AGH Wydzia Odlewnictwa wykad z chemii oglnej cz

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Chemia ogólna część 2 Dr Urszula Lelek–Borkowska 1

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Układ okresowy Dmitrij Iwanowicz Mendelejew, rosyjski chemik urodzony w Tobolsku na Syberii odkrył w 1869 roku prawo okresowości pierwiastków chemicznych, które mówiło, że właściwości periodycznie pierwiastków zależne od ich są mas atomowych. Na tej podstawie przewidział istnienie pierwiastków jeszcze wtedy nie odkrytych, jak skand, wanad. Tablica Mendelejewa 2

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Współczesny układ okresowy 3

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Bloki elektronowe w układzie okresowym blok s blok p blok d blok f 4

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Zmiana właściwości pierwiastków w układzie okresowym Promień atomowy – odległość od jądra do ostatniej powłoki zajmowanej przez elektrony. 5

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Energia jonizacji – minimalna energia potrzebna do wybicia elektronu z atomu, czyli jego przejścia w jon. 6

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Elektroujemność wg Paulinga – zdolność pierwiastka do przyciągania elektronów. 7

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Charakter metaliczny – zdolność do oddawania elektronów. 8

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Nazewnictwo grup układu okresowego grupa pierwiastków nazwa systematyczna nazwa zwyczajowa 1 litowce metale alkaliczne 2 berylowce metale ziem alkalicznych, wapniowce (oprócz Be) 13 borowce glinowce (oprócz B) 14 węglowce — 15 azotowce — 16 tlenowce — 17 fluorowce chlorowce, halogenowce 18 helowce gazy szlachetne Fe, Co, Ni żelazowce pierwiastki o l. at. 58 – 71 lantanowce pierwiastki o l. at. 90 – 103 aktynowce pierwiastki za uranem transuranowce Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt platynowce 9

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 WODÓR Konfiguracja elektronowa atomu = 1 s 1 Konfiguracja elektronowa jonu H+ = 1 s 0 Masa atomowa 1, 00079 Izotopy Temperatura topnienia [K] 13, 95 Temperatura wrzenia [K] 20, 38 Gęstość gazu [g/dm 3] (war. stand) 0, 08988 Gęstość cieczy [g/dm 3] (temp. wrzenia) 70 Promień atomowy [10– 12 m] 37 Energia jonizacji [k. J/mol] 1311 Elektroujemność 2, 20 10

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Występowanie w przyrodzie: 1. Najpowszechniej występujący pierwiastek we Wszechświecie: – pył gwiezdny (91% wszystkich atomów), – reakcje termojądrowe wodoru do helu (temp. > 10 000 K) są głównym źródłem energii gwiazd, 2. Na Ziemi 0, 87% mas. (15, 4% atomów): – w stanie związanym: woda, związki organiczne, kwasy, zasady, – wolny wodór (dwuatomowe cząsteczki H 2): śladowe ilości w atmosferze (5 x 10– 5%obj. w pobliżu powierzchni ziemi, 0, 9%obj. w górnych warstwach atmosfery), – izotopy: deuter stanowi 0, 016% wodoru naturalnego (wolnego i związanego), tryt – nietrwały. 11

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Otrzymywanie 1. W skali laboratoryjnej: – w reakcji wody z aktywnymi metalami (o ujemnym potencjale normalnym): Na + H 2 O = ½H 2 + Na. OH – w procesie elektrolizy: K: 2 H+ + 2 e = H 2, A: 2 OH– = H 2 O + ½O 2 +2 e – reakcji metali z kwasami: Zn + 2 HCl = Zn. Cl 2 + H 2 12

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 2. W skali przemysłowej – konwersja metanu z parą wodną: CH 4+ H 2 O = H 2 + CO 2 – konwersja węglowodorów z ropy naftowej z parą wodną: Cx. H 2 y+ 2 x. H 2 O = (2 x+y)H 2 + x. CO 2 – produkt uboczny elektrolitycznego otrzymywania Na. OH z Na. Cl, – dawniej z gazu wodnego otrzymywanego przez działanie pary wodnej na rozżarzony koks: C+ H 2 O = H 2 + CO 13

