11.1 Pierwiastki reprezentatywne bloku s i p

11.1.1 Grupa Ia - litowce

Do I grupy układu okresowego, tzw. grupy litowców, należą następujące pierwiastki: lit(Li), sód(Na), potas(K), rubid(Rb), cez(Cs) oraz nietrwały promieniotwórczy frans(Fr)
Atomy wszystkich wymienionych pierwiastków mają w zewnętrznej powłoce elektronowej jeden elektron walencyjny zajmujący w stanie podstawowym orbital ns¹ (dla litu n=2, dla sodu n=3, ...... dla fransu n=7); elektron ten łatwo jest oddawany przez pierwiastki a atomy przechodzą w jony jednododatnie.
Z niewysokich potencjałów jonizacyjnych litowców (520kJ dla litu, 375 dla Cs) wynika iż metale te są najsilniejszymi reduktorami.
Dzięki temu pod działaniem promieniowania elektromagnetycznego w zakresie widzialnym (zastosowanie Cs w komórkach fotoelektrycznych), jak również w temperaturze palnika gazowego następuje wzbudzenie elektronów na wyższe poziomy energetyczne. Dlatego pierwiastki te dają charakterystyczne zabarwienie palnika: Li-karminowe, Na-żółte, K-fioletowe, Rb-fioletowo-czerwone, Cs-niebieskie. Zjawisko to wykorzystuje się do jakościowego wykrywania litowców.
Wszystkie litowce są metalami. Właściwości litowców podaje tablica 11.1.

Tablica 11.1

Litowce, jak również ich tlenki, łatwo reagują z wodą tworząc mocne zasady.
Ze względu na dużą reaktywność chemiczną pierwiastki tej grupy nie występują w przyrodzie w stanie wolnym lecz wyłącznie w postaci związków najczęściej jako chlorki, siarczany, węglany, rzadziej azotany i fosforany.
Podczas spalania litowców w powietrzu lub tlenie tylko lit tworzy zwykły tlenek Li₂O, pozostałe tworzą nadtlenki Na₂O₂, K₂O₂, a potas i cez także ponadtlenki KO₂, RbO₂, CsO₂.
Nadtlenki i ponadtlenki, łatwo reagują z wodą: w reakcji powstaje odpowiednia zasada i tlen

2Na₂O₂ + 2H₂O --> 4NaOH + O₂
4KO₂ + 2H₂O --> 4KOH + 3O₂

Litowce reaguja bezpośrednio z fosforem, arsenem i antymonem, tworząc związki typu M₃X. W podwyższonych temperaturach łączą się bezpośrednio z wodorem tworząc wodorki MH; reagują również z chlorowcami z utworzeniem halogenków.
Lit podczas ogrzewania łączy się także bezpośrednio z azotem, tworząc azotek litu Li₃N, który ogrzany w strumieniu wodoru redukuje się do wodorku litu LiH. Azotków - sodowego Na₃N i potasowego K₃N - nie można otrzymać przez bezpośrednią syntezę metalu z azotem cząsteczkowym. Otrzymuje sie je przez ogrzewanie mieszaniny azydku metalu i roztworu metalu w ciekłym amoniaku.
W reakcji wody z azotkiem sodu lub potasu wydziela się amoniak.
Wszystkie litowce wypierają wodór ze związków, które mają charakter kwasów Bronsteda:

2Na + 2H₂O --> 2NaOH + H₂
2Na + 2CH₃OH --> 2CH₃ONa + H₂
2Na + 2NH₃ --> 2NaNH₂ + H₂

Interesujące włąściwości fizyczne i chemiczne wykazują wodorki litowców, mające charakter soli; wodór występuje w nich w postaci ujemnego jonu H^-, tzw. jonu wodorkowego. Pod względem właściwości fizycznych, wodorki podobne są do odpowiednich fluorowców, są jednak od nich bardziej reaktywne. Sposród reakcji wodorków najważniejsze znaczenie dla ich charakterystyki chemicznej mają reakcje z wodą, które przebiegają energicznie z wydzieleniem wodoru.

NaH + H₂O --> NaOH + H₂

Elektroliza stopionego wodorku litu prowadzi do wydzielenia się metalicznego litu na katodzie, a wodoru na anodzie.
Atomy litowców są dość duże, promienie wynoszą 1,23 A^o - 2,35 A^o, dlatego maja małą gęstość 0,54 - 1,87 g/cm³. Li, Na, K są lżejsze od wody.
Lit i sód, a także i potas polepszają własności mechaniczne jak i antykorozyjne magnezu, glinu i ołowiu, wypełniając między ich atomami luki sieciowe. Lit stosowany jest jako katalizator w reakcji polimeryzacji izoprenu. Stop litu z magnezem i niewielkim dodatkiem srebra o d < 1 g/cm³ wykazuje dobre własności antykorozyjne i wytrzymałościowe. Sód w stanie stopionym stosowany jest jako chłodziwo (reaktory atomowe).
Rubid stosowany jest do produkcji żarówek o świetle zbliżonym do dziennego, a cez do produkcji katod w fotokomórkach.
Najważniejszymi i najbardziej rozpowszechnionymi w przyrodzie pierwiastkami są sód i potas. Ze związków sodu największe znaczenie posiada chlorek sodowy NaCl, węglan sodowy (Na₂CO₃) zwany sodą kalcynowaną otrzymywany w reakcji.

NaCl + NH₃ + H₂O + CO₂ --> NH₄Cl + NaHCO₃
2NaHCO₃ ---> Na₂CO₃ + H₂O + CO₂

Druga reakcja przebiega w temperaturze 160-180 ^oC.
Wodorotlenek sodowy NaOH otrzymuje się na drodze elektrolizy NaCl i w reakcji

Na₂CO₃ + Ca(OH)₂ --> CaCO₃ + 2NaOH

11.1.2 Grupa IIa - berylowce

Do metali drugiej grupy układu okresowego berylowców należą: beryl (Be), magnez (Mg), wapń (Ca), stront (Sr), bar (Ba) i promieniotwórczy rad (Ra). W stanie podstawowym wykazują kofigurację elektronów walencyjnych ns², przy czym n=2 dla Be, 3 dla Mg,.....itd. Z powodu mniejszych promieni od litowców, berylowce posadają nieco większą gęstość, twardość, mniejszą lotność i wyższe potencjały jonizacyjne (tablica 11.2).

Tablica 11.2

Metale II grupy spotykane są w przyrodzie wyłącznie w związkach w których występują tylko w stopniu utlenienia +2, głównie jako dwudodatnie jony. Rozpuszczalność w wodzie maleje ze wzrostem masy atomowej. Ze wzrostem wielkości atomów maleje wartość potencjału jonizacyjnego oraz zwiększają się własności zasadowe.
Metale II grupy, podobnie jak litowce, otrzymuje się z ich związków, na drodze redukcji katodowej stopionych soli.
Do najpospolitszych pierwistków II grupy, najczęściej spotykanych w przyrodzie należą wapń i magnez, występujące w postaci następujących związków:

• wapieni CaCO₃

• magnezytów, których głównym składnikiem jest MgCO₃

• węglanu magnezowo-wapniowego

• tzw. dolomitu MgCO₃*CaCO₃

• siarczanu wapniowego CaSO₄

• fosforanu wapniowego Ca₃(PO₄)₂

• chlorku wapniowego CaCl₂ i MgCl₂.

Spalone w powietrzu lub w tlenie tworzą odpowiednie tlenki. Tlenki berylowców otrzymuje się również przez rozkład termiczny węglanów, azotanów, szczawianów lub wodorotlenków. Temperatura topnienia tlenków jest stosunkowo wysoka (MgO - 2800^oC).
Wapń, stront i bar reagują juz z zimną wodą, wydzielając z niej wodór

Ca + 2H₂O --> Ca(OH)₂ + H₂

Beryl i magnez reagują w podobny sposób z wodą wrzącą lub przegrzaną parą wodną.
Beryl różni się zasadniczo od pozostałych pierwiastków II grupy głównie dlatego, że atomy jego maja mniejsze rozmiary, a ponadto jest wśród nich najbardziej elektroujemny.
Stopiony chlorek berylu, w przeciwieństwie do stopionych chlorków pozostałych metali II grupy nie przewodzi prądu elektrycznego. Jest to dowodem, że w związku tym nie występuje wiązanie jonowe jak w pozostałych chlorkach, lecz wiązanie atomowe spolaryzowane.
Beryl wypiera wodę z wodnego roztworu mocnych zasad tworząc berylany

Ba + NaOH + H₂O --> NaHBeO₂ + H₂

Reakcja ta dowodzi, że tlenek berylu ma własności amfoteryczne.
Beryl jest to metal twardy i trudny w obróbce mechanicznej. Stosowany jest jako dodatek do stopów glinu, kobaltu, srebra, platyny, stali, niklu i miedzi. Podwyższa twardość i odporność na korozję oraz niewrażliwość na zmiany temperatury.
Stop beryl-nikiel jest bardziej wytrzymały niż najlepsza stal, a sprężyny praktycznie niezniszczalne (wytrzymują 20 miliardów zmian obciążeń).
Stop beryl-miedź (brąz berylowy) nie iskrzy w czasie pracy pod dużym obciążeniem (zastosowanie: fabryki materiałów wybuchowych, gazownie, kopalnie).
Tlenek berylu Be o temperaturze topnienia 2585^oC wchodzi w skład cermwtów (spieki metaloorganiczne) stosowane do budowy silników odrzutowych, które mogą pracować w temperaturze do 2000^oC. Pary berylu wywołują schorzenia płuc i serca.
Magnez Mg jest czystym składnikiem stopów glinu, cynku, manganu, tworzy bardzo lekkie stopy (elektron o ciężarze właściwym 1,85g/cm³.
Berylowce z wyjatkiem berylu, ogrzewane z węglem tworzą węgliki MC₂. Najbardziej znanym jest CaC₂ (karbid).

