimera.

28. Przedstawić wiadomości o tlenku węgla.

Tlenek węgla

Właściwości

• Bardzo trujący, bezbarwny gaz bez zapachu, słabo rozpuszczalny w wodzie, o gęstości mniejszej od powietrza,

• Pali się niebieskim płomieniem, upłynnia tylko w bardzo niskich temperaturach.

Znaczenie tlenku węgla w procesach fizjologicznych

• Tlenek węgla wiązany jest przez hemoglobinę krwi silniej niż tlen, blokując w ten sposób transport tlenu z płuc do tkanek. Dochodzi do niedotlenienia organizmu, a w konsekwencji do bólu głowy, utraty świadomości, zatrzymania oddechu i śmierci.

• Krew zawierająca CO ma barwę wiśniową lub szkarłatną ( pochodzącą od hemoglobiny z zawartością CO).

• Zawartość już 0,2% tlenku węgla w powietrzu może spowodować śmierć.

Właściwości chemiczne

• Jest to gaz palny, na powietrzu pali się niebieskim płomieniem, tworząc CO₂

• W naturze występuje w gazach kopalnianych

• Ma zastosowanie w wielu procesach przemysłowych

• Jest składnikiem:

  • gazu generatorowego

  • gazu wodnego

  • gazu wielkopiecowego

  • gazu świetlnego

• Tlenek węgla ma właściwości redukujące, co wykorzystywane jest w hutnictwie:

Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂

• Z zasadami tworzy mrówczany (nie jest jednak bezwodnikiem kwasowym), a z amoniakiem - formamid:

CO + NaOH → HCOONa

CO + NH₃ → HCONH₂

• Przyłącza chlor tworząc fosgen:

CO + Cl₂ → COCl₂

29. Przedstawić wiadomości o ditlenku węgla.

Ditlenek węgla

Właściwości

• Ditlenek węgla jest bezbarwnym i niepalnym, tłumiącym płomień gazem, dobrze rozpuszczalnym, szczególnie pod ciśnieniem, w zimnej wodzie, o zapachu i smaku słabo kwaśnym

• Jest 1,5 razy cięższy od powietrza

• Podczas rozpuszczania ditlenku węgla w wodzie powstaje kwas węglowy, z zasadami tworzą się węglany i wodorowęglany (wiązanie zaprawy wapiennej).

Zastosowanie

• W przemyśle chemicznym do produkcji mocznika, melaminy, kwasu salicylowego i innych

• W gaśnicach jako gaz ochronny do przechowywania materiałów palnych

• W dojrzewaniu owoców jako atmosfera neutralna

• Do „spawania za pomocą CO₂”

• W odlewniach do hartowania piasku formierskiego zawierającego szkło wodne

• Do gazowania napojów chłodzących i nalewania piwa

• W postaci suchego lodu do chłodzenia żywności.

Znaczenie ditlenku węgla w procesach fizjologicznych

• Zielone rośliny asymilują ditlenek węgla w obecności chlorofilu i pobierają energię świetlną, przekształcają go w substancję organiczną (przez różne etapy, najpierw w glukozę). W tym procesie, znanym jako fotosynteza, uwalniany jest tlen:

12H₂O + 6CO₂ + energia świetlna + chlorofil = C₆H₁₂O₆ + 6O₂ + 6H₂O

• Powietrze, którym oddycha człowiek, zawiera ok. 4% ditlenku węgla. Chociaż ditlenek węgla sam w sobie nie jest trujący, w większych stężeniach bywa szkodliwy dla zdrowia lub nawet zabójczy, a jego działanie wynika nie tylko ze zmniejszenia cząstkowego ciśnienia tlenu we wdychanym powietrzu, lecz także powoduje powstawanie kwasicy oddechowej, a w następstwie do obrzęku mózgu. Powietrze o zawartości ponad 15% ditlenku węgla powoduje zawroty głowy, utratę świadomości i w końcu śmierć.

• Ditlenek węgla jest również odpowiedzialny za efekt cieplarniany!

30. Krzem – znaczenie biologiczne oraz metoda otrzymywania bardzo czystego krzemu.

Znaczenie biologiczne

• Organizm potrzebuje 20-30 mg krzemu dziennie

• Ilość tego pierwiastka w narządach maleje z wiekiem

• Występuje przede wszystkim w tkance łącznej (ścięgna, błony śluzowe, ściany naczyń krwionośnych, zastawki serca, skóra i układ kostno-stawowy)

• Krzem usuwa z komórek substancje toksyczne, korzystnie wpływa na naczynia włosowate, uszczelniając je, zwiększa wytrzymałość tkanki kostnej, wzmacnia zdolność obronną organizmu przeciw zakażeniom, zapobiega przedwczesnemu starzeniu się

• Usuwa podrażnienia i stany zapalne skóry, poprawiając jej ogólny wygląd i zapobiegając wiotczeniu, ogranicza wypadanie włosów, przyspiesza ich wzrost, wzmacnia paznokcie

• Jest on również używany do budowy ścian komórkowych niektórych organizmów oraz stanowi centrum reaktywności kilkunastu enzymów, odpowiedzialnych za "przerób" krzemionki okrzemków i niektórych skorupiaków.

Preparaty krzemu o wysokiej czystości, znajdujące zastosowanie w elektronice, otrzymuje się przeprowadzając redukcję czterochlorku krzemu SiCl₄ wodorem, glinem, magnezem lub cynkiem.

31. Przedstawić wiadomości o germanie.

Występowanie

• w skorupie ziemskiej w ilości 1,8 ppm jako zanieczyszczenie rud cynku i miedzi.

• Odkryty w 1886r. przez C. Winklera.

Właściwości

• kruchy, srebrzystobiały półmetal

• nie reaguje z wodą, powietrzem, a nawet z kwasami i zasadami.

Znaczenie biologiczne

• German ma wybitny wpływ na stymulację układu immunologicznego, a dzięki temu na obronę przed rakiem.

Zastosowanie

• German jest ważnym półprzewodnikiem, wykorzystywanym do produkcji tranzystorów i innych elementów elektronicznych.

• German jest również stosowany do produkcji światłowodów i katalizatorów polimeryzacji

32. Przedstawić wiadomości o cynie i ołowiu.

Cyna

Sn (łac. stannum)

Występowanie

Najczęściej spotykane minerały zawierające cynę to tlenek – kasyteryt (SnO₂ , 78,8% Sn) i siarczek – stannin (Cu₂FeSnS₄, 27,6% Sn). Cyna występuje w przyrodzie w ilości 0,004%, wagowo. Największe złoża cyny mieszczą się w Indonezji, Chinach, Tajlandii, Boliwii, Malezji, Rosji, Brazylii, Birmie i Australii.

Właściwości

cyna tworzy odmiany alotropowe ,w warunkach normalnych występuje w odmianie β zwanej cyną białą. Odmiana ta ma sieć krystaliczną w układzie tetragonalnym. W odpowiedniej temp. przechodzi w odmianę regularną α (alfa). Czysta cyna biała jest ciągliwa i kowalna, odporna na korozję.

Zastosowanie

• cyna używana jest do pokrywania innych metali cienką warstwą antykorozyjną

• proces cynowania stosowany jest do zabezpieczania stalowych naczyń stosowanych w przemyśle spożywczym np. puszek do konserw oraz konwi na mleko

• kiedyś używana była do wyrobu wszelkiego rodzaju przedmiotów cynowych.

• Stop cyny i ołowiu ma niską temperaturę topnienia (np. przy 60% cyny jest to temperatura ok. 180 °C) i stosowany był w przemyśle i elektrotechnice jako lutowie do łączenia innych metali poprzez lutowanie. Po 1 lipca 2006 w związku z wycofywaniem w krajach Unii Europejskiej produktów zawierających ołów przechodzi się na lutowanie bezołowiowe, zastępując ołów niewielkim dodatkiem srebra, miedzi i bizmutu.

• Stop cyny z dodatkiem antymonu używany był także jako stop drukarski do wyrobu czcionek.

• Stopami cyny i miedzi są brąz cynowy oraz spiż (zawierający także cynk i ołów) używany do odlewania dzwonów.

Pb (łac. plumbum)

Występowanie

• w skorupie ziemskiej w ilości 0,6 ppm

• najważniejszymi minerałami ołowiu są: galena PbS, anglezyt PbSO₄, cerusyt PbCO₃. Octan ołowiu (II) jest słodki.

Właściwości

• szaro srebrzysty, miękki, kowalny metal o stosunkowo niskiej temperaturze topnienia

• na powietrzu błyszcząca warstwa matowieje, pokrywając się warstewką tlenku.

