I GRUPA – LITOWCE

Li, Na, K, Rb, Cs

Właściwości ogólne:

• metale bardzo lekkie

• bardzo miękkie (wszystkie z wyjątkiem litu można ciąć nożem)

• bardzo reaktywne (wśród metali)

• srebrzysty połysk znika na powietrzu a Rb i Cs zapalają się samorzutnie w powietrzu

• metale rozkładają wodę - reakcja egzotermiczna

• litowce przechowuje się w cieczach izolujących je od powietrza, wolnych od halogenów (np. nafcie lub oleju parafinowym)

• metale alkaliczne rozpuszczają się w amoniaku (w miarę wzrostu stężenia kolor roztworu zmienia barwę z ciemnoniebieskiej poprzez czarną, złotobrązową aż do barwy miedzianometalicznej)

• stężone roztwory przewodzą prąd, podobnie jak żelazo

• wykrywanie litowców: za pomocą barwy płomienia lub widmowej analizy spektralnej.

Litowce

	Lit	Sód	Potas	Rubid	Cez
Symbol	Li	Na	K	Rb	Cs
Liczba atomowa	3	11	19	37	55
Masa atomowa	6,941	22,99	39,1	85,47	132,91
Temperatura topnienia, [^oC]	181	97,8	63,6	39	28,5
Temperatura wrzenia [^oC]	1342	883	774	689	705
Rozpowszechnianie w skorupie ziemskiej, [%]	0,534	0,971	0,862	1,522	1,9

Lit

Li (łac. lithium - skała)

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.

Występowanie

• tylko w postaci związanej; w górnych warstwach Ziemi występuje w ilości 0,0018% w skałach (wyjątek złoża soli), w wodach mineralnych (woda litowa w Muszynie), popiół roślinny (popiół tytoniowy zawiera 0,5% litu).

Przykładowe skały występujące na Ziemi zawierające lit:

Ambligonit LiAl(PO₄)F, LiAl(PO₄)(F,OH)

Spodumen Li[AlSi₂O₆]

Cynwaldyt KLiFeAl(F,OH)₂[AlSi₃O₁₀]

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)        
LiCl = Li + 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

• 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

• Medycyna:

  • sole litu stosowane są w leczeniu zaburzeń psychicznych - brak szerszego rozpowszechnienia litu w psychiatrii jest spowodowany jego znaczną toksycznością i mała rozpiętością między dawką terapeutyczną i toksyczną nazywane normotykami

  • ważny mikroelement

• Energetyka:

  • galwaniczne „ogniwa litowe” o napięciu 3V

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

Sód

Na (łac. natrium)

Występowanie

• Szósty pierwiastek pod względem rozprzestrzenienia w skorupie ziemskiej (więcej niż K)

• Tylko w postaci zwyczajnej, w minerałach (np. złoża soli kamiennej), wody organiczne

• 1L wody morskiej = 10,6 g jonów sodu Na⁺

Minerały

• sól kuchenna (halit) NaCl

• saletra sodowa (chilijska) NaNO₃

• kriolit Na₂[AlF₆]

• skaleń sodowy (albit) Na[AlSr₂O₃]

• rodzima sól gorzka

Wpływ sodu na procesy fizjologiczne

Niezbędny do życia komórkom zwierząt, w części roślin. W przeciwieństwie do K w organizmie znajdują się prawie w całości poza komórkami, w których regulują zawartość wody.

Sód metaliczny – otrzymany w 1807r. przez Anglika Humphry’ego Davy’ego podczas elektrolizy stopionego wodorotlenku sodu za pomocą stosu Volty.

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.

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

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

2Na + H2O→2NaOH + H2↑

• na powietrzu sód spala się żółtym płomieniem do nadtlenku wodoru, 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.

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.

Chlorek sodu NaCl

Występowanie 

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

• jako składnik popiołu

• w węglu brunatnym

• jako składnik organizmów.

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).

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.

Znaczenie NaCl

• W organizmie człowieka (krew, inne płyny) – 150-300 g NaCl, codziennie trzeba uzupełniać o kolejne 10-15 g. Nadmierna konsumpcja soli jest jednak szkodliwa, w niektórych schorzeniach wymagane jest stosowanie diety bezsolnej.

• Toksyczna dla człowieka dawka to ok. 5 g NaCl na kg wagi ciała.