CaC₂ + 2H₂O --> Ca(OH)₂ + C₂H₂

Wapń jest metalem otrzymywanym przez elektrolizę stopionego chlorku wapnia CaCl₂. Jest barwy srebrzystobiałej i nieco twardszy od ołowiu. reaguje z wodą i pali się na powietrzu po podpaleniu. Powstaje wtedy mieszanina tlenku wapnia CaO i azotku wapnia Ca₃N₂.
Wapń reaguje z zimną wodą tworząc wodorotlenek wapnia Ca(OH)₂.
Wapń ma wiele praktycznych zastosowań, jako odtleniacz do żelaza, stali, miedzi i stopów miedzi i jako składnik stopów ołowiu (metali łożyskowych i powłok do kabli elektrycznych) i stopów glinu oraz jako środek redukujący do wytwarzania innych metali z ich tlenków.
Najważniejszym związkiem wapnia jest węglan wapnia CaCO₃. W przyrodzie występuje jako minerał kalcyt. Mikrokrystaliczną postacią wapnia jest marmur, a skałą złożoną głównie z CaCO₃ jest wapniak, czyli kamień wapienny. Znanymi minerałami zawierającymi wapń są poza tym gips CaSO₄*2H₂O i fosforyty Ca₃(PO₄)₂ fosforan wapnia.
Bardzo ważnym połączeniem dla życia organizmów żywych na ziemi jest chlorofil (patrz rysunek), zielony barwnik roślinny. Jest to związek kompleksowy magnezu z pierścieniami porfirynowymi.

Barwnik ten umożliwia syntezę węglowodanów z dwutlenku węgla i wody według sumerycznego równania

6CO₂ + 6H₂O --> C₆H₁₂O₆ + 6O₂

11.1.3 Grupa IIIa - glinowce

Do grupy glinowców zalicza się następujące pierwiastki: glin (Al), gal(Ga), ind(In), tal(Tl). Do grupy III należy również bor, który jest niemetalem, a ściślej półmetalem. Pierwiastki III grupy mają trzy elektrony wartościowości, dwa sparowane w orbitalu s i jeden niesparowany w orbitalu p - (s²p).
Najważniejsze właściwości borowców podaje tablica 11.3. Jednym z najbardziej rozpowszechnionych w przyrodzie metali III grupy jest glin.

Tablica 11.3

Stanowi on 7,5% ogólnej masy pierwiastków wchodzących w skład skorupy ziemskiej zajmując trzecie miejsce po tlenie i krzemie, a pierwsze spośród metali. Glin występuje w przyrodzie jedynie w postaci różnych połączeń z innymi pierwiastkami, głównie jako składnik glinokrzemianów i tlenku glinowego.
Wyglądem swoim przypomina srebro. Czysty glin jest bardziej miękki od żelaza, ma znaczną wytrzymałość na zrywanie, zginanie i nie wykazuje przy tym kruchości. Rozpuszcza się dobrze w kwasie solnym dając chlorek glinowy AlCl₃, słabiej w rozcieńczonym kwasie siarkowym, tworząc siarczan glinowy Al₂(SO₄)₃.

2Al + 6HCl --> 2AlCl₃ + 3H₂
2Al + 3H₂SO₄ --> Al₂(SO₄)₃ + 3H₂

Kwas azotowy stężony nie rozpuszcza glinu, toteż zbiorniki alumniniowe nadają się doskonale do transportu i przechowywania stężonego kwasu azotowego.
Glin reaguje z roztworami wodorotlenków litowców; w reakcji tworzą się gliniany oraz wydziela się wolny wodór

2Al + 2NaOH + H₂ --> 2 NaAlO₂ + 3H₂

Rozpuszczanie sie glinu zarówno w kwasach jak i zasadach wskazuje na charakter amfoteryczny jego tlenku.
Z kilku występujących w przyrodzie związków glinu znany jest boksyt Al₂O₃*2H₂O używany do wyrobu glinu oraz korund - używany jako kamień ozdobny (kryształy niebieskie noszą nazwę szafirów, czerwone - rubinów).
Glin jest metalem o stale wzrastającym znaczeniu. Ponieważ jest dobrym przewodnikiem ciepła i elektryczności, wykorzystuje się go do wyrobu tańszych od miedzianych przewodów elektrycznych, służy też do wyrobu wielu przedmiotów codziennego użytku.
Z uwagi na małą masę właściwą stopów glinu z metalami i ich dużą wytrzymałość znajdują one zastosowanie w przemyśle lotniczym, okrętowym, samochodowym, itp. Znane stopy to: magnal (30%Mg), duraluminium (3,0 - 5,5%Cu, 0,5-2%Mg, 0,2-1,5%Sr, 1%Mn), silumin (12-14%Si)
Chemiczne własności galu i indu podobne są do własności glinu, chociaż istnieją także pewne różnice.
Ind w przeciwieństwie do glinu, nie reaguje z zasadami.
Tal różni się od pozostałych metali III grupy przede wszystkim tym, że łatwo tworzy jednododatnie jony (TlCl).
Bor w stanie wolnym w przyrodzie nie występuje. Spotykany jest wyłącznie w postaci różnych związków np. kwasu ortoborowego H₃BO₃, rozpuszczonego w wodzie niektórych żródeł gorących oraz boranów występujących w różnych minerałach.
W Tybecie występuje boraks naturalny Na₂B₄O₇*10H₂O. Z boraksu mozna otrzymać wolny bor za pomocą następujących reakcji

Na₂B₄O₇ + 3H₂O + 2HCl <=> 4H₃BO₃ + 2NaCl
2H₃BO₃ --> B₂O₃ + 3H₂O
B₂O₃ + 3Mg --> 2B + 3MgO

Bor stosowany jest jako dodatek do stopów (Ni, Mn i stali) - podwyższa wytrzymałość, posiada wysokie ciepło spalania 14000 kcal/kb (wodór - 28800 kcal/kg). Wysokie ciepło spalania mają także borowodory (17000 kcal/kg), które znalazły zastosowanie jako paliwo rakietowe.
Bor tworzy z wodorem dwa szeregi połączeń, które przez analogię do węglowodorów nazywane są borowodorami. Wzory ogólne określające skład związków pierwszego i drugiego szeregu sa następujące;

B_nH_n+4 oraz B_nH_n+6

przy czym n przyjmuje wartości całkowite począwszy od 2. Są to związki elektronodeficytowe, w których udowodniono występowanie struktury mostkowej a którą jest orbital molekularny (złożony z orbitalu sp³ jednego atomu boru,1s atomu H i sp³ drugiego atomu B (jest nad płaszczyzną reszty cząsteczki) a drugi jest poniżej tej płaszczyzny. Każdy z tych orbitali rozporządza jedną parą elektronów.

H₂B:HH:BH₂

11.1.4 Grupa IVa - węglowce

Do pierwiastków IV grupy układu okresowego należą: węgiel (C), krzem (Si), german (Ge), cyna (sn), ołów (Pb).
W stanie podstawowym wykazuje konfigurację s²p². Wykazuje tendencje zarówno do oddania jak i pobrania elektronów.
Wszystkie węglowce mogą tworzyć wiązania kowalencyjne. W grupie ze wzrostem masy atomowej zmienia się charakter pierwiastków.
Węgiel jest typowym niemetalem, natomiast cyna i ołów są typowymi metalami. Własności węglowców podano w tablicy 11.4.

Tablica 11.4

Dwa pierwiastki grupy IV - wegiel i krzem oraz ich związki, odgrywają istotną rolę w przyrodzie. Węgiel jest nieodzownym składnikiem przyrody ożywionej, a krzem przyrody martwej.
Węgiel występuje w przyrodzie zarówno w stanie wolnym jak i w postaci najrozmaitszych związków nieorganicznych i organicznych.
Do nieorganicznych związków węgla należą przede wszystkim: dwutlenek węgla, węglany i węgliki. Weglan wapniowy - składnik wapieni, kredy, marmurów - tworzy masywy górskie.
W stanie wolnym węgiel występuje w przyrodzie w postaci minerałów - diamentu i grafitu. Są to dwie różne odmiany alotropowe tego pierwiastka.
Krzem jest pierwiastkiem bardzo rozpowszechnionym w przyrodzie. Udział krzemu w budowie skorupy ziemskiej oceniany jest na 25,3%. W stanie wolnym w przyrodzie nie występuje, natomiast znany jest w postaci różnych związków, głównie krzemianów i glinokrzemianów, występuje także w postaci wolnego dwutlenku krzemu SiO₂.
Związki krzemowe wchodzą w skład takich powszechnie znanych ciał, jak piasek, glina, większość skał i minerałów. Ze znanych postaci występowania SiO₂ należy wymienić kwarc (przezroczyste noszą nazwę kryształu górskiego).
Jednym z ważniejszych sztucznie otrzymywanych związków krzemu jest szkło. Szkło otrzymuje się przez ogrzewanie w specjalnych piecach szamotowych mieszaniny piasku z wapniem CaCO₃ i sodą Na₂CO₃ lub siarczanem sodowym Na₂SO₄ do temperatury 1400^oC. Skład chemiczny powstającej w tych warunkach masy szklanej odpowiada w przybliżeniu wzorowi: Na₂O*CaO*6SiO₂ albo Na₂CaSi₆O₁₄.
Krzem posiada zdolność łączenia się z wodorem. Związki krzemu z wodorem nazywają się silanami. Struktura ich jest analogiczna do struktury węglowodorów nasyconych, a skład wyraża się wzorem Si_nH_2n+2
German należy do pierwiastków rzadkich. Wolny german z minimalnymi domieszkami innych pierwiastków, np. arsenu, wykazuje własności półprzewodnikowe, dlatego znalazł szeokie zastosowanie w elektronice; buduje się z niego elementy półprzewodnikowe. Związki germanu podobne są pod względem składu chemicznego do związków węgla.
Cyna jest metalem znanym od bardzo dawna. Najważniejszym minerałem cyny wystepującym w przyrodzie jest tlenek cyny(IV), zwany kasyterytem. Z niego po usunięciu siarki i arsenu (drogą prażenia) otrzymuje się cynę metaliczną. Proces przebiega zgodnie z równaniem.

