Pierwiastki bloku s i p

Spis treści rozdziału - tutaj kliknij

Grupa 1 - litowce / Grupa 2 - berylowce / Grupa 13 - glinowce / Grupa 14 - węglowce / Grupa 15 - azotowce
Wodór / Grupa 16 - tlenowce / Grupa 17 - fluorowce / Grupa 18 - helowce /

Grupa Ia - litowce

Do 1 grupy układu okresowego, tzw. grupy litowców, należą następujące pierwiastki: lit(Li), sód(Na), potas(K), rubid(Rb), cez(Cs) oraz nietrwały promieniotwórczy frans(Fr) Atomy wszystkich wymienionych pierwiastków mają w zewnętrznej powłoce elektronowej jeden elektron walencyjny zajmujący w stanie podstawowym orbital ns1 (dla litu n=2, dla sodu n=3, ...... dla fransu n=7); elektron ten łatwo jest oddawany przez pierwiastki a atomy przechodzą w jony jednododatnie.

Z niewysokich potencjałów jonizacyjnych litowców (520kJ dla litu, 375 dla Cs) wynika iż metale te są najsilniejszymi reduktorami.

Dzięki temu pod działaniem promieniowania elektromagnetycznego w zakresie widzialnym (zastosowanie Cs w komórkach fotoelektrycznych), jak również w temperaturze palnika gazowego następuje wzbudzenie elektronów na wyższe poziomy energetyczne. Dlatego pierwiastki te dają charakterystyczne zabarwienie palnika: Li-karminowe, Na-żółte, K-fioletowe, Rb-fioletowo-czerwone, Cs-niebieskie. Zjawisko to wykorzystuje się do jakościowego wykrywania litowców.

Wszystkie litowce są metalami. Właściwości litowców podaje tablica 1.

Tablica 1

Właściwości fizyczne litowców

Z	Symbol	Elektrony walencyjne	Gęstość (g/cm3)	Tmp. topnienia (oK)	Tmp. wrzenia (oK)	Promień jonu (oA)	Energia jonizacji (J/kmol)*10-6	Energia hydratacji (J/kmol)*10-6	Eo M+/M (V)
3	Li	2s1	0,53	454	1640	0,68	519	506	-3,02
11	Na	3s1	0,97	371	1163	0,98	496	398	-2,71
19	K	4s1	0,86	336	1040	1,33	419	318	-2,93
37	Rb	5s1	1,53	312	970	1,48	402	288	-2,99
55	Cs	6s1	1,90	302	958	1,67	367	260	-2,99

E^o - potencjał normalny elektrody.

Występowanie i otrzymywanie

Sód i potas są dość powszechnymi składnikami składnikami litosfery (po ok. 2,5%), ale ze względu na dużą reaktywność chemiczną pierwiastki tej grupy nie występują w przyrodzie w stanie wolnym lecz wyłącznie w postaci związków najczęściej jako chlorki, siarczany, węglany, rzadziej azotany i fosforany. Podstawowym źródłem sodu jest chlorek sodu, który w postaci rozpuszczonej znajduje się w wodzie morskiej a w postaci stałej w złożach surowców mineralnych. W Polsce chlorek sodu tworzy złoża kopalne znajdujące się w okolicach Inowrocławia, Bochni i w Wieliczce.

Potas jest tylko nieco mniej niż sód rozpowszechniony w skorupie ziemskiej. Zródłem potasu są kopalne złoża KCl (sylwin), KCl*MgCl₂*6H₂O (karnalit) oraz KCl*MgSO₄*3H₂O (kainit), towarzyszące złożom soli kuchennej.
Z powodu bardzo dużej reaktywności chemicznej, czysty sód i potas otrzymuje się na drodze elektrolizy ich stopionych chlorków lub wodorotlenków. Na przykład sód na skalę techniczną otrzymuje się przez elektrolizę stopionego chlorku sodowego (NaCl). Przez wanny elektrolityczne zawierające stopiony NaCl przepuszcza się prąd elektryczny i NaCl rozkłada się dając sód metaliczny na elektrodzie ujemnej i wolny chlor gazowy na elektrodzie dodatniej. Jest to proces pochłaniający znaczne ilości energii elektrycznej i wielkiego trudu wymaga utrzymanie sodu i chloru z dala od siebie; w przeciwnym razie będą łączyć się ze sobą z utworzeniem NaCl.

Właściwości chemiczne

Litowce, jak również ich tlenki, łatwo reagują z wodą tworząc mocne zasady (NaOH i KOH).
Podczas spalania litowców w powietrzu lub tlenie tylko lit tworzy zwykły tlenek Li₂O, pozostałe tworzą nadtlenki Na₂O₂, K₂O₂, a potas i cez także ponadtlenki KO₂, RbO₂, CsO₂.
Nadtlenki i ponadtlenki, łatwo reagują z wodą: w reakcji powstaje odpowiednia zasada i tlen

2Na₂O₂ + 2H₂O --> 4NaOH + O₂
4KO₂ + 2H₂O --> 4KOH + 3O₂

Litowce reaguja bezpośrednio z fosforem, arsenem i antymonem, tworząc związki typu M₃X. W podwyższonych temperaturach łączą się bezpośrednio z wodorem tworząc wodorki MH; reagują również z chlorowcami z utworzeniem halogenków.
Lit podczas ogrzewania łączy się także bezpośrednio z azotem, tworząc azotek litu Li₃N, który ogrzany w strumieniu wodoru redukuje się do wodorku litu LiH. Azotków - sodowego Na₃N i potasowego K₃N - nie można otrzymać przez bezpośrednią syntezę metalu z azotem cząsteczkowym. Otrzymuje sie je przez ogrzewanie mieszaniny azydku metalu i roztworu metalu w ciekłym amoniaku.
W reakcji wody z azotkiem sodu lub potasu wydziela się amoniak.
Wszystkie litowce wypierają wodór ze związków, które mają charakter kwasów Bronsteda:

