CHEMIA NIEORGANICZNA

I ANALITYCZNA

Wykład.1.

4.X.2002 r.

CHEMIA NIEORGANICZNA

Układ okresowy pierwiastków.

Wybrane pierwiastki grup głównych.

właściwości

otrzymywanie

zastosowanie

Metody otrzymywania ważnych technicznie produktów przemysłu chemicznego.

kwas siarkowy

amoniak

kwas azotowy

węglan sodu

wodorotlenek sodu

nawozy sztuczne

Wybrane pierwiastki grup pobocznych.

ich właściwości

otrzymywanie

zastosowanie

Związki kompleksowe.

rodzaje kompleksów

nazewnictwo

izomeria (rodzaje).

CHEMIA ANALITYCZNA

Metody poboru i przygotowania próbek środowiskowych do analizy.

Kryteria wyboru metod analitycznych dla próbek gazowych, ciekłych i stałych środowiska przyrodniczego.

Podstawy analizy objętościowej

alkacymetrii

redoksymetrii

kompleksometrii

analizy wytrąceniowej

Metody chromatograficzne.

adsorcyjne i podziałowe

sączenie melekularne

jonity w technikach chromatograficznych cienkowarstwowej, wysokosprawne chromatografii cieczowej i chromatografii gazowej.

Metody spektralne w analityce środowiska.

absorcyjne AAS, UV/VIS

emisyjne ICP, MIP, XRF

Podstawy metod elektrochemicznych i ich zastosowanie w badaniach stanu środowiska.

potencjometria

konduktometria

Volt - amperometryczne

Analiza specjacyjna i jej znaczenie w analityce środowiska.

Certyfikowane materiały odniesienia i błędy w analizie chemicznej.

Statystyczna ocena wyników.

Wykład.2.

11.X.2002 r.

Liczby kwantowe służą do określenia stanu energetycznego elektronów w obrębie atomu.

liczba kwantowa główna n określa ogólny stan energetyczny elektronów atomów

liczba kwantowa poboczna l precyzuje dokładnie stan energetyczny atomów w obrębie danej liczby kwantowej głównej

K L M N

n = 1, 2, 3, 4,....

l = 0, 1, 2, 3, 4,

s p d f g

liczba kwantowa magnetyczna -l ≤ m ≤ +l mówi o zachowaniu się elektronów w polu magnetycznym

liczba spinowa m_s = ± ½ mówi o obrocie elektronów wokół własnej osi

Do wielkości fizycznych, których znajomość ułatwia przedstawienie zmiany właściwości chemicznych pierwiastków w zależności od położenia w układzie okresowym należą:

rozmiary atomów

energia jonizacji

powinowactwo elektronowe

W poszczególnych okresach największy promień atomowy wykazują pierwiastki I grupy (litowców).

maleje promień atomu

rośnie promień atomowy

Energia jonizacji oznacza energię potrzebną do usunięcia elektronu z atomu danego pierwiastka. W energii jonizacji decydują siły, które w atomie działają na elektron walencyjny. Zależą od odległości atomu tego elektronu oraz od ładunku jądra.

Najmniejsze wartości w poszczególnych okresach przyjmuje energia jonizacji pierwiastków o największym promieniu atomowym, tj. grupa litowców.

Pojęcie elektroujemności.

Charakterystyczna zdolność atomu wchodzącego w skład cząsteczki do przyciągania ku sobie elektronów. Elektroujemność wzrasta w okresach od lewej do prawej strony. Najbardziej elektroujemne są: chlor, fluor.

Nazewnictwo grup.

I A litowce blok s

II A berylowce blok s

III A borowce blok p

IV A węglowce blok p

V A azotowce blok p

VI A tlenowce blok p

VII A fluorowce blok p

VIII A helowce blok p

III B skandowce blok d

IV B tytanowce blok d

V B wanadowce blok d

VI B chromowce blok d

VII B manganowce blok d

VIII B żelazowce blok d

VIII B kabaltowce blok d

VIII B niklowce blok d

I B miedziowce blok d

II B cynkowce blok d

A grupa główna

B grupa poboczna

Wykład.3.

18.X.2002r.

