Śladami układu okresowego – zbiór prezentacji
advertisement
Śladami układu okresowego pierwiastków Przegląd właściwości i zastosowań najpowszechniejszych pierwiastków oraz ich związków Dalej Litowce Dominika Pakulska Dalej Ogólna charakterystyka grupy Litowce są metalami o największej reaktywności. Trzeba je przechowywać w nafcie, aby uchronić przed reakcjami ze składnikami powietrza (tlenem i parą wodną), nie występują w przyrodzie w stanie wolnym. W odróżnieniu od większości metali są tak miękkie, że można je kroić nożem. Mają srebrzystobiałą barwę. W skład litowców wchodzą: lit, sód, potas, rubid, cez, frans Wszystkie litowce posiadają jeden elektron walencyjny i dlatego tworzą jony typu M+, na przykład: Li+, Na+, K+. Jeden elektron walencyjny litowców znajduje się w orbitalu s. Poczynając od litu, u każdego następnego litowca elektron ten znajduje się coraz dalej od jądra atomowego. Oderwanie więc tego elektronu jest coraz łatwiejsze. Dlatego reaktywność litowców wzrasta wraz ze wzrostem masy atomowej pierwiastka. Litowce mają najmniejszą elektroujemność wśród pierwiastków układu okresowego, przy czym zmniejsza się ona w miarę wzrostu odległości elektronu walencyjnego od jądra. Dalej Litowce reagują: • • • • z tlenem dając nadtlenki: 2Na + 02 → Na2O2 z wodą, tworząc wodorotlenki i wodór 2Li + 2H2O → 2LiOH + H2 z kwasami, tworząc sole i wodór 2K + 2HCl → 2KCl + H2 z niemetalami, tworząc sole: 2Na + Cl2 → 2NaCl (sól) Tlenki litowców mają charakter zasadowy, reagują z wodą, tworząc zasady K2O + H2O → 2KOH Wodorotlenki litowców są mocnymi zasadami z wyjątkiem LiOH, który jest zasadą średniej mocy. Związki litowców barwią płomień palnika: Li-karminowy, Na-żółty, Kfioletowy, Rb-fioletowo-czerwony, Cs-niebieski. Dalej Lit Lit jest najlżejszym ze wszystkich pierwiastków występujących w stanie stałym! W przyrodzie jest szeroko rozpowszechniony - wchodzi w skład około trzydziestu minerałów, z których najważniejszymi są: spodumen LiAl[Si2O6], lepidolit KLi2Al[(F,OH)2|Si4O10]. W charakterze domieszki występuje w około stu pięćdziesięciu minerałach! Wolny metal otrzymuje się przez elektrolizę stopionego wodorotlenku LiOH. Lit ma ogromne znaczenie w technice jądrowej. Naturalny pierwiastek jest mieszaniną dwóch izotopów: 6Li i 7Li, z których pierwszy silnie pochłania neutrony, a drugi - słabo. Lit jest stosowany jako dodatek w wielu stopach. W przemyśle chemicznym metaliczny lit stosuje się jako katalizator syntezy kauczuku, a jego związki - do oczyszczania gazów, w przemyśle tekstylnym do wybielania i impregnacji tkanin, przemyśle ceramicznym - jako składnik szkieł i glazur. Wolny lit i jego związki są składnikami paliw rakietowych. Ważnym czynnikiem redukującym jest wodorek litowo-glinowy. Związki litu - węglan i cytrynian - służą jako preparaty farmaceutyczne. W ilościach śladowych pierwiastek ten występuje w organizmie ludzkim. Jego brak wywołuje choroby psychiczne - przede wszystkim schizofrenię. Dalej Sód Wolny pierwiastek otrzymał po raz pierwszy w 1807r. angielski chemik H. Davy przez elektrolizę stopionego wodorotlenku sodowego NaOH. Jego temperatura topnienia to 97,8° C, temperatura wrzenia 882,9° C. Naturalny pierwiastek zawiera tylko jeden trwały izotop: 23Na. W przyrodzie występuje w postaci minerałów, z których najważniejszymi są: sól kamienna NaCl (halit), saletra chilijska NaNO3 (azotan sodowy), thenardyt Na2SO4, mirabilit NaSO4 · 10H2O i inne. Ponadto wchodzi w skład licznych krzemianów tworzących pospolite skały. Sole sodu znajdują się w wodzie morskiej. Wolny sód ma szerokie zastosowanie. W stopie z potasem stosowany jest jako chłodziwo w reaktorach jądrowych, zaworach silników lotniczych, a także w wielu innych urządzeniach i procesach. Niewielki dodatek sodu do stali podwyższa ich wytrzymałość. Dalej Sód – model atomu i konfiguracja elektronowa Dalej Postas Wolny pierwiastek otrzymał 1807 r. również H. Davy przez elektrolizę stałego, wilgotnego wodorotlenku KOH. L.J. GayLussac i L.J. Thenard otrzymali później większe ilości potasu ogrzewając stopiony KOH z węglem w żelaznych rurach. W przyrodzie potas występuje w postaci wielu minerałów, z których najważniejszymi są: sylwin, karnalit, kainit. Sole potasu znajdują się w wielu minerałach i skałach, w wodzie morskiej, gorzkich jeziorach. Sole potasu wytwarzane w przemyśle są zużywane w charakterze sztucznych nawozów. Związki potasu są niezbędnym składnikiem wszystkich żywych organizmów, lecz w przeciwieństwie do sodu, który jest obecny głównie w płynach pozakomórkowych, potas występuje przede wszystkim wewnątrz komórek. Dalej Potas – model atomu i konfiguracja elektronowa Dalej Doświadczenie Reakcje metali lekkich z wodą Do każdego z 2 cylindrów miarowych wlać 25 cm3 wody destylowanej, dolać wskaźnika uniwersalnego lub fenoloftaleiny i 75 cm3 heksanu. Do poszczególnych cylindrów wrzucić (możliwie jednocześnie) około jednogramowe, oczyszczone próbki sodu i potasu. Obserwować przebieg reakcji i na jej podstawie określić reaktywność badanych metali. Dalej Zadania obliczeniowe Z 300 kg soli, zawierającej 90% chlorku sodu, otrzymano 177 kg wodorotlenku sodu. Obliczyć procentową wydajność reakcji. Ile kilogramów gipsu należy poddać prażeniu, aby otrzymać 100 kg gipsu palonego? Obliczyć masę tlenu, w której zawarta jest liczba cząsteczek równa liczbie jonów zawartych w 10 g chlorku sodu. Ułożyć równania reakcji, za pomocą których można dokonać następujących przemian: CaCO3 CaO Ca(OH)2 Ca(NO3)2 CaCl2 Dalej Ćwiczenia utrwalające Krzyżówka Hasło:___________ (łacińska nazwa litowców) 1.Litowce reagują z tlenem, tworząc __________ 2. Litowce reagują z _________ , tworząc sole 3. Symbol tego litowca to K. 4. Saletra _______ 5. Kolor, na jaki związki potasu barwią płomień palnika. 6. Jeden z minerałów, w którego skład wchodzi lit. 7. Litowce to ________ Dalej Borowce Jarosław Wiśniewski Dalej Borowce Borowce zlokalizowane są w 13 grupie układu okresowego. W związkach występują głównie na +III stopniu utlenienia, lecz ze wzrostem liczby atomowej coraz większe znaczenie wykazuje wartościowość +I (tal tworzy obok Tl(OH)3 również TlOH). Ze względu na duże różnice w charakterze chemicznym czasami grupę tę dzieli się na bor i pozostałe pierwiastki, zwane wówczas grupą glinowców. Bor jest niemetalem, a występuje w postaci czarnego proszku. Tworzy tlenek kwasowy B2O3, który z wodą daje kwas borowy H3BO3. . Najbardziej rozpowszechnionym borowcem jest glin, który jest dobrym przewodnikiem ciepła i elektryczności i łatwo się go walcuje (zastosowanie do wyrobu drutów i przewodów elektrycznych). Występuje on przede wszystkim jako krzemiany i glinokrzemiany. Natomiast pozostałe pierwiastki są metalami o niewielkiej reaktywności. Reagują (glinowce): Z tlenem (w podwyższonej temperaturze), np. 4Al + 3O2 2 Al2O3 Z kwasami, tworząc sól i wodór, np. 2Al + 6HCl 2AlCl3 + 3H2 Z niemetalami, tworząc sole, np. 2Al + 3Cl2 2AlCl3 Dalej Glin Występowanie i otrzymywanie Jednym z najbardziej rozpowszechnionych w przyrodzie metali 13 grupy jest glin. Został odkryty przez Oersteda w 1825r. 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, ma właściwości amfoteryczne. Wyglądem 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(VI) glinu Al2(SO4)3. 2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2 2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2 Stężony kwas azotowy 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 + 2H2O → 2 NaAlO2 + 3H2 Glin jest metalem reaktywnym, silnie ogrzewany spala się gwałtownie w powietrzu czy tlenie. Pył glinowy tworzy z powietrzem mieszaninę wybuchową. Jednak w zwykłych warunkach glin szybko pokrywa się cienką, wytrzymałą warstewką tlenku glinowego, która chroni metal przed dalszą korozją. 2Al + 3O2 → 2Al2O3 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). Złoża tych minerałów występują na Węgrzech oraz w Rosji. Dalej Otrzymywanie glinu Glin głownie otrzymuje się przez elektrolizę stopionej mieszaniny Al2O3 i Na3AlF6 (kriolitu), która ma znacznie niższą temperaturę topnienia niż czysty Al2O3. Zastosowanie glinu 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. Z czystego glinu otrzymuje się; • przewody elektryczne do przesyłu energii elektrycznej, • różnego rodzaju naczynia a w tym i opakowania na napoje, • mieszankę termitową (rodzaj mieszaniny pirotechnicznej) mająca zastosowanie w wojsku, Inne Znane stopy glinu to: magnal (30%Mg), duraluminium (3,0 - 5,5%Cu, 0,5-2%Mg, 0,21,5%Sr, 1%Mn), silumin (12-14%Si), elektron (83 - 84%Mg, 0,2 - 4,5%Zn, 0,2 0,3%Mn). Glinu używa się również do produkcji stopów z miedzią i cynkiem, nazywanych brązami aluminiowymi (ponad 90% Cu i do 10% Al.). Mają one złocistą barwę i piękny połysk i są używane do produkcji części do maszyn, naczyń kuchennych i ozdobnych. Dalej Z Symbol Nazwa Gęstość (g/cm3) Tmp. topnienia (oK) Tmp. wrzenia(oK) 5 B Bor 2,34 2300 4000 13 Al Glin 2,70 932 2700 31 Ga Gal 5,90 312 2500 49 In Ind 7,36 429 2300 81 Tl tal 11,85 577 1740 Dalej Gal Jest trujący, podobnie jak glin ma srebrzystobiałą barwę. Ponadto po stopieniu zmniejsza objętość. Stosuje się do wytwarzania półprzewodników, stopów niskotopliwych oraz w medycynie. Chemiczne własności galu podobne są do własności glinu. Dalej Ind Stosuje się do produkcji półprzewodników, jako dodatek do stopów podwyższający odporność na korozję. Chemiczne własności indu podobne są do własności glinu, chociaż istnieją także pewne różnice. Ind w przeciwieństwie do glinu, nie reaguje z zasadami. Dalej Tal Tal różni się od pozostałych metali III grupy przede wszystkim tym, że łatwo tworzy jednododatnie jony (TlCl). Jest też bardzo trujący oraz miękki. W powietrzu szybko matowieje. Zastosowaniem metalu jest wyrób szkieł optycznych oraz trutka na szczury – związek Tl2SO4. Dalej Bor Bor w stanie wolnym w przyrodzie nie występuje. Spotykany jest wyłącznie w postaci różnych związków np. kwasu borowego H3BO3, rozpuszczonego w wodzie niektórych źródeł gorących oraz boranów występujących w różnych minerałach. W Tybecie występuje boraks naturalny Na2B4O7 ·10H2O. Z boraksu można otrzymać wolny bor. 