Pobieranie prezentacji. Proszę czekać

Pobieranie prezentacji. Proszę czekać

Chemia Wykład 1 Politechnika Rzeszowska Wydział Zarządzania Wykład z chemii.

Podobne prezentacje


Prezentacja na temat: "Chemia Wykład 1 Politechnika Rzeszowska Wydział Zarządzania Wykład z chemii."— Zapis prezentacji:

1 Chemia Wykład 1 Politechnika Rzeszowska Wydział Zarządzania Wykład z chemii

2 Osoby prowadzące moduł Wykłady: dr inż. Irena Nowotyńska Konsultacje: poniedziałek bud L p. 16C środa bud L p. 16C Informacje bieżące: strona domowa: sd.prz.edu.pl Ćwiczenia laboratoryjne: mgr inż. Karolina Choroszy 2

3 Zaliczenie modułu Wykład Laboratorium Test Ocena Ocena końcowa 3

4 Literatura 1.Bielański A. Podstawy chemii nieorganicznej, t. 1, 2, PWN Warszawa Morrison R.T., Boyd R.N. Chemia organiczna, t. 1, 2, PWN Warszawa Praca zbiorowa pod red. J. Kalembkiewicza, Chemia ogólna i nieorganiczna. Zadania i problemy, Oficyna Wydawnicza Politechniki Rzeszowskiej, Rzeszów 2010, 4. Minczewski J., Marczenko Z., Chemia analityczna, t. 1, 2, PWN, Warszawa

5 Budowa materii Chemia jest nauką zajmującą się budową materii, jej właściwościami oraz przemianami, jakim ulega. Materia to otaczające nas ciała stałe, ciekłe lub gazowe oddziaływujące na nasze zmysły bezpośrednio lub poprzez przyrządy. 5

6 Budowa materii – pojęcie atomu Historia modeli budowy atomów Niepodzielna kulka – Demokryt głosił, że atom jest niepodzielną, sztywną, bez struktury wewnętrznej kulką Model rodzynkowy (Thomsona) – odkrycie elektronów zmienia poglądy, teraz atom jest kulką, w której są mniejsze kulki (elektrony), tak jak w cieście są rodzynki Model jądrowy – zwany też planetarnym (model Rutheforda), większość masy i całkowity ładunek dodatni skupiony jest w małej przestrzeni w centrum atomu zwanej jądrem, elektrony krążą wokół jądra 6

7 Budowa materii – pojęcie atomu Historia modeli budowy atomów c.d. Model atomu Bohra – elektrony mogą poruszać się wokół jądra tylko po określonych orbitach, wyjaśnia jak poruszają się elektrony wokół jądra, ale nie podaje przyczyny, Model kwantowy (ruchu elektronów wokół jądra) – mechanika kwantowa wyjaśnia dlaczego elektrony przyjmują określone energie. 7

8 Budowa atomu Atomy składają się ze zlokalizowanego w środku jądra o małych rozmiarach ( m) oraz elektronów zajmujących rozległą przestrzeń wokół niego (10 -7 m). 8

9 Elektrony są to cząstki elementarne naładowane ujemnie. Jądro stanowią dwa rodzaje cząstek elementarnych: dodatnio naładowane protony oraz obojętne elektrycznie neutrony. Atom jest cząstką obojętną elektrycznie, tak więc liczba protonów w nim zawartych równa jest liczbie elektronów. Liczba ta nosi miano liczby atomowej (Z). Liczba protonów i neutronów, czyli tzw. nukleonów, to liczba masowa (A). Liczba neutronów w jądrze zazwyczaj jest nieco większa od liczby protonów. Można ją wyznaczyć jako różnicę między wartościami liczb masowej i atomowej (A-Z). Liczba atomowa jest cechą charakterystyczną pierwiastka, natomiast liczba masowa zmienia się dla poszczególnych jego izotopów. Wielkości A oraz Z umieszcza się przy symbolu pierwiastka. Budowa atomu 9

10 Opis atomu pierwiastka Atomy różnych pierwiastków różnią się od siebie. Zawierają różne ilości protonów w jądrze, a zatem charakteryzowane są przez inną liczbą atomową. Pierwiastek chemiczny charakteryzowany jest przez jego symbol E, liczbę atomową Z oraz liczbę masową A. Na tej samej zasadzie można wnioskować, że w skład atomu żelaza wchodzi 26 protonów, 26 elektronów i 30 neutronów. Inny atom żelaza ma 32 neutrony, zatem różni się ilością neutronów w jądrze od poprzednio atomu żelaza. Takie odmiany pierwiastków nazywa się izotopami. Wiele pierwiastków występujących w przyrodzie posiada izotopy. Oto niektóre z nich: wodór, węgiel, azot, krzem, siarka, potas, wapń, ołów. 10

11 Budowa atomu Jądro atomowe, ukryte wewnątrz atomu i skupiające jego masę, stanowi czynnik decydujący o jego właściwościach fizycznych, natomiast właściwości chemiczne zdeterminowane są przez strukturę elektronową. Budową elektronową pierwiastków zajmuje się mechanika kwantowa. Podstawowym równaniem mechaniki kwantowej jest równanie Schrodingera uwzględniające korpuskularno- falową naturę elektronu. 11

12 Powłoka elektronowa (poziom energetyczny) - zbiór stanów kwantowych o tej samej wartości głównej liczby kwantowej. Budowa atomu 12

