Amoniak (nazwa zwyczajowa) - znany także pod nazwą systematyczną azan (trihydrydoazot, wodorek azotu(III)), to nieorganiczny związek chemiczny o wzorze NH3.
Budowa cząsteczki
Cząsteczka amoniaku ma kształt tzw. piramidy trygonalnej. Atom azotu wykazuje hybrydyzację sp³, trzy z powstałych orbitali tworzą wiązania z atomami wodoru, czwarty jest zajmowany przez wolną parę elektronową. Jej obecność powoduje odpychanie elektronów tworzących wiązania N-H, przez co kąt między tymi wiązaniami jest nieco mniejszy (wynosi 106°45′) niż np. między wiązaniami C-H w metanie (109°28′) ale większy niż między wiązaniami O-H w wodzie (104°45′). Struktura piramidy trygonalnej nie jest jednak stereochemicznie sztywna - amoniak i większość jego pochodnych (aminy) ulega tzw. inwersji parasolowej, w której cząsteczka “przewraca się na drugą stronę” jak parasol na silnym wietrze, a wolna para elektronowa przeskakuje na drugą stronę atomu azotu.
Z powodu stosunkowo dużej różnicy elektroujemności między atomem azotu i wodoru - ΔE=0,84 (wg skali Paulinga) oraz asymetrycznej budowie, cząsteczka amoniaku ma dość duży moment dipolowy (μ=1,46 D). Polarność cząsteczek amoniaku jest przyczyną tworzenia się między nimi wiązań wodorowych.
Związki amoniaku
Ze względu na hydrolizę amoniaku, jego roztwory wodne mają zasadowy odczyn i reagują z kwasami tworząc sole, w których skład wchodzi jon amonowy, np. azotan amonu czy siarczan(VI) amonu. W reakcji gazowego amoniaku z gazowym chlorowodorem powstaje chlorek amonu. Reakcja ta zachodzi przy niewielkim udziale wilgoci.
W wyniku wymiany jednego, dwóch lub trzech atomów wodoru przez atomy metali powstają kolejno: analogiczne do zasad amidki (np. amidek sodu czy amidek potasu), imidki (np. imidek wapnia) i analogiczne do tlenków azotki (np. azotek magnezu). Wszystkie te związki łatwo hydrolizują na odpowiednie zasady i amoniak.
Z niektórymi solami amoniak tworzy analogiczne do hydratów amoniakaty. Na przykład z chlorkiem wapnia tworzy amoniakat CaCl2 · 8NH3. Z tego powodu chlorek wapnia nie nadaje się do osuszania amoniaku.
Amoniak znajduje szerokie zastosowanie w syntezie organicznej. W wyniku działania amoniaku na halogenowęglowodory powstają aminy będące homologami amoniaku:
CH3Cl + NH3 → CH3NH2 + HCl,
w reakcji pochodnych halogenowych kwasów karboksylowych z nadmiarem amoniaku powstają aminokwasy:
CH2ClCOOH + NH3 → NH2CH2COOH + HCl,
a w reakcji estrów kwasu izocyjanowego z amoniakiem tworzą się alkilowe pochodne mocznika:
CH3NCO + NH3 → CH3NHCONH2.
źródło: Wikipedia.pl (http://pl.wikipedia.org/wiki/Amoniak)
Analiza jakościowa
1) Reakcje z mocnymi zasadami
Wodorotlenek sodu wypiera z soli amonowych wolny amoniak o charakterystycznym zapachu. Ogrzewanie roztworu prowadzi do ilościowego przebiegu reakcji.
Amoniak rozpoznaje się po zapachu lub po zmianie zabarwienia zwilżonego papierka uniwersalnego umieszczonego u wylotu probówki.
2) Reakcja z odczynnikiem Nesslera
W reakcji powstaje brunatno-pomarańczowy osad jodku oksoaminodirtęci(II).
3) Reakcja z azotynokobaltanem sodu
W środowisku obojętnym lub słabo kwaśnym od kwasu octowego azotynokobaltan sodu wytrąca żółty osad azotynokobaltanu amonowo-sodowego.
Bar (Ba, łac. barium) - pierwiastek chemiczny, metal ziem alkalicznych. Nazwa pochodzi od greckiego słowa ciężki.
Bar odkryty został w 1774 roku przez szwedzkiego chemika C.W. Scheelego, zaś w stanie czystym wydorębnił go jako pierwszy Humphry Davy w 1808. Jako pierwszy polską nazwę - bar- zaproponował Filip Walter.
Właściwości
Bar jest metalem, bardziej miękkim niż cynk lecz twardszym niż ołów. Naturalny pierwiastek jest mieszaniną siedmiu izotopów trwałych: 130Ba, 132Ba, 134Ba, 135Ba, 136Ba, 137Ba i 138Ba. W przyrodzie występuje przede wszystkim w postaci minerałów, takich jak baryt (BaSO4) oraz witeryt (BaCO3).
Wolny bar jest bardzo aktywny chemicznie. Na powietrzu szybko utlenia się do tlenku BaO i nadtlenku BaO2. W związkach występuje na +II stopniu utlenienia. Reaguje z wodą, tworząc wodór i wodorotlenek baru (Ba(OH)2), który jest mocną zasadą; nasycony roztwór tego wodorotlenku zwany jest wodą barytową.
Sole baru są bezbarwne, zawierają kation Ba2+. Sole baru barwią płomień na zielony kolor. Rozpuszczalne sole baru są toksyczne.
Zastosowanie
Metaliczny bar stosuje się jako dodatek do stopów ołowiu, zwiększający ich twardość (stopy typograficzne), w metalurgii jako odtleniacz, jako składnik stopów do usuwania gazów resztkowych z lamp elektronowych. Szersze zastosowanie mają związki baru, głównie siarczan(VI) baru. Azotan(V) baru (Ba(NO3)2) oraz chloran(V) baru (Ba(ClO3)2) są używane do wyrobu sztucznych ogni, gdzie barwią płomień na zielono.
Tlenek baru (BaO) jest półproduktem do otrzymywania nadtlenku baru (BaO2). Fluorek baru (BaF2) służy do sporządzania emalii. Tytanian baru (BaTiO3) ma właściwości piezoelektryczne. Chromian(VI) baru (BaCrO4) jest stosowany jako żółty pigment do wyrobu farb, zaś manganian(VI) baru (BaMnO4) jako pigment zielony.
Związki baru dobrze pochłaniają promieniowanie rentgenowskie i promieniowanie γ, są więc stosowane jako składniki osłon przed promieniowaniem.
Anliza jakościowa
1) Reakcje z węglanami
Jony baru reagują z węglanami, tworząc biały osad.
Węglany baru rozpuszczają się w rozcieńczonych roztworach kwasów z wydzieleniem lotnego dwutlenku węgla.
2) Reakcja z kwasem siarkowym
Wytrąca się biały, drobnokrystaliczny osad siarczanu(VI) baru, nierozpuszczalny w rozcieńczonych kwasach mineralnych.
3) Reakcja z jonami chromianowymi(VI)
Jony chromianowe(VI) wytrącają żółty osad chromianu(VI) baru, rozpuszczalny w rozcieńczonym kwasie solnym, nierozpuszczalny w kwasie octowym.
Bizmut (Bi, łac. bismutum) - pierwiastek chemiczny, metal bloku p układu okresowego. Nazwa pochodzi od niemieckiego słowa Wismut.
Bizmut posiada 35 izotopów z przedziału mas 190-215. Trwały jest tylko izotop 209, który stanowi niemal 100% składu izotopowego bizmutu. Do niedawna sądzono, że ten pierwiastek nie rozpada się w ogóle. Dopiero w 2003 roku we francuskim Institut d'Astrophysique Spatiale w Orsay stwierdzono, że półokres rozpadu tego izotopu wynosi 1,9*1019 lat (tj. ponad miliard razy więcej niż szacowany wiek Wszechświata)[1]. Ta śladowa radioaktywność ma jednak znaczenie naukowe, gdyż potwierdziła wcześniejsze obliczenia teoretyczne wskazujące na niestabilność wszystkich izotopów bizmutu. W naturalnym bizmucie występują też śladowe ilości radioizotopów, np. 210Bi (ok. 50 ppm składu izotopowego).
Występuje w skorupie ziemskiej w ilości 0,048 ppm (2 razy więcej niż złoto) w postaci trzech rud: bizmutynu (Bi2S3), bizmutytu ((BiO)2CO3) i ochry bizmutowej, które stanowią zwykle zanieczyszczenie rud ołowiu i miedzi. Rzadko występuje w postaci rodzimej (elementarnej).
Bizmut jest znany od XV wieku. Głównymi producentami są Chiny, Meksyk i Peru. W XXI w. jego cena wzrosła od ok. 6 $/kg w 2000 r. do ok. 30 $/kg w 2007 r.
Podstawowe zastosowania bizmutu:
Dodatek do stopów niskotopliwych (np. stop Wooda), w Niemczech także do produkcji stopów, z których odlewano czcionki drukarskie.
Niektóre jego kompleksy karbonylkowe znalazły zastosowanie jako katalizatory metatezy węglowodorów.
Ochra bizmutowa (Bi2O3) o barwie różowo-brązowej jest czasami stosowana jako barwnik w przemyśle kosmetycznym.
Wykorzystuje się go do produkcji tworzyw sztucznych, farb.
Stosuje się (np. w postaci zawiesiny) jako wypełnienie przy wykonywaniu zdjęć rentgenowskich.
