AZOT:
1) Związki azotu i wodoru: NH3, NH2OH, N2H4, HN3
2) Kwas HNO3, HNO2, H2N2O2
CHLOR:
3) Kwasy tlenowe chloru i ich sole
4) Związki chloru na tle układu okresowego
5) Tlenki i kwasy tlenowe chloru
6) Związki chloru z pierwiastkami bloku elektronowego p
NADTLENKI:
7) H2O2 - Nadtlenek wodoru
8) Ozon i nadtlenki
PIERWIASTKI:
9) F - Fluor i jego związki
10) Ca - Wapń
11) Si - Krzem i jego związki
12) Sn - Cyna
13) Pb - Ołów
14) Al - Glin
15) As - Arsen
16) K - Potas
17) B - Bor i jego związki
18) Borowodory
19) Fe - Żelazo i jego związki
20) Cr - chrom
21) Porównaj związki Cr na +3 i +6 stopniu utlenienia
22) S - Siarka - połączenia z tlenem, chlorem, wodorem
23) Pb - Ołów
24) P - Fosfor
25) Związki fosforu z wodorem i tlenem, kwasy tlenowe fosforu
26) Porównaj związki na Mn na +2 i +7 stopniu utlenienia
PORÓWNANIA, STRUKTURY:
27) Lantanowce - Omówić strukturę elektronową lantanowców
28) Właściwości pierwiastków IIIB i VIIIB - struktura elektronowa, omówienie grupowe, zdolność kompleksowania
29) Fluorowce - porównanie
30) Halogenowodory
31) Porównać właściwości połączeń pierwiastków II okresu
32) Omówić i porównać charakter wiązań i związków z wodorem i chlorem grupy IV
1)●NH3 - jest słabą zasadą, jest ligandem, w stanie ciekłym tworzy wiązanie wodorowe, kształt tetraedryczny sp3. Amoniak łatwo oddaje parę elektronową i tworzy kompleksy elektronodonorowe. Amoniak jest palny 4NH3+3O2 ->2N2+6H2O, 4NH3+5O2->4NO+6H2O (w obecności Pt). Reakcje powyższe wykorzystuje się do produkcji HNO3. W stanie ciekłym występują wiązania wodorowe. W warunkach laboratoryjnych otrzymuje sie przez ogrzewanie soli amonowej z NaOH - NH4Cl+NaOH --> NaCl+NH3+H2O. Amoniak tworzy bardzo łatwo sole amonowe zawierające kation NH4 + i oddaje wolną parę elektonową tworząc wiązanie koordynacyjne.
●NH2OH - hydroksylamina - ma właściwości zasadowe bo posiada wolną parę elektronową, stopień utlenienia N to -1, w reakcji z kwasami następuje przyłączenie całej cząsteczki kwasu. :NH2OH+HCl --> [H+ ← NH2OH]Cl- (chlorowodorek hydroksylaminy). OTRZYMYWANIE: 1) przez elektrolityczną redukcję HNO3. HNO3+H (z katody) → NH2OH+2H2O. 2) przez redukcję HNO2 kwasem H2SO3 HNO2+2H2SO3+H2O → NH2OH + 2H2SO4. Hydroksylami jest zw. nietrwałym, ulega więc rozkładowi (r. dysproporcjonowania). (-1) 3NH2OH → (-3) NH3 + N2 + 3H2O. Odgrywa rolę w syntezie organicznej bo bradzo łatwo sama się utlenia do N2, a tym samym odgrywa rolę reduktora
●N2H4 - hydrazyna - N na -3, reduktor, otrzymywanie: NH3+NaOCl (podchloryn sodu) → NH2Cl +NaOH (reakcja szybka) ; 2NH3+NH2Cl → NH2NH2 + NH4Cl (reakcja powolna). Hydrazyna jest bezbarwną cieczą o charakterze zasadowym (wolne pary elektronowe). Przyłącza cząsteczki kwasu N2H4+HCl → [ H2N (→H+) -NH2]Cl. Hydrazyna także utlenia się do N2, a więc może być reduktorem. Hydrazyna + H2O2 = paliwo do rakiet V2. N2H4+2H2O2 → N2+4H2O+Q (energia). Hydrozyna jest używana także jako środek zapobiegający korozji rur.
●HN3- kw azotowodorowy.(H→N:=N=_N:) N2H4+HNO2→2H2O+HN3; Jest wybuchowy, sole określane jako azydtki, nie hydrolizuje. Pb(N3)2 - detonator
2) Kwas HNO3 - jego bezwodnikiem jest N2O5 (cieło stałe). N2O5 + H2O → 2HNO3; 3N2O3 + H2O → 4NO + 2HNO3. Produkuje się go też metodą Ostwalda. ● HNO3 można zagęścić przez odwodnienie st. H2SO4. ●Jest cieczą ●jest silnym utleniaczem, utlenia PbS → SO4 2-, roztwarza się w nim wiele metali z wyjątkiem Au i platynowców. Cu+HNO3 →Cu2+ + NO+H2O. ●Wraz z HCl tworzy wodę królewską (3HCl HNO3). 3HCl + HNO3 → Cl2 + H2O + NOCl ●Wiele pierwiastków nie reaguje z HNO3 bo ulegają pasywacji Al, Zn, Cr. ● Estryfikacja - C2H5OH+HNO3 <=> C2H5NO2 + H2O ●bierze udział w nitrowaniu C6H6 + HNO3 -H2SO4--> C6H5NO2 + H2O. ZASTOSOWANIE: w celach przemysłowych, do produkcji saletry, nawozów azotowych ●niektóre metale np. stop Dewarda redukują jony azotanowe do amoniaku: 3Cu + 8HNO3 → 2NO+Cu(NO3)+4H2O, Cu+3HNO3 → NO2 + Cu(NO)3 + H2O. Stop Dewarda (Zn/Al/Cu + NaOH → H; NO3 - + H →NH3). ●reakcja ksantoproteinowa. ●Kwas HNO2 - kwas azotowy III, Znacznie słabszy od HNO3, jego bezwodnikiem jest N2O3. N2O3+2NaOH→2NaNO2 + H2O; N2O3 + H2O + O2 → HNO2. Jest to kwas nietrwały, występuje w rozcieńczonych roztworach. ●Kwas H2N2O2 - kwas nietrwały, jego bezwodnikiem jesy N2O. Łatwiej jest otrzymywać sole tego kwasu. 2NaNO2+4Na+2H2O → Na2N2O2 + 4NaOH HO-N=N-OH.
3) KWASY CHLORU: HClO (kw. podchlorawy) < HClO2 (kwas chlorawy) < HClO3 (kwas chlorowy) < HClO4 (nadchlorowy). 2HClO4 -temp--> Cl2O7 + H2O. ●HClO (+I) jest słabym kwasem i istnienje tylko w r-rach wodnych. Można go otrzymać przez wytrząsanie świeżo wytrąconego HgO z wodą nasyconą chlorem 2HgO+H2O+2Cl2 → HgO*HgCl2 + 2HClO. Jony OCl- mają tendencję do dysproporcjonowania OCl- → Cl- + ClO3 -. ●HClO2 (+III) istnieje tylko w roztworze. Otrzymuje się go jako produkty reakcji ClO2 i Na2O2 lub H2O2. W wyniku ogrzewania chloryny dysproporcjonują tworząc chlorany i chlorki. 2ClO2 + Na2O2 → 2NaClO2 + O2. 3NaClO2 → 2NaClO3+NaCl ● HClO3 - (+V)istnieje tylko w roztworze. Jest stosowany do wyrobu ogni sztucznych i zapałek. Chloran sodu jest skutecznym herbicydem. Chlorany można otrzymać przez działanie chloru na wodorotlenki lub elektrolizę gorących roztworów chlorków. 6NaOH+3Cl2 → NaClO3 + 5NaCl +3H2O. 2HClO + OCl- → ClO3 - + 2H+ + 2Cl-. ●HClO4 - (+VII) - jeden z najmocniejszych kwasów i silny utleniacz. Otrzymywany w wyniku reakcji NH4ClO4 z rozc HNO3. Jon ClO4 - ma budowę tetraedru.
SOLE: ●NaClO4 - otrzymuje się przez elektrolizę wodnego roztworu NaClO3 NaClO3+H2O -elektroliza--> NaClO4 + H2. ●KClO3 ulega rozkładowi 2KClO3 →2KCl+3O2; ●NaClO2 ●NaOCl
4) Związki chloru: ● IA - tworzy z chlorem sole XCl, gdzie występuej wiązanie jonowe np. NaCl. (kryształy, mają wysoką temperaturę wrzenia i topnienia, ulegają dysocjacji termicznej i elektrolitycznej, rozpuszczają się w rozpuszczalnikach polarnych) ● IIA tworzy z chlorem związek typu XCl2 gdzie występuje też wiązanie jonowe. CaCl2 - higroskopijny. ● IIIA - XCl3 - w znacznym stopniu kowalencyjne, w r-rach wodnych ulegają hydrolizie, (AlCl3)2 - dimer ● IVA - Np ►CCl4 hybrydayzacja sp3, cząsteczka płaska, wiązania CCl równocenne. CCl4 nie hydrolizuje bo C jest otoczony przez atomy chloru. Działąnie wody i zasady tylko w podwyższonej temperaturze. ►SiCl4 - szybko hydrolizuje, otrzymywany za pomocą bezpośredniej syntezy z pierwiastków, jest cieczą bezbarwną, silnie dymiącą na powietrzu SiO2 + 2C+ 2Cl2 → SiCl4 + 2CO ►GeCl4, SnCl4 - hydroliza odwracalna GeCl4+2Cl- <=> GeCl6 2- Sn tak samo. ►PbCl2 - trwały, wytrąca się w posattaci białego osadu. PbCl2 + 2Cl- → PbCl4 2-. PbCl4 - nietrwały. ● VA - ►NCl3 - związek nie trwały, rozkłada się wybuchowo. NCl3 > PCl3 > AsCl3 > SbCl3 > BiCl3 (wzrost trwałości + wzrost charakteru jonowego, hydrolizują). ►Z fosforem PCl5 → PCl3 + Cl2. PCl5 + 4H2O → H3PO4 + 5HCl. PCl3 + 3H2O →H3PO3+3HCl. PCl5 po stopieniu w pewnym małym stopniu przewodzi prąd elektryczny ► arsenem chlor tworzy AsCl5 - nietrwały oraz AsCl3. AsCl3 + 3H2O → H3AsO3+3HCl ●VIA - ►Cl2O gaz o barwie zielono brązowej, 2Cl2 + 2HgO → HgO*HgCl2 + Cl2O ; 2HgO+2Cl2 → Cl2O + HgCl2 * HgO. ►ClO3- gaz o barwie zielonkowo żółej i charakt. zapachu. Utleniacz. AgClO3 + Cl2 → AgCl + Cl2O + O2 ; ►Cl2O6 - ciecz, słaby utleniacz, eksploduje z substancją organiczną, 2ClO2+2O3 → Cl2O6 + 2O2. ►Cl2O7 - bezbarwna ciecz, . ►Z siarką S2Cl2 - 2S+Cl2 → S2Cl2 (ciecz). S2Cl2 + Cl2 → 2SCl2. W niskich temperaturach SCl4. ●VIIA są to związki międzyhalogenowe ClF, ClF3, BrCl, BrCl3, ICl, (ICl3)2, chlorki jodu w stanie stop. Dysocjują : 2ICl <=> I+ + ICl2 -.