SnO₂ + 2C --> Sn + 2CO

Cyna występuje w dwóch odmianach alotropowych, jako cyna biała i cyna szara. Stop cyny z miedzią zawierający 4-20% cyny oraz miedź nazywany jest brązem. Odegrał on doniosłą rolę w rozwoju kultury monetarnej ludzkości.
W związkach cyna występuje jako dwu- lub czterododatnia. Ołów występuje w przyrodzie głównie jako minerał zwany galeną PbS oraz jako cerusyt PbCO₃. W stanie czystym otrzymuje się go w procesie:

2PbS + 3O₂ --> 2PbO + 2SO₂
2PbO + PbS --> 3Pb + SO₂

Tlenek ołowiu(II) można również redukować koksem

PbO + C --> Pb + CO

otrzymany ołów hutniczy poddaje się zwykle rafinacji - głównie odsrebrzeniu i odarsenowaniu.
Ołów i związki ołowiu są trujące. W organizmie ołów gromadzi się w rdzeniu kręgowym, wypierając wapń z jego związków. praca przy produkcji lub przetwarzaniu ołowiu może być przyczyną choroby zawodowej zwanej ołowicą.

11.1.5 Grupa Va - azotowce

Do piątej grupy układu okresowego, tzw. azotowców należą: azot (N), fosfor (P), arsen (As), antymon (Sb) i bizmut (Bi).
W stanie podstawowym atomy pierwiastków grupy V posiadają w zewnętrznej powłoce po pięć elektronów o konfiguracji s²p³. Mogą więc przyłączać trzy elektrony i tworzyć związki, w których występują na -3 stopniu utlenienia lub w reakcjach z bardziej od siebie elektroujemnymi pierwiastkami angażować w wiązania pewną liczbę elektronów i uzyskiwać dodatnie stopnie utlenienia (do +5).
Ogólne właściwości pierwiastków grupy V podane są w tablicy 11.5

Tablica 11.5

W miarę wzrostu liczb atomowych pierwiastków tej grupy obserwujemy zmianę ich charakteru chemicznego od niemetalicznego do metalicznego.
Azot i fosfor są typowymi niemetalami, gdyż tworzą tylko tlenki kwasowe. Arsen i antymon są pierwiastkami pólmetalicznymi, natomiast bizmut jest typowym metalem i tworzy tylko tlenki zasadowe.
W stanie wolnym pierwiastki V grupy posiadają stosunkowo małą reaktywność chemiczną. W związkach występują na stopniu utlenienia +5 (z wyjątkiem fosforowych) mają charakter średnich lub silnych utleniaczy.
Azot wystepuje w przyrodzie w stanie wolnym jak i związanym. Azot wolny jest głównym składnikiem powietrza (ok. 78% objętościowych). W postaci związków występuje przeważnie w organizmach żywych; jest jednym z ważniejszych pierwiastków wchodzących w skład białek roślinnych i zwierzęcych.
Do najczęściej spotykanych w przyrodzie nieorganicznych związków azotu należą: saletra sodowa NaNO₃ (chilijska), saletra potasowa KNO₃ (indyjska), saletra wapniowa Ca(NO₃)₂, amoniak i sole amonowe.
Najważniejszym połączeniem azotu i wodoru jest amoniak NH₃ otrzymywany na drodze syntezy azotu i wodoru oraz jako produkt roboczy podczas prażenia węgla w gazowniach i koksowniach.
reakcja syntezy przebiega w temperaturze T=500^oC, ciśnieniu p=2*10⁷Pa.

3H₂ + N₂ <=> 2NH₃

otrzymywanie z węglika wapia (karbid)

CaO + 3C --> CaC₂ + CO
CaC₂ + N₂ --> CaCN₂ + C
CaCN₂ + 3H₂O --> CaCO₃ + 2 NH₃

Amoniak ze względu na obecność wolnej pary elektronowejna azocie jest zasadą

H₃N: + HOH --> [NH₄]⁺OH^-

Cząsteczki amoniaku w stanie ciekłym wiążą się z sobą wiązaniami wodorowymi. Wodorki z powstałymi azotowcami są słabymi zasadami. Ciekły amoniak jest najlepiej zbadanym niewodnym rozpuszczalnikiem.

2NH₃ <=> NH₄⁺ + NH₂^-

Jest dobrym rozpuszczalnikiem metali alkalicznych oraz Ca, Sr, Ba.
W podwyższonych temperaturach azot z metalami tworzy azotki

6Li + N₂ --> 2Li₃N (reakcja przebiega w tmp. 250^oC)
Li₃N + 3H₂O --> 3Li⁺ + OH^- + NH₃

Z tlenem azot tworzy kilka związków: tlenek azotu(I) N₂, tlenek azotu(II) NO, tlenek azotu(III) N₂O₃, tlenek azotu(IV) NO₂ i tlenek azotu(V) N₂O₅. Tlenek azotu(V) jest bezwodnikiem kwasu azotowego(V) HNO₃. Gorący i stężony kwas jest silnym utleniaczem. Kwas azotowy otrzymuje się metodą Habera-Boscha.
Reakcja przebiega w tmp. 500^oC, p=200 atm i z udziałem katalizatora

N₂ + 3H₂ --> 2NH₃

Kolejny etap to utlenianie otrzymanego amoniaku do tlenku z którego otrzymuje sie kwas azotowy(V).

Fosfor podobnie jak azot jest ważnym pierwiastkiem biogennym, tzn. warunkującym wzrost i rozwój organizmów żywych. Wchodzi on w postaci związanej w skład plazmy i jąder komórkowych. Fosfor nie występuje w przyrodzie w stanie wolnym. Spotykany jest głównie w postaci minerałów, takich jak: fosforyty i apatyty. W stanie stałym występuje w kilku odmianach alotropowych, jako fosfor biały, czerwony, fioletowy, szkarłatny i fosfor czarny.
Fosfor tworzy wiele kwasów tlenowych. Najważniejszym kwasem jest H₃PO₄ - kwas fosforowy(V) (ortofosforowy). można go otrzymać przez całkowitą hydrolizę P₄O₁₀ albo przez działanie stężonego HNO₃ na fosfor.

P₄O₁₀ + H₂O --> H₃PO₄

dalej ogrzewając kwas H₃PO₄ otrzymamy

H₃PO₄ --> H₄P₂O₇ (kwas pirofosforowy)
H₄P₂O₇ (kwas pirofosforowy) --> (HPO₃)_n (kwas metafosforowy)

Arsen w przyrodzie wystepuje głównie w postaci arsenków różnych metali oraz arsenosiarczków, np. arsenopirytu FeAsS. Arsen i jego związki są stosunkowo lotne. Wykorzystano to do otrzymywania arsenu w stanie wolnym za pomocą prażenia arsenopirytu bez dostępu powietrza.

FeAsS --> FeS + As

Arsen tworzy związki przypominające składem chemicznym związki fosforu, różnią się one jednak pewnymi właściwościami chemicznymi od połączeń fosforowych.
Podczas spalania arsenu powstaje tlenek arsenu(III) zwany arszenikiem, który jest bardzo silna trucizną.

Antymon i bizmut występują głównie w postaci siarczków Sb₂S₃ i Bi₂S₃. T siarczku Antymonu(III) przez ogrzewanie z opiłkami żelaza można otrzymać antymon metaliczny.

Sb₂S₃ = 3Fe --> 3FeS + 2Sb

Bizmut otrzymywany jest jako produkt uboczny przy rafinacji miedzi. Metaliczny bizmut stosowany jest głównie do produkcji różnych stopów, np. stop Wooda, który zawiera 50%Bi, 25%Pb, 13%Sn, 12%Cd.

11.1.6 Wodór

Wodór podobnie jak tlen należy do pierwiastków bardzo rozpowszechnionych w przyrodzie. Na ziemi wodór w stanie wolnym występuje bardzo rzadko, natomiast spotykany jest bardzo często w postaci związków (woda, kwasy, zasady, wszystkie związki organiczne, itp.).
We wszechświecie wodór jest jednym z najbardziej rozpowszechnionych pierwiastków. Stanowi ok. 80% atmosfery słońca, a również w atmosferze gwiazd ma znaczną przewagę ilościową nad innymi pierwiastkami.
Jest gazem bezbarwnym, bez zapachu i smaku o temperaturze wrzenia -252,78^oC i temperaturze krzepnięcia - 259,2 ^oC.
Jest gazem bardzo aktywnym, dlatego występuje w postaci połączeń chemicznych.
Znany jest w postaci trzech izotopów ¹₁H, ²₁D, ³₁T.
W laboratoriach wodór otrzymuje się w reakcji kwasów lub zasad z metalami.

Zn + H₂SO₄ --> ZnSO₄ + H₂
2Al + 6NaOH --> 2Na₂AlO₃ + 3 H₂

Na skale przemysłową otrzymuje się go

• z gazu wodnego

C + H₂O --> CO + H₂

• z gazu koksowniczego, który zawiera 47% H₂. Wodór wyodrębnia się przez wykraplanie pozostałych składników gazu.

• przez przepuszczenie pary wodnej nad sproszkowanym i ogrzanym do 600^oC zelazem

3Fe + 4H₂O -->Fe₃O₄ + 4H₂
regeneracja Fe₃O₄ + 4CO --> 3Fe + 4CO₂

• za pomocą elektrolizy wodnych roztworów kwasów, zasad lub soli.

