Chemia

Lekcja 1
Temat: Lekcja Organizacyjna.

Ułóż wzory sumaryczne związków z atomów o podanej wartościowości:

Siarczek ołowiu (II) – PbS2
Węglik glinu – Al4C3
Chlorek wapnia – CaCl2
Tlenek sodu – Na2O
Fluorek siarki – SF6
Tlenek Osmu (VIII) – OsO4
Chlorek Miedzi (I) – CuCl
Tlenek Azotu (V) – N2O5
Siarczek Krzemu – SiS2
Tlenek Azotu (III) – N2O3

Lekcja 2
Temat: Substancje chemiczne; podział i właściwości.

Substancja chemiczna jest to związek, pierwiastek lub mieszanina mająca specyficzne właściwości fizyczne i chemiczne.

pierwiastkinazwaStan skupieniabarwapołyskPrzewodnictwo prąduKowalność
O2TlenGazBezbarwny—
Br2Brom CieczBrunatny—
I2Jodc. stałeCzerwony—
FeŻelazoc. stałeMetaliczny (Szary)++-
ZnCynkc. stałeMetaliczny (Szary)+++
CuMiedźc. stałeRudy+++
Al.Glinc. stałeSzary+++
SbAntymonc. stałeBiały—
SSiarkac. stałeŻółty—
CWęgielc. stałeCzarny / Szary—

Niemetale:
O2, Br2, I2, S, C – różne struktury, barwy; są bez połysku, nie są kowalne i nie przewodzą prądu

Półmetale :Antymon

Metale:
Fe, Zn, Cu, Al. – ciała stałe, głównie srebrno-szare, maja połysk, przewodzą prąd, są kowalne.

Lekcja 3
Temat – nazwy i symbole pierwiastków chemicznych (symbole i wzory – powtórzenie ze szkoły podstawowej).

Pierwiastek chemiczny – Substancja prosta. Zbiór atomów jednego rodzaju o identycznej liczbie atomowej. Nie można rozłożyć na prostsze za pomocą reakcji chemicznych i fizycznych.

Brom (łac. Bromus) – wstrętny fetor – właściwość
Wodór (łac. Hydrogenium) – tworzący wodę – właściwość
Hel – (Łac. Helium) – pochodzący ze Słońca
Rad – radioaktywny
Polon – Polska

Geneza nazw pierwiastków od ich właściwości:
Chrom – barwa
Chlor – zielono-żółty
Aktyn – jest aktywny
Siarka – Żółty
Neon – nowy
Xenon – obcy
Krypton – ukryty
Hel – Słońce

Na cześć odkrywców (od ich nazwisk) i nazwisk słynnych naukowców :
Lorens
Mendelew
Berkel
Frans
Nobel

Od nazw geograficznych:
Polon
Europ
German
Ameryk
Samar
Kaliforn
Skand
Ren
Magnez

Od Nazw Mitologicznych:
Vanad
Selen
Promet
Neptun
Uran
Tytan
Pallad
Niob
Thor
Pluton

Pierwiastki o Z 104-109 mają utworzone nazwy od łacińskich liczebników.

Od minerałów, z których zostały otrzymane:
Glin
Beryl
Krzem
Wapń

W starożytności znane było dziewięć pierwiastków chemicznych : Au, Ag, Pb, Fe, Cu, Hg, Sn, S, C.
W średniowieczu: Au, Ag, Pb, Fe, Cu, Hg, Sn, S, C, As, Sb, Bi, Zn.
Obecnie znane jest ok. 109 pierwiastków, a 88 występuje w przyrodzie, resztę otrzymano na drodze reakcji jądrowych.

Symbole pierwiastków.
Pierwsze symbole wymyślili średniowieczni alchemicy.

Lekcja4
Temat: typy reakcji chemicznych.

Spalaniu towarzyszyło:
- błysk światła
-wydalanie dymu

wniosek: powstał jasny (biały), kruchy proszek – MgO.

2Mg + O2 → 2MgO
metal gaz biały proszek

NaOH

CuSO4

Cu(OH)2↓

2NaOH + CuSO4 → Na2SO4 + Cu(OH)2↓

Obserwacje : Powstał niebieski, galaretowaty osad Cu(OH)2↓.

Cu(OH)2↓ → CuO↓ + H2O

Typy reakcjiOgólny zapis równania
1. Synteza
1. Analiza
1. Wymiana:
 pojedyncza
 podwójna A + B → AB
AB → A + B

AB + C → AC + B
AB + CD → AD + BC
1. Reakcja egzotermiczna

1. Reakcja endotermicznaReakcja, która powoduje wydzielanie ciepła z układu do otoczenia:
AB + C → AC + B + Q
Reakcja, która powoduje pobranie ciepła z otoczenia do układu:
AB + C + Q → AC + B
Reakcje w roztworach wodnych:

1. Strąceniowe
1. Dysocjacja

1. Zobojętniania
1. Rugowania (Wypierania)

AB + C → AC↓ + B
Rozkład elektrolitu na kationy i aniony pod wpływem wody lub temperatury:
NaCl → Na+ + Cl-

Objawy towarzyszące reakcjom chemicznym :

 Wytrąca się osad
 Zmienia się kolor
 Zmieniają się właściwości produktu
 Wydziela się ciepło
 Pobierane jest ciepło
 Bulgotanie
 Odgłos
 Zmiana objętości
 Zmiana odczynu
 Zmiana stanu skupienia
 Świecenie
 Zmiana zapachu

*Entalpia reakcji – efekt cieplny po przemianie izotermiczno-izobarycznej. Energia wymieniona nie ma bezwzględnej wartości.

Lekcja 5
Temat: podstawowe prawa chemiczne

1798 M. Łomonosow i A. Lavoisier – prawo zachowania masy.
1799 J. Proust – Prawo stosunków stałych

Układ:
 zamknięty – układ który nie wymienia masy z otoczeniem, lecz może wymieniać energię.
 Otwarty – układ który wymienia masę i energię z otoczeniem.
 Izolowany – układ który nie wymienia masy i energii z otoczeniem

PRAWO ZACHOWANIA MASY:
W układzie zamkniętym suma mas substratów reakcji chemicznej równa jest sumie mas produktów powstałych w tej reakcji.

PRAWO STOSUNKÓW STAŁYCH:
W związku chemicznym atomy łączą się ze sobą w cząsteczki, w których stosunek mas atomów jest wielkością stałą.

1) Kwaśny węglan amonu ulega rozkładowi podczas ogrzewania na: amoniak, parę wodną i dwutlenek węgla. Z rozkładu 79g substratu otrzymujemy 17g amoniaku i 44g dwutlenku węgla. Ile otrzymamy wody?

Dane:
M NH4HCO3 = 79g
M NH3 = 17g
M CO2 = 44g
Szukane: mH2O =?

NH4HCO3 → CO2↑ + NH3↑ + H2O↑
79g 44g 17g ?

mH2O = 79g – (44g + 17g) = 18g

2.Z rozkładu pewnej próbki wody otrzymano 1g wodoru i 8g tlenu. Oblicz masę wodoru i tlenu, którą można otrzymać z rozkładu 36g wody.

Dane:
MH2 = 1g
MO2 = 8g
Mw = 36g
Szukane:
M wodoru = ?
M Tlenu = ?

MH2O = MH2 + MO2 = 9g

Mw : MH2O = 36g : 9g = 4g

M wodoru = 4MH2 = 4g
M Tlenu = 4MO2 = 32g

O: z 36 g wody otrzymać można 4g wodoru i 32g tlenu.

Lekcja 6
Temat: Budowa atomu.

Rozwój teorii atomistycznej:
 Demokryt (V w. p.n.e.) stwierdził, że materia nie jest ciągła.
 Arystoteles wyróżnił cztery żywioły.
 Lavoisier i Łomonosow – prawo zachowania masy
 Atomistyczna teoria Dalton’a. Atomy składają się z niewielkich cząstek. Atomy to najmniejsze, niepodzielne cząstki materii. Atomy tych samych pierwiastków są jednakowe i mają te same masy.
 Thomson – odkrył elektrony w 1879 roku i ich właściwości.
 Rutheford – zaobserwował rozproszenie cząstek α przy przenikaniu przez cienką folię. Później przedstawił hipotezę struktury atomu jako systemu planetarnego.
 Budowa atomu według Rutheford ‘a. Atom zbudowany jest z jądra o ładunku dodatnim i krążących wokół niego elektronów poruszających się po orbitach.
 Współcześnie atom jest układem złożonym. Składa się z jądra (+) i elektronów (-) poruszających się w przestrzeniach wokół jądra.
Średnica atomu: 10-10m
Średnica jądra 10-15m

Jądro składa się z protonów i neutronów, noszących wspólna nazwę nukleonów.

Proton – trwała cząstka elementarna, mająca dodatni elementarny ładunek elektryczny ( 1,62 ۰ 10-19 C)
Neutron – cząstka elementarna, elektrycznie obojętna. Masa neutronu jest zbliżona do masy protonu. Neutrony wchodzą w skład wszystkich jąder z wyjątkiem protu. Swobodne neutrony są nietrwałe.
Elektron (negaton) – ma ujemny ładunek elektryczny, a jego masa jest 1840 razy mniejsza od masy protonu.

Bardzo ważną cechą określającą każdy pierwiastek jest jego liczba masowa i liczba atomowa.
Liczba atomowa (”Z”) – jest to liczba protonów i elektronów w atomie, oraz jest liczba porządkową w układzie okresowym.
Liczba masowa („A”) – Średnia sumaryczna mas izotopów danego pierwiastka.
Pierwiastek chemiczny jest to zbiór atomów jednego rodzaju o wspólnej liczbie atomowej.

Lekcja 7
Temat: masa atomowa i cząsteczkowa. Atomowa jednostka masy.

Masa atomowa – masa atomu wyrażona w jednostkach masy atomowej.
Atomowa jednostka masy – jednostka względna – 1/12 masy nuklidu 12C.