Leki przeciwzapalne
Katalizator w procesie polimeryzacji
Włókno w bezpiecznikach elektrycznych
Znaczenie: Znaczenie biologiczne - brak. Występuje naturalnie w kościach i krwi (ok. 0,2 ppm) ale nie odgrywa tam żadnej roli. Jego sole i tlenki są nietoksyczne, mimo, że jest metalem ciężkim.
Właściwości:
Czysty bizmut jest kruchym metalem o srebrnym połysku z różowymi refleksami.
Jako jedna z nielicznych substancji wykazuje inwersję rozszerzalności termicznej - przy obniżaniu temperatury zmniejsza się jego gęstość, gęstość bizmutu w stanie stałym jest mniejsza niż w stanie ciekłym (podobne właściwości wykazuje woda w temperaturze < 4 °C).
Nie reaguje z tlenem i wodą w warunkach normalnych.
Rozpuszcza się w stężonym kwasie azotowym.
źródło: Wikipedia.pl (http://pl.wikipedia.org/wiki/Bizmut)
Analiza jakościowa
1) Reakcja z amoniakiem
Wytrąca się biały osad, nierozpuszczalny w nadmiarze odczynnika.
2) Reakcja z roztworem wodorotlenku sodu
Wytrąca się biały osad wodorotlenku bizmutu(III), nierozpuszczalny w nadmiarze odczynnika.
3) Reakcje redukcji
Wydziela się czarny osad metalicznego bizmutu.
4) Reakcje z jodkiem potasu
Jony jodkowe wytrącają z kwaśnych roztworów ciemno brunatny osad jodku bizmutu, rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika z utworzeniem pomarańczowego roztworu tetrajodobizmutanu(III).
Rozcieńczenie roztworu i ogrzanie powoduje powstanie pomarańczowego osadu jodku tlenku bizmutu(III).
Chrom (Cr, łac. chromium) - pierwiastek chemiczny, metal przejściowy z bloku d układu okresowego. Posiada 13 izotopów, od 45Cr do 57Cr, z czego trwałe są izotopy 50, 52, 53 i 54.
Został odkryty w roku 1797 przez Louisa Nicolasa Vauqellina.
Właściwości
Chrom metaliczny jest srebrzystoszarym metalem(z błękitnym połyskiem w świetle), bardzo odpornym na korozję na skutek pasywacji tlenkiem chromu(III) w reakcji z tlenem z powietrza. W reakcji ze stężonym kwasem azotowym(V) chrom ulega pasywacji
Zastosowania
Ze względu na swoje antykorozyjne właściwości, chrom jest stosowany jako zewnętrzna warstwa pokrywająca elementy stalowe, poprawiająca ich wygląd oraz chroniąca przed korozją, jest także składnikiem stali nierdzewnych (chromowych). Stal taka jest stosowana m.in. w armaturze łazienkowej lub w samochodach, ale także w produkcji samolotów, broni i pojazdów wojskowych.
Związki
Najważniejszym związkiem jest FeCr2O4(FeO*Cr2O3) czyli chromit, posiadający silne własności diamagnetyczne, który jest stosowany jako aktywna warstwa w taśmach magnetycznych.
Roztwory soli Cr(III) i Cr(VI) posiadają bardzo intensywne barwy (zieloną i pomarańczową) co jest wykorzystywane w fotochemii i technikach kolorymetrycznych.
Mieszanina Na2Cr2O7 z kwasem siarkowym jest nazywana chromianką i służy do mycia szkła laboratoryjnego.
Tlenek chromu(III) (zieleń chromowa) jest używany jako pigment.
Sole chromu(VI) są toksyczne i mają właściwości rakotwórcze.
Występowanie
Występuje w skorupie ziemskiej w ilościach ok. 102 ppm, głównie w postaci minerałów chromitu i krokoitu.
Z punktu widzenia odżywiania najlepszym źródłem chromu są drożdże piekarskie, a także kolby kukurydzy, gotowana wołowina, jabłka, kasze, chleb gruboziarnisty oraz płatki zbożowe.
źródło: Wikipedia.pl (http://pl.wikipedia.org/wiki/Chrom)
Analiza jakościowa
1) Reakcja z amoniakiem
Powstaje szaro-zielony osad wodorotlenku chromu(III), rozpuszczalny w stężonym amoniaku z utworzeniem kompleksu aminowego chromu o fiołkowym zabarwieniu:
Ogrzanie roztworu do wrzenia powoduje rozkład kompleksu i ponowne wytrącenie wodorotlenku chromu(III).
2) Reakcje z roztworem wodorotlenku sodu
Powstaje szaro-zielony osad wodorotlenku chromu(III), rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika z utworzeniem kompleksu o zielonym zabarwieniu. Rozcieńczenie i ogrzanie chromianów(III) powoduje ponowne wytrącenie wodorotlenku chromu(III).
3) Otrzymywanie nadtlenku chromu
3%-owy roztwór nadtlenku wodoru tworzy z jonami dichromianowymi(VI) w środowisku kwaśnym nadtlenek chromu ekstrahowany przez alkohol amylowy z utworzeniem niebieskiego zabarwienia.
4) Reakcja utleniania
Wykorzystujemy w tej reakcji zmianę barwy roztworu z zielonej na żółtą (w środowisku alkalicznym) lub pomarańczową (w środowisku kwaśnym). Utleniamy jony chromu(III) nadtlenkiem wodoru i ogrzewamy.
5) Reakcja z aniliną
Jony chromianowe(VI) wobec stężonego kwasy siarkowego(VI) utleniają anilinę dając tzw. czerń anilinową o barwie od zielonej do czarnej. Jeżeli w próbie znajdują się jony chromu(III) należy utlenić je w środowisku alkalicznym wodą utlenioną. Nadmiar utleniacza (nadtlenek wodoru również reaguje z aniliną) odpędza się poprzez ogrzewanie. Próbę zadaje się stężonym kwasem siarkowym(VI) i dodaje kroplę aniliny. Powstające zielone zabarwienie świadczy o obecności chromu.
Cynk (Zn, łac. zincum) to pierwiastek chemiczny, z grupy metali przejściowych w układzie okresowym.
Posiada 23 izotopy z przedziału mas: 57-78. Trwałe są izotopy 64, 66, 67, 68 i 70.
Został odkryty w Indiach lub Chinach przed 1500 p.n.e. Do Europy metal ten zawędrował dopiero w XVII wieku.
Występowanie
Występuje w skorupie ziemskiej w ilości 75 ppm w postaci minerałów - głównie są to blenda cynkowa i smitsonit.
Z punktu widzenia odżywiania duże ilości cynku znajdują się w ostrygach, chudym mięsie, drobiu i rybach. Dostarczają go również kasze i chleb pełnoziarnisty.
Właściwości
Cynk metaliczny jest błękitnobiałym, kruchym metalem. Na powietrzu ulega podobnej do aluminium pasywacji. Cynk jest bardzo reaktywny zarówno w środowisku kwaśnym jak i zasadowym, nie reaguje jednak w obojętnym środowisku wodnym.
Zastosowanie
Najważniejsze zastosowanie technologiczne cynku to pokrywanie nim blach stalowych, w celu uodpornienia na korozję. Cynk jest też składnikiem wielu stopów, zwłaszcza z miedzią (mosiądz, brąz, tombak). Cynk stosowany jest też w ogniwach elektrycznych Daniella i Leclanchego.
Związki cynku
Najbardziej znanym związkiem cynku jest jego tlenek ZnO (biel cynkowa), który jest stosowany jako dodatek do farb i lakierów, oraz jako wypełniacz i stabilizator gumy i tworzyw sztucznych.
źródło: Wikipedia.pl (http://pl.wikipedia.org/wiki/Cynk)
Analiza jakościowa
1) Reakcja z amoniakiem
Wytrąca się biały osad wodorotlenku cynku, rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika z utworzeniem tetraaminacynku.
2) Reakcja z roztworem wodorotlenku sodu
Wytrąca się biały, galaretowaty osad wodorotlenku cynku, rozpuszczalny w nadmiarze wodorotlenku sodu.
3) Reakcja z tetratiocyjanianortęcianem potasu
Tetratiocyjanianortęcian potasu, w środowisku słabo kwaśnym, tworzą z jonami cynku biały, krystaliczny osad:
Zabarwienie otrzymanego osadu zależy od rodzaju dodanego jonu (jony miedzi(II) zabarwiają na fiołkowy, a jony kobaltu(II) na niebieski) i stosunku ilości dodanego kationu do ilości cynku.
4) Reakcja z heksacyjanożelazianem(II) potasu
Heksacyjanożelazian(II) potasu w środowisku kwaśnym wytrąca biały osad heksacyjanożelazianu(II) cynkowo-potasowego:
Cyna (Sn, łac. stannum) - pierwiastek chemiczny, metal z bloku p w układzie okresowym.
Cyna tworzy odmiany alotropowe. W warunkach normalnych występuje w odmianie β (beta) zwanej cyną białą, trwałej powyżej 13,2°C. Odmiana ta na ma sieć krystaliczną układzie tetragonalnym, o gęstości 7,3 g/cm³. W temperaturach niższych przechodzi w odmianę regularną α (alfa) o gęstości 5,85 g/cm³. Zmiana gęstości jest równoznaczna ze zmianą objętości, co powoduje, że cyna rozpada się, tworząc szary proszek zwany cyną szarą. Zjawisko to nazywane jest zarazą cynową. Czysta cyna biała jest ciągliwa i kowalna, odporna na korozję.