2Na + 2H₂O --> 2NaOH + H₂
2Na + 2CH₃OH --> 2CH₃ONa + H₂
2Na + 2NH₃ --> 2NaNH₂ + H₂

Interesujące włąściwości fizyczne i chemiczne wykazują wodorki litowców, mające charakter soli; wodór występuje w nich w postaci ujemnego jonu H^-, tzw. jonu wodorkowego. Pod względem właściwości fizycznych, wodorki podobne są do odpowiednich fluorowców, są jednak od nich bardziej reaktywne. Sposród reakcji wodorków najważniejsze znaczenie dla ich charakterystyki chemicznej mają reakcje z wodą, które przebiegają energicznie z wydzieleniem wodoru.

NaH + H₂O --> NaOH + H₂

Elektroliza stopionego wodorku litu prowadzi do wydzielenia się metalicznego litu na katodzie, a wodoru na anodzie.
Atomy litowców są dość duże, promienie wynoszą 1,23 A^o - 2,35 A^o, dlatego mają małą gęstość 0,54 - 1,87 g/cm³. Li, Na, K są lżejsze od wody.

Zastosowanie

Lit i sód, a także i potas polepszają własności mechaniczne jak i antykorozyjne magnezu, glinu i ołowiu, wypełniając między ich atomami luki sieciowe. Lit stosowany jest jako katalizator w reakcji polimeryzacji izoprenu. Stop litu z magnezem i niewielkim dodatkiem srebra o d < 1 g/cm³ wykazuje dobre własności antykorozyjne i wytrzymałościowe. Sód w stanie stopionym stosowany jest jako chłodziwo (reaktory atomowe).
Rubid stosowany jest do produkcji żarówek o świetle zbliżonym do dziennego, a cez do produkcji katod w fotokomórkach.
Najważniejszymi i najbardziej rozpowszechnionymi w przyrodzie pierwiastkami są sód i potas.

Ze związków sodu największe znaczenie posiada chlorek sodowy NaCl, węglan sodowy (Na₂CO₃) zwany sodą kalcynowaną otrzymywany w reakcji.

NaCl + NH₃ + H₂O + CO₂ --> NH₄Cl + NaHCO₃
2NaHCO₃ ---> Na₂CO₃ + H₂O + CO₂

Druga reakcja przebiega w temperaturze 160-180 ^oC.
Wodorotlenek sodowy NaOH otrzymuje się na drodze elektrolizy NaCl i w reakcji

Na₂CO₃ + Ca(OH)₂ --> CaCO₃ + 2NaOH

NaOH jest substancją żrącą i należy do najbardziej znanych i szeroko stosowanych produktów przemysłu chemicznego. Służy do wyrobu: mydła i środków piorących, celulozy i papieru, jedwabiu wiskozowego, szkła, barwników oraz do syntezy innych związków chemicznych. Jest jednym z podstawowych odczynników stosowanych w laboratoriach chemicznych. Ma również zastosowanie w gospodarstwie domowym do udrażniania kanalizacji. Roztwory sody kaustycznej są w dotyku śliskie jak mydło i działają wybitnie niszcząco na naskórek (stąd inna jej nazwa "soda żrąca").

Z innych związków chemicznych sodu i potasu największe znaczenie mają:

• NaCl (sól kuchenna) - jest podstawowym źródłem sodu i chloru w przemyśle. Chlorek sodu jest również dodatkiem do potraw. Spożywany zapewnia właściwy skład płynów ustrojowych w organizmach żywych, w których występuje pod postacią jonów. Jony sodu i potasu zapewniają prawidłową gospodarkę wodną oraz są niezbędne do prawidłowej pobudliwości nerwowo - mięśniowej. Są wydalane z organizmu z moczem i potem, dlatego należy stale je dostarczać organizmowi z pożywieniem, np. z NaCl. Szczególnie jest to ważne podczas pracy w trudnych warunkach i w upalne dni. W tym okresie zaleca się picie dużej ilości lekko osolonych płynów.
• KOH - podobnie jak NaOH ma zastosowanie w produkcji mydeł płynnych.
• Węglany potasu (K₂CO₃) - są surowcami dla przemysłu szklarskiego. Stapiane z piaskiem dają szkło.
• Azotany(V) sodu i potasu (NaNO₃, KNO₃) - znane jako saletry. Są surowcami do produkcji nawozów sztucznych i materiałów wybuchowych.
• NaHCO₃ (soda oczyszczona) - ma zastosowanie w przemyśle spożywczym i farmaceutycznym.

Grupa 2 - berylowce

Do metali drugiej grupy układu okresowego berylowców należą: beryl (Be), magnez (Mg), wapń (Ca), stront (Sr), bar (Ba) i promieniotwórczy rad (Ra). W stanie podstawowym wykazują kofigurację elektronów walencyjnych ns2, przy czym n=2 dla Be, 3 dla Mg,.....itd. Z powodu mniejszych promieni od litowców, berylowce posadają nieco większą gęstość, twardość, mniejszą lotność i wyższe potencjały jonizacyjne (tablica 2).

W berylowcach podobnie jak litowcach w wyniku działania promieniowania elektromagnetycznego w zakresie widzialnym, jak również w temperaturze palnika gazowego następuje wzbudzenie elektronów na wyższe poziomy energetyczne. Dlatego pierwiastki te dają charakterystyczne zabarwienie palnika: Ca - ceglastoczerwone, Sr - karminowo czerwone, Ba - zielone. Zjawisko to wykorzystuje się do jakościowego wykrywania berylowców.