• Halogenki (PbCl₂, PbBr₂, PbI₂) oraz siarczan są trudno rozpuszczalne, z tego względu ołów praktycznie nie rozpuszcza się w rozcieńczonych kwasach siarkowym, chlorowodorowym, bromowodorowym i jodowodorowym. Stężony kwas solny roztwarza ołów, dzięki tworzeniu się kompleksów chlorkowych, podobnie gorący, stężony kwas siarkowy, w niewielkim stopniu, wprowadza jony Pb²⁺ do roztworu, na skutek tworzenia się rozpuszczalnego wodorosiarczanu. Ołów rozpuszcza się całkowicie w rozcieńczonym kwasie azotowym, z wydzieleniem tlenku azotu(II), a także w kwasie octowym, z wydzieleniem wodoru i utworzeniem octanowego kompleksu ołowiu(II).

Zastosowanie

• Produkcja płyt akumulatorowych, baterii

• Produkcja amunicji (rdzeni pocisków), śrutu myśliwskiego i do wiatrówek

• farb – białych i czerwonych

• produkcja szkła ołowiowego "kryształowego"

• w przemyśle drukarskim do wyrobu stopu czcionek

• do wykładania komór, wież i wanien przy produkcji kwasu siarkowego

• stosuje się go jako ekrany zabezpieczające przed promieniowaniem rentgenowskim i promieniowaniem gamma

• mimo swojej toksyczności, jeszcze pod koniec XX w. mosiądz ołowiowy MO59 był używany do produkcji rur wodociągowych.

Tetraetyloołów Pb(C₂H₅)₄ (nazwa zwyczajowa: czteroetylek ołowiu) był stosowany jako środek podnoszący liczbę oktanową benzyn silnikowych, Związek ten był głównym sprawcą emisji tlenków ołowiu do atmosfery w postaci aerozolu. Ostatnio dodatek tetraetyloołowiu w paliwach został praktycznie wyeliminowany.

Znaczenie biologiczne

• sole i tlenki tego pierwiastka są trucizną kumulującą się w organizmie. Toksyczne skutki działania ołowiu na organizm ludzki określa się nazwą ołowica. Zaabsorbowane związki ołowiu przenikają do krwiobiegu, gdzie ołów wbudowuje się do czerwonych krwinek - średni czas przebywania wynosi 30 dni. Stąd 25-40% jego zawartości przenika do tkanek miękkich, około 15% do kości, a pozostała ilość jest wydalana. Czas przybywania w tkankach miękkich wynosi około 30 dni, a w kościach 40-90 lat u dorosłego człowieka. W kościach kumulowany jest w postaci związków koloidalnych i krystalicznych, może być z nich uwalniany pod wpływem zaburzeń metabolicznych lub stresu.

• silnie wiąże się z białkami, enzymami, RNA i DNA; w ten sposób ulega zaburzeniu wiele przemian metabolicznych. Skutkami toksyczności są: zaburzenia tworzenia krwi, nadciśnienie tętnicze, neuropatia, a także uszkodzenia mózgu.

• sam ołów jest substancją toksyczną. Po wprowadzeniu go do organizmu pojawia się znużenie, zmęczenie, porażenie mięśni, szara obwódka wokół zębów, kolka ołowicza. Jednocześnie występuje białkomocz, krwiomocz oraz zaburzenia mózgowe. Leczenie jest głównie szpitalne i polega na podawaniu odtrutek i wysokich dawek witaminy B1 i B12.

33. Azot – właściwości, występowanie, zastosowanie.

N (łac. nitrogenium)

bezwonny, niepalny gaz, słabo rozpuszczalny w wodzie, bierny chemicznie, z tlenem łączy się tylko podczas wyładowań elektrycznych. W stanie ciekłym bezbarwny i bezwonny.

Występowanie

• w stanie wolnym w postaci N₂.

• azot jest podstawowym składnikiem powietrza (78,09% masy).

• składnik wielu związków: NH₃, HNO₃, NO₃^- oraz wiele ważnych związków organicznych.

• wchodzi w skład wielu biocząsteczek, takich jak aminokwasy, nukleotydy i kwasy nukleinowe.

Odkryty w 1772r. przez D. Rutherforda.

Właściwości azotu

• w stanie gazowym jest bezbarwny, bezwonny i bez smaku

• w stanie ciekłym jest także bezbarwny i bezwonny

• wyglądem, gęstością i lepkością przypomina zwykłą wodę

• azot to gaz bierny chemicznie, tworzy jednak niezwykle ważne związki, aktywne chemicznie

• azot jest zbudowany z bardzo trwałych dwuatomowych cząsteczek N₂ o dużej energii wiązania, co jest przyczyną bierności chemicznej tego pierwiastka

• handlowy azot dostarcza się w butlach pod ciśnieniem 150 atm. i zawiera ślady gazów szlachetnych i tlen w ilości 0,1-1%

Zastosowanie

• ciekły azot jest jednym z najczęściej stosowanych środków chłodzących do uzyskiwania temperatur poniżej -100˚C, gdyż stosunkowo łatwo można go otrzymać przez skraplanie powietrza

• gazowy azot jest masowo stosowany jako najtańsza z dostępnych atmosfera ochronna w wielu procesach przemysłowych.

• z jego związków produkuje się nawozy sztuczne, konserwanty

• otrzymywanie NH₃ metodą Habera i Boscha; część amoniaku przekształca się w kwas azotowy, stosowany w produkcji nawozów sztucznych i materiałów wybuchowych

• sprężony azot stosuje się w przemyśle naftowym do wyciskania ropy naftowej z podziemnych złóż. Jest to dogodniejsze i tańsze niż stosowanie powietrza, którego składniki mogą reagować z ropą, tworząc niepożądane produkty

• ciekły azot znajduje zastosowanie w kriogenice – nauka zajmująca się badaniem i wykorzystaniem własności ciał w niskich temperaturach, uzyskiwaniem i mierzeniem niskich temperatur.

• podtlenek azotu (N₂O) (gaz rozweselający) – gaz bezbarwny, nietrujący, podtrzymuje spalanie, często stosowany do znieczulania anestezjologicznego.

34. Znaczenie biologiczne azotu.

• azot, a dokładniej jego związki chemiczne uczestniczą we wszystkich ważniejszych procesach biochemicznych

• występuje on w aminokwasach tworzących białka, w zasadach azotowych nukleotydów wchodzących w skład DNA i RNA. W roślinach większość azotu jest używana poprzez chlorofil w trakcie fotosyntezy

• cały azot występujący w związkach chemicznych, z których są zbudowane zwierzęta, pochodzi od roślin

• zwierzęta nie potrafią przekształcać azotu z atmosfery w związki potrzebne im do życia, generują natomiast amoniak, który jest uwalniany do otoczenia i utylizowany przez bakterie nitryfikacyjne lub przekształcany w gazowy azot w procesie „Anammox”

Anammox to proces beztlenowego utleniania amoniaku. Istnienie procesu anammox zostało stwierdzone po raz pierwszy w 1995 roku przez Muldera i wspólników. Zaobserwowali oni ten

Azot pod normalnym ciśnieniem jest obojętny dla organizmów żywych. Może jednak wywołać objawy zatrucia u osób przebywających w powietrzu o zwiększonym ciśnieniu. W takich warunkach azot lepiej rozpuszcza się w płynach ustrojowych i tkankach bogatych w lipidy (np. w mózgu), co prowadzi do pojawienia się objawów zatrucia.

Jeszcze bardziej niebezpieczne od rozpuszczania się azotu w tkankach jest jego wytrącanie się w postaci pęcherzyków gazu, podczas zmniejszania ciśnienia. Szybkie zmniejszanie ciśnienia powoduje chorobę kesonową.

35. Przedstawić wiadomości o ciekłym azocie.

Ciekły azot – skroplony azot ( skrót LN₂), w otwartym naczyniu pod ciśnieniem atmosferycznym wrze w temp.77,3K ( w zależności od czystości i ciśnienia atmosferycznego w zakresie 77-78K). Skroplenie azotu zostało dokonane po raz pierwszy przez profesorów UJ w Krakowie w roku 1883. Współczesny ciekły azot otrzymywany jest na wielką skalę przez skraplanie i parowanie frakcjonujące powietrza atmosferycznego. Zapotrzebowanie na ciekły azot jest mniejsze niż na inne składniki powietrza, powstają zatem jego nadwyżki i dzięki czemu jest bardzo tani (7 zł/l).

Używany w laboratoriach naukowych jako czynnik termostatyczny i chłodzący, a także źródło azotu gazowego do atmosfery ochronnej i syntezy NH₃ w procesie Habera.

N₂ + 3H₂ = 2NH₃

Przechowywany jest w naczyniach termostatycznych (termosach) zwanych naczyniami Dewara.

36. Opisać znane wodorki azotu (amoniak i hydrazyna)

Amoniak

Azot z wodorem tworzy w bezpośredniej syntezie amoniak ( należy zastosować katalizator żelazowy).

N₂ + 3H₂ = 2NH₃

Jest to reakcja odwracalna , jej przebieg w kierunku tworzenia NH₃ jest procesem egzotermicznym.