13 Budowa cząsteczki Wiązania chemiczne Pierwiastki chemiczne reagują z sobą tworząc związki chemiczne. W reakcjach atomy jednego pierwiastka oddziałują na atomy drugiego pierwiastka tworząc wiązanie chemiczne. Powstająca cząsteczka charakteryzuje się niższą energią od energii łączących się atomów. 13

14 Budowa cząsteczki Podstawową przyczyną łączenia się atomów w cząsteczki jest dążenie układu do zmniejszenia posiadanej energii. Tworzenie cząsteczek polega na wzajemnym odziaływaniu elektronów walencyjnych zbliżających się do siebie atomów, zwanym wiązaniem chemicznym. Każde pojedyncze wiązanie chemiczne stanowi jedna para elektronów walencyjnych. 14

15 Dublet i oktet elektronowy Najbardziej biernymi pierwiastkami chemicznymi są helowce. Ich atomy różnią się od atomów pozostałych pierwiastków całkowicie zapełnionymi powłokami elektronowymi. Zapis konfiguracji elektronowej: hel 1s2 neon [He] 2s2p6 argon [Ne] 3s2p6 krypton [Ar] 3d10 4s2p6 ksenon [Kr] 4d10 5s2p6 radon [Xe] 4f14 5d10 6s2p6 Budowa cząsteczki 15

16 Budowa cząsteczki Dublet i oktet elektronowy W przypadku pierwszego z helowców całkowicie zapełniona pierwsza powłoka elektronowa jest konfiguracją dubletową, w przypadku następnych oktetową. Konfigurację powłoki walencyjnej można zapisać w postaci: Ta właśnie konfiguracja nadaje tej grupie pierwiastków bierność chemiczną. Inne pierwiastki nie posiadają konfiguracji dubletowej lub oktetowej. Dużo łatwiej łączą się z innymi pierwiastkami w związki chemiczne, które stają się strukturami bardziej stabilnymi. Obserwacja ta stała się podstawą elektronowej teorii wiązań opracowanej przez G. Lewisa i W. Kossela. 16

17 Kryterium determinujące kierunek przegrupowań elektronowych zamierzających do uzyskania możliwie najniższej energii formułuje tzw. reguła helowca. Gdy pierwiastki łączą się w związek chemiczny, ich atomy dążą do uzyskania konfiguracji walencyjnej najbliższego w układzie okresowym helowca. Reguła ta, opracowana przez Lewisa i Kossela w 1915 roku, opiera się na założeniu, że helowce nie tworzą związków chemicznych, gdyż mają, trwałą konfigurację elektronową, która stanowi układ wzorcowy dla innych atomów. Budowa cząsteczki 17

18 Budowa cząsteczki Rodzaje wiązań chemicznych zależą od elektroujemności pierwiastka, czyli od jego zdolności przyciągania elektronów. W tworzeniu wiązań biorą udział tylko elektrony walencyjne atomu. Ze względu na sposób, w jaki pierwiastki spełniają regułę helowca, można wyróżnić następujące wiązania: wiązanie jonowe - przeniesienie elektronu (bądź elektronów) z atomu pierwiastka o mniejszej elektroujemności do atomu pierwiastka o większej elektroujemności, prowadzące do utworzenia dwóch jonów, o odrębnych orbitalach, obdarzonych ładunkiem elektrycznym. Wiązania jonowe mogą tworzyć tylko pierwiastki, których różnica elektroujemności w skali Paulinga wynosi przynajmniej 1,7 ( np. w chlorku sodu różnica ta wynosi 2,1, gdyż elektroujemność sodu jest równa 0,9, a chloru 3,0 ). 18

19 Budowa cząsteczki Tworzenie się wiązania jonowego na przykładzie chlorku sodu 19

20 wiązanie kowalencyjne - uwspólnienie elektronów poprzez utworzenie wspólnego orbitalu molekularnego. Wiązania te mogą mieć charakter: - wiązania kowalencyjnego atomowego, gdy łączą się atomy o iden­ tycznej elektroujemności. Wspólna para elektronów jest wówczas chmurą ładunku symetrycznie rozłożoną wokół obu jąder, - wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego, przy połączeniu różnych atomów. Para elektronowa przyciągana jest przez atom bardziej elektro­ujemny, co powoduje powstanie momentu dipolowego i prowadzi do biegunowości cząsteczki (spolaryzowania), - wiązania koordynacyjnego, również o polarnym charakterze, gdy uwspólniano parę elektronów dostarcza tylko jeden z atomów (donor). Wiązania takie są charakterystyczne dla związków kompleksowych i we wzorach chemicznych przedstawia się je jako strzałkę skierowaną od donora do akceptora pary elektronowej; Budowa cząsteczki 20

21 wiązanie metaliczne - uwspólnienie chmury zdelokalizowanych elektronów pochodzących z dużego zbiorowiska atomów (najczęściej z sieci krystalicznej metali). Tworzą je pierwiastki o niskiej elektroujemności. Może powstać z atomów tego samego metalu lub ze stopu zawierającego atomy różnych pierwiastków. Budowa cząsteczki 21