Tablica 2

Właściwości fizyczne berylowców

Z	Symbol	Elektrony walencyjne	Gęstość (g/cm3)	Tmp. topnienia (oK)	Tmp. wrzenia (oK)	Promień jonu (oA)	Energia jonizacji (J/kmol)*10-6	Energia hydratacji (J/kmol)*10-6	Eo M2+/M (V)
4	Be	2s2	1,84	1556	2750	0,30	1780	2380	-1,70
12	Mg	3s2	1,74	929	1400	0,65	1470	1910	-2,34
20	Ca	4s2	1,55	1123	1750	0,94	1140	1650	-2,87
38	Sr	5s2	2,60	1043	1640	1,10	1050	1480	-2,89
56	Ba	6s2	3,74	983	1950	1,29	960	1270	-2,90

Występowanie i otrzymywanie

Metale 2 grupy spotykane są w przyrodzie wyłącznie w związkach w których występują tylko w stopniu utlenienia II, głównie jako dwudodatnie jony. Rozpuszczalność w wodzie maleje ze wzrostem masy atomowej. Ze wzrostem wielkości atomów maleje wartość potencjału jonizacyjnego oraz zwiększają się własności zasadowe.
Metale 2 grupy, podobnie jak litowce, otrzymuje się z ich związków, na drodze redukcji katodowej stopionych soli.
Do najpospolitszych pierwistków 2 grupy, najczęściej spotykanych w przyrodzie należą wapń i magnez, występujące w postaci następujących związków:

• wapieni CaCO₃
• magnezytów, których głównym składnikiem jest MgCO₃
• węglanu magnezowo-wapniowego
• tzw. dolomitu MgCO₃*CaCO₃
• siarczanu wapniowego CaSO₄
• fosforanu wapniowego Ca₃(PO₄)₂
• chlorku wapniowego CaCl₂ i MgCl₂.

Wapń jest pierwiastkiem najpospolitszym spośród pierwiastków 2 grupy a najbardziej rozpowszechnionym minerałem jest węglan wapniowy CaCO₃, który jest składnikiem różnorodnych skał, jak wapień, marmur i kreda. Bardzo pospolitym minerałem jest gips (CaSO₄*2H₂O). W wielu przypadkach zawdzięcza on swoje pochodzenie złożom wapienia, na które działał kwas siarkowy powstający w wyniku utleniania minerałów siarczkowych. Inne minerały zawierające wapń, to; fosforyt (Ca₃(PO₄)₂) i apatyt 3Ca₃(PO₄)2*CaF₂.
Magnez jest również pierwiastkiem pospolitym. Jego bogatym źródłem jest woda morska, gdzie występuje pod postacią MgCl2. Bardzo pospolitym minerałem jest dolomit (MgCO₃*CaCO₃, który tworzy całe łańcuchy górskie, np. Dolomity w Alpach) oraz magnezyt (MgCO₃).
Ponieważ minerały wapnia i magnezu są bardzo rozpowszechnionymi w przyrodzie, dlatego większość wód zawiera małe ilości jonów Ca²⁺ oraz Mg²⁺ w postaci rozpuszczonych w niej wodorowęglanów (Ca(HCO₃)₂), siarczanów i chlorków. Powodują one zjawisko nazywane twardością wody. Jest to zjawisko niepożądane ze względu na powstawanie nierozpuszczalnych osadów podczas gotowania wody lub podczas dodawania do niej mydła.
Osady, które osadzają się na ścianach naczyń, kotłów noszą nazwę kamienia kotłowego. Taki osad pogarsza wymianę ciepła, a nawet może spowodować awarię kotła. Dlatego woda używaną w kotłach zmiękcza się, wytrącając z niej jony Ca2+ i Mg2+ w postaci nierozpuszczalnych soli (CaCO₃ i MgCO₃). Inny problem powstaje podczas używania wody "twardej" do mycia i prania. Jony Ca²⁺ oraz Mg²⁺ znajdujące się w "twardej" wodzie w połączeniu z resztą kwasową kwasów tłuszczowych znajdujących się w mydle, wytrącają nierozpuszczalne osady. W praktyce często to uniemożliwia mycie lub pranie. W celu wyeliminowania tego problemu wiele proszków do prania zawiera środki zmiękczające wodę.

W rejonach gdzie występują skały wapienne, w jaskiniach obserwuje się zjawisko tworzenia oryginalnych form skalnych tzw. stalaktytów i stalagmitów. Przyczyną jest zjawisko erozji, które polega na powolnym rozpuszczaniu skał wapiennych z utworzeniem dobrze rozpuszczalnego wodorowęglanu wapnia.CaCO3 + H2O + CO2 --> Ca(HCO3)2. Dwutlenek węgla (CO2) pochodzi z atmosfery. Z wodnego roztworu Ca(HCO3)2 wolno ściekającego po ścianach jaskiń, po częściowym odparowaniu wody wytrąca się osad CaCO3, tworząc naciek. Ca(HCO3)2 --> CaCO3(osad) + H2O + CO2

Właściwości chemiczne

Spalone w powietrzu lub w tlenie tworzą odpowiednie tlenki.

2Mg + O₂ --> 2MgO
2Ca + O₂ --> 2CaO

Tlenki berylowców otrzymuje się również przez rozkład termiczny węglanów, azotanów, szczawianów lub wodorotlenków. Temperatura topnienia tlenków jest stosunkowo wysoka (MgO - 2800^oC).
Wapń, stront i bar reagują juz z zimną wodą, wydzielając z niej wodór

Ca + 2H₂O --> Ca(OH)₂ + H₂

Beryl i magnez reagują w podobny sposób z wodą wrzącą lub przegrzaną parą wodną.
Beryl różni się zasadniczo od pozostałych pierwiastków 2 grupy głównie dlatego, że atomy jego mają mniejsze rozmiary, a ponadto jest wśród nich najbardziej elektroujemny.
Stopiony chlorek berylu, w przeciwieństwie do stopionych chlorków pozostałych metali 2 grupy nie przewodzi prądu elektrycznego. Jest to dowodem, że w związku tym nie występuje wiązanie jonowe jak w pozostałych chlorkach, lecz wiązanie atomowe spolaryzowane.
Beryl wypiera wodę z wodnego roztworu mocnych zasad tworząc berylany

Ba + NaOH + H₂O --> NaHBeO₂ + H₂

Reakcja ta dowodzi, że tlenek berylu ma własności amfoteryczne.