Wodór tworzy połączenia z większością pierwiastków.
Wodór tworzy jony H⁺ o promieniu 10^-13 cm oraz jon H^- - jon wodorkowy o promieniu 1,95*10^-8 cm. Jon H⁺ ma własności kwasowe, jest akceptorem pary elektronowej, a jon H^- ma własności zasadowe - jest donorem pary elektronowej.
Jon H⁺ ze względu na wytworzone duże pole elektryczne nie może istnieć samodzielnie. W obecności cząsteczek, w których występują atomy z wolnymi parami elektronowymi tworzy układy.

H₂O + H⁺ --> H₃O⁺
NH₃ + H⁺ --> NH₄⁺

Wodór z pierwiastkami metalicznymi tworzy wodorki.

• I i II grupa MH i MH₂ - połączenia typu soli o wiązaniu jonowym o wysokich temperaturach wrzenia i topnienia przewodzące prąd w stanie stopionym

• III i IV grupa - związki o wiązaniu kowalencyjnym. Przykład BH₃ - bor ma nie obsadzony orbital 2p, może przyłączyć wodór H^-, powstaje wtedy BH₄^- stabilizowany kationem, np. Li⁺ - LiBH₄ lub Al³⁺ - Al(BH₃)₃. Są to wodorki kompleksowe

• IV grupa - weglowodory, silany

• V, VI, VII grupa - związki o wiązaniu spolaryzowanym. Wodór występuje w postaci H⁺, wiązania są spolaryzowane w kierunku atomów o dużej elektroujemności

Woda jest najważniejszym połączeniem wodoru z tlenem. Woda zgodnie z definicją kwasu i zasady, jest amofilem i w temperaturze 25^oC ulega reakcji autojonizacji.

H₂O <=> H⁺ + OH^-

a iloczyn jonowy w tych warunkach wynosi 1,008*10^-14 mol/dm³. Cząsteczki wody ze wzgledu na tetraedryczną hybrydyzację atomu tlenu (sp³) mają kształt kątowy o 104,5^o. Cząsteczki wody są dipolami.
Woda jest dobrym rozpuszczalnikiem. w procesie elektrolizy wody w wyniku reakcji elektrodowych otrzymuje się tlen i wodór. Potencjał potrzebny do wydzielenia wodoru z czystej wody wynosi -0,414 V a do wydzielenia tlenu +0,815. Dlatego tlen z wody wypierają tylko bardzo silne utleniacze.
Substancje krystalizujące w wodzie zawierają wodę:

• zamkniętą w przestrzeniach wewnątrzsieciowych lub między warstwami struktury warstwowej - woda krystaliczna

• skoordynowana wokół kationu lub anionu

Łączenie się cząsteczek wody w stanie ciekłym wiązaniem wodorowym powoduje, że woda ma w temperaturze 4^oC największą gęstość. Podczas krzepnięcia wody (zamarzania) następuje zmiana w sposobie rozmieszczenia się cząsteczek w przestrzeni, dzięki czemu zmniejsza się jej gęstość i lód pływa po powierzchni wody.
Objętość zwiększa się przy przejściu z fazy ciekłej w fazę stałą. W przyrodzie występuje w naturalnych zbiornikach w ciągłym obiegu na skutek parowania do atmosfery wód rzek, mórz i oceanów, a następnie skraplania i opadania w postaci deszczu, śniegu lub gradu.
Nadtlenek wodoru. Znany jest związek tlenu i wodoru, w którym na jeden atom tlenu przypada jeden atom wodoru. Związek ten o wzorze chemicznym H₂O₂ nosi nazwę nadtlenku wodoru.
Roztwór wodny nadtlenku wodoru znany jest pod nazwą wody utlenionej. Roztwór 3% - woda utleniona - środek dezynfekujący i łagodny środek utleniający. Roztwór 30% -perhydrol - silny utleniacz stosowany w przemysle jako czynnik utleniający.
Roztwory o stężeniach poniżej 35% sa trwałe, a stężeniu powyżej 65% sa niebezpieczne ponieważ H₂O₂ o tym stężeniu przy zetknięciu z wieloma związkami organicznymi wybucha. Ponadto H₂O₂ stosowany jest jako utleniacz w paliwach rakietowych.
na skalę laboratoryjną nadtlenek wodoru można otrzymać w reakcji nadtlenku sodowego lub barowego z kwasem siarkowym lub fosforowym po oddestylowaniu produktu pod zmniejszonym cisnieniem.

Na₂O₂ + H₂SO₄ --> Na₂SO₄ + H₂O₂
BaO₂ + H₂SO₄ --> BaSO₄ + H₂O₂

Na skalę przemysłową H₂O₂ otrzymuje się przez anodowe utlenianie kwasu siarkowego do kwasu nadtlenodwusiarkowego.
Reakcja katodowa

2H⁺ + 2e --> H₂

Reakcja anodowa

2H₂SO₄ --> H₂S₂O₈ + 2H⁺ + 2e

Tworzący się w mieszaninie reagującej H₂S₂O₈ w czasie ogrzewania przekształca się w kwas nadtlenojednosiarkowy, tzw. kwas caro

H₂S₂O₈ + H₂O --> H₂SO₅ + H₂SO₄

Przy dalszym podwyższaniu temperatury H₂SO₅ reaguje z wodą wydzielając nadtlenek wodoru.

H₂SO₅ + H₂ --> H₂O₂ + H₂SO₄

Czysty nadtlenek wodoru jest bezbarwną syropowatą cieczą o gęstości 1,47 g/cm³, temperaturze topnienia -1,7^oC i temperaturze wrzenia 151^oC.
Nadtlenek wodoru jest związkiem nietrwałym i nawet w temperaturze pokojowej ulega samorzutnemu rozkładowi z wydzieleniem tlenu.

2H₂O₂ --> 2H₂O + O₂

11.1.7 Grupa VIa - tlenowce

Do VI grupy układu okresowego tzw. grupy tlenowców należą: tlen (O), siarka (S), selen (Se), tellur (Te) oraz polon (Po). Atomy pierwiastków tej grupy mają na zewnętrznej powłoce 6 elektronów o kofiguracji s²p⁴. W reakcjach chemicznych tlenowce uzupełniają zatem walencyjną powłokę elektronową do oktetu przyjmując dwa elektrony "uwspólniają" z atomami innych pierwiastków własne elektrony, tworząc spolaryzowane wiązania atomowe. Wszystkie pierwiastki grupy tlenowców z wyjątkiem tlenu, tworzą w roztworach wodnych samodzielnie istniejące aniony dwuujemne X^2-, natomiast nie tworzą ( z wyjątkiem telluru i polonu) jonów dodatnich. Ogólne właściwości pierwiastków grupy Vi podano w tablicy 11.6.

Tablica 11.6

Najbardziej elektroujemny pierwiastek tej grupy - tlen, może posiadać najwyższy stopień utlenienia +2 (w związkach z fluorem), natomiast pozostałe pierwiastki grupy mogą mieć dodatnie stopnie utlenienia od +2 do +6.
Charakterystyczną cechą tlenowców, a zwłaszcza siarki i selenu, jest zdolność tworzenia różnych krystalicznych odmian alotropowych.
Tlen należy on do najbardziej rozpowszechnionych pierwiastków w przyrodzie. Zawartość tlenu w atmosferze, wodach i skorupie ziemskiej (do 16 km głębokości) stanowi prawie 50% ich składu chemicznego.
Główne ilości tlenu występują w przyrodzie w postaci związanej. Na przykład woda zawiera ok. 89% tlenu, piasek - 53%, a organizm ludzki ok. 65%.
Występuje w dwóch odmianach alotropowych - O₂ tlen i O₃ ozon. Tlen jest bezbarwnym, bez zapachu i smaku gazem występującym w cząsteczkach dwuatomowych.
Ciekły tlen jest barwy niebieskiej. Tlen tworzy połączenia z większością pierwiastków. Znajduje zastosowanie w lecznictwie i w technice przy wykonywaniu wielu procesów (palnik acetylenowo-tlenowy, hutnictwo, itp.)
Ozon o₃ jest gazem o temperaturze wrzenia -112,3^oC i temperaturze topnienia -249,6^oC.
W temperaturze 300^oC O₃ natychmiast rozkłada się do tlenu O₂ i tlenu atomowego O. Rozkład ten biegnie nawet w 100^oC.
Ozon otrzymuje się następująco:

• przepuszczanie przez tlen cichych wyładowań elektrycznych

• naświetlanie tlenu promieniami nadfioletowymi

• reakcje chemiczne, w których wydziela się tlen np. rozkład H₂O₂

• działanie fluoru na wodę

Ozon O₃ jest silnym utleniaczem. Ozon gazowy jest diamagnetyczny, a ciekły wykazuje własności paramagnetyczne, niezależne od temperatury.
Znany jest np. ozonek potasu KO₃. Notowany jest również O₄
Siarka jest ciałem stałym, barwy żółtej, kruchym. W wodzie praktycznie nie rozpuszcza się, dobrze natomiast rozpuszcza się w niektórych rozpuszczalnikach niewodnych, np. w dwusiarczku wegla CS₂.
Czysta siarka w stanie stałym występuje w kilku odmianach alotropowych. Do najważniejszych odmian należą: siarka rombowa, jednoskośna i plastyczna. Najtrwalsza jest odmiana rombowa, wszystkie inne przechodzą w nią pod wpływem temperatury albo na skutek starzenia się. W stanie związanym siarka występuje pod postacią gipsu CaSO₄*2H₂O, pirytu FeS₂, blendy cynkowej ZnS, galeny PbS i innych.
Siarka jest pierwiastkiem znacznie mniej reaktywnym niż tlen. Z wodorem tworzy kilka połączeń, z których najważniejszym jest siarkowodór. jest to gaz łatwo skraplający się, o charakterystycznym zapachu. Otrzymuje się go w wyniku bezpośredniej syntezy.