22 Budowa cząsteczki Oprócz utworzenia wiązań chemicznych wzajemne oddziaływanie atomów bądź cząsteczek prowadzi do występowania oddziaływań międzycząsteczkowych o charakterze fizycznym. Do najważniejszych z nich należą: siły van der Waalsa - wywołane oddziaływaniem dipoli trwałych, induko­wanych bądź sił dyspersyjnych (dipole chwilowe związane ze zmianą gęstości ładunku na powłoce walencyjnej); wiązanie wodorowe - oddziaływanie pomiędzy atomami wodoru i silnie elektroujemnymi atomami (fluor, tlen, azot), polegające również na przyciąganiu się dipoli, jednakże ze względu na małe rozmiary atomu wodoru - znacznie silniejsze od sił van der Waalsa. Wiązanie wodorowe powoduje asocjację czqsteczek w cieczach (a tym samym podwyższenie ich temperatury wrzenia) oraz odgrywa szczególnie ważną rolę we właściwościach wody, kwasu fluorowcowodorowego oraz szeregu związków organicznych. 22

23 Układ okresowy pierwiastków – budowa układu okresowego Wraz z liniowym wzrostem liczby atomowej właściwości fizykochemiczne pierwiastków zmieniają się cyklicznie czyli okresowo. Okresowość obejmuje min. zmiany następujących właściwości: gęstości i objętości atomowej, temperatury wrzenia i topnienia, energii jonizacji (energia potrzebna do oderwania elektronu walencyjnego) oraz elektroujemności (zdolność przycią­gania elektronów), natomiast masa atomowa rośnie liniowo wraz z liczbą atomową. 23

24 Układ okresowy pierwiastków Istota okresowych zmian właściwości polega na tym, że uporządkowany według rosnących liczb atomowych szereg pierwiastków zawiera w określonych odstępach pierwiastki o podobnych właściwościach. Zależności te, określone mianem prawa okresowości, odkrył w 1869 roku Dymitr Mendelejew i na jej podstawie opracował tablicę, zwana układem okresowym pierwiastków. Tablica Mendelejewa była przez kolejne lata modyfikowana i obecnie zawiera 109 pierwiastków ułożonych według wzrastającej liczby atomowej. Zbudowana jest z 18 kolumn, zwanych grupami, oraz 7 rządów, zwanych okresami. 24

25 Układ okresowy pierwiastków 25

26 26

27 Grupy dzieli się na główne (1,2, 13-18) oraz poboczne (3-12). Pierwiastki w grupie cechują podobne właściwości fizykochemiczne, przy czym podobieństwa te są wyraźniej zaznaczone w grupach głównych. Początkowe 2 grupy (z wyłączeniem wodoru) charakteryzują silne właściwości metaliczne, rosnące wraz z liczbą atomowa pierwiastków w grupie. Odwrotną zależność obserwuje się w grupach 14-17, zdominowanych przez niemetale, dla których reaktywność maleje z wzrostem liczby atomowej. Ostatnia grupa w układzie okresowym (18) skupia gazy szlachetne, charakteryzujące się biernością chemiczną. Z właściwości chemicznych najmocniej związane z prawem okresowości s właściwości kwasowo- zasadowe. Grupy o silnych właściwościach metalicznych tworzą tlenki zasadowe, natomiast niemetale twórz tlenki kwasowe. Układ okresowy pierwiastków 27

28 Układ okresowy pierwiastków Ostatnia grupa w układzie okresowym (18) skupia gazy szlachetne, charakteryzujące się biernością chemiczną. Z właściwości chemicznych najmocniej związane z prawem okresowości są właściwości kwasowo-zasadowe. Grupy o silnych właściwościach metalicznych tworzą tlenki zasadowe, natomiast niemetale tworzą tlenki kwasowe. Dla większości pierwiastków grup głównych numer grupy pokrywa się z najczęściej spotykaną dla tych pierwiastków wartościowością (dla grup jest to numer grupy pomniejszony o 10). 28

29 Układ okresowy pierwiastków Okresy. Wzdłuż okresu właściwości metaliczne stopniowo maleją. Granica metale – niemetale nie jest ostra, na jej styku występują pierwiastki łączące obie te właściwości nazywane półmetalami (B, Si, As, Sb, Te, At) 29

30 Układ okresowy pierwiastków Prawidłowości zaobserwowane przez Mendelejewa mają źródło w budo­wie elektronowej pierwiastków. O strukturze układu okresowego decyduje kolejność zapełniania powłok elektronami, a okresowość właściwości chemicznych pierwiastków spowodowana jest cyklicznym powtarzaniem się typów konfiguracji elektronów walencyjnych. 30

31 Układ okresowy pierwiastków Oprócz podziału na grupy i okresy w układzie okresowym wyróżnia się podział na cztery bloki o określonej konfiguracji elektronowej. Blok s stanowią dwie pierwsze grupy pierwiastków (litowce, berylowce, wodór i hel) zapełniające podpowłokę typu s jako ostatnią. Charakteryzuje je konfiguracja ns 1 bądź ns 2. Blok p zawiera pierwiastki grup głównych Zapełniają one pod­powłokę p i mają odpowiednio konfiguracje od ns 2 p 1 do ns 2 p 6. Blok d stanowią pierwiastki grup pobocznych zapełniających podpowłokę ns 2 oraz wewnętrzną podpowłokę (n-1)d Blok f to pierwiastki grup lantanowców i aktynowców zapełniających podpowłokę ns 2 oraz wewnętrzną podpowłokę (n-2)f

32 Wybrane pierwiastki bloku s Do pierwiastków bloku s należą litowce (metale alkaliczne) oraz berylowce (metale ziem alkalicznych). Ze względu na ten sam typ konfiguracji elektronów walencyjnych do bloku tego można zaliczyć również wodór i hel. Jednakże z powodu odrębnych właściwości tych pierwiastków wodór traktowany jest osobno, a hel zaliczany jest do gazów szlachetnych (helowców) w bloku p. 32