1u = 0.166 ۰ 10-23g

M wodoru – 1,00079u
M tlenu – 15,9994u

Masa cząsteczkowa jest to masa cząsteczki wyrażona w atomowych jednostkach masy. Masa cząsteczkowa jest to liczba mówiąca ile razy masa cząsteczki jest większa od atomowej jednostki masy. Masa cząsteczkowa jest sumą mas atomów tworzących cząsteczkę.

Masa cząsteczkowa tlenku E2O wynosi 144u. Masa innego tlenku tego samego pierwiastka wynosi 80u. Jakie to tlenki?

E=(144u – 16u):2 = 128u/2 = 64u. → miedź.
Pierwiastkiem „E” jest miedź, a tlenkami są tlenek miedzi (I) i tlenek miedzi (II).
PAZDRO: 6.38 / 134
6.39
6.40
6.22
6.23
6.24
6.28
6.29

lekcja 8
Temat: konfiguracja elektronowa atomu.

Współczesna teoria budowy atomu przyjmuje, że elektron ma dwoistą naturę. W pewnych zjawiskach zachowuje się jak cząstka materialna, lub energetyczna.
Powłoka elektronowa – określony zbiór elektronów w atomie, mających zbliżone wartości energii.

Ilość powłok w atomie jest równa numerowi okresu, w którym leży dany pierwiastek.
Elektrony walencyjne to elektrony znajdujące się na ostatniej powłoce. Ich ilość jest równa numerowi jedności grupy układu okresowego.
Maksymalna ilość elektronów na powłoce wyraża się wzorem: e=2n2. n = numer grupy

K – 2e, L=8e, M=18e, N=32e, O=50e, P=72e, Q=98e.
Wzór sprawdza się tylko do powłoki „N”. Żaden atom nie ma na powłoce „O”, „P”, czy „Q” więcej niż 32 elektrony.
PAZDRO 6.74

Lekcja 9
Temat: Układ okresowy pierwiastków.

Mendelejew w 1869R sformułował prawo okresowości. Zaobserwował, że pierwiastki ułożone według mas atomów zmieniają właściwości chemiczne w określony sposób, przy czym, przy odliczeniu w szeregu ściśle określonej liczby pierwiastków powtarzają się periodycznie (okresowo).
Mayer też sformułował prawo okresowości. W krótkiej formie układu okresowego, pierwiastki grup A i B znajdują się w tych samych kolumnach. Werner opracował długą formę układu okresowego. Nowoczesna forma układu została podana przez Werner ‘a :7 szeregów (okresów) i kolumny pionowe (grupy). W grupach pierwiastki są od siebie oddalone pod względem konfiguracji elektronowej, właściwości fizycznych i chemicznych, zwłaszcza pod względem tworzonych wiązań.
IIIXIIIXIVXVXVIXVII
WodorkiRHRH2RH3RH4RH3RH2RH
TlenkiR2OROR2O3RO2R2O5RO3R2O7
Pierwiastki grup pobocznych zapełniają elektronami walencyjnymi drugą od końca podpowłokę.

Mendelejew układając swój układ pozostawił wolne miejsca przewidując istnienie nowych pierwiastków i ich niektórych właściwości.
Eka-bor – skand
Eka-glin – gal
Eka-krzem – german

W trzech przypadkach Mendelejew odstąpił od zasady szeregowania pierwiastków według zasad matematycznych:
Argon umieścił przed potasem, tellur przed jodem, a kobalt przed niklem.

Lekcja9
Temat: teoria elektronowa.

Większość pierwiastków występuje w przyrodzie jako związki chemiczne. Powstanie trwałej cząsteczki jest wynikiem działań pomiędzy elektronami, a jądrami łączących się atomów. Łączące się atomy łączą się za pomocą określonego typu wiązań: jonowego, atomowego spolaryzowanego i atomowego.
Energia potrzebna do oderwania elektronu z danego atomu nazywa się energią jonizacji. Możliwość odrywania kolejnych elektronów od atomu zależy od wartości pochłoniętej energii, której wielkość odpowiada wartości 2/3 potencjałów jonizacyjnych. Wyrażane są one w elektronowoltach [eV], a ich wartość zależy od położenia pierwiastka w układzie okresowym. Rośnie do okresu, a maleje do grupy. Pierwiastki z I, II i XIII grupy najłatwiej oddają elektrony walencyjne. Pierwiastki z grup XIV-XVII osiągają trwałą konfigurację elektronową gazu szlachetnego, przyjmując elektrony z zewnątrz. Zdolność atomów do przyłączania dodatkowych elektronów nazywamy powinowactwem elektronowym. Definiuje się jako energię wydzieloną w wyniku przyłączenia elektronu do atomu i energia ta jest miarą wiązania atomu z przyłączonym elektronem. Największym powinowactwem charakteryzują się tlenowce i fluorowce. Przyłączanie elektronów jest cechą niemetali. Na podstawie energii jonizacji i powinowactwa elektronowego wprowadzono pojęcie elektroujemności. Elektroujemność określa tendencje atomów do przyłączania elektronów. Maleje w grupach, a rośnie w okresach.

Wiązanie jonowe

Atomy które w znacznym stopniu różnią się dużą elektroujemnością. Różnica pomiędzy elektroujemnością atomów musi wynosić co najmniej 1,7. Związek chemiczny zawierający wiązanie jonowe tworzy w stanie stałym sieć przestrzenną (np. NaCl). W przypadku NaCl jon Na+ jest otoczony przez sześć jonów Cl-. Związki o budowie jonowej odznaczają się stosunkowo wysoką temperaturą wrzenia i topnienia, przewodnictwem prądu i rozpuszczalnością w rozpuszczalnikach polarnych (np. woda).

Lekcja 10
Temat: wiązanie atomowe.

Atomy niektórych pierwiastków mogą osiągać konfiguracje gazów szlachetnych poprzez uwspólnienie niesparowanych elektronów. Powstała w ten sposób cząsteczka ma wspólną parę elektronów, której atomy połączone są wiązaniem atomowym. Atomy wodoru w stanie podstawowym dysponują jednym elektronem. Jeżeli dwa takie atomy zbliżą się do siebie na niewielką odległość, to elektron każdego z nich przyciągany jest przez jądro drugiego atomu. Następuje uwspólnienie elektronów. Niekiedy do utworzenia oktetu nie wystarcza powstanie jednej pary elektronowej. Wymagane są dwa, lub trzy niesparowane elektrony walencyjne atomów, tworzących wiązanie atomowe. Wiązania podwójne lub potrójne powstają w ten sposób. Wiązanie atomowe spolaryzowane jest wiązaniem pośrednim między jonowym, a kowalencyjnym. Powstaje wówczas, gdy łączą się za sobą atomy pierwiastków różniących się elektroujemnością, lecz nie tak znacznie jak w przypadku wiązań jonowych. Cechą charakterystyczną tego wiązania jest przesunięcie pary elektronów wiążącej atomy w kierunku atomu bardziej elektroujemnego. Cząsteczki z wiązaniami atomowymi spolaryzowanymi z powody nierównomiernego rozłożenia w stosunku do środka cząsteczki ładunków, wykazują elektryczna biegunowość. W cząsteczce wyróżnia się biegun + i -. Cząsteczki ,w których możemy rozróżnić biegun ujemny i dodatni noszą nazwę dipoli. Biegunowość cząsteczki określa się elektrycznym momentem dipolowym, który stanowi iloczyn bezwzględnego ładunku przez odległość pomiędzy środkami ciężkości odmiennych ładunków.

U = d ۰ l
PAZDRO: 7.27, 7.28, 7.37, 7.38

Lekcja 11
Temat: wiązania koordynacyjne, metaliczne, wodorowe.

BrF3 – trifluorek bromu (III)
Wiązanie amonowe koordynacyjne występuje w jonie amonu.
PAZDRO 7.30, 7.31

W wiązaniu koordynacyjnym, para elektronowa tworząca wiązanie atomu oddawana jest przez jeden z dwóch łączących się atomów. Atom azotu w cząsteczce amoniaku, mający wolna parę elektronową, przyłącza do niej wolny kation wodoru, tworząc wiązanie koordynacyjne. Sposób tworzenia czwartego wiązania jest inny niż trzech pozostałych. Po utworzeniu wiązania koordynacyjnego wszystkie cztery atomy wodoru staja się równocenne i przestają być rozróżnialne.

Lekcja 12
Temat: wiązanie wodorowe. Budowa atomów i cząsteczek – powtórzenie.

Wiązanie wodorowe powstaje w związkach z pierwiastkami wysokoelektroujemnymi, takimi jak azot, tlen, czy fluor. W związkach tych oddaje swój jedyne elektron, który jest przesunięty w stronę pierwiastka bardziej elektroujemnego, pozostawiając jądro „odsłonięte” i przyciąga biegun ujemny drugiej cząsteczki. Wiązania wodorowe powstają między pierwiastkami mocno elektroujemnymi.
Lekcja 13
Temat: rozwiązywanie zadań.

PAZDRO
7.39, 7.42

Lekcja 14
Temat: ustalanie stopnia utlenienia.

Stopniem utlenienia nazywamy liczbę dodatnich lub ujemnych ładunków elementarnych, jakie zyskałby atom, gdyby wszystki jego wiązania w związku chemicznym były jonowe.

Reguły ustalania stopnia utlenienia:

1. Suma stopni utlenienia wszystkich atomów wchodzących w skład obojętnej cząsteczki wynosi zero, a wchodzących w skład jonów, ma być równa ładunkowi jonu.
1. Pierwiastkom w stanie wolnym przypisuje się stopień utlenienia równy zero.
1. Tlen w większości związków chemicznych ma stopień utlenienia równy –II, wyjątek stanowią nadtlenki, ponadtlenki i difluorek tlenu (OF2).
1. Litowce w związkach występują zawsze na I stopniu utlenienia, natomiast berylowce na II.
1. Fluor we wszystkich związkach chemicznych jest na –I stopniu utlenienia.
1. Wodór w większości związków przyjmuje I stopień utlenienia, wyjątek stanowią wodorki litowców i berylowców.