LITOWCE - Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

posiadają niską wartość energii jonizacji, łatwo te elektrony oderwać, niska wartość = kilkaset kilojuli (mol)

możemy powiedzieć, że występują jako Me⁺

wolne atomy litowców w wysokiej temperaturze ulegają zbudzeniu, emitują widma „emisyjne”, które leżą w zakresie światła widzialnego

Li - płomień się zabarwia na kolor rubinowy

Na - na żółto - pomarańczowy

K, Cs, Rb - fiołkowy kolor

występują w zróżnicowanej ilości

Na - w skorupie ziemskiej 2,6 %

K - 2,4 %

Li - 6 * 10^-3

Rb - 3 * 10^-7

Cs - 3 * 10^-4

mają pierwszy stopień utleniania

występowanie:

Li - w glinokrzemianach (minerały), w fosforanach, w niektórych wodach mineralnych -

działa antydepresyjnie

Na - w glinokrzemianach, NaCl w wodzie morskiej oraz pokłady soli kamiennej, saletta chilijska NaNO₃

K - znacznie bardziej rozproszony niż Na, występuje w minerałach chlorkowych KCl, MgCl₂ oraz w glinokrzemianach

Rb, Cs - nie tworzą odrębnych pierwiastków

własności fizyczne:

metale o barwie srebrzystobiałej

są miękkie, można je kroić nożem

oznaczają się małą gęstością, Li jest najlżejszy spośród metali, Na, K - pływają po wodzie

własności chemiczne:

duża aktywność chemiczna

Li jest najmniej aktywny, wszystkie pozostałe w temperaturze pokojowej już pokrywają się warstwą tlenu

Zastosowanie:

sam lit (jako pierwiastek) stosowany jest jako dodatek do stopów cynków, magnezów, zwiększa ich twardość, stosowany jest jako odtleniacz w metalurgii miedzi

Na do produkcji nadtlenku sodu Na₂O₂, do środków piorących, do oczyszczania powietrza w okrętach podwodnych i w aparatach do oddychania, jako reduktor niektórych związków organicznych

K metaliczny nie znajduje zastosowania

Z Cs metalicznego, który tworzy stop z glinem i barem wytwarzane są fotokomórki cesowe

wodorotlenek sodu jest substancją stałą, łatwo topliwą, silnie higroskopijną, na skalę techniczną otrzymywany jest podczas elektrolizy wodnego roztworu chlorku sodu

NaCl + H₂O ½ Cl₂ + ½ H₂ + NaOH

2H₂O H₃O⁺ + OH^-

K H₃O⁺ + e H₂O + ½ H₂

A Cl^- ½ C₂ + e

NaCl Na⁺ + Cl^-

Elektrolizę przeprowadza się w urządzeniach skonstruowanych w ten sposób aby wydzielający się na anodzie chlor nie stykał się z wodorotlenkiem sodu.

węglan sodu

NaCl + NH₃ + CO₂ + H₂O NaHCO₃ + NH₄Cl

2NaHCO₃ Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ 2NH₃ + CaCl₂ + 2H₂O

BERYLOWCE - Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

berylowce są metalami lekkimi, ze względu na mniejsze promieniowanie i dwukrotnie większą liczbę elektronów walencyjnych niż litowce mają większą gęstość i wyższe temperatury topnienia i wrzenia niż litowce

występują tylko na +2 stopniu utlenienia

energie jonizacji berylu są wyższe niż pozostałych pierwiastków w grupie, a jego jony działają na aniony silnie polaryzująco i warunkują kowalencyjny charakter związków berylu

wiązanie jonowe:

Na⁺ Cl^- Na⁺Cl^-

wiązanie kowalencyjne: (elektrony do wspólnego użytkowania)

pierwiastki te są silnie elektrododatnie, utleniają się w powietrzu tworząc tlenki typu metal 0

w miarę przesuwania się w dół grupy wzrasta tendencja do hydratacji krystalicznej soli, wzrasta trwałość termiczna węglanów, azotanów i nadtlenków, wzrasta szybkość reakcji metali z wodorem, wzrasta zasadowy charakter wodorotlenków

Be stanowi rzadki metal, występuje w glinokrzemianach Be₃Al₂ [Si₆O₁₂]

zabarwione odmiany berylu to: szmaragd, akwamaryl, chryzoberyl Al₂ [BeO₄]

własności fizyczne:

stosunkowo twarde

otrzymuje się je przez elektrolizę stopionej soli

w odróżnieniu od innych berylowców roztwarza się w rozcieńczonych wodnych roztworach alkanów

Be(OH)₂ + 2NaOH Na₂ [Be(OH)₄]

zastosowanie:

Be z uwagi na wysoką temperaturę topnienia, dużą wytrzymałość i ciągliwość znajduje zastosowanie do budowy samolotów i w astronautyce

jako materiał akumulujący duże ilości ciepła stosowany jest do wykonywania powłok ochronnych do pojazdów o dużych prędkościach

w technikach rentgenowskich jako okienka w aparatach rentgenowskich

tworzy stopy z żelazem, glinem, srebrem

blachy z berylu o najwyższej czystości stosowane są w reaktorach jądrowych do modelowania szybkości i odbijania neutronów

tlenek berylu BeO stosowany jako materiał do wykładania pieców i wykonywania tynków odpornych na wysoką temperaturę

najważniejsze minerały:

magnez - w przyrodzie tylko w postaci związanej:

magnezy

dolomit

kizeryt

krzemiany

azbest

milant

woda morska zawiera różne minerały

Właściwości: lekkie, o srebrzystym połysku, otrzymywany elektrolitycznie

Zastosowanie:

Mg stosowany jako składnik stopu

stopy typu elektron zawierają do 90% Mg oraz krzem, cynę, mangan, miedź - pięciokrotnie lżejsze od żelaza

w metalurgii Mg stosowany jest jako silny reduktor

Wykład.4.

8.XI.2002r.

Chlorek magnezu

chlorek magnezu MgCl₂ krystalizuje jako sześciohydrat MgCl₂ * 6H₂O

można odwodnić go tylko w atmosferze kwasu solnego

cement magnezowy: mieszanina chlorku i tlenku magnezu MgCl₂ * MgO

stosowany jest do sporządzania roztworów chłodzących i do impregnowania drewna

jeżeli praży się węglan w temp. Do 800^o to otrzymuje się magnezję kaustyczną, do 1700^o tzw. magnezję paloną: stosuje się ją do wyrobu cegieł ogniotrwałych, do urządzeń laboratoryjnych

ogrzewanie wodorotlenku magnezu: otrzymujemy tlenek magnezu, który nazywa się magnezją pustą (biały, sypki proszek), stosowaną w medycynie jako środek neutralizujący

Węglan magnezu

krystalizuje w postaci pięciohydratu

krystaliczny węglan magnezu to biały proszek, stosowany w przemyśle jako biały pigment do farb MgCO₃ * 5H₂O

Siarczan magnezu MgSO₄ * 1-12 H₂O

Wapń

węglan wapnia występuje jako wapienie, kreda, marmur

siarczan wapnia: anhydryt CaCO₃

CaSO₄ anhydryt dwuwodny

CaSO₄ 2H₂O gips

Ca₃ (PO₄)₂ fosforyt

Ca₃ (PO₄)₂ * Ca (F,Cl)₂ apatyt

CaCO₃ * MgCO₃ dolomit

chlorek wapnia CaCl₂ produkt odpadowy, ciało stałe, silnie higroskopijne, stosowany jest do osuszania gazów

chlorek wapnia 6 połączony z lodem jest mieszaniną chłodzącą (-55^o)

tlenek wapnia poddany prażeniu: wapno palone CaCO₃ CaO + CO₂

gaszenie wapna: wapno gaszone CaO + H₂O Ca (OH)₂

wapno gaszone mieszane z piaskiem tworzy zaprawę wapienną

wapno hydratyzowane, ma postać proszku

tzw. ciasto wapienne ok. 50% wodorotlenku wapnie i 50% wody

mleko wapienne zawiesina wodorotlenku wapniowego w wodzie

AZOTOWCE: N,P,As,Sb,Bi

N, P: typowe niemetale

As i Sb: pośredni między metalem i niemetalem

Bi typowy metal

Występowanie

N w stanie wolnym jest głównym składnikiem w atmosferze N₂, w atmosferze również w niewielkiej ilości tlenki azotu i amoniak

Azot jako minerał (saletra chilijska NaNO₃, saletra indyjska KNO₃)

Fosfor w postaci apatytów, w postaci fosforytu (fosforan wapnia)

Arsen w postaci siarczków

As₂S_3­

FeAsS arsenopigment

Otrzymywanie

azot przez frakcjonowanie, destylację skroplonego powietrza

NH₄NO₃ N₂ + 2H₂O

NaN₃ Na + 3/2 H₂

fosfor

Ca₃(PO₄)₂ + 3SiO₂ + 5C 3CaSiO₃ + 5CO + ½ P₄

Proces odbywa się bez dostępu powietrza. Fosfor wydziela się w postaci pary i zestala się

arsen w stanie wolnym otrzymuje się poprzez ogrzewanie arsenopirytu bez dostępu powietrza