33 Wybrane pierwiastki bloku s Wspólne cechy łączące litowce i berylowce to: wybitnie metaliczny charakter tworzenia tlenków zasadowych, niskie wartości elektroujemności i małą energie jonizacji. W związkach chemicznych litowce i berylowce wykazują jedną wartościowość, równą numerowi grupy, a w roztworach występują jako jony dodatnie (kationy). Z mocnymi kwasami pierwiastki te tworzą trwałe sole, które nie wykazują tendencji do hydrolizy. Ich wodorotlenki mają charakter zasadowy, z wyjątkiem Be(OH) 2, który jest amfoteryczny. 33

34 Wybrane pierwiastki bloku s Ze względu na małą energię jonizacji elektrony walencyjne litowców i berylowców są bardzo słabo związane z atomem i w sieci metalicznej tworzą wolne chmury elektronowe, co jest przyczyną dobrego przewodnictwa elektrycznego. Niska energia jonizacji powoduje również, że elektrony walencyjne pierwiastków bloku s łatwo ulegają wzbudzeniu, przechodząc na wyższy poziom energetyczny. Powracając do stanu stacjonarnego, elektrony oddając nadmiar energii i widmo w zakresie światła widzialnego. Z tego powodu lotne związki litowców i berylowców charakteryzuje zdolność barwienia płomienia. I tak związki litu barwią go na karminowo, sodu - na żółto, potasu, rubidu i cezu - na jasnofioletowo, wapnia - ceglastoczerwono, strontu i radu - karminowo, a baru - zielono. 34

35 Wybrane pierwiastki bloku s Z uwagi na bardzo dużą reaktywność pierwiastki z grupy litowców i berylowców nie występują w przyrodzie w stanie wolnym, lecz w postaci soli. Różnią się znacznie rozpowszechnieniem w przyrodzie, jedynie sod, potas, magnez i wapń występują w dużych ilościach. Jony tych metali znajdują się w wodach morskich oraz związane są w krzemianach i glinokrzemianach, wchodzących w skład gleb i skał. Liczne ich sole występują jako skały i złoża mineralne. Do ważniejszych należą: NaCI (sól kamienna), KCI (sylwin), NaNO 3 (saletra chilijska), KNO 3 (saletra indyjska), CaCO 3 (wapienie, kreda, marmur), MgCO 3 (magnezyt), gips CaSO 4. 2H 2 O, Ca 3 (PO 4 ) 2 (fosforyt). Złoża te mają duże znaczenie przemysłowe. 35

36 Wybrane pierwiastki bloku s Pierwiastki litowców i berylowców w stanie wolnym można uzyskać jedynie w reakcjach elektrolizy stopionych chlorków tub wodorotlenków. Są to srebrzyste metale, o znacznej aktywności chemicznej, pokrywające się na powietrzu warstwą tlenku lub nadtlenku. Charakteryzuje je mała gęstość, stąd popularnie nazywa się je metalami lekkimi. Lit jest najlżejszym z metali, a sód i potas mają gęstość mniejszą od wody. Na skalę przemysłową, drogą elektrolizy, wytwarza się jedynie sod. 36

37 Lit, sód, potas Sód i potas należą do pospolitych pierwiastków skorupy ziemskiej, a lit występuje w niektórych ich złożach. Pod względem chemicznym odznaczają się dużą aktywnością, wzrastającą wraz z masą atomową. Są również bardzo dobrymi reduktorami. Spalane w obecności tlenu twórz odpowiednio: lit - tlenek (Li 2 O), sod - nadtlenek (Na 2 O 2 ) a potas - ponadtlenek (KO 2 ). Reagują bardzo gwałtownie i egzotermicznie z wodą, co może prowadzić do samozapłonu powstającego w tej reakcji wodoru: 2Na + HZO = 2NaOH + H 2 37

38 Lit, sód, potas Wodorotlenki wszystkich litowców są związkami jonowymi o charakterze mocnych zasad. Wodorotlenek sodu, znany jest pod nazwami: ług sodowy lub soda kaustyczna. Na skale techniczną uzyskiwany jest w wyniku elektrolizy wodnego roztworu chlorku sodu metodą rtęciową. Z innych związków sodu mających duże zastosowanie przemysłowe są węglany: Na 2 CO 3 (soda) oraz NaHCO 3 (soda oczyszczona). Węglan sodu uzyskuje się metodą amoniakalną Solvaya: 2NH 3 + 2CO 3 + 2H 2 O = 2(NH 4 )HCO 3 W obecności nadmiaru NaCI tworzy się słabo rozpuszczalny w wodzie wodorowęglan sodu, który poddaje się ogrzewaniu (kalcynacji): 2(NH 4 )HCO 3 + 2NaCl = 2NaHCO 3 + 2NH 4 Cl 2NaHCO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 38

39 Lit, sód, potas Z pozostałych związków litowców należy wymienić azotany sodu i potasu (saletry), które stosowane są jako nawozy sztuczne, wodorotlenek potasu wykorzystywany w produkcji detergentów oraz chromian(VII) potasu używany do produkcji barwników. Zastosowanie przemysłowe znajdują również czyste metale. Lit wykorzystuje się jako dodatek do stopów glinu, cynku i magnezu jako środek zwiększający ich twardość, wytrzymałość i odporność na korozję. Stosowany jest również w ogniwach galwanicznych (baterie). Pary sodu używane są w lampach sodowych jako oświetlenie, a cieku sód - jako ciecz chłodząca w reaktorach jądrowych. 39