PAZDRO :
10.1, 10.2, 10.7, 10.6, 10.9

Lekcja 15
Temat: Proces redukcji i oksygenacji (redox).

2Na + Cl2 → 2NaCl
R: Na → NaI + e
U: Cl2 + 2e → 2Cl-I

Proces, w którym dany pierwiastek podwyższy swój stopień utlenienia (traci elektron(y)) nazywamy procesem utlenienia. Dany pierwiastek jest reduktorem.
Proces, w którym dany pierwiastek pobiera elektron(y)) nazywamy procesem redukcji. Dany pierwiastek jest utleniaczem

PAZDRO 10.11.

Lekcja 15
Temat: Mol, masa molowa.

Mol to tyle samo cząsteczek, jonów lub innych cząstek materii ile jest zawartych w 12/1000 kg izotopu węgla 12C.

Obliczanie mas molowych związków chemicznych.

MH2SO4 = 2g + 32g +64g = 98g
MHNO3 = 1g + 14g + 48g = 63g

PAZDRO: 2.4, 2.5, 2.6, .211*

Lekcja 16
Temat: Mol – zadania.

PAZDRO: 2.2, 2.14, 2.15, 2.16, 2.17*, 236, 2.40, 2.25, 2.26, .2.29, 2.33, 2.41, 3.18, 2.57, 2.60, 2.67, 2.63*,

Lekcja 17
Temat: objętość molowa.

V = n ۰ V0
V0 = 22,4 dm3/mol p=1013 hPa; T=0OC
V = n ۰ 22,4 dm3/mol

PAZDRO 2.66, 3.86, 3.87*, 3.88, 3.90, 3.91,

Lekcja 17
Temat: prawo Avogadro ‘a.

Równe objętości różnych gazów obliczone w tych samych warunkach, zawierają jednakowe ilości molekuł.

PAZDRO 2.91*, 2.81, 2.82, 2.85, 2.89, 2.95, 2.96, 3.4

Lekcja 18
Temat: prawo stosunków stałych – powtórzenie. Zadania.

Stosunek wagowy pierwiastków w związku chemicznym jest stały, charakterystyczny i nie zależy od sposobu otrzymania.

PAZDRO 3.3, 3.6, 3.7, 2.81, 2.82, 2.85, 2.89, 2.95, 2.96, 3.4, 2.91*, 2.92*, 2.93*, 2.94**, ***4.98, 4.21, 4.22, 4.27, 4.28, 4.31

Lekcja 19
Temat: Wydajność reakcji.

PAZDRO 4.139, 4.140, 4.141*, 4.143, 4.144.

Lekcja 20
Temat: Tlenki – budowa i podział.
Tlenki zasadowe: reagują z kwasami. Nie reagują z zasadami. Niektóre z nich reagują z wodą (litowce i berylowce).

NaOH + H2O → 2NaOH
CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O
CaO + SO3 → CaSO4

Tlenki kwasowe: reagują z zasadami. Nie reagują z kwasami. Większość reaguje z wodą, oraz z zasadami.

SO3 + H2O → H2SO4
SO3 + Ca(OH)2 → CaSO4 + H2O
SO2 + 2KOH → K2SO3 + H2O
SO2 + MgO → MgSO3

Tlenki amfoteryczne:
Reagują z kwasami i zasadami, natomiast nie reagują z wodą.

Al2O3 + 6HNO3 → Al.(NO3)3 + 3H2O
Al2O3 + 6KOH → 2K3AlO3 + 3H2O
Glinian potasu
ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O
ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O
Cynian sodu
Tlenki obojętne nie reagują z wodą, kwasami i zasadami.

PAZDRO 12.3, 12.5, 12.6, 12.8

Wykazać amfoteryczność tlenku glinu i tlenku cynku.

Al2O3 + 3Na2O → 2Na3AlO3
Al2O3 + SO3 → Al2(SO4)3

ZnO + Li2O → Li2ZnO2
ZnO + CO2 → ZnCO3

Lekcja 20
Temat: Reakcje otrzymywania tlenków.

Utlenianie wolnych pierwiastków: S + O2 → SO2
Utlenianie innych tlenków: 2SO2 + O2 → 2SO3
Utlenianie innych związków: 2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2
Redukcja innych tlenków: 3Fe2O3 + C → 2Fe3O4 + CO
Rozkład termiczny: CaCO3 → CaO + CO2

Lekcja 21
Temat: Zasady.

m
Me(OH)m

1. Metal aktywny + woda →zasada + wodór
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑
2. Tlenek metalu + woda → zasada
MgO + H2O → Mg(OH)2
2. zasada + sól → nowa sól + nowa zasada
warunek! – jeden z produktów musi się wytrącić.
2KOH + CuSO4 → Cu(OH)2↓ + K2SO4

LEKCJA 22
Temat: kwasy – budowa i nazewnictwo. Sole – wprowadzenie.

KWASY:
Tlenowe
Beztlenowe

H3PO4 –kwas ortofosforowy (V)
HPO3 – Kwas metafosforowy
H4P2O7 – kwas pirofosforowy
HNO3– kwas azotowy (V)
HNO2– kwas azotowy (III)
H2CO3– kwas węglowy
HClO – kwas chlorowy (I)
HClO2– kwas chlorowy (III)
HClO3– kwas chlorowy (V)
HClO4– kwas chlorowy (VII)

Otrzymywanie:

SO2 + H2O → H2SO3

N2O4 + 2H2O + O2 → 2HNO3
N2O5 + H2O → 2HNO3
N2O4 + H2O → HNO3 + HNO2

Wodór + niemetal →Wodorek + woda → kwas beztlenowy
H2 + S → H2S
H2S + H2O → H2S aq

Kwas + sól → nowy kwas + nowa sól
!!!warunek!!!
kwasy mocniejsze wypierają słabsze. Kwasy trudnolotne wypierają łatwolotne.

2NaNO3 + H2SO4 → Na2SO4 + 2HNO3
FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S

SOLE:

- obojętne
- hydroksysole
- wodorosole

PAZDRO :
12.29, 12.30, 12.31

Lekcja 23
Temat: Sposoby otrzymywania soli.

Sposób I
Metal aktywny + kwas → sól + wodór*

*miedź i srebro nie wypierają wodoru z kwasu.
Ag + HCl → reakcja nie zachodzi
Cu + HCl → reakcja nie zachodzi

2K + H2SO4 → K2SO4 + H2↑
Mg + H2SO3 → MgSO3 + H2↑

Sposób II
Tlenek metalu + kwas →sól + woda

MgO + HNO3 → Mg(NO3)2 + H2O
Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

Sposób III
Zasada + kwas → sól + woda

H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 +3H2O
H2SO4 + Mg(OH)2 →MgSO4 +2H2O

Sposób IV
Zasada + bezwodnik kwasowy → sól tlenowa + woda

6Ca(OH)2 + P4O10 → 2Ca3(PO4)2 + 6H2O
4Ca(OH)2 + P4O10 → 2Ca2P2O7 + 4H2O

Sposób V
Metal + niemetal → sól beztlenowa

2K + S → K2S
Mg + Cl2 → MgCl2

Sposób VI
Kwas + sól → nowy kwas + nowa sól (mocniejszy kwas wypiera słabszy)

Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 → 3CaSO4 + 2H3PO4
Na2SO4 + 2HCl → 2NaCl + H2SO4

Sposób VII
Zasada + sól → nowa zasada + nowa sól (jeden z produktów musi się wytrącić!)

K2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4↓ + 2KOH
K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2KOH

Sposób VIII
Roztwór soli (I) + roztwór soli (II) → nowa sól (I) + nowa sól(II) (jeden z produktów musi się wytrącić!)

Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4↓ + 2NaCl

Sposób IX
Tlenek zasadowy + bezwodnik kwasowy → sól tlenowa

Na2O + SO2 → Na2SO3
K2O + SO2 → K2SO3

PAZDRO: 12.46, 12.47, 12.50, 12.51, 12.57-12.62, 12.66

Lekcja 24
Temat: Wodorosole i hydroksysole – budowa i nazewnictwo

Wodorosole zbudowane są z atomu(ów) metalu, atomu(ów) wodoru i reszt(y) kwasowej. Mogą powstawać jedynie z kwasów wielowodorowych.

Mg(HSO4)2 – wodorosiarczan (VI) magnezu
Al2.(HPO4)3 – wodoroortofosforan (V) glinu
Al(H2PO3)3 – diwodoroortofosforan (V) glinu
Mg(HCO3)2 – wodorowęglan magnezu

Reakcje:
Mg(OH)2 + H2SO4 → MgSO4 + 2H2O
1mol – 1 mol

Mg(OH)2 + 2H2SO4 → Mg(HSO4)2 + 2H2O.
1 mol – 2mole

hydroksysole:
składają się z atomów metalu, grup OH i reszt kwasowych. Nazwy tworzymy analogicznie do nazw soli obojętnych, lecz dodajemy przedrostek „hydrokso-”. Powstają tylko z wodorotlenków wielohydroksylowych.

MgOHCl – chlorek hydroksymagnezu
Al.(OH)2(SO3)2 – siarczan (IV) dihydroksoglinu.

Lekcja 25
Temat: Wodorotlenki amfoteryczne.

2Al(OH)3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6H2O
H3AlO3 + NaOH → Na3AlO3 + 3H2O
Ortoglinian sodu
Al.(OH)3 → HAlO2 + H2O
HAlO2 (s) + NaOH (s) → NaAlO2 + H2O.
Metaglinian sodu
(s) – reakcja zachodzi między substancjami stałymi.

Zn(OH)2(s) + 2HCl → ZnCl2 + 2H2O
H2ZnO2(s) + 2KOH → K2ZnO2 + 2H2O
Cynkan potasu

Cu(OH)2 + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(s) + 2NaOH → Na2CuO2 + 2H2O
Miedzian (II) sodu

Lekcja 26
Temat: Związki kompleksowe (koordynacyjne, zespolone).