Ze względu na dostępność, niską temperaturę topnienia, łatwość odlewania, dobre własności mechaniczne a także niską cenę cyny, przedmioty cynowe były niegdyś bardzo popularne od wczesnego średniowiecza, największy rozkwit przedmiotów z cyny nastąpił pomiędzy XIV i XVI w.
Cynę używa się do pokrywania innych metali cienką warstwą antykorozyjną. Proces cynowania stosowany jest do zabezpieczania stalowych naczyń stosowanych w przemyśle spożywczym np. puszek do konserw oraz konwi na mleko.
Największe złoża cyny mieszczą się w Indonezji, Chinach, Tajlandii, Boliwii, Malezji, Rosji, Brazylii, Birmie i Australii.
Stop cyny i ołowiu ma niską temperaturę topnienia (np. przy 60% cyny jest to temperatura ok. 180°C) i stosowany jest w przemyśle i elektrotechnice jako lutowie do łączenia innych metali poprzez lutowanie. Używany był także do wyrobu czcionek drukarskich.
Stop cyny i miedzi to brąz.
źródło: Wikipedia.pl (http://pl.wikipedia.org/wiki/Cyna)
Analiza jakościowa
1) Reakcja z amoniakiem
Powstają białe osady wodorotlenków.
2) Reakcja z roztworem wodorotlenku sodu
Wytrącają się białe osady wodorotlenków, rozpuszczalne w nadmiarze odczynnika.
3) Reakcje redukcji
Reakcja prowadzi do otrzymania lotnego cynowodoru, barwiącego utleniającą część palnika gazowego na charakterystyczny niebieski kolor.
4) Reakcje z chlorkiem rtęci(II)
Chlorek rtęci(II) w środowisku kwaśnym redukuje się do białego osadu kalomelu. Wobec nadmiaru cyny(II) następuje dalsza redukcja, aż do wydzielenia metalicznej rtęci (osad czarnieje).
5) Reakcja z wodorotlenkiem bizmutu(III)
Wodorotlenek bizmutu(III) w środowisku alkalicznym ulega pod wpływem cyny(II) redukcji do metalicznego bizmutu (czarny osad).
6) Reakcja z kwasem molibdenowym
Reakcja prowadzi do otrzymania błękitu molibdenowego.
Glin (Al, łac. aluminium) - pierwiastek chemiczny, metal z bloku p układu okresowego. Jedynym izotopem stabilnym jest 27Al. Glin jest trzecim, najpowszechniej występującym pierwiastkiem na powierzchni Ziemi. Od niego wywodzi się dawna nazwa pierwszej warstwy globu - SiAl.
Sole i tlenki glinu znane były od zarania dziejów. Uwodniony, mieszany siarczan tego pierwiastka, ałun, był używany jako środek antyseptyczny przez starożytnych Greków. Istnienie tego pierwiastka i nazwę zasugerował Louis-Bernard Guyton de Morveau w 1761 r. W 1807 podobną sugestię wyraził sir Humphry Davy, który zaproponował współczesną nazwę. Istnieją kontrowersje na temat tego kto pierwszy wyodrębnił ten pierwiastek w stanie czystym. Według jednych źródeł był to Friedrich Wöhler w 1827 r. wg innych Hans Christian Ørsted w 1825 r.
Właściwości chemiczne
Glin występuje na +3 stopniu utlenienia, bardzo rzadko również na +1 i +2. W stanie czystym powoli utlenia się na powietrzu, ulegając pasywacji.
Podgrzewany reaguje z tlenem obecnym w powietrzu tworząc tlenek. Glin łatwo roztwarza się w mocnych zasadach, takich jak NaOH lub KOH wypierając wodór i przechodząc w tetrahydroksyglinian:
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑.
W kwasie solnym i w rozcieńczonym kwasie siarkowym roztwarza się wypierając wodór, natomiast reakcja ze stężonym kwasem siarkowym i rozcieńczonym kwasem azotowym przebiega inaczej - wydziela się odpowiednio dwutlenek siarki i dwutlenek azotu. W stężonym kwasie azotowym glin ulega pasywacji.
Zastosowanie
Ze względu na swoje właściwości, takie jak mała gęstość i odporność na korozję, stopy glinu z miedzią i molibdenem zwane duraluminium znalazły wiele zastosowań i są używane do wyrobu szerokiej grupy produktów - od puszek do napojów do części statków kosmicznych. Czysty, krystaliczny glin jest kruchy i łamliwy.
Sproszkowany glin używany jest także w hutnictwie do otrzymywania metali z ich tlenków w procesie aluminotermii. Użyta w tym procesie mieszanina glinu oraz tlenków metali jest znana pod nazwą termit. Używany do produkowania materiałów wybuchowych w wojsku oraz w modelarstwie rakietowym.
Stosowany jest również w przemyśle spożywczym, jako barwnik metaliczny pozyskiwany z boksytów. Używany jest przy srebrnych dekoracjach ciast i tortów. Parlament Europejski uznał, że dodawanie aluminium powinno być zakazane, ponieważ ma związek z chorobą Alzheimera.
W pirotechnice amatorskiej glin jest używany do robienia domowych petard. Sproszkowany glin zmieszany ze sproszkowanym nadmanganianem potasu tworzy szybko- i łatwopalną mieszankę, która po zapaleniu wybucha z wydzieleniem dużej ilości dymu.
Tak zwane aluminium utwardzane dyspersyjnie jest wykorzystywane w produkcji koszulek elementów paliwowych i konstrukcyjnych rdzeni reaktorów jądrowych.
Najważniejsze związki glinu
Najważniejsze związki glinu to tlenek glinu i amfoteryczny wodorotlenek glinu. Glin tworzy też wodorek, a tetrahydroglinian litu LiAlH4 jest powszechnie stosowanym w chemii organicznej silnym środkiem redukującym. Duże znaczenie przemysłowe mają też aluminoksany, a zwłaszcza MAO (metylowy aluminoksan), z którego produkuje się sita molekularne, oraz powszechnie wykorzystuje jako stałe podłoże dla wielu katalizatorów. Glina i kaolin powszechnie wykorzystywane przy produkcji ceramiki to złożone mieszaniny glino-krzemianów.
źródło: Wikipedia.pl (http://pl.wikipedia.org/wiki/Glin)
Analiza jakościowa
1) Reakcja z amoniakiem
Wytrąca się biały galaretowaty osad wodorotlenku glinu, częściowo rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika.
2) Reakcja z wodorotlenkiem sodu
Wytrąca się biały galaretowaty osad wodorotlenku glinu, rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika.
3) Reakcja z aluminonem
Osad wodorotlenku glinu rozpuszcza się z kwasem solnym i dodaje octanu amonu do osiągnięcia pH ok. 5. Następnie dodaje się aluminonu i ogrzewa. Wobec małych ilości glinu roztwór barwi się na czerwono.
Kobalt (Co, łac. cobaltum) - pierwiastek chemiczny, z grupy metali przejściowych układu okresowego.
Posiada 26 izotopów z przedziału mas 50-75. Trwały jest tylko izotop 59, który stanowi 100% składu izotopowego naturalnego kobaltu.
Został odkryty w roku 1739 przez Georga Brandta.
Czysty kobalt jest lśniącym, srebrzystym metalem o własnościach ferromagnetycznych. Jest stosowany jako dodatek do stopów magnetycznych.
Występuje w skorupie ziemskiej w ilości 20 ppm, w postaci dwóch minerałów: smaltyn i kobaltyn, które występują zwykle przy złożach siarki.
Związki
Niesymetryczne sole kobaltu np. K3CoO4 mają silne własności ferromagnetyczne i piezoelektryczne i są wykorzystywane w elektronice. Kompleksy karbonylkowe i fosfinowe są stosowane jako katalizatory wielu reakcji organicznych. Roztwory soli kobaltu (II) i (III) mają intensywną krwisto-czerwoną i niebieską barwę i są używane jako pigmenty farb oraz służą do barwienia ceramiki.
źródło: Wikipedia.pl (http://pl.wikipedia.org/wiki/Kobalt)
Analiza jakościowa
1) Reakcja z amoniakiem
Początkowo wytrąca się niebieski osad hydroksosoli, rozpuszczający się w nadmiarze amoniaku z żółto-brunatnym zabarwieniem:
Tlen z powietrza utlenia jony kobaltu(II) do jonów kobaltu(III) i powstaje trwalszy kompleks.
2) Reakcja z roztworem wodorotlenku sodu
Początkowo wytrąca się niebieski osad hydroksosoli, który przechodzi w różowy wodorotlenek kobaltu(II). Praktycznie nie rozpuszcza się w nadmiarze zasady. Na powietrzu ciemnieje w wyniku utleniania:
3) Reakcja z tetratiocyjanianortęcianem(II) amonu
Tetratiocyjanianortęcian(II) amonu w środowisku kwaśnym od kwasu octowego tworzy z jonami kobaltu niebieski, krystaliczny osad:
5) Reakcja ze stężonym kwasem solnym
Stężony kwas solny dodany do roztworu soli kobaltu powoduje zmianę zabarwienia na niebiesko-zieloną:
Magnez (Mg, łac. magnesium) - pierwiastek chemiczny, metal ziem alkalicznych (druga grupa główna układu okresowego). Izotopy stabilne magnezu to 24Mg, 25Mg oraz 26Mg.
Magnez po raz pierwszy został uznany za pierwiastek przez Josepha Blacka, zaś wyodrębniony w formie czystej w 1808 roku przez Humphry'a Davy'ego. Jako pierwszy polską nazwę - magnez - zaproponował Filip Walter.
