RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW

Mechanizm dysocjacji elektrolitycznej - dysocjacja, w wyniku, której z obojętnych cząsteczek powstają dodatnio i ujemne naładowane, trwałe jony. Proces ten przebiega w odpowiednim rozpuszczalniku, np. wodzie, ciekłym amoniaku i in, a ulegają mu cząsteczki rozpuszczalnych elektrolitów. Dysocjacja elektrolityczna może być zupełna (mocne elektrolity) lub częściowa (słabe elektrolity). Wytworzone wskutek dysocjacji jony sprawiają, że roztwór elektrolitu przewodzi prąd elektryczny. Dysocjację odkrył Arrhenius w roku 1885.

Elektrolity - są to substancje, które po rozpuszczeniu w odpowiednim rozpuszczalniku ulegają dysocjacji elektrolitycznej i wskutek tego w stanie ciekłym lub w roztworach przewodzą prąd elektryczny. Elektrolity są substancjami o budowie jonowej a także o wiązaniach kowalencyjnych, które tworzą jony dopiero wskutek oddziaływania ich cząstek z rozpuszczalnikiem (np. HCl, H₂S, HCN). Proces rozpadu, czyli dysocjacji będzie zależał od rodzaju wiązań w cząsteczce rozpuszczonej jak i od rodzaju rozpuszczalnika.

Mocne elektrolity ulegają całkowitej lub niemal całkowitej dysocjacji. Ich stopień dysocjacji α = 1. Należą do nich:

- sole

- część kwasów nieorganicznych (HCl, HNO₃, H₂SO₄, HBr, HI, HF, HClO₄)

Słabe elektrolity w małej części dysocjują, ich stopień dysocjacji α < 1. Należą do nich:

- część kwasów nieorganicznych (H₂S, H₂CO₃, HCN)

- część wodorotlenków nieorganicznych (NH₄OH, większość wod. metali dwu- i trójwartościowych)

- kwasy i zasady organiczne

Średniej mocy elektrolity (H₃PO₄, H₂SO₃, H₃AsO₄)

Prawo rozcieńczeń Ostwalda - zależność pomiędzy stopniem a stałą dysocjacji dla słabych elektrolitów określa tzw. prawo rozcieńczeń Ostwalda wyrażone wzorem:

dla bardzo słabych elektrolitów stopień dysocjacji α jest tak mały, że 1- α≈1, wówczas można wyrazić wzorem:

z tego wzoru wynika, że stopień dysocjacji słabego elektrolitu jest odwrotnie proporcjonalny do pierwiastka kwadratowego z jego stężenia. W miarę rozcieńczania dowolnego elektrolitu wzrasta jego stopień dysocjacji.

Stopień dysocjacji - stosunek liczby cząsteczek zdysocjowanych N_z do liczby cząsteczek wprowadzonych N_w

stopień dysocjacji może przyjmować wartości 0<α<1. Stopień dysocjacji elektrolitów dąży do jedności, co praktycznie oznacza całkowity rozpad na jony.

Stała dysocjacji - stałą K nazywamy stałą dysocjacji. Jest to stosunek iloczynu stężeń jonów do stężenia cząsteczek niezdysocjowanych. Stałą K wyznacza się tylko dla słabych lub średniej mocy elektrolitów. Dla elektrolitów mocnych stężenie [AB] lub [A_nB_m] jest bliskie zeru. Stałych dysocjacji dla mocnych elektrolitów na ogół nie definiuje się, gdyż ich wartością bardzo duże i zwykle wyraźnie zmieniają się ze stężeniem.

Dysocjacja wody, pH - pH jest to wykładnik jonów wodorowych, zdefiniowany jako tzw. współczynnik Sörensena, jest to ujemny logarytm ze stężenia tych jonów

termin ten wprowadzony został w celu jednoznacznego określenia kwasowości roztworu wodnego.

Czysta woda jest bardzo słabym elektrolitem, która rozpada się na
, ma stężenie jonów wodorowych ok. 10^-7 równoważnika/dm³, a więc jej pH=7.

Roztwory wodne o pH mniejszym od 7 są kwaśne (pH<7), o pH równym 7 - obojętne (pH=7), o pH większym od 7 - zasadowe (pH>7)

Skala pH służy do określenia stopnia kwasowości. Im mniejsze pH tym wyższe jest stężenie jonów wodorowych H⁺ i wyższy jest stopień kwasowości roztworu.

Definicje kwasów i zasad:

Wg. Arrheniusa - kwasy są to substancje, które w roztworach odczepiają jony wodorowe H⁺, a związki odczepiające OH^- - zasadami.

Wg. Brönstenda - kwas jest to substancja zdolna do odczepiania protonów, protonów zasada to substancja zdolna do pobierania protonów. Cząsteczka lub jon kwasu oddając H⁺ staje się zasadą A^-. Zasada A^- może na powrót łącząc się z protonem i przechodzić w kwas HA; kwas AH jest kwasem sprzężonym z zasadą A^-.

Czynniki decydujące o mocy kwasu - kwasem mocnym nazywamy kwas, który w roztworze wodnym ulega bardzo dalekiej posuniętej dysocjacji, kwasem słabym, gdy dysocjuje tylko mała jego część. Porównując moc dwu kwasów musimy uwzględnić, że dysocjacja ich w roztworach wodnych zależy od dwóch czynników: od tendencji cząsteczek kwasu do oddawania protonów oraz od stężenia kwasu. Wielkością, która dobrze charakteryzuje indywidualne własności cząsteczek i która nie zależy od stężenia jest stała dysocjacji. Stała dysocjacji K_k i stałą dysocjacji K_z możemy uważać za miarę mocy kwasu lub zasady. Im stała dysocjacji kwasu jest wyższa, tym przy danym stężeniu dysocjacja jest dalej posunięta i kwas jest mocniejszy.

Amfoteryczność - zdolność niektórych pierwiastków i związków chem. do wykazywania własności zarówno zasadowych, jak i kwasowych. Liczne wodorotlenki metali, np. glinu, cynku ołowiu mają własności amfoteryczne; ich grupy wodorotlenowe mogą ulegać dysocjacji elektrolitycznej w dwojaki sposób: odczepiając ujemny jon OH lub dodatni jon H. pod wpływem kwasów odczepia się jon OH i metal w wytworzonej soli staje się kationem; pod wpływem zasad odczepia się jon H i metal wraz z atomami tlenu gra rolę anionu w powstałej soli. Amfoteryczność może być wywołana również obecnością w jednej zdecydowanie kwasowej, drugiej zdecydowanie zasadowej. Substancje mające w cząsteczce oba te rodzaje grup nazywają się amfolitami.

Hydroliza soli - proces rozkładu jakiejś substancji następujący pod wpływem wody. Hydrolizie ulegają z reguły sole mocnych kwasów i słabych zasad oraz sole słabych kwasów i mocnych zasad. Proces ten powoduje, że roztwór przybiera odczyn kwaśny lub zasadowy, zależnie od tego, z którym z wymienianych rodzajów soli mamy do czynienia. Hydrolizie nie ulegają sole mocnych kwasów i mocnych zasad, a ich jony w środowisku wodnym nie przyjmują i nie oddają protonów.

Bufory - roztwory słabej zasady i soli tej zasady z mocnym kwasem albo roztworu słabego kwasu i jego soli z mocną zasadą. Bufory utrzymują stałą kwasowość (stałe pH) roztworu bez względu na swoje stężenie i bardzo mocno zmieniają pH po oddaniu niewielkich ilości kwasów i zasad. Bufory znajdują zastosowanie we wszystkich przypadkach, w których konieczne jest utrzymanie kwasowości układu na określonym poziomie, a więc np. w hodowlach bakterii, w analizie chemicznej, itp.