Jon (atom centralny) – centrum koordynacji
Jon centralny otoczony jest zespołem cząsteczek lub jonów zwanych ligandami, połączonych z centrum koordynacji. Liczba ligandów połączonych z centrum koordynacji nazywana jest liczbą koordynacyjną. Utworzony kompleks może być kationem, anionem, lub cząsteczką obojętną. Zależy to od sumy ładunków centrum koordynacji i ligandów. Ligandami mogą być cząsteczki lub jony posiadające wolne pary elektronowe.

Ligandy:
NH3 – amina
H2O – akwa
OH- – hydrokso
Cl- – chloro
CN- – cyjano

CuSO4 + 2KOH → K2SO4 + Cu(OH)2↓
Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4]2+ + 2OH-

2NaOH + Cu(OH)2 → [Cu(OH)4]2- + 2Na+
Na2[Cu(OH)4] – tetrahydroksomiedzian(II) sodu

Liczby koordynacyjne:

Fe2+ LK=6
Fe3+ LK=8
Cu2+ LK=4
Zn2+ LK=4
Al3+ LK=6
Ag+ LK=2
Cr3+ LK=6

Wykazać za pomocą reakcji charakter amfoteryczny wodorotlenku cynku.

Zn(OH)2(s) + H2SO4 → ZnSO4 + 2H2O
Zn(OH)2(s) + 2NaOH(s) → Na2ZnO2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2NaOH → [Zn(OH)4]2- +2Na+

Lekcja 27
Temat: Dysocjacja elektrolityczna

Dysocjacja elektrolityczna jest to rozpad substancji na dodatnie kationy i ujemne aniony.

Substancje:
-elektrolity np. zasady, kwasy, sole …
-nieelektrolity np. cukier

Zasady to substancje które w roztworach wodnych dysocjują na dodatnie kationy metali i ujemne aniony grup wodorotlenowych.

n H2O
Me(OH)n → Men+ + nOH-

NaOH → Na+ + OH-
Mg(OH)2 → MgOH+ + OH-
MgOH+ → Mg2+ + OH-

Kwasy to substancje, które w roztworach wodnych dysocjują na kationy wodoru i aniony reszt kwasowych.

m H2O
HmR → mH+ + Rm-

HCl → H+ +Cl-

α1 H3PO4 → H2PO4- + H+
α2 H2PO4- → HPO42- + H+
α3 HPO42- → PO43- + H+

Sole to substancje, które dysocjują na kationy metali i aniony reszt kwasowych.
m n H2O
MnRm → nMm+ + mRn+

Stopień dysocjacji jest to stosunek ilości cząstek zdysocjowanych do ilości cząstek pierwotnie zawartych w roztworze.

α = ilość zdysocjowanych ۰ 100% / ilość pierwotnych

Lekcja 28
Temat: Reakcje strąceniowe.

BaCl2 + 2AgNO3 → Ba(NO3)2 + 2AgCl↓
Ba2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- → Ba2++ 2NO3- + 2AgCl↓
2Cl- + 2Ag+→2AgCl↓ /:2
Cl- + Ag+→ AgCl↓

FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓ + 3NaCl
Fe3+ + 3Cl- + 3Na+ +3OH- → Fe(OH)3↓ + 3Cl- + 3Na+
Fe3++3OH- → Fe(OH)3↓

Elektrolity:
- mocne np. H2SO4, HNO3, HCl, HBr, NaOH …
- średniej mocy np. H2SO3, H3PO4 …
- słabe np. H2CO3, H2S, CH3COOH, NH3۰H2O …

Roztwory:
- elektrolity
- nieelektrolity

pH

Odczyn wody to cecha roztworu elektrolitu określana przez wartość stężenia jonów wodorowych; jeżeli przeważają odszczepione w procesie dysocjacji elektrolitycznej wolne jony wodorowe (H+), mówimy o odczynie kwaśnym, jeżeli wodorotlenowe (OH-) – o odczynie zasadowym, jeśli jony te znajdują się w równowadze – o obojętnym. Woda, której odczyn jest obojętny, zawiera 0,000 0001 g H+ na 1 dm3, czyli 10 do potęgi -7 g/dm3, przy większej ilości jonów H+ wykazywać będzie reakcję kwaśną, przy mniejszej zasadową.

W praktyce dla określenia danego odczynu podajemy wykładniki odnośnych potęg, odrzucając znak ujemny; wykładniki te oznaczamy symbolem pH, np.:

pH = 7 reakcja obojętna

pH < 7 reakcja kwaśna

pH > 7 reakcja zasadowa (alkaliczna)

Większość wód naturalnych ma odczyn w granicach pH 3 – 10. Wody torfowisk wysokich i przejściowych mają wody kwaśne o wartościach pH poniżej 4. Wody torfowisk niskich od 4,5 do 6,5. W potokach zaś i podłożu wapiennym odczyn wody jest silnie zasadowy (8,5). Ogromny wpływ na odczyn wody wywierają rozpuszczone w niej związki chemiczne (głównie węglan wapnia CaCO3) oraz działalność organizmów. Wahania odczynu wody mogą dochodzić do 2 – 3 stopni w ciągu doby. Na ogół najmniejsze wahania występują w dużych zbiornikach, a największe w małych.

Organizmy nie znoszą dużych zmian odczynu pH. Najkorzystniejsze wartości dla większości z nich leżą między 6,5 a 8,5, ale poszczególne gatunki roślin i zwierząt żyją w różnych granicach wartości pH. Dość duże wahania pH dobrze znoszą larwy ochotkowatych Chironomidae (w zakresie od 2 do 10), niektóre skorupiaki i wrotki. Zakres wahań odczynu wody dla różnych gatunków ryb wynosi np. dla karpia i lina od 5,0 do 10,8, dla szczupaka od 4,8 do 10,7, pstrąga potokowego i tęczowego od 4,5 do 9,2.

Na podstawie badań stwierdzono, że organizmy denne lepiej znoszą zmiany pH wody na kwaśne niż bardziej zasadowe, ponieważ w mule jezior pH jest przeważnie poniżej 7. Różnie znoszą zmiany pH organizmy w różnym wieku, np. młody kiełż zdrojowy Gammarus pulex wytrzymuje pH 6,0 – 6,2 przez 1,5 do 2 dób, a osobniki stare tego gatunku – przez 5 dób. Zmiany pH wpływają na przebieg wielu procesów fizjologicznych, np. u wioślarki Daphnia pulex, zmieniając pH, uzyskano 2 – 3-krotne zwiększenie tempa filtracji i oddychania.

Węgiel

Węgiel jest to pierwiastek chemiczny o liczbie atomowej 6 i masie 12,011. Leży on w 2 okresie i 14 grupie pod symbolem C (Carboneum). Jest on niemetalem. Należy do grupy węglowców. Ciało stałe, nierozpuszczalne w wodzie, kwasach i zasadach. Jest on bezwonny, pozbawiony smaku. W próżni topi się w temp. 3900 stopni, zastygając następnie w grafit. W stanie wolnym występuje on w przyrodzie w postaci DIAMENTU i GRAFITU (odmiany polimorficzne), oraz fulereny tzw. węgiel bezpostaciowy (sadza, węgiel drzewny, węgiel kostny). Jest on głównym składnikiem żywych organizmów – jako makroelement. W języku polskim nazwa węgiel oznacza pierwiastek, oraz surowiec mineralny wydobywany w kopalniach. Pierwiastek ten wchodzi w skład wielu związków chemicznych. W temperaturze pokojowej jest chemicznie nieaktywny, lecz ogrzewany z tlenem tworzy tlenek CO i dwutlenek CO2 (tlenki węgla). Z wieloma pierwiastkami, gł. metalicznymi, daje w odpowiednich warunkach węgliki. Z siarką łączy się w wyższej temp. na siarczek węgla. Dzięki zdolności do tworzenia wiązań między atomami własnymi tworzą połączenia, których cząsteczki mają budowę łańcuchową i pierścieniową (ogromna grupa związków chemicznych). Jest on pierwiastkiem pospolitym. Występuje w gł. w ropie naftowej, asfalcie, ozokerycie i gazie ziemnym.

Pierwiastek węgiel występuje w postaci minerałów: diamentu i grafitu oraz w postaci sadzy. W Polsce złoża grafitu występują głównie na Dolnym Śląsku, a największe złoża diamentu znajdują się w Afryce Południowej. Te dwie odmiany różnią się jednak właściwościami fizycznymi.

DiamentGrafit

Przezroczysty

Najtwardszy minerał

Gęstość d = 3,5 g /cm3

Nie przewodzi prądu elektry.

Nie przewodzi ciepłaStalowoszary

Bardzo miękki

Gęstość d = 2,25 g /cm3

Przewodzi prąd elektryczny

Przewodzi ciepło

Przyczyny tych bardzo zróżnicowanych własności uczeni odkryli dopiero po naświetleniu kryształków diamentu i grafitu promieniami rentgenowskimi. Okazało się, że atomy węgla w sieci krystalicznej diamentu są zupełnie inaczej ułożone niż w sieci krystalicznej grafitu

W diamencie każdy atom jest ze sobą połączony tworząc czworościan foremny, zaś w graficie atomy są ułożone w równoległych płaszczyznach, w którym odległości między nimi są takie same, ale mniejsze niż odległości między atomami dwóch sąsiednich, równoległych płaszczyzn, więc łatwo „oderwać” je od siebie.

Minerały te mają takie zastosowania jak:

Diament: do wyrobu końcówek wierteł, proszku ściernego oraz noży do cięcia szkła. Ma on

również zastosowanie w jubilerstwie jako brylant (oszlifowany).

Grafit: do wyrobu grafitów do ołówków, smarów, elektrod, szczotek do silników oraz tygli

laboratoryjnych.

Węgiel i jego związki mają olbrzymie znaczenie gł. jako surowce energetyczne i chemiczne. W postaci włókien węglowych i grafitowych jest używany na endoprotezy, do wyrobu tworzyw kompozytowych (stosowanych jako materiały konstrukcyjne). Promieniotwórczy izotop węgla 14C jest stosowany jako wskaźnik izotopowy. 1/12 masy atomu izotopu 12C stanowi atomową jednostkę masy.