S + H₂ --> H₂S

W laboratorium gazowy siarkowodór otrzymuje się w reakcji kwasu solnego lub siarkowego z odpowiednimi siarczkami metali.

FeS + H₂SO₄ --> FeSO₄ + H₂S

Siarkowodór jest gazem silnie trującym. Wchodzi on w połączenia z hemoglobiną wypierając z niej tlen, co przy większych stężeniach gazu powoduje uduszenie. Roztwór w wodzie H₂S nosi nazwę wody siarkowodorowej i ma słabokwaśny charakter.

H₂S <=> H⁺ + HS^-
HS^- <=> H⁺ + S^2-

Siarkowodór tworzy sole obojętne i kwaśne siarczki, które otrzymuje się przez wysycenie zasad lub soli odpowiedniego metalu gazowym siarkowodorem.

H₂S + 2NaOH <=> Na₂S + 2H₂O

Roztwory siarczków metali I grupy lub amonu rozpuszczają znaczne ilości siarki, tworząc przy tym związki o barwach od żółtej do brunatnej, o wzorze ogólnym M₂S_x, gdzie x = 2, 3, ...,6.
Siarka z tlenem tworzy kilka różnych związków, w których jako mniej elektroujemna od tlenu występuje na dodatnich stopniach utlenienia.
Wzór tlenku: SO, S₂O₃, SO₂, SO₃
Odpowiednio każdy z tlenków w reakcji z wodą tworzy kwas:
SO - H₂SO₂ (sulfoksylowy), H₂S₂O₃ (tiosiarkowy)
S₂O₃ - H₂S₂O₄ (podsiarkowy)
SO₂ - H₂SO₃ (siarkowyIV), H₂S₂O₅ (dwusiarkowy)
SO₃ - H₂SO₄ (siarkowyVI), H₂S₂O₇ (dwusiarkowy)
Ponadto znane są kwasy H₂S₂O₆ (podsiarkowy), HSO₅ (nadtlenosiarkowy, kwas Caro), H₂S₂O₈ (nadtlenodwusiarkowy)
Reakcje siarki z tlenem zachodzą w podwyższonej temperaturze.

S + O₂ --> SO₂

Tlenek siarki(IV) SO₂ jest gazem bezbarwnym o przenikliwym zapachu, skraplającym się w temperaturze -10^oC>
Tlenek siarki(VI) SO₃ otrzymuje się przez katalityczne (V₂O₅) utlenianie SO₂

SO₂ + 1/2O₂ --> SO₃

Jest on bezwodnikiem kwasu siarkowego(VI), tzn. łączy się z wodą tworząc kwas siarkowy(VI).

SO₃ + H₂O --> H₂SO₄

Chemicznie czysty kwas siarkowy(VI) jest bezbarwną oleistą cieczą, zastygającą w temperaturze 10^oC w postaci krystalicznej masy.
Selen, tellur stanowią najczęściej domieszkę rud siarczkowych. Otrzymywane są w postaci koncentratów ze szlamu anodowego powstającego przy elektrolitycznym oczyszczaniu miedzi oraz z pyłu powstającego przy prażeniu FeS₂.
Selen znany jest w postaci niemetalicznej o barwie czerwonej oraz metalicznej o barwie szarej. W przypadku telluru odmiana metaliczna jest znacznie trwalsza od odmiany niemetalicznej.
Polon istnieje jedynie w dwóch odmianach metalicznych (alfa) i (beta). Z powyższego łatwo zauważyć wzrost charakteru metalicznego w ramach omawianej grupy.

11.1.8 Grupa VIIa - fluorowce

Do grupy fluorowców zalicza się następujące p[ierwiastki: Fluor (F), chlor (Cl), brom (Br), Jod (I), astat (At). Pierwiastki VII grupy mają w powłoce walencyjnej konfigurację elektronową s²p⁵. Fluor występuje jedynie na -1 stopniu utlenienia. Pozostałe fluorowce mają zdolność do tworzenia wiązań z wykorzystaniem orbitala typu d. Dlatego w połączeniach występują na stopniu utlenienia od -1 do +7.
Ogólne własności fluorowców.
Temperatury topnienia i wrzenia rosną ze wzrostem liczby atomowej.
Fluor i chlor są gazami, brom jest cieczą, jod ciałem stałym. Wszystkie tworzą cząsteczki dwuatomowe. Wartość energii wiązania w cząsteczce fluoru jest bardzo niska, około 38 kcal/mol. Przyczyną tego jest odpychanie pomiędzy elektronami niewiążącymi. Właściwości fluorowców podaje tablica 11.7.

Tablica 11.7

Fluorowce są utleniaczami. Najsilniejszym jest fluor, a nasłabszym jod. Fluor utlenia wodę do wolnego tlenu. Reakcja jest samorzutna i silnie egzotermiczna.

F₂ + H₂O --> 2H⁺ + 2F^- + 1/2O₂ H= -190 kcal/mol

Analogiczna reakcja z chlorem ze względu na wysoką energię aktywacji nie daje utlenienia wody a ma miejsce tutaj reakcja dysproporcjonowania

Cl₂ + H₂O --> HCl + HClO

Wszystkie fluorowce reagują z metalami, a także i z wieloma niemetalami. Najbardziej aktywny jest fluor, aktywność maleje ze wzrostem liczby atomowej.
Otrzymywanie fluorowców
Fluor otrzymuje się z minerału fluorytu CaF₂. Na fluoryt CaF₂ działa się stężonym kwasem siarkowym, a otrzymaną po reakcji mieszaninę poddaje destylacji. Otrzymuje się bezwodny fluorowodór i jego wodny roztwór. Fluor wolny otrzymuje się przez elektrolizę mieszaniny KHF₂ i HF w temperaturze 100^oC. Ważne jest w tym procesie całkowite usunięcie wody. F₂ stosowany jest jako paliwo rakietowe.
Chlor otrzymuje się przez elektrolizę stopionych chlorków albo wodnych roztworów chlorków (NaCl).

2NaCl + 2H₂ --> 2NaOH + Cl₂ + H₂
2NaCl --> 2Na + Cl₂

Chlor stosowany jest jako wybielacz oraz ze względu na własności bakteriobójcze do oczyszczania wody.
Brom otrzymuje się z wody morskiej, przez którą przepuszcza się chlor.

Cl₂ + 2Br^- --> 2Cl^- + Br₂

Brom pochłania się w roztworze węglanu sodu Na₂CO₃, gdzie powstaje mieszanina bromku i bromianu sodu. Po zakwaszeniu i oddestylowaniu otrzymuje się wolny brom

HBrO₃ + 5HBr --> 3Br₂ + 3H₂O

Jod otrzymuje się z saletry chilijskiej, która oprócz KNO₃ zawiera ślady jodku potasu KI i nadjodan potasu KIO₃.
Astat otrzymuje się sztucznie przez bombardowanie bizmutu cząstani o wysokiej energii (cząstki alfa, neutrony)

²⁰⁹₈₃Bi --> ²¹¹₈₅At

Wszystkie fluorowce tworzą z wodorem fluorowcowodory typu HX. HCl, HBr i HI - są gazami. HF jest cieczą o temperaturze wrzenia 19^oC. Uwarunkowane to jest tworzeniem wiązań wodorowych pomiędzy cząsteczkami HF.
Ciekłe fluorowodory nie przewodzą prądu elektrycznego, nie są więc elektrolitami. W roztworach wodnych ulegają dysocjacji i z wyjątkiem fluorowodoru, który jest słabym kwasem (K_a = 7,2*10^-4), pozostałe są mocnymi elektrolitami.
Wszystkie fluorowce tworzą połączenia z tlenem a chlor tworzy szereg kwasów tlenowych.

• związki fluoru z tlenem: F₂O

• związki chloru z tlenem: (HClO, Cl₂O), HClO₂, ClO₂, HClO₃, (HClO₄, Cl₂O₇)

• związki bromu z tlenem: HBrO, HBrO₃

• związki jodu z tlenem: HIO, (HIO₃, I₂O₅), H₅IO₆

Podchloryn sodowy NaClO stosowany jest jako środek wybielający i utleniający. Do dezynfekcji stosuje się tzw. wapno chlorowane. Jest to produkt otrzymany przez działanie chloru na wodorotlenek wapnia.
Kwasy tlenowe chloru mają własności utleniające, przy czym ze wzrostem stopnia utlenienia chloru maleją własności utleniające, a wzrasta moc kwasu.

11.1.9 Grupa VIIIa - helowce

Do VIII grupy układu okresowego należą gazy szlachetne; hel (He), neon (Ne), argon (Ar), krypton (Kr), ksenon (Xe), radon (Rn).
Helowce w najbardziej zewnętrznej powłoce elektronowej posiadają całkowicie zapełniony poziom s i p. Powłoka walencyjna tym samym posiada układ s²p⁶. Dlatego helowce są chemicznie bardzo mało aktywne. Własności helowców podane są w tablicy 11.8

Tablica 11.8

Helowce na ziemi występują w małych ilościach w atmosferze otaczającej naszą planetę. Dość duże ilości helu (do 1%) występują w niektórych źródłach gazu ziemnego (Polska, Ameryka Pn).
Gazy szlachetne znajdują szerokie zastosowanie praktyczne. Między innymi stosowane są do chłodzenia urządzeń nadprzewodnikowych i do prac w temperaturach bliskich zeru absolutnemu, do utrzymywania obojętnej atmosfery, np. beztlenowej oraz do napełniania wnętrz żarówek o dużej mocy.
Helowce wskutek całkowitego zapełnienia powłok s i p nie są zdolne do tworzenia cząsteczek dwuatomowych. Również ze względu na wysokie potencjały jonizacji (tablica 11.8) nie tworzą wiązań jonowych.
Helowce mają niskie temperatury topnienia i wrzenia. Dopiero w bardzo niskich temperaturach ich energia kinetyczna ulega tak dużemu zmniejszeniu, że słabe siły van der Waalsa powodują, że następuje skroplenie i zestalenie się gazów szlachetnych.
Połączenia helowców znane są dopiero od 1962 r., kiedy to Bertett i Lohman wykonali syntezę związku ksenonu z sześciofluorkiem platyny.