Rozpuszczalność - ilość substancji rozpuszczonej w roztworze nasyconym w danym rozpuszczalniku w określonej temp. i pod danym ciśnieniem. W przypadku gazów rozpuszczalność wzrasta ze wzrostem ciśnienia i zgodnie z prawem Henry'ego jest do niego proporcjonalna, maleje natomiast wraz ze wzrostem temp. Rozpuszczalność ciał stałych i cieczy bardzo mało się zmienia pod wpływem zmian ciśnienia, główny natomiast wpływ wywiera temp. Ciała stałe prawie zawsze lepiej się rozpuszczają w wyższych temp. Ciała stałe prawie zawsze lepiej się rozpuszczają w wyższych temp.

Prawo Henry'ego - ilość gazu rozpuszczona w danej objętości rozpuszczalnika w określonej temp. jest wprost proporcjonalna do ciśnienia gazu pozostającego w równowadze z roztworem.

Iloczyn rozpuszczalności - wartość iloczynu jonowego całkowicie dysocjowanego elektrolitu trudno rozpuszczalnego nasyconego. Wartość iloczynu rozp. jest stała dla danego elektrolitu i rozpuszczalnika w stałej temp. Jeżeli stężenie roztworu nasyconego jest duże albo w roztworach występują inne jony, wówczas nie iloczyn stężeń, a iloczyn aktywności obu jonów pozostaje wartością stała. Stałość iloczynu rop. Powoduje, ze po wprowadzeniu do nasyconego roztworu danego elektrolitu roztw. Innego elektrolitu o wspólnym jonie następuje wytrącenie się osadu.

WIĄZANIA CHEMICZNE

Wiązania Van der Wasala - siły przyciągania działające między cząsteczkami lub atomami o wypoconych wartościach. Występowanie ich uwarunkowane jest kilkoma przyczynami:

- asymetria elektryczną cząsteczek (dipol), powodującą oddziaływanie orientacyjne i przyciąganie odpowiednio ustawiających się dipoli,

- wzajemnym oddziaływanie dipoli trwających i indukowanych o małym znaczeniu,

- istnieniem tzw. sił wymiennych, związanych z wzajemnym oddziaływaniem poruszających się elektrolitów

Siły Van der Wasala maleją proporcjonalnie do siódmej potęgi odległości, są one niewielkie w porównaniu z siłami wiązania chem., jednak w kryształach, cieczach i roztworach tworzą dość silne wiązania.

Wiązanie wodorowe - forma wiązania występująca pomiędzy cząsteczkami tego samego rodzaju lub wewnątrz cząsteczki. Wiązanie wodorowe może występować miedzy atomami o dużej elektroujemności, jak F, O₂, N₂, a atomem wodoru, np. anionie HF, miedzy cząsteczkami wody, alkoholi i kwasów, powodując ich asocjacje.

Wiązanie koordynacyjne - wiązanie atomowe utworzone przez parę elektronów pochodząca wyłącznie od jednego atomu. Powstanie wiązania koordynacyjnego łączy się zazwyczaj wystąpieniem momentu dipolowego lub zmniejszeniem jego wartości; występuje także między jonem centralnym a ligandami w związkach kompleksowych.

Zależność i właściwości związków chemicznych od rodzaju wiązań - wiązania chem. wytwarzają się wskutek oddziaływań elektrostatycznych pomiędzy elektronami i jądrami łączących się atomów. Teoria wiązań chem. musi uwzględnić specyficzne prawa rządzące światem atomów i cząsteczek elementarnych; zachowanie się elektronów w cząsteczce, podobnie jak i elektronów w atomie, musi zatem być opisywane metodami mechaniki kwantowej . Charakter wiązania chem. i jego właściwości zależą od wielu czynników, np. od ładunku jąder atomowych, konfiguracji elektronowych, rozmiarów łączących się atomów. Czynniki te zmieniają się, gdy przechodzimy od pierwiastka do pierwiastka.

ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE

Budowa związków kompleksowych - związki chem. pochodne związków prostych, prostych których do jakichś atomów lub jonów przyłączyły się cząsteczki lub jony innego związku chem. Atom (jon) przyłączający cząsteczki lub jony nosi nazwę atomu (jonu) koordynacyjnego lub centralnego, a przyłączone cząsteczki lub jony noszą nazwę podstawników, elementów skoordynowanych, adwentów albo ligandów. Atomami koordynacyjnymi są najczęściej atomy należące do podgrup układu okresowego, np. mangan, żelazo, kobalt, nikiel, platynowce, miedziowce, cynk, kadm, rtęć i In. Związki kompleksowe tych pierwiastków mają przeważnie charakter soli i w roztworach wodnych dysocjują na jony kompleksowe. Atomy koordynacyjne najczęściej przyłączają 4 lub 6 podstawników, mówi wówczas, że liczba koordynacyjna wynosi 4 lub 6.

Nomenklatura związków kompleksowych - Formułując wzory zw. komp. Umieszcza się symbol zarówno symbole jonu centralnego jak i otaczających go ligandów w nawiasie kwadratowym. Nawias obejmuje zatem strefę koordynacji. Kompleks może być kationem, cząsteczką obojętną lub anionem.

1. Najpierw wymienia się liczbę i nazwę ligandów, przy czym pierwszeństwo maja ligandy ujemne, a po nich ligandy obojętne. Typowymi ligandami są Cl^- - chloro, OH^- - hydrokso, CN^- - cyjano, H₂O - akwa, NH₃ - amina.

2. Stopień utlenienia jonu centralnego oznacza się cyfrą rzymską ( po nazwie kompleksu).

3. Nazwy anionów kompleksowych tworzy się poprzez podanie liczby ligandów oraz nazwy pierwiastków z końcówką -an i stopniem utlenienia jonu centralnego w nawiasach.

4. W kompleksach kationowych oraz o wypadkowym ładunku równym zeru nazwy atomu centralnego nie zmienia się.

5. Nazwę związku koordynacyjnego podaje się wg ogólnych zasad ustalonych dla związków nieorganicznych a więc, jeśli jon kompleksowy jest anionem rozpoczyna nazwę związku. Natomiast, gdy jest kationem, wówczas znajduje się w nazwie związku na miejscu drugim.

6. Nazwy zw. komp., które nie zawierają jonów tworzy się podając nazwę atomu centralnego w pierwszym przypadku.

Przykłady:

[CrCl(NH₃)₅]Cl₂ - chlorek chloropięcioaminachromu (III)

[PtCl₂(NH₃)₂] - dwuaminadwuchloroplatyna (II)

K₂[CoCl₄] - czterochlorokobaltan (II) potasu

Izomeria zw. kompleksowych - rozróżniamy dwa rodzaje izomerii kompleksowych:

• izomerię strukturalną - poszczególne izomery mają ten sam sumaryczny skład chemiczny, wykazują natomiast odmienny skład jonów kompleksowych. Izomeria strukturalna dzieli się na:

- izomerię jonową - zw. komp.. różnią się położeniem anionów, które mogą występować bądź jako ligandy w kompleksowym kationie, bądź jako samodzielne aniony.