Zastosowanie

• Elektroliza chlorków alkalicznych (NaOH, H₂, HCl, Cl₂/HCl₃)

• Elektroliza stopionych soli (Na, Cl₂)

• Amoniakalna metoda produkcji Solvaya (NaHCO₃, Na₂CO₃, CaCl₂)

• Reakcja z kwasem siarkowym (Na₂SO₄, HCl)

• Produkcja wszystkich związków sodu i chloru

• Środek konserwujący

• Przyprawa

• Zimą do posypywania dróg

• Do wysalania mydła i barwników organicznych

• Glazurowanie i ceramika

• Składnik zmniejszający siłę wybuchu powietrznych materiałów wybuchowych

• W solankach chłodniczych – mieszanina 3,5:1 chlorku sodu do wody tworzy mieszaninę chłodzącą temperatura -210°C

• Dodatek do bejc aluminiowych i elektrolitów niklowych.

Znaczenie chlorku sodu w procesie fizjologicznym:

• 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.

Wodorotlenek sodu NaOH – soda żrąca lub soda kaustyczna

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

Zastosowanie

Substrat do produkcji takich substancji jak:

• Sole sodu 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

• Tlenek glinu z boksytu

• Fenol z olejów mineralnych

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

• Do sporządzania kąpieli oksydacyjnych

• Bejca aluminium (np. przed eloksalowaniem)

* Chemiczne wskaźniki pH

• Są to związki chemiczne, których barwa zmienia się zależnie od pH środowiska, w którym się znajduje.

Mechanizm zmiany barwy bywa różny dla różnych wskaźników:

• Zmiana barwy na skutek przyłączania jonów hydroniowych (H₃O⁺) lub hydroksylowych (OH^-) i przechodzenia w formę jonową przy ściśle określonym ich stężeniu

• Zmiana koloru na skutek zmian konformacyjnych wywołanych przez zmianę pH

• Zmiana barwy na skutek całego ciągu reakcji chemicznych „uruchamianych” przy określonym pH.

Węglan sodu Na₂CO₃ – soda, soda kalcynowana

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.

Występowanie

• W przyrodzie związek ten występuje w stanie naturalnym w tzw. jeziorach sodowych oraz w popiele roślin morskich.

• Stanowi też ważny składnik wielu minerałów.

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.

Związki sodu i ich zastosowanie

• Siarczan (VI) sodu – w laboratoriach chemicznych służy do osuszania rozpuszczalników organicznych

• Nadtlenek sodu – w roztworach bielących i maskach tlenowych (wchłania ditlenek węgla i wydziela tlen)

• Tiosiarczan sodu – rozpuszcza sole srebra, dlatego stanowi skuteczny utrwalacz fotograficzny

• Azotan sodu (saletra sodowa) – nawóz, składniki środków wybuchowych

• Wodorowęglan sodu – stosowany do proszków do prania, proszków do pieczenia, w gaśnicach oraz jako środek zmniejszający kwasowość soków żołądkowych.

Potas

K (łac. kalium)

Występowanie

• Siódmy pierwiastek pod względem rozpowszechnienia w skorupie ziemskiej. Występuje w postaci związanej, w minerałach, wodzie morskiej i organizmach żywych

• 1 litr wody morskiej zawiera 0,38 g jonów potasu co spowodowane jest silniejszą adsorpcją jonów potasu, powstających w wyniku wietrzenia skał przez glebę

• Duże ilości potasu występują w świeżych warzywach i owocach.

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.

Minerały potasu

1. Karnolit - KCl · MgCl₂ · 6H₂O

2. Kainit - KMg[Cl/SO₄] · 3H₂O (zawiera 15,7% K, 14,2% Cl, 16,19% MgO, 32,16% SO₃, 21,7% H₂O)

3. Sylwin – KCl

4. Ortoklaz – skaleń potasowy K[AlSi₃O₈]

5. Muskowit – mikka potasowa KAl₂(OH, F)₂AlSi₃O₁₀

Potas metaliczny

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

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

• Potaż – KNO₃ - 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.

Rubid i Cez oraz ich związki

Rb (łac. rubidium)

Cs (łac. caesium)
Nazwy polskie pierwiastków pochodzą bezpośrednio od barwy linii spektralnych.

Występowanie

• Pierwiastki towarzyszą w niewielkich ilościach potasowi w złożach skalnych i skałach, a także w wodach mineralnych

• Karnolit zawiera około 0.015 do 0,040 % rubidu. Zawartość cezu jest jeszcze mniejsza

• Minerałem cezu jest rzadko występujący polucyt CsAlSi₂O₆.