Występowanie
Magnez jest jednym z najpospolitszych pierwiastków, występuje w skorupie ziemskiej w ilości 2,74% pod postacią minerałów: dolomitu, magnezytu, kizerytu, biszofitu, karnalitu, kainitu i szenitu. W wodzie morskiej występuje w ilości około 1200 ppm, w postaci roztworu soli Mg2+.
Produkty spożywcze, będące najlepszymi źródłami magnezu (w 100g produktu):
pestki dyni - 520 mg
kakao gorzkie - 420 mg
koper - 377 mg
natka pietruszki - 291 mg
migdały - 257 mg
soja - 250 mg
kasza gryczana - 218 mg
orzech włoski - 130-190 mg
fasola biała - 169 mg
jabłka ze skórką - 104 mg
yerba mate - 57 mg
czekolada
Właściwości chemiczne
Magnez metaliczny dość łatwo utlenia się na powietrzu, ale podobnie jak w przypadku glinu, proces korozji magnezu jest zatrzymywany przez pasywację. Oczyszczony z nalotu tlenku magnez metaliczny bardzo łatwo i dość gwałtownie (lecz o wiele wolniej niż metale alkaliczne) reaguje z wodą tworząc wodorotlenek.
Kationy Mg2+ należą do V grupy kationów.
źródło: Wikipedia.pl (http://pl.wikipedia.org/wiki/Magnez)
Analiza jakościowa
1) Reakcje z wodorotlenkiem sodu
Silne zasady wytrącaj z roztworów zawierających jony magnezu biały, galaretowaty osad wodorotlenku magnezu nierozpuszczalny w nadmiarze odczynnika.
Wodorotlenek magnezu rozpuszcza się w rozcieńczonych kwasach i w roztworach soli amonowych.
2) Reakcja z amoniakiem
Jony magnezowe reagują z amoniakiem tworząc trudno rozpuszczalny wodorotlenek magnezu.
3) Reakcje z fosforanami
Fosforany wytrącają z obojętnych roztworów biały, kłaczkowaty osad.
W obecności jonów amonowych, w środowisku słabo zasadowym wytrąca się biały, krystaliczny osad ortofosforanu(V) amonu i magnezu.
Mangan (Mn, łac. manganium) to pierwiastek chemiczny, z grupy metali przejściowych w układzie okresowym. Posiada 15 izotopów z przedziału mas 49-62 i izomery jądrowe 51m, 52m, 54m. Trwały jest tylko izotop 55, który stanowi niemal 100% składu izotopowego manganu występującego w naturze.
Właściwości
Metaliczny mangan jest twardym, srebrzystym i kruchym materiałem. Jest bardzo reaktywny, zapala się w powietrzu i reaguje z wodą tworząc wodorotlenek. Jego własności są zbliżone do metali alkalicznych. Jest pierwiastkiem rozciągliwym. Mangan jest masowo stosowanym dodatkiem do stali obniżając jej temperaturę topnienia i poprawiając własności mechaniczne. Posiada własności paramagnetyczne.
Odmiany alotropowe
Mangan, zależnie od temperatury, przyjmuje cztery formy alotropowe mające różne gęstości:
poniżej 700°C: odmiana α
między 700°C a 1079°C: odmiana β
między 1079°C a 1143°: odmiana γ - dość miękka , łatwo poddaje się obróce mechanicznej
powyżej 1143°: odmiana δ
Przykłady związków manganu
Związki manganu na stopniu utlenienia II:
Tlenek manganu(II)
Wodorotlenek manganu(II)
Chlorek manganu(II)
Siarczan(VI) manganu(II)
Heksacyjanomanganian(II) potasu
Związki manganu na stopniu utlenienia III:
Tlenek manganu(III)
Siarczan(VI) manganu(III)
Związki manganu na stopniu utlenienia IV:
Tlenek manganu(IV)
Związki manganu na stopniu utlenienia V:
Manganian(V) sodu
Związki manganu na stopniu utlenienia VI i VII:
Manganian(VI) potasu
Manganian(VII) potasu (nadmanganian potasu)
Kwas manganowy(VII)
źródło: Wikipedia.pl (http://pl.wikipedia.org/wiki/Mangan)
Analiza jakościowa
1) Reakcja z amoniakiem
Tworzy się biały osad wodorotlenku manganu(II), ciemniejący na powietrzu. Utleniające działanie tlenu z powietrza powoduje powstanie brunatnego osadu tlenku manganu(IV), nierozpuszczalnego w nadmiarze odczynnika.
2) Reakcja z roztworem wodorotlenku sodu
Tworzy się biały osad, ciemniejący na powietrzu.
Miedź (Cu, łac. cuprum) - pierwiastek chemiczny, z grupy metali przejściowych układu okresowego. Nazwa miedzi w języku angielskim pochodzi od Cypru, gdzie w starożytności odkryto ten metal. Początkowo nazywano go metalem cypryjskim (łac. cyprum aes), a następnie cuprum.
Posiada 26 izotopów z przedziału mas 55-80. Trwałe są tylko dwa: 63 i 65.
Występuje w skorupie ziemskiej w ilościach 55 ppm. W naturze występuje w postaci rud oraz w postaci czystej jako minerał - miedź rodzima. Miedź rodzima jest rzadko spotykana. Głównym źródłem tego metalu są minerały: - siarczki: [ chalkopiryt (CuFeS2), chalkozyn (Cu2S), bornit (Cu5FeS4)] i węglany - azuryt (Cu3(CO3)2(OH)2), malachit (Cu2CO3(OH)2).
Czysta miedź metaliczna
Miedź jest metalem barwy ceglastoczerwonej, o gęstości 8,96 g/cm³ i temperaturze topnienia 1083°C. Miedź metaliczna po wytopie i oczyszczeniu jest czerwono-brązowym, miękkim metalem o bardzo dobrym przewodnictwie cieplnym i elektrycznym. Nie ulega na powietrzu korozji, ale reaguje z zawartym w powietrzu dwutlenkiem węgla pokrywając się charakterystyczną zieloną patyną zwaną grynszpanem szlachetnym. W środowisku o dużym stężeniu dwutlenku siarki zamiast zielonej patyny pojawia się czarny nalot siarczku miedzi.
Można ją przerabiać plastycznie na zimno i na gorąco, ale w przypadku przeróbki na zimno następuje utwardzenie metalu (w wyniku zgniotu), które usuwa się przez wyżarzenie rekrystalizujące (w temp. 400-600°C). Przeróbkę plastyczną na gorąco przeprowadza się w temp. 650-800°C. Cennymi własnościami miedzi są wysoka przewodność elektryczna i cieplna oraz odporność chemiczna (z tej przyczyny miedź określa się jako metal półszlachetny).
Miedź czysta zawiera 0,01-1,0% zanieczyszczeń, zależnie od rodzaju wytwarzania, przetwarzania i oczyszczania. Za zanieczyszczenia uważa się takie pierwiastki jak: Bi, Pb, Sb, As, Fe, Ni, Sn, Zn, oraz S.
Zastosowanie miedzi
Miedź, obok żelaza odegrała wyjątkową rolę w rozwoju cywilizacji ludzkiej. Epoka brązu zawdzięcza swoją nazwę jednemu ze stopów miedzi. Pierwiastek ten znany jest od starożytności, od kiedy to był podstawowym składnikiem brązów.
Jest masowo wykorzystywana jako surowiec do produkcji przewodów elektrycznych i powszechnie w elektronice, a także w budownictwie (pokrycie dachów, elementy różnych instalacji), jako barwnik szkła oraz katalizator.
Miedź jest dodawana do wielu stopów, zarówno do stali jaki i do stopów aluminium. Jest też dodawana do srebra i złota poprawiając znacznie ich własności mechaniczne.
Miedź z cyną, cynkiem, molibdenem i innymi metalami przejściowymi tworzy cały zestaw stopów zwanych ogólnie brązami. Najbardziej znane z nich to: udający złoto tombak i posiadający bardzo dobre własności mechaniczne oraz znaczną odporność na korozję mosiądz. Stopy miedzi stosuje się do wyrobu kosztownej armatury, elementów precyzyjnych urządzeń mechanicznych i w jubilerstwie.
źródło: Wikipedia.pl (http://pl.wikipedia.org/wiki/Mied%C5%BA)
Analiza jakościowa
1) Reakcja z amoniakiem
Pod wpływem amoniaku kationy miedzi(II) tworzą galaretowaty niebieski osad hydroksosoli, rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika barwy szafirowej.
2) Reakcje z roztworem wodorotlenku sodu
Powstaje niebieski osad, nierozpuszczalny w nadmiarze odczynnika.
3) Reakcje z jonami tiocyjanianowymi
Jony tiocyjanianowe wytrącają czarny osad, który po dodaniu jonów siarczanowych(IV) przechodzi w biały osad tiocyjanianu miedzi(I). Osad rozpuszcza się w nadmiarze jonów tiocyjanianowych, przechodząc w bezbarwny jon kompleksowy ditiocyjanomiedzian(I).
4) Reakcje z jonami tetratiocyjanortęcianu(II)
Wytrąca się żółto zielony osad.
W obecności niewielkiej ilości jonów cynku lub kadmu następuje współwytrącanie i tworzą się trudno rozpuszczalne sole. Barwa tych soli zależy od stężenia jonów miedzi(II) w roztworze i zmienia się od zielonej do fioletowej.
5) Reakcja z aniliną
Anilina z jonami miedzi(II) daje zielono zabarwioną sól wewnątrz kompleksową.