- izomerię hydratacyjną - polegającą na różnym położeniu cząstek wody

- izomerię koordynacyjną

• stereoizometria - atom centralny otoczony jest we wszystkich izomerach takimi samymi ligandami, są one jednak w stosunku do siebie ułożone w różny sposób. Stereoizometria dzieli się na:

- izomerię optyczną - występowanie związków optycznie czynnych o takiej samej budowie cząsteczki, lecz różnych konfiguracjach, różnie skręcających płaszczyznę światła spolaryzowanego. Taką właściwość mogą wykazywać tylko kompleksy niemające żadnej płaszczyzny światła spolaryzowanego.

- izomerię geometryczna (izomeria trans-cis, izomeria E-Z) - rodzaj izomerii konfiguracyjnej, która wynika z faktu różnego układu atomów i podstawników przy wiązaniach wielokrotnych lub w układach cyklicznych.

Izomery geometryczne (w odróżnieniu od optycznych) nie wykazują różnic w skręcalności światła, ale mają zwykle różne temperatury topnienia i wrzenia, podobnie jak izomery konstytucyjne. W przeciwieństwie do izomerii konformacyjnej nie jest możliwe samorzutne przekształcenie z jednej formy w inną bez reakcji chemicznej.

KOLOIDY

Roztwory koloidalne - koloidy są to substancje, które rozpuszczając się tworzą roztwory będące układem koloidalnym (zolami). Koloidy są to substancje wielkocząsteczkowe, w których rozmiary cząsteczek odpowiadają wielkością cząsteczek rozproszonych w układach koloidalnych. W roztworach koloidalnych stwierdzona ruchy Browna, są to bezwładne, zygzakowate ruchy cząstek fazy rozproszonej, zapobiegające ich opadaniu pod wpływem pola grawitacyjnego. Ruchy Browna są dowodem na to, że ma materia ma budowę kinetyczno - molekularną, dodatkowym potwierdzeniem jest fakt, iż intensywność tych ruchów wzrasta ze wzrostem temp. Roztwory wykazują efekt Tyndala, jest to zjawisko rozproszenia światła przez roztwory koloidalne.

Otrzymywanie koloidów - koloidy mają rozmiary pośrednie pomiędzy rozmiarami pojedynczych cząsteczek a cząsteczkami zawiesin. Z związku z tym rozróżniamy dwie grupy metod otrzymywania roztworów koloidalnych:

- metoda dyspersyjna - polega na mieleniu rozdrabnianych substancji w specjalnym młynie koloidowym o bardzo dużej liczbie obrotów. Inna metoda dyspersyjna to metoda rozpylania katodowego. Polega ona na wytworzeniu łuku elektrycznego pomiędzy dwiema elektrodami metalowymi zanurzonymi w wodzie, z których jedna, katoda, stanowi metal poddany rozdrobnieniu koloidalnemu.

- metoda kondensacji - polega na wydzieleniu trudno rozpuszczalnej subst. z roztworu silnie rozcieńczonego drogą różnego rodzaju reakcji chem., np. podwójnej wymiany, utlenienia, redukcji, hydrolizy, itp. Warunki panujące w roztworze są przy tym tak dobrane, że nierozpuszczalny produkt reakcji nie może wytworzyć agregatów większych niż o rozmiarach cząstek koloidalnych. Nie wydziela się on wówczas wówczas formie osadu, lecz tworzy roztwór koloidalny.

Roztwór koloidalny otrzymany którymkolwiek z opisanych sposobów jest zazwyczaj silnie zanieczyszczony różnymi elektrolitami. Oczyszczanie roztworów koloidalnych przeprowadzić można za pomocą dializy.

Koloidy liofilowe - roztwory koloidalne (zole), których cząsteczki i makrocząsteczki mają zdolność do gromadzenia na swojej powierzchni (adsorbowania) cząsteczek rozpuszczalnika; jeżeli rozpuszczalnikiem jest woda, właściwość tę określa się jako hydrofilowość; l.k. koagulują stosunkowo trudno, ponieważ zapobiega temu solwatacyjna otoczka rozpuszczalnika i ładunek elektr. cząstek.

Koloidy liofobowe - roztwory koloidalne (zole), których cząsteczki nie mają zdolności do gromadzenia na swojej powierzchni cząsteczek rozpuszczalnika; l.k. koagulują łatwo, ponieważ nie posiadają solwatacyjnej otoczki rozpuszczalnika

Koagulacja - zbijanie lub zlepianie się cząstek koloidalnych w większe skupiska. Niekiedy na skutek koagulacji następuje wydzielenie osadu. Koagulacja zachodzi zawsze, gdy zostaną zniszczone czynniki zapobiegające zderzeniom lub zlepieniu się cząstek. Jednym z takich czynników są jednoimienne ładunki elektr. Na cząstkach. Ładunki te niszczy wprowadzenie do roztworów dysocjowanego elektrolitu, szczególnie o wielowartościowych jonach naładowanych przeciwnie niż cząstki koloidu. Innym czynnikiem uniemożliwiającym koagulację jest warstwa nagromadzonych na powierzchni koloidu cząsteczek rozpuszczalnika lub cząsteczek innych substancji.

Peptyzacja - jest procesem odwrotnym do koagulacji, jest to zjawisko przechodzenia skoagulowanego osadu z powrotem w stan roztworu koloidalnego. Peptyzacja [polega na usunięciu z osadu zaabsorbowanych jonów koagulacyjnych cząstki koloidalne odzyskują swój pierwotny ładunek i ponownie zaczynają się odpychać.

RÓWNOWAGA CHEMICZNA

Układ homo- i heterogeniczny - układ homogeniczny jest układem jednofazowym, natomiast układ heterogeniczny - układem wielofazowym. Układ może zawierać równocześnie kilka faz stałych i ciekłych, lecz tylko jedną fazę gazową, gdyż jakiekolwiek gazy, stykające się ze sobą, ulęgają wzajemnemu wymieszaniu.

Na ogół wszystkie procesy chem. mają charakter odwracalny, to znaczy z danych substancji tworzą się określone produkty a jednocześnie odwrotnie produkty ulęgają na substraty. Często jednak reakcje prowadzone są w warunkach powodujących praktyczną nieodwracalność, jeżeli produkty nie opuszczają układu reakcyjnego, lecz pozostają w nim obok niecałkowicie zużytych substratów, mówimy o reakcji odwracalnej.

Stan równowagi chemicznej - ilość substratów i produktów nie ulegają zmianie, chociaż obie reakcje zachodzą w dalszym ciągu. W stanie równowagi szybkość reakcji w obu kierunkach są jednakowe V₁ = V₂ czyli

stosunek stałych szybkości k₁/k₂ ma dla danej reakcji w stałej temp. wartość stałą i nosi nazwę stałej równowagi K.

Stan równowagi opisany jest równaniem:

zależność ta sformułowana przez Guldberga - Waagego nosi nazwę prawa działania mas lub prawa równowagi chemicznej i mówi:

w stanie równowagi chem. stosunek iloczynu stężeń produktów do iloczynu stężeń substratów jest wielkością stałą, charakterystyczną dla danej reakcji chem. w danej temp.

Stała równowagi w układach homogenicznych - homogenicznych przypadku reakcji homogenicznych, np. gazowych, zamiast stężeniami posługujemy się ciśnieniami cząstkowymi reagentów. Stałą równowagi K_p wyrażoną za pomocą ciśnień parcjalnych można zapisać, dla reakcji:

stała K_p nosi nazwę ciśnieniowej stałej równowagi.

Równowaga w układach heterogenicznych - Reakcje odwracalne mogą również przebiegać pomiędzy substancjami występującymi w różnych fazach. Ustala się wówczas między mini równowaga w fazach: gazowej i stałej, ciekłej i gazowej lub ciekłej i stałej.