Otrzymywanie

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

• Metodą termoelektrolizy.

Właściwości

• Najbardziej reaktywne metale w całym układzie okresowym

• Na powietrzu natychmiast tworzą się tlenki, nawet duże kawałki rubidu i cezu zapalają się samoczynnie po kilku sekundach

• Reagują z wodą wybuchowo, rozżarzając się

• Cez ma największą spośród wszystkich trwałych pierwiastków objętość atomową

• Cez i rubid emitują elektrony na skutek działania światła (efekt fotoelektryczny).

Zastosowanie

Rubid stosowany wyłącznie w celach naukowych

Cez:

• do produkcji fotokomórek (np. w postaci stopów Ag/Ag₂O/Cs lub Cs₂O/Sb – Cs)

• specjalnych promienników podczerwieni

• nuklid Cs¹³⁷ podobnie jak Co⁶⁰ służy jako źródło promieniowania w medycynie.

Stosowalność związków cezu i rubidu jest nieznacząca, przejawiają duże podobieństwa do związków potasu.

Frans

Fr (łac. francium)

• Frans to radioaktywny metal alkaliczny. Ostatnie badania wykazują, że jego aktywność chemiczna jest mniejsza niż aktywność cezu i jest podobna do aktywności rubidu. Frans reaguje gwałtownie z wodą i kwasami (podobnie jak inne metale alkaliczne).

• Występuje w rudach uranowych. Całkowita zawartość fransu w skorupie wynosi około 24.5 mg.

II GRUPA – BERYLOWCE

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

Właściwości ogólne:

• metale o barwie srebrzystej; mniej reaktywne niż litowce

• nazwa grupy pierwiastków pochodzi od gleb posiadających odczyn zasadowy

• sproszkowany magnez reaguje z powietrzem

• własności metaliczne, zasadowość wzrasta ze wzrostem masy cząsteczkowej

• gęstość i twardość większa niż litowców

• silnie ujemne potencjały standardowe (metale nieszlachetne)

• Ca, Sr i Ba tworzą nadtlenki MO₂

• tlenki MO (z wyjątkiem BeO) tworzą silne zasady
  MO + H₂O = M(OH)₂ silnie egzotermiczna reakcja

• reakcje berylowców z wodą: Be – nie reaguje z H₂O
  pozostałe: M + 2H₂O = M²⁺ + 2OH^- + H₂
  (Mg reaguje z H₂O „na gorąco”, pozostałe bez ogrzewania)
   wodny roztwór Ca(OH)₂ = woda wapienna
   zawiesina wodna Ca(OH)₂ = mleko wapienne

Beryl

Beryl i jego związki są bardzo trujące i rakotwórcze!!!

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

Występowanie

• Pierwiastek bardzo rzadki, występuje w formie związanej najczęściej w minerałach takich jak:

Beryl 3BeO • Al₂O₃ • 6SiO₂ (glinokrzemian)

• Również znajduje się w:
  Akwamaryn  – błękitny,
  Goshenit – bezbarwny,
  Heliodor – żółty,
  Morganit – różowy,
  Biksbit – czerwony,
  Szmaragd  – zielony.

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.

Magnez

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. 2000̊ C

MgO +C      = Mg + CO

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

Występowanie

• Dolomit        CaMg[CO₃]₂

• Kizeryt        MgSO₄ x H₂O

• Karnalit        KCl • MgCl₂ • 6H₂O

• Kainit        KMg[Cl/SO₄] x 3H₂O

Magnez jako pierwiastek życia dla człowieka

• 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.

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 2H₂O 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

Wapń

Ca (łac. calcium)

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 z umiarkowanie burzliwą reakcje
          Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂  woda wapienna

Występowanie

Minerały

• Węglany (wapień, wapniak, marmur, kreda) CaCO₃

• Siarczany: anhydryt (CaSO₄)

• Fluorki: fluoryt (CaF₂)

• Krzemiany: anortyt (Ca[Al₂Si₂O₈])

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.

Związki wapnia; otrzymywanie i zastosowanie

• 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.