Berylowce z wyjatkiem berylu, ogrzewane z węglem tworzą węgliki MC₂. Najbardziej znanym jest CaC₂ (karbid), z którego otrzymuje się acetylen.

CaC₂ + 2H₂O --> Ca(OH)₂ + C₂H₂

Zastosowanie

Beryl

Beryl jest to metal twardy i trudny w obróbce mechanicznej. Stosowany jest jako dodatek do stopów glinu, kobaltu, srebra, platyny, stali, niklu i miedzi. Podwyższa twardość i odporność na korozję oraz niewrażliwość na zmiany temperatury.
Stop beryl-nikiel jest bardziej wytrzymały niż najlepsza stal, a sprężyny praktycznie niezniszczalne (wytrzymują 20 miliardów zmian obciążeń).
Stop beryl-miedź (brąz berylowy) nie iskrzy w czasie pracy pod dużym obciążeniem (zastosowanie: fabryki materiałów wybuchowych, gazownie, kopalnie).
Tlenek berylu Be o temperaturze topnienia 2585^oC wchodzi w skład cermetów (spieki metaloorganiczne) stosowane do budowy silników odrzutowych, które mogą pracować w temperaturze do 2000^oC. Pary berylu wywołują schorzenia płuc i serca.

Magnez

Magnez Mg jest czystym składnikiem stopów glinu, cynku, manganu, tworzy bardzo lekkie stopy. Przykładem jest stop o nazwie elektron, którego ciężar właściwy wynosi 1,85g/cm³. Stopy magnezu charakteryzują się dobrymi właściwościami mechanicznymi i znaczną odpornością na korozję, stąd ich zastosowanie do budowy samolotów, statków kosmicznych i jachtów. Zdolność palenia się magnezu na powietrzu oślepiającym się płomieniem jest wykorzystywana w technice morskiej i wojskowej do oświetlania terenu rakietami, flarami.

Bardzo ważnym połączeniem dla życia organizmów żywych na ziemi jest chlorofil (patrz rysunek), zielony barwnik roślinny. Jest to związek kompleksowy magnezu z pierścieniami porfirynowymi.

Barwnik ten umożliwia syntezę węglowodanów z dwutlenku węgla i wody według sumerycznego równania

6CO₂ + 6H₂O --> C₆H₁₂O₆ + 6O₂

Wapń ma wiele praktycznych zastosowań, jako odtleniacz do żelaza, stali, miedzi i stopów miedzi i jako składnik stopów ołowiu (metali łożyskowych i powłok do kabli elektrycznych) i stopów glinu oraz jako środek redukujący do wytwarzania innych metali z ich tlenków.
Najważniejszym związkiem wapnia jest węglan wapnia CaCO₃.
Węglan wapnia w różnej postaci ma zastosowanie jako;

• materiał budowlany na elewacje, pod postacią marmuru,
• surowiec z którego otrzymujemy spoiwo budowlane,
• środek do odkwaszania ziemi uprawnej,
• dodatek do pasz zwierzęcych,
• surowiec do produkcji cementów.

Najbardziej powszechne zastosowanie ma jako surowiec do otrzymywania wapiennego spoiwa budowlanego. Spoiwo wapienne należy do grupy spoiw powietrznych i oparte jest na tlenku wapnia CaO (wapno palone).
Wapno palone (CaO) otrzymuje się przez wypalanie kamienia wapiennego (CaCO3) w piecach szybowych, bądź obrotowych w temperaturze 950 - 1050oC. Proces wypalania zachodzi wg reakcji;

CaCO₃ --> CaO + CO₂ + 165,5 kJ/mol

Wapno palone poddaje się procesowi gaszenia wg reakcji

CaO + H₂O --> Ca(OH)₂ - 63,5 kJ/mol

W zależności od sposobu prowadzenia procesu gaszenia wapno dzieli się na:

• ciasto wapienne
• wapno hydratyzowane
• mleko wapienne

Ciasto wapienne otrzymywane jest w dołach do gaszenia i stanowi układ koloidalny wodorotlenku wapnia w nasyconym wodnym roztworze tegoż wodorotlenku. Zawartość wody wynosi ok. 50% masy ciasta wapiennego.
Wapno hydratyzowane (sucho gaszone) jest sproszkowanym wodorotlenkiem wapnia, który otrzymuje się metodą przemysłową przez gaszenie wapna palonego małą ilością wody (ok. 25%).
Mleko wapienne charakteryzuje się znacznym nadmiarem wody w układzie koloidalnym wodorotlenku wapnia. Z wapna gaszonego otrzymujemy zaprawę murarską, zgodnie z poniższym opisem.

Zaprawę murarską (wapienną) otrzymuje się poprzez zmieszanie 1 części objętościowej wapna gaszonego z 3 - 5 częściami piasku oraz wodą.