Amoniak jest bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie (zbliżona polarność i wielkość cząsteczek NH₃ i H₂O), w handlu występuje w postaci 25% roztworów wodnych. Przez gotowanie można go z wody praktycznie całkowicie odpędzić. W wodnych roztworach nie tylko łączy się z cząsteczkami wody wiązaniami wodorowymi, lecz także reaguje chemicznie, dając jon amonowy (wodorotlenek amonowy).

NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH^-

Sole amonowe są zazwyczaj dobrze rozpuszczalne w wodzie, silne zasady wypierają z nich amoniak.

NH₄Cl + NaOH → NaCl + NH₃ ↑+ H₂O

Hydrazyna – nieorganiczny związek chemiczny zbudowany z dwóch, połączonych ze sobą grup aminowych. Jest to silnie trująca, bezbarwna, łatwopalna, żrąca, higroskopijna ciecz, dymiąca na powietrzu. Wodne roztwory hydrazyny mają charakter słabo zasadowy( jest zasadą około dziesięciokrotnie słabszą od amoniaku)

Hydrazynę otrzymuje się poprzez utlenianie amoniaku podchlorynami

NH₃ + NaClO → NH₂Cl + NaOH

NH₂Cl + NH₃ + NaOH → N₂H₄ + NaCl + H₂O

Hydrazyna znajduje zastosowanie jako paliwo rakietowe. Jest używana również do napędzania łodzi podwodnych. Stosuje się ją także jako surowiec w syntezie organicznej, jest reduktorem..Jest odczynnikiem do sekwencjonowania DNA.

37. Krótko scharakteryzować tlenki azotu.

• podtlenek azotu (N₂O) (gaz rozweselający) – gaz bezbarwny, nietrujący, podtrzymuje spalanie, często stosowany do znieczulania anestezjologicznego.

• tlenek azotu (II) (NO) – gaz o cząsteczkach paramagnetycznych, bardzo reaktywny - grupa nitrozylowa

• tritlenek di azotu (N₂O₃) – niebieska ciecz poniżej temp. -10˚C , nietrwały powyżej tej temperatury)

• ditlenek azotu (NO₂) – czerwonobrunatny gaz o gryzącym zapachu, silnie trujący

• tetratlenek diazotu (N₂O₄) – bezbarwny gaz, produkt dimeryzacji ditlenku

• pentatlenek azotu (N₂O₅) – ciało stałe, krystaliczne, bezwodnik kwasu azotowego.

38. Scharakteryzować kwas azotowy (+ otrzymywanie)

Kwas azotowy, HNO₃ – nieorganiczny związek chemiczny, jeden z najsilniejszych kwasów tlenowych.

Kwas azotowy można na skalę przemysłową otrzymywać w reakcji katalitycznego utleniania amoniaku (w temperaturze 900 °C w obecności platyny i rodu jako katalizatorów) według równania:

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O

2NO + O₂ → 2NO₂

2NO₂ + H₂O → HNO₃ + HNO₂

3HNO₂ → HNO₃ + 2NO + H₂O

Czysty kwas azotowy jest bezbarwną cieczą. Podczas dłuższego przechowywania ulega częściowemu rozkładowi i zabarwia się na żółto lub brązowo; rozkład ten przyspiesza podwyższona temperatura i światło. Na powietrzu dymi, można zaobserwować wydzielanie brunatnego tlenku azotu(IV)^.

Stężony roztwór kwasu azotowego ma silne działanie korodujące, jest on bardzo aktywny chemicznie, a reakcje mogą być gwałtowne, nawet wybuchowe. Może spowodować zapłon materiałów palnych

Jest mocnym kwasem – ulega całkowitej dysocjacji po dodaniu minimalnej ilości wody. Kwas azotowy i jego sole są bardzo silnymi utleniaczami.

W mieszaninie z kwasem solnym (w stosunku 1:3) tworzy wodę królewską, roztwarzającą większość metali, także szlachetnych

Metale takie, jak np. glin, chrom i żelazo w zetknięciu ze stężonym kwasem azotowym ulegają pasywacji.

Zastosowanie

W handlu najczęściej spotyka się 65% roztwór kwasu azotowego (azeotrop).

• Z kwasu azotowego otrzymuje się ważne, łatwo rozpuszczalne sole azotany, estry (np. nitrogliceryna), a także związki nitrowe (np. trinitrotoluen). Wszystkie te związki są utleniaczami i mają tendencję do gwałtownego, mniej lub bardziej wybuchowego rozkładu.

• W chemii analitycznej do wykrywania białek w reakcji ksantoproteinowej.

• W przemyśle farmaceutycznym.

• W warunkach amatorskich nadaje się do wytrawiania obwodów drukowanych (nie pozostawia uciążliwych zanieczyszczeń, jakie powstają przy wytrawianiu chlorkiem żelazowym, poza tym trawienie kwasem azotowym jest dużo szybsze).

• Do otrzymywania barwników, lakierów, nawozów sztucznych, tworzyw sztucznych.

• Jako utleniacz paliw.

39. Krótko opisać często wykorzystywane azotany (także organiczne).

Azotan amonu, (saletra amonowa), NH₄NO₃ - jest bezbarwnym, krystalicznym ciałem stałym,jest higroskopijna, bardzo dobrze rozpuszcza się w wodzie. Jest składnikiem wielu materiałów wybuchowych. Saletra amonowa jest jednym z najlepszych nawozów mineralnych (zawiera ok. 34% azotu)

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

Azotan potasu, KNO₃ (saletra potasowa, saletra indyjska) – Saletra potasowa jest bezbarwnym lub białym, krystalicznym ciałem stałym. Jej temperatura topnienia wynosi 334 °C. Przy ogrzaniu do 400 °C rozkłada się na azotyn potasu i tlen ( 2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂ )

NaNO₃ + KCl ⇌ KNO₃ + NaCl↓

Zastosowanie

• Nawóz sztuczny;

• Saletra potasowa jest utleniaczem. Z tego powodu jej głównym zastosowaniem była produkcja czarnego prochu. Obecnie stosowana w pirotechnice jako utleniacz

• Obecnie jest stosowany głównie do produkcji azotynu potasu, do nitrowania;

• Konserwant mięsa (E 252);

• W przemyśle szklarskim

Azotan sodu, NaNO₃ (saletra sodowa, saletra chilijska)- Azotan sodu jest białą lub bezbarwną substancją krystaliczną. Jego właściwości są analogiczne do azotanu potasu.

Na₂CO₃ + 2HNO₃ → 2NaNO₃ + H₂O + CO₂↑

Zastosowanie

• jako nawóz azotowy (zawiera 15,5% azotu)

• wciąż jest ważnym surowcem do produkcji azotanu potasu (saletry potasowej)

• w przemyśle spożywczym do konserwowania mięsa (przeciwdziała tworzeniu się jadu kiełbasianego; symbol UE - E251)

• w przemyśle szklarskim

• do produkcji materiałów wybuchowych odgrywając istotną rolę w produkcji nitrogliceryny

• jest używany do produkcji farb, emalii i leków

• stosuje się go jako utleniacz w pirotechnice

Azotan srebra (lapis od łac. lapis infernalis – kamień piekielny)- Azotan srebra jest bezbarwnym, krystalicznym ciałem stałym.Jest on bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie, co jest wyjątkiem wśród soli srebra(I). Używany w chemii analitycznej. Ze względu na właściwości bakteriobójcze i przyżegające, jest stosowany w medycynie.

3Ag + 4HNO₃ → 3AgNO₃ + NO↑ + 2H₂O

Nitrogliceryna, C₃H₅(ONO₂)₃ – organiczny związek chemiczny, ester kwasu azotowego i glicerolu, stosowany jako materiał wybuchowy oraz lek z grupy nitratów, rozszerzający naczynia krwionośne podawany w ostrych napadach choroby niedokrwiennej serca w celu przerwania bólu wieńcowego

tetraazotan pentaerytrytolu- stosowany chorobie wieńcowej, wspomagająco w niewydolności krążenia, w zaburzeniach krążenia.

40. Opisać odmiany fosforu.

fosfor występuje w czterech odmianach alotropowych, jako: fosfor biały (silnie trujący, jako trutka na szczury), fosfor czerwony (zapałki), fosfor fioletowy oraz fosfor czarny(najtrwalsza odmiana).

Fosfor biały- najaktywniejsza odmiana alotropowa fosforu. Biała, lepka, woskowata substancja o temperaturze topnienia 44 °C i wrzenia 280 °C. Tworzy dwie formy krystaliczne, α (układ regularny), stabilna w warunkach normalnych oraz β (układ heksagonalny), stabilna poniżej -80 °C.