Dla reakcji odwracalnych, w których biorą udział ciała stałe, w wyrażeniu określającym stałą K, pomijane są stężenia tych substancji jako niezmienne w danej temperaturze. Stad też np. w przypadku równowag w układach gaz-ciało stałe, w równaniu stałej równowagi uwzględnia się jedynie substancje gazowe. Im większa jest wartość liczbowa stałej K, tym równowaga danej reakcji przesunięta jest w stronę powstawania produktów i odwrotnie - im wartość liczbowa stałej jest mniejsza, tym bardziej równowaga jest przesunięta w kierunku tworzenia się substratów.

Reguła przekory Le Chateliera - Browna - wpływ zmian stężenia reagentów, ich ciśnienia oraz temp. na stan równowagi określa reguła Le Chateliera - Browna, zwana regułą przekory:

Jeżeli układ będący w stanie równowagi poddamy działaniu zewnętrznemu (tj. zmianie stężeń reagentów, zmianie ciśnienia lub temp.), to w układzie tym nastąpią zmiany dążące do osłabienia skutków tego działania.

Konsekwencją jest przesunięcie równowagi w kierunku tej reakcji, która dąży do przywrócenia poprzednich warunków, tzn. poprzedniej wartości stężenia, poprzedniego ciśnienia czy też poprzedniej temp.

Wpływ stężenia na przesunięcie równowagi reakcji - dla reakcji:

ponieważ K_c ma wartość stałą w stałej temp., zwiększenie stężenia jednego substratów A lub B powoduje przesunięcie równowagi w stronę prawą, tj. w kierunku zwiększenia stężenia produktów C i D.

Wpływ ciśnienia na zmianę równowagi reakcji - zmiana ciśnienia przesuwa równowagę jedynie wtedy, gdy liczba moli substratów gazowych jest różna od liczby moli produktów gazowych, tj., gdy w czasie reakcji zmienia się objętość produktów w stosunku do objętości zajmowanej przez substraty. Zgodnie z regułą przekory na skutek zwiększenia ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku obniż enia ciśnienia w układzie poprzez powstanie mniejszej liczby moli produktów. Następuje bowiem przesunięcie równowagi w prawo, czyli w kierunku syntezy produktu.

Wpływ temperatury na stan równowagi reakcji - podwyższenie temp. zwiększa wartość stałej równowagi w procesie endotermicznym. W reakcjach egzotermicznych, gdy ΔH⁰ jest ujemna, wtedy ze wzrostem temperatury następuje zmniejszenie się stałej K. innymi słowy, wzrost temp. sprzyja reakcji endotermicznej związanej z pochłonięciem ciepła, a wywiera odwrotny wpływ na przemiany egzotermiczne. Natomiast obniżenie temp. sprzyja procesowi egzotermicznemu związanemu z wydzieleniem ciepła.

KINETYKA

Szybkośc reakcji chemicznych - dział chemii zajmujący się szybkością reakcji chem. nazywamy kinetyką chemiczną. Pod pojęciem szybkości reakcji rozumiemy zmianę stężenia molowego substancji (substratu lub produktu) w jednostce czasu. Podczas reakcji chemicznej stężenie substratów maleje, a stężenie produktów rośnie.

lub

Szybkość reakcji jest pochodną stężenia względem czasu. Znak minus wskazuje na zmniejszenie się stężenia substratu w miarę zachodzenia reakcji. Szybkość reakcji chemicznej zależy nie tylko od rodzaju substancji reagujących, ale też w znacznym stopniu od warunków, jakie panują w danym układzie, tj. od stężenia substancji reagujących, temp., katalizatora (substancji obniżającej energię aktywacji w danej reakcji). Wiele reakcji między związkami nieorganicznymi cechuje szybkość - zwłaszcza reakcje zachodzące w roztworach miedzy jonami. Należą tu np., reakcje zobojętnienia, wytrącania osadów, itp. Natomiast reakcje, które muszą być poprzedzone rozerwaniem pierwotnie istniejących wiązań miedzy atomami cząsteczek substratów, zachodzą powoli.

A wiec szybkość reakcji musi zależeć od liczby zderzeń miedzy reagującymi cząsteczkami, zachodzących w jednostce czasu. Elementarny proces chemiczny może nastąpić dopiero wtedy, gdy cząsteczki zderzą się efektownie, tzn. znajdą się w takiej odległości, w której elektrony atomów jednej cząsteczki wejdą w strefę działania pól elektrycznych drugiej cząsteczki. Jedynie w takich warunkach może nastąpić przemieszczenie elektronów i przegrupowanie atomów prowadzące do wytworzenia nowych cząstek. Nie każde zderzenie substancji reagujących jest efektywne, zależy bowiem od stanu energetycznego cząsteczek, a także od czasu trwania zderzeń. Można przyjąć, że liczba zderzeń efektywnych jest tym większa, im większa jest całkowita liczba zderzeń, z zatem im większe stężenia reagujących substancji.

Wpływ stężenia reagujących substancji na szybkość reakcji - zależność szybkości reakcji od stężenia substancji można wyrazić równaniem:

A,B,C - substancje reagujące; c_A,c_B,c_C - stężenia molowe tych substancji; a,b,c - liczba moli substancji A, Bi C w stadium, tzw. rzędowość reakcji ze względu na substancje A, B, C.Ich suma : a+b+c=n podaje ogólny rząd reakcji.; k - stała szybkości reakcji - charakterystyczny dla danej reakcji współczynnik niezależny od stężeni, a w znacznym stopniu zależny od temp.

Wpływ temperatury na szybkość reakcji - podwyższenie temp. na ogół zwiększa szybkość reakcji. Przybliżony obszar wpływu temp. na szybkość reakcji daje tzw. współczynnik temperaturowy reakcji γ. Jest to liczba wyrażająca, ile razy następuje zwiększenie szybkości przy ogrzaniu układu o 10°

Dla większości substancji współczynnik ten zawarty jest w granicach 2< γ<4.

Bardziej dokładnie zależność szybkosci od temp. charakteryzuje równanie Arrheniusa:

lub po logarytmowaniu:

Energia aktywacji - minimalna energia, jaką musi mieć zespół cząsteczek, aby mogła przebiec reakcja. Na ogół średnia energia cząsteczek jest mniejsza od energii aktywacji, w wyniku zderzeń jednak niektóre cząsteczki uzyskują energię większą i reakcja może zajść. Ze wzrostem temp. rośnie energia cząsteczek równocześnie, więc rośnie i liczba cząsteczek osiągających energię większą od energii aktywacji procesu. W skutek tego szybkość reakcji chem. znacznie wzrasta ze wzrostem temp.

Wpływ katalizatora na szybkość reakcji - wiele reakcji, spełniające termodynamiczne warunki reakcji samorzutnych, przebiega w temperaturze pokojowej z niemierzalnie małą szybkością. Aby zwiększyć szybkość reakcji, stosujemy katalizatory - substancje, które wpływają na zmianę szybkości reakcji i po zakończeniu znajdują się w stanie niezmiennym. Zjawisko zmiany szybkości reakcji nazywamy katalizą.

Kataliza homogeniczna - katalizator znajduje się w takiej fazie co układ reagujący, w procesach katalizy homogenicznej działanie katalizatora wprowadzonego do reakcji A+B=C, polega na wytworzeniu produktu pośredniego A_kat: A + kat= A_kat. A_kat reaguje z drugim substratem, co prowadzi do powstania produktu reakcji C i uwolnienia katalizatora: A_kat + B = C + kat. Udział katalizatora sprowadza się do obniżenia energii aktywacji katalizowanej reakcji, a co za tym idzie - przyspieszenia reakcji i osiągnięcia stanu równowagi w krótszym czasie.