5) Tlenki i kwasy tlenowe chloru.. KWASY CHLORU: HClO (kw. podchlorawy) < HClO2 (kwas chlorawy) < HClO3 (kwas chlorowy) < HClO4 (nadchlorowy, najtrwalszy). 2HClO4 -temp--> Cl2O7 + H2O. ●HClO (+I) jest słabym kwasem i istnienje tylko w r-rach wodnych. Można go otrzymać przez wytrząsanie świeżo wytrąconego HgO z wodą nasyconą chlorem 2HgO+H2O+2Cl2 → HgO*HgCl2 + 2HClO. Jony OCl- mają tendencję do dysproporcjonowania OCl- → Cl- + ClO3 -. ●HClO2 (+III) istnieje tylko w roztworze. Otrzymuje się go jako produkty reakcji ClO2 i Na2O2 lub H2O2. W wyniku ogrzewania chloryny dysproporcjonują tworząc chlorany i chlorki. 2ClO2 + Na2O2 → 2NaClO2 + O2. 3NaClO2 → 2NaClO3+NaCl ● HClO3 - (+V)istnieje tylko w roztworze. Jest stosowany do wyrobu ogni sztucznych i zapałek. Chloran sodu jest skutecznym herbicydem. Chlorany można otrzymać przez działanie chloru na wodorotlenki lub elektrolizę gorących roztworów chlorków. 6NaOH+3Cl2 → NaClO3 + 5NaCl +3H2O. 2HClO + OCl- → ClO3 - + 2H+ + 2Cl-. ●HClO4 - (+VII) - jeden z najmocniejszych kwasów i silny utleniacz. Otrzymywany w wyniku reakcji NH4ClO4 z rozc HNO3. Jon ClO4 - ma budowę tetraedru. TLENKI CHLORU: ●Chlor na +1: Cl2O podtlenek chloru, gaz zółtobrązowy Cl2O+H2O → 2HOCl kwas podchlorowy, H-O-Cl (3 wolne pary). Kwas ulega łatwo rozpadowi z wydzieleniem tlenu. Cl2O++2NaOH → 2NaOCl + H2O. ● Chlor na +4: ClO2- gaz zółtozielonkawy o charakterystycznym zapachu, silny utleniacz. ClO2+H2O → HClO2 (chlorawy) + HClO3 (chlorowy). H-O-Cl (3pary) →O. ●chlor na +6: ClO3 - dimer Cl2O6 - czerwona ciecz, silny utleniacz, eksploduje z substancjami organicznymi, otrzymuje się go działając O3 na ClO2. ClO2+O3 → ClO3 + O2 O=Cl - Cl=O. z wodą dysproporcjonuje. ●chlor na +7: Cl2O7 jest cieczą bezbarwną, otrzymuje się go przez odwodornienie HCl4. H-O-Cl i trzy strzałki do O - kwas nadchlorowy.
6) Związki Cl z blokiem p: ●GRUPA IIIA - lotne chlorki (wyjątek InCl3). BCl3 gaz nie dimeryzuje. Tworzy anion BCl4- (także łatwiej BF4 -) reaktywny. BCl3 + H2O→H3BO3, BCl3 + NH3→B(NH3)3, BCl3 + ROH→B(OR)3 ester. Z glinem tworzy chlorek - AlCl3 (Al2Cl6 - dimer). Al2O3 + Cl + Cl2 → AlCl3. Dysocjuje na monodimery w rozpuszczalnikach elektrodonorowych np. w eterze - stąd dobrzerozpuszczalny w wielu rozpuszczalnikach. W wodzie rozpuszczalny, następuje hydroliza. Z Galem chlor tworzy GaCl6 --600C--> 2GaCl3. Z talem TlCl3 -100C-->TlCl+Cl2 a także Tl2Cl3 - sześciodichlorotalan talowy. Z indem chlor tworzy sól In2Cl6 -temp--> 2InCl3. Z Borem B2Cl4, chlorek ten ulega hydrolizie, powstaje wówczas B2(OH)4 , który jest silnym reduktorem. B4Cl4 - samozapalny, substancja krystaliczna. ●GRUPA IVA: CCl4 - trwała sól, nie hydrolizuje. Woda i zasady działają dopiero w wyższych temperaturach. Inne związki tej grupy: z krzemem SiCl4 - szybko hydrolizuje, otrzymywany za pomocą bezpośredniej syntezy z pierwiastków, jest cieczą bezbarwną, silnie dymiącą na powietrzu SiO2 + 2C+ 2Cl2 → SiCl4 + 2CO. Z germanem GeCl4 - hydrolizuje odwracalnie, z cyną SnCl4, także hydrolizuje odwracalnie. Z Ołowiem chlor tworzy 2 związki. PbCl4 - nietrwały oraz, PbCl2 - trwały, solopochodny. ●GRUPA VA: Z azotem chlor tworzy NCl3 - eksploduje (NCl3 + 3H2O → NH3+3HClO. Z fosforem PCl5 → PCl3 + Cl2. PCl5 + 4H2O → H3PO4 + 5HCl. PCl3 + 3H2O →H3PO3+3HCl. PCl5 po stopieniu w pewnym małym stopniu przewodzi prąd elektryczny. Z arsenem chlor tworzy AsCl5 - nietrwały oraz AsCl3. AsCl3 + 3H2O → H3AsO3+3HCl. Z antymonem SbCl5 → SbCl3+Cl2 nietrwały. SbCl3 + H2O → SbO+ +3Cl- + 2H+. Chlorki trwalsze typu ECl3 - PCl3, AsCl3, SbCl3, BiCl3. ●GRUPA VIA: Z Tlenem - Cl2O (gaz), ClO2 (żółty gaz), Cl2O6 (ciecz), Cl2O7 (ciecz). Z siarką S2Cl2 - 2S+Cl2 → S2Cl2 (ciecz). S2Cl2 + Cl2 → 2SCl2. W niskich temperaturach SCl4. Inne związki to: Se2Cl2, TeCl2. ●GRUPA VIIA: ClF, BrCl, ICl, ClF3, ICl3. Chlorki jodu w stanie stopionym dysocjują. 2ICl <=> I+ + ICl2 -. 2ICl3 <=> ICl2 + +ICl4 -.
7) H2O2 - w stanie czystym łatwo rozkłada się z wydzieleniem tlenu, tak samo po ogrzaniu. 2H2O2 → 2H2O+O2+ciepło. H2O2 jest dość trwała na zimno po zmnieszaniu z zimną wodą (30% r-r = perhydrol). H2O2 stabilizuje się dodatkiem kwasu fosforowego lub hydrozyny. H2O2 + N2H4 → N2 + 4H2O + Q. Mieszanina H2O2 i hydrozyny to paliwo to rakiet V2. H2O2 może być zarówno reduktorem jak i utleniaczem. Jako utleniacz: 2Cr3+ + 6OH- + 3H2O2 → 2CrO4 2- + 8H2O (Cr3+ +8OH- → CrO4 2- + 3e +4H2O || H2O2 + 2e → 2OH-) Jako reduktor: Cr2O7 2- +8H+ +3H2O2 → 3O2+2Cr3+ +7H2O (14H+ +Cr2O7 2- +6e → 2Cr3+ +7H2O || H2O2 → O2+2e +2H+). H2O2 można otrzymać przez działanie kwasu na nadtlenki i dwusiarczki. BaO2+HCl →H2O2. Nadtlenek wodoru powstaje w wyniku hydrolizy kwasu nadtlenodwusiarkowego: H2S2O8+H2O → H2SO5 + H2SO4 ; H2SO5 + H2O → H2SO4 + H2O2. H2O2 można też otrzymać w procesie cyklicznym w układzie hydrochinon/chinon. H2O2 stanowi związek dość trwały, samorzutnie rozkłada się bardzo powoli, rozkład następuje szybko pod wpływem jonów metali ciężkich np. Cu 2+. H2O2 → H2O + 1/2O2. H2O2 jest trwalsza w rotworach kwaśnych niż w alkalicznych. Wykazuje słabe kwasowe właściwości. ZASTOSOWANIE: W postaci 3% r-ru czyli wody utlenionej, stosuje się w medycynie do dezynfekcji ran. Jako środek utleniający do napędu torped. Zastosowanie jako środek bielący. H2O2 stosuję się także do otrzymywania NaClO2.