Proces wiązania i twardnienia spoiwa wapiennego (zaprawy) zachodzi w dwóch etapach. Pierwszy etap (kilka godzin) to czas, w którym następuje proces wiązania i krzepnięcia spoiwa. Drugi etap trwający bardzo długo (do kilku lat) to okres twardnienia spoiwa.
Powyższe procesy polegają na odparowaniu wody przy równoczesnej reakcji wodorotlenku wapnia z dwutlenkiem węgla znajdującym się w powietrzu

Ca(OH)₂ + CO₂ --> CaCO₃ + H₂O + 38 kJ/mol

Proces krystalizacji i wzrostu kryształów węglanu wapnia prowadzi do powstania dużych wzajemnie poprzerastanych kryształów tworzących szkielet, od którego zależy stwardnienie spoiwa.
Wiązanie zapraw wapiennych w pomieszczeniach zamknietych można przyśpieszyć przez spalanie koksu (wzrost temperatury i wzrost stężenia CO₂ w powierzu)
Piasek jest biernym pod wzgledem chemicznym składnikiem ( nie bierze udziału w procesie wiązania), jednakże ułatwia penetrację CO₂ z powietrzem w gląb zaprawy, przyspieszając w ten sposób tworzenie się CaCO₃.
Spoiwo wapienne ulega stwardnieniu tylko na powietrzu. Tak otrzymane spoiwo z czasem ulega osłabieniu w wyniku reakcji chemicznej

CaCO₃ + CO₂ + H₂ --> Ca(HCO₃)₂

Z przebiegu reakcji widzimy, że z czasem w wyniku odziaływania wody i dwutlenku wegla z powietrza, nierozpuszczalny CaCO₃ przekształca się w rozpuszczalny Ca(HCO₃)₂. Z twardej zaprawy zostaje więc wypłukany najbardziej istotny składnik - węglan wapnia.

Jako materiał wiążący stosuje się także spoiwa gipsowe. Spoiwa gipsowe i anhydrytowe są to materiały wiążące, otrzymywane z naturalnych siarczanów wapniowych występujących w przyrodzie w postaci kamienia gipsowego (CaSO₄*2H₂O) i anhydrytu (CaSO₄). Produkcja tych spoiw polega głównie na obróbce termicznej kamienia gipsowego lub anhydrytu.

Spoiwa gipsowe szybko wiążące otrzymuje się w prażarkach w niskich temperaturach (135 - 230^oC). Surowcem jest mączka gipsowa. Podczas wypalania zachodzi proces odwodnienia według reakcji

CaSO₄*2H₂O --> CaSO₄*1/2H₂O + 3/2H₂O

Produkt tej reakcji CaSO₄*1/2H₂O występuje w dwóch odmianach (alfa) i (beta). Odmiany te wykazują istotne różnice rozpuszczalności, czasu wiązania i wytrzymałości. Odmiana (beta) w odróżnieniu od odmiany (alfa) ma wygląd kłaczkowaty, krystalizuje w postaci bardzo drobnych kryszatałów. Stąd odmiana (beta) ma gorsze właściwości wytrzymałościowe niż odmiana (alfa), która ma zwartą strukture krystaliczną.
Spoiwa tej grupy należą do spoiw powietrznych szybko wiążących, o poczatku wiązania od 3 do 12 minut, a końcu wiązania 15 do 20 minut.
Spoiwa gipsowe wolno wiążące produkowane są w wysokich temperaturach. Dzielą się one na:

• spoiwa anhydrytowe
• gips hydrauliczny

Spoiwa anhydrytowe należą do grupy spoiw gipsowych powietrznych. Podstawowym składnikiem jest bezwodny siarczan wapnia (CaSO₄).
Sam siarczan wapniowy nie wykazuje właściwości wiążących, staje sie dopiero spoiwem dopiero po zmieleniu i zaktywizowaniu pewnymi dodatkami (tlenki alkaliczne, tlenek magnezowy, wapno palone i hydratyzowane, siarczany, cement portlandzki).
Spoiwo anhydrytowe otrzymuje się w wyniku wypalania kamienia gipsowego lub anhydrytu naturalnego w temperaturze 600 - 700^oC i zmieleniu go z aktywatorami. naturalnego w temperaturze 600 - 700^oC i zmieleniu go z aktywatorami>
Gips hydrauliczny jest spoiwem powietrznym wykazującym właściwości hydrauliczne. Spoiwo to, obok podstawowego składnika jakimjest CaSO₄, zawiera pewien niewielki procent tlenku wapniowego CaO. Gips hydrauliczny otrzymuje się przez wypalanie kamienia gipsowego w temperaturze 800 - 1000^oC. W takiej temperaturze gips dwuwodny przechodzi w siarczan bezwodny, ulegając częściowemu rozkładowi w/g reakcji

CaSO₄ --> CaO + SO₂ + 1/2O₂

Poczatek wiązania gipsu hydraulicznego zachodzi po upływie 2-6 godzin, koniec wiązania po 6-30 godzin. Zaletą tak otrzymanego spoiwa jest większa odporność na działanie wody i czynników atmosferycznych (mrozu)
Wiązanie spoiw gipsowych polega w zasadzie na reakcji odwrotnej do reakcji odwodnienia surowców stosowanych do produkcji gipsu.

CaSO₄*1/2H₂O + 3/2H₂O --> CaSO₄*2H₂O +14,2 kJ/mol

Grupa 13 - glinowce

Do grupy glinowców zalicza się następujące pierwiastki: glin (Al), gal(Ga), ind(In), tal(Tl). Do grupy 13 należy również bor, który jest niemetalem, a ściślej półmetalem. Pierwiastki 13 grupy mają trzy elektrony wartościowości, dwa sparowane w orbitalu s i jeden niesparowany w orbitalu p - (s2p). Najważniejsze właściwości borowców podaje tablica 3.