40 Beryl, magnez, wapń Z grupy berylowców najbardziej rozpowszechnione w skorupie ziemskiej są wapń i magnez, natomiast beryl tworzy nieliczne i rzadko występujące minerały. Beryl ze względu na małe rozmiary atomu i stosunkowo dużą elektroujemność (2.0) odbiega właściwościami od pozostałych pierwiastków w grupie. Ma tendencję do tworzenia wiązań o charakterze kowalencyjnym, a nie jonowym, a jego tlenki wykazują właściwości amfoteryczne: BeO + H 2 S0 4 = BeSO 4 + H 2 O BeO + 2NaOH =Na 2 [Be(OH) 4 ] 40

41 Beryl, magnez, wapń Berylowce mają dużą tendencję do tworzenia związków uwodnionych - hydratów. Tendencja ta maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej. Bezwodny MgCl 2 jest środkiem silnie higroskopijnym. Z nasyconych roztworów wydziela się w postaci sześciowodnej soli MgCl 2. 6H 2 O. W obecności tlenu przechodzi ona w tlenochlorki o rożnym składzie: 2MgCl 2 + H 2 O = Mg 2 OCl 2 + 2HCl Mieszaninę tlenochlorków magnezu, o rożnym stopniu uwodnienia, można również uzyskać, mieszając stężony roztwór MgCl 2 z tlenkiem magnezu. Powstaje wówczas cement Sorela, stosowany w budownictwie do wytwarzania płyt podłogowych, okładzin, schodów 41

42 Beryl, magnez, wapń Wszystkie węglany berylowców są związkami trudno rozpuszczalnymi w wodzie. W obecności dwutlenku węgla przechodzą do roztworu jako wodorowęglany: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3 ) 2 Jest to reakcja odwracalna i szeroko rozpowszechniona w przyrodzie. W skałach wapiennych powoduje ona występowanie zjawisk krasowych. Wody podziemne, bogate w dwutlenek węgla, rozpuszczają skały wapienne, tworząc szczeliny, jaskinie, korytarze, a powstałe roztwory Ca(HCO 3 ) 2, wydostając się na powietrze, tracą CO 2 i wydzielają stały węglan wapnia CaCO 3. Dzięki temu w jaskiniach narastają grube warstwy naciekowe w postaci sopli - stalaktytów i słupów - stalagmitów. 42

43 Beryl, magnez, wapń Związki wapnia są szeroko wykorzystywane w budownictwie. Najważniejszym z nich jest wapno palone CaO, stosowane do sporządzania zapraw murarskich, tynków, cegieł i betonów komórkowych. Uzyskuje się je podczas wypalania skał bogatych w kalcyt (CaCO 3 ), takich jak wapienie i kredy: CaCO 3 = CaO + CO 2 Uzyskany tlenek wapnia poddaje się procesowi gaszenia, tj. uwadniania z nadmiarem wody, uzyskując tzw. wapno gaszone: CaO + H 2 O= Ca(OH) 2 43

44 Beryl, magnez, wapń Zastosowanie w budownictwie znajduje również siarczan wapnia CaSO 4. W naturze występuje on jako bezwodny anhydryt oraz w postaci uwodnionej jako gips (CaSO 4. 2H 2 O). Gips ogrzewany powyżej temperatury 373K traci wodę, przechodząc w gips półwodny CaSO 4. 1/2H 2 O, który łatwo pobiera wodę i twardnieje. W temperaturze 470K powstaje gips bezwodny zdolny pochłaniać wodę, ale podgrzewany powyżej 600K traci tę właściwość. Używa się go w produkcji kwasu siarkowego, farb malarskich, a także w chirurgii. 44

45 Beryl, magnez, wapń Magnez i beryl znajdują szerokie zastosowanie jako składniki lekkich stopiw (np. MgMn, MgAIZnMn) wykorzystywanych w przemyśle lotniczym i samochodowym oraz przy produkcji pojazdów kosmicznych. Stopy te charakteryzuje duża odporność na alkalia, związki organiczne (oprócz kwasów), ale są one bardzo podatne na korozję elektrochemiczną. Beryl używany jest również w lampach rentgenowskich oraz w reaktorach atomowych (osłony na pręty paliwowe). 45

46 Wodór Wodór zajmuje szczególne miejsce pomiędzy pierwiastkami. Ze względu na jeden elektron walencyjny znajduje sic w tej samej grupie co litowce. Rożni się od nich znacznie elektroujemnością oraz właściwościami fizycznymi i chemicznymi. Mimo że jest gazem, nie można go łączyć z grupą helowców, które są gazami bardzo mało reaktywnymi. W związku z tym wodoru nie włącza się do żadnej z grup układu okresowego i rozpatruje odrębnie. 46

47 Wodór Wodór jest najlżejszym pierwiastkiem, a w stanie wolnym tworzy dwu­atomowe cząsteczki H 2. W wysokiej temperaturze bądź pod wpływem wyładowań elektrycznych można uzyskać bardzo reaktywny wodór atomowy. Ma on zdolność łączenia się z szeregiem pierwiastków (np. fluorowcami, siarką, arsenem), stanowi również silny środek redukujący. Rekombinacja atomów wodoru w cząsteczkę jest procesem bardzo egzotermicznym, co wykorzystuje się do topienia trudno topliwych substancji (np. wolframu). 47