Kataliza heterogeniczna - katalizator stanowi odrębną fazę w stosunku do reagującego układu. Najczęściej jest on w fazie stałej i nosi nazwę kontaktu. Kataliza heterogeniczna wiąże się z adsorpcją substratu i desorpcją produktu z powierzchni katalizatora. Skład warstwy powierzchniowej katalizatora, jej budowa, z zwłaszcza obecność miejsc najbardziej czynnych zwanych centrami aktywnymi, wywiera istotny wpływ na działanie katalizatora.

Mechanizm reakcji chemicznych to opis ich faktycznego przebiegu, razem ze wszystkimi stadiami i produktami pośrednimi. Czasami za integralną część mechanizmu reakcji uważa się też opis jej przebiegu z energetycznego punktu widzenia, a także jej podstawowe dane kinetyczne.

Typowe równania chemiczne są zwykle tylko sumarycznym zapisem reakcji, bez wnikania w jej szczegółowy przebieg. Większość reakcji składa się jednak z od kilku do kilkudziesięciu procesów zrywania i powstawania poszczególnych wiązań chemicznych. Poszczególne akty zrywania lub powstawania wiązań nazywa się reakcjami elementarnymi. Kompletny zapis wszystkich równań elementarnych zachodzących w trakcie reakcji jest właśnie tym, co zwykło się nazywać jej mechanizmem.

Poznanie mechanizmu reakcji, oprócz znaczenia czysto poznawczego, ma także ogromne znaczenie praktyczne. Znając mechanizm reakcji można nią świadomie sterować zmieniając parametry jej środowiska. Na podstawie mechanizmu wyznacza się także efekty energetyczne reakcji i jej kinetykę, których znajomość jest często niezbędna do zastosowania danej reakcji w przemyśle.

Typy mechanizmów reakcji

Jakkolwiek reakcje chemiczne przebiegają na setki różnych sposobów, typowe mechanizmy zostały dość dokładnie sklasyfikowane. Nazwy klas mechanizmów reakcji składają się ze skrótów literowo-cyfrowych. Wielkie litery określają ogólny rodzaj reakcji (eliminacja, substytucja, addycja), małe określają charakter chemiczny cząsteczki "atakującej", a cyfra określa ile cząsteczek uczestniczy w etapie limitującym szybkość całej reakcji (czyli najwolniejszym). I tak np.

Ee1 to eliminacja elektrofilowa, jednocząsteczkowa - czyli w reakcji z wyjściowej cząsteczki coś ubywa, cząsteczka ma w kluczowym etapie charakter elektrofilowy i w etapie tym uczestniczy tylko jedna cząsteczka

Sn2 to substytucja nukleofilowa dwucząsteczkowa - czyli w wyniku reakcji dochodzi do wymiany jednych atomów na drugie, cząsteczka "atakująca" ma charakter nuklefilowy w kluczowym etapie i w etapie tym uczestniczą dwie cząsteczki.

ACn4 to addycja skoordynowana (czasami mówi się też jednoczesna) (concerted), obojętna (neutral) czterocząsteczkowa - czyli w reakcji dochodzi do połączenia się cząsteczek w sposób skoordynowany, bez powstawania produktów ubocznych, a w kluczowym etapie uczestniczą wszystkie 4 cząsteczki na raz.

Ustalanie mechanizmów reakcji

Mechanizmy reakcji ustala się na różne sposoby:

Najbardziej podstawowym jest zbadanie kinetyki danej reakcji. Reakcje chemiczne zachodzące według jednego z ogólnych typów mają zazwyczaj bardzo zbliżony mechanizm i podobną kinetykę. Dzięki temu istnieją stablicowane katalogi ogólnych schematów kinetycznych odpowiadających danemu typowi reakcji. Typ reakcji można więc w dużym stopniu ustalić porównując dane kinetyczne (szybkość reakcji, jej rząd względem wszystkich substratów) badanej reakcji ze schematem przypisanym do danego typu.

Drugim sposobem jest próba analizy produktów pośrednich reakcji. Robi się to albo w trakcie samej reakcji (zwykle metodami spektroskopowymi) albo usiłuje się "zatrzymać" reakcję na etapie pośrednim i wyodrębnić pośrednie produkty.

Trzecim sposobem jest bezpośrednia obserwacja przebiegu zrywania i powstawania kolejnych wiązań chemicznych. Pomocne są tu często tzw. szybkie (tj. możliwe do przeprowadzenia szybciej niż sama reakcja) techniki analityczne takie jak np. chromatografia stop flow.

Czwartym jest izotopowe śledzenie, co się dzieje z wybranymi fragmentami cząsteczek w czasie reakcji. Robi się to syntezując najpierw substraty zawierające duże ilości nietypowego izotopu (izotopu C14 w określonych ściśle miejscach, a następnie analizując, w których miejscach znalazły się one w produktach. Wymaga to już jednak posiadania ogólnej koncepcji przebiegu danej reakcji.

Ostatnim etapem jest zwykle weryfikacja eksperymentalna proponowanego mechanizmu. Polega ona na zmianach tych warunków, które według proponowanego mechanizmu powinny mieć istotny wpływ na nią i badaniu, czy wpływ ten jest rzeczywiście taki, jak to wynika z mechanizmu.

Teoria zderzeń aktywnych, teoria szybkości reakcji, sformułowana w 1918 przez S.A. Arrheniusa, głosząca, że reakcja chemiczna pomiędzy dwoma cząsteczkami w fazie gazowej, o wystarczająco dużej energii i odpowiedniej wzajemnej orientacji przestrzennej, może zajść tylko w momencie ich zderzenia.

Teoria zderzeń aktywnych oparta została na pojęciach i wynikach kinetyczno-cząsteczkowej teorii gazów. Wartości uzyskane za pomocą teorii zderzeń aktywnych często były rozbieżne z wartościami doświadczalnymi, dlatego została ona zastąpiona teorią kompleksu aktywnego.

REAKCJE JĄDROWE

Radioaktywność - to zdolność jąder atomowych do rozpadu promieniotwórczego, który najczęściej jest związany z emisją cząstek alfa, cząstek beta oraz promieniowania gamma (promieniowanie elektromagnetyczne o bardzo dużej energii).

Szczególnym rodzajem promieniotwórczości jest roszczepienie jądra atomowego, podczas którego radioaktywne jądro rozpada się na dwa fragmenty oraz emituje liczne cząstki, między innymi neutrony, które mogą indukować kolejne rozszczepienia. Zjawisko takiej reakcji łańcuchowej jest wykorzystane w elektrowniach jądrowych oraz w bombach jądrowych.

Emisja wysokoenergetycznego promieniowania powoduje "wybijanie" elektronów z atomów (zjawisko tzw. jonizacji), które zostały poddane działaniu tego promieniowania. Promieniowanie to ma szkodliwy wpływ na organizm ludzki. Pochłonięcie jego dużej dawki powoduje zwykle chorobę popromienną.

Źródłami radioaktywności są głównie pierwiastki występujące w naturze lub stworzone przez człowieka . Są to Polon, Astat, Radon, Frans, Rad, Aktyn, Tor, Proaktyn, Uran, Neptun, Pluton, Ameryk, Kiur, Berkel, Kaliforn, Einstein, Mendelew, Nobel, Lorens.