KONIEC !

Tworzywa sztuczne

Charakterystyczną cechą współczesnej cywilizacji jest szerokie wykorzy-stywanie pewnej grupy substancji, zwanej umownie tworzywami sztuczny-mi. W ciągu ostatnich kilkudziesięciu lat związki te dzięki swoim właściwo-ściom stały się niemal wszechobecne. Rezygnacja z nich spowodowałaby zniknięcie sporej części ubrań, prawie całego sprzętu gospodarstwa domo-wego, a takie unieruchomienie samochodów i samolotów.

Większość tworzyw sztucznych to związ-ki chemiczne zwane polimerami. Zbu-dowane są one z wielu identycznych molekuł połączonych w długie łańcuchy. Więk-szość polimerów (np. polietylen lub nylon) jest dziełem człowieka, lecz istnieją też polimery natu-ralne. Takim jest na przykład celuloza, związek powszechnie występujący w tkankach roślin, główny składnik drewna. Większość polimerów to związki organiczne, czyli bazujące na węglu i wodorze. jednakże znane są polimery nieorganiczne. np. azbest.

Aby zrozumieć specyfikę tworzyw sztucz-nych, należy przede wszystkim poznać charakte-rystyczne cechy budowy ich cząsteczek. Substan-cje organiczne zbudowane są z cząsteczek: o bardzo różnorodnym składzie chemicznym. Z jednej strony istnieją związki, których cząsteczki skła-dają się zaledwie z kilku atomów, z drugiej zaś ta-kie, których drobiny zbudowane są z dziesiątek, a nawet setek tysięcy atomów. Cechą wspólną związków wielocząsteczkowych jest to, że w skład ich cząsteczek wchodzą powtarzające się, chociaż niekoniecznie identyczne, elementy po-łączone ze sobą w długie łańcuchy.

Najmniejszy powtarzający się element w łańcuchu polimeru nazywa się merem. Przykładem związku o charakterze polimeru składającego się z jednakowych merów jest celuloza (zbudowana wyłącznie z reszt glukozy), a przykładem sub-stancji zbudowanych z różnych merów (amino-kwasów) – białka. Polimer powstaje na skutek procesów polimeryzacji i polikondensacji-. Polimeryzacja polega na takim łączeniu się merów. przy którym nic ma żadnych produktów ubocznych. Powstawaniu wiązania miedzy merami towarzyszy zwykle rozerwanie wiązania podwójnego. Typowy przykład takiej re-akcji stanowi polimeryzacja etenu. Po-znanych zostało kilka mechanizmów polimeryzacji, w której mogą uczest-niczyć nie tylko rodniki, ale też ka-tiony i aniony. Polikondensacja to drugi typ reakcji, doprowadzający do powstania związków wielko-cząsteczkowych. Zasadniczą cechą określającą polikondensację jest powsta-wanie w niej prostego produktu ubocznego, naj-częściej wody. Tak się dzieje w wypadku tworze-nia się polisacharydów z cukrów prostych lub polipeptydów z aminokwasów.

Licznych substancji wielkocząsteczkowych dostarcza człowiekowi przyroda. Można je na-zwać tworzywami naturalnymi. Przykładami ta-kich tworzyw są włókna bawełny wykorzystywane w przemyśle włókienniczym lub kauczuk o znakomitych właściwościach elastoplastycz-nych. Substancje wielkocząsteczkowe nie wy-stępujące w przyrodzie zostały otrzymane oraz dużej odporności plastycznej. Ebonit ma za-stosowanie do wyrobu sprzętu elektrotechniczne-go, wykładzin i aparatury chemicznej.

Innym oprócz kauczuku polimerem natural-nym, stanowiącym bazę znanych tworzyw sztucznych, jest celuloza. Historia “udoskonalo-nej” celulozy rozpoczęła się w 1845 roku, kiedy Christian Friedrich Schónbein wynalazł nitroce-lulozę [azotan(V) celulozy]. Związek ten nie miał dużego zastosowania ze względu na swą łatwą zapalność. Zastosowanie praktyczne zna-lazły jednak roztwory nitrocelulozy. Po rozpu-szczeniu jej w mieszaninie alkoholu etylowego z eterem etylowym otrzymuje się kolodium, które po odparowaniu rozpuszczalników pozo-stawia cienką elastyczną błonę, wykorzystywa-ną przy opatrywaniu drobnych skaleczeń. Nato-miast roztwór nitrocelulozy w nitrobenzenie z dodatkiem olejów roślinnych doprowadził do powstania tworzywa, zwanego od nazwiska od-krywcy A. Parkesa parkesiną, która nadawała się do wyrobu drobnych przedmiotów codziennego użytku, była jednak zbyt kosztowna.

W 1870 roku J. Hyatt wynalazł bardziej użyt-kowe tworzywo, powstające na bazie celulozy. Nową substancję nazwał celuloidem. Była to ni-troceluloza plastyfikowana kamforą. Celuloid znalazł duże zastosowanie w produkcji zabawek, piłeczek pingpongowych, drobnej galanterii i przyborów kreślarskich. Dawniej powszechnie stosowano celuloid do produkcji błon fotograficz-nych i filmowych. Obecnie celuloid prawie wy-szedł z użycia ze względu na małą odporność na działanie wysokiej temperatury i czynników che-micznych, a także na łatwopalność. Najpóźniej wynalezionym tworzywem celulozowym byk ce-lofan (produkt polski ma nazwę “tomofan”). Po raz pierwszy otrzymali go dwaj chemicy Ch. Cros i E. Bevan w 1892 roku, a jego produkcję na dużą skalę rozpoczęto w ro-ku 1911. Celofan to przezroczy-ste tworzywo o właściwościach błony półprzepuszczalnej.

Najstarszym tworzywem kazeinowym był galalit. Opa-tentowali go w 1899 roku W. Krische i A. Spit-teler, a pięć lat później rozpoczęła się jego pro-dukcja przemysłowa. Galalit otrzymuje się w wyniku utwardzenia 5-procentowym wod-nym roztworem aldehydu mrówkowego (for-maliną) kazeiny. Produktem reakcji jest twarda, przejrzysta masa, dająca się łatwo barwić, wy-glądem przypominająca masę rogową. Dlatego też nazwano go sztucznym rogiem i stosowano do wyrobu ozdobnej galanterii.

Prawdziwą rewolucję w technologii tworzyw sztucznych spowodowały dopiero jednak substan-cje, w których wielkocząsteczkowe polimery otrzy-mywano z drobnocząsteczkowych pochodnych, bez uciekania się do naturalnego szkieletu cząste-czek olbrzymów występujących w przyrodzie.

Pierwszym całkowicie syntetycznym tworzy-wem był bakelit, należący do grupy tzw. fenoplastó w, czyli substancji powstających z fenolu lub krezolu i aldehydu mrówkowego. Jego nazwa pochodzi od nazwiska chemika Leo Hendrika Baekelanda, który wynalazł go w 1909 roku. Bezbarwny bakelit (i inne fenoplasty) daje się łatwo barwić na żywe kolory, jest wytrzymały na uderzenia i ma dobro właściwości die-lektryczne. Tworzywami podobnymi do fenoplastów są aminoplasty oparte na kondensacji mocznika z formaliną. Przemysł produkuje duże ilości fenopla-stów i aminoplastów albo w postaci proszków do pra-sowania pod ciśnieniem (tzw. tłoczyw), albo w posta-ci materiałów uwarstwionych, czyli laminatów.

Kolejny krok w technologii tworzyw sztucz-nych stanowiła polimeryzacja węglowodo-rów i ich pochodnych. W ten sposób otrzy-mano polieten (polietylen), polipropen (poli-propylen), polistyren i polichlorek winylu. Tworzywa te mają nie tylko dobre właściwości dielektryczne i mechaniczne oraz dają się ła-two barwić, lecz – co najważniejsze – są od-porne na działanie chemikaliów. Światową ka-rierę zrobiły żywice akrylowe, czyli pochodne kwasów akrylowego i metakrylowego, m.in. pleksiglas, zwany także szkłem organicznym. Pleksiglas wyglądem przypomina szkło, nie będąc jednocześnie kruchym i niewygodnym w użyciu materiałem.

W 1939 roku R.J. Plunkett otrzymał tef-lon. Jego produkcję przemysłową rozpoczęto w Stanach Zjednoczonych po zakończeniu II wojny światowej. To bardzo drogie tworzy-wo sztuczne jest odporne na działanie wyso-kich temperatur (przez dłuższy czas może być ogrzewane do 250°C), niewrażliwe na chemi-kalia, charakteryzuje się także bardzo małym współczynnikiem tarcia. Teflonu używa się do wyrobu łożysk bezsmarowych, uszczelek oraz do pokrywania metalowych części żelazek i na-czyń kuchennych.

Jedną z najmłodszych grup tworzyw sztucz-nych są poliwęglany, czyli polimery syntetycz-ne – poliestry kwasu węglowego, otrzymywane jako produkty polikondensacji fosgenu z feno-lami dihydroksylowymi, najczęściej bisfenolem, czyli dianem.