Nikiel (Ni, łac. niccolum) - pierwiastek chemiczny z grupy metali przejściowych w układzie okresowym.
Posiada 29 izotopów z przedziału mas 50-78, z których 5 (58, 60, 61, 62, 64) jest trwałych.
Występuje w skorupie ziemskiej w ilościach ok. 80 ppm w postaci minerałów garnieryt i pentlandyt.
Dzieli się na tlenowe, siarczkowe i arsenkowe, zależnie od składu mineralogicznego rudy niklu.
Został odkryty w roku 1751 przez Cronstedta. W 1804 otrzymano go po raz pierwszy w stanie czystym. Przed naszą erą był używany w stopach z miedzią i cynkiem.
Nikiel tworzy szereg związków kompleksowych takich jak niklocen czy fosfiny i karbonylki niklu, które znalazły zastosowanie jako katalizatory wielu reakcji m.in. na kompleksach niklu oparte są katalizatory polimeryzacji polietylenu wysokociśnieniowego.
Znaczenie biologiczne - nikiel jest mikroelementem obecnym w centrach reaktywności wielu enzymów. Jego minimalne, dzienne dobowe spożycie wynosi 0,3 mg.
Nikiel metaliczny jest srebrzystobiałym, połyskującym metalem, trudno korodującym i odpornym na ścieranie. Stosuje się go do tworzenia połyskujących powłok galwanicznych na powierzchni elementów stalowych. Stopy niklu i miedzi są stosowane do wyrobu monet, sztućców itp. Nikiel jest też dodawany do stali do stopów o podwyższonej odporności na korozję.
W Polsce rudy niklu były wydobywane i przetwarzane w miejscowości Szklary do 1982 roku.
Nikiel używany jest często do produkcji oprawek okularów, co może sprawić problemy alergikom. Osoby uczulone na nikiel, które noszą okulary z niklowymi oprawkami, narażone są na zaczerwienienia zabarwiane metalem w miejscu styczności oprawek ze skórą. W dodatku pewnemu zniszczeniu ulegają też oprawki (widoczne są wgłębienia, jakby po wypaleniu kwasem).
źródło: Wikipedia.pl (http://pl.wikipedia.org/wiki/Nikiel)
Analiza jakościowa
1) Reakcja z amoniakiem
Wytrąca się zielonkawy osad hydroksosoli, rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika z utworzeniem niebiesko-fioletowego kompleksu.
2) Reakcja z roztworem wodorotlenku sodu
Wytrąca się zielonkawy osad wodorotlenku niklu(II), nierozpuszczalny w nadmiarze zasady.
3) Reakcja z dimetyloglioksymem
Dimetyloglioksym w środowisku słabo zasadowym (pH ≈ 8-9) tworzy z jonami niklu(II) czerwony, krystaliczny osad.
Do słabo kwaśnego roztworu soli niklu dodaje się 3-5 kropli dimetyloglioksymu i alkalizuje roztworem amoniaku. Wytrąca się czerwony osad.
4) Reakcja z amoniakiem
Amoniak tworzy z jonami niklu(II) intensywnie niebiesko zabarwiony kompleks:
Ołów (Pb, łac. plumbum) - pierwiastek chemiczny, metal z bloku p w układzie okresowym.
Ołów występuje w skorupie ziemskiej w ilości 0,6 ppm. Najważniejszymi minerałami ołowiu są:
galena PbS
anglezyt PbSO4
cerusyt PbCO3
piromorfit Pb5(PO4)3Cl
mimetezyt Pb5(AsO4)3Cl
Ołów znalazł szerokie zastosowanie w przemyśle. Stosowany jest do produkcji:
płyt akumulatorowych, baterii;
kabli, rur;
amunicji (rdzeni pocisków karabinowych);śrutu myśliwskiego i do wiatrówek.
farb - białych i czerwonych;
szkła ołowiowego “kryształowego”;
dodatku przeciwstukowego do benzyn (czteroetylku ołowiu);
w przemyśle drukarskim do wyrobu stopu czcionek;
do wykładania komór, wież i wanien przy produkcji kwasu siarkowego;
stosuje się go jako ekrany zabezpieczające przed promieniowaniem rentgenowskim i promieniowaniem gamma;
w starożytnym Rzymie był używany do produkcji rur wodociągowych.
Tetraetyloołów Pb(C2H5)4 (dawna nomenklatura: czteroetylek ołowiu) był stosowany jako środek podnoszący liczbę oktanową benzyn silnikowych, Związek ten był głównym sprawcą emisji tlenków ołowiu do atmosfery w postaci aerozolu. Ostatnio dodatek tetraetyloołowiu w paliwach został praktycznie wyeliminowany.
Sole i tlenki tego pierwiastka są trucizną kumulującą się w organizmie. Toksyczne skutki działania ołowiu na organizm ludzki określa się nazwą ołowica. Zaabsorbowane związki ołowiu przenikają do krwiobiegu, gdzie ołów wbudowuje się do czerwonych krwinek - średni czas przebywania wynosi 30 dni. Stąd 25-40% jego zawartości przenika do tkanek miękkich, około 15% do kości, a pozostała ilość jest wydalana. Czas przybywania w tkankach miękkich wynosi około 30 dni, a w kościach 40-90 lat u dorosłego człowieka. W kościach kumulowany jest w postaci związków koloidalnych i krystalicznych, może być z nich uwalniany pod wpływem zaburzeń metabolicznych lub stresu. Ołów silnie wiąże się z wieloma biopolimerami, takimi jak: białka, enzymy, RNA, DNA. w ten sposób ulega zaburzeniu wiele przemian metabolicznych. Skutkami toksyczności są: zaburzenia tworzenia krwi, nadciśnienie tętnicze, neuropatia, a także uszkodzenia mózgu.
Udowodniono wchłanianie ołowiu przez skórę. Alkilowe związki ołowiu łatwiej wchłaniają się przez skórę niż nieorganiczne związki ołowiu.
Kationy Pb2+ należą do I grupy kationów, a także częsciowo do grupy IIa.
Ołów jest substancją toksyczną. Po wprowadzeniu go do organizmu pojawia się znużenie, zmęczenie, porażenie mięśni, szara obwódka wokół zębów, kolka ołowicza. Jednocześnie występuje białkomocz, krwiomocz oraz zaburzenia mózgowe. Leczenie jest głównie szpitalne i polega na podawaniu odtrutek i wysokich dawek witaminy B1 i B12. Jednak najważniejsze znaczenie ma odpowiednia higiena pracy i właściwe odżywianie.
źródło: Wikipedia.pl (http://pl.wikipedia.org/wiki/O%C5%82%C3%B3w)
Analiza jakościowa
1) Reakcja z wodą amoniakalną
Pod wpływem amoniaku kationy ołowiu(II) tworzą biały, nierozpuszczalny w nadmiarze odczynnika osad wodorotlenku ołowiu(II).
2) Reakcja z wodorotlenkiem sodu.
Kationy ołowiu(II) tworzą biały osad wodorotlenku.
Osad jest rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika, tworzy tetrahydroksoołowian(II).
3) Reakcje z jodkiem potasu
Jony jodkowe wytrącają żółty osad jodku ołowiu(II). Osad rozpuszcza się w nadmiarze odczynnika z utworzeniem tetrajodoołowianu(II).
4) Reakcje z chromianem(VI) potasu i dichromianem(VI) potasu
Jony chromianowe i dichromianowe wytrącają żółty osad chromianu(VI) ołowiu(II).
Osad nie rozpuszcza się w kwasie octowym i amoniaku,
natomiast rozpuszcza się w rozcieńczonych roztworach silnych kwasów i wodorotlenków.
5) Reakcja z kwasem siarkowym(VI) i rozpuszczanie osadów
Jony siarczanowe(VI) wytrącają biały osad siarczanu(VI) ołowiu(II).
Osad ten jest rozpuszczalny w:
a) wodorotlenku sodu
b) stężonym roztworze octanu amonu
c) stężonym roztworze kwasu siarkowego(VI) na gorąco
Potas (K, łac. kalium) - pierwiastek chemiczny z grupy metali alkalicznych w układzie okresowym.
Został odkryty i wyodrębniony w 1807 r. przez sir H. Davy'ego .
Trwałe izotopy to 39K oraz 41K. Ważnym nietrwałym izotopem jest 40K, z którego zależnie od sposobu przemiany powstaje 40Ar lub 40Ca.
Główne minerały to sylwin, sylwinit, karnalit, kainit, langbeinit i różne glinokrzemiany.
Ważne związki potasu to tlenek potasu, nadtlenek potasu, wodorotlenek potasu, będący bardzo silną zasadą oraz wiele soli. Prawie wszystkie sole potasu są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Potas tworzy także wodorek. Ważnym odczynnikiem chemicznym jest nadmanganian potasu.
Potas jest bardzo aktywnym pierwiastkiem. W kontakcie z wodą i kwasami zapala się i często wybucha. O ile jego powierzchnia nie jest spasywowana w kontakcie z powietrzem zapala się.
Kationy potasu są głównymi jonami wewnątrzkomórkowymi i są konieczne do utrzymania potencjału czynnościowego błon komórkowych (patrz: znaczenie biologiczne pierwiastków).
Kationy K+ należą do V grupy kationów i barwią płomień na kolor różowo-fioletowy.
Jako pierwszy polską nazwę - potas - zaproponował Filip Walter.
Przechowuje się go w nafcie lub oleju parafinowym (najlepiej pod warstwą argonu).
Analiza jakościowa
1) Barwienie płomienia
Lotne sole potasu barwią płomień palnika na fioletowo.