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Własności fizyczne Wodór został skroplony po raz pierwszy w 1883 roku przez profesorów Universytetu Jagiellońskiego: chemika Karola Olszewskiego i fizyka Zygmunta Wróblewskiego. Bezbarwny gaz bez zapachu i smaku, słabo rozpuszczalny w wodzie, 14, 4 razy lżejszy od powietrza. Rozpuszcza się w metalach: palladzie, platynie, niklu, żelazie, powoduje korozję wodorową (pękanie). Posiada trzy izotopy: prot, deuter i tryt. 14

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Własności chemiczne W temp. pokojowej niezbyt aktywny (potencjał normalny = 0). – spala się w tlenie (w temp. powyżej 720 K wybuchowo): 2 H 2 + O 2 = 2 H 2 O – w podwyższonych temperaturach silny reduktor: 2 Fe 2 O 3 + H 2 2 Fe 3 O 4 + H 2 O (520 K) Fe 2 O 3 + H 2 2 Fe. O + H 2 O (800 K) Fe 2 O 3 + 3 H 2 2 Fe + 3 H 2 O (900 K) WO 3 + 3 H 2 W + 3 H 2 O (1500 K) Wodór atomowy in statu nascendi (czas półtrwania 0, 3– 0, 5 s) jest bardzo aktywny chemicznie. 15

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Zastosowanie – dawniej do napełniania balonów i sterowców: – paliwo w silnikach rakietowych, – ogniwa paliwowe: 16

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 – w przemyśle azotowym w syntezie amoniaku metodą Habera–Boscha: 2 N 2 + 3 H 2 2 NH 3 – w przemyśle rafineryjnym w hydrokrakingu oraz hydroodsiarczaniu węglowodorów z ropy naftowej, – w przemyśle spożywczym w procesie utwardzania tłuszczów (wysycanie wiązań podwójnych), – do otrzymywania metanolu, metanu, lekkich i cięższych węglowodorów w reakcji z CO 2, – jako reduktor przemysłowy do otrzymywania Ge, Mo i W, – deuter – do produkcji ciężkiej wody – moderatora w reaktorach jądrowych. 17

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Najważniejsze związki Woda H 2 O 18

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Wodorki Xm. Hn Wodorki typu soli – związki tworzące sieci jonowe (jon H–), powstają w wyniku reakcji wodoru z litowcami i berylowcami (prócz berylu i magnezu) w podwyższonej temperaturze, w reakcji z wodą wydziela się wodór: Ca. H 2 + H 2 O Ca. O + 2 H 2 Wodorki kowalencyjne – produkty syntezy wodoru z niemetalami, wodorki kowalencyjne mogą mieć różny charakter. Przykłady: H 2 O, H 2 S, HF, HCl, CH 4, Si. H 4, NH 3, PH 3. Wodorki metaliczne(międzywęzłowe) – produkty syntezy wodoru z metalami bloków d i f, ciała stałe składające się z sieci krystalicznej z wbudowanymi w przestrzenie międzywęzłowe atomami wodoru. Połączenia te są niestechiometryczne. Przykłady: Pd. H 0, 6, Ti. H 1, 73, Zr. H 1, 92. 19

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 LITOWCE Symbol Li Na K Rb Cs Fr Nazwa lit sód potas rubid cez frans Konfiguracja elektronowa 2 s 1 3 s 1 4 s 1 5 s 1 6 s 1 7 s 1 Masa atomowa 6, 94 22, 99 39, 09 85, 47 132, 9 (223) Temperatura topnienia [K] 435 371 337 312 301 303 Temperatura wrzenia [K] 1620 1154 1027 961 978 950 Gęstość [g/cm 3] 0, 534 0, 97 0, 86 1, 53 1, 90 Energia jonizacji [k. J/mol] druga en. jonizacji [k. J/mol] 520, 3 7298 495, 8 4562 418, 9 3051 403, 9 2633 375, 7 2230 Elektroujemność 0, 98 0, 93 0, 82 0, 79 Promień atom. [10– 12 m] 134 154 196 Promień jonowy [10– 12 m] 90 116 196 Potencjał standardowy [V] – 3, 04 – 2, 71 – 2, 93 – 2, 92 0, 7 20