Korzystanie z tworzyw sztucznych wiąże się z powstawaniem olbrzymiej ilości odpa-dów. Ostatnie badania wykazały, że są one mniej szkodliwe, niż początkowo sądzono, jednak sprawa ich utylizacji nie znalazła dotąd jedno-znacznego rozwiązania. Ponad 85 procent od-padów tworzyw sztucznych zakopuje się lub spala. Alternatywą może być recykling, czyli powtórne ich użycie po odpowiednim prze-tworzeniu.

to jest sciagawka z teorii

Proton- cząstka elementarna zawierająca ładunek dodatni ,masę 1u. Atom składa się z jądra i krążących wokół neutronów, jądro ma ładunek +,zbudowany z protonów i neutronów. Neutron- cząstka elektrycznie obojętna o masie 1u. Elektron- c. Elem. Obdarzona ład. Ujemnym o masie 1/ 1830. Liczba masowa(A)-określa sumę protonów i neutronów w jądrze. Liczba atomowa(Z)- określa sumę protonów w jądrze. Pierwiastki- subst., których atomy mają identyczną liczbę atomową. Izotopy- subst., których atomy zawierają jądra o identycznej liczbie protonów, różnej l. Neutronów. Nuklidy- zbiór atomów o takiej samej wartości liczby atomowej i masowej. Izotomy- atomy pierwiastków mających taką samą liczbę neutronów. Jzobary- at., które mają taką samą liczbę masową, różna l. Atomową. Siły jądrowe- siły niskiego zasięgu(10 –15m) działają pomiędzy protonami i neutronami. O trwałości jąder decyduje stosunek protonów do neutronów. Energia wiązania(Ew.)- ew. danego jądra jest to energia, którą trzeba dostarczyć, aby rozczepić jądro na nukleony, lub która zostaje uwolniona przy powstawaniu jądra z pojedynczych nukleonów. Sposoby pozyskiwania energii jądra: rozszczepianie jąder(rozpad, j. ciężkie), reakcje termojądrowe(synteza j. Lekkich)promienio wanie alfa- W wyniku emisji cząstki alfa powstaje nowe jądro atomu, którego liczba masowa zmniejsza się o 4 jednostki a atomowa o 2. Promieniowanie beta– powstaje jądro nowego pierwiastka, którego l. Atomowa jest większa o 1. Przy tej przemianie następuje usunięcie nadmiaru neutronów z jądra. pr. beta+- W wyniku emisji pozytonu e liczba masowa pozostaje bez zmian, a atomowa zmniejsz się o jednostkę. W przemianie tej następuje usunięcie nadmiaru protonów z jądra. Pr. Elektromagnetyczne(roentgenowskie, gamma ,wychwyt elektronów)-usunięcie nadmiaru protonu może nastąpić przez wychwyt elektronów, na nieobsadzone miejsce przejdzie el. Np. w powłoce k przejdzie rl. Z wyższej powłoki a nadmiar enerdii zostaje uwolniony w postaci promieniowania elektro magnetycznego.

IZOTOPY są to atomy tego samego pierwiastka chemicznego mające jednakową liczbę protonów lecz różne ilości neutronów.

Oprócz 272 stabilnych izotopów wszystkich pierwiastków znanych jest około 2000 ich izotopów promieniotwórczych (radioizotopów). Izotopy promieniotwórcze stosowane są w wielu dziedzinach badań technicznych, znajdują zastosowania w przemyśle, medycynie (radiofarmaceutyki, zasilacze izotopowe), biologii (śledzenie obiegu i roli mikroelementów)oraz w geologii.

Większość naszej wiedzy o skutkach promieniowania pochodzi z obserwacji setek tysięcy ludzi, którzy ulegli napromieniowaniu w czasie wybuchów bomb atomowych w Hiroszimie i Nagasaki i w czasie pochłonięcia przypadkowych lub świadomie podawanych dawek (radioterapia). Wszyscy, którzy przeżyli, byli i są pod stałą specjalistyczną obserwacją lekarską, mającą na celu zebranie maksimum informacji o skutkach promieniowania, nawet tych, które ujawnić się mogą po kilkudziesięciu latach od ekspozycji. Oprócz, tego od wielu lat są prowadzone studia radiobiologiczne nad oddziaływaniem promieniowania na różne tkanki narządy. Cząstki elementarne przenikają skomplikowaną i delikatną strukturę komórek, którą stanowi cytoplazma i jądra komórkowe. Jonizacja atomów, z których te struktury są zbudowane, jest zaburzeniem stanu komórek, które, choć trwa niesłychanie krótko, może być brzemienne w skutkach. Gdy bowiem takie uszkodzenie nastąpi i nie zostanie odpowiednio naprawione, komórka może stracić zdolność do wykonywania swych zadań i do rozmnażania lub też może powstać i zacząć się rozmnażać komórka o właściwościach niepożądanych dla organizmu. Zmiany te zazwyczaj zaburzają działanie organizmu jako całości. Wiele narządów i tkanek może wykonywać swe funkcje nawet po utracie znaczącej liczby swych komórek, lecz gdy ta strata jest dostatecznie rozległa, narządy te mogą utracić zdolność funkcjonowania, co ujawnia się w postaci dolegliwości i stanów patologicznych. Wkrótce po dostatecznie dużych dawkach pojawiają się objawy napromienienia. Są to skutki deterministyczne. Ich ostrość wraz z dawką szybko się zwiększa, aż. do śmierci organizmu. “Zabicie” komórki przez promieniowanie powoduje stosunkowo jednoznaczne skutki, natomiast modyfikacja jej struktury genetycznej zaczyna bardziej skomplikowane procesy. Modyfikacji mogą ulec komórki ciala, wówczas powstaje ryzyko choroby nowotworowej dla osoby napromienionej, lub komórki rozrodcze, które mogą przekazać skłonność do chorób dziedzicznych potomstwu osób napromienionych. Nowotwory i choroby dziedziczne są skutkami stochastycznymi, gdyż występują z pewnym prawdopodobieństwem. Wyniki niektórych badań wskazują, że małe dawki promieniowania mogą działać pobudzająco na wiele funkcji komórek. Promieniowanie może np. wzmocnić immunologiczne zdolności i modyfikować równowagę hormonów w organizmie.

W szczególności promieniowanie może stymulować naprawę uprzednio uszkodzonych przez promieniowanie komórek i zmniejszyć skutki jego działania. Znaleziono kilka obszarów na kuli ziemskiej, na których poziom promieniowania jest wyższy niż przeciętny, a częstość występowania nowotworów jest niższa. Zjawisko to nosi nazwę hormeza. Choć istnienie hormezy nie jest uznawane przez oficjalne organizacje międzynarodowe, warto o niej wspomnieć, gdyż toczą się obecnie poważne dyskusje na jej temat. Narządy rozrodcze i oczy są również bardziej niż średnio wrażliwe. Pojedyncze dawki O, l Sv na jądra powodują okresową bezpłodność, a 2 Sv – trwałą. Jajniki u kobiet dorosłych są mniej promienioczułe, gdyż dopiero pojedyncza dawka 3 Sv powoduje okresową bezpłodność, lecz wytrzymują one znacznie wyższe dawki podane ratami. Pojedyncze dawki ok. 2 Sv na oko mogą powodować zmętnienie, a po 5 Sv pojawia się postępująca zaćma. Szczególną wrażliwość na promieniowanie wykazuje organizm dziecka. Już niewielkie dawki na chrząstkę mogą zwolnić lub powstrzymać wzrost kości i doprowadzić do deformacji. Napromienienie mózgu w czasie radioterapii powoduje zmiany charakteru, utratę pamięci, a u bardzo małych dzieci demencję. Napromieniowanie kobiet między ósmym i szesnastym tygodniem ciąży może spowodować poważne uszkodzenia mózgu dzieci nie narodzonych. W tym okresie bowiem formuje się kora mózgowa, której rozwój może zostać zahamowany przez dawki promieniowania. Przeważająca część skutków deterministycznych ujawnia się po przekroczeniu dawki l Sv, dlatego przeciętny człowiek prawie nigdy ich nie doświadczy!!

Co dziś wiadomo o procesach przebiegających między inicjującym działaniem promieniowania a ujawniającymi się po latach nowotworami lub wystąpieniem chorób dziedzicznych? Procesy te rozpoczyna uszkodzenie spirali kwasu deoksyrybonukleinowego (DNA), który znajduje się w jądrach każdej komórki i ma podstawowe znaczenie dla przekazywania cech dziedzicznych. Przerwanie lub uszkodzenie DNA może sprawić, że komórki rozmnożone z uszkodzonej są inne niż macierzysta komórka przed uszkodzeniem. Wszystko wskazuje na to, że przytłaczająca większość uszkodzeń DNA jest naprawiana lub eliminowana za pomocą licznych bardzo sprawnych procesów obronnych organizmu. Jeśli uszkodzenie w komórce somatycznej nie zostanie naprawione lub gdy taka komórka nie zostanie przed rozmnożeniem wyeliminowana, to mogą zaistnieć warunki do jej uwolnienia się spod kontroli organizmu i samoistnego rozmnażania się, co prowadzi do powstania nowotworu w danym narządzie. Podobnie uszkodzenia komórek rozrodczych mogą się ujawnić w następnych pokoleniach w postaci chorób dziedzicznych. Choroby nowotworowe i dziedziczne, jeśli występują, to z pełną ostrością niezależnie od dawki, która je zainicjowała. Wiemy dziś z całą pewnością, że przyczyny zarówno nowotworów, jak i chorób dziedzicznych są różne i promieniowanie jest tylko jedną z nich i to nie najważniejszą. Uważa się dziś, że procesy prowadzące do nowotworów mogą zostać zainicjowane każdą, nawet najmniejszą dawką. Ujawnienie nowotworów następuje jednakże po długim okresie. Najszybciej, bo po pięciu latach po napromienieniu, ujawniają się białaczki, podczas gdy inne nowotwory mają znacznie dłuższy okres latencji.

Ten długi okres między otrzymaniem dawki a klinicznym ujawnieniem się nowotworu, w połączeniu ze stochastycznym charakterem występowania ze stosunkowo niewielkim prawdopodobieństwem oraz istnienie wielu innych czynników rakotwórczych, powoduje, iż w przypadku choroby nowotworowej nigdy nie było i nie jest wiadomo, czy jej przyczyną było promieniowanie. Jeśli chodzi o rakotwórcze działanie promieniowania, to doświadczenie, jakie zebrano dotychczas, obejmuje osoby, które otrzymały dawki l greja lub więcej. Tymczasem w większości przypadków chodzi właśnie o skutki dawek znacznie niższych niż l grej. Jak rozwiązały te problemy specjalistyczne organizacje międzynarodowe (m.in. UNSCEAR)? Przyjęto dwa założenia:

1. Nie ma żadnego progu, poniżej którego jesteśmy “bezpieczni” przed stochastycznymi skutkami promieniowania. 2. Ryzyko na jednostkę dawki jest takie jak dla dawki l greja i maleje z obniżaniem dawki liniowo, tzn. dawka dwukrotnie niższa powoduje ryzyko będące połową poprzedniego. Jest to hipoteza liniowej, bezprogowej zależności “dawka-skutek”, z dawką l greja jako punktem odniesienia. Jest to doktryna powszechnie dziś przyjęta przez specjalistyczne organizacje międzynarodowe.