Xe + PtF₆ --> XePtF₆

Jest to substancja stała barwy żółtej.
Znane są również połączenia kryptonu i radonu.

 

11.1 Pierwiastki reprezentatywne bloku d

Pierwiastki bloku d

Pierwistki przejściowe. Metale rodzin pobocznych - charakteryzują się innymi cechami niż metale rodzin głównych.
Posiadają inne rozmieszczenie elektronów wartościowych. Elektrony te występują nie tylko w powłoce zewnętrznej, lecz część znajduje się w powłokach głębszych, w których liczba elektronów może dochodzić do 18 lub 32. Elektrony niekompletnych powłok wewnętrznych również biorą udział w wiązaniach chemicznych, dlatego w VIII grupie mamy wartościowość +8. Powłoki wewnętrzne uzupełnione do liczby 18 lub 32 elektronów nie oddają ich w reakcjach z innymi atomami i wtedy reagują tylko 2 elektrony powłoki walencyjnej np. atomy cynkowców są tylko dwuwartościowe. Zawsze jednak łączna liczba elektronów walencyjnych jest zgodna z kolejną numeracją grupy.
Wszystkie pierwiastki przejściowe są metalami. Zależnie jednak od podgrupy, do której należą, różnią się właściowościami. Energie jonizacji pierwiastków przejściowych mają wartości pośrednie pomiędzy wartościami energii jonizacji pierwiastków bloku s i pierwiastków bloku p.
Charakterystyczną cechą pierwistków przejściowych jest ich zmienna wartościowość, która może przyjmować wszystkie wartości od +2 (lub +1) do maksymalnej w danej podgrupie.
Biorąc pod uwagę własności pierwiastków grup głównych i pobocznych stwierdzamy, że różnią się one znacznie od siebie.
Jeżeli porównamy reaktywność litowców i miedziowców to stwierdzamy, że o ile litowce są najbardziej reaktywnym spośród wszystkich metali, to miedziowce stanowią wspólnie z platynowcami (VIII podgrupa) grupę tzw. metali szlachetnych, to znaczy mniej reaktywnych chemicznie.
Podobne różnice cech fizycznych i chemicznych spotykamy w następnych grupach i podgrupach układu okresowego.
W połączeniach z tlenem i wodorem metale grup pobocznych tworzą zasady, związki amfoteryczne albo kwasy. Zależy to od stopnia utlenienia atomu danego metalu.
Przy rzadko występującym wśród metali grup pobocznych stopniu utlenienia +1 i stopniu utlenienia +2 mamy do czynienia ze związkami typu zasad, a przy stopniu utlenienia +3, +4 związki mają charakter amfoterów, a przy stopniu utlenienia +5, +6, +7 - kwasów.
Zasady zawierające metal grup pobocznych na stopniu utlenienia +1, o ogólnym wzorze MOH, są związkami nietrwałymi, rzadkimi i są z reguły mocnymi elektrolitami, chociaż na ogół trudnorozpuszczalnymi w wodzie (np. AgOH). Bardziej trwałymi są słabe zasady o wzorze ogólnym M(OH)₂.
Przy trój- i czterododatnim stopniu utlenienia metalu związki mają charakter amfoteryczny, przy czym mogą mieć strukturę ortozwiązków, np. M(OH)₃, M(OH)₄, H₃MO₃, H₄MO₄, albo meta związków - HMO₂ i H₂MO₃.
W przypadku gdy metale grup pobocznych występują na +6 i +7 stopniu utlenienia, tworzą się nietrwałe dość mocne kwasy o wzorach ogólnych H₂MO₄, HMO₄.
Ważną również cechą metali przejściowych, rzadziej spotykaną u metali grup głównych jest zdolność tworzenia związków zabarwionych. Sole miedzi mają zwykle barwę zieloną lub niebieską, kobaltu różową, niklu zieloną, nadmanganianu fioletową, sole chromu od niebieskiej poprzez zieloną do żółtej

11.2.1 Grupa Ib - miedziowce

Pierwszą podgrupę układu okresowego pierwiastków stanowią trzy metale: miedź (Cu), srebro (Ag) i złoto (Au). Konfigurację elektronową dwóch pierwszych powłok atomów tych pierwiastków można przedstawić w sposób następujący: (n-1)d¹⁰ns¹ gdzie n wynosi: dla Cu - 4, dla Ag - 5 a dla Au - 6. Obecność tylko jednego elektronu w najbardziej zewnętrznej powłoce elektronowej jest przyczyną, że pierwistki te występują w związkach głównie na +1 stopniu utlenienia i tworzą jony M⁺.
Zatem istnieją jony Ag⁺, Cu⁺ i Au⁺, jednak utleniają się do jonu Cu²⁺ i Au³⁺. Jon srebra Ag⁺ jest w rotworze wodnym trwały.

Miedź. Występuje w przyrodzie zarówno w stanie rodzimym jako wolny metal, jak i w postaci związków, głównie siarczków, tlenków i węglanów.
Miedź posiada szereg cennych włąsności. Ze względu na wysokie przewodnictwo elektryczne i cieplne, a także korzystne własności mechaniczne, ma bardzo liczne zastosowania. Stosuje sie przede wszystkim w przemyśle elektrochemicznym i elektrotechnicznym. Z miedzi produkuje się przewody elektryczne, uzwojenia transformatorów, prądnic i motorów elektrycznych.
Na powietrzu miedź utlenia się słabo i powoli. W wilgoci pokrywa się zieloną, dobrze przylegającą powłoką hydroksylenu miedziowego Cu₂(OH)₂CO₃ zwaną patyną.
Miedź znajduje również zastosowanie jako metal stopowy. Ze znanych stopów należy wymienić brąz (stop miedzi z cyną), mosiądz (stop miedzi z cynkiem).

Srebro niekiedy występuje w przyrodzie jako wolny pierwistek, częściej jednak w postaci związków, głównie jako siarczek Ag₂S i chlorek AgCl. Srebro jest metalem srebrzystobiałym o dużym połysku, dość miękkim, kowalnym i ciągliwym. Jest najlepszym przewodnikiem elektryczności spośród metali, a także dobrym przewodnikiem ciepła. Jest odporne na działanie kwasów i zasad, ulega tylko działaniu kwasu azotowego i gorącego kwasu siarkowego.
Zastosowanie srebra jest duże. W stopach z miedzią służy do wyrobu monet, ozdobnych przedmiotów, nakryć stołowych. itp. Związki srebra stosuje się do otrzymywania materiałów światłoczułych. Najważniejszym związkiem srebra jest azotan srebra AgNO₃.

Złoto występuje w przyrodzie głównie w stanie wolnym. Od domieszek, czyli od tzw. złoża, oddzielane jest w sposób mechaniczny (płukanie złota). Do najtrwalszych i najważniejszych połączeń złota należą jego chlorki, bromki i jodki.

11.2.2 Grupa IIb - cynkowce

Cynk (Zn), kadm (Cd), rtęć (Hg) tworzą II podgrupę tzw. cynkowców
Konfiguracja elektronowa dwóch zewnętrznych powłok atomów cynkowców jest następująca:
(n-1)d¹⁰ns² gdzie; n dla cynku wynosi 4, dla kadmu 5, dla rtęci 6. Ze względu na obecność trwałego 18 elektronowego układu w powłoce podzewnętrznej oraz dwóch elektronów w zewnętrznej powłoce s, cynkowce występują w związkach tylko na dwudodatnim stopniu utlenienia.
Najważniejszym spośród metali II podgrupy jest cynk. Zajmuje on w światowej produkcji metali trzecie miejsce za żelazem i miedzią.
Cynk występuje w przyrodzie tylko w postaci związków. Do najważniejszych minerałów cynku należy blenda cynkowa ZnS oraz galman zawierający głównie ZnCO₃. Minerały te są podstawowymi surowcami do produkcji cynku.
Cynk jest metalem srebrzystoszarym o gęstości 7,13 g/cm³, temperatura topnienia 419^oC i temperatura wrzenia 907^oC. Na powietrzu cynk pokrywa się ściśle przylegającą warstwą tlenku, albo hydroksywęglanu cynkowego, które chronią go przed korozją. Zastosowanie cynku jest różnorodne. Służy do wyrobu blachy cynkowej, do wykonania odlewów, do stopów oraz do cynkowania.
Cynk jest metalem dość aktywnym chemicznie, wypiera wodór z kwasów, a na gorąco z wody.

Kadm występuje w przyrodzie w postaci minerału CdS, nie tworzy on samodzielnych złóż, występuje natomiast w większości złóż minerałów cynkowych. Kadm otrzymywany jako produkt uboczny przy produkcji cynku. Ma zastosowanie bardziej ograniczone niż cynk. Używa się jego do wytwarzania stopów np. topiący się w temperaturze 65,6^oC stop Wooda składa się z 50% Bi, 25% Pb, 12,5% Sn i 12,5% Cd.
Właściwości chemiczne związków kadmu podobne są do związków cynku. Podobnie jak cynk, kadm występuje w związkach na +2 stopniu utlenienia.