Fosfor biały przechowuje się pod wodą. Na powietrzu szybko się utlenia, z widoczną w ciemności zielonkawą poświatą (stąd termin fosforescencja), łatwo ulega samozapłonowi. Palący się biały fosfor rozgrzewa się do 1 300 °C i wydziela dużą ilość żrącego dymu. Jest trudny do ugaszenia (nie należy gasić go wodą). Fosfor biały jest silnie trujący.

Fosfor czerwony- Inaczej zwany fosforem bezpostaciowym. Otrzymuje się go przez prażenie fosforu białego w atmosferze azotu i temperaturze 250 °C z użyciem jodu jako katalizatora.

Jest nietoksyczny, mniej reaktywny od fosforu białego. Zapala się powyżej 400 °C, jego ugaszenie również jest bardzo trudne, ponieważ pali się nawet przy ograniczonym dostępie tlenu. Jest używany jako jeden ze składników draski na pudełkach od zapałek.

Fosfor fioletowy- Powstaje w wyniku ogrzewania fosforu czerwonego w próżni w temperaturze ok. 550 °C. Można go też wykrystalizować z roztworu w stopionym ołowiu. Nierozpuszczalny w żadnej substancji. Odmiana mało aktywna chemicznie.

Fosfor czarny- Najtrwalsza odmiana fosforu. Otrzymywany przez ogrzewanie fosforu białego bez dostępu tlenu w temp. 220 °C i pod ciśnieniem 12 000 atm. Ma barwę szarą, połysk metaliczny, przewodzi prąd elektryczny. Właściwości fosforu fioletowego i czarnego są słabo poznane.

41. Właściwości fosforu i jego związków.

Fosfor -bezbarwny, bezwonny gaz, słabo rozpuszczalny w wodzie. Chemicznie mało aktywny, z tlenem łączy się tylko podczas wyładowań elektrycznych

• niemetal, jedynym stabilnym izotopem fosforu jest ³¹P

• w wodzie i alkoholu jest on prawie nierozpuszczalny, nieco rozpuszcza się w eterze, łatwo – w trójchlorku fosforu, chlorku siarki i siarczku węgla

• fosfor występuje w czterech odmianach alotropowych, jako: fosfor biały (silnie trujący, jako trutka na szczury), fosfor czerwony (zapałki), fosfor fioletowy oraz fosfor czarny(najtrwalsza odmiana).

•  tlenki fosforu używane są jako reduktory lub substancje wysuszające

• kwas ortofosforowy jest dodatkiem do napojów gazowanych typu cola;     

• związki tego pierwiastka wykorzystywane są również w przemyśle chemicznym jako katalizatory;

• fosforan(V) sodu stosuje się do proszków do prania, okazało się, że coraz powszechniejsze używanie detergentów powoduje zwiększanie stężenia związków fosforu w wodach rzek i jezior, zwłaszcza w Polsce, gdzie nie wszystkie ścieki są oczyszczane. Wynikiem tego jest eutrofizacja wód.
  Chemiluminescencja - jest to zjawisko emisji fal świetlnych wytworzonych w wyniku niektórych reakcji chemicznych. Zjawisko to występuje np. podczas utleniania fosforu białego.

42. Omówić znaczenie biologiczne fosforu.

• w postaci promieniotwórczego izotopu do uzyskiwania promieniowania β i diagnostyki nowotworowej

• jego związki, m.in. jako nawozy

• w przemyśle spożywczym

• w syntezie organicznej

• podstawowy składnik białek organizmów roślinnych i zwierzęcych, częsty w enzymach i witaminach

• wchodzi w skład kości, kwasów nukleinowych oraz wielu związków przekazujących energię na poziomie molekularnym, takich jak ATP

• fosfor biały, fosforki i fluorowodór są silnie toksyczne i powodują uszkodzenie wątroby.

43. Znaczenie biologiczne oraz zastosowanie arsenu.

Znaczenie biologiczne

Mimo iż arsen jest jednym z mikroelementów, to jego nadmiar powoduje niezwykle silne zatrucia. Wszystkie związki arsenu, mniej lub bardziej, posiadają właściwości protoplazmatyczne (niszczą ściany komórkowe bakterii) i rakotwórcze. Arsen zakłóca również procesy enzymatyczne w komórkach, hamując enzymy zależne od NAD. Toksyczność związków arsenu zależy jednak od formy w jakiej są przyjmowane. Ogólnie przyjmuje się, że szkodliwość związków arsenu maleje w szeregu:

AsH₃-> nieorg. As³⁺-> org. As³⁺-> nieorg. As⁵⁺-> org. As⁵⁺-> związki arsoniowe-> arsen metaliczny

Ostre zatrucia arsenem i jego związkami pojawiają się od 0,5-30 godzin od intoksykacji i charakteryzują się zaburzeniami ze strony układu nerwowego, ostrym podrażnieniem żołądkowo-jelitowym i obniżeniem ciśnienia krwi. Pojawia się również krwiomocz i żółtaczka

Objawy zatrucia przewlekłego występują zwykle po kilku latach. Mogą nimi być liczne nowotwory skóry, płuc, nerek, wątroby, a niekiedy i pęcherza moczowego. Sam długotrwały kontakt skóry z pyłem arsenowym może wywołać kilkanaście odmian nowotworu skóry. Bardzo często jednak przewlekłe zatrucia doprowadzają jedynie do zwykłych zmian skórnych – rogowacenie, przebarwienia, zapalenia skórne, a w przypadku zatrucia drogą pokarmową – podrażnienie i stany zapalne układu pokarmowego. Jako ciekawostkę można dodać fakt, iż dłuższe przyjmowanie małych dawek związków arsenu wywołuje wzrost odporności na zatrucia ostre tymi substancjami. Pewien minimalny odsetek ludzi posiada również wrodzoną odporność na pochodne arsenu.

Zastosowanie

W XVIII i XIX w. arsen stał się wręcz podstawą ówczesnej farmakologii. Preparaty arsenowe, stosowane w przeróżnej postaci od past, roztworów, tabletek począwszy, na zastrzykach dożylnych i podskórnych skończywszy, używano do zwalczania większości chorób. Na przełomie XIX i XX w. zaczęto stosować związki arsenoorganiczne, które okazały się być znacznie mniej toksyczne dla ludzi i zwierząt niż związki nieorganiczne. W drugiej połowie ubiegłego wieku wycofano jednak z obiegu, mimo ich dużej skuteczności, niemal wszystkie leki arsenowe (głównie za sprawą właściwości kancerogennych). W chwili obecnej poza melarsoprolem, acetarsolem i salwarsolem nie stosuje się w lecznictwie związków arsenu, choć w ostatnich latach zaczyna wzrastać zainteresowanie arszenikiem, jako środkiem w terapii przeciwnowotworowej.

Poza medycyną arsen znalazł zastosowanie w produkcji półprzewodników (jako arsenek galu).

Przez wiele lat związki arsenu stosowane były również w garbarstwie oraz jako pigmenty i środki ochrony roślin (głównie arseniany(V)), jednak ich znaczenie w ostatnich latach zmalało znacznie na rzecz mniej toksycznych odczynników.

44. Krótko opisać odmiany alotropowe arsenu. W jaki sposób wykryć śladowe ilości arsenu.

Arsen posiada dwie odmiany alotropowe:

α – jest kruchym metalem, który matowieje w kontakcie z powietrzem i silnie reaguje z wodą. β – jest żółtym, bezpostaciowym proszkiem, dużo mniej reaktywnym od odmiany α.

Próba Marsha- redukcja związków arsenu do arsenowodoru, pod wpływem wodoru in statu nascendi w reakcji cynku z kwasem siarkowym(VI). Powstający w trakcie reakcji arsenowodór, pod wpływem ogrzewania bez dostępu powietrza w trudnotopliwej rurce szklanej rozkłada się na wodór i arsen tworząc na zimnych częściach rurki lustro arsenowe.

Próba Gutzeita- to zmodyfikowana próba Marsha rożnie się sposobem identyfikacji arsenowodoru, który ze stężonym roztworem AgNO₃ lub kryształkami stałego AgNO₃ tworzy sól podwójną o żółtej barwie. Powstająca sól rozkłada się pod wpływem wody z wydzieleniem metalicznego srebra co powoduje sczernienie osadu.

Próba Bettendorffa- nasycony roztwór chlorku cyny(II) w stężonym kwasie chlorowodorowym redukuje związki arsenu do wolnego arsenu. Roztwór początkowo zabarwia się na brunatno, a następnie wytrąca się czarny osad arsenu.

45. Przedstawić wiadomości dotyczące antymonu

Sb (łac. stibium)

Występowanie

• przybliżona zawartość antymonu w skorupie ziemskiej wynosi od 0,2 do 0,5 ppm

• rudami antymonu są antymonit (Sb₂S₃) i ulmanit (NiSbS).