Ze stochastycznego charakteru skutków opóźnionych wynika, że osoba, która została napromieniona, w żadnym wypadku nie jest skazana na rozwój nowotworu czy na choroby dziedziczne potomstwa. Taka osoba znajduje się tylko w obszarze ryzyka nieco wyższego niż w przypadku nieotrzymania dawki. Ryzyko to zwiększa się z dawką, lecz w praktycznie wy stepujących przypadkach nie jest ono duże. Mówią o nim tzw. współczynniki ryzyka (prawdopodobieństwa poważnych skutków), wyliczone przez Międzynarodową Komisję Ochrony Radiologicznej na podstawie wszystkich wiarygodnych wyników dotychczasowych badań. Współczynniki te pozwalają oszacować prawdopodobną liczbę zgonów w dużych grupach ludzi, którzy pochłonęli niewielkie dawki. W populacji Hiroszimy i Nagasaki największa liczba zachorowań nowotworowych dotyczyła: nowotworu układu trawiennego (żołądek, okrężnica), raka płuc i białaczki. Inne rodzaje nowotworów wydają się być w mniejszym stopniu wzbudzane przez promienio-wanie. Sumaryczne prawdopodobieństwo zgonu na wszystkie nowotwory po pochłonięciu w ciągu całego życia dawki
l siwerta oszacowano dziś na 5%. Przyjmując, że przeciętny człowiek w Polsce otrzymuje w ciągu swego 70-letniego życia od źródeł naturalnych
i w wyniku badań radiologicznych O, 17 siwerta, w wyniku napromienienia prawdopodobnie umiera w Polsce
ok. 5000 ludzi rocznie.

W następstwie wybuchów jądrowych przeprowadzanych w atmosferze oraz awarii elektrowni jądrowej w Czernobylu, środowisko Polski zanieczyszczone zostało wieloma radionuklidami pochodzenia sztucznego, z których większość, z uwagi na krótki okres ich połowicznego zaniku, całkowicie się rozpadła i obecnie nie występuje już w środowisku naszego kraju. Natomiast niektóre sztuczne pierwiastki promieniotwórcze o długim, wieloletnim okresie połowicznego zaniku (cez-137, stront-90) w dalszym ciągu zanieczyszczają środowisko.

Węgiel

NazwaWęgiel

Nazwa łacińskaCarboneum

SymbolC

Liczba atomowa6

Masa atomowa12,011

Temperatura topnienia3550°C

Temperatura wrzenia4827°C

Gęstość względna1,9 (bezpostaciowy)

2,25 (grafit)

3,52 (diament)

Stopnie utlenieniaII,IV,-IV

Najpospolitsza struktura krystaliczna pierwiastka Konfiguracja elektronowa[He]2s22p2

* Wszystkie odmiany węgla, z wyjątkiem izotopów promieniotwrczych, były znane już w starożytnościi

* Wgiel ma trzy odmiany alotropowe: węgiel bezpostaciowy, grafit i diament

_____Węgiel zajmuje szóste miejsce, jeżeli chodzi o rozpowszechnienie we Wszechświecie. Spośród pierwiastków występujących na Ziemi w stanie stałym to właśnie węgiel jest najbardziej rozpowszechniony we Wszechświecie.

_____W atmosferze ziemskiej występują dwa gazy zawierające wgiel: dwutlenek węgla i metan.

_____Węgiel ma podstawowe znaczenie dla życia roślin i zwierząt na Ziemi. Każda żywa komórka jest zbudowana z cząsteczek zawierających atomy węgla i wodoru. Struktura każdej cząsteczki organicznej – od komórki ludzkiego mózgu do benzyny – jest oparta na atomach węgla.

Właściwości

_____Węgiel rozpoczyna grupę IVA (14) układu okresowego pierwiastków. Z tlenem wiąże się powoli w temperaturze pokojowej, szybciej w temperaturze umiarkowanie wysokiej, błyskawicznie natomiast w temperaturze czerwonego żaru. Większość metali można otrzymać przez ogrzewanie ich tlenków z węglem. Na przykład żelazo otrzymuje się przez redukcję jego tlenku koksem.

_____Węgiel ma trzy ogólnie znane odmiany alotropowe: węgiel bezpostaciowy, grafit i diament. Jednej odmiany węgla nie można przekształcić w inną po prostu przez zmianę temperatury, co jest możliwe w przypadku odmian alotropowych innych pierwiastków.

Otrzymywanie

_____Elementarny węgiel wydobywa się na ogół z ziemi, zwykle jako węgiel kopalny, lecz również jako grafit i diament. Te naturalne formy węgla nie zawsze nadają się do praktycznego wykorzystania, opracowano więc przemysłowe metody ich przekształcania, umożliwiające otrzymanie pożądanego produktu.

_____Koks jest produktem zawierającym do 94% węgla. Co roku wytwarza się znaczne jego ilości, by zaspokoić potrzeby metalurgii. Koks otrzymuje się przez ogrzewanie węgla kamiennego w piecach bez dostępu powietrza. Po rozkładzie zanieczyszczeń i odgazowaniu pozostaje prawie czysty węgiel.

Związki

_____Tlenek węgla, CO, jest powszechnie znany jako trujący gaz powstający w wyniku niecałkowitego spalania węgla lub paliw węglowodorowych, np. gazu ziemnego i benzyny.

_____Tlenek węgla można otrzymać w laboratorium w wyniku reakcji między kwasem mrówkowym a stężonym kwasem siarkowym. Jej produkty to tlenek węgla i rozcieńczony kwas siarkowy:

HCOOH + H2SO4 —> CO + H2SO4*H2O

_____Czterochlorek węgla (tetrachlorometan, (CCl4), popularny środek do prania na sucho , otrzymuje się na skalę przemysłową w wyniku reakcji między dwusiarczkiem węgla a chlorem:

CS2 + 3Cl2 —> CCl4 + S2Cl2

_____Dichlorodifluorometan, CCl2F2, znany jako freon-12, to bardzo popularny czynnik chłodniczy. Na skalę przemysłową otrzymuje się go w wyniku reakcji trichlorofluorometanu (CCl3F), czyli freonu-11, z fluorowodorem (HF):

CCl3F + HF —> CCl2F2 + HCl

Izotopy

_____W przyrodzie występuje głównie węgiel-12; trochę więcej niż 1% jest węgla-13. Pozostałe izotopy są promieniotwórcze; mają one, z wyjątkiem węgla-14, bardzo krótkie okresy połowicznego zaniku.

IzotopRozpowszechnienie

w przyrodzieOkres

połowicznego

zanikuTyp

rozpadu

9C_____127msB+, alfa

10C_____19,3sB+

11C_____20,3minB+

12C98,9%__________

13C1,10%__________

14C_____5730 latB-

15C_____2,45sB-

_____Promieniotwórczy węgiel-14 to znane narzędzie do oznaczania wieku próbek geologicznych i artefaktów archeologicznych. Metoda ta, zwana datowaniem radiowęglowym, umożliwia dość dokładne określanie wieku obiektów sprzed 500 – 50 000 lat.

Wapń Ca, calcium

Pierwiastek chemiczny należący do grupy II A w układzie okresowym, liczba atomowa 20, masa atomowa 40,1. Znanych jest 20 izotopów wapnia, w tym 6 trwałych. W przyrodzie występuje w minerałach: wapieniu, marmurze, kalcycie, kredach (kreda jeziorna, kreda pisząca), aragonicie, szpacie islandzkim, dolomicie, gipsie, anhydrycie, fluorycie, fosforytach, apatytach, glinokrzemianach. Minerały te są bardzo rozpowszechnione w Polsce, np. kalcyt spotyka się w Kieleckiem, w okolicach Bytomia i Rybnika, na Dolnym Śląsku itd., gips – w Kieleckiem i na Dolnym Śląsku, marmur – na Dolnym Śląsku, fluoryt – na Dolnym Śląsku. Rzadziej występują w Polsce apatyt i fosforyt. Wapń występuje również w wodach mineralnych, tkankach roślinnych i zwierzęcych. W organizmie człowieka, w postaci Ca3(PO4)2×Ca(OH)2, stanowi główny składnik mineralny kości. W tkankach miękkich reguluje metabolizm i funkcje fizjologiczne – jony wapnia są regulatorem skurczu mięśni.

Metaliczny wapń wydziela się elektrolitycznie ze stopionego chlorku lub przez redukcję tlenku glinem w próżni. Jest srebrzystobiałym, miękkim metalem, o gęstości 1,54 g/cm3 i temperaturze topnienia 842C. W związkach chemicznych występuje na +2 stopniu utlenienia. Bardzo aktywny chemicznie – w temperaturze pokojowej ulega działaniu fluoru (CaF2) oraz kwasów: solnego, azotowego, siarkowego, fluorowodorowego (powstają sole zawierające jon Ca2+). Na gorąco wchodzi w reakcje z tlenem (CaO), chlorem (CaCl2), wodą (silnie zasadowy Ca(OH)2), siarką. Bardzo silnie ogrzany łączy się z wodorem (CaH2), węglem (CaC2) i azotem (Ca3N2). Sole wapnia barwią płomień na ceglastoczerwono.