FeAsS FeS + As

Zastosowanie

azot stosowany w przemyśle, laboratorium jako gaz neutralny. Surowiec wyjściowy do otrzymywania amoniaku, kwasu azotowego

fosfor stosowany jest w metalurgii jako dodatek do stopów, do produkcji kwasu fosforowego i związków fosforu. Czerwony fosfor do produkcji zapałek

arsen stosujemy do otrzymywania związków arsenu. Dodatek niewielkiej ilości arsenu do ołowiu - do odlewu śrutu

antymon, bizmut składniki stopów. Antymon do stopów łożysk, bizmut do stopów niklu

Właściwości

występuje w kilku odmianach alotropowych

jeżeli biały fosfor ogrzejemy do 450^o K bez powietrza powstanie bezpostaciowy fosfor czerwony. Jeżeli ogrzejemy go do 800^o K otrzymamy odmianę krystaliczną, fosfor fioletowy

fosfor biały do 490^o K pod ciśnieniem 1,2 GPsc otrzymujemy fosfor czarny, który ma metaliczny połysk i przewodzi prąd elektryczny

Najważniejsze związki azotowe:

XN₃ (NH₃, PH₃, AsH₃, BiH₃) wszystkie są gazami o nieprzyjemnym zapachu

Amoniak N₂ + 3H₂ 2NH₃, amoniak przerabia się na kwas azotowy i sole amonowe. Siarczan i azotan amonu jako nawozy sztuczne. Na największe ilości przerabia się kwas azotowy. Jest gazem bezbarwnym. Bardzo dobrze rozpuszcza się w wodzie.

N₂ + O₂ 2NO metoda Mościckiego

4NH₃ + 5O₂ 4NO + 5H₂O 1150K, Pt - katalizator platynowy

2NO + O₂ 2NO₂ H₂O₄ metoda Ostwelda

H₂O₄ + H₂O HNO₃ + HNO₂

2HNO₂ HNO₃ + 2NO + H₂O

2NO + O₂ 2NO_2­ H₂O₄

Mg₃ + Sb₂ + 6HCl 3MgCl₂ + SbH₃

As₄C₆ arszenik

Wykład. 5.

15.XI.2002 r.

TLENOWCE: O,S,Se,Te,Po

Tlen, siarka to niemetale

Selen i telur to półmetale

Polon to metal

Tlen występuje w litosferze jako krzemiany i krzemionki, 46,4 % litosfery to tlen

W przyrodzie tlen występuje jako O₂ i O₃. Ozon można sztucznie otrzymać wskutek wyładowań elektrycznych i promieni ultrafioletowych

Od 10 km - 45 km warstwa ozonowa

Siarka występuje w skorupie w ilości 0,03 %, w stanie wolnym jako złoża siarki. Występuje w Teksasie, Luizjanie, w byłym ZSRR, w Polsce

Siarka w stanie związanym występuje jako blenda cynkowa

ZnS blenda cynkowa

PbS galena ołowiowa

TeS₂ piryt

W wodzie morskiej występują sole i siarczany magnezu. Siarczany w wodach mineralnych, w gazie ziemnym

Selen i telur występują w ilości 10^-7 % - ilości śladowe, towarzyszą związkom siarki

Tlen na skalę przemysłową otrzymuje się z powietrza lub wody. Poprzez elektrolizę wody, lub skropienie powietrza w tlen, -192^oC następuje destylacja

Selen występuje jako zanieczyszczenia rud siarkowych, w czasie przeróbki rud powstaje SeO₂, używany jest on do wyrobu fotokomórek, prostowników. W postacie rozpylonej do barwienia szkła

Telur otrzymuje się ze szlamu azotowego podczas rafinacji miedzi. Stosowany jest do wytwarzania materiałów półprzewodników jako telurki metali ciężkich

Zastosowanie tlenu w przemyśle

w hutnictwie: świeżenie stali w piecach martenowskich, do spawania metali w płomieniu acetylowo - tlenowym

w górnictwie: węgiel aktywny nasycony ciekłym tlenem jako środek wybuchowy

w procesach utleniania

w medycynie: do ułatwiania procesu oddychania

Wydobycie siarki

metoda Frasha

wytopienie siarki pod ziemią za pomocą pary wodnej i sprężonego powietrza

otrzymywanie przy oczyszczaniu gazów technicznych

Zastosowanie siarki

surowiec do produkcji H₂SO₄

jako środek dezynfekujący w przemyśle farmaceutyczny

do wulkanizowania kauczuku

do otrzymywania licznych barwników

w leczeniu chorób skórnych

w rolnictwie do zwalczania pasożytów roślinnych

Właściwości chemiczne

Aktywność chemiczna maleje w dół grupy. Tlen jest pierwiastkiem silnie elektroujemnym. W temperaturze pokojowej łączy się szybko z białym fosforem i metalami alkaicznymi. W temperaturze podwyższonej reaguje z prawie wszystkimi pierwiastkami i ze związkami organicznymi.