Właściwości

• występuje w czterech odmianach alotropowych: antymon żółty, srebrzystobiały antymon metaliczny, antymon czarny i antymon wybuchowy

• na zimno nie rozpuszcza się w kwasach i nie reaguje z tlenem

• rozpuszcza się na gorąco w wodzie królewskiej (dając SbCl₃), w kwasie siarkowym i azotowym.

Zastosowanie

• stopy drukarskie i łożyskowy

• zapałki

• półprzewodniki. W półprzewodnikach antymonu używa się w domieszkowaniu, np. InSb (antymonek indu) tworzy półprzewodniki typu "n".

46. Bizmut – właściwości, znaczenie biologiczne oraz otrzymywanie.

Występowanie

• występuje w skorupie ziemskiej w ilości 0,048 ppm (2 razy więcej niż złoto) w postaci trzech rud: bizmutynu (Bi₂S₃), bizmutytu ((BiO)₂CO₃) i ochry bizmutowej, które stanowią zwykle zanieczyszczenie rud ołowiu i miedzi

• rzadko występuje w postaci elementarnej.

Właściwości

• kruchy metal o srebrnym połysku z różowymi refleksami

• wykazuje inwersję rozszerzalności termicznej - przy obniżaniu temperatury zmniejsza się jego gęstość, gęstość bizmutu w stanie stałym jest mniejsza niż w stanie ciekłym

• nie reaguje z tlenem i wodą w warunkach normalnych

• rozpuszcza się w stężonym kwasie azotowym

• metal ciężki – nietoksyczny.

Otrzymywanie-

1)przez prażenie siarczków w atmosferze powietrza i redukcję otrzymanych tlenków węglem

2Bi₂S₃ + 9O₂= 2Bi₂O₃+ 6SO₂

Bi₂S₃ + 3 C = 2Bi +3CO

2)stosuję się również bezpośrednią redukcję siarczków żelazem

Bi₂S₃ + 3Fe = 2Bi +3FeS

47. Omówić zastosowanie bizmutu.

Zastosowanie

• dodatek do stopów niskotopliwych (np. stop Wooda*)

• katalizatory metatezy węglowodorów

• wykorzystuje się go do produkcji tworzyw sztucznych i farb

• leki przeciwzapalne, ściągające, antybakteryjne

• jako wypełnienie przy wykonywaniu zdjęć rentgenowskich (np. w postaci zawiesiny).

*Stop Wooda - stop niskotopliwy (topi się już w temperaturze 66-72°C), srebrnobiały, drobnoziarnisty, składający się z bizmutu, kadmu, ołowiu i cyny. Stop ten został wynaleziony przez Roberta W. Wooda.

Stop ten jest stosowany:

• w jubilerstwie do lutowania,

• w bezpiecznikach przeciwpożarowych jako element topikowy, którego stopienie przerywa obwód elektryczny i uruchamia alarm,

• jako materiał do osłon przed promieniowaniem rentgenowskim (np. w radioterapii do wykonywania indywidualnych osłon dla ludzi),

• jako wypełnienie łaźni laboratoryjnych do wysokich temperatur.

Zazwyczaj stop Wooda zawiera następujące proporcje metali:

• bizmut 5 do 8 części

• ołów 4 części

• cyna 2 części

• kadm 1 do 2 części

48. Tlen – występowanie oraz znaczenie biologiczne.

O (łac. oxygenium)

Występowanie

• Jest to najbardziej rozpowszechniony pierwiastek w skorupie ziemskiej (55% wagowych). W powietrzu stanowi 21,14%

• W stanie czystym występuje w postaci cząsteczek dwuatomowych O₂, trójatomowych ozonu O₃ oraz czteroatomowych – czerwony tlen O₄, w niskich temperaturach, tlen ciekły i gazowy)

Znaczenie biologiczne

• Wszystkie substancje składające się na organizmy żywe są związkami tlenu, a wolny tlen i jego związki są niezbędne do życia praktycznie wszystkich istot na Ziemi (oprócz bakterii anaerobowych).

• 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.

• Wdychany przez człowieka tlen poprzez pęcherzyki płucne dostaje się do krwi, gdzie wiązany jest luźno w czerwonych krwinkach przez utlenowaną hemoglobinę, następnie przenoszony do komórek.

• Organizm przeciętnego dorosłego człowieka zużywa w ciągu minuty ok. 200 ml (0,3 g) 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 oddychania tlenowego w celu otrzymania energii.

49. Omówić tlen trójatomowy.

Ozon O₃

Ozon tworzy się w tlenie lub powietrzu, w wyniku wyładowania z przeskokiem iskry, cichego wyładowania elektrycznego lub pod wpływem promieniowania nadfioletowego

3O₂ = 2O₃

Ozon to jasnoniebieski gaz o intensywnym „elektrycznym zapachu”, podczas ogrzewania wybucha. Jest silnym środkiem utleniającym, powoduje natychmiastowe zapalenie się eteru i etanolu. Jest gazem trującym dla ludzi, zwierząt i roślin. Większe stężenie ozonu w powietrzu powoduje uszkodzenie płuc.

Zastosowanie

Do dezynfekcji wody pitnej i powietrza w szpitalach, do odtruwania środków przemysłowych.

•    Ozon może pochłaniać promieniowanie UV (co powoduje rozpad jego cząsteczek) - i chroni Ziemię przed szkodliwym wpływem promieniowania UV.
•    Freony (np. CCl2F2) oraz promieniowanie UV powodują rozkład ozonu- łańcuchowa reakcja rozkładu ozonu (mechanizm rodnikowy)
     

50. Opisać metody otrzymywania tlenu.

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

2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑

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

2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂↑

• poprzez termiczny rozkład chloranu(V) potasu w temp. powyżej 550 °C:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂↑

• poprzez ogrzewanie tlenku rtęci(II):

2HgO → 2Hg + O₂↑

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

2H₂O₂ → 2H₂O + O₂↑

• w wyniku reakcji nadmanganianu potasu z nadtlenku wodoru:

2KMnO₄ + 3H₂O₂ → 3O₂ + 2KOH + 2MnO₂ + 2H₂O

• w wyniku elektrolizy wody:

2H₂O → 2H₂↑ + O₂↑

51. Siarka elementarna – otrzymywanie i zastosowanie.

Otrzymywanie- Produkcja siarki na świecie szacowana jest na około 60 mln ton rocznie. Siarka otrzymywana jest poprzez odsiarczanie spalin i paliw kopalnych, eksploatację złóż siarki rodzimej oraz poprzez wyprażanie rud siarczkowych (np. pirytu)

Odzysk siarki z ropy naftowej jest osiągany poprzez działanie na H₂S powietrzem według reakcji

2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O

2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O

Zastosowanie

Siarka i jej związki są cennymi surowcami do otrzymywania kwasów siarkowych H₂SO₃ i H₂SO_4, podstawowych produktów przemysłu chemicznego, a także do produkcji di siarczku węgla (CS₂).

Dużych ilości siarki plastycznej używa się w procesie wulkanizacji, w którym kauczuk zmienia się w gumę. Ze względu na niski punkt zapłonu, siarka stosowana jest to wyrobu czarnego prochu i ogni sztucznych.

W medycynie stosowana jest siarka koloidalna przy chorobach skórnych. Służy również jako środek do zwalczania pasożytów roślinnych. Niewielkie ilości tego pierwiastka używa się do produkcji leków, pestycydów, zapałek, papieru oraz specjalnego betonu, zwanego siarkowym.

52. Opisać odmiany alotropowe siarki.

Dwie podstawowe odmiany alotropowe siarki to siarka rombowa (siarka-α) i siarka jednoskośna (siarka-β), obie zbudowane z ośmioczłonowych pierścieni S₈, różniące się sposobem upakowania w krysztale. Siarka rombowa złożona jest z cząsteczek ośmioatomowych S8 , w których atomy ułożone są w zygzakowaty pierścień. Ta odmiana dobrze rozpuszcza się w dwusiarczku węgla (CS2), trudno w alkoholu i benzenie. Siarka rombowa po podgrzaniu do temperatury 95,6°C przekształca się w siarkę jednoskośną topiącą się w temperaturze 119,3 °C. Ciekła siarka tuż powyżej temperatury topnienia jest ruchliwą cieczą barwy jasnożółtej, składającą się z siarki pierścieniowej S _λ

Która pozostaje w równowadze z siarką tworzącą ośmioatomowe spiralne łańcuchy, określaną jako siarka S_π . Siarka S_π w miarę dalszego ogrzewania ulega polimeryzacji na coraz dłuższe również spiralne łańcuchy określane obecnie jako siarka S_µ Długość łańcuchów siarki S_µ waha się w szerokich granicach i dochodzi nawet do 10⁵ atomów.