8) Ozon O3, druga odmiania alotropowa tlenu. Jest dimagnetyczny o barwie ciemnoniebieskiej. Otrzymuje się go w wyniku cichych wyładować elektrycznych w tlenie. Tą metodą uzyskuje się stężenie ozonu nie większe niż 10%. Większe stężenie lub ozon czysty otrzymuje się przez frakcyjną kondensację mieszaniny tlenu i ozonu. Ozon rozkłada się powoli na tlen. Czysty ciekły ozon może być wybuchowy. 2O3→3O2. Ozon jest bardzo silnym utleniaczem, reagującym łatwiej niż tlen i ustępującym zdolnością utleniania tylko fluorowi. Stosuje się go do odkażania wody pitnej w wody w basenach, zabija bakterie i wirusy. Cząsteczka ozonu ma budowę kątową (116,49C). Przyjmuje się że cząsteczka ozonu jest hybrydem rezonansowym, w którym dominują dwie pierwsze struktury.Można uważać, że każdy atom tlenu znadjuje się w stanie hybrydyzacji sp2, końcowe atomy mają po dwie, a środkowy atom jedną parę elektronową; zdelokalizowany orbital Pi obejmuje wszyskie 3 atomy.●H2O2 - w stanie czystym łatwo rozkłada się z wydzieleniem tlenu, tak samo po ogrzaniu. 2H2O2 → 2H2O+O2+ciepło. H2O2 jest dość trwała na zimno po zmnieszaniu z zimną wodą (30% r-r = perhydrol). H2O2 stabilizuje się dodatkiem kwasu fosforowego lub hydrozyny. H2O2 + N2H4 → N2 + 4H2O + Q. Mieszanina H2O2 i hydrozyny to paliwo to rakiet V2. H2O2 może być zarówno reduktorem jak i utleniaczem. Jako utleniacz: 2Cr3+ + 6OH- + 3H2O2 → 2CrO4 2- + 8H2O (Cr3+ +8OH- → CrO4 2- + 3e +4H2O || H2O2 + 2e → 2OH-) Jako reduktor: Cr2O7 2- +8H+ +3H2O2 → 3O2+2Cr3+ +7H2O (14H+ +Cr2O7 2- +6e → 2Cr3+ +7H2O || H2O2 → O2+2e +2H+). H2O2 można otrzymać przez działanie kwasu na nadtlenki i dwusiarczki. BaO2+HCl →H2O2. Nadtlenek wodoru powstaje w wyniku hydrolizy kwasu nadtlenodwusiarkowego: H2S2O8+H2O → H2SO5 + H2SO4 ; H2SO5 + H2O → H2SO4 + H2O2. H2O2 można też otrzymać w procesie cyklicznym w układzie hydrochinon/chinon. H2O2 stanowi związek dość trwały, samorzutnie rozkłada się bardzo powoli, rozkład następuje szybko pod wpływem jonów metali ciężkich np. Cu 2+. H2O2 → H2O + 1/2O2. H2O2 jest trwalsza w rotworach kwaśnych niż w alkalicznych. Wykazuje słabe kwasowe właściwości. ZASTOSOWANIE: W postaci 3% r-ru czyli wody utlenionej, stosuje się w medycynie do dezynfekcji ran. Jako środek utleniający do napędu torped. Zastosowanie jako środek bielący. H2O2 stosuję się także do otrzymywania NaClO2. INNE NADTLENKI: Na2O2 - jasnożółty, produkt spalania metalicznego Na. K2O2, BaO2 - ciało stałe. Na2O2+CO2 → Na2CO3 +0,5H2; Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2; Na2O2 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O2. PONADTLENKI: KO2, RbO2, CsO2 - działanie utleniające.
9) Związki fluoru z metalami są topliwe. CaF2 - fluoryt, Ca3(PO4)2*Ca(FCl2), K3AlF6. F- ma najmniejszy promień atomowy. Zdolność elektronobiorcza oraz do pozostawania w związkach na -1 stopniu utlenienia. Najbardziej elektroujemy. Otrzymujemy go przez elektrolizę soli kwaśnych KHF2 (na anodzie grafitowej wydziela się F2 który wolno reaguje z grafitem. Nie może dojść od reakcji fluoru z wodorem na katodzie- bo to reakcja wybuchowa). WŁAŚCIWOŚCI: Fluor atomowy to ●gaz nierozpuszczalny w wodzie ale z wodą reaguje F2+H2O → 2HF + O. ● reaguje z całym ukłądem okresowym (oprócz gazów szlachetnych N2 i O2). ●wypiera pozostałe fuorowce z ich soli ●daje reakcję trawienia szkła: Si+2F2 → SiF4. H2F2+SiF4 → H2SiF6. ● jest potrzebny w organizmie (kości, zęby). ZWIĄZKI FLUORU z WODOREM: ●H2F2 - jest dimerem, w temperaturze 21C jest cieczą. Występują sole kwaśne: KHF2→K+ +HF2 -. H2F2 powstaje w bespośredniej reakcji H2 i F2 (ale należy ją regulować) bo jest energiczna, daje temp. do 4000C. ZWIĄZKI Z TLENEM: OF2 (O2F2) → dwufluorek tlenu. Powstaje w reakcji: 2F2+2NaOH→OF2 + 2NaF+H2O. Jest aktywnym silnym utleniaczem (rozkłada wodę). OF2 + H2O → 2HF +O2. INNE ZWIĄZKI: ●2FCH=CHF2 - tetrafluoroetylen - teflon. F3C-(CF2)x-CF3 - teflon jest odporny na temperaturę i środki chemiczne. ●freony CF2Cl2 - chlorek difluorek węgla (w urządzeniach chłodniczych, działane bakteriobójcze, w sprejach. ●fluorokrzemiany - insektycydy ●fluorowodór gazowy - nie przewodzi prądu, jest słabym kwasem.
10) Ca - wapno i gips znane są od czasów prehistorycznych. WYSTĘPOWANIE: występuje w postaci CaCO3 - wapień, kreda, marmur. CaSO4 - anhydryt, gips i alabaster a także w postaci fosforanów (apatyty) i krzemianów. MgCa(CO3)2 - dolomit, CaF2 - fluoryt. OTRZYMYWANIE: ●elektroliza stopionego CaCl2. Dodatek CaF2 lub KCl obniża temperaturę topnienia. Wydziela się na żelaznych katodach w stanie stopionym. Można też zastosować redukcję CaO za pomocą pyłu glinowego. WŁAŚCIWOŚCI: ●srebrzysty ●miękki ●pokrywa się nalotem ●przechowywany w nafcie ●reaktywny ●łatwo reaguje z O2 ●w podwyższonej temperaturze tworzy azotek Ca3N2 ●energicznie z fluorowcami reaguje tworząc halogenki CaX2. ●Tworzy CaH2 z wodorem w podwyższonej temperaturze ●Ca wypiera H z wody a także z alkoholi Ca+H2O → Ca(OH)2 + H2. Ca+ROH → Ca(OR)2 + H2. ●roztwarza się w kwasach z wydzieleniem H2 ●silny reduktor - z tlenków metali wydziela metale, stosowany w metalurgii ZASTOSOWANIE: stosowany w metalurgii Zn, Cr, H - wydzielany z tlenków wchodzi w skład stopów łożyskowych. Używany do rafinacji ropy naftowej np. odsiarczanie, do oczyszczania gazów szlachetnych
CaCl2 - środek odwadniający
11) Krzem i jego związki - Si należy do 4 grupy. [Ne] 3s2 3p2. Występuje w przyrodzie w postaci SiO2 (kwarc) oraz różnych glinokrzemianów budujących skorupę ziemską. OTRZYMYWANIE: SiO2 + 2Mg → Si+2MgO; z tlenem tworzy SiO2. Inne metody: Mg2Si+2HCl → MgCl2+Si+H2. Na2SiF6 +4Al → Si+ NaF+ 2Al2F6. Jest to tlenek obojętny wobec wody ale ulega działaniu NaOH, H2F2. SiO2 + 3H2F2 → H2SiF6 + 2H2O; H2SiF6 -H2SO4--> SiF4+H2F2. Powyższe reakcje to trawienie szkła. ●z wodorem tworzy związki zwane silanami o strukturze węglowodorów nasyconych, a ich skład przedstawia się wzorem Si n H2n+2. ●SiH4 - jednosilan, Si2H4 - dwusilan, w normalnych warunkach są to gazy, reagują gwałtownie z tlenem, a ich pary zapalają się w powietrzu. Reagują gwałtownie z fluorowcami, W temperaturze powyżej 300C ulegają rozkładowi, nie reagują z wodą ani czystą, ani zakwaszoną. SiO4+LiAlH4 → SiH4 + LiCl + AlCl3 ●Kwasy H2SiO3, H2SiO4 są to nierozpuszczalne w wodzie, galaretowate osady. SiO3 2- + 2H+ +H2O→ H4SiO4.