Ozon to też energiczny środek utleniający. W temperaturze pokojowej utlenia srebro do tlenku srebra Ag₂O

PbS PbSO₄ biały siarczan ołowiu

Związki tlenu

woda, ¾ powierzchni ziemi, występuje w atmosferze w minerałach, w organizmach żywych, w przemyśle oczyszczającym przez demineralizację

H₂ + ½ O₂ H₂O + 68,3 kcal - reakcja z wydzielaniem ciepła

tlenki litowców, berylowców (zawsze ten sam skład Na₂O, Li₂O, K₂O, CaO, MgO)

nadtlenek wodoru

2(NH₄) HSO­₄ (NH₄)₂ S₂O₈ + H₂

(NH₄)₂ S₂O₈ + H₂O 2(NH₄) HSO₄ + H₂O₂

Nadtlenek wodoru zagęszcza się metodą destylacji pod zmniejszonym ciśnieniem. W handlu 30 % roztwór nadtlenku nazywamy PERHYDROL, jest związkiem nietrwałym.

2H₂O₂ H₂O + O₂

3 % H₂O₂ to woda utleniona, stosowana jako środek dezynfekujący, do bielenia wełny, bawełny, w laboratorium jako środek silnie utleniający.

80 % roztwór stosowany w technice rakietowej i środek napędzający torpedy.

Związki siarki

a) SO₂ ditlenek siarki

S + O₂ SO₂ lub Cu + 2H₂SO₄ CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

b) na skalę przemysłową w krajach gdzie są pokłady siarki otrzymywanie SO₂ przez palenie siarki, także przy prażeniu minerałów siarkowych

2FeS₂ + 5 ½ O₂ Fe₂O₃ + 4SO₄

ZnS + 1 ½ O₂ ZnO + SO₂

SO₂ + ½ O₂ SO₃

SO₂ jest gazem o charakterystycznym zapachu silnie drażniącym. Ciekły SO₂ ma bardzo wysokie ciepło parowania, stosowany w technice chłodniczej. Jako skroplony, dobry rozpuszczalnik dla związków organicznych i nieorganicznych.

SO₃ otrzymujemy przez utlenianie SO₂ , ale w wysokiej temperaturze i z katalizatorem. Do celów laboratoryjnych uzyskuje z H₂SO₄ przez działanie tlenku fosforu.

H₂SO₄ + P₂O₅2HPO₃ + SO₃

K₂S₂O₇ K₂SO₄ + SO₃

SO₃ + H₂O H₂SO₄ + 21,3 kcal

c) H₂SO₄ jeden z głównych surowców chemicznych w świecie

1. otrzymywanie SO₂

2. przeprowadzić SO₂ do SO₃

metoda kontaktowa (SO₂ i SO₃ oczyszcza się na elektrolitach Cottrella, oczyszczone gazy wprowadza się do komory reakcyjnej, gdzie są V₂O₅ i KVO₃. Katalizatory w temperaturze utleniania SO₂ do SO₄, ok. 500^oC)

H₂SO₄ + SO₃ H₂S₂O₇

H₂S₂O₇ + H₂O 2H₂SO₄

metoda kanadwa

Kwas siarkowy jest bezwonną, oleistą cieczą bez zapachu, o ciężarze właściwym 1,84. Z wodą miesza się w dowolnym stosunku. Używany do produkcji nawozów sztucznych, do otrzymywania kwasów z soli, do napełniania akumulatorów, do oczyszczania olejów roślinnych i mineralnych.

2H₂SO₄ + Hg HgSO₄ + SO₂ + 2H₂O

2H₂SO₄ + C CO₂ + 2SO₄ + 2H₂O

2KHSO₄ H₂S₂O₇

Kwas siarkowy tworzy sole obojętne HK₂SO₄, CuSO₄, MgSO₄. Wodorosole rozkładają się podczas ogrzewania.

Wykład. 6.

29.XI.2002 r.

1

1

---