Śladami układu okresowego pierwiastków

1. Śladami układu okresowego pierwiastków Przegląd właściwości i zastosowań najpowszechniejszych pierwiastków oraz ich związków Dalej

2. Litowce Dominika Pakulska Dalej

3. Ogólnacharakterystyka 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

4. 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, K-fioletowy, Rb-fioletowo-czerwony, Cs-niebieski. Dalej

5. 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

6. 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

7. Sód – model atomu i konfiguracja elektronowa Dalej

8. Postas Wolny pierwiastek otrzymał 1807 r. również H. Davy przez elektrolizę stałego, wilgotnego wodorotlenku KOH. L.J. Gay-Lussac 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

9. Potas – model atomu i konfiguracja elektronowa Dalej

10. 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

11. 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

12. 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

13. Borowce Jarosław Wiśniewski Dalej

14. 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

15. 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

16. 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, 0,2-1,5%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

17. Dalej

18. 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

19. 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

20. 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

21. 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

22. Azotowce Piotr Szefler Dalej

23. 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

24. 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

25. 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

26. 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

27. 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

28. 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

29. Zadanie Jakie stężenie ma 200g roztworu, który powstał poprzez rozpuszczenie w wodzie 12.6g pięciowodnego azotanu (V) bizmutu? Dalej

30. 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

31. Bibliografia • „Chemia ogólna i nieorganiczna zakres podstawowy i rozszerzony dla liceum” Nowa Era • chemia118.webpark.pl • www.chemia.px.pl Dalej

32. Tlenowce Jakub Kulis Dalej

33. 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

34. 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

35. 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

36. 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

37. 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

38. 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

39. Zadanie Wrzucono ćwierć kg pięciowodnego siarczanu (VI) miedzi (II) do 0,71 dm3 wody. Oblicz procentowe stężenie roztworu. Dalej

40. 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

41. Bibliografia • „Chemia ogólna i nieorganiczna zakres podstawowy i rozszerzony dla liceum” Nowa Era • www.wikipedia.pl Dalej

42. Fluorowce Sylwia Berent Dalej

43. 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

44. 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

45. 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 chemo- i termoodpornych polimerów (np. politetrafluoroetylen), freonów, do fluoryzacji zębów. W postaci pierwiastkowej jest utleniaczem paliw rakietowych. Otrzymany w 1886 przez H. Moissana. Dalej

46. 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

47. 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

48. 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

49. 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

50. Doświadczenie Dalej