2) Reakcja z azotynokobaltanem(III) sodu
Azotynokobaltan(III) sodowy w środowisku słabo kwaśnym od kwasu octowego reaguje z jonem potasu tworząc żółty, krystaliczny osad azotynokobaltanu(III) sodowo-potasowego.
Rtęć (Hg, łac. hydrargyrum, z gr. ὑδράργυρος hydrargyros) - pierwiastek chemiczny z grupy metali przejściowych w układzie okresowym. Rtęć jest jedynym metalem występującym w warunkach normalnych w stanie ciekłym.
Własności
Rozpuszcza metale, tworząc amalgamaty (z wyjątkiem żelaza, platyny, wolframu i molibdenu). Wykazuje dużą lotność - w temperaturze 20°C w powietrzu znajduje się 14 mg Hg na m³ w stanie równowagi dynamicznej. Dawka progowa rtęci, czyli stężenie uważane za bezpieczne wynosi 0,05 mg Hg na m³ powietrza, dlatego rozlana rtęć stanowi potencjalne niebezpieczeństwo zatrucia.
Kationy rtęci Hg2+ oraz Hg22+ różnią się właściwościami. Kation Hg22+ należy do I grupy kationów, natomiast Hg2+ do II.
Zastosowanie w formie ciekłej
Dzięki swoim właściwościom znalazła zastosowanie do wypełniania termometrów, barometrów, manometrów, pomp próżniowych, itp. Duże ilości rtęci zużywane są do wydobywania złota i srebra, oraz do elektrolizy litowców i produkcji materiałów wybuchowych.
Oprócz tego jest stosowana:
do produkcji farb okrętowych
w medycynie i przemyśle farmaceutycznym
do wykonywania plomb dentystycznych
przy produkcji świetlówek
W starożytności rtęci używano do produkcji luster. W związku z tym wielu ludzi chorowało z powodu zatrucia tym metalem.
Związki rtęci
Wiele związków rtęci ma szerokie zastosowanie:
chlorek rtęci(I) - kalomel, stosowany jest w lecznictwie, do wyrobu elektrod, jako środek ochrony roślin
chlorek rtęci(II) - sublimat, służy jako katalizator w syntezie organicznej, w metalurgii, jako środek dezynfekujący.
Alkaliczny roztwór jodortęcianu potasu K2[HgI4] - odczynnik Nesslera - używany jest do wykrywania amoniaku. Piorunian rtęci Hg(CNO)2 ma zastosowanie do wyrobu spłonek i detonatorów.
źródło: wikipedia.pl (http://pl.wikipedia.org/wiki/Rt%C4%99%C4%87)
Analiza jakościowa
1) Reakcja z wodą amoniakalną.
Kationy z amoniakiem dają czarny osad, skład tego osadu jest jednak różny:
Osad azotanu oksoamidodirtęci nie rozpuszcza się w nadmiarze amoniaku.
2) Reakcja z wodorotlenkiem sodu
Z roztworu soli rtęci(I) strąca się czarny osad złożony z tlenku rtęci(II) i metalicznej rtęci:
Osad jest nierozpuszczalny w nadmiarze odczynnika.
3) Reakcje z jodkiem potasu
Jony jodkowe wytrącają żółto-zielony osad dijodku rtęci rozkładający się w nadmiarze odczynnika z wydzieleniem metalicznej rtęci oraz utworzeniem bezbarwnego tetrajodortęcianu(II).
4) Reakcje z chlorkiem cyny(II)
Chlorek cyny(II) redukuje jony rtęci(I) do metalicznej rtęci. Reakcja zachodzi również z osadem chlorku rtęci(I). Przebiega ona intensywnie w środowisku alkalicznym.
Rtęć (Hg, łac. hydrargyrum, z gr. ὑδράργυρος hydrargyros) - pierwiastek chemiczny z grupy metali przejściowych w układzie okresowym. Rtęć jest jedynym metalem występującym w warunkach normalnych w stanie ciekłym.
Własności
Rozpuszcza metale, tworząc amalgamaty (z wyjątkiem żelaza, platyny, wolframu i molibdenu). Wykazuje dużą lotność - w temperaturze 20°C w powietrzu znajduje się 14 mg Hg na m³ w stanie równowagi dynamicznej. Dawka progowa rtęci, czyli stężenie uważane za bezpieczne wynosi 0,05 mg Hg na m³ powietrza, dlatego rozlana rtęć stanowi potencjalne niebezpieczeństwo zatrucia.
Kationy rtęci Hg2+ oraz Hg22+ różnią się właściwościami. Kation Hg22+ należy do I grupy kationów, natomiast Hg2+ do II.
Zastosowanie w formie ciekłej
Dzięki swoim właściwościom znalazła zastosowanie do wypełniania termometrów, barometrów, manometrów, pomp próżniowych, itp. Duże ilości rtęci zużywane są do wydobywania złota i srebra, oraz do elektrolizy litowców i produkcji materiałów wybuchowych.
Oprócz tego jest stosowana:
do produkcji farb okrętowych
w medycynie i przemyśle farmaceutycznym
do wykonywania plomb dentystycznych
przy produkcji świetlówek
W starożytności rtęci używano do produkcji luster. W związku z tym wielu ludzi chorowało z powodu zatrucia tym metalem.
Związki rtęci
Wiele związków rtęci ma szerokie zastosowanie:
chlorek rtęci(I) - kalomel, stosowany jest w lecznictwie, do wyrobu elektrod, jako środek ochrony roślin
chlorek rtęci(II) - sublimat, służy jako katalizator w syntezie organicznej, w metalurgii, jako środek dezynfekujący.
Alkaliczny roztwór jodortęcianu potasu K2[HgI4] - odczynnik Nesslera - używany jest do wykrywania amoniaku. Piorunian rtęci Hg(CNO)2 ma zastosowanie do wyrobu spłonek i detonatorów.
źródło: wikipedia.pl (http://pl.wikipedia.org/wiki/Rt%C4%99%C4%87)
Analiza jakościowa
1) Reakcja z amoniakiem
Kationy z amoniakiem dają białe osady: chlorku lub azotanu amidortęciowego w zależności od tego jakie stosowaliśmy roztwory. W przypadku użycia chlorku rtęci(II) równanie wygląda następująco:
2) Reakcje redukcji
Z chlorkiem cyny(II) reakcja przebiega następująco:
3) Reakcje z jodkiem potasu
Jony jodkowe wytrącają czerwony osad dijodku rtęci, rozpuszczalny w nadmiarze odczynnika z utworzeniem bezbarwnego tetrajodortęcianu(II).
Sód (Na, łac. natrium) - pierwiastek chemiczny, z grupy metali alkalicznych w układzie okresowym.
Jedynym trwałym izotopem tego pierwiastka jest 23Na. Izotop 22Na ulega rozpadowi β (wychwyt K elektronu, któremu towarzyszy emisja pozytonu). Czas połowicznego rozpadu tego izotopu jest stosunkowo długi (zob. tabela), dzięki czemu 22Na jest stabilnym źródłem promieniowania β+ i znalazł zastosowanie w badaniach wykorzystujących techniki jądrowe, m. in. w pozytonowej tomografii komputerowej.
Sód występuje w górnych warstwach skorupy Ziemskiej w ilościach 2,30% głównie w postaci jonów Na+ w oceanach oraz minerałów - plagioklazów i innych skalenii, m. in. saletry chilijskiej.
Otrzymywanie
Sód był uznawany za pierwiastek przez niektórych alchemików i pogląd ten przeszedł do nowożytnej chemii, mimo że nie istniały bezpośrednie dowody na jego pierwiastkowość. W 1807 r. Sir Humphry Davy otrzymał po raz pierwszy czysty sód przez elektrolizę sody kaustycznej i dowiódł analitycznie, że jest to pierwiastek.
Do końca XIX wieku był produkowany przez prażenie węglanu sodu z węglem w temp. ok. 1100°C:
Na2CO3(stopiony) + 2C → 3CO↑ + 2Na↑
Obecnie produkowany jest w procesie elektrolizy stopionego chlorku sodu w obecności chlorku wapnia (dodawanego jako topnik obniżający temperaturę topnienia mieszaniny poniżej 700 °C). Metaliczny sód można również otrzymać podczas elektrolizy wodnego roztworu chlorku sodu stosując jako katodę rtęć, z którą sód tworzy amalgamat.
Właściwości
Czysty sód jest srebrzystym, dość miękkim, kowalnym metalem, z którego można łatwo wykonywać cienkie druty i kroić go zwykłym nożem na małe fragmenty. W handlu jest dostępny w formie dużych bloków lub grubych prętów posiadających nalot tlenku sodu, które umieszcza się w słojach z olejem mineralnym lub w próżniowych opakowaniach, a także w oleju parafinowym i nafcie.
Sód jest bardzo reaktywnym pierwiastkiem. Reaguje dość gwałtownie z wodą, w wyniku czego powstaje wodorotlenek sodu i gazowy wodór. Jak większość litowców sód należy trzymać w nafcie. Włożony do czystego tlenu natychmiast zapala się tworząc nadtlenek sodu (Na2O2) z niewielkimi domieszkami tlenku. Przy dużych ilościach sodu reakcja z wodą (jak i z kwasami) może powodować wybuch. Sód w kontakcie z powietrzem nie zapala się, ale dość szybko jego powierzchnia ulega pasywacji w wyniku pokrywania się szarym nalotem tlenku sodu. W czystej postaci jest stosowany jako bardzo skuteczny środek suszący rozpuszczalniki organiczne oraz jako substrat wielu reakcji chemicznych m.in. kondensacji Wurtza.