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Występowanie w przyrodzie: Litowce różnią się rozpowszechnieniem w przyrodzie: Na 2, 6%; K 2, 4%; Li 6, 5 x 10– 3%; Rb 2, 08 x 10– 2%; Cs 3, 2 x 10– 4%, Fr – nietrwały izotop promieniotwórczy. 1. Li występuje wspólnie z Na i K: glinokrzemiany np. Li. Al[Si 2 O 6] (spodumen), fosforany np. Li. Al(PO 4)F (ambligonit). 2. Na: skalenie Na[Al. Si 3 O 8] (albit), złoża Na. Cl (sól kamienna), Na. NO 3 (saletra chilijska), wody mórz i oceanów. 3. K bardziej rozproszony: KCl (sylwin), KCl Mg. SO 4 3 H 2 O (kainit), KCl Mg. Cl 2 6 H 2 O (karnalit), glinokrzemiany np. KAl 2[Al. Si 3 O 10](OH, F)2 (mika). 4. Rb i Cs towarzyszą innym litowcom. 21

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Otrzymywanie Elektroliza ze stopionych soli: K: 2 Na+ + 2 e = 2 Na A: 2 Cl– = Cl 2 + 2 e 22

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Własności chemiczne i fizyczne Miękkie metale o srebrzystobiałej barwie i połysku, o małej gęstości. Bardzo aktywne chemicznie (najniższe potencjały normalne). 1. Reagują z tlenem z powietrza: 2 K + ½O 2 K 2 O 2. W podwyższonych temp. łączą się z wodorem: 2 Li + H 2 2 Li. H 3. Reagują gwałtownie z fluorowcami do halogenków: K + ½ Cl 2 KCl 4. Ogrzewane z gazowym amoniakiem dają amidki: 2 Li + 2 NH 3 2 Li. NH 2 + H 2 5. Gwałtownie reagują z wodą: 2 Na + 2 H 2 O 2 Na. OH + H 2 23

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Niski potencjał jonizacyjny litowców umożliwia wzbudzenie elektronów na wyższe poziomy energetyczne w temperaturze płomienia palnika gazowego. Wzbudzone elektrony wracając na swoje poprzednie poziomy energetyczne wypromieniowują kwant energii o określonej długości widma widzialnego, co obserwuje się jako zabarwienie płomienia palnika. Lit barwi płomień karminowo, sód - żółto, potas - fioletowo, rubid – fioletowo–czerwono, cez – niebiesko. 24

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Zastosowanie Lit – dodatek do stop Al, Zn i Mg, zwiększa ich twardość i wytrzymałość, środek odtleniający w metalurgii. Sód – produkcja Na 2 O 2 do wyrobu wybielaczy, redukcja związków organicznych, lampy sodowe, w stanie ciekłym chłodziwo w niektórych reaktorach. Cez – w stopie z Al i Ba – fotokomórki cezowe. 25

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Najważniejsze związki Na 2 O 2 nadtlenek sodu – silnie utleniający, stosowany do oczyszczania powietrza w okrętach podwodnych i aparatach tlenowych: Na 2 O 2 + CO 2 Na 2 CO 3 + ½O 2 Na. OH wodorotlenek sodu (soda kaustyczna) – biała krystaliczna substancja, żrący, silnie higroskopijny, stosowany do produkcji mydła, barwników organicznych, sztucznego jedwabiu, otrzymywania celulozy z drewna, środek neutralizujący. KOH wodorotlenek potasu – silnie higroskopijny, stosowany do produkcji mydła w płynie, w syntezach organicznych, do otrzymywania dwuchromianu i nadmanganianu potasu, pochłaniania CO 2 z powietrza: 2 KOH + CO 2 K 2 CO 3 + H 2 O 26