12) CYNA - [Kr] 4d10 5s2 5p2, minerał SnO2 - kasyteryt. Drogą redukcji węglem Sn (na zerowym) + CO2. MEtal barwy srebrzystobiałej, miękki, łatwopalny t=232C. Kowalny i ciągliwy (cynofolia). Cyna jest odporna na korozję, stąd zastosowania do pokrywania naczyń. Występuje w odmianach alotropowych: - szara (α) struktura podobna do diamentu, nie wykazuje właściowści metalicznych, - biała (beta) - struktura krystaliczna, kowalna, przechodzi pod wpływem temperatury w cynę szarą - rombowa (gamma)krucha daje się scierać na proszek. OTRZYMANIE: flotacja, prażenie (usunięcie siarki), redukcja C. WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE: Metal mało aktywny, odporny na czynniki atmosferyczne, nie rozpuszcza się w HCl, dopiero po ogrzaniu przechodzi w SnCl2. Słabo rozpuszcza się w HNO3 bo utlenia się do kwasu cynowego Sn -4HNO3--> H2SnO3+NaOH+H2O. Cyna tworzy związki na +2 i +4 stopniu utlenienia. W przypadku cyny obserwujemy wzrost trwałość na +4 niż na +2. Odwrotnie niż dla Pb. ZWIĄZKI CYNY: SnO - przewaga kwasowych wł, SnO2 - amfoter z przewagą wł. kwasowych, Sn(OH)2 - amfoter z przeawagą wł zas (Sn(OH)2+OH- → Sn(OH)3-, Sn(OH)2+H+ → Sn2+ + H2O), Sn(OH)4 - to samo, SnS - nierozpuszczalny w KOH, SnS2 - rozpuszczalny w KOH. 3SnS+6KOH+3H2O2 → 2K2SnO3+K2SnS3+H2O, 3SnS2 +6KOH →K2SnO3+2K2SnS3+3H2O. ZASTOSOWANIE: ze względu na niska temp topnienia stosuje się do lutowania metali, bardzo cienkie blaszki cynowe mają zastosowanie jako opakowanie do czekolady, używa się jej do wyrobu stopów, Sn+Cu = brąz, z rtęcią tworzy amalgamat, dawniej stosowany do pokrywania zwierciadeł, SnO2 - do wyrobu glazury.
13) OŁÓW - [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p2. Minerały PbS - galenit, PbCO3 - cerustyt, PbSO4 - amgleryt. Metal szary, miękki, łatwo topliwy, ciężki, na powietrzu pasywuje się pokrywając warstwą PbO+PbCO3, co chroni przed korozją, barwa ciemnoszara, słaby przewodnik, bardzo trudno roztwarza się w HCl, powoli roztwarza się w HNO3, bardziej trwały na +2. ZASTOSOWANIE: ochrona radiologiczna, do produkcji szkła ołowianego, kryształu. Pb3O4 - minia - zabezpiecza przed korozją. OTRZYMYWANIE: PbS -O2, 600C--> PbO+SO2. PbO+C → Pb + CO2. Ołów może występować na +2 i +4. P POŁ. Z TLENEM - glejta PbO - własności amfoteryczne (tak jak Pb(OH)2 - Pb(OH)2 + H+ →Pb2+ + H2O || Pb(OH)2 +2OH- →Pb(OH)4 2-), PbO2 - czarny. 2PbO*PbO2 → Pb3O4 - ołowian ołowiany (minia). ROZPUSZCZALNE SOLE OŁOWIU: Pb(NO2)2, Pb(HCO3)2, Pb(CH3COO)2 - wszystkie są trujące. NIEROZPUSZCZALNE S. OŁOWIU: PbCl2, PbS, PbSO4, PbCrO4, PbCO3. PbCO3 →H2S→ PbS.
14) GLIN - [Ne] 3s2 3p1. Glin jest metalem lekkim, ciągliwym, błyszczącym o barwie srebrzysto białej. Na wilgotnym powietrzu traci połysk i pokrywa się warstwą tlenku. Dobrze przewodzi prąd elektryczny, sproszkowany glin ogrzany w powietrzu spala się Al+O2 → Al2O3 + Q. W związkach chemicznych występuje na +3 stopniu utlenienia. Roztwarza się w HCl : 2Al+6HCl → 2AlCl3 + 3H2. Nie reaguje z HNO3, gdyż następuje pasywacja. Al i jego tlenek, wodorotlenek wykazują właściwości amfoteryczne. Al+3H+ → Al2+ + 3||2 H2, 2Al+3H2O2+2OH- → 2Al(HO)4 - + H2. Glin otrzymujemy drogą elektrolizy stopionego Al2O3 z kriolitem w temp 900C. ( A(+) | 2O2- - 4e → O2 || K(-) | Al3+ + 3e → Al. Glin spływa na dno wanny, anoda się zużywa. WYSTĘPOWANIE: występuje w przyrodzie w postaci glinokrzemianów, boksytu, kriolitu. Al2O3 z dodatkiem metali daje kamienie szlachetne, zastosowanie w chromatografii jako absorbent, wyroby ceramiczne, reduktor. ZWIĄZKI GLINU: ●Al2O3 - minerał korund, krzystały korundu zabarwione dodatkiem tlenków Cr, Co to cenne kamienie - rubiny, szafiry, szmaragdy, ametysty. Al2O3*H2O - boksyt. ●Na3AlF6 - sześciofluoroglinian sodu - kriolit. ●Al łatwo łączy się z sirką i chlorem AlCl3, Al2S3. W środowisku wodnym siarczek hydrolizuje do Al(OH)3. ●Wodorek glinu AlH3 otrzymujemy przez reakcję: LiH+AlCl3 → AlH3+3LiCl. ●Glin z tlenem daje Al2O3 - amfoter oraz Al(OH)3 amfoter. Al(OH)3 + 3H+ → Al 3+ +3H2O, Al(OH)3 + OH- →Al(OH)4 -.
15) ARSEN - znany jest w postaci siarczków, arszeniku. Arsen metaliczny jest kruchy, odporny na działanie powietrza, barwy srebrzystobiałej z połyskiem, należy do bloku 5 grupy 15. [Ar] 3d10 4s2 4p3. Arsen i jego związki są lotne i trujące. Arsen nie rozpuszcza się w kwasach nieutleniających. Można go roztworzyć w st. HNO3: 3As4+20HNO3+8H2O → 12H3AsO4+20NO Tlenki arsenu, As2O3 (arszenik) i As2O5 są amfoteryczne z przewagą właściwości kwasowych H3AsO3 + 3NaOH → Na3AsO3 + 3H2O; H3AsO3 +3HCl → AsCl3 + 3H2O. Trudno rozpuszczalne sole arsenu to As2S3, As2S5, Ag3AsO4, Ag3AsO3, MgNH4AsO4. Związki arsenu na +3 mają charakter redukujący, na +5 utleniacze. WYSTĘPOWANIE: a) FeAs2 b) minerałach siarczkowych As2S3, FeAsS. OTRZYMYWANIE: a) redukcja arszeniku węglem b) prażenie arsenopirytu. ODMIANY ALOTROPOWE: ●arsen szary (analog fosforu czarnego) - przewodzi bardzo słabo prąd, jest kruchy. ●czarny i brązowy - różni się stopień rozdrobnienia ●żółty. WŁAŚCIWOŚCI: spala się tworząc As2O3, łączy się z fluorowcami i siarką, nie wypiera wodoru, kwasy utleniające utleniają go do As2O3, H3AsO4, z aktywnymi metalami tworzy arsenki Mg3As2.
16) POTAS - [Ar] 4s1, potas jest metalem miękkim, aktywnym, świerzo przecięty ma powierzchnię srebrzystobiałą. Ma niską temperaturę topnienia. Bardzo dobry reduktor. Wobec wilgoci na powietrzu utlenia się tworząc KOH i K2CO3, dlatego przechowywany jest w nafcie. Z wodą reaguje gwałtownie wydzielając wodór. Prawie wszystkie sole potasu są dobrze rozpuszczalne. K stanowi ok 1% masy ciała. Jest to główny kation wewnątrzkomórkowy, nie tworzy kompleksów. K można zredukować karbidem CaCl2: 2KF +CaC2 → CaF2+2K +2C (sk przemysł). Potas jest miękki jak wosk, bardziej reaktywny niż Na. Tworzy podtlenki i nadtlenki. K-O-O-K, KO2. Reaguje z NH3*H2O i chlorowcami ( reakcja wybuchowa). Z wodą reaguje energicznie. Stop z potasem wykorzystuje się w reaktorach jądrowych jako nośniki cieplne. Daje reakcję płomieniowo zabarwiając płomień palnika na fioletowo.
17) Bor i jego związki. Bor [He] 2s2 2p1 w przyrodzie nie występuje w postaci wolnej, lecz w postaci boranów, kwasów borowych, boraksu, w powietrzu bor jest mało reaktywny, lecz po podgrzaniu zachodzi reakcja. Ma właściwości półprzewodnikowe. Wysoka temp topn, najwyższa ene ●Lotne sole boru zabarwiają płomień na zielono Na2B4O7+H2SO4+5H2O->4H3BO3+Na2SO4 ZWIĄZKI: ● B+powietrze -T--> B2O3 + BN. BN - związek bardzo podobny do grafitu, jeżeli chodzi o strukurę. ●B4C - związek o dużej twardości zbliżonej do twardości diamentu (10 w skali Mohsa) 4B+C→B4C (na +1 stopniu utlenienia) ●B2O3 - bezwodnik kwasu borowego, podczas rozpuszczania go w wodzie wydziela się dużo ciepła B2O3+3H2O <=> 2H3BO3. Mało lotny Na2SO4 + B2O3 → SO3 + 2NaBO2. Rozpuszcza tlenki innych metali. KWASY: H3BO3 - kwas ortoborowy, HBO2- kwas metabromowy, H2B4O7 - kwas czteroborowy (daje polikwasy). ZWIĄZKI Z WĘGLEM: BnCn+4. INNE ZWIĄZKI: B3N3H6, Z FLUOROWCAMI: BF3 - gaz, BCl3, BBr - ciecz, BJ3 - c. stałe.