Oziębianie brunatnej siarki daje produkt tej samej barwy plastyczny i ciągliwy o konsystencji przypominającej kauczuk. Jest to tzw. Siarka plastyczna. Po kilku dniach przemienia się ona w siarkę jednoskośną a następnie rombową. Głównym składnikiem siarki plastycznej jest siarka łańcuchowa S_{µ .}

53. Przedstawić wiadomości o związkach siarki – siarkowodór, ditlenek siarki oraz tritlenek siarki .

Siarkowodór, sulfan, H₂S – nieorganiczny związek chemiczny; w warunkach normalnych jest to bezbarwny, palny gaz, którego silny, charakterystyczny zapach zgniłych jaj jest wyczuwalny w bardzo niewielkich stężeniach. Siarkowodór jest silnie trujący. Jako stężenie niebezpieczne dla zdrowia przyjmuje się 6 mg/m³. Stężenie 100 mg/m³ powoduje uszkodzenie wzroku, natomiast przy stężeniu powyżej 1 g/m³ śmierć może nastąpić już w wyniku zaczerpnięcia jednego oddechu. Niebezpieczeństwo zatrucia siarkowodorem zachodzi m.in. podczas prac związanych z opróżnianiem szamba, wierceniem i kopaniem studni, wchodzeniem do studni, studzienek kanalizacyjnych lub niewentylowanych korytarzy podziemnych. Siarkowodór jest odczynnikiem charakterystycznym dla II grupy kationów w analizie jakościowej związków nieorganicznych.

Metody otrzymywania siarkowodoru:

• syntezę bezpośrednią z wodoru i siarki w stanie gazowym (600 °C)

• w wyniku ogrzewania parafiny i siarki zmieszanych w stosunku masowym 2:1

• działanie na siarczek żelaza(II) rozcieńczonym kwasem solnym; np. z wykorzystaniem aparatu Kippa:

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑

• hydroliza siarczku glinu:

Al₂S₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃ + 3H₂S↑

Dość dobrze rozpuszcza się w wodzie, a jego wodny roztwór zwany jest wodą siarkowodorową, która jest bardzo słabym kwasem beztlenowym (pKa₁ = 6,89). Siarkowodór spala się w powietrzu do tlenku siarki(IV) (SO₂) lub wolnej siarki (w niskiej temperaturze i przy niedostatecznym dopływie tlenu).

Tlenek siarki(IV), SO₂ (ditlenek siarki, dwutlenek siarki, bezwodnik siarkawy) – nieorganiczny związek chemiczny z grupy tlenków niemetali. Bezbarwny gaz o ostrym, gryzącym i duszącym zapachu, silnie drażniący drogi oddechowe. Dwutlenek siarki jest trujący dla zwierząt i szkodliwy dla roślin. Ma własności bakteriobójcze i pleśniobójcze. Jest produktem ubocznym spalania paliw kopalnych, przez co przyczynia się do zanieczyszczenia atmosfery . Stosowany jako konserwant (E220), szczególnie powszechnie do win, także markowych. Dwutlenek siarki wykorzystuje się również do produkcji siarczynów, do bielenia (w przemyśle tekstylnym i papierniczym), dezynfekcji (znany już w starożytności) i jako czynnik chłodniczy. Jest produktem pośrednim podczas produkcji kwasu siarkowego. Rozpuszczalny m.in. w wodzie i acetonie.

Otrzymywany przez spalanie S lub H₂S w tlenie, przez prażenie rud siarczkowych:

4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂

S + O₂ → SO₂

W obecności katalizatora powstały dwutlenek siarki utlenia się do trójtlenku:

2SO₂ + O₂ –[kat. V₂O₅]→ 2SO₃

(podobna reakcja zachodzi także w atmosferze z udziałem promieniowania UV lub ozonu)

Dwutlenek siarki dobrze rozpuszcza się w wodzie, dając słaby kwas siarkowy(IV)

SO₂ + H₂O → H₂SO₃

Tlenek siarki(VI), SO₃ – nieorganiczny związek chemiczny, tlenek kwasowy siarki na VI stopniu utlenienia.W temperaturze pokojowej tritlenek siarki jest lotną cieczą o gęstości 1,97 g/cm³ i temperaturze wrzenia 47,7 °C. Po oziębieniu do 17 °C krzepnie na ciało stałe przypominające wyglądem lód, który w obecności śladów wody przechodzi w krystaliczne igiełki polimeru o wzorze H₂(SO₃)_nO.

Tlenek ten jest silnie higroskopijny i reaguje egzotermicznie z wodą tworząc kwas siarkowy(VI) wg równania:

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

jest on zatem bezwodnikiem tego kwasu.

Roztwarza się w stężonym kwasie siarkowym tworząc oleum.

Powstaje podczas spalania między innymi węgla kamiennego i dostając się do atmosfery reaguje z wodą, czego następstwem są kwaśne deszcze. Za powstanie kwaśnego deszczu jest jednak odpowiedzialny przede wszystkim dwutlenek siarki (SO₂), gdyż w typowych procesach spalania paliw zawierających siarkę powstają jedynie niewielkie ilości SO₃.

Tlenek siarki(VI) jest otrzymywany na masową skalę w wyniku kontrolowanego spalania pyłu siarkowego w ramach produkcji kwasu siarkowego(VI). Do celów laboratoryjnych można go otrzymać poprzez odwodnienie kwasu siarkowego(VI) tlenkiem fosforu(V):

2H₂SO₄ + P₄O₁₀ → 4HPO₃ + 2SO₃

lub w wyniku podgrzewania disiarczanu potasu:

K₂S₂O₇ → K₂SO₄ + SO₃

bądź utlenianie katalityczne tlenku siarki(IV) na katalizatorze platynowym lub na pięciotlenku wanadu:

2SO₂ + O₂ → 2SO₃

54. Metoda otrzymywania kwasu siarkowego(VI).

Współcześnie kwas siarkowy otrzymuje się w przemyśle głównie metodą kontaktową. W metodzie tej można wyróżnić trzy podstawowe etapy:

• spalanie siarki do SO₂

S + O₂ → SO₂

• utlenianie SO₂ do SO₃ (na katalizatorze wanadowym)

2SO₂ + O₂ ⇌ 2SO₃

• absorpcja SO₃ w oleum oraz stężonym kwasie siarkowym: Tritlenku siarki nie absorbuje się w wodzie, gdyż powodowałoby to duże jego straty w wyniku tworzenia się trudnej do skondensowania „mgły” kwasu siarkowego. Aby temu zapobiec, używa się jako absorbentu stężonego kwasu siarkowego, nad którym prężność pary wodnej jest znikoma.

H₂SO_{4 +} SO₃ = H₂S₂O₇

Przez rozcieńczanie H₂S₂O₇ (kwas pirosiarkowy) wodą powstaje kwas siarkowy (VI).W procesie kontaktowym otrzymuję się kwas stężony 98%.

H₂S₂O₇ + H₂O = 2H₂SO₄

W XIX wieku główną metodą otrzymywania kwasu siarkowego była metoda komorowa

55. Selen – zastosowanie i wpływ na organizm ludzki.

Zastosowanie- Dzięki zależności przewodnictwa elektrycznego od naświetlenia selen znalazł zastosowanie w fotokomórkach i kserokopiarkach, a jego związki są stosowane w ogniwach fotowoltaicznych; jako półprzewodnik wykorzystywany był przez kilkadziesiąt lat w prostownikach selenowych (zanim nie wyparły go prostowniki funkcjonujące w oparciu o inne materiały, najpierw german, a obecnie najczęściej krzem). Ponadto używany jest jako dodatek do szkła i stali. Siarczek selenu (SeS₂) stosowany jest w szamponach przeciwłupieżowych i w lekach przeciwgrzybicznych, a selenian sodu (Na₂SeO₃) jest silnym insektycydem.

Znaczenie biologiczne- Selen jest jednym z niezbędnych mikroelementów i musi być dostarczany w pożywieniu. Jest on konieczny do prawidłowego funkcjonowania układów enzymatycznych. Najważniejszą jego funkcją jest tworzenie silnego antyutleniacza, enzymu zwanego peroksydazą glutationową. Chroni on czerwone krwinki i błony komórkowe przed szkodliwym wpływem wolnych rodników. Ważny jest także dla funkcjonowania układu odpornościowego oraz tarczycy. Selen zapobiega powstawaniu zmian nowotworowych w różnych narządach i tkankach.

Nadmiar selenu jest szkodliwy i uważa się że przekroczenie dawki 400 mikrogramów na dobę może prowadzić do objawów zatrucia

Niedobór selenu przyczynia się do ograniczenia sprawności układu odpornościowego oraz w niektórych przypadkach do intensyfikacji postępów choroby. Niedobór selenu stwierdza się również w przypadku reumatoidalnego zapalenia stawów. Niedobór objawia się powiększeniem i niewydolnością serca, a także objawami wola, i niedoczynności tarczycy. Czyni również organizm bardziej podatnym na działanie związków rakotwórczych. Niedobór u kobiet w ciąży może powodować nieodwracalne zmiany płodu, zwiększa ryzyko zachorowania na choroby serca i wątroby.