Tablica 3

Właściwości fizyczne glinowców

Z	Symbol	Elektrony walencyjne	Gęstość (g/cm3)	Tmp. topnienia (oK)	Tmp. wrzenia (oK)	Promień jonu (oA)	Energia hydratacji (J/kmol)*10-6	Eo M2+/M (V)
5	B	2s2p1	2,34	2300	4000	-	-	-
13	Al	3s2p1	2,70	932	2700	0,45	4680	-1,67
31	Ga	4s2p1	5,90	312	2500	0,60	4690	-0,52
49	In	5s2p1	7,36	429	2300	0,81	4140	-0,34
81	Tl	6s2p1	11,85	577	1740	0,95	4100	+0,72

Występowanie i otrzymywanie

Jednym z najbardziej rozpowszechnionych w przyrodzie metali 13 grupy jest glin.
Stanowi on 7,5% ogólnej masy pierwiastków wchodzących w skład skorupy ziemskiej zajmując trzecie miejsce po tlenie i krzemie, a pierwsze spośród metali. Glin występuje w przyrodzie jedynie w postaci różnych połączeń z innymi pierwiastkami, głównie jako składnik glinokrzemianów i tlenku glinowego.
Wyglądem swoim przypomina srebro. Czysty glin jest bardziej miękki od żelaza, ma znaczną wytrzymałość na zrywanie, zginanie i nie wykazuje przy tym kruchości. Rozpuszcza się dobrze w kwasie solnym dając chlorek glinowy AlCl₃, słabiej w rozcieńczonym kwasie siarkowym, tworząc siarczan(VI) glinu Al₂(SO₄)₃.

2Al + 6HCl --> 2AlCl₃ + 3H₂
2Al + 3H₂SO₄ --> Al₂(SO₄)₃ + 3H₂

Kwas azotowy stężony nie rozpuszcza glinu, toteż zbiorniki alumniniowe nadają się doskonale do transportu i przechowywania stężonego kwasu azotowego.
Glin reaguje z roztworami wodorotlenków litowców; w reakcji tworzą się gliniany oraz wydziela się wolny wodór

2Al + 2NaOH + 2H₂O --> 2 NaAlO₂ + 3H₂

Glin jest metalem reaktywnym (zwróć uwagę na jego położenie w szeregu napięciowym metali); silnie ogrzewany spala sie gwałtownie w powietrzu czy tlenie. Pył glinowy tworzy z powietrzem mieszanię wybuchową. Jednak w zwykłaych warunkach glin szybko pokrywa się cienką, wytrzymałą warstewką tlenku glinowego, która chroni metal przed dalszą korozją.

Przebieg reakcji jest następujący;

2Al + 3O₂ ---> 2Al₂O₃

Powstający tlenek glinu rozpuszcza się zarówno w kwasach jak i zasadach, co wskazuje na amfoteryczny charakter tlenku.

Al₂O₃ + 6HNO₃ ---> 2Al(NO₃)₃ + 3H₂O
Al₂O₃ + NaOH + H₂O ---> 2Na[Al(OH)₄]

Podobnie zachowuje się wodorotlenek glinowy Al(OH)₃, który rozpuszcza się w kwasach jak i zasadach

Al(OH)₃ + OH^- ---> Al(OH)₄^-
Al(OH)₃ + 3H⁺ ---> Al³⁺ + 3H₂O

Praktycznie w reakcji biorą udział cząsteczki będące kompleksami zawierającymi 3 grupy OH^- i 3 cząsteczki wody H₂O, tj. Al(OH)₃(H₂O)₃. Struktura takiego kompleksu jest oktaedryczna.

Al(OH)₃(H₂O)₃ + OH^- ---> Al(OH)₄(H₂O)₂^- + H₂O
Al(OH)₃(H₂O)₃ + 3H⁺ ---> Al(H₂O)₃³⁺

Mechanizm reakcji obok. W przypadku A (reakcja pierwsza) proton przenoszony jest od Al(OH)3(H2O)3 do dodawanego jonu OH-, w przypadku B (reakcja druga) proton przenoszony jest od dodawanego jonu H+ do Al(OH)3(H2O)3. Na rysunku przedstawionym wyżej pokazano dwa możliwe sposoby przeniesienia protonu. Z kilku występujących w przyrodzie związków glinu znany jest boksyt Al2O3*2H2O używany do wyrobu glinu oraz korund - używany jako kamień ozdobny (kryształy niebieskie noszą nazwę szafirów, czerwone - rubinów). Glin jest metalem o stale wzrastającym znaczeniu. Ponieważ jest dobrym przewodnikiem ciepła i elektryczności, wykorzystuje się go do wyrobu tańszych od miedzianych przewodów elektrycznych, służy też do wyrobu wielu przedmiotów codziennego użytku.

Otrzymywanie glinu

Glin głownie otrzymuje się przez elektrolizę stopionej mieszaniny Al₂O₃ i Na₃AlF₆ (kriolitu), która ma znacznie niższą temperaturę topnienia niż czysty Al₂O₃. Surowcem do otrzymywania tlenku glinu Al₂O₃ są boksyty (Al₂O₃*xH₂O) z których przez redukcje elektrolitycznš stosunkowo łatwo jest otrzymać czysty glin. Jednakże przed elektrolizą konieczne jest usuniecie z rudy boksytu zanieczyszczeń żelaza i krzemu. Proces oczyszczania sprowadza się do wydzielenia z boksytu czystego Al(OH)₃, który prażony przechodzi w Al₂O₃. Elektrolizę tak przygotowanego tlenku glinu przeprowadza się w elektrolizerze w systemie ciągłym. Zużycie energii elektrycznej jest duże. Wskutek tego proces jest ekonomiczny jedynie w pobliżu taniego Ÿródła energii elektrycznej.