18) Borowodory: Bor tworzy z wodorem związki o nazwie borowodorów. Mają one następujący wzór : BnHn+4; BnHn+6 (związki mniej trwałe). Nazywa się je czasami analogiczne do alkanów (pentaboran, heksaboran). BnHn+4 - B2H6 diboran, B5H9 pentaboran-9, B10H14 - dekaboran-14. BnHn+6 - B4H10 - tetraboran, B5H11 - pentaboran-11, B9H15 - nonaboran, B10H16 - dekaboran-16. Diboran jest najlepiej poznany. Otrzymuje się go w trojaki sposób: 1) Mg3B2 + H3PO4 - temp --> B2H6; 2)2BCl3+6H2 → B2H6 + 6HCl 3) 4BCl+3LiAlH4 → 2B2H6+3AlCl3+3LiCl. Borany są związkami z deficytem elektronów. Diboran zawiera dwanaście elektronów walnecyjnych; trzy pochodzą od dwóch atomów boru, sześć od sześciu atomów wodoru. Wiązania wodorowe są nieco odmienne, gyż dwa mostki zawierają tylko po jednym elektronie od każdego atomu boru i jednym od każdego atomu wodoru. Tworzą się wiązania trójcentrowe. Wyższe borany mają strukturę otwartej klatki, zawierającej wiązania wielocentrowe. Borany są lotne i w temperaturze czerwonego żaru rozkładają się na bor i wodór. W powietrzu palą się lub wybuchają; w wodzie ulegają rozkładowi : B2H6+6H2O → 2H3BO3 + 6H2. Wszystkie borany reagują z amoniakiem, zależnie od warunków powstają różne produkty np. B2H6+NH3 - nadmiar NH3, niska temperatura--> B2H6+2NH3. jest to związek jonowy [H3N→BH2←NH3]+ [BH4]-. W wyniku ogrzewania tworzy borazol o wzorze B3N3H6 - pierścien, na przemian Bor z Azotem, do każdego przyłączony wodór. Borazol jest nazywany nieorganicznym benzenem.
19) Żelazo i jego związki - Fe [Ar] 3d6 4s2, Zelazo jest metalem ciężkim, mniej aktywnym niż mangan, srebrzystobiały, łatwo kowalny, o dobrj przewodności cieplnej. Rozpuszcza się w kw nieutleniających z wydzieleniem H2. Znane są tlenki żelaza: FeO, Fe2O3, Fe3O4, FeO3. Sole żelaza (+II) są zielonkawe. Dobrze rozp w H2O są sole: octan, chlorek, bromek, jodek, azotan V, siarczan VI. Trudno rozp są: szczawian, wodorotlenek, siarczek, węglan, fosforan(V). jonFe2+ jest silnym reduktorem 3Fe2++NO3-+4H+→3Fe3++NO+2H2O. Zabarwienie soli żelaza na +3 jest żółte lub brunatne. Sarczan żelaza na +3 ma barwę żółtozieloną. Z soli żelaza na +3 rozpuszczalne w wodze są azotan (V), chlorek, bromek, szczawian. Trudno rozpuszczalne są: siarczek, wodorotlenek, fosforan (V) i węglan. Sole dobrze rozpuszczalne w wodzie wykazują zazwyczaj odczyn k wasowy (hydroliza kationowa).Tworzy związki na +2 i +3 stopnia utlenienia. Głównymi rudami żelaza są: Fe2O3 - hematyt, Fe3O4 - magnetyt, Fe(OH)3 - limonit, FeCO3 - syderyt, FeS2 - piryt. Do otrzymywania żelaza ważne są przede wszystkim rudy tlenowe. Jeśli to są siarczki lub węglany to Fe otrzymuje się przez wstępne prażenie, w celu przeprowadzenia ich w tlenki. OTRZYMYWANIE ŻELAZA: polega na redukcji jego tlenków węglanem lub CO w piecu. Procesy redukcji przebiegają w kilku stadiach. W temperaturze 200C -> odwodnienie rudy, 400C - redukcja CO. 3Fe2O3 + CO→2Fe3O4 + CO2 (2FeO*Fe2O3), Fe2O3+CO →2FeO+CO2, FeO+C → Fe+CO. Węgiel rozpuszcza się częściowo w powstającym żelazie.
20) Chrom [Ar] 3d5 4s1 jest metalem szarym, błyszczacym, twardym, trudno topliwym, trwałym na powietrzu i w wodzie. Daje stali odporność na rdzewienie. Leży przed wodorem w szeregu napięciowym. W kwasach utleniajacych ulega pasywacji Cr+HNO3→Cr2O3+NO+H2O. Rozpuszcza się w kwasach nieutleniających oraz wstężonym kwasie chlorowym HClO4: 2Cr+6HCl → 2CrCl3+3H2. Chrom jest pierwiastkiem bloku d, 6 grupy układu okresowego. (VIB). Chrom występuje w związkach na +2, +3 i +6 stopniu utlenienia. Związki te są zazwyczaj barwne. W roztworach wodnych kation Cr 3+ tworzy jon Cr(H2O)6 3+ lub złożone z cząsteczkami wody i jonami chlorkowymi lub jonami siarczkowymi. Sole chromu takie jak azotan V, chlorek, bromek, jodek, siarczan VI, octan są dobrze rozpuszczalne w wodzie, natomiast fosforan i wodorotlenek są słabo rozpuszczalne. Chromiany VI są w większości trudno rozpuszczalne w wodzie np. BaCrO4, PbCrO4, Ag2CrO4. Dobrze rozpuszczalne są chromiany VI sodu, potasu i amonu. Minerały zawierające chrom to PbCrO4, Cr2O3, FeCr2O4 (FeO*Cr2O3)- chromit. Otrzymywanie: z chromitu drogą redukcji węglem: FeO*Cr2O3 + 4C → Fe + 2Cr + 4CO. Otrzymuje się wówczas stop Fe+Cr (żelazochrom). Inną metodą jest otrzymywanie droga aluminotermii: Cr2O3+2Al→Cr+Al2O3+Q. ZWIĄZKI CHROMU: Cr(H2O)x - niebieska barwa, Cr+2 - szaroniebieski, Cr+3 - barwa zielona - sole chromowe lub fioletowe Cr+6 sole żółte, pomarańczowe, czerwone - CrO4 2- [żółty], Cr2O7 2- [pomarańczowa]. Wraz ze stopniem utlenienia zmienia się i charakter chemiczny: Cr+2 - zasadowy, Cr+3 - amfoteryczny, Cr+6 - kwasowy. Cr(OH)3 + OH- → Cr(OH)4 - ; Cr(OH)3 + 3H+ → Cr3+ +3H2O. TLENKI: ♦CrO - czarny, ♦Cr2O3 - zielony - jest to izomorficzny z Al2O3i nadaje mu czerwoną barwę [rubiny], ♦CrO3 - czerwony [K2CrO4 + H2SO4 → CrO3+H2O] rozpuszczalny w H2O → H2CrO4 - kwas chromowy, który daje polikwasy. SOLE KWASÓW CHROMOWYCH - chromiany i dwuchromiany mają znaczenie jako środki utleniające (dla związków organicznych oraz jako farby malarskie). Cr+3 OH- + H2O2 → CrO4 2- + H2O; CrO4 2- +H+ → Cr2O7 2- + H2O; Cr2O7 2- +8H+ +3H2O2 → (CrO5) → 2Cr +3 + 3O2 + 7H2O. Znane są też kwasy nadtlenowe chromu. H2CrO5 - kwas jednonadtlenochromowy. 2O=Cr-O-O-H | -O-H. Jego bezwodnikiem jest CrO5. (Rysunek Motyl z głową). CrO5 - ma chrakter zasadowy. WODORKI metaliczne, niestechiometryczne, wodór zajmuje położenie międzywęzłowe w sieci krystalicznej. WĘGLIKI - metaliczne, odznaczają się duża twardości w skali Mohsa.
21) Chrom występuje w związkach na +2, +3 i +6 stopniu utlenienia. Związki te są zazwyczaj barwne. W roztworach wodnych kation Cr 3+ tworzy jon Cr(H2O)6 3+ lub złożone z cząsteczkami wody i jonami chlorkowymi lub jonami siarczkowymi. Sole chromu takie jak azotan V, chlorek, bromek, jodek, siarczan VI, octan są dobrze rozpuszczalne w wodzie, natomiast fosforan i wodorotlenek są słabo rozpuszczalne. Chromiany VI są w większości trudno rozpuszczalne w wodzie np. BaCrO4, PbCrO4, Ag2CrO4. Dobrze rozpuszczalne są chromiany VI sodu, potasu i amonu. ZWIĄZKI CHROMU: Cr(H2O)x - niebieska barwa, Cr+3 - barwa zielona - sole chromowe lub fioletowe Cr+6 sole żółte, pomarańczowe, czerwone - CrO4 2- [żółty], Cr2O7 2- [pomarańczowa]. Wraz ze stopniem utlenienia zmienia się i charakter chemiczny: Cr+3 - amfoteryczny, Cr+6 - kwasowy. Cr(OH)3 + OH- → Cr(OH)4 - ; Cr(OH)3 + 3H+ → Cr3+ +3H2O. TLENKI: ♦Cr2O3 - zielony - jest to izomorficzny z Al2O3i nadaje mu czerwoną barwę [rubiny], ♦CrO3 - czerwony [K2CrO4 + H2SO4 → CrO3+H2O] rozpuszczalny w H2O → H2CrO4 - kwas chromowy, który daje polikwasy. SOLE KWASÓW CHROMOWYCH - chromiany i dwuchromiany mają znaczenie jako środki utleniające (dla związków organicznych oraz jako farby malarskie). Cr+3 OH- + H2O2 → CrO4 2- + H2O; CrO4 2- +H+ → Cr2O7 2- + H2O; Cr2O7 2- +8H+ +3H2O2 → (CrO5) → 2Cr +3 + 3O2 + 7H2O. Znane są też kwasy nadtlenowe chromu. H2CrO5 - kwas jednonadtlenochromowy. 2O=Cr-O-O-H | -O-H. Jego bezwodnikiem jest CrO5. (Rysunek Motyl z głową). CrO5 - ma chrakter zasadowy. WODORKI metaliczne, niestechiometryczne, wodór zajmuje położenie międzywęzłowe w sieci krystalicznej. WĘGLIKI - metaliczne, odznaczają się duża twardości w skali Mohsa.