• 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

Zastosowanie:
    Zaprawa wapienna, wapno chlorowe (bielące), różne związki wapnia, środki ochrony roślin, do kaustyfikacji sody i potażu do wodorotlenków alkalicznych, do zmiękczania wody, w garbarniach, do zobojętniania kwasów w ściekach, do odsiarczania spalin, wydzielania soków z roślin;
     Zaprawa murarska – ma konsystencje pasty pozwalającej na łączenie i tynkowanie cegieł oraz innych materiałów budowlanych. Skład: piasek + spoiwo (zaprawa powietrzne, zaprawa hydrauliczna) + woda

Stront i bar

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

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

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

Rad

Właściwości

• Produkt promieniotwórczego rozpadu ²³⁸U, dlatego w rudach uranu zawarty jest w małych ilościach (1:3x10^-7)

• Rozpada się wydzielając promieniowanie beta przechodząc najpierw w radon, następnie w ołów ²⁰⁶ Pb

• Związki radu świecą i są nieco cieplejsze od otoczenia

• W medycynie ze względu na wysoką szkodliwość  został zastąpiony nuklidami promieniotwórczymi otrzymanymi sztucznie.

XIII GRUPA – BOROWCE

B, Al, Ga, In, Tl

Charakterystyka ogólna:

• Charakter metaliczny – wzrasta od boru do talu (bor występuje w postaci krystalicznej, ma charakter niemetaliczny i wykazuje właściwości półprzewodzące, glin i pozostałe pierwiastki to typowe metale)

• Rozpuszczalność związków

  • do łatwo rozpuszczalnych należą chlorki, siarczany, azotany metali oraz oksoboraksany litowców

  • trudno rozpuszczalne – fluorki, fosforany, wodorotlenki, tlenki metali oraz wszystkie oksoboraksany

• Trwałość związków – nietrwałe są węglany (z wyjątkiem talu), które istnieją tylko w niskich temperaturach i rozpadają się pod wpływem temperatury pokojowej na tlenek i ditlenek węgla, np.

Al₂(CO₃)₃ = Al₂O₃ + 3CO₂

• Jony – bezbarwne, a z roztworów można wydzielić za pomocą elektrolizy tylko gal, ind i tal.

• Bor (nie występuje w stanie wolnym, lecz w postaci różnych boranów) – występuje najczęściej w formie ciemnego proszku, natomiast metale Al, Ga, In, Tl – srebrzystobiałe zabarwienie.

Bor

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

Zastosowanie boru i jego związków

• Boraks Na₂B₄O₇

  • w przemyśle szklarskim, ceramicznym i kosmetycznym, do lutowania

  • do produkcji środków piorących (peroksohydraty oksoboranów)

  • w laboratoriach chemicznych jako substancja buforowa

• Bor elementarny

  • w przemyśle stalowym jako żelazo bor ( żelazo z domieszką 10-20% boru)

• Azotek boru BN₃

  • wszystkie odmiany są trwałe chemicznie i stosowane do produkcji materiałów ogniotrwałych

• Kwas tetrafluoroborowy H[BF₄]

  • bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie, używany w galwanotechnice

Glin

Właściwości

• Glin jest trzecim najpowszechniej występującym pierwiastkiem na powierzchni Ziemi

• Srebrzystobiały metal, dający się łatwo walcować, dobrze przewodzi ciepło i elektryczność, wykazuje małą wytrzymałość na rozerwanie

• Przechowywany na powietrzu utlenia się, a na jego powierzchni powstaje wówczas cienka warstwa tlenku glinu

• Pod wpływem niektórych kwasów warstwa ochronna rozpuszcza się i metal reaguje z jonami wodorowymi:

2Al + H⁺ = 2Al³⁺ + 3H₂

• Tlenek glinu reaguje łatwo z mocnymi zasadami, przechodząc w gliniany:

Al₂O₃ + 6NaOH + 3H₂O = 2Na₃[Al(OH)₆]

• Trudniej reaguje z kwasami, tworząc sole glinu:

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O

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.

Tlenek glinu - Al₂O₃

Glinka, ziemia gliniasta (proszek), korund (kryształy)

Właściwości

• biały proszek albo bardzo twarde, bezbarwne kryształy

• po wyprażeniu nierozpuszczalny w kwasach i zasadach.

Zastosowanie

• stosowany do produkcji aluminium

• jako środek polerski do metali

• jako katalizator lub nośnik katalizatora

• środek adsorpcyjny w analizie chromatograficznej

• materiał ścierny

Z tlenku glinu otrzymuje się przemysłowe kamienie szlachetne, proszek czystego glinu.

Wodorotlenek glinu – Al(OH)₃

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.