Zastosowanie glinu

Glin jest metalem o stale wzrastającym znaczeniu. Ponieważ jest dobrym przewodnikiem ciepła i elektryczności, wykorzystuje się go do wyrobu tańszych od miedzianych przewodów elektrycznych, służy też do wyrobu wielu przedmiotów codziennego użytku. Z uwagi na małą masę właściwą stopów glinu z metalami i ich dużą wytrzymałość znajdują one zastosowanie w przemyśle lotniczym, okrętowym, samochodowym, itp. Znane stopy to: magnal (30%Mg), duraluminium (3,0 - 5,5%Cu, 0,5-2%Mg, 0,2-1,5%Sr, 1%Mn), silumin (12-14%Si), elektron (83 - 84%Mg, 0,2 - 4,5%Zn, 0,2 - 0,3%Mn). Glinu używa się również do produkcji stopów z miedzią i cynkiem, nazywanych brązami aluminiowymi (ponad 90% Cu i do 10% Al.). Mają one złocistą barwę i piękny połysk i są używane do produkcji części do maszyn, naczyń kuchennych i ozdobnych. Z czystego glinu otrzymuje się;

• przewody elektryczne do przesyłu energii elektrycznej,
• różnego rodzaju naczynia a w tym i opakowania na napoje,
• mieszankę termitową (rodzaj mieszaniny pirotechnicznej) mająca zastosowanie w wojsku,

Czysty glin z uwagi na swoją reaktywność znalazł zastosowanie w procesie otrzymywania niektórych metali przez redukcję ich tlenków. Między innymi tą metodą otrzymuje się wanad i chrom. W mieszaninie z tlenkiem żelaza(III) (Fe₂O₃) tworzy tzw. mieszankę termitową znajdującą zastosowanie do spawania konstrukcji stalowych jak i również była ona wypełnieniem bomb zapalających używanych podczas drugiej wojny światowej. Podczas palenia się mieszanki termitowej powstaje wysoka temperatura wynosząca ok. 3000^oC

Fe₂O₃ + 2Al --> Al₂O₃ + 2Fe + Q

Ze związków chemicznych glinu największe zastosowanie ma tlenek glinowy Al₂O₃, z którego po odpowiedniej obróbce termicznej otrzymuje się korund a dodając niewielkie ilości tlenków innych metali - kamienie szlachetne (rubiny i szafiry) o różnym zabarwieniu. Kamieni tych używa się do wyrobu klejnotów, łożysk (kamieni) w różnego rodzaju precyzyjnych instrumentach.
Siarczan(VI) glinu uwodniony Al₂(SO₄)₃*18H₂O, który można otrzymać w reakcji;

2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ + 12H₂O --> Al₂(SO₄)₃*18H₂O

ma zastosowanie do oczyszczania wody i jako zaprawy farbiarskiej. Oba te zastosowania opierają się na właściwości wytwarzania galaretowatego osadu wodorotlenku glinowego (Al(OH)₃), podczas rozpuszczania siarczanu glinowego w dużej ilości obojętnej lub słabo zalkalizowanej wody. Przy farbowaniu i drukowaniu tkanin galaretowaty osad pomaga związać barwnik z tkaniną.
Chlorek glinowy AlCl₃ jest katalizatorem w wielu procesach chemicznych, między innymi w procesie krakowania ropy naftowej, chlorowania benzenu lub reakcji Friedla-Craftsa. Dlatego AlCl₃ jest jedną z najważniejszych soli glinu. Bezwodny AlCl₃ powstaje w bezpośredniej reakcji glinu i chloru.

2Al + 3Cl₂ --> 2AlCl₃

Chlorek glinu jest silnie higroskopijną substancją. Wchłaniając wodę jednocześnie ulega rozkładowi z wydzieleniem chlorowodoru i tlenku glinu.

2AlCl₃ + 3H₂O --> Al₂O₃ + 6HCl

Minerały glinu, głownie pod postacią glinokrzemianów są stosowane do produkcji wyrobów ceramicznych, jak np. porcelana, klinkier i kamionka oraz cegły, fajans. Najcenniejszym wyrobem ceramicznym jest porcelana, która powstaje z obróbki mieszaniny kaolinu (Al₂O₃*2SiO₂*2H₂O), skalenia i kwarcu. Wymienione składniki miesza się w odpowiednim stosunku a otrzymaną masę formuje się i wypala dwukrotnie w temperaturze 1400^oC. Przed drugim wypalaniem porcelanę zdobi się ręcznie i pokrywa glazurą.

Gal, ind

Chemiczne własności galu i indu podobne są do własności glinu, chociaż istnieją także pewne różnice.
Ind w przeciwieństwie do glinu, nie reaguje z zasadami.

Tal

Tal różni się od pozostałych metali III grupy przede wszystkim tym, że łatwo tworzy jednododatnie jony (TlCl).

Bor

Bor w stanie wolnym w przyrodzie nie występuje. Spotykany jest wyłącznie w postaci różnych związków np. kwasu ortoborowego H₃BO₃, rozpuszczonego w wodzie niektórych żródeł gorących oraz boranów występujących w różnych minerałach.
W Tybecie występuje boraks naturalny Na₂B₄O₇*10H₂O. Z boraksu mozna otrzymać wolny bor za pomocą następujących reakcji

Na₂B₄O₇ + 3H₂O + 2HCl <=> 4H₃BO₃ + 2NaCl
2H₃BO₃ --> B₂O₃ + 3H₂O
B₂O₃ + 3Mg --> 2B + 3MgO

Bor stosowany jest jako dodatek do stopów (Ni, Mn i stali) - podwyższa wytrzymałość, posiada wysokie ciepło spalania 14000 kcal/kb (wodór - 28800 kcal/kg). Wysokie ciepło spalania mają także borowodory (17000 kcal/kg), które znalazły zastosowanie jako paliwo rakietowe.