Energia jądrowa, (energia atomowa) - energia wiązania nukleonów w jądrze atomowym; może być wyzwalana w niektórych reakcjach jądrowych; w celach praktycznych e.j. wyzwala się w procesach rozszczepiania ciężkich jąder oraz syntezy (łączenia się) jąder lekkich. Reakcje jądrowe mogą przebiegać w sposób kontrolowany w reaktorach jądrowych (też elektrownie), w których e.j. przemieniana jest w e. cieplną, lub przebiegać łańcuchowo z wielką szybkością w sposób nie kontrolowany (w bombach jądrowych). Przełomowe znaczenie dla wyzwolenia energii jądrowej miały prace 1934 E. Fermiego (bombardowanie uranu swobodnymi neutronami), 1938 O. Hahnan i F. Strassmanna (rozszczepienie jądra uranu) i 1939-40 stwierdzenie występowania swobodnych neutronów zdolnych wywołać reakcję łańcuchową.

Defekt masy - różnica między rzeczywistą masą jądra atomowego a jego liczbą masową. Dla pierwiastków o liczbie masowej mniejszej od 20 oraz większej od 180 masy jąder są większe niż ich liczby masowe. Dla pierwiastków z przedziału liczb masowych (20;180) defekt masy ma znak ujemny. Jądra lekkie łącząc się w większe (termojądrowa synteza), oraz jądra ciężkie rozpadając się na lżejsze (rozpad promieniotwórczy) tracą nadmiar masy wypromieniowując odpowiednią porcję energii.

Broń jądrowa (atomowa broń, nuklearna broń) - broń masowego rażenia wykorzystująca energię uzyskaną podczas łańcuchowej reakcji rozszczepienia jąder ciężkich pierwiastków (izotopy uranu i plutonu) lub reakcji termojądrowej; współtwórcami m.in.: N. Bohr, E. Fermi, R. Oppenheimer, L. Szilard (prace od 1939 przyspieszone po jap. ataku na Pearl Harbor); pierwszą próbę w ramach amer. projektu Manhattan przeprowadzono 16 VII 1945 na pustyni w Nowym Meksyku; zastosowano ją po raz pierwszy pod koniec II woj. świat. w ataku USA na miasta japońskie Hiroszimę (6 VIII 1945 - 140 tys. ofiar do końca roku) i w trzy dni później na Nagasaki (9 VIII 1945 - 70 tys. ofiar); w miarę upływu czasu użycie b.j. jako czynnika przyspieszającego koniec wojny, zwłaszcza w wypadku Nagasaki, kwestionowane (do Tokio nie dotarły jeszcze wiadomości o skali zniszczeń w Hiroszimie); podyktowane ono było raczej skalą wydatków na Program Manhattan (2 mld dol.) ukrywanych przed Kongresem i chęcią ich usprawiedliwienia; rozkaz zrzucenia b.j. wydał H.S. Truman (po konsultacji z Churchillem i Stalinem); 1949 próby przeprowadził ZSRR, 1952 W. Brytania, 1960 Francja, 1964 Chiny, 1974 Indie; po rozpadzie ZSRR w posiadaniu także Ukraina i Kazachstan, które zobowiązały się do jej likwidacji; o posiadanie b.j. lub prace nad jej zbudowaniem podejrzewany jest Pakistan, RPA, Izrael, Libia, Korea Płn.; rodzajami b.j. są broń neutronowa i termojądrowa; użycie b.j. ograniczają następujące traktaty międzynarodowe: 1959 antarktyczny o ustanowieniu obszaru wolnego od broni nuklearnej; o zakazie prób w atmosferze i pod wodą z 1963; o nierozprzestrzenianiu broni jądrowej z 1970 (odnowiony 1995), ratyfikowany przez 178 państw; o ograniczeniu arsenałów rakiet balistycznych z 1972 (między USA a ZSRR); o dalszym ograniczeniu strategicznej broni jądrowej z 1979 (tzw. SALT II); o kolejnym ograniczeniu broni strategicznej między USA a Rosją z 1991.

Bomba termojądrowa, zwana też bombą wodorową (ang. H-bomb) jest bombą, w której głównym źródłem energii wybuchu jest reakcja termojądrowa zachodząca podczas jej wybuchu. Bomby wodorowe mają największą, z dotychczas skonstruowanych bomb, siłę wybuchu równoważną wybuchowi setek milionów ton trotylu (megaton).

Jądrowa energetyka - dział energetyki obejmujący wytwarzanie energii jądrowej w postaci energii cieplnej i jej przetwarzanie na inne postacie energii (elektryczną lub mechaniczną). W specjalnych reaktorach jądrowych, zwanych energetycznymi, przeprowadza się kontrolowaną jądrową reakcję łańcuchową rozszczepiania ciężkich jąder uranu 235U, 233U lub plutonu 239Pu, której towarzyszy wydzielanie dużych ilości ciepła; energia cieplna odprowadzana jest z reaktora za pomocą czynnika chłodzącego: gazu (hel, dwutlenek węgla), wody, ciężkiej wody lub ciekłego metalu (sód, potas, rtęć) krążącego w obiegu zamkniętym - odpowiednio zabezpieczonym ze względu na skażenie radioaktywne chłodziwa. Energia odbierana jest z czynnika chłodzącego w wymienniku ciepła i zużywana do wytworzenia pary wodnej o wysokim ciśnieniu i temperaturze. Para doprowadzana jest do turbiny parowej napędzającej prądnicę. Podczas rozpadu 1 kg uranu wyzwala się energia 2,2 ·107 kWh, równoważna energii uzyskiwanej przy spaleniu 3000 ton węgla kamiennego. Wysoki koszt budowy elektrowni jądrowych związany m.in. z koniecznością stosowania specjalnych, drogich materiałów, wielostopniowych zabezpieczeń oraz wysokiej klasy aparatury kontrolno-pomiarowej sprawia, że e.j. ma wciąż niewielki udział w światowej produkcji energii. Rozwój e.j. hamowany jest także przez sprzeciw społeczeństw świadomych zagrożeń ze strony jądrowych zakładów energetycznych; wykorzystywanie techniki jądrowej do pozyskiwania energii elektrycznej zakłóciły zwłaszcza dwie poważne awarie jądrowe w Harrisburgu (1979) i Czarnobylu (1986); w USA wstrzymano budowę elektrowni jądrowych już 1977, w Kanadzie 1985, w Niemczech 1991; niekwestionowanym liderem pozostała natomiast Francja, gdzie blisko 80% energii elektrycznej pochodzi z elektrowni atomowych, rozwijano ją także w Indiach i Chinach; w miarę usprawniania technologii budowy elektrowni jądrowych i wzrostu ich bezpieczeństwa, nastąpiła zmiana w ocenie celowości rozbudowy e.j.; 2001 prezydent USA G. Bush przeforsował w Kongresie (mimo protestów ekologów) program rozwoju energetyki jądrowej; 2002 na Szczycie Ziemi w Johannesburgu, w obliczu narastających problemów na tle globalnego ocieplenia, uznano oficjalnie e.j. za "akceptowalną formę" pozyskiwania energii elektrycznej.