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Na. Cl chlorek sodu (sól kuchenna) – materiał wyjściowy do przemysłowej produkcji sodu, środek spożywczy, r–r 0, 9% (sól fizjologiczna) stosowany w medycynie. KCl chlorek potasu (sylwin) – nawóz mineralny. Na 2 CO 3 węglan sodu (soda) – służy do produkcji szkła, proszków do prania, zmiękczania wody, stosowany w przemyśle papierniczym i farbiarskim, przez 100 lat produkowana w Krakowie metodą Solvay’a. Na. HCO 3 wodorowęglan sodu (soda oczyszczona) – proszek do pieczenia: 2 Na. HCO 3 Na 2 CO 3+ CO 2 + H 2 O Na. NO 3 azotan (V) sodu (saletra chilijska), KNO 3 azotan (V) potasu (saletra indyjska) – nawozy mineralne, stosowane w produkcji prochu strzelniczego. 27

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 BERYLOWCE Symbol Be Mg Ca Sr Ba Ra Nazwa beryl magnez wapń stront bar rad Konfiguracja elektronowa 2 s 2 3 s 2 4 s 2 5 s 2 6 s 2 7 s 2 Masa atomowa 9, 01 24, 31 40, 08 87, 62 137, 3 226 Temperatura topnienia [K] 1550 922 1112 1041 1000 970 Temperatura wrzenia [K] 3240 1378 1767 1654 2122 1973 Gęstość [g/cm 3] 1, 86 1, 74 1, 54 2, 60 3, 74 5, 0 Energia jonizacji [k. J/mol] druga en. jonizacji [k. J/mol] 899, 5 1757 737, 7 1451 589, 8 1145 549, 5 1064 502, 9 509, 4 965, 3 979, 1 Elektroujemność 1, 57 1, 31 1, 00 0, 95 0, 89 Promień atom. [10– 12 m] 125 145 Promień jonowy [10– 12 m] 59 86 114 132 149 Potencjał standardowy [V] – 1, 85 – 2, 36 – 2, 86 – 2, 99 0, 89 – 2, 90 – 2, 91 28

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Występowanie w przyrodzie: Berylowce różnią się rozpowszechnieniem w przyrodzie: Be 6 x 10– 4%; Mg 2, 09%; Ca 3, 63%; Sr, Ba ok. 10– 2%, 1. Be tworzy nieliczne i rzadkie minerały: glinokrzemiany np. Be 3 Al 2[Si 6 O 18] (beryl), zabarwiony śladową ilością chromu – szmaragdy. 2. Mg: minerały – (Mg, Fe)2 Si. O 4 (oliwin), Mg 6(OH)8(Si 4 O 10) (serpentyn), Mg 3(OH)2 (Si 4 O 10) (talk), Mg. CO 3 (magnezyt), Ca. CO 3 Mg. CO 3 (dolomit), KCl Mg. SO 4 3 H 2 O (kainit), KCl Mg. Cl 2 6 H 2 O (karnalit), Mg. SO 4 H 2 O (kizeryt), Mg. SO 4, Mg. Cl – wody mineralne (twarde), chlorofil – zielony barwnik roślin (mieszanina 3: 1 chlorofilu a i b) 29

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 3. Ca: krzemiany i glinokrzemiany, Ca. CO 3 (kalcyt) – wapień, marmur i kreda, Ca. SO 4 (anhydryt), Ca. SO 4 2 H 2 O (gips, odmiana drobnokrystaliczna – alabaster), Ca 3(PO 4)2 (fosforyt) jest ważnym składnikiem kości, zębów i muszli morskich, Ca 3(PO 4)2 2 Ca(Cl, F)2 (apatyt) – składnik skał magmowych, Ca. F 2 (fluoryt). 4. Sr: Sr. SO 4 (celestyn), Sr. CO 3, (stroncjanit) – minerały, 5. Ba: Ba. SO 4 (baryt), Ba. CO 3, (witeryt) – minerały, 6. Ra: otrzymany w 1898 roku przez Marię Skłodowską–Curie, składnik blendy smolistej – rudy uranu. 30

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Otrzymywanie 1. Mg: – elektroliza stopionego chlorku: K: Mg 2+ + 2 e = Mg A: 2 Cl– = Cl 2 + 2 e – redukcja tlenku węglem: Mg. O + C Mg + CO 2. Otrzymywanie Ca, Sr, i Ba nie ma większego znaczenia technicznego. 3. Ra: dawniej otrzymywany z przeróbki rudy uranowej. 31