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. Dalej Azotowce Piotr Szefler Dalej Azotowce Azotowce – pierwiastki 15 grupy. Azot, fosfor, arsen, antymon, bizmut. Charakteryzują się dużym zróżnicowaniem właściwości. Ich charakter kwasowy maleje ze wzrostem liczby atomowej. Pierwsze dwa to niemetale (tworzą silne kwasy). Arsen oraz antymon to półmetale (charakter amfoteryczny tlenków). Bizmut jest metalem. Z wyjątkiem azotu, posiadają po kilka odmian alotropowych. Występują na stopniach utlenienia od –III do V. W warunkach normalnych są mało reaktywne Dalej Azot Azot - rok odkrycia: 1772 (Ernest Rutherford), liczba atomowa 7, masa atomowa 14,01, zawartość w skorupie ziemskiej: 0,0019%, T topnienia/wrzenia (oC) -210/-196, liczba znanych izotopów (w tym trwałe) 12(2). Bezwonny, niepalny gaz, słabo rozpuszczalny w wodzie, bierny chemicznie, główny składnik powietrza (78% obj.), stosowany głównie do produkcji amoniaku i nawozów azotowych oraz do napełniania żarówek i termometrów. Związki azotu (np. białka) są niezbędne do życia. Kwas azotowy (V) HNO3 jest silnie utleniający i powoduje żółknienie białek (próba ksantoproteinowa). Sole kwasu azotowego (V) - azotany mają również właściwości utleniające; stosowane jako nawozy mineralne, materiały wybuchowe i w lecznictwie. Azot otrzymuje się przez destylację frakcjonowaną ciekłego powietrza oraz spalanie metanu w powietrzu. Dalej Fosfor Fosfor - rok odkrycia 1669 (H. Brandt), liczba atomowa 15, masa atomowa 28,09, zawartość w skorupie ziemskiej: 0,11%, T topnienia/wrzenia (oC) fosfor biały: 44/280, czerwony: sublimuje w 416, liczba znanych izotopów (w tym trwałe) 17(1). Niemetal występujący w kilku odmianach alotropowych, z czego najważniejsze to: Fosfor biały (miękka, żółtawa masa) przechowywany pod wodą, gdyż w powietrzu łatwo się utlenia. Może zapalać się samorzutnie. Fosfor czerwony jest proszkiem o barwie ciemnoczerwonej. Nie jest tak aktywny jak fosfor biały. Fosfor czarny – przypominający grafit, dobry przewodnik elektryczności i ciepła. Tworzy średniej mocy kwasy fosforowe oraz fosforany i fosforki. Jest składnikiem białek oraz kwasów nukleinowych, toteż bez niego tak jak bez azotu nie byłoby życia na Ziemi. Dalej Arsen Arsen - rok odkrycia: średniowiecze, liczba atomowa: 33, masa atomowa: 74,92, zawartość w skorupie ziemskiej: 0,00018%, T topnienia/wrzenia (oC) 814/613 (sublimuje) , liczba znanych izotopów (w tym trwałe) 24(6), półmetal występujący w trzech odmianach alotropowych, z których najtrwalsza to arsen szary (odmiana metaliczna); związki silnie trujące (As2O3 - arszenik); stosowany jako utwardzający składnik stopów, herbicyd, trutka na gryzonie. W przyrodzie występuje głównie w minerałach: arsenopirycie FeAsS, aurypigmencie As2S3, realgarze As4S4 oraz w arsenkach. Z tlenem tworzy As2O3 (arszenik) i As2O5. Nawet najmniejsza jego dawka grozi powstaniem nowotworów. Związki arsenu znano już w starożytności. Po raz pierwszy został opisany 1250 przez Alberta Wielkiego. Dalej Antymon Antymon - rok odkrycia: średniowiecze, liczba atomowa: 51, masa atomowa: 121,75, zawartość w skorupie ziemskiej: 0,00002%, T topnienia/wrzenia (oC) 630/1590, liczba znanych izotopów (w tym trwałe) 30(2), półmetal, występujący w czterech odmianach alotropowych, z czego najważniejsza to metal używany w wielu stopach stosowanych w produkcji np. panewek łożysk i śrutu. W przyrodzie występuje gł. w minerałach antymonicie Sb2S3 i walentynicie Sb2O3. Antymon występuje w czterech odmianach alotropowych: antymon metaliczny, antymon żółty, antymon czarny, antymon wybuchowy. Z metalami tworzy antymonki (rozkładające się pod wpływem kwasów do antymonowodoru SbH3). Dalej Bizmut Bizmut - rok odkrycia: średniowiecze, liczba atomowa: 83, masa atomowa: 208,98, zawartość w skorupie ziemskiej: 8*10-7 %, T topnienia/wrzenia (oC) 271,4/1564, liczba znanych izotopów (w tym trwałe) 27(1), metal, łatwo topliwy, srebrzystoróżowy, składnik stopów używanych w bezpiecznikach topikowych. Jak na metal ciężki jest mało toksyczny. W przyrodzie występuje w minerałach - ochrze bizmutowej Bi2O3, bizmutynicie Bi2S3 oraz innych minerałach siarczkowych. Nie reaguje z wodą, rozpuszcza się natomiast w kwasie azotowym i stężonym kwasie siarkowym oraz w wodzie królewskiej. Z tlenem tworzy tlenek Bi2O3 o własnościach zasadowych, łatwo ulegający redukcji do metalicznego bizmutu. Do ważniejszych związków bizmutu należą: azotan Bi(NO3)3*5H2O, siarczan Bi2(SO4)3 bizmutowodór BiH3 (bardzo nietrwały), siarczek Bi2S3. Niektóre związki bizmutu znajdują zastosowanie w medycynie. Dalej Zadanie Jakie stężenie ma 200g roztworu, który powstał poprzez rozpuszczenie w wodzie 12.6g pięciowodnego azotanu (V) bizmutu? Dalej Doświadczenia 1. traktujemy białko kwasem azotowym (V) białko żółknie i ścina się pod wpływem kwasu azotowego (V) dokonaliśmy próby ksantoproteinowej 2. tlenek fosforu (V) wrzucamy do wody tlenek fosforu (V)rozpuścił się w wodzie powstały roztwór barwi papierek uniwersalny na czerwono powstał w ten sposób kwas fosforowy (V) P2O5 + 3H20 → 2H3PO4 Dalej Bibliografia • „Chemia ogólna i nieorganiczna zakres podstawowy i rozszerzony dla liceum” Nowa Era • chemia118.webpark.pl • www.chemia.px.pl Dalej Tlenowce Jakub Kulis Dalej Tlenowce Tlenowce inaczej zwane chalkogenami to 16. grupa pierwiastków układu okresowego. Należą do niej: to tlen, siarka, selen, tellur i polon. Charakter pierwiastków zmienia się w dół grupy od niemetalicznego tlenu, siarki i selenu, przez półmetaliczny tellur, do metalicznego polonu. Również w dół grupy rośnie promień atomu zaś maleje elektroujemność pierwiastka. Tlen jest gazem, pozostałe tlenowce ciałami stałymi. Tlen z powodu bardzo małego promienia atomu ma inne właściwości niż reszta pierwiastków tej grupy. Tlenowce są pierwiastkami bardziej aktywnymi od azotowców, przy czym aktywność chemiczna maleje od tlenu do polonu. Reagują one z metalami pierwszej grupy, a także z takimi jak miedź, srebro i rtęć. Siarka selen tellur i polon łączą się również bezpośrednio z tlenem. Dalej Tlen Tlen jest najbardziej rozpowszechnionym pierwiastkiem w przyrodzie i podstawowym składnikiem materii. Gazowy tlen O2stanowi około 21% powietrza. W stratosferze oraz w warstwie powietrza tuż przy powierzchni Ziemi występuje jego odmiana alotropowa – ozon O3. Tlen w postaci tlenków wchodzi w skład skał, minerałów i wody, która stanowi około 75% powierzchni Ziemi. W połączeniach organicznych tlen stanowi składnik związków budujących organizmy roślinne i zwierzęce. Dalej Siarka Siarka występuje w przyrodzie w postaci rodzimej jako kopalina oraz w postaci związków chemicznych jako składnik minerałów i organizmów żywych. Siarka posiada kilka odmian alotropowych, z których trzy najważniejsze to siarka rombowa, jednoskośna i amorficzna. W temperaturze pokojowej siarka jest mało aktywna. Bardzo łatwo łączy się ona tylko z fluorem, a już trudniej z chlorem. Z innymi pierwiastkami, np. z wodorem, łączy się dopiero w podwyższonej temperaturze. Z metalami tworzy po ogrzaniu siarczki, przy czym reakcje te są tak silnie egzotermiczne, że zapoczątkowana reakcja syntezy przebiega dalej samorzutnie nieraz razem z rozżarzeniem mieszaniny. Ważniejszymi związkami siarki są kwas siarkowy (VI) i (IV), siarkowodór oraz ich sole - odpowiednio siarczany (VI) i (IV) oraz siarczki Dalej Selen Selen został odkryty w roku 1817 przez J. J. Berzeliusa. Nazwa pochodzi od greckiego słowa selene – księżyc, bo zawsze występował obok telluru, łac. tellus – ziemia. Występuje w skorupie ziemskiej jako zanieczyszczenie niektórych rud siarczkowych. Przemysłowo pozyskuje się go jako produkt uboczny rafinacji rud miedzi i siarki. Doprowadzony do postaci tlenku SeO2 selen rozpuszcza się w kwasie azotowym. Następnie przepuszcza się przez tak otrzymany roztwór dwutlenek siarki. Wolny selen wytrąca się jako czerwony osad. Laboratoryjnie selen otrzymuje się redukując hydrazyną kwas selenowy VI (H2SeO4) Dalej Tellur Tellur należy do pierwiastków występujących w skorupie ziemskiej najrzadziej, często w pobliżu wyżej wymienionego selenu. Ma charakter półmetaliczny, został odkryty w 1782 r. przez Franz-Josepha Müllera von Reichensteina. Minerałem tego pierwiastka jest jego tlenek występujący jako telluryt TeO2. Dalej Polon Polon został odkryty w 1898 r. przez Marię Skłodowską-Curie i Piotra Curie. Jego nazwa pochodzi od łacińskiej nazwy Polski. Polon występuje w skorupie ziemskiej w śladowych ilościach w pobliżu rud uranu. Nie posiada trwałych izotopów. Czysty polon jest silnie radioaktywnym, srebrzystoszarym