Gal

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

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.

Ind

Właściwości

• Zawartość indu w skorupie ziemskiej wynosi 0,049 ppm

• Nazwa pochodzi od niebieskiego koloru zabarwienia płomienia palnika gazowego podczas spalania soli indu (kolor zbliżony do indygo)

• Srebrzystobiały, miękki, silnie połyskujący i topi się w stosunkowo niskiej temperaturze

Otrzymywanie

• Metaliczny ind otrzymuje się przez redukcję tlenku indu wodorem lub metodą elektrolizy roztworu jego soli lub z rud cynkowych i ołowiowych

Zastosowanie

• jako dodatek stopowy (np. do stali) podwyższających ich twardość i odporność na korozje

• przy produkcji termometrów oporowych i przyrządów optycznych

• wchodzi w skład metalicznych powłok antykorozyjnych

• tlenek indowo-cynowy jest wykorzystywany w wyświetlaczach ciekłokrystalicznych (LCD).

Tal

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.

XIV GRUPA – WĘGLOWCE

C, Si, Ge, Sn, Pb

Właściwości ogólne:

• Wiązania w pierwiastkach mają charakter niemetaliczny, który wzmaga się w szeregu od węgla do ołowiu (w miarę wzrostu liczby atomowej)

• Węgiel elementarny występuje w dwóch odmianach niemetalicznych: diamentu i fullerenu oraz jednej półmetalicznej – grafitu.

• Krzem i german pod względem są metalami, natomiast w związkach zachowują się jak niemetale

• Wszystkie węglowce są ciałami stałymi.

Wodorotlenki pierwiastków (IV): wodorotlenki węgla i krzemu są coraz słabszymi kwasami, wodorotlenki germanu (IV), cyny (IV) i ołowiu (IV) są związkami amfoterycznymi, o charakterze raczej kwasowym. Wodorotlenki pierwiastków grupy IV mają bardziej kwasowy charakter niż odpowiednie pierwiastki związków III grupy głównej.

Wodorotlenki metali (II): znane są tylko wodorotlenki germanu, cyny, ołowiu, silniej zasadowe niż wodorotlenki tych samych metali o stopniu utlenienia IV, wszystkie jednak są jeszcze amfoteryczne.

Węgiel i jego związki

Symbol: C (łac. carboneum, carbo – węgiel)

Występowanie

• Węgiel jest składnikiem wszystkich organizmów żywych, jednakże w skorupie ziemskiej, z atmosferą i hydrosferą włącznie, pod względem rozpowszechnienia jest on dopiero trzynasty.

• W naturze występuje ponadto jako czysty (niezwiązany) diament lub grafit, oraz w postaci związanej jako ditlenek węgla i węglany, a także węgiel, ropa naftowa, gaz ziemny, olej łupkowy lub bitumen.

• Ilość węgla w postaci zawartego w powietrzu CO₂ szacuje się na 6,0 x 10¹¹ t, tj. tylko dwa razy więcej niż w organizmach żywych. Około 100 razy więcej węgla zawiera woda morska.

• Za pierwiastek chemiczny jako pierwszy uznał go Antoine Laurent Lavoisier (Paryż) w roku 1775.

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.

Niektóre minerały węglanowe

CaCO₃ kalcyt, wapień, kreda, marmur

CaCO₃ · MgCO₃ dolomit

MgCO₃ magnezyt

SrCO₃ stroncjanit

Węgiel elementarny

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

Węgiel aktywny, grafit retortowy oraz tzw. materiały węglowe uważane są za drobnokrystaliczne odmiany grafitu, choć ich właściwości często znaczniej odbiegają od właściwości zwyczajnego grafitu.

Właściwości węgla

• We wszystkich postaciach bezwonny, bez smaku

• Diament i grafit w normalnej temperaturze są pasywne, a rozdrobniony czarny węgiel, rozżarzając się, wchodzi w reakcję jedynie z fluorem (tworząc tetrafluorometan CF₄), a także z mieszanką manganianu (VII) (nadmanganianu) potasu KMnO₄ i stężonego kwasu siarkowego H₂SO₄.

• Przy wystarczającej ilości tlenu węgiel, również w postaci diamentu, spala się do ditlenku węgla, przy niewystarczającej do tlenku węgla

• Unoszący się w powietrzu węgiel rozdrobniony spala się wybuchowo

C + O₂ = CO₂ CO₂ + C = 2CO

• W podwyższonej temperaturze węgiel tworzy z wieloma metalami węgliki, a z parą siarki disiarczek węgla

• W podwyższonej temperaturze redukuje też wiele tlenków metali do postaci metalicznej.