56. Fluor elementarny – otrzymywanie, właściwości, zastosowanie.

FLOUR

otrzymywanie

Fluor jest otrzymywany poprzez elektrolizę ciekłego fluorowodoru z dodatkiem wodorofluorku potasu (KHF₂);

własciwosci

• Najaktywniejszy niemetal o największej elektroujemności, tworzący związki z większością pierwiastków (nawet z gazami szlachetnymi – np. ksenonem);

• W strumieniu gazowego fluoru palą się szkło, metale i woda;

• Z powodu jego dużej aktywności nie można go przechowywać, ani wytwarzać w naczyniach szklanych;

• Wchodzi w skład kwasu fluorowodorowego i fluorków. W roztworze wodnym najczęściej występuje jako jon fluorkowy F-. Zdarzają się także jony kompleksowe, np. [FeF₄]^- albo jon H₂F⁺

• Zawartość w górnych warstwach Ziemi wynosi 0,054%. Jedynym stabilnym izotopem fluoru jest 19F.

• Jest żółtozielonkawym gazem o przejmującym zapachu podobnym do chloru.

• Nawet bez dostępu światła, w niskiej temperaturze łączy się wybuchowo z wodorem tworząc fluorowodór.

• Fluor w stanie wolnym występuje w postaci F₂.

Zastosowanie:
- gazowy fluor używa się przy produkcji monomerów, z których otrzymuje się teflon i jego pochodne;
- stosowany do produkcji cieczy chłodzących i hydraulicznych (np. freon);
- fluorek sodu był kiedyś używany jako     insektycyd, głównie przeciwko     karaluchom;
-  niektóre fluorki są często dodawana do past do zębów i (co budzi czasem kontrowersje) do wody pitnej aby zapobiegać próchnicy zębów.

57. Przedstawić wiadomości dotyczące fluorowodoru, kwasu fluorowodorowego oraz fluorku sodu.

Fluorowodór (HF) – nieorganiczny związek chemiczny zbudowany z fluoru i wodoru. Jest to bezbarwna ciecz lub gaz o ostrym zapachu. Jego temperatura wrzenia jest niewiele niższa od temperatury pokojowej, co wyróżnia go spośród innych fluorowcowodorów. Spowodowane jest to występowaniem pomiędzy cząsteczkami tego związku silnych wiązań wodorowych. Jego wodny roztwór nazywany jest kwasem fluorowodorowym.

Fluorowodór otrzymuje się działając kwasem siarkowym(VI) na fluorek wapnia:

CaF₂ + H₂SO₄ → CaSO₄ + 2HF^↑

Zastosowanie

HF jest stosowany do fluorowania węglowodorów, przeróbce ropy naftowej, wytrawianiu znaków i napisów na szkle, wytwarzaniu glinu, produkcji aluminiowych puszek, oczyszczaniu kwarcu. Jest także stosowany do wyrobu heksafluorku uranu UF₆ używanego do wzbogacania uranu.

Znaczenie biologiczne

- Ciekły HF oraz jego stężone roztwory powodują trudno gojące się rany. Rozcieńczone roztwory również są bardzo niebezpieczne, gdyż przenikają bez uczucia bólu przez skórę i tkanki miękkie, atakując bezpośrednio chrząstki i kości. Fluorowodór, nawet w bardzo niskich stężeniach, jest silnie rakotwórczy.

W postaci cieczy przechowywany w butlach stalowych, miedzianych lub srebrnych kanistrach.

Kwas fluorowodorowy (HF) – nieorganiczny związek chemiczny, kwas beztlenowy, będący roztworem fluorowodoru w wodzie. Jest to bezbarwna ciecz, dymiąca na powietrzu, o ostrym, duszącym zapachu. Stosowany jest m.in. do trawienia szkła i produkcji freonów. Kwas fluorowodorowy roztwarza większość metali oprócz złota, platyny, osmu, wolframu, renu i ołowiu. Ponadto wykazuje działanie bakteriobójcze, jego rozcieńczonych roztworów używa się do celów dezynfekcyjnych (przemysł drożdżowy).

Fluorek sodu – nieorganiczny związek chemiczny. Występuje naturalnie jako minerał – wiliomit. Jest to bezbarwne, krystaliczne ciało stałe o wysokiej temperaturze topnienia. Fluorek sodu jest powszechnie stosowanym źródłem jonu fluorkowego F⁻

NaF otrzymuje się w wyniku neutralizacji kwasu fluorowodorowego, będącego produktem ubocznym podczas produkcji superfosfatu. Do neutralizacji stosuje się wodorotlenek lub węglan sodu:

HF + NaOH → NaF + H₂O

2HF + Na₂CO₃ → 2NaF + H₂O + CO₂

Stosowany w szkłach i emalii, do impregnowania drewna, jako środek bakteriobójczy w przemyśle fermentacyjnym i do odgazowywania stali, powszechnie stosowany jako dodatek do past do zębów zapobiegający próchnicy. Wykorzystywany do produkcji pestycydów oraz jako insektycyd i akarycyd. Również w fluoryzacji wody, dezynfekcji aparatury destylacyjnej i w otrzymywaniu innych soli fluoru.

58. Opisać właściwości ogólne chloru.

Właściwości ogólne:
•     chlor jest żółto-zielonym gazem;
•     ok. dwa i pół razy cięższym od powietrza, o nieprzyjemnym, duszącym zapachu, silnie trującym;
•     jest silnym utleniaczem, wybielaczem i środkiem dezynfekującym;
•     jako składnik wielu powszechnie spotykanych solach oraz innych związkach, jest powszechny w przyrodzie i występuje w większości organizmów żywych;
•     chlor ma bardzo duże znaczenie biologiczne, należy do makroelementów;
Aktywność: Chlor jest bardzo aktywny chemicznie, chociaż mniej niż fluor. W obecności rozproszonego światła słonecznego łączy się z wodorem tworząc chlorowodór :
Cl₂+H₂→2HCl
W pełnym świetle słonecznym ta reakcja przebiega wybuchowo.
Chlor łączy się bezpośrednio z większością pierwiastków na skutek czego powstają chlorki.
 Toksyczność: gazowy chlor działa silnie żrąco na drogi oddechowe, uszkodza tkankę i powoduje obrzęk płuc. Już 0,05% chloru w powietrzu to dawka powodująca śmiertelna powodująca śmierci w ciągu 1-2 godzin.
W czasie I wojny światowej chlor zastosowano jako pierwszą broń chemiczną (1915, Ypern)

59. Otrzymywanie i właściwości chemiczne chloru.

Otrzymywanie

W laboratorium chlor można otrzymać przez utlenianie kwasu solnego silnym utleniaczem, np. ditlenkiem manganu MnO₂ lub nadmanganianem potasu:

MnO₂ + 4HCl → MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O

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:

2NaCl → Cl₂↑ + 2Na

Właściwości chemiczne

Czysty chlor występuje w postaci dwuatomowych cząsteczek Cl₂. W związkach występuje na stopniach utlenienia od −I do VII. Chlor jest bardzo aktywny chemicznie, chociaż mniej niż fluor. W obecności rozproszonego światła słonecznego łączy się z wodorem tworząc chlorowodór. W pełnym świetle słonecznym ta reakcja przebiega wybuchowo.

Cl₂ + H₂ → 2HCl

Chlor łączy się bezpośrednio z większością pierwiastków na skutek czego powstają chlorki.

W 1 litrze wody o temperaturze 10 °C rozpuszcza się 3,10 litrów chloru, podczas gdy w temperaturze 30 °C już tylko 1,77 litra. Z wodą reaguje powoli, tworząc chlorowodór i kwas podchlorawy (HClO).

Cl₂ + H₂O → HCl + HClO

60. Występowanie, znaczenie w procesach biologicznych oraz zastosowanie chloru.

Występowanie:

• W postaci związanej, zwłaszcza w wodzie morskiej, która zawiera ok. 2% jonów chlorkowych, oraz w powstałych z niej złożach soli (jony chlorkowe stanowią ok. 1,9% masy wszystkich oceanów);

• Jony chlorkowe stanowią ok. 1,9% masy wszystkich oceanów;

• 11 pierwiastek pod względem rozpowszechnienia;

• Minerały: sól kuchenna NaCl, sylwin KCl;

Znaczenie chloru w procesach fizjologicznych:

Jest powszechny w przyrodzie i występuje w większości organizmów żywych. Chlor ma bardzo duże znaczenie biologiczne, należy do makroelementów. Jony chloru należą do głównych anionów w płynach organizmu, a kwas solny jest używany do trawienia przez wiele zwierząt (wydzielany w żołądku).