metalem. Jego własności fizyczne i chemiczne zbliżone są do selenu. W formie czystej był stosowany przez Rosjan do ogrzewania i jonizacji kabin statków kosmicznych. Obecnie jest jeszcze czasami stosowany jako wysokowydajne źródło cząstek alfa. Polon wprowadzony do organizmu jest silnie toksyczny. Duże stężenie polonu stwierdzono w organizmie Aleksandra Litwinienko, otrutego w listopadzie 2006 roku w Londynie. Dalej Zadanie Wrzucono ćwierć kg pięciowodnego siarczanu (VI) miedzi (II) do 0,71 dm3 wody. Oblicz procentowe stężenie roztworu. Dalej Doświadczenie • bierzemy siarkę i żelazo do probówki • podgrzewamy probówkę • zachodzi silnie egzotermiczna reakcja, mieszanina żarzy się, powstaje nowa substancja • nowa substancja straciła właściwości składników jest to siarczek żelaza • S + Fe → Fes Dalej Bibliografia • „Chemia ogólna i nieorganiczna zakres podstawowy i rozszerzony dla liceum” Nowa Era • www.wikipedia.pl Dalej Fluorowce Sylwia Berent Dalej Fluorowce Do fluorowców, czyli grupy 17 układu okresowego należą: fluor(F), chlor(Cl), brom(Br), jod(I) oraz astat(At). Są aktywnymi niemetalami występującymi w przyrodzie wyłącznie w związkach jako składniki skał, minerałów i wody morskiej(wyjątkiem jest promieniotwórczy astat). Ich konfiguracja elektronowa powłoki walencyjnej to: n s2p5, co daje im możliwość uzyskania oktetu elektronowego, przez przyłączenie jednego elektronu. Wskazuje to także na ich wysoką elektroujemność oraz tworzenie anionów X-( np. F-, Cl-) Wszystkie, prócz astatu, tworzą cząsteczki dwuatomowe. W związkach chemicznych przyjmują stopnie utlenienia od –I do VII. Dalej Związki fluorowców Tlenki to na ogół nietrwałe, powstałe w wyniku pośrednich reakcji, bezwodniki kwasowe. Wyjątek stanowię tlenki fluoru, w których tlen przyjmuje dodatni stopień utlenienia. Kwasy tlenowe są tworzone przez te pierwiastki szeregami(prócz fluoru) na różnych stopniach utlenienia. Kwasy beztlenowe powstałe w wyniku wprowadzenia do wody fluorowcowodorów(HX), charakteryzujących się wiązaniami kowalencyjnymi. Sole - Halogenki to sole kwasów beztlenowych, w których fluorowce tworzą anion prosty(X-). - Z metalami: W przypadku metalów 1 i 2 grupy o wiązaniach jonowych, zaś z resztą kowalencyjne spolaryzowane. - Z niemetalami np. SF6, PCl3, CCl4 - Z innymi fluorowcami(międzyfluorowce)np. ClF, BrF Dalej Fluor Fluor jest żółtozielonym trującym gazem o przenikliwej woni. Jest najbardziej elektroujemnym(4,0 w skali Paulinga) i aktywnym chemicznie pierwiastkiem. Występuje w postaci minerałów: fluorytu(CaF2), kriolitu(Na3(AlF6)), fluoroapatytu oraz w organizmach roślinnych i zwierzęcych jako mikroelement. Stosuje się go w postaci związków: w przemyśle szklarski, mikro- i optoelektronicznym, w metalurgii, katalizie, do impregnowania drewna oraz w syntezach org., m.in. do produkcji chemoi termoodpornych polimerów (np. politetrafluoroetylen), freonów, do fluoryzacji zębów. W postaci pierwiastkowej jest utleniaczem paliw rakietowych. Otrzymany w 1886 przez H. Moissana. Dalej Chlor Chlor jest żółtozielonym trującym gazem o drażniącej woni, powodującym zahamowanie czynności oddechowych. Wśród całej grupy 17 jest najbardziej rozpowszechniony w skorupie ziemskiej(0,19%). Występuje w postaci chlorków, tworzących minerały: halit(NaCl, sól kamienna), sylwin(KCl), ale również wodzie morskiej, niektórych mineralnych oraz płynach ustrojowych zwierząt. Jest rozpuszczalny w wodzie w wyniku, czego powstaje woda chlorowa. Bardzo aktywny chemicznie, reagujący prawie ze wszystkimi pierwiastkami, tworząc chlorki. Z wodorem tworzy chlorowodór, którego rozwór to popularny kwas solny. Ważne znaczenie mają także sole wywodzące się od kwasów tlenowych(podchloryny, chloryny, chlorany, nadchlorany). Stosuje się go do dezynfekcji wody, w związkach używany do bielenia, w technologii materiałów elektronicznych oraz produkcji kwasu solnego. Sam kwas solny stosowany jest w metalurgii, włókiennictwie, produkcji barwników, przemyśle farmaceutycznym, cukiernictwie, produkcji tworzyw sztucznych. Chlor otrzymał 1774 szwedzki chemik K.W. Scheele, a zidentyfikował jako pierwiastek chemiczny 1810 angielski chemik i fizyk H. Davy. Dalej Brom Brom jest czerwonobrunatną lotną cieczą. Rozpuszczalny w wodzie( woda bromowa, stosowana jako utleniacz)i rozpuszczalnikach organicznych. Ze względu na swoją dużą aktywność reaguje z większością metali, niektórymi niemetalami oraz związkami organicznymi, zawierającymi wiązania nienasycone. W stanie związanym występuje w wodzie morskiej, w organizmach roślinnych i zwierzęcych(głównie morskich), skorupie ziemskiej jako bromokarnalit, bromosylwinit, w pokładach soli kamiennej i potasowej. Stosowany jest w produkcji barwników, leków, środków dezynfekcyjnych. Szerokie zastosowanie mają także bromki, a brom, działający trująco i parząco, wchodzi w skład niektórych bojowych środków trujących. Odkrył go w 1826 A.J. Balard. Dalej Jod Jod tworzy szaroczarne kryształy o metalicznym połysku i charakterystycznej woni. Łatwo sublimuje(fioletowe pary), jest bardzo słabo rozpuszczalny w wodzie, za to dobrze w rozpuszczalnikach organicznych oraz wodnym roztworze jodku potasu, w wyniku czego powstaje trójjodek potasu (KI3), stosowany w jodometrii. Tworzy połączenia z wieloma pierwiastkami chemicznymi oraz związkami organicznymi. Roztwór jodowodoru(HI) jest mocnym kwasem, tworzącym sole- jodki. W przyrodzie spotykany jest dość rzadko, w postaci związków występuje w wodzie morskiej, naturalnych solankach, stanowi domieszkę(NaI03) saletry chilijskiej(NaNo3). Związki jodu występują w tarczycy człowieka, jodki stosowane są w przemyśle barwników, materiałów fotograficznych, optoelektronicznych(CsI), w lecznictwie oraz analizie chemicznej. Jod został odkryty w 1811 przez B. Courtoi Dalej Astat Astat jest łatwo lotnym pierwiastkiem promieniotwórczym, którego nie spotyka się w przyrodzie. Liczba masowa jego najtrwalszego izotopu to 210, a okres połowicznego rozpadu 8,1 h. Jego krótkożyciowe izotopy występują jako człon naturalnych szeregów promieniotwórczych uranu i aktynu. Wciąż jest on mało zbadany, a po raz pierwszy izotop 211 otrzymali w 1940 Corson, K.R. McKenzie i E. Segré. Dalej Doświadczenie Dalej Zadanie Ile gramów miedzi oraz chloru potrzebujemy, aby uzyskać 20 g CuCl2? Dalej Legenda i bibligrafia Legenda do fragmentów układu okresowego: • Kolor tła: zielone-gaz, niebieskie-ciecz, żółty- ciało stałe Od góry: • liczba atomowa i masa atomowa • stopnie utlenienia • T topnienia • T wrzenia • Gęstość Źródła informacji: Chemia 1, wyd. Nowa Era, Encyklopedia PWNNauka Dalej Helowce Julita Suska Dalej Ogólna charakterystyka Położenie w układzie okresowym i niektóre właściwości. Pierwiastki 18. grupy układu okresowego, w których skład wchodzą: hel, neon, argon, krypton, ksenon, radon. Hel należy do bloku s, a pozostałe do bloku p. Helowce są bezwonnymi i bezbarwnymi gazami szlachetnymi o bardzo niskiej temperaturze topnienia i nikłej rozpuszczalności. Mają całkowicie wypełnioną powłokę walencyjną elektronami (hel – dublet, pozostałe – oktet). Do tego stanu dążą wszystkie inne pierwiastki tworząc związki chemiczne. Jako jedyne gazy nie występują cząsteczkach dwuatomowych. Są bierne chemicznie (całkowicie jedynie neon oraz hel). Nie tworzą związków w warunkach normalnych. W specyficznych warunkach temperatury i ciśnienia możliwe jest uzyskanie związków tlenu i fluoru z ksenonem, kryptonem oraz radonem (ze względu na niską energię jonizacji). Dalej Występowanie Większość występuje w śladowych ilościach na Ziemi. Wyjątek stanowi argon, którego zawartość w atmosferze ziemskiej wynosi 1 %. We Wszechświecie są dosyć częste (hel – 25%, neon – 0,12%). Można je otrzymywać na masową skalę poprzez destylację skroplonego powietrza. Wykorzystanie różnicy rozpuszczalności w wodzie (hel – najmniejsza, radon – największa). Dalej Hel (helium, He) Temp. top = -272,2 oC (najniższa temperatura topnienia spośród wszystkich gazów), d = 0.17848 g/cm3 (7-krotnie lżejszy od powietrza). Najbardziej bierny chemicznie pierwiastek (wysoka energia jonizacji). We Wszechświecie jest składnikiem gwiazd i materii międzygwiezdnej. Występuje w niewielkich ilościach w powietrzu i gazie ziemnym (kilka procent) i minerałach (np. rudy uranu) Otrzymuje się go poprzez destylację frakcyjną obu w/w substancji. Stosowano go do napełniania balonów. Skroplony pomaga w utrzymaniu niskich temperatur i chłodzenia nadprzewodników. Wraz tlenem tworzy mieszankę do oddychania nurków (niska rozpuszczalność w osoczu krwi. Dalej Skroplony pomaga w utrzymaniu niskich temperatur i chłodzenia nadprzewodników. Wraz tlenem tworzy mieszankę do oddychania nurków (niska rozpuszczalność w osoczu krwi. W 2,18 K hel przechodzi w tzw. stan nadciekły (He II). Zyskuje on wtedy ciekawe właściwości np. brak lepkości, to znaczy, że nie zostawia śladów na naczyniu, w którym jest przetrzymywany. Hel może również poruszać się w górę po ścianach naczynia tworząc błonę. Dalej Dlaczego hel powoduje zmianę głosu? Często zastanawialiśmy się dlaczego hel powoduje zmianę głosu. Otóż wyjaśnienie jest bardzo proste. Prędkość dźwięku w powietrzu wynosi 343 m/s. W helu natomiast ze względu na jego małą gęstość roznosi szybciej. Powoduje to zmianę barwy głosu. Dalej Neon (neon, Ne) Podobnie jak hel jest bardzo bierny chemicznie. Występuje w bardzo niewielkich