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.

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.

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

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!

Krzem i jego związki

Charakterystyka ogólna

Symbol: Si (łac. silicum)

Występowanie

• Zawartość krzemu w zewnętrznych strefach Ziemi wynosi 26,95% wagowo

• Jest drugim po tlenie najbardziej rozpowszechnionym pierwiastkiem

• Krzemionka SiO₂ w różnych odmianach polimorficznych (kwarc, trydymit, krystobalit) oraz krzemiany i glinokrzemiany stanowią większość skał tworzących skorupę ziemską

• Wszystkie rośliny żywe (niesuszone) zawierają rozpuszczalne i przyswajalne przez organizm człowieka związki krzemu

• Krzem został zidentyfikowany jako pierwiastek przez Antoine Lavoisiera w 1787.

Właściwości i zastosowanie

• Krzem ma właściwości półprzewodnikowe i z tego powodu znajduje szerokie zastosowanie we współczesnej elektronice (podobnie jak german)

• W postaci stopu z żelazem (tzw. żelazokrzem) stosowany jest w metalurgii.

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.

German

Ge (łac. germanium)

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.

Cyna

Sn (łac. stannum)

Właściwości

• cyna tworzy odmiany alotropowe

• w warunkach normalnych występuje w odmianie β zwanej cyną białą.

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.

Ołów

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.

Zastosowanie: związki ołowiu, niegdyś stosowane dość szeroko (płyty akumulatorowych, barwniki w farbach drukarskich, przeciwstukowy dodatek do benzyn samochodowych – tetraetylek ołowiu) ze względu na swą toksyczność – wycofane z użycia

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.

XV GRUPA – AZOTOWCE

N, P, As, Sb, Bi

Właściwości ogólne:

• Wraz ze wzrostem masy atomowej spada gwałtownie elektroujemność i coraz silniej zaznacza się ich charakter metaliczny.

• Dwa pierwsze są typowymi niemetalami, As i Sb mają charakter przejściowy, Bi jest metalem.

• Azot to gaz, pozostałe azotowce są ciałami stałymi.

• W przyrodzie występują w stanie wolnym (oprócz fosforu).

• Tworzą kwasy tlenowe.

• Z wodorem tworzą gazowe wodorki o charakterze zasadowym.

• Z innymi pierwiastkami łączą się dość trudno.

Azot i jego związki

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%

Znaczenie biologiczne

• 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 proces w denitryfikacyjnym złożu fluidalnym (rodzaj bioreaktora), w którym usuwano azot ze ścieków wcześniej poddanych procesowi metagenizacji.

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.

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.

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

Wpływ na organizm ludzki w zależności od stężenia:

Wpływ na organizm ludzki	stężenie [ppm]	Dopuszczalny czas przebywania
Charakterystyczny zapach wyczuwalny nosem przez większość ludzi.	25 ^1 próg wykrywalności	Nieograniczony
Maksymalne dopuszczalne stężenie trwałe.	35	8 godzin roboczych przez 7 dni w tygodniu
Zapach bardzo wyraźnie wyczuwalny. Ludzie opuszczają skażone pomieszczenie.	50	wg niezbędnych potrzeb
Ostry nieprzyjemny zapach, przy krótkotrwałym wdychaniu bez szkodliwego wpływu na organizm ludzi zdrowych.	100	Opuścić pomieszczenie niezwłocznie
Podrażnienie śluzówki oczu, nosa i dróg oddechowych.	400 – 700 próg zagrożenia	godzina przebywania przeważnie nie powoduje poważnych następstw
Napad kaszlu, uczucie zatykania oddechu, silne podrażnienie śluzówki nosa, oczu i dróg oddechowych.	1000 – 1700	Półgodzinne przebywanie może prowadzić do groźnych następstw
Silny kaszel, skurcze gardła, silne uczucie zatykania oddechu wraz ze żrącym podrażnieniem śluzówki nosa, oczu i dróg oddechowych.	2000 – 5000	W ciągu 1/2 godziny może nastąpić śmierć przez uduszenie
Silne uczucie porażenia nerwowego i duszenia	5000 – 6000	Śmierć następuje w ciągu kilku minut

(1): Próg wykrywalności w niskich temperaturach jest jeszcze niższy i wynosi 2 – 5 ppm.