Rtęć występuje w przyrodzie głównie w postaci siarczku HgS (cynober). Złoża cynobru zawierają niekiedy niewielkie ilości rtęci w stanie wolnym.
Wolna rtęć ma dość szerokie zastosowanie praktyczne i laboratoryjne, ponieważ jest metalem o najniższej temperaturze topnienia i w temperaturze pokojowej jest cieczą. Ze względu na bierność chemiczną, płynność, dużą gęstość i dobre przewodnictwo elektryczne stosuje się ją w produkcji kontaktów elektrycznych, termometrów, barometrów i wielu specjalnych aparatów naukowych.
Rtęć rozpuszcza wiele metali tworząc odpowiednie stopy zwane amalgamatami.
W związkach rtęć występuje głównie na +2 stopniu utlenienia. Związki dwudodatniej rtęci różnią się nieco własnościami od analogicznych związków cynku i kadmu, głównie dlatego, że jony rtęciowe mają tendencję do tworzenia wiązań atomowych spolaryzowanych. Wszystkie rozpuszczalne związki rtęci są silnie trujące. HgCl₂ - sublimat, nierozpuszczalny żółty tlenek HgO, stosowany jest w różnych maściach.

11.2.3 Grupa IIIb - skandowce

Skand (Sc), itr (Y), lantan (La), aktyn (Ac) mają konfigurację elektronową (n-1)d¹ns² posiadaja zatem trzy elektrony walencyjne, z których dwa znajdują się na orbitalu s ostatniej powłoki elektronowej, a jeden na orbitalu d powłoki przedostatniej. Pierwsze trzy skandowce, wystepują w przyrodzie w postaci związków na +3 stopniu utlenienia. Tworzą one tlenki o wzorze ogólnym M₂O₃, z których wywodzą się wodorotlenki Sc(OH)₃, Y(OH)₃, La(OH)₃. Zarówno skandowce, jak ich związki są bardzo rzadko spotykane w przyrodzie i w postaci bardzo rozproszonej.
W stanie wolnym otrzymuje się je metodą elektrolizy stopionych chlorków, albo przez redukcję chkorków magnezem.

11.2.4 Grupa IVb - tytanowce

Tytan (Ti), cyrkon (Zr) i hafn (Hf) mają konfogurację elektronową typu (n-1)d²ns² a zatem posiadają cztery elektrony walencyjne, z których dwa znajdują się na orbitalu s ostatniej powłoki elektronowej, a pozostałe dwa na orbitalu d powłoki przedostatniej.
Pierwiastki grupy tytanu wystepują w związkach na +2, +3, +4 stopniu utlenienia tworząc odpowiednie połączenia z tlenem i z chlorem. Najbardziej rozpowszechnionym pierwistkiem tej grupy jest tytan; stanowi on około 0,63% składu chemicznego skorupy ziemskiej. Najważniejszymi rudami tytanu są TiO₂ i FeTiO₃.
Tytan jest metalem twardym, stosunkowo lekkim, o gęstości 4,5 g/cm³ odpornym na korozję i wysokie temperatury. W stopach z innymi metalami używany jest do produkcji kotłów, chłodnic w reaktorach jądrowych, części podwodnych okrętów, części samolotów, itp.
Dwutlenek tytanu TiO₂, tzw. biel tytanowa jest trudnoropuszczalnym w wodzie, białym proszkiem, stosowanym do wyrobu białych farb, białej gumy itp.
Czterochlorek tytanu TiCl₄ hydrolizuje samorzutnie w wilgotnym powietrzu, stąd jego zastosowanie do wytwarzania zasłon dymnych.
Cyrkon i hafn występują razem, zwyle w postaci krzemianów i tlenków. Należą do pierwiastków rzadkich. Tlenek cyrkonu z uwagi na jego wysoką temperaturę topnienia (2700^oC), stosowany jest do wyrobu tygli i wnętrz pieców odpornych na wysokie temperatury.

11.2.5 Grupa Vb - wanadowce

Wanad (V), niob (Nb) i tantal (Ta) posiadaja po pięć elektronów walencyjnych, 3 elektrony na orbitalu d i 2 na orbitalu s, mogą więc w związkach występować na +2, +3, +4 i +5 stopniu utlenienia. Związki wanadowe zawierają V²⁺, sa związkami jonowymi, podobnie jak związki żelazowe są silnymi reduktorami, a ich wodorotlenki maja charakter zasadowy.
Tlenek wanadowy VO jest dość twardym ciemnoszarym ciałem stałym. Rozpuszcza się w rozcieńczonym kwasie solnym, kwasie fluorowodorowym i azotowym, zabarwiając roztwór na kolor fioletowy.
Związki zawierające atomy wanadu na +3 stopniu utlenienia własnościami swymi przypominają związki żelazowe.
Związki zawierające wanad na +4 i +5 stopniu utlenienia mają charakter kowalencyjny jak np. VCl₄. Są też amfoteryczne jak np. VO₂. Kwasy wanadowców HVO₃, HNbO₃, HTaO₃ sa podobne do kwasów azotowców.
Wanad stosuje się jako jeden ze składników stali stopowych.
Niob używany jest do wyrobu nierdzewnej stali chromoniklowej. Tantal ze względu na bardzo małą reaktywność chemiczną stosowany jest do wyrobu narzędzi chrurgicznych. Ponadto tlenek wanadu(V) V₂O₅ jest jednym z ważniejszych katalizatorów, między innymi w reakcji utleniania SO₂ do SO₃ w metodzie kontaktowej produkcji kwasu siarkowego.

11.2.6 Grupa VIb - chromowce

Chrom (Cr), molibden (Mo) i wolfram (W) stanowią VI podgrupę w układzie okresowym zwaną podgrupą chromowców. Konfiguracja elektronowa tych pierwiastków jest następująca :
W - 5d⁴6s², Mo - 4d⁵5s¹ a Cr - 3d⁵4s¹. Podobnie jak atomy pierwiastków innych grup pobocznych, atomy chromowców mogą w reakcjach chemicznych oddawać lub angażować w wiązania elektrony nie tylko z ostatniej, lecz i z przedostatniej powłoki elektronowej. To tłumaczy różne stopnie utlenienia chromowców (od +1 do +6).
Największe rozpowszechnienie spośród pierwiastków chromowców wykazuje chrom; występuje w przyrodzie głównie w postaci minerału chromitu FeO*Cr₂O₃ lub FeCr₂O₄. Inne minerały zawierające chrom nie mają większego znaczenia technicznego.
Wolny chrom otrzymuje sie w reakcji

Cr₂O₃ + 2Al --> Al₂O₃ + Cr

Czysty chrom jest metalem barwy stalowoszarej o silnym połysku, topiącym sie w temperaturze około 1900^oC. Chrom, podobnie jak mangan, odgrywa ważną rolę w produkcji wysokowartościowych stali. Przykładem tego typu stali może byc stal nierdzewna, która jest stopem żelaza z chromem i węglem (12% Cr, 0,3% C)
Stale stopowe zawierające chrom odznaczają się dużą twardością i odpornością na działanie zarówno czynników mechanicznych jak i chemicznych.
Chrom używa się do elektrolitycznego pokrywania metali i stopów mało odpornych na korozję. Proces ten nazywa się chromowaniem. W związkach chemicznych chrom występuje jako pierwiastek +1, +2, +3, +4, +5, +6 dodatni. Zwiazki chromu mają również duże znaczenie. Chromiany np. Na₂CrO₄ są inhibitorami korozji, ałun chromowo-potasowy K₂CrO₄*Cr₂(SO₄)₃*24H₂O ma znaczenie w przemysle farbiarskim i garbarskim.
Chromian ołowiu(II) PbCrO₄ - żółcień chromowa i tlenek chromu(III) Cr₂O₃ - zieleń chromowa stosowane sa jako pigmenty.
Chromiany maja własności utleniające, szczególnie w roztworach zakwaszonych. Utleniają one siarkowodór do wolnej siarki, wegiel do dwutlenku wegla, itp., przy czym chrom ze stopnia utlenienia +6 redukuje się do chromu +3

Cr₂O₇^2- + 3H₂S + 8H₃O⁺ --> 2Cr³⁺ + 3S + 15H₂O
2Cr₂O₇^2- + 3C + 16H₃O⁺ --> 4Cr³⁺ + 3CO₂ + 24H₂O

Molibden występuje w przyrodzie jako dwusiarczek MoS₂ w minerale zwanym molibdenem. Minerał ten tworzy ciemne, błyszczące blaszki, bardzo podobne do grafitu. Ma on zastosowanie w przemyśle elektrycznym i elektronowym. Molibden o czystości wyższej niż 99,9% używany jest do wyrobu siatek i anod w lampach elektronowych oraz włókien w lampach żarowych. Stale szybkotnące zawierają ponad 8% Mo.

Wolfram wystepuje w przyrodzie w postaci minerałów - szelitu CaWO₄ i wolframitu (Fe,Mn)WO₄. Z powodu bardzo wysokiej temperatury topnienia (3370^oC), wolfram podobnie jak molibden, używany jest do produkcji sprali żarówek elektrycznych, kontaktów specjalnych, tarcz elektronowych w lampach rentegenowskich, itp. stosowany jest również do wyrobu stali wolframowej, zachowującej twardość nawet w bardzo wysokich temperaturach.