ilościach w atmosferze (5 × 10-7%) oraz w niektórych wodach mineralnych. Otrzymuje się go poprzez destylacje frakcyjną powietrza. Stosuje się go w lampach jarzeniowych, fotodiodach (neon daje czerwone światło). Uzyskuje się, dzięki niemu, niskie temperatury. Dalej Argon (argon, Ar) Tworzy związki typu klatratów z wodą i hydrochinonem. Występuje w stosunkowo dużych ilościach w atmosferze ok. 1 % Otrzymywany przez destylację frakcyjną powietrza. Stosowany do wypełniania żarówek (wraz z kryptonem) o dużej mocy oraz lamp jarzeniowych i elektronowych. Wytwarzanie atmosfery chemicznie biernej przy procesach np. spawania. Używany ja ko gaz nosny w chromatografii. Dalej Krypton (krypton, Kr) Występuje w atmosferze ziemskiej. Otrzymywany przez destylację frakcyjną powietrza. Podczas wyładowań elektrycznych podczas burz w temp. 100 K, tworzy z fluorem KrF2, jest to jednak nietrwałe połączenie (oprócz tego znane są tlenki, hydraty i klatraty oraz KrXe) Używa się go do wypełniania żarówek o dużej mocy (wydłuża czas ich świecenia). Wraz z argonem wypełnia lampy jarzeniowe. Dodaje się go do neonów o świetle żółtym i zielonym. Dalej Ksenon (Xenon, Xe) Ksenon, choć należy do gazów szlachetnych, w specjalnych warunkach temperatury i ciśnienia tworzy związki. Fluorki: XeF2, XeF4, XeF6 (służą one przede wszystkim do trawienia płytek kwarcu w urządzeniach mikrotechnicznych). Tlenki: XeO3 (silny utleniacz pochodzi z hydrolizy fluorków) Związek koordynacyjny: XePtF6 (otrzymany jako pierwszy związek ksenonu). Wypełnia się nim lampy błyskowe i neony w kolorze niebieskim. Są wykorzystywane w technice laserowej. Dalej Radon (radon, Rn) Występuje w 14 nietrwałych izotopach (2 - gaz, 12 – stałych) Jest to promieniotwórczy pierwiastek, który emituje promieniowanie alfa i gamma. Występuje w związku z fluorem oraz jako klatrat (z wodą i fenolem). Niewielka ilość jest w wodach mineralnych oraz rudach pierwiastków promieniotwórczych. Otrzymuje się go z rozpadu radu, toru i aktynu. Stosowany w leczeniu nowotworów. Dawna nazwa emancją. Dalej Układy klatratowe Połączenia klatratowe – są to połączenia gazów (również biernych helowców, najczęściej z wodą. Atom helowca nie tworzy wiązań, lecz jest otoczony molekułami, z których nie może się uwolnić. Jednak kiedy tylko gaz ma okazje uwalnia się. Nie są, to więc związki trwałe. Dalej Źródła • http://www.mlyniec.gda.pl/~chemia/pierwiastki/ nieorganiczna/grupa_18_opis.htm • http://www.portalnaukowy.edu.pl/hel_3.htm • http://www.wikipedia.pl • http://images.google.pl • Chemia ogólna i nieorganiczna Maria Litwin, Szarota Styka-Wlazła (podręcznik dla liceum • Encyklopedia PWN tomy I, III, V. Dalej Chromowce Marta Jaroszewska Dalej Chromowce Pierwiastki bloku d tworzące 6. grupę układu okresowego • Chrom • Molibden • Wolfram • Seaborg Dalej Charakterystyka grupy Pierwiastki szóstej grupy charakteryzują się niebieskosrebrzystą barwą. Są metalami dobrze przewodzącymi ciepło oraz prąd elektryczny. Są dość odporne chemicznie. Posiadają bardzo wysokie temperatury topnienia. W temperaturze pokojowej są pasywne, czyli odporne na działanie czynników chemicznych. W temperaturze podwyższonej reagują z pierwiastkami takimi jak tlen, siarka, węgiel, azot oraz chlorowce. W związkach występują na stopniach utlenienia od +2 do +6. Tlenki na +6 stopniu utlenienia maja charakter kwasowy, w miarę obniżania wartościowości pojawiają się właściwości zasadowe. Chromowce ulegają pasywacji pod wpływem kwasu azotowego V. Również kwasy azotowe roztwarzają je dość łatwo. Przyczyną tego są ich ujemne potencjały normalne. (Im bardziej ujemny potencjał normalny metalu, tym większa jest jego zdolność do ulegania reakcji utlenienia. Im bardziej dodatni potencjał normalny metalu, tym większa jest jego zdolność do redukcji.) Są pierwiastkami przejściowymi, czyli takimi, których atomy lub jony maja niecałkowicie zapełnioną podpowłokę (n - 1) c d , czyli pierwiastki od grupy 3 do 11 oraz lantanowce i aktynowce zapełniające podpowłokę (n - 2) · f. Często są wykorzystywane jako dodatek do stali wysokogatunkowych (np. stal wolframowa, szybkotnąca). Stop chromu z niklem stosuje się do wytwarzania elementów grzewczych w piecach elektrycznych. Praktyczne zastosowanie mają także ich węgliki. Szczególnie twardy jest węglik wolframu (WC - główny składnik tzw. widii, końcówek wierteł do betonów). Chrom i inne pierwiastki bloku d ulegają reakcjom utleniania-redukcji. Dalej Chrom Jest bardzo twardym, srebrzystym metalem, odpornym chemicznie, nie matowiejącym na powietrzu. Stosowany jako powłoka ochronna i dekoracyjna nie dopuszczająca do korozji żelaza. Ponadto bywa stosowany jako uszlachetniający dodatek do stopów (stal) a jego zazwyczaj barwne sole stanowią pigmenty farb i lakierów. Charakteryzuje się niebieskosrebrzystą barwą . Ma zaburzenia kolejności zapełniania orbitali przez elektrony. Spowodowane jest to oddziaływaniem elektronów, które zmienia energie całego układu i kolejność energetyczną podpowłoki 4s względem podpowłoki 3d. Chrom w przyrodzie występuje w postaci związków, głównie tlenków, jako składnik minerałów i skał. Dalej Molibden Metal podobny do chromu i tak jak on stosowany do wytopu stali szlachetnych i narzędziowych. W związkach występuje głównie na +6 stopniu utlenienia, (Mo6+ molibdeniany). Związki na stopniach utlenienia +2, +3, +4, +5 występują rzadko i nie mają większego znaczenia. Trójtlenek molibdenu MoO3 nie rozpuszcza się w wodzie. Ulega działaniu tylko stężonego kwasu siarkowego(VI) i HF. Rozpuszcza się dobrze w alkaliach tworząc molibdeniany. Przy zmianie odczynu roztworu na bardziej kwaśny powstają polikwasy. Dalej Wolfram Jest bardzo trudno topliwy (temp. topnienia to 3420°C, najwyższa wśród metali, a temp. wrzenia 5700°C). Używany we włóknach żarówek oraz jako składnik szlachetnych stali. Węglik wolframu WC wchodzi w skład stopów widia (twarde wiertła do skał i betonów). Jest chemicznie odporny na zimno. Na ciepło ulega wielu reakcjom, dając związki, w których występuje na różnych stopniach utlenienia. W związkach występuje głównie na +6 stopniu utlenienia Tworzy słaby kwas wolframowy; jego sole wolframiany - występują w naturze (wolframit - wolframian żelaza i manganu). Został odkryty w roku 1781. Stanowi 0,00012% litosfery, atmosfery i hydrosfery. Dalej Seaborg Nazwa pochodzi nazwiska amerykańskiego chemika Glenna T. Seaborga. Znane jest 12 izotopów tego pierwiastka. Najbardziej stabilnym jest izotop 271Sg, który ma czas półtrwania 2,4 minuty. Seaborg ma własności chemiczne zbliżone do wolframu. Pierwiastek ten nie występuje naturalnie. Został sztucznie otrzymany równolegle przez dwa zespoły naukowe. W lipcu 1974 r. zespół ‘Albert Ghiorso z Lawrence Radiation Laboratory’ na Uniwersytecie Kalifornijskim opublikował informacje o otrzymaniu izotopu 263Sg, który miał czas półtrwania ok 1 s. We wrześniu tego samego roku, radziecki zespół pod kierunkiem G. N. Flerowa, z Dubnej opublikował otrzymanie izotopu 259Sg, który miał czas półtrwania 0,48 s. Dalej Doświadczenie Utlenienie jonów chromu (III) nadtlenkiem wodoru w środowisku wodorotlenku sodu. Do roztworu wodorotlenku sodu dodajemy stopniowo (kroplami) 15procentowy roztwór nadtlenku wodoru, lekko ogrzewając próbówkę, aż do wystąpienia objawów reakcji chemicznej. Obserwacje: barwa roztworu w probówce zmienia się z zielonej na żółtą . Wnioski: Nastąpiła reakcja utleniania jonów chromu (III) do jonów chromu (VI) a utleniaczem w tej reakcji był O2¹ֿ ( w nadtlenku wodoru) , który zredukował się do jonu tlenkowego O²ֿ ( w tlenku wodoru) Zapis cząsteczkowy: 2 Na3[Cr(OH)6] + 3 H2O2 → 2 Na2CrO4 + 2 NaOH + 8 H2O Zapis cząsteczkowy: 2 [Cr(OH)6]3+ + 3 H2O2 → 2 CrO42- + 2 OH- + 8 H2O Dalej Zadanie Wskaż reduktor i utleniacz, a następnie dobierz współczynniki stechiometryczne w poniższym równaniu reakcji: Cr2O3 + KNO3 + KOH → K2CrO4 + KNO2 + H2O Dalej Manganowce Patryk Kępiński Dalej Manganowce Manganowce, pierwiastki należące do 7 grupy (wg starszej numeracji grupa poboczna VII B) układu okresowego. Należą do niej mangan, technet i ren. Wszystkie są metalami przejściowymi, ciężkimi, trudno topliwymi, roztwarzającymi się w kwasie azotowym(V). W związkach występują na stopniach utlenienia od +I do +VII (mangan od –I). Tlenki manganowców na najwyższym +VII stopniu utlenienia są lotne. Aktywność chemiczna manganowców spada ze wzrostem ich masy atomowej. Tworzą liczne związki koordynacyjne. Do grupy manganowców należy jeszcze formalnie unnilseptium, czyli ekaren (pierwiastek nr 107), otrzymany po raz pierwszy w 1976. Dalej Mangan Manganum, Mn, pierwiastek chemiczny należący do grupy 7 (manganowce) w układzie okresowym, liczba atomowa 25, masa atomowa 54,9381. Znany jest tylko jeden trwały izotop manganu. Należy do pospolitszych pierwiastków w skorupie ziemskiej, występuje w licznych rudach, najczęściej w postaci tlenków (np. piroluzyt). Mangan jest twardym i kruchym, srebrzystoszarym metalem o lekko różowawym połysku, gęstości 7,42 g/cm3 i temperaturze topnienia 1244°C. Reaktywny chemicznie, lecz na powietrzu pokrywa się czarną warstewką tlenku, przez co staje się odporniejszy na korozję niż żelazo. Tworzy cztery odmiany alotropowe. Znane są związki chemiczne manganu na wszystkich stopniach utlenienia od -I do +VII. Do najważniejszych należą związki manganu(II) (wg starej nomenklatury