Ważne związki sodu to tlenek sodu, wodorotlenek sodu, będący bardzo silną zasadą oraz wiele soli. Mydło jest solą sodową kwasów tłuszczowych. Prawie wszystkie sole sodu są rozpuszczalne w wodzie.
Jony sodu są głównym kationem zewnątrzkomórkowym i są konieczne do utrzymania potencjału czynnościowego błon komórkowych. Sód odgrywa pewną rolę w patogenezie nadciśnienia i niewydolności krążenia.
Kationy Na+ należą do V grupy kationów i barwią płomień na intensywny kolor żółty.
źródło: Wikipedia.pl (http://pl.wikipedia.org/wiki/S%C3%B3d)
Analiza jakościowa
1) Barwienie płomienia
Lotne sole sodu barwią płomień na intensywnie żółty kolor.
2) Reakcja z heksahydroksoantymonianem(V) potasu
W środowisku obojętnym lub słabo zasadowym odczynnik ten reaguje z jonem sodu, tworząc biały, krystaliczny osad heksahydroksoantymonianu(V) sodowego.
Srebro - wiadomości ogólne
Srebro (Ag, łac. argentum) - pierwiastek chemiczny z grupy metali przejściowych w układzie okresowym. Jest srebrzystobiałym metalem, o największej przewodności elektrycznej i termicznej. W przyrodzie występuje w stanie wolnym, a także w minerałach, takich jak argentyt czy chlorargyryt. Większość wydobywanego srebra występuje jako domieszka rud miedzi, złota, ołowiu i cynku.
Srebro było znane od czasów starożytnych. Przez lata było cenione jako metal szlachetny i używane jako waluta, a także do produkcji biżuterii, srebrnych naczyń i sztućców. Obecnie stosuje się je także do produkcji filmów fotograficznych, styków elektrycznych i luster. Pierwiastkowe srebro jest katalizatorem.
Srebro ma właściwości bakteriobójcze. W przeszłości rozcieńczone roztwory azotanu srebra były używane do dezynfekcji, ale zostały zastąpione przez inne środki. Według niektórych źródeł, w medycynie niekonwencjonalnej stosuje się srebro koloidalne w celu leczenia różnych dolegliwości. Spożycie dużej ilości srebra może spowodować chorobę zwaną argyrią, charakteryzującą się nieodwracalną zmianą koloru skóry na niebieskoszary.
Najważniejsze cechy
Srebro jest bardzo ciągliwym i kowalnym (nieco twardszym od złota), jednowartościowym metalem 11 grupy, z lśniącym połyskiem, dającym się łatwo polerować. Posiada największą z wszystkich metali przewodność elektryczną, większą nawet od miedzi, ale jego cena i skłonność do utleniania się na powietrzu przeszkodziły zastosowaniu go do produkcji przewodów elektrycznych, aczkolwiek użyto go w elektromagnesach służących do wzbogacania uranu podczas II wojny światowej (głównie z powodu deficytu miedzi podczas wojny).
Czyste srebro posiada największą przewodność cieplną, najjaśniejszą barwę i największy współczynnik odbicia światła, aczkolwiek glin jeszcze bardziej odbija światło widzialne, ale gorzej ultrafioletowe. Srebro posiada także najmniejszą rezystancję kontaktową spośród wszyskich metali. Halogenki srebra są czułe na światło i ulegają pod jego wpływem powolnemu rozkładowi. Srebro nie reaguje z czystym powietrzem i wodą, ale matowieje w zetknięciu z ozonem, siarkowodorem, powietrzem zanieczyszczonym związkami siarki. Srebro w związkach najczęściej posiada I stopień utlenienia (np. azotan(V) srebra(I) AgNO3), dużo rzadziej II (np. fluorek srebra(II) AgF2) lub III (np. nadtlenosiarczan srebra(III) Ag2(SO5)3).
źródło: Wikipedia.pl (http://pl.wikipedia.org/wiki/Srebro)
Analiza jakościowa
1) Reakcja z kwasem solnym
Rozcieńczony roztwór kwasu solnego oraz rozpuszczalne chlorki strącają biały osad chlorku srebra.
Stront (Sr, łac. strontium) - pierwiastek chemiczny z grupy metali ziem alkalicznych w układzie okresowym.
Pierwiastek ten posiada 23 izotopy z przedziału mas 79-98. Trwałe są cztery z nich - 84, 86, 87 i 88, które też stanowią naturalny skład izotopowy tego pierwiastka. Promieniotwórczy izotop 90Sr jest jednym z najgroźniejszych produktów wybuchów jądrowych. Gromadzi się w tkance kostnej, emituje silne promieniowanie β, a jego czas połowicznego zaniku wynosi aż 29 lat.
Występuje w skorupie ziemskiej w ilościach 370 ppm, w postaci dwóch minerałów - celestyn (siarczan) i stroncjanit (węglan).
Stront został uznany za pierwiastek w 1790 roku przez A. Crawforda, wyodrębniony przez H. Davy'ego w Londynie. Nazwa pochodzi od szkockiej miejscowości Strontian.
Tworzy tlenki, wodorotlenki, fluorki oraz sole kwasów organicznych.
Znaczenie biologiczne - żadne. Pierwiastek ten może być tak samo przyswajany jak wapń przez organizm i zastępować go we wszystkich funkcjach, np. wbudowywując się w tkankę kostną. Gdy wchłaniane są jego izotopy stabilne, wówczas nie ma to żadnego wpływu na fukcjonowanie organizmu. Gdy jednak jest to izotop 90Sr, wówczas pozostaje on długo w organizmie i napromieniowuje go od wewnątrz przez długie lata uniemożliwiając skuteczne przeprowadzenie odkażenia organizmu po jego wchłonięciu.
Stront jest srebrzystoszarym, miękkim metalem. Na jego powierzchni, tak jak to jest w przypadku glinu, tworzy się ochronna warstwa tlenków. Oczyszczona powierzchnia jest jednak bardzo reaktywna - czysty stront reaguje wybuchowo z wodą i może zapalić się na powietrzu.
Stront w czystej postaci jest stosowany jako dodatek do niektórych gatunków szkła - np. stosowanych do produkcji ekranów telewizyjnych. Ze względu na to, że barwi płomień intensywnym, karmino-czerwonym kolorem jego sole są dodawane do ogni sztucznych i rakiet sygnałowych.
źródło: Wikipedia.pl (http://pl.wikipedia.org/wiki/Stront)
Analiza jakościowa
1) Reakcje z węglanami
Jony strontu reagują z węglanami, tworząc biały osad.
Węglany strontu rozpuszczają się w rozcieńczonych kwasach z wydzieleniem lotnego dwutlenku węgla.
2) Reakcja z kwasem siarkowym(VI)
Wytrąca się biały osad siarczanu(VI) strontu, częściowo rozpuszczalny w rozcieńczonych mocnych kwasach, nierozpuszczalny w siarczanie amonu.
3) Reakcja z jonami szczawianowymi
Jony szczawianowe wytrącają biały osad szczawianu strontu, rozpuszczalny w kwasie solnym i kwasie octowym.
4) Reakcja z jonami chromianowymi(VI)
Jony chromianowe wytrącają żółty, krystaliczny osad chromianu(VI) strontu, rozpuszczalny już w kwasie octowym.
2) Rozpuszczanie strąconego osadu
Chlorek srebra rozpuszcza się w nadmiarze wody amoniakalnej, cyjanku potasu, tiosiarczanie sodu tworząc jony kompleksowe.
Podobnie przebiegają reakcje z udziałem jonów cyjankowych, tiosiarczanowych z utworzeniem anionów: dicyjanosrebrzanów i ditiosiarczanosrebrzanów.
3) Ponowne wytrącenie osadu
Wszystkie te jony są nietrwałe w obecności jonów hydroniowych. Zakwaszenie roztworu powoduje wiązanie ligandów w słabo zdysocjowane cząsteczki, stężenie uwolnionych jonów srebrowych wystarcza na przekroczenie iloczynu rozpuszczalności chlorku srebra. Do ponownego wytrącania używamy kwasu azotowego(V), ponieważ użyty anion kwasu nie tworzy z jonami srebra trudno rozpuszczalnego osadu.
4) Reakcje z wodorotlenkiem sodu
Wodorotlenek sodu wytrąca z roztworów zawierających jony srebra brunatny osad tlenku srebra, powstający w wyniku rozpadu nietrwałego wodorotlenku srebra, którego zabarwienie jest białe.
Osad nie rozpuszcza się w nadmiarze wodorotlenku.
Wapń (Ca, łac. calcium) - pierwiastek chemiczny z grupy metali ziem alkalicznych w układzie okresowym.
Izotopy stabilne wapnia to 40Ca, 42Ca, 43Ca, 44Ca, 46Ca i 48Ca.
Wapń i jego związki znane były od starożytności. Humphry Davy w 1808 r. wyizolował go w stanie czystym i udowodnił analitycznie, że jest pierwiastkiem.
Wapń występuje na górnych warstwach Ziemi w ilości 3,54%. Główne minerały to kalcyt, aragonit, marmury, kreda, wapienie, gips, anhydryt, dolomit, fluoryt, apatyt oraz wiele krzemianów.
Wapń jest dość aktywnym metalem i w odpowiednich warunkach reaguje z wodą, ale nie tak gwałtownie jak metale alkaliczne. Gwałtownie reaguje z większością kwasów mineralnych i wieloma organicznymi.