22) ●Z CHLOREM: ♦SCl2, ♦SCl4 - hybrydyzacja sp3, otrzymuje się go działając Cl na ciekłą S, ♦SCl6, ♦S2Cl2 ciecz, silnie dymiąca w wilgotnym powietrzu, dobry rozpuszczalnik siarki, otrzymuje się go przez wprowadzenie suchego chloru do stopionej siarki. Hydrolizuje S2Cl2 + 2H2O → SO2 + 2HCl + 2S; ♦SOCl2 + H2O → 2HCl + H2SO3; ●Z WODOREM: ♦H2S - gaz, słabo rozpuszczalny w wodzie, w temperaturze pokojowej ok 1||10 mola się rozpuszcza. Jest to kwas słaby, dysocjuje 2-stopniowo: H2S <=> HS- + H+ ; HS- <=> S2- + H+, jest to kwas słabszy od H2SO3, w większych stężeniach jest toksyczny, otrzymuje się go działając kwasami na siarczki lub tlenki metali. W labolatorium jest otrzymywany z FeS; FeS+2HCl→FeCl2 + H2S. Kwas ten występuje w przyrodzie w stanie wolnym, w źródłach siarczkowych i w wyziewach wulkanicznych. Pojawia się także w produktach rozkładu białek. Dość łatwo utlenia się na powietrzu. H2S+O → H2O + S; 2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O w wyższej temperaturze. Jest reduktorem, może redukować brom, jod. H2S+Br2 →2HBr+S. Ma zastosowanie w analizie jakościowej, z kationami tworzy trudno rozpuszczalne sole. Stężenie powietrzu 0,5% powoduje śmierć, blokuje też metale które w organiźmie decydują o całym procesie utleniania.●Z TLENEM: ♦SO2 S+O2 →SO2 + Q. SO2 - gaz bezbarwny, charakterystyczna drażniąca woń, łatwo się skrapla w bezbarwną ciecz, hybrydyzacja trygonalna, ciekły jest dobrym rozpuszczalnikiem dla wielu substancji organicznych i nieorganicznych Otrzymywanie laboratoryjne: NaHSO3+H2SO4 → SO2+H2O+HNSO4 lub Cu+2H2SO4 → CuSO4+SO2+2H2O. Reaguje z chlorem SO2+Cl2 → SO2CL2; SO2 + H2O → H2SO3. Powstaje też w wyniku prażenia w powietrzu siarczków metali ciężkich Fe2S3 + O2 → Fe2O3 + SO2 ♦SO3 - hybrydyzacja sp3, łączy się energicznie z wodą SO3+H2O →H2SO3+Q. Stały wykazuje już w temperaturze pokojowej dużą lotność. Otrzymywanie: H2SO4 + P2O5 → 2HPO3+SO3. ♦S2O - bezbarwny gaz, aktywny, reaguje z metalami i z KOH → K2S, hybrydyzacja trygonalna.
23) OŁÓW - [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p2. Minerały PbS - galenit, PbCO3 - cerustyt, PbSO4 - amgleryt. Metal szary, miękki, łatwo topliwy, ciężki, na powietrzu pasywuje się pokrywając warstwą PbO+PbCO3, co chroni przed korozją, barwa ciemnoszara, słaby przewodnik, bardzo trudno roztwarza się w HCl, powoli roztwarza się w HNO3, bardziej trwały na +2. ZASTOSOWANIE: ochrona radiologiczna, do produkcji szkła ołowianego, kryształu. Pb3O4 - minia - zabezpiecza przed korozją. OTRZYMYWANIE: PbS -O2, 600C--> PbO+SO2. PbO+C → Pb + CO2. Ołów może występować na +2 i +4. P POŁ. Z TLENEM - glejta PbO - własności amfoteryczne (tak jak Pb(OH)2 - Pb(OH)2 + H+ →Pb2+ + H2O || Pb(OH)2 +2OH- →Pb(OH)4 2-), PbO2 - czarny. 2PbO*PbO2 → Pb3O4 - ołowian ołowiany (minia). ROZPUSZCZALNE SOLE OŁOWIU: Pb(NO2)2, Pb(HCO3)2, Pb(CH3COO)2 - wszystkie są trujące. NIEROZPUSZCZALNE S. OŁOWIU: PbCl2, PbS, PbSO4, PbCrO4, PbCO3. PbCO3 →H2S→ PbS.
24) FOSFOR [Ne] 3s2 3p3, ●P może reagować z metalami I i II gr tworzą fosforki. ►PH3 -fosforiak otrzymywanie: Mg3P2 + 6 H2O→ 3Mg(OH)2 + 2PH3 oraz w reakcjach dysmutacji: 4H3PO3 → PH3+ 3H3PO4 oraz działeniem wodoru na fosfor: Zn+HCl → 2H + ZnCl2 ; 6H+2P → 2PH3. Fosforiak jest gazem bezbarwnym o woni karbidu. Ma słaby charakter zasadowy. HCl+PH3 → PH4Cl ale słabszy niż NH3.► P2H4 - fosfina - jest to ciecz, nie ma już soli zasadowych. Powstaje w procesie gnicia drewna. ●Kwasy tlenowe fosforu: ►kwas podfosforowy - H3PO2 (+1) sól - NaH2PO2 ►kw. fosforawy H3PO3(+3) sól - Na2HPO3 ►kw. orto fosforowy H3PO4 (+5)sól-Na3PO4 ►kw metafosforowy (5) HPO3 NaPO3►kw podfosforowy (+4) (H2PO3)2 ►kw pirofosforowy(+4) H4P2O7►polikwasy złóżone z większej ilości kw podfosforowego - kw metatrójfosforowy H3P3O9●Tlenki fosforu z tlenem (P2O3)2, (P2O5)2, i jeszcze P2O4. P2O4 + 3H2O→ H3PO3 +H3PO4 Struktura P4O6 i P4O10 bo takie tworzy wiązania tetraedr P, na wszystkich krawędzaich atomy O. Tlenki te powst przez utlenienie P na powietrzu P4 + 3O2 → (P2O3)2 ---O2---> P2O4. ---O2---> P2O5 Trójtlenek fosforu jest tak samo silnie trujący jak biały fosfor. P2O5 - subst higroskopijna
25) P może reagować z metalami I i II gr tworzą fosforki. ►PH3 -fosforiak otrzymywanie: Mg3P2 + 6 H2O→ 3Mg(OH)2 + 2PH3 oraz w reakcjach dysmutacji: 4H3PO3 → PH3+ 3H3PO4 oraz działeniem wodoru na fosfor: Zn+HCl → 2H + ZnCl2 ; 6H+2P → 2PH3. Fosforiak jest gazem bezbarwnym o woni karbidu. Ma słaby charakter zasadowy. HCl+PH3 → PH4Cl ale słabszy niż NH3.► P2H4 - fosfina - jest to ciecz, nie ma już soli zasadowych. Powstaje w procesie gnicia drewna. : ●kwasy fosforu: ►kwas podfosforowy - H3PO2 (+1) sól - NaH2PO2; H3PO2+NaOH → NaH2PO2(sp3) + H2O; ●H3PO2(sp3) → P(-3)H3(sp3) + H3PO3(sp3) ►kw. fosforawy H3PO3(+3) sól - Na2HPO3 H3PO3(sp3) + 2NaOH → Na2HPO3(sp3) + 2H2O(sp3)►kw. orto fosforowy H3PO4 (+5) sp3 sól-Na3PO4 ►kw metafosforowy (5) HPO3 NaPO3►kw podfosforowy (+4) (H2PO3)2 ►kw pirofosforowy(+4) H4P2O7►polikwasy złóżone z większej ilości kw podfosforowego - kw metatrójfosforowy H3P3O9 ●Najprostszym kwasem fosforowym jeskt kwas H3PO4. Kwas ortofosforowy jest trójprotonowy. Jony PO3 - nie występują w stanie wolnym. Bardzo liczne kwasy fosforowe i ich sole powstają w wyniku uwspólnienia atomów tleniu zajmujących 1 lub 2 naroża tetraedru PO4 - hybrydyzacja sp3. H3PO4 otrzymuje się z fosforytu Ca3(PO4)2 +3H2SO4 → 2H3PO4 + 3CaSO4. a także przez całkowitą hydrolizę P4O10 lub przez działanie stężonym kwasem azotowym na fosfor. P4O10(sp3) + 6HCl(sp3) → 4H3PO4(sp3) oraz P+HNO3 → H3PO4 po łagodnym ogrzaniu powstaje H4P2O7 ---silne ogrzanie--> (HPO3)n. ●Polifosforany są związkami o prostych łańcuchach (PO3)n*PO4. Znamy najstępujące polifosforany: H3PO4 - ortofosforowy, H4P2O7 - pirofosforowy, H5P3O10 kwas ortotrójfosforowy, H6P4O13 kwas ortoczetrofosforowy. Trójfosforan sodu jest stosowany do zmiękczania wody i stanowi składnik (do 40%) niektórych detergentów Na5P3O10. Ortofosforany litowcówców i amonu NH4 + są rozpuszczalne w wodzie. Większość rozpuszcza się w rozc. Kwasach; octowym, solnym. Ale np. fosfotany tytanu są nierozpuszczalne w kwasach i wykorzystywane są do usuwania ortofosforanów. Heteropolikwasami są: H3PMo12O40 3-, kwas dodekamolibdenofosforowy, H3PW12O40 3- - kwas dodekawolframofosforowy. OTRZYMYWANIE: Ca3(PO4)2+3H2SO4 → 2H3PO4 + 3CaSO4; P4O10 + 6H2O → 4H3PO4 -ogrzanie--> H4P2O7 -silne ogrzanie--> (HPO3); ●Tlenki fosforu: P2O3 i P2O5 - występują jako dimery P4O10 i P4O6. Sam fosfor występuje w cząsteczce P4 o budowie tetraedru i ten sam układ zostaje zachowany dla jego tlenków. Tlenki te powstają przez utlenienie fosforu na powietrzu. P4O6 - otrzymujemy go spalając fosfor z ograniczonym dsotępem powietrza. P+O2 → (P2O3)2 -O--> (P2O5)2. Są silnie trujące. P2O5 - substancja higroskopijna, łączy się z wodą. Kwas fosforowy i fosforany powstają w wyniku działania tych tlenków na H2O. P2O3 → P4O6, P2O5 → P4O10. 4P4O10 -200C-->P4+6P2O4; P4O6 + 6H2O → 4H3PO3 ; P4O10 + 6H2O → 4H3PO4.