zwane związkami manganawymi) jak biały wodorotlenek manganu(II) Mn(OH)2, bladoróżowe sole manganu(II), np. chlorek MnCl2, siarczan(VI) MnSO4, węglan manganu(II) MnCO3, a także siarczek manganu(II) w kolorze cielistym. Ze związków manganu(III) można wymienić minerały: braunit Mn2O3 i manganit MnO(OH) oraz nietrwałe sole manganu(III) (dawniej zwane solami manganowymi), np. rubinowoczerwony fluorek manganu(III) MnF3. Mangan osiąga najwyższy stopień utlenienia VII w manganianachg(VII), zwanych też nadmanganianami. Są to bardzo silne utleniacze, gdyż łatwo ulegają redukcji. Można sprawdzić te właściwości doświadczalnie. Dalej Doświadczenie Doświadczenie: reakcja manganianu(VII) potasu z siarczanem(IV) sodu w środowiskach kwasowym, obojętnym i zasadowym. Przebieg: do trzech probówek nalewamy po około 3 cm^3 roztworu manganianu(VII) potasu. W celu zakwaszenia środowiska reakcji, do probówki 1. dodaj około 2 cm^3 roztworu kwasu siarkowego(VI), a następnie dodajemy kroplami roztwór siarczanu(IV) sodu, aż do wystąpienia objawów reakcji. Do probówki 2. nalewamy około 2 cm^3 wody destylowanej, a następnie kroplami dodajemy roztwór siarczanu(IV) sodu, aż do wystąpienia objawów reakcji. Do probówki 3. wlewamy około 2 cm^3 roztworu wodorotlenku sodu, w celu otrzymania zasadowego środowiska reakcji, a następnie kroplami dodajemy roztwór siarczanu(IV) sodu, aż do wystąpienia objawów reakcji. Roztwór KMnO4 ma charakterystyczne fioletowe zabarwienie pochodzące od jonów MnO4-. W probówce 1. roztwór odbarwił się pod wpływem jonów SO32- w środowisku kwasowym, co świadczy o powstaniu jonów Mn2+. w probówce 2. pod wpływem jonów SO32- w środowisku obojętnym powstał brunatny osad, co świadczy o powstaniu związku manganu na IV stopniu utlenienia (MnO2). W probówce 3. pod wpływem jonów So32- w środowisku zasadowym roztwór zabarwił się na zielono, czyli powstały jony zawierające mangan(VI). Dalej Zastosowanie manganu Zastosowanie: metaliczny mangan głównie w produkcji stopów (ferromangan, stale manganowe, manganin, nikielin, brązy manganowe oraz mosiądze manganowe), tlenek manganu(IV) (braunsztyn) do odbarwiania żelazistych szkieł i do produkcji suchych ogniw Leclanchego, manganian(VII) potasu zaś w oksydymetrii (manganometria) i w lecznictwie. Światowa roczna produkcja manganu sięga 10 mln ton, a jego orientacyjna cena wynosi ok. 1,5 dolara za 1 kg. Nazwa pierwiastka pochodzi od greckiego magnes – magnes. Mangan został w 1774 uznany za pierwiastek przez K.W. Scheelego, a następnie wyodrębniony w tym samym roku przez J.G. Gahna. Dalej Technet Tc, technetium, pierwiastek chemiczny, liczba atomowa 43, masa atomowa (najtrwalszego izotopu 98Tc ) 97,9. Znanych jest 26 izotopów technetu, wszystkie promieniotwórcze. Technet nie występuje w skorupie ziemskiej, zawarty jest natomiast w materii gwiazd, gdzie powstaje w wyniku syntezy termojądrowej. Otrzymuje się go (99Tc) jako produkt rozpadu izotopu 235U albo bombardując izotopy molibdenu lub niobu odpowiednimi cząstkami. Srebrzysty metal, gęstość 11,5 g/cm3, temperatura topnienia 2172°C. W związkach chemicznych występuje głównie na IV i VII rzadko na –I, 0, II, III, V i VI stopniu utlenienia. W podwyższonej temperaturze roztwarza się w kwasach: azotowym(V) i siarkowym(VI) oraz w wodzie królewskiej (aqua regia). Silnie ogrzany wchodzi w reakcję z tlenem (dając jasnożółty, lotny Tc2O7, który jest bezwodnikiem kwasu technetowego(VII) HTcO4), chlorem, fluorem, siarką. Do ważniejszych związków technetu należą: TcO2, Tc2S7, TcF6, TcCl4, Tc2(CO)10, [TcJ6]2-. Technet stosowany jest jako wskaźnik promieniotwórczy. Związki chemiczne znakowane izotopem 99Tc używane są w scyntygrafii mózgu, wątroby, nerek, serca, kości, tarczycy. Dalej Ren Re, rhenium, pierwiastek chemiczny. Liczba atomowa 75, masa atomowa 186,21. Znane są tylko 2 trwałe izotopy renu i 33 promieniotwórcze (promieniotwórczość). Ren występuje w rudach molibdenu, miedzi i tantalu. Zawartość renu w środowisku naturalnym jest niewielka. Metaliczny ren otrzymuje się przez redukcję tlenku(VII) renu wodorem. Jest srebrzystobiałym metalem o wysokiej temperaturze topnienia (3180°C). Gęstość 21,0 g/cm3. Otrzymywany jest przez redukcję wodorem tlenku renu(VII) (Re2O7). W związkach chemicznych może występować na stopniu utlenienia od -I do VII (najtrwalsze to IV i VII, niskie stopnie utlenienia są spotykane w związkach kompleksowych). Pierwiastek mało aktywny chemicznie – zaliczany do metali szlachetnych. W podwyższonej temperaturze roztwarza się w kwasach: azotowym(V) i siarkowym(VI), w obecności utleniaczy reaguje z alkaliami. Silnie ogrzany wchodzi w reakcję z tlenem (dając łatwo lotny, jasnożółty Re2O7 o własnościach kwasowych), chlorem, fluorem, siarką. Do ważniejszych związków renu należą również: Re2O3 (zasadowy), ReO2 (amfoteryczny), ReO3 (kwasowy), HReO4, NH4ReO4, Re2S7, ReS2, ReOF5, ReF6, ReF7, ReCl5, K2[ReCl6]. Ren jest dodatkiem do stopów zwiększającym ich twardość. Metaliczny ren jest katalizatorem hydrogenacji. Stosuje się go także do produkcji włókien do lamp żarowych i termoelementów. W organizmie człowieka ren gromadzi się głównie w gruczole tarczowym. Ma działanie toksyczne powodując uszkodzenie układu krążenia i nerwowego. Dalej Bohr Dawniej unnilseptium (Uns), Bh, sztucznie otrzymany (w ilości kilku atomów) pierwiastek chemiczny. Liczba atomowa 107, masa atomowa 264,1. Liczba znanych izotopów - 3, żaden nie jest trwały. Pierwiastek promieniotwórczy (czas życia najtrwalszego izotopu 0,44s). W związkach występuje na VII stopniu utlenienia. Dalej Zadanie W roztworze wodnym przeprowadzono następujące reakcję: 5 MgI2 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5MgSo4 + K2SO4 + 2MnSO4 + 5I2 + 8H2O Jakie jony brały w niej udział? Dalej Żelazowce Monika Grządkowka Dalej Żelazowce Żelazowce to pierwiastki bloku d tworzące 8. grupę układu okresowego. Należą do nich: żelazo, ruten, osm i has – wszystkie są metalami, a temperaturze pokojowej ciałami stałymi. Charakteryzuje je mała aktywność chemiczna. Dalej Żelazo Żelazo – metal ciężki - liczba atomowa: 26, masa atomowa: 55,85, zawartość w skorupie ziemskiej: 6,14%, zawartość we wszechświecie: 0,16%, temp. wrzenia: 2750 °C, temp. topnienia: 1535 °C, gęstość: 7874 kg/m3. Jest srebrzystobiałe. W postaci pierwiastka służy jako reduktor lub katalizator. W stanie rozdrobnionym może się zapalić - jest piroforyczne. Łatwo ulega korozji, a odporność chemiczną uzyskuje przez obróbkę i dodatki stopowe. W postaci stali lub żeliwa stosowane jest powszechnie w przemyśle, budownictwie, gospodarstwach domowych. Służy do wyrobu szyn, pojazdów, narzędzi. Występuje w postaci rożnego rodzaju rud, do których należą m. in.: hematyt (Fe2O3), magnetyt (Fe3O4), piryt (Fe2S3), syberyt (FeCO3). Otrzymywane jest w procesie wielkopiecowym. Jako pierwiastek aktywniejszy niż wodór wypiera go z kwasów tworząc sole. Obecność jonów żelaza często przejawia się zabarwieniem roztworów wodnych: Fe2+ na jasnozielono i Fe3+ na żółto. Nadmiar żelaza w organizmie uszkadza naczynia krwionośne i limfatyczne. Dalej Ruten Ruten – liczba atomowa: 44, masa atomowa: 101,07, temp. wrzenia: 4150 °C, temp. topnienia: 2334 °C, gęstość: 12370 kg/m3. Został odkryty przez profesora, Karla Klausa w 1844 r. Metal ten występuje głównie w stanie wolnym razem z innymi platynowcami, najczęściej w rudach siarczkowych żelaza, chromu i niklu. Tworzy głównie związki kompleksowe. Ruten otrzymuje się z mieszaniny osmu, irydu, rodu i rutenu, która jest produktem ubocznym przy oczyszczaniu rudy. Wykorzystuje się od tego różnice w podatności na utlenianie i rozpuszczalności soli kompleksowych. Jego stopy charakteryzują się znaczną twardością i wytrzymałością. Stopy rutenu z palladem, bądź platyną używane są w jubilerstwie i dentystyce. Stop rutenu z molibdenem jest nadprzewodnikiem. Dalej Osm Osm – liczba atomowa: 76, masa atomowa 190,2, temp. wrzenia: 5012 °C, temp. topnienia: 3033 °C. Jest jednym z pierwiastków o największej gęstości, wynosi ona 22610 kg/m3. Jest wysoce toksyczny - poniżej 100mg to dla człowieka dawka śmiertelna. Został odkryty w 1803r. przez Smithsona Tennanta. Ma szaroniebieski kolor. Jest twardy, ale zarazem kruchy. Tlenek osmu posiada charakterystyczny zapach zbliżony nieco do chloru, zwany także zapachem czosnku. Najważniejszym minerałem osmu jest osmiryd, który towarzyszy platynie i rozdzielany jest za pomocą wody królewskiej (nie rozpuszcza się w niej). Następnie osm i iryd rozdziela się wykorzystując lotność czterotlenku osmu. Tworzy głównie związki kompleksowe. Osm używany jest praktycznie tylko w postaci stopów z irydem i platyną - do produkcji standardowych odważników, końcówek wiecznych piór i styczników elektrycznych. Tlenek osmu (VIII) wykorzystywany jest w daktyloskopii. Dalej Has Has – liczba atomowa: 108, masa atomowa: 165,1. Nie występuje w naturze i szybko się rozpada emitując cząstki . Nie znane są związki hasu z innymi pierwiastkami. Dalej Doświadczenie Doświadczenie: strącanie i roztwarzanie wodorotlenków żelaza. Do probówki wsypujemy kilka gramów tlenku żelaza (II) i wlewamy kilka milimetrów 10% HCl. Zawartość probówki ogrzewamy lekko w płomieniu palnika. Po roztworzeniu tlenku i ochłodzeniu roztworu dodajemy kilka milimetrów 5% roztworu NaOH. Wytrącony osad przenosimy na sączek, przemywamy wodą destylowaną i