WŁAŚCIWOŚCI PIERWIASTKÓW I ICH PODSTAWOWE ZWIĄZKI

Tlen - pierwiastek chem. VI gr. głównej układu okresowego, l. at. 15,99, o właściwościach niemetalicznych; niemetalicznych związkach ujemnie dwuwartościowy. Najważniejsze związki: z wodorem → woda H₂O, nadtlenek wodoru H₂O₂, z metalami i niemetalami → tlenki i nadtlenki, nadto tlen wchodzi w skład wielu związków nieorganicznych. Tlen występuje w dwóch odmianach alotropowych, jako → ozon (cząsteczki trójatomowe O₃) i tlen (cząsteczki dwuatomowe O₂). Właściwości: Tlen jest gazem bezbarwnym, bezwonnym i bez smaku o ciężarze właściwym 1,43∙10^-3, temp. top. -218,4° i temp. wrzenia -182,97°, w wodzie rozpuszcza się. Tlen jest pierwiastkiem czynnym, łączy się z wieloma pierwiastkami bezpośrednio, zwłaszcza w podwyższonej temp. Gwałtowne łączenie się z tlenem nazywa się spalaniem, natomiast powolne utlenianiem. Występowanie: Wolny tlen występuje w atmosferze ziemskiej (20,94%obj. 23,13% wag.). W przyrodzie występuje bardzo dużo związków zawierających tlen, w postaci tlenków i soli kwasów tlenowych; najpospolitszym związkiem tlenu jest woda. Tlen jest niezbędny do funkcjonowania organizmów żywych. Otrzymywanie: techniczne przez frakcyjną destylację skroplonego powietrza. Czysty tlen można otrzymać laboratoryjnie przez rozkład termiczny nadmanganianu potasu (2KClO₃=2KCl+3O₂), przez rozkład tlenku rtęciowego HgO lub nadtlenku barowego oraz przez elektrolizę roztworu kwasu siarkowego lub wodorotlenku sodowego. Zastosowanie: do otrzymywania wysokich temp. w palnikach wodorotlenowych i acetylenowych (spawanie i cięcie metali), w procesie świeżenia stali oraz w lecznictwie do podtrzymywania procesu oddychania.

Siarka - pierwiastek chem. VI gr. głównej układu okresowego, l. at. 16, m.at. 32,064, o właściwościach kwasowych, w związkach dwuujemnie i cztero- i sześciowartościowy. Najważniejsze związki: dla siarki czterowartościowej → dwutlenek siarki, kwas siarkawy H₂SO₃ i jego sole - siarczany; siarczany sześciowartościowe→ trójtlenek siarki SO₃ → kwas siarkowy i jego sole siarczany; obok tych związków siarka tworzy połączenia, w których atomy siarki są na różnych stopniach utlenienia: → tiosiarczany, → wielotonowe; tworzy połączenia nadtlenowe: → kwas Caro H₂SO₅, kwas nadsiarkowy H₂S₂O₈ i jego sole - nadsiarczany. Z wodorem tworzy→ siarkowodór, siarkowodór metalami →siarczki i wielosiarczki, reaguje z chlorowcami. Właściwości: wchodzi w skład wielu związków organicznych. Suarka jest żółtym ciałem stałym, o ciężarze wł. 2,0 występujących w dwu zasadniczych krystalicznych odmianach alotropowych: rombowej temp. top. 112,8°, temp. w. 444,6° i jednoskośnej; Występowanie: w stanie rodzimym (Włochy, Sycylia, Luizjana, i Teksas USA, Japonia, w Polsce duże złoża w okolicach Tarnobrzegu). Siarka jest składnikiem licznych minerałów, głównie siarczków (piryt, maraksyt, blenda cynkowa, galena, cynober) i siarczanów (gips, anhydryt, celestyn, baryt, kainit, kizeryt). Otrzymywanie: siarkę występującą w stanie rodzimym wytapia się przegrzana parą wodną pod ziemią i wydobywa na powierzchnię za pomocą sprężonego powietrza (metoda Frascha), można też otrzymać siarkę z jej związków: z siarkowodoru przez utlenienie tlenem w obecności katalizatora, z dwutlenku siarki przez redukcję tlenkiem węgla. Zastosowanie: wolna siarka do wulkanizacji kauczuku, do wyrobu kwasu siarkowego, barwników siarkowych, w przemyśle zapałczanym i jedwabniczym, do wyrobu prochu strzelniczego, ogni sztucznych, sztucznych lecznictwie i weterynarii, do konserwacji wina, do produkcji tworzyw sztucznych i kitów. Związki siarki maja również szerokie zastosowania np. siarkowodór, siarczki, wielosiarczki, kwas siarkowy, siarczyny, siarczany, priosiarczany, priosiarczyny, rongalit, nadsiarczany.

Azot - pierwiastek chem. V gr. głównej układu okresowego, l. at. 7, m. at. 14,0067, o własnościach typowo kwasowych; w związkach zwykle trój- i pięciowartościowy. Najważniejsze związki: →tlenki (gazy), - podtlenek, azot N₂O → gaz rozweselający, bezbarwny tlenek azotu NO, nietrwały trójtlenek azotu N₂O₃, brunatno czerwony dwutlenek azotu NO₂, ciekły pięciotlenek azotu i jego sole - azotany. Z wodorem tworzy → amoniak NH₃, →hydrozynę N₂H₄ i kwas azotowodorowy HN₃ (jego sole - azytki), z metalami → azotki. Do ważnych związków azotu należą sole amonowe (amon), np. chlorek amonowy, azotan amonowy, siarczan amonowy i węglan amonowy). Azot występuje też w wielu związkach organicznych. Właściwości: Azot jest bezbarwnym gazem, bez zapachu i smaku, o ciężarze wł. 1,25∙10^-3, temp. t. -209,86°, temp. w. -195,8°, tworzy cząsteczki dwuatomowe. Występowanie: w stanie wolnym w atmosferze ziemskiej (78%obj., 75,5% wag.). Ze związków azotu występują w przyrodzie - saletry: sodowa (Chile), rzadziej potasowa (Bliski Wschód). Azot wchodzi również w skład organizmów żywych, jako istotny składnik białek. Otrzymywanie: technicznie przez frakcyjną destylacje skroplonego powietrza. Czysty azot można otrzymać przez ogrzewanie wodnego roztworu z azotynu amonowego → azotyny lub przez termiczny rozkład amoniaku podczas przepuszczania go nad niklem w temp. 1000°. Można go również otrzymać przez rozkład azotynów metali w próżni oraz z mieszaniny tlenku azotu NO i amoniaku przez przepuszczanie jej nad ogrzaną do czerwoności miedzią. Zastosowanie: do napełniania żarówek elektrycznych oraz do produkcji amoniaku. Szersze zast. mają liczne związki azotu, np. amoniak, kwas azotowy, azotany, azotyny, azytki, hydrazyna, hydroksyloamina, azotniak, saletrzak.