26) Mangan jest metalem szarobiałym, na powietrzu utlenia się, pokrywając cienką warstwą tlenku. W szeregu napięciowym leży przed wodorem. Rozpuszcza się łatwo w kwasach nieutleniających z wydzieleniem wodoru: Mn+2HCl → MnCl2 + H2. Rozpuszczalne sole manganu mają charakterystyczne zabarwienie. Sole manganu na +2 są bladoróżowe. Sole manganu +7 ciemnofioletowe MnO4 -. Sole manganu +2 takie jak: azotanV, chlorek, bromek, jodek, siarczan VI są dobrze rozpuszczalne w wodzie, natomiast wodorotlenek, fosforanV, siarczek, octan, węglan, szczawian i cyjanek słabo rozpuszczalne. Wraz ze wzrostem stopnia utlenienia manganu zmieniają się właściwości kwasowo zasadowe związków. Na + 2 Mn(OH)2 - zasadowy, Mn2O7 - kwasowe. Sole manganu na + 2 łatwo ulegają utlenianiu, a więc są reduktorem 2Mn+2 + 5PbO2 + 4H+ → 2MnO4 - + 2H2O + 5Pb. Mn2O7 jest bezwodnikiem HMnO4 - kwasu nadmanganianowego. Jest to kwas o silnie utleniających właściwościahc, mocny. KMnO4 służy do jakościowego stwierdzania obecności reduktorów w analizie. KMnO4 -H+--> Mn 2+; GR = KMnO4 || 5; KMnO4 -H2O--> MnO2 GR=KMnO4 || 3. ; KMnO4 -OH--> K2MnO4 GR=KMnO4 || 1.
27) Lantanowce - pierwiastki ziem rzadkich. Obejmują 14 pierwiastków od Ceru (58) do Lutetu (71) Są to pierwiastki bloku f, powstają przez zapełnienie trzeciej od zew. powłoki. Lantan nie jest lantanowcem, jest pierwiastkiem poprzedzającym tę grupę i należy do bloku d. Konfiguracja La (58) ma na 5d 1 elektron. Zaczęta przy La zabudowa podpowłoki 5d zostaje przerwana a nestępne elektrony obsadzają podpowłokę 4f tak powstaje konfiguracja Ce-Lu. Ce - K2 L8 M18 N20 O8 P2, Lu K2 L8 M18 N32 O9 P2. Dobudowując podpowłokę 4f kolejnymi elektronami otrzymujemy Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, L. Gdyż ostatnie 2 powłoki (O,P) dla wszystkich lantanowców wyglądają tak samo, wpływ elektronów 4f na własności przemian pierwiastków leżących pod La jest słaby. Przykłady Ce [Xe]4f1 5d1 6s2 ; Tb [Xe] 4f8 5d1 6s2 ; Lu [Xe] 4f14 5d1 6s2. Struktury elektronowe lantanowców nie są do końca dokładnie poznane. Ponieważ lantan ma strukturę elektonową [Xe]5d1 6s2, można przyjąć, że przy przejściu od Ce do Lu następuje przyłączenie 14 elektronów f. Wszystkie lantanowce tworzą związki na +III stopniu utlenienia. Prawdopodobnie można założyć, że pojedynczy elektron 5d przenosi się na powłokę 4f. Elektrony powłoki 4f są ekranowane od wpływów zewnętrznych przez 5s i 5p. Dlatego elektrony 4f nie uczestniczą w tworzeniu wiązań przez lantanowce. Zapełnienie lub niezapełnienie orbitali f ma niewielkie znaczenie chemiczne, ale wpływa na właściwości magnetyczne lantanowców.
28) IIIB - skandowce - Skand Sc [Ar]3d14s2, Itr Y [Kr] 4d1 5s2, Lantan La [Xe] 5d1 6s2, Aktyn Ac [Rn] 6s1 7s2. Skandowce występują zawsze na +3 stopniu utlenienia. W wyniku oderwania dwóch elektronów s i jednego d powstają jony trójwartościowe. W związku z tym jony i ich związki są bezbarwne i daimagnetyczne. Kowalencyjne i jonowe promienie skandowców wzrastają regularnie w kierunku od góry do dołu tej grupy. W dalszych grupach pierwiastków przejściowych występuje wpływ kontrakcji lantanowców tj. czternastu pierwiastków bloku f następujących po lantanie. WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE: skandanowce są dość reaktywne, reaktywność rośnie ze wzrostem atomu. Ulegają spaleniu w tlenie z utworzeniem tlenków M2O3. Matowieją na powietrzu. Pod wpływem powietrza Itr tworzy ochronną warstewkę tlenkową, staje się wówczas niereaktywny. Skandowce reagują powoli z wodą na zimno, a szybciej po ogrzaniu, z wydzieleniem wodoru i utworzeniem wodorotlenków oraz zasadowych tlenków La+H2O → La(OH)3 → LaO*OH. ScO*OH - związek amfoteryczny. Właściwości zasadowe tlenków i wodorotlenków zwiększają sięw kierunku od góry do dołu. Y(OH)3 i La(OH)3 są zasadami. Skand, jako pierwiastek amfoteryczny rozpuszcza się w NaOH; Sc+NaOH → [Sc(OH)6]3- + H2. Tlenki i wodorotlenki tworzą z kwasami sole. La(OH)3 jest mocną zasadą, powoduje uwolnienie NH3 z soli amonowych. Skandowce reagują z fluorowcami tworząc trójhalogenki MX3. Fluorki są nierozpuszczalne, pozostałe halogenki są dobrze rozpuszczalne i rozpływają się na powietrzu. Chlorki można otrzymywać z tlenków: Sc2O3+6NH4Cl → 2ScCl3+6NH3+3H2O. ScCl3 jest monomerem. ScCl3*H2O -ogrzewanie--> Sc2O3+HCl; YCl3*H2O -ogrzewanie--> YOCl+HCl; LaCl3*H2O -ogrzewanie--> LaOCl+HCl; Sole skandowców przypominają na ogół sole wapnia, natomiast fluorki, węglany, fosforany i szczawiany skandowców są nierozpuszczalne. GRUPA C: Metale grup 3-10 czyli metale bloku d - metale przejściowe. Mają niezapełnioną wewnętrzną powłokę d lub f. Możliwość dopełnienia tej powłoki jest przyczyną tworzenia związków kompleksowych. VIIIB - grupa żelaza, kobaltu i niklu: ♦grupa żelaza Fe [Ar] 3d6 4s2; Ru [Kr] 4d7 5s1; Os (osm) [Xe] 4f14 5d6 6s2. Główne stopnie utlenienia dla żelaza to +2, +3. Związki Fe 2+ są najtrwalsze i istnieją w roztworze wodnym. Fe 3+ ma słabe działanie utleniające. Ruten i osm tworzą związki na +8 stopniu utlenienia. Najtrwalsze są Ru+3 i Os +4. WŁAŚCIWOŚCI: Wpływ kontrakcji lantanowcowej występuje mało wyraźnie. Zelazo roztwarza się na zimno w rozcieńczonych kwasach nieutleniahących z utworzeniem jonów Fw2+ i wydzieleniem wodoru. W wyższej temperaturze i obecności powietrza powstają jony Fe3+. W kwasach utleniających powstają tylko jony Fe 3+. Bardzo silne utleniacze powodują pasywację metalu. Ruten i osm są metalami szlachetnymi, bardzo odpornymi na działanie kwasów. Osm utlenia się jedynie w wodzie królewskiej do OsO4. ♦grupa kobaltu Co [Ar] 3d7 4s2; Rh (Rod) [Kr] 4d8 5s1; Ir (iryd) [Xe] 4f14 5d9. Cobalt jest najbardziej trwały na +2 w roztworach wodnych, występuje też na +3 - odgrywa rolę w kompleksach. Rh najtrwalsze związki tworzy na +3, natomiast Ir na +3 i +4. Rod i iryd są metalami twardymi, szlachetnymi, niereaktywnymi. Są odporne na działanie kwasó, reagują z tlenem i fluorowcami w wysokich temperaturach. Cobalt jest metalem twardszym od żelaza, stosunkowo biernym chemicznie. Nie reaguje z wodą, wodorem i azotem. W wyższych teperaturach reaguje z siarką,węglem i fosforem a także parą wodną tworząc CaO. Roztwarza się powoli w rozcieńczonych kwasach. W HNO3 st ulega pasywacji. ♦grupa niklu Ni [Ar] 3d8 4s2; Pd [Kr] 4d10; Pt [Xe] 4f14 5d9 6s1. Nikiel tworzy najtrwalsze związki na +2, daje kompleksy kształtu kwadratowego płaskiego lub oktaedru. Pd i Pt głównie występują na +2 i +4 stopniu utlenienia. Kompleksy na stopniu +2 mają strukturę kwadratową płaską a na + 4 oktaedryczną.Nikiel jest bardziej aktywny niz Pd i Pt. Nikiel nie ulega w zwykłych temperaturach działaniu powietrza i wody, powoli reaguje z fluorem. Nikiej łatwo roztwarza się w rozcieńczonych kwasach, daje jony Ni2+ +H2. Pod działąniem st. HNO3 i wody królewskiej ulega pasywacji. Pd roztwarza się powoli w HCl. Platyna jest odporna na działanie kwasów, rotwarza się w wodzie królewskiej i daje H2[PtCl6]. Wszystkie metale tej grupy tworzą fluorki po ogrzaniu. Platyna i kobalt są pierwiastkami najbardziej kompleksotwórczymi. Metale grupy niklu stanowią ważne katalizatory.