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.

Fosfor i jego związki

P (łac. phosphorus – niosący światło)

Występowanie

• Ważne minerały fosforu to apatyt 3Ca₃(PO₄)₂ ∙ Ca(OH)₂ i fosforyty.

• Fosfor tworzy szereg kwasów, z czego najważniejszym jest kwas ortofosforowy H₃PO₄.

• Po raz pierwszy wyodrębnił go Hennig Brand w 1669r. podczas długotrwałego prażenia moczu.

Właściwości

• 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).

Zastosowanie

• tlenki fosforu używane są jako reduktory (P₄O₆) lub substancje wysuszające (P₄O₁₀)

• kwas ortofosforowy (H₃PO₄) 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 – zjawisko emisji fal świetlnych wytworzonych w wyniku niektórych reakcji chemicznych. Zjawisko to występuje np. podczas utleniania fosforu białego.

Znaczenie biologiczne fosforu

• stosowany w przemyśle zbrojeniowym, zapałczanym, metalurgii

• 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.

Arsen

As (łac. arsenium)

Występowanie

• w skorupie ziemskiej w ilości 2,5 ppm (zajmując 20. miejsce pod względem rozpowszechnienia wśród pierwiastków)

• tworzy ponad 200 minerałów, z których najbardziej rozpowszechnione są: arsenopiryt, lelingit, orpiment, realgar

• często towarzyszący także złożom siarczkowym innych metali, np.: pirytom, chalkopirytom, galenie, blendzie cynkowej.

Właściwości

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.

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.

Antymon

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 kwasie i nie reaguje z tlenem

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

Zastosowanie

• stopy drukarskie

• stop łożyskowy

• zapałki

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

Bizmut

Bi (łac. bismutum)

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.

Zastosowanie

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

• katalizatory metatezy węglowodorów

• wykorzystuje się go do produkcji tworzyw sztucznych i farb

• leki przeciwzapalne

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

Znaczenie biologiczne

• brak. Występuje naturalnie w kościach i krwi (ok. 0,2 ppm), ale nie odgrywa tam żadnej roli

• sole i tlenki są nietoksyczne, mimo, że jest metalem ciężkim.

*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

XVI GRUPA – TLENOWCE

O, S, Se, Te, Po

Właściwości ogólne:

• W przyrodzie występują w stanie wolnym oraz w związkach

• Charakter zmienia się od niemetalicznego tlenu i siarki, poprzez selen (metal i niemetal), do metalicznego telluru ( stanie gazowym – niemetal do metalicznego polonu

• Tlen jest gazem, pozostałe pierwiastki to ciała stałe

• Reagują z litowcami, a także z metalami: Cu, Ag, Hg, tworząc tlenki lub sole (siarczki, selenki, tellurki)

• Tworzą kwasy tlenowe: H₂XO₃, H₂XO₄, oraz wodorki o charakterze kwaśnym H₂X

• Siarka, selen, tellur i polon łączą się bezpośrednio z tlenem dając tlenki o kwasowych właściwościach, rosnących wraz ze stopniem utlenienia tlenowca

• Trwałość związków tlenowców z wodorem maleje w szeregu od tlenu do polonu.

Tlen i jego związki

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.

Zastosowanie

• do spawania i cięcia metali

• w aparatach tlenowych

• do napędu rakiet

• w wielu procesach chemicznych i technicznych

• nasycone tlenem powietrze stosuje się np. w procesach metalurgicznych

• bary tlenowe – „zdrowe czy niezdrowe?” (wg Profesora Jacka Przybylskiego z AM w Warszawie „tlen tak jak zły pies gryzie białka, tłuszcze i nasz materiał genetyczny”)

NOBA – stowarzyszenie założone w celu określenia procedur i zasad bezpieczeństwa stwerdziło, że nie istnieje żadne ryzyko, jeśli tlen jest wdychany przez odpowiednie rurki do nosa nie dłużej niż jedną godzinę. Dłuższe wdychanie mieszanki tlenowej może zakończyć się podrażnieniem płuc.

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.

Promieniowanie

Naukowcy klasyfikują promieniowania UV na trzy rodzaje lub taśmy UV-A, UV-B i UV-C. Stratosferyczna warstwa ozonowa pochłania niektóre, ale nie wszystkie z tych rodzajów promieniowania UV:

• UV-A – nie jest pochłaniane przez warstwę ozonową

• UV-B – jest czasami pochłaniane przez warstwę ozonową, ale niektóre nie docierają do powierzchni Ziemi

• UV-C – całkowicie pochłaniane przez warstwę ozonową i tlenu.