48 Wodór Wodór występuje w postaci trzech izotopów. Wodór lekki o liczbie masowej 1 nazwany jest protem i oznaczany symbolem H. Stanowi on 99,985% wodoru występującego w przyrodzie. Wodór ciężki o liczbie masowej 2 nazywa się deuter i ma symbol D, a najcięższy tryt - symbol T. W przyrodzie wodór występuje prawie wyłącznie w postaci związków chemicznych. Jest składnikiem wody oraz ogromnej liczby związków orga­nicznych. W laboratorium wodór można uzyskać w reakcji metali o ujemnym potencjale standardowym z kwasami beztlenowymi lub z wodą, np. Mg + 2HCl= MgCl 2 + H 2  48

49 Wodór Wodór jest bezwonnym gazem bardzo słabo rozpuszczalnym w wodzie, natomiast dobrze rozpuszcza się w niektórych metalach (Pt, Ni, Cu, Fe). Stanowi najlżejszy z gazów, dzięki czemu można go zbierać w otwartych naczyniach odwróconych do góry dnem. Z tlenem wodór reaguje bardzo egzotermicznie: 2H 2 +O 2 =2H 2 O 49

50 Wodór W temperaturze pokojowej reakcja ta nie zachodzi, natomiast w temperaturach wyższych niż 720K przebiega wybuchowo. Jeśli zachowane są stechio­metryczne proporcje objętościowe wodoru i tlenu (2:1), to mieszanina taka nosi nazwę mieszaniny piorunującej. wystarczy iskra elektryczna, aby doszło do jej wybuchu. W podwyższonych temperaturach wodór jest silnym reduktorem. Może być wykorzystany do otrzymywania czystych metali z ich tlenków: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O Właściwości te służą do przemysłowego otrzymywania germanu, molibdenu i wolframu. Z innych ważnych zastosowań przemysłowych wodoru należy wymienić syntezę amoniaku oraz utwardzanie olejów roślinnych w przemyśle spożywczym. 50

51 Wybrane pierwiastki bloku p Do bloku p należą pierwiastki sześciu grup głównych h: borowce, węglowce, azotowce, tlenowce, fluorowce, oraz gazy szlachetne helowce (wyjątek hel). W odróżnieniu od dość jednolitego pod względem właściwości bloku s pierwiastki bloku p mają zróżnicowany charakter. Są wśród nich metale, niemetale oraz gazy szlachetne. We wszystkich grupach obserwuje się również, że najlżejszy pierwiastek odbiega właściwościami od pozostałych w grupie. Przyczyną tego zjawiska jest jego mały promień atomowy oraz brak orbitali typu d. Cięższe pierwiastki w grupie, mające orbitale typu d, są zdolne tworzyć większą liczbę wiązań kowalencyjnych i przyjmować bardziej zróżnicowane stopnie utlenienia. Natomiast małe rozmiary pierwiastków drugiego okresu powodują, że zdolne są one tworzyć trwałe wiązania (np. N=N, O=O, C=O, C=C, N=C). 51

52 Fluor, chlor, brom, jod Grupa fluorowców obejmuje pięć pierwiastków: fluor, chlor, brom, jod i astat. Ich wspólne cechy stanowią: bardzo dużą aktywność chemiczną oraz silne działanie utleniające. Wszystkie są niemetalami o dużych wartościach elektroujemności, mającymi po 7 elektronów walencyjnych, co powoduje ich trwałe występowanie w postaci anionów X -. Najtrwalszy stopień utlenienia pierwiastków tej grupy to (-I) i jest to jedyny stopień utlenienia fluoru. Pozostałe pierwiastki mogą przyjmować stopnie utlenienia od (-I) do (VII). Na dodatnich stopniach utlenienia występują w tlenkach, kwasach tlenowych i ich solach. 52

53 Fluor, chlor, brom, jod Ze względu na dużą reaktywność fluorowce w naturze występują tylko w stanie związanym. Jony fluorkowe są składnikiem minerałów, takich jak fluoryt (CaF 2 ) i kriolit (Na 3 [AlF 6 ]). Jony chlorkowe występują w wodzie morskiej oraz w minerałach - sylwinie (KCI) i soli kamiennej (NaCI). Złożom chlorku sodu i saletry sodowej towarzyszą jodany i nadjodany, będące źródłem otrzymywania jodu. 53

54 Fluor, chlor, brom, jod Fluorowce w stanie wolnym występują w postaci cząsteczek dwuatomo­wych. Fluor i chlor uzyskuje się poprzez elektrolizę ich stopionych soli. W warunkach normalnych fluor i chlor są żółtozielonymi gazami, brom - ciemnobrunatną lotną cieczą, a jod - ciałem stałym o metalicznym połysku. Astat, będący pierwiastkiem promieniotwórczym o krótkim okresie półtrwania, nie występuję w przyrodzie. Chlor i brom dobrze rozpuszczają się w wodzie tworząc, odpowiednio, bezbarwną wodę chlorową i brunatną wodę bromową. Są one używane w laboratorium jako środki utleniajace. 54

55 Fluor, chlor, brom, jod Duże znaczenie praktyczne mają pochodne fluorowcowe węglowodorów. Spolimeryzowany fluoroetylen C 2 F 2, o nazwie handlowej teflon, wykazuje wysoką odporność chemiczną oraz termiczną, jest niepalny i ma właściwości izolacyjne. Jest stosowany jako tworzywo antykorozyjne. Druga duża grupa związków fluoru z węglem to freony (np. Cl 3 CF, Cl 2 CF 2, Cl 3 C 2 F 3 ). Znajdują one zastosowanie w chłodnictwie oraz jako wypełniacze aerozolowe. Są lotnymi, trwałymi, nietoksycznymi substancjami, groźnymi jednak dla środowiska, gdyż niszczą w stratosferze ochronną warstwę ozonu. Z tego względu obecnie zastępuje się je pokrewnymi związkami, których rozpad następuje już w atmosferze, dzięki czemu nie zagrażają warstwie ozonowej. 55