Zastosowanie:
-      używany jest w instalacjach do uzdatniania wody;
-      produktem ubocznym powstającym podczas procesu chlorowania wody jest toksyczny dla ludzi chloroform;
-      szerokie zastosowanie jako wybielacz (papieru, tkanin);
-      chlor jest stosowany do wyrobu wielu produktów używanych na co dzień - antyseptyków, barwników, pożywienia, środków owadobójczych, farb,     produktów naftowych, tworzyw sztucznych, lekarstw, rozpuszczalników;

61. Przedstawić wiadomości dotyczące chlorowodoru i kwasu solnego.

Chlorowodór – nieorganiczny związek chemiczny, połączenie chloru i wodoru. Jest 1,27 razy cięższy od powietrza. Dobrze rozpuszcza się w wodzie, tworząc kwas solny (kwas chlorowodorowy) z wydzieleniem dużej ilości ciepła. Naturalnie występuje w gazach wulkanicznych.

Otrzymywanie

Otrzymywany jest w wyniku działania kwasu siarkowego na chlorek sodu^[1] (reakcja przebiega w dwóch etapach):

• pierwszy zachodzi w temperaturze pokojowej:

H₂SO₄ + NaCl → HCl↑ + NaHSO₄

• drugi zaś wymaga podgrzania do 800 °C:

NaCl + NaHSO₄ → HCl↑ + Na₂SO₄

Spalanie wodoru w chlorze

Synteza chlorowodoru może być zintegrowana z innymi procesami chemicznymi, np. chlorowaniem węglowodorów. Źródłem szczególnie czystego chlorowodoru jest synteza z pierwiastków. Gazy do tej reakcji uzyskuje się podczas produkcji wodorotlenku sodu przez elektrolizę wodnego roztworu chlorku sodu. Wodór jest następnie spalany w chlorze z wykorzystaniem palników kwarcowych:

H₂ + Cl₂ → 2HCl

Właściwości

suchy chlorowodór jest dużo mniej aktywny chemicznie, niż jego wodny roztwór, kwas solny. Nie reaguje z fosforem, siarką, węglem, żelazem, niklem oraz chromem; reaguje zaś z litowcami (metalami alkalicznymi), np.: litem, sodem, potasem. W podwyższonej temperaturze reaguje także z innymi metalami.

Ciekły chlorowodór nie dysocjuje i nie przewodzi prądu elektrycznego. Jest mało reaktywny. Jako jeden z nielicznych chlorków metali, rozpuszcza się w nim chlorek cyny(IV) (bez dysocjacji).

Rozpuszcza się bardzo dobrze w wodzie (770 g/l w 20 °C) i eterze dietylowym (220 g/l w 20 °C), w którym tworzy się [Et₂OH]⁺Cl⁻, a także w innych rozpuszczalnikach organicznych, np. benzenie (13,7 g/l w 25 °C). W rozpuszczalnikach mało polarnych nie ulega dysocjacji.

W przemyśle używany jest do produkcji kwasu solnego i niektórych syntez np. chlorku winylu z etynu

Kwas solny (kwas chlorowodorowy) (HCl) – nieorganiczny związek chemiczny z grupy kwasów beztlenowych, będący roztworem wodnym gazowego chlorowodoru. Rozcieńczony kwas solny znajduje się w żołądku człowieka i ssaków umożliwiając trawienie białek, aktywując enzymy trawienne. Zwyczajowa nazwa „kwas solny” pochodzi od dawnej metody jego otrzymywania ze stężonego kwasu siarkowego i soli kamiennej (kwas z soli).

Otrzymywanie

Kwas solny otrzymuje się poprzez absorpcję w wodzie gazowego chlorowodoru. Jest to proces bardzo silnie egzotermiczny, przez co mieszanina gwałtownie się rozgrzewa. Z tego względu absorpcję prowadzi się przez przepuszczanie gazowego HCl nad powierzchnią wody w absorberze powierzchniowym np. w tzw. turylach.

właściwości

-czysty kwas solny jest bezbarwny.

-Chlorowodór rozpuszczony w wodzie ulega prawie całkowitej dysocjacji:

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻

W efekcie kwas solny jest jednym z najmocniejszych kwasów nieorganicznych– znacznie mocniejszym od kwasu siarkowego czy azotowego. Kwas solny nie ma jednak własności utleniających i jest lotny, co sprawia, że jest mniej żrący od mocnych kwasów tlenowych. Działaniu stężonego kwasu solnego ulegają m.in. tkaniny, papier oraz skóra.

Do kwasów o mocy większej niż kwas solny należą kwas nadchlorowy, bromowodorowy, jodowodorowy oraz superkwasy.

Rozpuszczalność chlorowodoru w wodzie spada wraz ze wzrostem temperatury. Maksymalne stężenie kwasu solnego jakie można uzyskać w temp. 0 °C wynosi 45,148% (pod ciśnieniem normalnym)^[5]. Ze stężonego kwasu solnego ulatnia się gazowy chlorowodór, który z kolei reaguje z wilgocią w powietrzu, tworząc mgłę. Z tej przyczyny stężony kwas solny określa się jako „dymiący”. Kwas solny o stężeniu poniżej 30% nie wykazuje już tendencji do dymienia.

Znaczenie biologiczne

Kwas solny jest niezwykle istotnym czynnikiem trawiennym większości zwierząt. Jest on wydzielany w żołądku przez specjalne komórki okładzinowe. Zadaniem kwasu solnego w układzie trawiennym jest:

• aktywowanie nieczynnego pepsynogenu,

• warunkowanie kwaśnego środowiska niezbędnego do trawienia białka przez pepsynę

• działanie antyseptyczne, zabijanie drobnoustrojów lub utrudnianie ich rozwoju,

• uczestniczenie w regulacji otwierania i zamykania odźwiernika żołądka.

Zastosowanie

Jest jednym z najważniejszych kwasów w przemyśle (m.in. przemysł włókienniczy, tworzyw sztucznych, farmaceutyczny, garbarstwo, cukrownictwo, produkcja barwników, ekstrakcja rud). Wykorzystuje się go także do oczyszczania powierzchni metali oraz w geologii do analizy minerałów. Ponadto, wraz z kwasem azotowym tworzy wodę królewską, stosowaną m.in. do roztwarzania metali szlachetnych.

62. Przedstawić wiadomości dotyczące bromu.

Właściwości ogólne:
-     niemetal występujący w skorupie ziemskiej w ilościach śladowych;
-     czysty brom jest cieczą o brązowo-brunatnym kolorze i ostrym, nieprzyjemnym zapachu;
-     brom jest obecny we wszystkich organizmach nie odgrywa on jednak żadnej roli w procesach życiowych;

- W dużych ilościach czysty brom jest silnie toksyczny

- Bromki sodu i potasu posiadają silnie negatywny wpływ na popęd płciowy mężczyzn, blokuje wytwarzanie testosteronu;

Znane związki z bromem:

• bromowodór HBr – po rozpuszczeniu w wodzie bardzo silny kwas;

• sole bromek sodu NaBr i bromek potasu KBr;

• bromek srebra jest masowo wykorzystywany w technikach litograficznych i fotograficznych;

• bromki oraz organiczne związki bromu stosowane są jako środki uspokajające;

• kwas oksobromowy (I) HBrO – ma przyjemny aromatyczny zapach;

• dioksobromianowy (III) (brominy) HBrO2 znane są dopiero od 1959 roku;

• Trioksobromian potasu KBrO₃ stosuje się analizie objętościowej bromometrii

Zastosowanie:

• Preparaty farmaceutyczne;

• Produkcja bromków i organicznych związków bromu (eozyna);

• Dodawany do benzyny ołowiowej w celu przeprowadzenia ołowiu w lotny bromek ołowiu (II), PbBr₂ ;

63. Omówić znaczenie biologiczne jodu.

Jod jest dla człowieka niezbędnym mikroelementem. Jest on dostarczany z pożywieniem i wodą. Gleby i woda okolic nadmorskich są najbogatsze w jod, im dalej od morza gleby są coraz uboższe w ten pierwiastek. Najmniej jodu jest w glebie i wodzie okolic górskich i podgórskich.

Ciało zdrowego człowieka zawiera 30–50 mg jodu. Najwięcej jodu występuje w tarczycy, która ma zdolność aktywnego gromadzenia tego pierwiastka. Bez jodu niemożliwa jest produkcja w pęcherzykach tarczycy hormonów, tyroksyny (T4) i trójjodotyroniny (T3), niezbędnych do prawidłowego funkcjonowania wszystkich komórek organizmu.

Niedobór jodu w pożywieniu i w wodzie po pewnym czasie może prowadzić do powstania wola tarczycy.

Niedostatek jodu u dzieci zmniejsza zdolność uczenia się, spowalnia wzrost i rozwój fizyczny w okresie pokwitania. U dorosłych może upośledzać funkcje rozrodcze, utrudniać utrzymanie ciąży, prowadzić do niewydolności tarczycy i w konsekwencji do zahamowania funkcji wielu narządów i procesów życiowych organizmu.