obserwujemy zmiany barwy. Fe(OH)2 jest biały, ale powoli utlenia się tlenem atmosferycznym do brązowego Fe(OH)3. Część Fe(OH)2 używamy do sprawdzenia, czy roztwarza się w kwasie. Resztę przenosimy do parowniczki i dodajemy wody utlenionej, która szybciej niż tlen atmosferyczny utleni go do Fe(OH)3. Ponownie odsączamy osad i sprawdzamy, czy roztwarza się w kwasie. Do otrzymanego roztworu lub innego roztworu soli żelaza (III) dodajemy kilka kropli roztworu zasady. Dalej Zadanie Oblicz ilość moli Fe2(SO4)3, jeśli stężenie procentowe roztworu wynosi 6,3%, a jego masa to 187g. Dalej Bibliografia • Chemia 1 wyd. Nowa Era rok 2005 • Chemia dla gimnazjalistów cz. III wyd. Oficyna Edukacyjna rok 2001 • http://eduseek.interklasa.pl/artykuly/artykul/ida/ 1314/idc/1/ Dalej Miedziowce Katarzyna Herba Dalej Miedziowce Miedziowce to 11 grupa układ okresowego. Należą do niej: miedź, srebro i złoto, a formalnie także odkryty w 1994 pierwiastek unununium (Uuu). Wszystkie są metalami ciężkimi odznaczającymi się najwyższym przewodnictwem ciepła i prądu elektrycznego (przewodnictwo elektryczne), wyjątkowo ciągliwymi i kowalnymi, wszystkie były też znane już w starożytności. Miedź jest metalem półszlachetnym, złoto i srebra - szlachetnymi, ich bierność chemiczna (szlachetność) rośnie od miedzi do złota ( w dół w grupie). Miedziowce nie roztwarzają się w kwasach nieutleniających (np. kwas solny), miedź i srebro ulegają działaniu kwasu azotowego(V) i stężonego kwasu siarkowego(VI), złoto - tylko wody królewskiej - mieszaniny kwasów azotowego(V) i solnego. Tworzą jony proste jednododatnie Me+ (najtrwalsze u srebra), dwudodatnie Me2+ (najtrwalsze u miedzi) i trójdodatnie Me3+ (najtrwalsze u złota). Tlenki i wodorotlenki miedziowców są trudno rozpuszczalne w wodzie, mają charakter słabo zasadowy (Cu(OH)2 i Au(OH)3 są amfoteryczne). Tworzą liczne związki koordynacyjne, w przyrodzie występują rzadko (najczęściej miedź), w stanie rodzimym (także w postaci roztworów stałych) oraz w związkach. Miedziowce znalazły szerokie zastosowanie, m.in. do wytwarzania powłok ochronnych, do wyrobu specjalnej aparatury, w dentystyce, jubilerstwie, miedź głównie w elektrotechnice i do wyrobu stopów. Dalej Miedź (Cu) Wykorzystywana już w prehistorii, ma najlepsze po srebrze przewodnictwo ciepła i elektryczności. Czerwonobrązowy, kowalny, dość miękki metal półszlachetny. Dość powszechny w przyrodzie (0,02% wag.). Liczba atomowa 29, masa atomowa 63,546 u. Tworzy dwa trwałe izotopy. W przyrodzie spotykana w postaci metalicznej (miedź rodzima) i w licznych rudach miedzi (chalkozyn, chalkopiryt, kupryt, malachit, azuryt). Po przeróbce chemicznej najczystszą miedź otrzymuje się elektrolitycznie. Anodę stanowi blok miedzi oczyszczanej a katodę czysta miedź elektrolityczna (zanieczyszczenia poniżej 0,1%). Miedź znajduje zastosowanie w wielu stopach. Do najpopularniejszych należą brązy (z cyną i domieszkami cynku i ołowiu) i mosiądze (z cynkiem), ważnym stopem jest konstantan (z niklem), którego opór elektryczny praktycznie nie zależy od temperatury. Ponieważ w szeregu napięciowym metali występuje po wodorze, nie wypiera go z kwasów beztlenowych, natomiast kwas azotowy i siarkowy (stężony, gorący) rozpuszczają miedź, jednocześnie redukując się (wydzielają się przy tym tlenki azotu lub siarki). 3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O Dalej Bezpośrednio reaguje z wszystkimi fluorowcami, siarką, dwutlenkiem siarki, siarkowodorem, dwutlenkiem węgla. W wilgotnym powietrzu atmosferycznym miedź pokrywa się zieloną patyną (zasadowy węglan miedziowy). Pod wpływem działania tlenu suchego powietrza pokrywa się powierzchniowo tlenkiem Cu2O, nadającym jej charakterystyczne czerwonawe zabarwienie. Oba te procesy chronią miedź przed dalszym wpływem czynników atmosferycznych. Związki miedzi jednowartościowej są nietrwałe i łatwo ulegają reakcji dysproporcjonowania przechodząc w miedź(II) i wolny metal. Cu2O + H2SO4 → CuSO4 + Cu + H2O Najpopularniejszą solą miedzi jest pięciowodny siarczan, krystalizujący w postaci dużych niebieskich kryształów. W analizie znajduje częste zastosowanie amoniakalny roztwór siarczanu miedzi, który z glikolami (diolami wicynalnymi) daje fiołkowe zabarwienie, a z białkami (reakcja na obecność wiązania peptydowego - reakcja biuretowa) fioletowe. Dalej Srebro (Ag) Szlachetny metal, barwy srebrzystobiałej o doskonałym przewodnictwie elektrycznym i cieplnym. Liczba atomowa 47, masa atomowa 107,9. Znanych jest 34 izotopów srebra, w tym 2 trwałe (107Ag, 109Ag). W przyrodzie srebro występuje w stanie rodzimym oraz w minerałach: argentycie Ag2S, kerargirycie (srebro rogowe) AgCl, pirargirycie Ag3SbS3, stefanicie Ag5SbS4, prustycie Ag3AsS3, embolicie Ag(Cl, Br), bromargirycie (AgBr). W przyrodzie występuje w ilościach niewielkich (0,00001% wag.). Towarzyszy także rudom innych metali, głównie ołowiu i miedzi. W zależności od surowca stosuje się różnorodne metody (często elektrolityczne) wydzielania metalicznego srebra. Sposoby jego wytapiania i oczyszczania znane były już w starożytności. Jako metal szlachetny nie wypiera wodoru z kwasów, reaguje jedynie z gorącym kwasem azotowym i siarkowym, redukując je do odpowiednich tlenków (podobnie jak miedź). Łatwo reaguje z siarkowodorem (czernienie srebrnych łyżeczek), siarką, fluorowcami. Rozpuszcza się w roztworach cyjanków metali alkalicznych. Tworzy sole, w których jest jednowartościowy, w większości przypadków nierozpuszczalne (AgS, AgCl, AgBr, AgI, - rozpuszczalną solą jest AgF). Najważniejszym związkiem srebra jest azotan(V) srebra, otrzymywany przez działanie kwasem azotowym na metaliczne srebro: 3Ag + 4HNO3 → 3AgNO3 + NO + 2H2O Dalej Srebro nie ulega działaniu tlenu atmosferycznego, utlenia je natomiast ozon. Ciemnienie srebra na powietrzu spowodowane jest reakcją z H2S, który w niewielkich ilościach znajduje się w powietrzu komunalnym i powoduje powstanie ciemnego Ag2S na powierzchni srebrnych wyrobów. Związki srebra są ważnymi odczynnikami chemicznymi, odgrywają zasadniczą rolę w procesach fotograficznych, w lecznictwie (lapis, kolargol, czyli srebro koloidalne). Srebro było stosowane od starożytności w rzemiośle artystycznym do wyrobu przedmiotów zbytku, monet, obiektów kultowych, a w następnych epokach także sprzętów powszechnego użytku, jak świeczniki, naczynia, sztućce. Dalej Złoto (Au) Metal szlachetny, o żółtej barwie, kowalny, ciągliwy, w przyrodzie bardzo rzadki (0,0000005% wag.), występuje w postaci metalicznej. Liczba atomowa 79, masa atomowa 197,0. Znane są jego 32 izotopy, w tym 1 trwały: 197Au. W przyrodzie złoto występuje w stanie rodzimym oraz w minerałach: kalawerycie AuTe2, krenerycie (Au, Ag)Te2, sylwanicie (Au, Ag)Te4 i in. Towarzyszy także rudom niektórych metali, głównie miedzi i srebra. Odporny na działanie większości czynników chemicznych. Rozpuszcza go (roztwarza) dopiero tzw. woda królewska (mieszanina kwasu solnego i azotowego) przeprowadzając w kwas chlorozłotowy HAuCl4. Z roztworu kwasu chlorozłotowego można wytracić alkaliami żółtobrunatny osad wodorotlenku złota AuO(OH), wykazujący słabe właściwości amfoteryczne. Rozpuszcza się zarówno w kwasie solnym jak i na gorąco w roztworach zasadowych dając pochodne kwasu złotowego - złociany, np. złocian potasu KAuO2. Złoto w związkach występuje na +1 i +3 stopniu utlenienia (głównie +3). Tworzy związki na ogół nierozpuszczalne w wodzie. Tak jak pozostałe miedziowce ma skłonność do tworzenia jonów kompleksowych. Ze względu na swą niska odporność mechaniczna jest stosowane w postaci stopów, głownie z miedzią. Zawartość złota w jego stopach określa się często w karatach, czyli ilości części wagowych złota w 24 częściach wagowych stopu. Dalej Doświadczenie Bierzemy kwas solny i azotowy V i do każdego wrzucamy kawałek miedziowca (pewnie miedzi). Doświadczenie ma wykazać szlachetność miedziowców (miedziowiec nie będzie reagował z kwasem, ale zareaguje z kwasem azotowym pięć. Dalej Zadanie Stopiono ze sobą 200g złota 20 karatowego i 300g złota 18 karatowego. Ile karatów będzie miał powstały stop? Dalej Bibliografia • Chemia ogólna i nieorganiczna 1 wyd. Nowa Era • Chemia dla licealistów część 2 Krzysztof Pazdro • www.wikipedia.pl Dalej Cynkowce Aleksandra Katafias Dalej Cynkowce Cynkowce – 12 grupa układu okresowego, na którą składają się trzy metale: cynk (Zn), kadm (Cd) i rtęć (Hg)., spośród których najbardziej rozpowszechniony jest cynk stanowiący 0,007% skorupy ziemskiej. Dalej Cynk Cynk – metal przejściowy 12 grupy układu okresowego odkryty około 1500r. p.n.e. o masie atomowej 65,409u. Występuje na drugim stopniu utlenienia. Posiada dwadzieścia trzy izotopy, w tym pięć stałych. Jego struktura krystaliczna jest heksagonalna. Rys. Struktura heksagonalna Cynk występuje w blendzie cynkowej (sfalerycie), wurcycie ZnS, smitsonicie ZnCO3, a także jest głównym składnikiem rud zwanych galmanami. W Polsce złoża cynku występują w Zagłębiu Kruszcowym. Otrzymuje się go metodą pirometalurgiczną z siarczku cynku i metodą hydrometalurgiczną z siarczanu (VI) cynku. Cynk jest błekitnobiałym, kruchym metalem. Na powietrzu ulega pasywacji. Temperatura wrzenia to 1180K, a topnienia to 692,677K. Dobrze roztwarza się w kwasach. Cynk jest stosowany do powlekania innych metali w celu ochrony przed korozją. Jest składnikiem mosiądzu oraz tworzy stopy