56 Fluor, chlor, brom, jod Brom znajduje zastosowanie w produkcji leków i barwników syntetycz­nych. Znacznych jego ilości używa się do otrzymywania dibromoetylenu, ważnego środka przeciwstukowego dodawanego do benzyny ołowiowej. Bromek srebra stosowany jest w technice fotograficznej, a bromek potasu w medycynie - jako środek uspokajający. Jod używany jest w przemyśle barwników, a jodynę (10% roztwór jodu w alkoholu etylowym) wykorzystuje się w medycynie jako środek dezynfekcyjny. 56

57 Tlen i siarka Z grupy tlenowców najszerzej rozpowszechnione w przyrodzie są tlen i siarka. Są one jedynymi niemetalami w tej grupie. W odróżnieniu od pozostałych tlenowców oba te pierwiastki mają zdolność tworzenia wiązań podwójnych (O=O, C=O, C=S). Tlen jest najpowszechniejszym ze wszystkich pierwiastków. W stanie wolnym jest składnikiem powietrza atmosferycznego, gdzie występuje w dwóch odmianach alotropowych: dwuatomowego tlenu O 2 i trójatomowego ozonu 0 3. W postaci związanej jest składnikiem skorupy ziemskiej (krzemiany, dwutlenek krzemu, sole kwasów organicznych), wody oraz wielu substancji organicznych (np. węglowodany, białka). 57

58 Tlen i siarka W skali przemysłowej tlen techniczny otrzymuje się poprzez destylację frakcyjną skroplonego powietrza. Bardzo czysty tlen pochodzi z elektrolizy wodnych roztworów NaOH lub H 2 SO 4 Tlen jest pierwiastkiem bardzo aktywnym chemicznie, łączy się bezpośrednio z większością pierwiastków, tworząc tlenki, np. Al + O 2 = AI 2 O 3 Większość reakcji tego typu ma charakter egzotermiczny, jedynie nieliczne wymagają doprowadzenia energii z zewnątrz: N+O 2 =2NO Litowce, łącząc się z tlenem, od razu dają, nadtlenki lub ponadtlenki: 2Na + O 2 = Na 2 O 2 K+O 2 =KO 2 58

59 Tlen i siarka Nadtlenek wodoru H 2 O 2 jest bezbarwną cieczą niewystępującą w przyrodzie. Z wodą miesza się w każdej proporcji, ale nawet jego rozcieńczone roztwory są nietrwale i ulegają rozkładowi. Proces ten przyspiesza światło i temperatura. Typowe produkty handlowe H 2 O 2 to 30% roztwór wodny, noszący nazwę perhydrol, oraz 3% woda utleniona. Nadtlenek wodoru ma silne właściwości utleniające: 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O W reakcjach z silnymi utleniaczami może działać redukująco: Ag 2 O + H 2 O 2 = 2Ag + O 2 + H 2 O 59

60 Do najważniejszych związków tlenu należy woda, czyli tlenek wodoru. Jest to bezbarwna ciecz o gęstości 1 g/cm 3 (w temperaturze 4°C). W normal­nych warunkach ciśnienia krzepnie w temperaturze 0°C, a wrze w temperaturze 100°C. Wraz ze zmianą ciśnienia temperatura krzepnięcie wody zmienia się nieznacznie, natomiast temperatura wrzenia ulega dużym zmianom. Tlen i siarka 60

61 Woda występuje także w związkach chemicznych jako: woda konstytucyjna, to jest związana chemicznie w cząsteczce (np. Ca(HCO 3 ) 2, cząsteczki węglowodanów); woda krystalizacyjna, zawarta w ilościach stechiometrycznych w sieci krystalicznej różnych soli (np. CuSO 4. 5H 2 O, CaSO 4. 2H 2 O); woda zeolityczna, zawarta w zmiennych ilościach w różnych związkach (np. w glinokrzemianach, kwasach krzemowych). Nie można jej wyrazić wzorem chemicznym. Tlen i siarka 61

62 Tlen i siarka Siarka w stanie wolnym tworzy rozległe złoża, a w stanie związanym występuje jako siarczki i siarczany: blenda cynkowa ZnS, galena ołowiowa PbS, piryt FeS 2, gips CaSO 4. 2H 2 O i baryt BaSO 4. Do celów przemysłowych wykorzystuje się głownie rafinowaną siarkę ze złoża. Znajduje ona zastosowanie w procesie wulkanizowania kauczuku, do wytwarzania zapałek, w medycynie - przy leczeniu chorób skórnych, w rolnictwie - do zwalczania pasożytów. Przede wszystkim jest produktem wyjściowym do wytwarzania wielu ważnych przemysłowo związków (np. H 2 SO 4, CS 2, SO 2 ). 62

63 Wybrane pierwiastki bloku d Atomy pierwiastków bloku d, noszące nazwę zewnątrzprzejsciowych, zapełniają elektronami walencyjnymi podpowłokę s powłoki zewnętrznej (n) oraz podpowłokę d powłoki przedostatniej. Wszystkie są metalami dobrze przewodzącymi ciepło i elektryczność. Szczególnie dobrym przewodnictwem elektryczności charakteryzują się miedziowce. Z wyjątkiem rtęci miedziowce są ciałami stałymi o wysokich temperaturach topnienia i wrzenia. 63