Konfiguracja elektronowa:

20Ca1s2 2s2p6 3s2p6 4s2

Atom wapnia ma 4 powłoki elektro-nowe mimo, iż trzecia z nich nie jest w pełni obsadzona. Orbital 4s ma wyż-szy poziom energetyczny niż orbital 3p, ale niższy niż orbital 3d. Zatem trze-cia powłoka początkowo może być obsadzana tylko częściowo przez 8 elek-tronów – 3s2 i 3p6. Następne elektrony nie mogą uzupełniać trzeciej powłoki zapełniając podpowłokę 3d, dopóki nie zostanie obsadzona niższa energe-tycznie podpowłoka 4s.

Do ważniejszych związków wapnia należą poza wymienionymi: azotan wapnia Ca(NO3)2, siarczan wapnia CaSO4, fosforan wapnia Ca3(PO4)2. Stanowi on składnik stopów łożyskowych, dodatek wapnia zwiększa ich twardość, nawozów, materiałów budowlanych i ceramicznych. Metaliczny wapń służy jako reduktor przy otrzymywaniu innych metali. Szerokie zastosowanie mają związki wapnia (azotan wapnia, wodorotlenek wapnia, wapno palone, gips, kreda, wapienie, cyjanamidek wapnia, karbid, hydrolit, azotniak, chlorek bielący).

TLEN

Symbol chemiczny O od nazwy łacińskiej oxygenium, pierwiastek chemiczny o liczbie atomowej 8, masie atomowej 15,9994; należy do grupy tlenowców. Gaz bezbarwny bezwonny i bez smaku, słabo rozpuszczalny w wodzie (w temperaturze 20°C 31 cm3 tlenu w 1 dm3 wody). Temperatura krzepnięcia -218,4°C, temperatura skraplania -182,962°C, gęstość 1,4289 g/dm3; skroplony stanowi niebieską ciecz; występuje w dwóch odmianach alotropowych: o cząsteczkach dwuatomowych O2 (dwutlen, tlen) i o cząsteczkach trójatomowych O3 (trójtlen, ozon). Tlen ma właściwości paramagnetyczne, jest silnie elektroujemny. W związkach występuje głównie na stopniu utlenienia -II (-I w nadtlenkach). Konfiguracja elektronowa tlenu symboliczna: 1s2 2s2p4. W temperaturze pokojowej jest stosunkowo mało aktywny chemicznie, większość reakcji łączenia się tlenu z innymi pierwiastkami przebiega z dużą szybkością dopiero po ogrzaniu reagentów do odpowiedniej temperatury. Gwałtowne łączenie się z tlenu nazywa się spalaniem, natomiast powolne utlenia-niem. Reaguje bezpośrednio, zwłaszcza w temperaturze podwyższonej, prawie ze wszystkimi pierwiastkami chemicznymi (tworząc tlenki lub nadtlenki), a także z wieloma substancjami organicznymi i nieorganicznymi. Tlen jest najbardziej rozpowszechnionym pierwiastkiem chemicznym w przyrodzie. W stanie wolnym występuje w powietrzu w ilości 20,95% objętościowych, stanowi około 45% masowych skorupy ziemskiej, wchodząc w skład prawie wszystkich minerałów skałotwórczych (głównie krzemianów, glinokrzemianów, tlenków, węglanów). Bardzo rozpowszechnionym związkiem tlenu jest woda, zawierająca także niewielkie ilości rozpuszczonego wolnego pierwiastka, wchodzi też w skład wielu substancji organicznych (między innymi białek, węglowodanów, tłuszczów). W przyrodzie odbywa się obieg tlenu w cyklu zamkniętym. Organizmy zwierzęce pobierają tlen z powietrza, wydzielając dwutlenek węgla, który jest z kolei przyswajany przez rośliny, te ostatnie zaś wydzielają tlen. Jest on niezbędny do życia dla większości organizmów. Otrzymuje się go na skalę przemysłową przez destylację frakcjonowaną ciekłego powietrza. Czysty tlen można otrzymać laboratoryjnie przez rozkład termiczny nadmanga-nianu potasu lub chloranu potasu (np. 2 KClO3 = 2KCl + 302) i przez rozkład tlenku rtęciowego Hg0 Iub nadtlenku baru oraz przez elektrolizę roztworu kwasu siarkowego lub wodorotlenku sodu (praktycznie elektrolizie ulega woda, na ka-todzie wydziela się wodór, na anodzie tlen). Ma ogromne zastosowanie w przemyśle, między innymi w hutnictwie do świeżenia metali, do otrzymywania wysokich temperatur w palnikach wodorotlenowych i acetylenowych (spawanie i cięcie metali), w przemyśle chemicznym bierze udział (jako tlen powietrza) w wielu procesach technologicznych (na przykład otrzymywanie kwasu azotowego, kwasu siarkowego), spalanie paliw (łączenie się z tlenem) jest źródłem energii cieplnej wykorzystywanej w wielu gałęziach przemysłu, w transporcie, do ogrzewania pomieszczeń oraz w gospodarstwie domowym, stosowany też w lecznictwie do podtrzymywania procesu oddychania. Liczne zastosowanie mają też związki tlenu (na przykład woda nadtlenek wodoru, tlenki, nadtlenki).Dawna polska nazwa – kwasoród. Tlen odkrył 1772 K.W. Scheele i, niezależnie w 1774 J. Priestley.

Uwzględniając własności fizyczne jak i chemiczne pierwiastków chemicznych , w znaczeniui substancji prostych możemy podzielić je na dwie grupy :
1.metale ,
2.niemetale .

CHARAKTERYSTYKA METALI .

Metale są to substancje , które w stanie skondensowanym odznaczają się obecnościa swobodnych , nie związanych z określonymi atomami elektronów zdolnych do poruszania się w całej objętości metalu . Do metali należy większość pierwiastków chemicznych i ich stopy. Metale mają obok całkowicie wypełnionych wewnętrznych powłok elektronowych powlokę zawierającą niewielką liczbę elektronów i w związku z tym mają charakter elektrododatni .

W temperaturze pokojowej metale wystepują w stanie stałym ( z wyjątkiem rtęci , która w tych warunkach jest cieczą ) , krystalizują przeważnie w trzech typach sieci :
a)regularnej płasko centrowanej ,
b)regularnej przestrzennie centrowanej ,
c)heksagonalnej .

Metale odznaczają się :
a)szczególną zdolnością odbijania promieniowania świetlnego , czyli połyskiem metalicznym ,
b)w dotyku sa zimne gdyż ich duże przewodnictwo cieplne powoduje odprowadzanie energii ( na tak zwany sposób ciepła ) od skóry ,
c)większość z nich ma dużą wytrzymałość mechaniczną ,
d)dobrze przewodzą elektryczność i ciepło ,
e)jednocześnie są ciągliwe i kowalne ,
f)większość z nich ma znaczną gęstość gdyż w kryształach metali ich atomy są gęsto upakowane
( ułożone ) ,
g)maja dodatni współczynnik temperatury oporu ,
h)są nieprzeźroczyste ,
i)tlenki metali tworzą z woda wodorotlenki o charakterze zasadowym ,
j)niektóre pierwiastki mają właściwości pośrednie między charakterem metalicznym i niemetalicznym .

PODZIAŁ METALI .

Z technicznego punktu widzenia najważniejszym metalem jest żelazo ( Fe ) , będące głównym składni –
- kiem stali . Inne technicznie ważne metale ( poza żelazem ) określa się nazwą metali nieżelaznych . Metale o gęstości mniejszej od 4,5 g*cm-3 zalicza się do tzw. metali lekkich ( najważniejsze z nich to : glin , magnez , beryl , sód , potas ) , natomiast o gęstości większej od 4,5 g*cm-3 zalicza się do metali ciężkich . Wśród nich ważną grupę stanowią metale kolorowe ( cyna , miedź , cynk , ołów ) , stosowane do otrzymywania różnego rodzajów stopów . Najbardziej odprne chemicznie sa tzw. metale szlachetne ( platyna , złoto , srebro ) . Często stosuje się tez podział metali na metale żelazne ( żelazo , stal , staliwo , żeliwo ) i nieżelazne ( pozostałe ) bądź metale uszlachetniające stal .
Metale są bardzo rozpowszechnione w przyrodzie . Występują w postaci rud czyli minerałów lub skał , z których za pomoca procesów metalurgicznych ( hutnictwo , metalurgia ) wytapia się żelazo ( surówkę żelaza ) lub dany metal . Metale mają szerokie zastosowanie zwłaszcza jako materiały konstrukcyjne .

WYSTĘPOWANIE RUD METALI W POLSCE .

Polska jest krajem o dużych zasobach rud metali zwłaszcza kolorowych. Złoża rud żelaza są obecnie nieeksploatowane ze względu na skromne ich zasoby , mające niski procent zawartości żelaza w rudzie
( limonity i syderyty ) . Odkryto bogate złoże magnetytów ale nie wydobywa się ich z kilku powodów :
a)występują na dużych głębokościach ( ok. 1 000 m pod powierzchnią )
b)występują w centum „ zielonych płuc” Polski – na terenie Suwalszczyzny
c)obecnie następuje spadek zapotrzebowania na stal na korzyśc innych materiałów
Najważniejszą rolę w gospdarce kraju i eksporcie odgrywają bogate złoża :
a)rud miedzi ( 5 m . w świecie Polski w ich wydobyciu ) eksploatowane w dwóch obszarach : Legnicko – Głogowskim Zagłębiu Miedziowym oraz w rejonie Bolesławca i Złotoryji
b)rudy cynkowo – ołowiane ( 6 m. Polski w świecie ) , które wydobywa się w trzech rejonach :
-Tarnowskie Góry – Bytom
-Olkusz – Zawiercie
-Chrzanów – Trzebina

LITERATURA :

1.T. DRAPAŁA – PODSTAWY CHEMII
2.J. KONDRACKI – GEOGRAFIA FIZYCZNA POLSKI
3.J.D. LEE – ZWIĘZŁA CHEMIA ORGANICZNA
4.ENCYKLOPEDIA MULTIMEDIALNA PWN – NAUKA
5.MAŁY SŁOWNIK CHEMICZNY