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Własności chemiczne i fizyczne Beryl – twardy, kruchy metal, w powietrzu pokrywa się warstwą tlenku. Związki berylu są silnie trujące. Pozostałe berylowce – miękkie, lekkie metale o srebrzystym połysku. Aktywne chemicznie. 1. Mg spala się w powietrzu: Mg + ½O 2 Mg. O (jaskrawo biały płomień) 2. Pozostałe reagują z tlenem z powietrza w temp. pokojowej: Ca+ ½O 2 Ca. O 3. Reagują z kwasami: Mg + 2 HNO 3 Mg(NO 3)2 + H 2 4. Ca reaguje z wodą niezbyt szybko, Ba równie gwałtownie, jak litowce: Ba + 2 H 2 O Ba(OH)2 + H 2 32

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Podobnie, jak litowce po wzbudzeniu w płomieniu palnika barwią płomień: wapń – na kolor ceglasto czerwony, stront – karminowo czerwony, bar – zielony. 33

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Zastosowanie Beryl – ze względu na dobrą wytrzymałość i małą gęstość stosowany przy konstrukcji pojazdów kosmicznych, stosowany jako moderator w rektorach jądrowych oraz do budowy osłon na pręty paliwowe (pochłania silnie neutrony). Magnez – składnik lekkich stopów (np. Elektron – 90% Mg z dodatkiem Al, Zn, Mn, Cu i Si), dawniej lampy błyskowe. Wapń, stront, bar w stanie wolnym nie mają większego zastosowania. Rad – dawniej stosowany w radioterapii. 34

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Najważniejsze związki Be. O tlenek berylu – (temp. top. 2585 o. C) wchodzi w skład cermetów (cermetale - spieki metaloceramiczne) stosowanych do budowy silników odrzutowych, gdyż nie zmieniając swych właściwości mogą pracować w temperaturze do 2000 o. C. Mg. O tlenek magnezu – stosowany do wyrobu cementów, lek na nadkwasotę, zmieszany ze stężonym r–rem Mg. Cl 2 stanowi cement Sorela. Mg. SO 4 siarczan (VI) magnezu, Mg. Cl 2 chlorek magnezu, Mg(HCO 3)2 wodorowęglan magnezu – sole obecne w wodach mineralnych, powodują twardość przemijającą (Mg(HCO 3)2) oraz nieprzemijającą. 35

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Ca. O tlenek wapnia (wapno palone) – otrzymywany w procesie prażenia węglanu wapnia (kamienia wapiennego): Ca. CO 3 Ca. O + CO 2 w reakcji z wodą (gaszenie wapna) przechodzi w wodorotlenek. Ca. O + H 2 O Ca(OH)2 wodorotlenek wapnia (wapno gaszone) – składnik zapraw murarskich i cementów, służy do zmiękczania wody kotłowej, jako mleko wapienne (zawiesina w wodzie) stosowany jako biała farba. CO 3 węglan wapnia – krystaliczna substancja służy m. in. do wyrobu kredy do pisana i pasty do zębów, surowiec do otrzymywania wapna palonego. Ca(HCO 3)2 wodorowęglan wapnia – nadaje wodom mineralnym dobry smak, powoduje przemijającą twardość wody. 36

AGH, Wydział Odlewnictwa, wykład z chemii ogólnej, część 2 Ca. C 2 węglik wapnia (karbid) – reaguje z wodą dając etyn (acetylen): Ca. C 2 + H 2 O C 2 H 2 + Ca. O środek redukujący w hutnictwie metali ciężkich, służy do produkcji acetylenu dla potrzeb spawalnictwa, dawniej jako źródło światła w przenośnych lampach karbidówkach oraz w latarniach morskich. Ca. F 2 fluorek wapnia – surowiec do produkcji fluorowodoru: Ca. F 2 + H 2 SO 4 Ca. SO 4 + 2 HF topnik w metalurgii (produkcja aluminium), dodatek do emalii. Ca. SO 4 siarczan (VI) wapnia – dwuhydrat stanowi gips stosowany w budownictwie. Ba. SO 4 siarczan (VI) baru – wypełniacz masy papierowej, kontrast do wypełniania żołądka i jelit w badaniach roentgenowskich. Pozostałe związki baru są silnie trujące. 37