64 Wybrane pierwiastki bloku d Większość związków metali grup przejściowych wykazuje silne zabarwienie. Wspólną cechą charakterystyczną dla metali grup przejściowych jest także zdolność tworzenia licznych związków kompleksowych. Do innych cech charakterystycznych dla pierwiastków bloku d to zdolność wielu metali do pasywacji oraz przejawianie właściwości piroforycznych, polegających na samorzutnym zapaleniu się sproszkowanego metalu w powietrzu. 64

65 Żelazo, Fe Ze wszystkich pierwiastków bloku d największe znaczenie przemysłowe ma żelazo, ze względu na powszechność zastosowania stali. Jest to też najbardziej rozpowszechniony w przyrodzie pierwiastek tego bloku. Razem z niklem stanowi ono główny składnik metalicznego jądra ziemi. Żelazo w stanie czystym jest srebrzystym metalem ulegającym w obecności tlenu pasywacji. W przyrodzie nie występuję w stanie wolnym, a jego najważniejszymi rudami są tlenki i siarczki (np. magnetyt Fe 3 O 4, hematyt Fe 2 O 3, piryt FeS 2 ). Chemicznie czyste żelazo można uzyskać laboratoryjnie w reakcji redukcji jego tlenków wodorem bądź tlenkiem węgla: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O 65

66 Natomiast na skalę techniczną uzyskuje się żelazo w wielkich piecach w procesach redukcji naturalnych rud żelaza koksem. Procesy te można opisać następującymi reakcjami: 3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2 Fe 3 O 4 + CO = FeO + CO 2 FeO + CO = Fe + CO 2 Redukcja rudy zachodzi w wysokich temperaturach ( °C). Czynnik redukujący - tlenek węgla powstaje podczas przepływu powietrza nad rozżarzonym koksem. Koks spala się do CO 2, a następnie redukuje powstały dwutlenek węgla do CO: C+O 2 =CO 2 CO 2 +C=CO Żelazo, Fe 66

67 Produkt wielkopiecowy, zwany surówką, zawiera od 2,5% do 4,5% węgla. Poza tym, zależnie od surowca, ma niewielkie domieszki krzemu, manganu, fosforu i siarki. Surówka bogata w krzem oraz zawierająca węgiel, głownie w postaci grafitu, nosi miano szarej i wytwarza się z niej żeliwo. Żeliwo nadaje się do odlewania części maszyn, rur, wanien itp. Natomiast surówka biała jest bogata w domieszki manganu, a zawarty w niej węgiel ma głównie postać węglika żelaza Fe 3 C. Surówka ta jest odwęglana, ewentualnie wzbogacana w pierwiastki poprawiające wytrzymałość (np. molibden, wanad) lub odporność chemiczną (np. chrom) i wytwarza się z niej stal. Stal w znacznie większym stopniu niż żelazo ulega procesom korozji, co wiąże z obecnością węgla i węglików żelaza wpływających na powstanie w stali mikroogniw galwanicznych, powodujących korozję elektrochemiczną. Żelazo, Fe 67

68 Mangan, Mn Mangan wśród metali ciężkich zajmuje drugie miejsce po żelazie pod względem rozpowszechnienia w przyrodzie. W naturze występuje w postaci minerałów: braunsztynu MnO 2, braunitu Mn 2 O 3, manganitu MnO. (OH) 2 oraz szpatu manganowego MnCO 3. Rudy te przerabia się na stop manganu z żelazem, znajdujący zastosowanie w hutnictwie żelaza jako odtleniacz oraz dodatek zwiększający twardość stali. Czysty mangan otrzymuje się na drodze elektrolizy roztworów jego soli. Jest to srebrzystoszary metal łatwo roztwarzający się w kwasach, ulegający utlenieniu na powietrzu. 68

69 Związku manganu na VII stopniu utlenienia są nietrwałe i wykazują silne właściwości utleniające. Do najbardziej znanych należy nadmanganian potasu KMnO 4, tworzący czerwono-fioletowe kryształy słabo rozpuszczalne w wodzie. Jon MnO 4 nadaje roztworom tej soli barwę fioletową. Mangan, Mn 69

70 Chrom, Cr Chrom występuje w przyrodzie w postaci minerałów. Najważniejsze z nich to chromit FeCr z O 4 oraz krokoit PbCrO 4. W stanie wolnym, w odróżnieniu od żelaza i manganu, chrom wykazuje znaczną odporność chemiczną: Jest odporny na działanie powietrza, wody, stężonych kwasów utleniających (pasywuje się), nie reaguje z siarką ani fluorowcami. Z tego względu stosuje się go jako dodatek do stali nierdzewnych oraz przy galwanicznym wytwarzani powłok antykorozyjnych. 70

71 Chrom, Cr Większość związków chromu jest barwna, dzięki czemu znajduje on zastosowanie jako pigmenty do farb. Barwa związków może zależeć od stopni uwodnienia. Związki chromu(II) są umiarkowanie szkodliwe dla zdrowia, natomiast związki chromu(VI) są kancerogenne, a bezpośredni kontakt z nimi powoduje stany zapalne skóry i błon śluzowych. 71

72 Dziękuję za uwagę 72


Pobierz ppt "Chemia Wykład 1 Politechnika Rzeszowska Wydział Zarządzania Wykład z chemii."

Podobne prezentacje


Reklamy Google