Fosfor - pierwiastek chem. V gr. głównej ukł. okr. l. at. 15, m.at. 30,97, o własnościach typowo niemetalicznych; w związkach jedno- , trój- i pięciowartościowych. Najważniejsze związki: fosfor jednowartościowy - kwas podfosforawy H₃PO₂ o silnych właściwościach redukujących i jego sole → podfosforyny; fosfor trójwartościowy - trójtlenek fosforu P₂O₃, kwas fosforawy H₃PO₃ o własnościach redukujących i jego sole → fosforyny; fosfor pięciowartościowy - pięciotlenek fosforu P₂O₅, →tlenki, kwas fosforowy H₃PO₄ i jego sole →fosforany. Z wodorem tworzy - fosforiak PH₃ i P₂H₄ (analog - hydrazyny), z metalami - fosforki. Właściwości: fosfor jest ciałem stałym o temp. t. 44,1°, temp. w. 280°, występujący w trzech odmianach alotropowych: fosfor biały, fioletowy i czarny; odmiana zwana fosforem czerwonym jest mieszaniną fosforu fiol. (główny składnik) i białego. Fosfor biały jest łatwopalny, świeci w ciemności (chemiluminescencja) i jest silnie trujący (dawka śmiertelna dla człowieka 0,1g); fosfor czerwony i fioletowy nie są trujące; fosfor czarny ma największy ciężar wł. 2,34, jest niepalny, przewodzi prąd elekt. Występowanie: fosfor jest pierwiastkiem dość pospolitym, występuje najczęściej w postaci: → fosforytów, →apatytu, wiwanitu i in. Największe złoża fosforytu występują: na półwyspie Kola (Rosja), w PN. Afryce (Tunis, Maroko) i na Florydzie USA. W Polsce rozległe, lecz niskoprocentowe złoża wyst. w okolicach Rachowa, Gościeradowa i Burzenia. Fosfor jest ważnym składnikiem organizmów zwierzęcych i roślinnych (składnik kości i białka). Fosfor w postaci kwasów nukleinowych występuje w substancji mózgowej, nerwowej, we krwi i w żółtkach jaj. Otrzymywanie: przez prażenie fosforytów z piaskiem i węglem w piecu elektrycznym. Zastosowanie: fosfor biały do otrzymywania fosforu czerwonego i związków fosforowych, do produkcji brązów fosforowych, do wyrobu trutek na szczury i myszy, do analizy gazów; fosfor czerwony do wyrobu zapałek szwedzkich i ogni sztucznych. Szersze zastosowanie mają związki fosforu i np. nawozy fosforowe, kwas fosforowy, fosforany, fosforyny, podfosforyny, fosforiak.

Węgiel - pierwiastek chem. IV gr. głównej układu okresowego, l. at. 6, m. at. 12,01, o właściwościach kwasowych (niemetal); w związkach dwu- i czterowartościowy. Najważniejsze związki: węgiel czterowartościowy: → dwutlenek węgla, → kwas węglowy, i jego sole - węglany, → czterochlorek węgla, → dwusiarczek węgla, → cyjan. Z wodorem węgiel tworzy - węglowodory, metalami - węgliki. Wobec zdolności do tworzenia wiązań chem. pomiędzy atomami węgla , jest on głównym składnikiem ok. miliona związków, które są przedmiotem badań chemii organicznej. Właściwości: ciało stałe (temp. Sublimacji 3540°), występuje w dwóch odmianach alotropowych → diament i → grafit.. Występowanie: w przyrodzie występuje jako diament i grafit. Największe ilości węgla znajdują się pod postacią węgla kopalnianego. Występuje także w postaci związków organicznych, organicznych łupkach bitumicznych, asfalcie, asfalcie ropie naftowej i gazie ziemnym i w postaci nieorganicznej - węglanów. Węgiel jest podstawowym pierwiastkiem przyrody ożywionej. Otrzymywanie: → diament: tworzy się w zastygłej magmie w warunkach wysokiego ciśnienia i temp. Jest to drogi kamień szlachetny. → grafit: znaczne złoża grafitu występują w skałach metamorficznych, powstają przez przeobrażenie węgli kopalnianych. Występowanie: diament: Kimberly (połud. Afryka), Kongo, Brazylia, Australia, Borneo i Samatra, Ural, Jakucka (Syberia). Grafit: największe złoża występują na Syberii, Madagaskarze, Cejlonie i w Meksyku. Granit produkowany jest także fabrycznie przez ogrzanie antracytu powyżej 2200°. Zastosowanie: → diament: głównie do wyrobu narzędzi wiertniczych. W laboratoriach General Electric w USA i w Szwecji otrzymano sztucznie diament o masie kilku karatów ze związków węgla poddając je ciśnieniu 10 000 atm w temp. do 3000°; → grafit: wyrób tygli przemysłu elektrochem., cegieł ogniotrwałych, czarnych farb chroniących żelazo od rdzy, fabrykacji ołówków, jako moderator. Jako suchy smar zmniejsza tarcie metalowych powierzchni. → węgiel kopalniany jako podstawowy surowiec energetyczny i do syntez związków węgla. Wielkie znaczenie mają związki węgla nieorg., (węglany, węgliki, cyjanki, tlenek węgla, dwutlenek węgla, kwas węglowy) i org.

Krzem - pierwiastek chem. IV gr. głównej układu okresowego, l. at. 14, m. at. 28,086, o właściwościach kwasowych, w związkach czterowartościowy. Najważniejsze związki: krzemionka SiO₂, bardzo słabe i trudno rozpuszczalne w wodzie kwasy krzemowe i ich sole → krzemiany, czterofluorek krzemu, kwas fluorokrzemowy i jego sole oraz karborund. Z wodorem tworzy krzemowodory, z wodorem i tlenem - siloksany, z metalami - krzemki. Właściwości: szare ciało stałe, twarde i kruche, o temp.t. 1420°, temp. w. 2600°, krzem zalicza się do półprzewodników. Jest jednym z najpospolitszych pierwiastków (26,95% skorupy ziemskiej0. Występowanie: krzem w stanie rodzimym nie występuje, najpospolitszym związkiem krzemu jest krzemionka, która występuje w przyrodzie w olbrzymich ilościach jako →piaski i →kwarc. Krzemionka uwodniona występuje jako - chalcedon. Krzem wchodzi w skład licznych krzemianów i glinokrzemianów, glinokrzemianów których skład się skorupa ziemska. Otrzymywanie: wolny krzem przez redukcję krzemionki metalicznym magnezem lub glinem: SiO₂ + 2Mg = Si + 2MgO. Zastosowanie: jako składnik stopów z żelazem i glinem, jako dodatek do stali oraz obok elektrycznych przetwarzających energię słoneczną w elektryczną. Duże zastosowanie mają związki krzemu ( krzemionka, kwarc, krzemiany, szkło wodne, fluorokrzemiany).

Glin - pierwiastek chem. III gr. głównej układu okresowego, l. at. 13, m. at. 26,98, o właściwościach amfoterycznych z przewagą własności zasadowych; w związkach trójwartościowy. Najważniejsze związki: trójtlenek glinu, wodorotlenek glinowy, ałuny, siarczan glinu, chlorek glinu. Z wodorem tworzy wodorek glinu. Właściwości: glin jest metalem srebrzystym, plastycznym, doskonale odbijającym światło, temp. t. 660°, temp.w.2500°, ciężar wł. 2,699 (metal lekki). Dzięki warstewce tlenu pokrywającej powierzchnie glin jest odporny na wpływ czynników atmosferycznych i chemicznych. Występowanie: glin jest bardzo rozpowszechniony w przyrodzie (7,91% skorupy ziemskiej) szczególnie w postaci glinokrzemianów (skalenie). Produktami wietrzenia glinokrzemianów są gliny i margle. Czystymi krzemianami glinu są silimanit i kaolinit. Technicznie ważnymi minerałami glinu są boksyt, kriolit (Grenlandia, Ural) i korund (Burma, Syjam, Kazachstan). Otrzymywanie: metaliczny glin przez elektrolizę roztworu trójtlenku glinu (20-30%) w stopionym kriolicie kriolicie małą domieszką fluorytu w temp. 900°. Zastosowanie: metaliczny glin (aluminium) do produkcji przewozów elektrycznych i luster teleskopowych, sproszkowany jako farba, do wyrobu materiałów wybuchowych i ogni sztucznych. Glin jest składnikiem licznych stopów (duraluminium, magnal, silumin, skleron). Liczne zastosowanie mają związki glinu (korund, chlorek glinowy, siarczan glinu, ałun, fluorogliniany, błękit Thenerada, woda Burowa, ultramaryna).

3

---