Najważniejsze związki wapnia to tlenek wapnia, nadtlenek wapnia, wodorotlenek wapnia oraz wiele soli jak np: węglan wapnia, azotan wapnia czy węglik wapnia.
Otrzymywanie
Metaliczny wapń jest otrzymywany przez elektrolizę stopionego chlorku wapnia lub poprzez prażenie tlenku wapnia z glinem bez dostępu powietrza:
3CaO + 2Al → Al2O3 + 3Ca
źródło: Wikipedia.pl (http://pl.wikipedia.org/wiki/Wap%C5%84)
Analiza jakościowa
1) Reakcja z wodorotlenkiem sodu
Z dość stężonych roztworów soli wapnia strąca się biały wodorotlenek wapnia:
2) Reakcje z węglanami
Jony wapnia reagują z węglanami, tworząc biały osad.
Węglan wapnia rozpuszcza się łatwo w rozcieńczonych roztworach silnych kwasów i w kwasie octowym z wydzieleniem lotnego dwutlenku węgla.
3) Reakcje z jonami szczawianowymi
Jony szczawianowe wytrącają z roztworów obojętnych lub kwaśnych od kwasu octowego biały, krystaliczny osad szczawianu wapnia.
Osad rozpuszcza się w rozcieńczonym kwasie solnym, lecz praktycznie nie rozpuszcza się w kwasie octowym.
4) Reakcje z kwasem siarkowym(VI)
Osad siarczanu(VI) wapnia wytrąca się tylko ze stężonych roztworów soli wapnia. Siarczan(VI) wapnia łatwo rozpuszcza się w kwasach mineralnych i w kwasie octowym.
Siarczan wapnia rozpuszcza się na gorąco w stężonym roztworze siarczanu(VI) amonu z utworzeniem jonu kompleksowego:
Żelazo (Fe, łac. ferrum) - metal z VIII grupy pobocznej. Posiada 25 izotopów z przedziału mas 45 - 69. Trwałe są izotopy 54, 56, 57 i 58. Najwięcej jest izotopu 56 (92%).
Występowanie w skorupie ziemskiej
Występuje w skorupie ziemskiej w ilości ok. 6% w minerałach takich jak np.:
czerwony hematyt (Fe2O3),
czarny magnetyt (Fe3O4),
syderyt (FeCO3),
limonit,
getyt (FeO(OH),
piryt (FeS2)
arsenopiryt (FeAsS)
i wiele innych.
W wydobyciu rud żelaza w 2003 roku, wynoszącym ogółem ok. 1 mld ton, przodowały: Chiny (240 mln ton), Brazylia (215 mln ton), Australia (ok. 190 mln ton), Rosja (90 mln ton) i Indie (80 mln ton).
W Polsce zasobów żelaza w okolicach Suwałk nie wydobywa się w związku z groźbą zaistnienia katastrofy ekologicznej oraz z uwagi na głębokie położenie złóż.
Żelazo znane było już cywilizacjom starożytnym.
Oprócz minerałów, duże znaczenie technologiczne mają karbonylkowe kompleksy żelaza, które otrzymuje się z chlorków żelaza i które są katalizatorami licznych reakcji organicznych. Żółty chlorek żelaza(II) o kwaskowym smaku, jest podawany przy niedokrwistości.
Formy występowania
Czyste żelazo jest lśniącym, srebrzystym i miękkim metalem, który ulega łatwo korozji. Od wieków jest stosowane w formie stopów z węglem zwanym żeliwem i stalą oraz stopów z manganem, chromem, molibdenem, wanadem i wieloma innymi (są to tzw. stale stopowe).
Żelazo występuje w dwóch odmianach alotropowych:
żelazo α - w zakresie wysokotemperaturowym oznaczana niekiedy α lub α(δ).
żelazo γ
Jedynie żelazo α posiada własności ferromagnetyczne.
Przemiana alotropowa żelaza α w żelazo γ zachodzi w temperaturze 723°C przy schładzaniu lub 728°C przy ogrzewaniu.
Przemiana alotropowa żelaza γ w żelazo α(δ) zachodzi w temperaturze 1400°C.
źródło: Wikipedia.pl (http://pl.wikipedia.org/wiki/%C5%BBelazo)
Analiza jakościowa
1) Reakcja z amoniakiem
Powstaje zielonkawy osad wodorotlenku żelaza(II), który w warunkach tlenowych utlenia się do wodorotlenku żelaza(III) o zabarwieniu czerwono-brunatnym.
2) Reakcja z roztworem wodorotlenku sodu
Powstaje zielonkawy osad wodorotlenku żelaza(II), który w warunkach tlenowych utlenia się do wodorotlenku żelaza(III) o zabarwieniu czerwono-brunatnym.
3) Reakcja z heksacyjanożelazianem(II)
Tworzy on z jonami żelaza(II) ciemnoniebieski, trudno rozpuszczalny związek zwany błękitem Turnbulla.
Żelazo (Fe, łac. ferrum) - metal z VIII grupy pobocznej. Posiada 25 izotopów z przedziału mas 45 - 69. Trwałe są izotopy 54, 56, 57 i 58. Najwięcej jest izotopu 56 (92%).
Występowanie w skorupie ziemskiej
Występuje w skorupie ziemskiej w ilości ok. 6% w minerałach takich jak np.:
czerwony hematyt (Fe2O3),
czarny magnetyt (Fe3O4),
syderyt (FeCO3),
limonit,
getyt (FeO(OH),
piryt (FeS2)
arsenopiryt (FeAsS)
i wiele innych.
W wydobyciu rud żelaza w 2003 roku, wynoszącym ogółem ok. 1 mld ton, przodowały: Chiny (240 mln ton), Brazylia (215 mln ton), Australia (ok. 190 mln ton), Rosja (90 mln ton) i Indie (80 mln ton).
W Polsce zasobów żelaza w okolicach Suwałk nie wydobywa się w związku z groźbą zaistnienia katastrofy ekologicznej oraz z uwagi na głębokie położenie złóż.
Żelazo znane było już cywilizacjom starożytnym.
Oprócz minerałów, duże znaczenie technologiczne mają karbonylkowe kompleksy żelaza, które otrzymuje się z chlorków żelaza i które są katalizatorami licznych reakcji organicznych. Żółty chlorek żelaza(II) o kwaskowym smaku, jest podawany przy niedokrwistości.
Formy występowania
Czyste żelazo jest lśniącym, srebrzystym i miękkim metalem, który ulega łatwo korozji. Od wieków jest stosowane w formie stopów z węglem zwanym żeliwem i stalą oraz stopów z manganem, chromem, molibdenem, wanadem i wieloma innymi (są to tzw. stale stopowe).
Żelazo występuje w dwóch odmianach alotropowych:
żelazo α - w zakresie wysokotemperaturowym oznaczana niekiedy α lub α(δ).
żelazo γ
Jedynie żelazo α posiada własności ferromagnetyczne.
Przemiana alotropowa żelaza α w żelazo γ zachodzi w temperaturze 723°C przy schładzaniu lub 728°C przy ogrzewaniu.
Przemiana alotropowa żelaza γ w żelazo α(δ) zachodzi w temperaturze 1400°C.
źródło: Wikipedia.pl (http://pl.wikipedia.org/wiki/%C5%BBelazo)
Analiza jakościowa
1) Reakcja z amoniakiem
Wytrąca się czerwono-brunatny, kłaczkowaty osad wodorotlenku żelaza(III), nierozpuszczalny w nadmiarze odczynnika.
2) Reakcja z roztworem wodorotlenku sodu
Wytrąca się czerwono-brunatny, kłaczkowaty osad wodorotlenku żelaza(III), nierozpuszczalny w nadmiarze odczynnika.
3) Reakcja z tiocyjanianem amonu lub potasu
Heksacyjanożelazian(II) potasu tworzy z jonami żelaza(III) (w środowisku obojętnym lub lekko kwaśnym) krwisto-czerwony związek kompleksowy.
4) Powstanie błękitu pruskiego
Heksacyjanożelazian(II) potasu tworzy z jonami żelaza(III) (w środowisku obojętnym lub lekko kwaśnym) ciemnoniebieski, bezpostaciowy osad tzw. błękitu pruskiego.
Wyszukiwarka
Podobne podstrony:
analiza jakościowa anionów, Politechnika Śląska ZiIP i inne, Chemia, Chemia notatki
Analiza termiczna, Politechnika Śląska ZiIP i inne, Chemia, Chemia fizyczna
wzory Finanase przedsiebiorstw, Politechnika Śląska ZiIP i inne, Finanse
Testy 5 ekonomika podatkowa, Politechnika Śląska ZiIP i inne, Ekonomika podatkowa
FINANSE[1][1], Politechnika Śląska ZiIP i inne, Finanse
finanse(2), Politechnika Śląska ZiIP i inne, Finanse
Finanse publiczne i rynki finansowe, Politechnika Śląska ZiIP i inne, Finanse
finanse lokalne, Politechnika Śląska ZiIP i inne, Finanse
FINANSE ciga, Politechnika Śląska ZiIP i inne, Finanse
finanse1, Politechnika Śląska ZiIP i inne, Finanse
Wprowadzenie do Matlaba w97, Politechnika Śląska ZiIP i inne, Mechanika
Interpretacja geometryczna, Politechnika Śląska ZiIP i inne, Matematyka
mn eliminacja gaussa, Politechnika Śląska ZiIP i inne, Mechanika
ruch-plaski-wahadlo2, Politechnika Śląska ZiIP i inne, Mechanika
więcej podobnych podstron