29) Fluorowce. F < Cl < Br < I <At (wzrost promienia atomu, elektroujemność najw F). Barwa: F-zółtawy, Cl - zielonkawy, Br - brązowawy, I - fioletowy. Zmniejszenie energii wiązania X2 następuje ze wzrostem promienia. F2>Cl2>Br2>I2 - charakter utleniający. F-<Cl-<Br-<I- - charakter redukujący REAKTYWNOŚĆ FLUOROWCÓW: maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej. Fluor - najbardziej reaktywny, reaguje ze wszystkimi pierwiastkami oprócz gazów szlachetnych. Jest to spowodowane małą energią wiązania F-F, dużą zdolnością utleniającą, małymi rozmiarami atomu i jonu (duża elektroujemność). Chlor i brom - reagują z większością pierwiastków, Jod - jest mniej reaktywny ( nie łączy się z Se i S). Fluorowce są dobrymi utleniaczami, gdyż dążą do przyłączenia elektronu w celu uzyskania konfiguracji gazu szlachetnego. Tworzą kwasy beztlenowe takie jak: HF < HCl < HBr < HI (wzrost mocy kwasów, bo jest to wiązanie ze zdolnością do odszczepiania wodoru - lepiej oderwać proton od dużego jodu niż małego fluoru. Fluorowce tworzą tlenki: są to związki nietrwałe, wybuchająpod wpyłwem wstrząsu, światła. Im wyższy stopień utlenienia chlorowca tym są trawalsze. Najtrwalsze - tlenki jodu, mniej - tlenki chloru. Tlenki bromu ulegają rozkładowi w poniżej 20C, wiązanie kowalnecyjne. OF2 - silny utleniacz gaz, O2F2, Cl2O - gaz, bezwodnik HCl, Br2O - ciecz, Cl2O2, ClO2, Cl2O6, BrO3, Cl2O7, I2O5. Tworzą kwasy tlenowe. Wzrost mocy rośnie wraz ze wzrostem stopnia utlenienia atomu centralnego. Chlor HClO< HClO2<HClO3<HClO4. Brom HBrO4, HBrO3, Jod HJO, HJO3, H5JO6. Fluor nie tworzy kwasów tlenowych. Wszystkie fluorowce tworzą z IA i IIA związki o wiązaniach jonowych. Fluorowce w postaci dwuatomowych cząsteczek, gdzie wiązania są kowalenecyjne F2, Cl2, Br2, I2. PORÓWNANIE WŁAŚCIWOŚCI: ●CHLOR: gaz zółtozielony o przyktrym zapachu, stosowany dodezywnfekcji H2O w basenach i przemyśle. Jest aktywnym pierwiastkiem, łączy się z H2 na świetle lub po ogrzaniu. HCl jest dobrze rozp. w H2O. Duże zastosowanie w przemyśle. ●BROM: ciecz o przykrej woni, występuje w wodzie morskiej w postaci bromków. Działając utleniaczami na bromki otrzymujemy Br2. NaBr+Cl2 → Br2+2NaCl. W temperaturze 500C brom łączysię z wodorem dając HBr. ●JOD: w stanie wolnym nie występuje w przyrodzie, pewne ilości zawiera woda morska, NaI+Cl2→I2+NaCl. Jod słąbo rozpuszcza się w H2O, dobrze w eterze dając brunatny roztwór (jodyna). Pod względem chemicznym powinowactwo do H2 małe, stąd HI łatwo rozpada sie. I2+Cl2+H2O → HIO3+Cl-.
30) Halogenowodory - otrzym w bezpośredniej syntezie, ale tendencja do reagowania z H2 maleje od F do I. HF (tworzy dimery H2F2 - tworzą się mostki wodorowe), HCl- otrzymuje się poprzez działanie H2SO4 na ich sole. HF - do produkcji freonów, oraz do produkcji AlF3 (topnik). W przemyśle do produkcji HCl stos się NaCl. HBr i HI - otrzym się przez hydrolizę bromku lub jodku fosforu.
HCl, HBr, HI - gazy HF- ciecz. HCL, HBr, HI - są to mocne kwasy. ( HF- najsłabszy). HF i HCl otrzymuje się zwykle przez działąnie na ich sole st H2SO4. Najłatwiej dostępnym fluorkiem jest CaF2. CaF2+H2SO4 → CaSO4 + 2HF. HF zużywa się do otrzymywania freonów, stosowanych w aerolzolach. CCl4+2HF - warunki bezwodne,SbCl5--> CCl2F2 + 2HCl. NH4Cl jest użwany do otrzymywania HCl w laboratorium. NH4Cl + H2SO4 → HCl + NH4HSO4. a w przemyśle NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl. HBr można otrzymać jako produkt działania H3PO4 na bromki, a metodą laboratoryjną poprzez dodawanie bromu do czerwonego fosforu i wody. 2P + 3Br2 → 2PBr3. PBr3+3H2O → H3PO3 + 3HBr. W stanie gazowym halogenowodory są związkami kowalencyjnymi, w roztworach wodnych tworzą jony, a HCl, HBr, i HI zachowują się jak mocne kwasy: HCl+H2O → H3O+ + Cl-.
31) ●LiCl - sól jonowa, ciało stałe, nie hydrolizuje jako sól, pochodzi od m.z i m.k. ●BeCl2 - ciało stałe, sól kowalnecyjna, BeCl2 +H2O <=> Be(OH)2 + HCl ●BCl3 - ciecz, sól kowalencyjna BCl3 +3H2O → H3BO3 + HCl ●CCl4 - sól kowalnecyjna, ciecz hydrofobowa, nie hydrolizuje, jeśli na granicy faz zachodziłaby reakcjia HCl+H2CO3. ●NCl3 - sól kowalencyjna, obydwa pierwiastki mają tę samą elektroujemność, gaz bardzo nietrwały. ● Cl2O (gaz) +1, Cl2O3 +3, ClO2 (żółty gaz) +4, Cl2O5 (ciecz)+5, Cl2O7 (ciecz)+7;. Z wodą dają kwasy. ●ClF - wiązanie międzychlorowe ClF + H2O → HF + HOCl
32) Do IVgr - C, Si, Ge, Sn, Pb.● związki z wodorem CnH2n+2 ZW. WĘGLA♦CH4 (węglowodór nasycony, stan gazowy, niska temperatura topnienia, bierny chemicznie, ulega substytucji, struktura tetraedryczna sp3) ♦CnH2n - eten C2H4 (gaz, aktywny chemicznie, ulega reakcji addycji, struktura płaska sp2) ♦CnH2n-2 C2H2 - etyn (gaz, ulega addycji, struktura liniowa sp, 180stopni) ZW. KRZEMU:♦SiH4 - krzem tworzy z wodorem połączenia zwane silanami - (Si)nH2n+2 - SiH4 - jednosilan, powstaje pod działaniem glinowodorku LiAlH4, rozpuszczonego w eterze na SiCl4. SiCl4+LiAlH4 -> SiH4+LiCl+AlCl3; SiO2+3H2F2->H2SiF6+2H2O; H2SiF6 -st.H2SO4--> H2F2+SiF4. ♦Si2H6 - 2Si2Cl6+3LiAlH4 -> 2Si2H6+3LiCl+3AlCl3. Jedno i dwusilan sąw normalnych warunkach gazam, dalsze natomiast krzemowodory łatwo lotnymi cieczami. Wszyskie silany reagują gwałtownie z tlenem, a ich pary zapalają się w zetknięciu z powietrzem. Z wodą czystą lub zakwaszoną nie reagują. W temperaturze 300C ulegają rozkładowi. ZW. Ge, Sn, Pb: GeH4 -gaz, ciecze - Ge2H6, Ge3H8, Ge4H10, SnH4 - gaz, PbH4 - gaz. GeH4, SnH4, PbH4 - wodorki kowalnecyjne, są to gazy łatwopalne, ulegają rozkładowi pod wpływem ogrzewania - PbCl4 rozkłada się w temperaturze pokojowej, GeH4 i SnH4 tworzą się w reakcji: GeCl4+LiAlH4 -> GeH4+LiCl+ AlCl3. Natomiast PbH4 powstaje w procesie wydzielania wodoru na katodzie ze sproszkowanego ołowiu ● związki z chlorem ZW. WĘGLA: ♦ CCl4 - ciecz bezbarwna, trwały, niehydrolizuje, bo atomy chloru osłaniają atom węgla, woda i zasady działają dopiero w wysokich temperaturach. Powstawanie CS2 + 3Cl2 --> CCl4 + S2Cl2; 2S2Cl2+CS2 --> CCl4+6S ZW. KRZEMU: ♦SiCl4 - ciecz bezbarwna, szybko hydrolizuje i nieodwracalnie, reaguje gwałtownie z wodą (tworzy się HCl), otrzymywany za pomocą syntezy z pierwiastków, ZW. Ge i Sn: ♦GeCl4, SnCl4 - hydrolizują odwracalnie, wykazują tendencję do tworzenia jonów kompleksowych w obecności nadmiaru jonów halogenkowych lub odpowiedniego kwasu halogenowegochlorowego. SnCl4+2HCl-> H2SnCl6 (SnCl6 2-) - german identycznie. ♦GeCl2 i SnCl2 - własności redukujące. ZW. Pb - ♦PbCl2 (reduktor trwały) ♦PbCl4 - bardzo nietrwały ♦GeCl2, PbCl2, SnCl2 - ciała stałe, wykazują wyższą temp. Topnienia niż odpowiednie czterochlorki. Jest to spowodowane zwiększonym udziałem charakteru jonwowego obecnych w nich wiązań