11.2.7 Grupa VIIb - manganowce

Do VII podgrupy układu okresowego należą; mangan (Mn), otrzymywany sztucznie technet (Tc) i ren (Re). Jedynie mangan występuje w przyrodzie w większych ilościach i w związku z tym jest lepiej poznany oraz znajduje szersze zastosowanie.
Konfiguracja elektronowa pierwiastków VII podgrupy jest następująca: (n-1)d⁵ns².
Dlatego też mangan występuje w związkach jako pierwiastek 2+, 3+. 4+, 6+, 7+ dodatni.
Głównym minerałem, z którego otrzymuje się mangan i jego połączenie jest tlenek manganu(IV) zwany piraluzytem lub brausztynem.
Otrzymywanie manganu z piroluzytu polega na redukcji MnO₂ za pomoca węgla lub glinu metalicznego.
Mangan jest metalem srebrzystoszarym, dość twardym i kruchym. jego gęstość wynosi 7,3 g/cm,sup>3, a temperatura topnienia 1243^oC. W kwasach rozcieńczonych rozpuszcza się z wytworzeniem soli manganowych, zawierających Mn²⁺.
Mangan stosowany jest przede wszystkim do wyrobu stopów twardych, jako ferromangan, manganian, stal manganowa i inne. Najpospolitszymi związkami manganu są; siarczan(VI)manganu(II) MnSO₄, tlenek manganu(IV) MnO₂ i nadmanganian potasowy KMnO₄.
Mangan tworzy kilka tlenków. MnO tlenek manganu, Mn₂O₃ braunit, MnO₂ brausztyn, Mn₃O₄ hausmanit, Mn₂O₇ - ten ostatni jest cieczą barwy brązowej.
Inne związki to; wodorotlenek manganu Mn(OH)₂, kwas manganawy Mn(OH)₄, H₄MnO₄, kwas manganowy H₂MnO₄, kwas nadmanganowy HMnO₄
Kwas nadmanganowy wystepuje tylko w postaci soli. Najbardziej znana sól to KMnO₄, znana jako środek antyseptyczny i dobry utleniacz.

2KMnO₄ --> K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

Ren jest pierwiastkiem bardzo rzadkim. Swoimi własnościami przypomina wolfram. podobnie jak wolfram posiada wysoką temperaturę topnienia (3200^oC), dużą gęstość (21 g/cm³) i małą reaktywność chemiczną. Ponadto ren posiada specyficzne zdolności katalitycznego przyspieszania niektórych reakcji uwodornienia.
Technet jest pierwiastkiem bardzo mało znanym. Żadnego z ok. 20 jego izotopów nie wykryto na kuli ziemskiej.

11.2.8 Grupa VIIIb - żelazowce, palladowce, platynowce

Do podgrupy VIII układu okresowego należą trzy triady:

• żelazo Fe, kobalt Co, nikiel Ni

• ruten Ru, rod Rh, pallad Pd

• osm Os, iryd Ir, platyna Pt

Atomy tych pierwiastków posiadają różną liczbę elektronów na powłokach walencyjnych. Elektrony walencyjne żelaza mają konfigurację 3d⁶4s², kobaltu 3d⁷4s² a niklu 3d⁸4s². Na podstawie konfiguracji elektronowej można przewidzieć stopnie utlenienia tych metali w związkach.
Przyjmują one wartościowości

• żelazo Fe +3, +2, +4, +6

• kobalt Co +2, +3, +4

• nikiel Ni +2, +3, +4

• ruten Ru +4, +6, +8

• rod Rh +3

• pallad Pd +2, +4

• osm Os +4, +6, +8

• iryd Ir +1, +3, +4, +6

• platyna Pt +2, +4

Najważniejszymi pod względem użytkowym i najbardziej rozpowszechnionym w przyrodzie pierwiastkami podgrupy VIII są: żelazo, kobalt i nikiel
Żelazo jest najbardziej rozpowszechnionym metale. W zewnetrznej skorupie ziemskiej zawartość Fe ocenia się na 4,7%, rdzeń skorupy ziemskiej prawdopodobnie zawiera przede wszystkim Fe i Ni.
Czyste żelazo jest stosunkowo miękkie, plastyczne, srebrzystoszare, dość odporne na korozję w powietrzu ze względu na pasywacje powierzchni.
Żelazo w postaci surowej otrzymuje się na skale techniczną z jego rud, na drodze redukcji tych związków za pomocą koksu lub tlenku węgla.

Fe₂O₃ + 2C --> FeO + Fe + 2CO
FeO + CO --> Fe + CO₂
Fe₂O₃ + 3CO --> 2Fe + 3CO₂
Fe₂O₃ + 3C --> 2Fe + 3CO

Do produkcji specjalnych gatunków stali stosuje się najczęściej żelazo kowalne, do którego dodaje się okreslonych ilości różnych składników polepszających jakość stali (Cr, Ni, Ir, Mn, Mo, Co).
Palladowce i platynowce należą do metali szlachetnych i najszlachetniejszych. Występują w stanie rodzimym, ale są bardzo rzadkimi pierwiastkami. Są dobrymi tworzywami technicznymi, ale bardzo drogimi.
Najbardziej ropowszechniona jest platyna, metal bardzo ciężki, stalowosrebrzysty, bardzo plastyczny, stosowany do wyrobu tygli i innych urządzeń ogniotrwałych i odpornych na działanie kwasów. Bardzo ważne znaczenie posiada jako katalizator różnych procesów chemicznych (synteza amoniaku).
Stop platyna - rod stosuje się do wyrobu drutu do wysokotemperaturowych termoogniw (termopary)
Stop platyna - iryd jest bardzo twardy i odporniejszy chemicznie od czystej platyny - wzorzec metra i kilograma
Stop osm - iryd jest jeszcze twardszy i stosuje sie do wyrobu precyzyjnych mechanizmów.
Platyna i pallad mają zdolność rozpuszczania wodoru. Jedna objętość palladu pochłania 700 objętości wodoru.

 

11.3 Pierwiastki wewnątrzprzejściowe - pierwiastki bloku f

11.3.1 Lantanowce

Piętnaście pierwiastków, które tworzą szereg lantanowców, wymieniono w tablicy 11.9, podając ich symbole i najbardziej prawdopodobne konfiguracje elektronowe.

Tablica 11.9

Ze względu na bliskość poziomów energetycznych 4f i 5d istnieje duża niepewność w ustaleniu niektórych konfiguracji elektronowych. Nie we wszystkich przypadkach konfiguracje elektronowe są oczywiste lecz wszystkie lantanowce tworzą głównie jony +3. Jeżeli chodzi o mechanizm powstawania tych jonów, to ogólnie przyjęto, że następuje utrata elektronów 6s² równocześnie z elektronem 5d¹ (jeśli jest obecny) lub jednego z elektronów 4f gdy brak elektronu 5d¹.
Rozklad gęstości elektronowej orbitali 4f jest bardzo złożony.
Wszystkie lantanowce na ogół występują razem z wyjątkiem prometu, który ma nietrwałe jądro. Najbogatszym ich źródłem jest minerał monacyt.
Lantanowce nie są bardzo rozpowszechnione - najbardziej pospolitym lantanowcem jest cer, którego zawartość w skorupie ziemskiej wynosi 3 - 10 ^-4% wagowowy.
Ze względu na wielkie podobieństwo własności chemicznych, lantanowce trudno jest dokładnie rozdzielić. Rozdzielenia można dokonać przez ostrożną, powtarzaną wielokrotnie krystalizację frakcyjną, a bardziej nowoczesne - przez zastosowanie techniki wymiany jonowej. Obie techniki rozdzielenia są oparte na niewielkich różnicach własności (jak np. rozpuszczalność, tworzenie jonów kompleksowych oraz uwodnienia) wynikających z różnic wymiarów jonów +3.
Przechodząc od La³⁺ do Lu³⁺ promień jonowy zmniejsza się z 0,106 do 0,085 nm. To zmniejszanie się, które nazywa się kontrakcją lantanowców, wynika ze wzrostu ładunku jądra podczas stopniowego wypełniania podpowłoki wewnętrznej.
Lantanowce są miękkimi szarymi metalami, które wymagają ochrony przed dostępem powietrza, ponieważ gwałtownie reagują z wilgocią i tlenem. Czyste metale, które można uzyskać o stosunkowo dużej czystości 99,9% i wyżej, są bardzo kosztowne. W sprzedaży znajdują się na ogół w zamkniętych komorach, wypełnionych gazem obojętnym, szczególnie gdy są stosowane do produkcji specjalnych urządzeń elektronicznych i optycznych. Pierwiastki ziem rzadkich stosowane są jako materiały laserowe. Europ i gadolin stosowane są w reaktorach atomowych do wychwytu neutronów termicznych.

11.3.2 Aktynowce

W tablicy 11.10 przedstawiono 15 aktynowców, podając również ich prawdopodobne konfiguracje elektronowe. Konfiguracje te są jeszcze mniej pewne od podanych dla lantanowców. Bowiem nie tylko ze względu na to, że poziomy energetyczne są zbliżone do siebie, lecz także ze względu na to, że jądra są nietrwałe wskutek rozpadu promieniotwórczego, w niektórych przypadkach otrzymano jedynie znikome ilości pierwiastków do celów badawczych.

Tablica 11.10

Wszystkie te jądra są nietrwałe na skutek emisji cząstek. Istnieją pewne prawdopodobieństwa, że dane jądro będzie samorzutnie emitować cząski (alfa) tworząc tym samym nowe jądro o ładunku Z mniejszym o 2 jednostki.
Jeżeli chodzi o aktynowce takie jak tor i uran, to mają one raczej długi okres półtrwania (1,39*10¹⁰ lat dla ²³²₆₀Th i 4,5*10⁹ lat dla ²³⁸₉₂U). Tak więc ich szybkości rozpadu są bardzo małe i jądra, obecne w chwili powstania Ziemi, istnieją nadal.
Aktynowce położone za uranem (tzw. pierwiastki transuranowe) nie mają długożyjących prekursorów, tak więc nie występują w przyrodzie w ilościach mierzalnych, lecz muszą być otrzymywane sztucznie przy zastosowaniu akceleratorów cząstek lub reaktorów jądrowych.
Aktynowce są pierwiastkami metalicznymi. Podobne do lantanowców mają na ogół wysokie potencjały elektrodowe (ok. -2V) między pierwszym jonem trwałym w roztworze z metalem. W przeciwieństwie do lantanowców aktynowce wykazują różne stopnie utlenienia. (patrz tablica 11.10 - przykład U). W roztworze wodnym U³⁺ redukuje wodę z wydzieleniem H₂, przy czym tworzy się U⁴⁺, który powoli utlenia się na powietrzu do UO₂²⁺ (tzw. jon uranylowy).

 

---