z miedzią, tzw. nowe srebro, oraz z glinem. Znalazł zastosowanie w ogniwach Daniella oraz Leclanhego. Bierze udział między innymi w mineralizacji kości, gojeniu się ran, wpływa na pracę systemu odpornościowego, prawidłowe wydzielanie się insuliny przez trzustkę i stężenie witaminy A oraz cholesterolu. Dalej Kadm Kadm – metal przejściowy 12 grupy układu okresowego. Jego masa atomowa to 112,411u. Został odkryty w 1817roku Friedrich Stohmeyer. Ma strukturę heksagonalną i występuje na drugim stopniu utlenienia. Najważniejszym minerałem kadmu jest grenokit, CdS. Występuje w rudach cynku i paliwach kopalnych. Kadm ma niebieskawą barwę. Na powietrzu ulega pasywacji. Jest łatwo topliwy, miękki i ciągliwy. Temperatura topnienia to 594,22K, a wrzenia 1040K. Jego gęstość wynosi 8650kg/m3 . Twardość w skali Mohsa to 2. Kadm tworzy powłoki antykorozyjne na metalach. Ze stopu kadmu z miedzią wyrabia się przewody telefoniczne i tramwajowe. Służy do pochłaniania neutronów w reaktorach atomowych. W sztuce służy do otrzymywania barwnika. Jest niezwykle toksyczny. Dalej Rtęć Rtęć - metal przejściowy 12 grupy układu okresowego. Masa atomowa wynosi 200,59u. W warunkach normalnych występuje w stanie ciekłym na pierwszym i drugim stopniu utlenienia. Główną rudą rtęci jest cynober, HgS, która niekiedy zawiera śladowe ilości rtęci w stanie rodzimym. Innym minerałem rtęci jest kalomel, Hg2Cl2. W temperaturze pokojowej jest srebrzystobiałą cieczą. Temperatura topnienia to 234,3156K, a wrzenia 629,88K. Gęstość wynosi 13579,04 kg/m3, a twardość w skali Mohsa 1,5. W temperaturze pokojowej rozpuszcza wiele metali tworząc amalgamaty. Łączy się z tlenem w temperaturze około 600K. Stosuje się ją w laboratoriach, do napełniania termometrów i barometrów. Rtęci używa się również w elektrochemii oraz do produkcji materiałów wybuchowych. Dalej Cynk Kadm Rtęć Metal Tak Tak Tak Rozpowszechnienie Dość duże Małe Małe Stan skupienia Stały Stały Ciekły Temp. topnienia Wysoka Wysoka Niska Właściwości redoks Reduktor Reduktor Utleniacz Reaktywność Wysoka, wypiera wodór z kwasów Niska, wypiera wodór z kwasów Metal półszlachetny, nie wypiera wodoru, reaguje z gorącym i stężonym H2SO4 i HNO3 z wydzieleniem tlenków Gęstość g/cm3 7,133 8,65 13,546 Stopień utlenienia II II I i II Dalej Zadanie Z rozkładu próbki rtęci (II) otrzymano 20,1g rtęci i 1,6g tlenu. Ile rtęci i ile tlenu otrzymano by z rozkładu próbki o masie 65,1g? Dalej Doświadczenie Na szkiełko zegarkowe wprowadzić dużą kroplę rtęci. Następnie zalać wodą destylowaną, tak by rtęć była całkowicie zatopiona. Dodać kilka kropel kwasu siarkowego(VI) i wprowadzić roztwór manganianu(VII) potasu. Do powierzchni kropli rtęci przysunąć stalowy drucik. Pojawiają się drgania rtęci, które wywołane są procesami utleniania i redukcji. Rozpłaszczanie kropli rtęci: 10Hg + 8H2SO4 +2KMnO4 5Hg2SO4 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O Kurczenie się kropli rtęci: Fe + Hg2SO4 2Hg + FeSO4 Dalej Bibliografia • Chemia ogólna i nieorganiczna, Nowa Era • A. Bielański, Podstawy Chemii nieorganicznej, PWN, Warszawa 2002 • J.D. Lee, Zwięzła chemia nieorganiczna, PWN, Warszawa 1994 Dalej Pierwiastki bloku f Jakub Wysocki Dalej Pierwiastki bloku f Do pierwiastków bloku f należą lantanowce i aktynowce o liczbach atomowych od 57 do 71 i od 89 do 103. Należą do nich: lantan cer, prazeodym, neodym, promet, samar, europ, gadolin, terb, dysproz, holm, erb, tul, iterb, lutet oraz aktyn tor, protaktyn, uran, neptun, pluton, ameryk, kiur, berkel, kaliforn, einstein, ferm, mendelew, nobel i lorens. Wszystkie te pierwiastki do uranu włącznie występują w przyrodzie, natomiast pierwiastki od neptunu do lorensu zostały sztucznie wyprodukowane w wyniku reakcji jądrowych. Wszystkie są metalami, aktynowce oraz promet są promieniotwórcze. W bloku f występuje nigdzie indziej nie spotykane większe podobieństwo pierwiastków w obrębie okresu niż w obrębie grupy. Dalej Lantanowce Są to srebrzystobiałe metale na III stopniu utlenienia(rzadziej na II lub IV). Mają taką samą budowę zewnętrznej powłoki elektronowej przez co mają tak podobne właściwości fizykochemiczne, że bardzo trudno odróżnić je od siebie. Pod tym względem są podobne do trójwartościowych metali grup głównych o powłokach elektronowych typu gazu szlachetnego. Wszystkie rozbudowują podpowłokę 4f. Są metalami nieszlachetnymi, reagują z kwasami wypierając z nich wodór. Ich tlenki mają charakter zasadowy, który maleje w miarę wzrostu liczby atomowej pierwiastka. Dawniej nazywano je razem ze skandowcami pierwiastkami ziem rzadkich, ze względu na rzadkie występowanie w skorupie ziemskiej. Charakterystycznym minerałem dla lantanowców jest monacyt - (Ce, La, Nd, Th, Y, Pr)[PO4] – fosforan ceru, lantanu, neodymu, toru, itru i prazeodymu. Może również zawierać inne lantanowce oraz uran, bardzo częstym składnikiem jest również wapń. Inna nazwa to piasek monacytowy. Monacyt Dalej Cer Rok odkrycia: 1807 Liczba atomowa - 58 Temp. Topnienia– 804 0C Temp. Wrzenia – 3470 0C Elektroujemność – 1,1 Liczba izotopów(w tym trwałych) – 30(4) Twardość – 2,5 Gęstość – 6689 kg/m3 Jest stalowoszarym ciałem stałym o gęstości od 6,67 do 8,23 g/cm3, zależnie od odmiany alotropowej. Jest najpowszechniejszym lantanowcem. Reaguje z wodą, tworząc związki z wodorem. Tworzy również związki z azotem – CeN, siarką – Ce2S3, Ce3S4, CeS, węglem – CeC2, Ce2C3, oraz tlenki – Ce2O3, CeO2. Stosowany jako dodatek do stopów, zwiększa odporność na naprężenia, do produkcji katalizatorów, siatek żarowych, szkła, fotokomórek czy osłon przed promieniowaniem gamma. Dalej Aktynowce Występują na III stopniu utlenienia z wyjątkiem toru – IV i protaktynu – V. Są promieniotwórcze, a ich okresy połowicznego rozpadu rosną wraz z wzrostem liczby atomowej. Rozbudowują podpowłokę 5f. Wszystkie pierwiastki po uranie zostały otrzymane sztucznie w wyniku reakcji jądrowych i praktycznie nie występują w skorupie ziemskiej. Są one zwane transuranowcami. Można jedynie spotkać śladowe ilości neptunu przy rudach uranu. Są wykorzystywane jako materiał rozszczepialny w reaktorach jądrowych. Dalej Uran – informacje ogólne Rok odkrycia – 1789 Liczba atomowa - 92 Temp. Topnienia – 1132 0C Temp. Wrzenia – 1797 0C Elektroujemność – 1,38 Liczba izotopów(trwałych) – 28(1) Twardość – 4,5 Gęstość – 19050 kg/m3 Dalej Uran Ciężki, srebrzysty metal, dość aktywny chemicznie. Występuje w skorupie ziemskiej pod postacią minerałów, z których najważniejsze to blenda uranowa UO2, uranit U3O8, oraz karnotyt - K2(UO2)2(VO4)2•2H2O. Największe jego złoża znajdują się w Kongo, Kanadzie, USA, Czechach i Turkiestanie. Reaguje z tlenem z powietrza, sproszkowany zapala się. Ponadto reaguje z kwasami oraz siarką, chlorem i fluorem. Wszystkie jego związki są trujące. Stosowany m.in. w fotografii, jako tarcza generatorach promieni X, wskaźnik wieku skał oraz do barwienia szkła – używano go już w I w., jego tlenek w szkle zabarwionym na żółto znaleziono w południowych Włoszech. Jego najważniejszym zastosowaniem jest użycie go jako materiału rozszczepialnego w reaktorach atomowych i bombach jądrowych. Jest to najbardziej skondensowane źródło energii używane przez człowieka. Problemem jest to, że większość(99%) tego pierwiastka w przyrodzie to izotop 238U, a pozostałe to nadający Się do wykorzystania izotop 235U. W celu oddzielenia obu izotopów stosuje się tzw. wirówki, w których cięższy 238U jest wypychany na zewnątrz, a lżejszy 235U jest zasysany ze środka wirówki. Dalej Neptun – informacje ogólne Rok odkrycia – 1940 Liczba atomowa - 93 Temp. Topnienia – 637 0C Temp. Wrzenia – 4000 0C Elektroujemność – 1,36 Liczba izotopów(trwałych) – 17(0) Gęstość – 20250 kg/m3 Dalej Neptun Jest to pierwszy pierwiastek otrzymany sztucznie w reaktorach jądrowych. Powstaje w wyniku bombardowania jądrami deuteru uranu 238U, z czego powstaje uran 239U, który rozpada się do neptunu 239Np. Ma srebrzystobiały kolor, reaguje z tlenem, parą wodną i kwasami. Najważniejsze związki to tlenek neptunu (II) i (IV), ośmiotlenek trineptunu Np3O8. Jego sole mają różne ciekawe kolory, m.in. purpurofioletowe, zielone, czerwone, różowy NpO2F2 czy pomarańczowy NpF6. Neptun i jego związki wydzielają się przy przerobie zużytych prętów paliwowych z reaktorów atomowych. Najtrwalszy izotop 237Np ma okres połowicznego rozpadu t = 2,144 x 106 lat. Dalej Pluton – informacje ogólne Rok odkrycia – 1941 Liczba atomowa – 94 Temp. Topnienia – 639 0C Temp. Wrzenia – 3230 0C Elektroujemność – 1,28 Liczba izotopów(trwałych) – 16(0) Gęstość – 19816 kg/m3 Dalej Pluton Jest to również pierwiastek wytworzony sztucznie, ale, podobnie jak neptun może występować w niewielkich ilościach przy rudach uranowych. Wytworzono go w podobny sposób jak neptun – bombardując uran atomami deuteru. Jest dość aktywny chemicznie. W powietrzu ulega pasywacji, pokrywając się warstwą żółtego tlenku. Jest zabójczy dla człowieka w minimalnych ilościach. Jest bardziej niebezpieczny od uranu, ze względu na mniejszą masę krytyczną. Ciekawe jest to, że podczas ogrzewania w temp. 320 – 480 0C zmniejsza swoją objętość. Podobnie jak uran, również jest stosowany jako substrat reakcji jądrowych. Zadanie obliczeniowe: obliczyć, ile gramów pewnego pierwiastka o okresie połowicznego rozpadu t=5 lat zostanie po 60 latach z 15kg tej substancji. Dalej Zadanie Obliczyć, ile