UVA i UVB powodują poważne skutki dla zdrowia człowieka.

• UV-C - długość fali 200-280 nm

• UV-B - długość fali 280-320 nm

• UV-A - długość fali 320-380 nm

• Ozon może pochłaniać promieniowanie UV (co powoduje rozpad jego cząsteczek) i chroni Ziemię przed szkodliwym wpływem tego promieniowania

• Freony (np. CCl₄F₂) oraz promieniowanie UV powodują rozkład ozonu; łańcuchowa reakcja rozkładu ozonu

CCl₂F₂ = Cl∙ + CClF₂∙ (UV)

Cl∙ + O₃ = ClO∙ + O₂

ClO∙ = Cl∙ + O∙

ZWIĄZKI TLENU

• Tlenki: powstają w reakcji pierwiastka z tlenem (reakcja utleniania), w wyniku prażenia wodorotlenków oraz uwodnionych tlenków i w wyniku prażenia soli kwasów, których bezwodniki są lotne (węglanów, siarczanów IV, VI)

• Większość tlenków niemetali ( wyjątek: CO, NO, NO₂) to bezwodniki kwasowe, które z wodą tworzą kwasy. Tlenki metali I-IV wartościowości są bezwodnikami zasad.

• Wodorotlenki: zawierają grupę –OH. To związki nieorganiczne metali typu M(OH)_x

• Nadtlenki: pochodzą od H₂O₂, zawierają więc grupę –O-O-. Ważnymi związkami są nadtlenek sodu (Na₂O₂) i baru (BaO₂)

Siarka i jej związki

S (łac. sulfur)

Właściwości i występowanie

Niemetal, występujący w postaci niezwiązanej oraz jako chemicznie związana a w siarczanach i siarczkach, w minerałach, a także w węglu kamiennym i brunatnym, w ropie naftowej oraz białkach (zwłaszcza w keratynie włosów, piórach i skórze).

W zwykłej temperaturze siarka jest mało aktywna. Bardzo łatwo łączy się ona tylko z fluorem, a już trudniej z chlorem. Z innymi pierwiastkami, jak np. z wodorem łączy się dopiero w podwyższonej temperaturze. Z metalami tworzy po ogrzaniu siarczki – reakcje są silnie egzotermiczne. Ważniejsze związki to: H₂SO₃, H₂SO₄, H₂S oraz ich sole (siarczany VI i IV, siarczki), SO₂ i SO₃ (tritlenek siarki).

Kwas siarkowy (VI)

• Jest oleistą, bezbarwną cieczą o ciężarze właściwym 1.84 g/cm³

• Mieszającą się z wodą w każdym stosunku

• Podczas rozcieńczania wydziela się duża ilość ciepła hydratacji

• Z tego powodu bezpieczne rozcieńczanie kwasu siarkowego odbywa się przez ostrożne wlewanie kwasu do wody

• Kwas siarkowy jest silnie higroskopijny i jako taki służy czasem do osuszania gazów. Jego siła wiązania wody jest tak duża, że potrafi ją „wydobyć” ze związków organicznych, powodując rozpad prowadzący do zwęglenia (np. węglowodany, białka).

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.

Selen

Se (łac. selenium, od gr. selene – księżyc)

Występowanie

W niewielkich ilościach towarzyszy siarce w jej rudach siarczkowych. Jego własne rudy występują sporadycznie.

Właściwości

Jest jednym z niezbędnych mikroelementów, którego niedobór powoduje niewydolność niektórych organów, nieodwracalne zmiany płodu, podatność organizmu na związki rakotwórcze.

Związki selenu są odpowiednikami związków siarki: selenowodór (H₂Se), kwas selenowy (IV) i (VI) i jego sole, tj. selenian (IV) sodu Na₂SeO₃.

Zastosowanie

Dzięki zależności przewodnictwa elektrycznego od naświetlania selen znalazł zastosowanie w fotokomórkach i kserokopiarkach, a jego związki są stosowane w ogniwach fotowoltaicznych, jako półprzewodnik w prostownicach selenowych, dodatek do szkła i stali. SeS₂ stosowany jest w szamponach przeciwłupieżowych i lekach przeciwgrzybicznych.