gramów pewnego pierwiastka o okresie połowicznego rozpadu t=5 lat zostanie po 60 latach z 15kg tej substancji. Dalej Bibliografia • Chemia ogólna i nieorganiczna, Maria Litwin, Szarota Styka-Wlazło, Joanna Szymońska, Warszawa 2005 • Chemia118.webpark.pl • Wikipedia.pl Dalej Pierwiastki bloku f Emilia Dobrowolska Dalej Pierwiastki bloku f W skład bloku f wchodzą lantanowce i aktynowce. Pierwiastki te rozbudowują podpowłokę walencyjną 4f (lantanowce) i 5f (aktynowce). W tym bloku występuje, niespotykane w innych blokach, większe podobieństwo właściwości pierwiastków w obrębie okresu niż grupy. Dalej Lantanowce Lantanowce to zbiór 14 pierwiastków. Są to srebrzystoszare metale, które występują w przyrodzie w postaci rud. Ich właściwości są do siebie tak zbliżone, że trudno je identyfikować i rozdzielać (naturalnie występują zawsze razem). W miarę wzrostu liczby atomowej zmniejsza się promień atomowy i jonowy. Zjawisko to nosi nazwę kontrakcji lantanowców. W związkach chemicznych występują na III stopniu utlenienia. Mają one intensywne zabarwienie, które nie zmienia się w roztworach ani wskutek wytworzenia związków kompleksowych. Metale te są nieszlachetne, reagują z kwasami, wypierając z nich wodór. Ich tlenki mają charakter zasadowy, który maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej. Lantanowce uważano dawniej za pierwiastki o bardzo małym rozpowszechnieniu (nazywano je pierwiastkami ziem rzadkich) Dalej Związki lantanowców CePO4 – monacyt, występuje w złożach pierwotnych w pegmatytach, granitach i gnejsach (Norwegia, Madagaskar), a także w postaci lepiej nadającego się do eksploatacji piasku monacytowego (Brazylia, Cejlon, Indie); zawiera także lżejsze lantanowce (od lantanu do gadolinu), które wykazują promienie jonowe zbliżone najbardziej do ceru Ce2O3, Ce(OH)3 – utleniają się pod wpływem tlenu atmosferycznego; ich utlenianie następuje szybko pod działaniem zasadowych roztworów H2O2 Pr2O3 Tb2O3 – ogrzewając je w czystym tlenie można uzyskać tlenki o składzie stechiometrycznym PrO2 i TbO2 CeO2 – nie rozpuszcza się w wodzie ani w rozcieńczonych kwasach, ulega działaniu gorącego, stężonego kwasu siarkowego (VI), dając żółty, dobrze rozpuszczalny siarczan(VI) ceru(IV); odnajduje zastosowanie w analizie miareczkowej przy oznaczeniach potencjometrycznych (NH4)2Ce(NO3)6 – jest jaskrawoczerwonego koloru, w trakcie gotowania rozcieńczonego roztworu tej soli, ulega ona hydrolizie prowadzącej do strącenia się zasadowych soli Dalej Zastosowanie lantanowców Tlenków lantanowców używa się w przemyśle szklarskim i ceramicznym (tlenek prazeodymu z dodatkiem ZrO2 dodaje się do zielonych glazur ceramicznych, CeO2 stosowany jest do polerowania szkła, inne tlenki Nd i Pr służą do barwienia szkła). Tlenki lantanowców wchodzą też często w skład materiałów używanych np. w ekranach telewizyjnych. Stop lantanu z niklem w stosunku 1:5 bardzo dobrze wchłania wodór pod zwiększonym ciśnieniem. Po zmniejszeniu ciśnienia wodór wydzielany jest z powrotem. 25% produkowanych lantanowców używana jest w postaci metalicznej, głównie jako tzw. metal mieszany, zawierający ok. 4550% ceru, 22-25% lantanu, 5% prazeodymu oraz 1% samaru. Jest to znakomity środek odtleniający i odsiarczających stopione metale. Silnie rozdrobniony, z 30% dodatkiem żelaza stosowany jest jako kamień do zapalniczek. Dalej Lantanowce lantan, cer, prazeodym, neodym, samar, europ, gadolin, terb, dysproz, holm, erb, tul, iterb, lutet Dalej Aktynowce Aktynowce to zbiór 14 pierwiastków sztucznie wytworzonych w reakcjach jądrowych (z wyjątkiem toru, protaktynu i uranu). Są to pierwiastki promieniotwórcze, których okres połowicznego rozpadu maleje ze wzrostem liczby atomowej. Otrzymywanie ich jest bardzo trudne. Mówi się, iż niektóre z nich powstają w gwiazdach. W związkach występują najczęściej na III stopniu utlenienia (wyjątkami są tor – IV i protaktyn – V). W stanie wolnym aktynowce są srebrzystymi metalami o wysokich temperaturach topnienia oraz dużej gęstości. Są aktywne chemicznie. W zetknięciu z powietrzem pokrywają się warstewką tlenku (w przypadku toru stanowi warstwę ochronną). Ulegają działaniu kwasów mineralnych. Tor, pluton i uran traktowane stężonym kwasem azotowym (V) ulegają pasywacji. W czasie działania na tor i uran kwasu solnego wydzielający wodór reaguje z metalem tworząc osad hydroksowodorków. Wolne aktynowce otrzymuje się poprzez redukcję fluorków wapniem lub cynkiem. Pierwsze próby uzyskania pierwiastków transuranowych (pierwiastków o liczbach atomowych większych od 92) podejmował w 1934r. Enrico Fermi. Naświetlał on uran powolnymi neutronami, w wyniku czego uzyskiwał nowe substancje promieniotwórcze. Aktynowce mają podobne właściwości (zwłaszcza cięższe transuranowce). Dalej Tor i jego związki Tor otrzymuje się głównie z pasku monocytowego. Tor metaliczny uzyskuje się poprzez redukcję chlorku toru sodem lub wapieniem. Metal ten ma barwę srebrzystobiałą, jest miękki i ciągliwy. Topi się w temp. 2023 K. Ogrzewany w powietrzu utlenia się do ThO2. Z wodorem łączy się w temp. 600-700 K. ThO2 – materiał wysokoogniotrwały, silnie wyprażony nie ulega działaniu kwasów i zasad w zwykłych warunkach; Th(SO4)2 · 8H2O i Th(NO3)4 · 12H2O – najczęściej otrzymywane sole toru Dawniej związki toru służyły do wyrobu siatek żarowych do lamp gazowych. Ostatnio tor zyskał na znaczeniu jako materiał do otrzymywania rozszczepionego izotopu uranu 233U. Dalej Uran i jego związki Uran-235 stanowi zaledwie 0,7% naturalnej mieszaniny izotopów. 99,3% to uran-238 i śladowe ilości uranu-234. Najważniejszą rudą uranu jest uraninit (blenda smolista), U3O8. Mniej ważny jest karnotyt – K2(UO2)2(VO4)2 · 3H2O. Od czasu wykorzystywania uranu w elektrowniach jądrowych wytwarzanie metalicznego uranu nabrało dużego znaczenia. Uraninit redukuje się do UO 2 ogrzewając go w atmosferze wodoru. Następnie działając na ditelnek HF, uzyskuje się UF 4, który poddaje się redukcji z magnezem lub wapniem. Do celów energetyki jądrowej konieczne jest rozdzielenie izotopów uranu. W stanie wolnym uran jest srebrzystobiałym metalem topiącym się w temperaturze 1408 K. W powietrzu pokrywa się żółtozieloną, a później czarną warstewką tlenku. W wysokich temperaturach jest reaktywny. Roztwarza się łatwo w rozcieńczonych kwasach. W temperaturze wrzenia wydziela z wody wodór. UO3 – otrzymuje się go w postaci proszku o barwie od jasnożółtej do pomarańczowej podczas podgrzewania UO2(NO3)2 w strumieniu tlenu; przechodzii w oliwkowozielony O3O8 (najtrwalszy tlenek uranu) ; UO3 ma właściwości amfoteryczne, (w kwasach roztwarza się i tworzy sole uranylowe, z zasadami daje uraniany); jedne i drugie sole można uznać za pochotnde UO2(OH)2 (powstaje w wyniku gotowania tritlenku uranu z wodą). UF6 – substancja stała, sublimująca w temperaturze 329 K, znajduje zastosowanie w procesie wydzielania izotopu 235U. Sole uranu(IV) mają barwę zieloną i wykazują właściwości zbliżone do soli toru(IV). Otrzymuje się je w wyniku redukcji soli uranylowych. Wszystkie rozpuszczalne związki uranu są toksyczne. Dalej Rozszczepienie jądrowe uranu-235 Jądro uranu-235 zderza się z neutronem, następuje podział jądra na dwa nowe jądra (bar-141 i krypton-92), z równoczesnym uwolnieniem trzech neutronów. Takie rozszczepienie jądra uranu-235 znajduje zastosowanie w elektrowniach jądrowych i w wojsku do skonstruowania pierwszych bomb „atomowych”. Dalej Neptun Odkryty został w 1940r. Przez McMillana i Abelsona na Uniwersytecie Kalifornijskim w Berkeley. Udowodnili oni, że jądra uranu-238 pod wpływem neutronów przechodzą w izotop 239U, który z okresem półtrwania 23,5 min. przechodzi na drodze przemiany β- w nowy pierwiastek – neptun. Jest to pierwszy pierwiastek transuranowy. Neptun przypomina swoimi właściwościami uran, jednak nie wykazuje podobieństwa do renu. Neptun jest srebrzystoszarym metalem. Reaguje z tlenem, wodorem i kwasami. Nie reaguje z zasadami. Dalej Pluton Jądra neptunu 239Np ulegają samorzutnej przemianie βprowadzącej do powstania następnego pierwiastka transuranowego – plutonu. Pierwszy izotop tego pierwiastka uzyskany został przez McMillana, Kennedy’ego, Wahla i Seaborga z końcem 1940r. Naukowcy ci bombardowali uran deuteronami. W wyniku tej reakcji jądrowej otrzymali 238Np, który przechodził następnie w 238Pu. Pluton jest dość reaktywny chemicznie. W powietrzu pokrywa się żółtą warstewką tlenków. Znanych jest jego 15 izotopów. W związkach występuje na czterech stopniach utlenienia. Ze względu na swoją radioaktywność uran to zabójcza trucizna dla człowieka (nawet w minimalnych ilościach). Dalej Zadania Zadanie 1 Ułóż równanie rozpadu α toru-227. Zadanie 2 W pojemniku umieszczone 4mg radionuklidu o okresie półtrwania 48 godzin. Ile miligramów tego radionuklidu pozostanie po upływie: a) 4 dni b) 8 dni? Zadanie 3 Dopisać szósty człon w szeregu i określić prawidłowość według której został ułożony: 219Rn, 215Po, 215At, 211Bi, 211Po Dalej Bibliografia • „Podstawy chemii nieorganicznej” część 2 Adam Bielański • „Chemia ogólna i nieorganiczna” część 1 Maria Litwin, Szarota Styka-Wlazło, Joanna Szymońska • „Zbiór zadań z chemii dla szkół ponadgimnazjalnych – zakres rozszerzony” Krzysztof Pazdro Dalej Przegląd czas zakończyć… I tak oto przebrnęliśmy przez fragment chemicznego świata. Zapraszamy do dalszego zgłębiania chemicznych tajemnic!