Bor tworzy z wodorem dwa szeregi połączeń, które przez analogię do węglowodorów nazywane są borowodorami. Wzory ogólne określające skład związków pierwszego i drugiego szeregu sa następujące; BnHn+4 oraz BnHn+6 przy czym n przyjmuje wartości całkowite począwszy od 2. Są to związki elektronodeficytowe, w których udowodniono występowanie struktury mostkowej a którą jest orbital molekularny złożony z orbitalu sp3 jednego atomu boru (B),1s atomu H i sp3 drugiego atomu boru (B). Patrz rysunek Każdy z tych orbitali rozporządza jedną parą elektronów. Kropką zieloną oznaczono elektron wodoru a kropką czerwoną elektron boru.

Grupa 14 - węglowce

Do pierwiastków 14 grupy układu okresowego należą: węgiel (C), krzem (Si), german (Ge), cyna (sn), ołów (Pb). W stanie podstawowym mają konfigurację s2p2. Wykazują tendencje zarówno do oddania jak i pobrania elektronów. Wszystkie węglowce mogą tworzyć wiązania kowalencyjne. W grupie ze wzrostem masy atomowej zmienia się charakter pierwiastków. Węgiel jest typowym niemetalem, natomiast cyna i ołów są typowymi metalami. Własności węglowców podano w tablicy 4.

Tablica 4

Właściwości fizyczne węglowców

Z	Symbol	Elektrony walencyjne	Gęstość (g/cm3)	Tmp. topnienia (oK)	Tmp. wrzenia (oK)	Promień jonu (oA)	Energia jonizacji (J/kmol)*10-6	Energia sublimacji (kcal/mol)	Eo M2+/M (V)
6	C	2s2p2	3,51	subl.	-	0,77	260	171	-
14	Si	3s2p2	2,33	1685	3000	1,17	188	108	-
32	Ge	4s2p2	5,35	1210	3100	1,22	182	90	-
50	Sn	5s2p2	7,28	505	2960	1,41	169	72	-0,136
82	Pb	6s2p2	11,34	601	2024	1,54	-	47	-0,126

Występowanie i otrzymywanie

Dwa pierwiastki grupy 14 - wegiel i krzem oraz ich związki, odgrywają istotną rolę w przyrodzie. Węgiel jest nieodzownym składnikiem przyrody ożywionej, a krzem przyrody martwej.

Węgiel

Rys.1 Grafit

Węgiel występuje w przyrodzie zarówno w stanie wolnym jak i w postaci najrozmaitszych związków nieorganicznych i organicznych. Do nieorganicznych związków węgla należą przede wszystkim: dwutlenek węgla, węglany i węgliki. Węglan wapniowy - składnik wapieni, kredy, marmurów - tworzy masywy górskie. W stanie wolnym węgiel występuje w przyrodzie w postaci minerałów - diamentu i grafitu. Są to dwie różne odmiany alotropowe tego pierwiastka, różniące się właściwościami fizycznymi i chemicznymi. Ta różnica wynika z rozmieszczenia i sposobie powiązania atomów (rys. 1 i 2). Diament można otrzymać z grafitu tylko przez zastosowanie wysokiego ciśnienia; wysoka temperatura jest konieczna do zapewnienia dostatecznej szybkości przemiany. .

Występujące w przyrodzie diamenty powstały z węgla w głębi skorupy ziemskiej pod wysokim ciśnieniem i w wysokiej temperaturze.
Diament jest najtrwalszym minerałem, w postaci czystej bezbarwnym, nie przewodzącym prądu elektrycznego. Grafit w odróżnieniu od diamentu, tworzy czarne, miękkie i łupliwe kryształy dobrze przewodzące prąd elektryczny.

Rys.2 Diament

Stosunkowo niedawno (1985) otrzymano sztucznie nową odmianę alotropową wegla - fulleren, a następnie (1991) kolejną - nanorurkę. W odmianach tych węgiel ma nowe, nieznane uprzednio właściwości, co spowodowało lawinę badań i odkryć. Fullereny to struktury zbudowane z atomów węgla (od 28 do kilkuset), tworzące zamknięte sfery kuliste lub elipsolidalne. Tworzą sie one w wyniku swobodnej kondensacji par wegla w atmosferze gazu obojetnego (helu); synteza jest prowadzona w łuku elektrycznym ( z uzyciem elektrod grafitowych) lub metodą odparowania grafitu wiązką światła laserowego o odpowiednio dużej mocy.

Rys.3 Fulleren i nanorurka

Nanorurki jest to odmiana w kształcie rurek (prostych, zakrzywionych lub spiralnych) obustronnie zamkniętych, jedno lub wielowarstwowych. Fullereny i nanorurki wchodzą w liczne reakcje chemiczne i elektrochemiczne; ulegają reakcjom addycji i polimeryzacji, a przede wszystkim tworzą kompleksy wewnetrzne polegające na "uwięzieniu" niewielkich cząsteczek, atomów lub jonów wewątrz zamkniętej struktury węglowej. Otrzymano wiele połączeń o interesujących właściwościach, m.in. związki biologicznie czynne blokujące wirusa HIV, polimery liniowe, nadprzewodniki i półprzewodniki, błony fotoprzewodzące.

Węgiel w postaci związanej to głównie dwutlenek węgla i węglany.
Dwutlenek węgla jest składnikiem powietrza o zmiennej zawartoœci. Wydychają go ludzie i zwierzęta. Jest bezbarwnym, bezwonnym gazem, dobrze rozpuszczalnym w wodzie.
W odróżnieniu od tlenu i azotu dwutlenek węgla jest substancją złożoną z dwóch pierwiastków - węgla i tlenu. Uwalniany do atmosfery w procesie oddychania dwutlenek węgla, bierze udział w procesie fotosyntezy. Fotosynteza jest podstawowym procesem o podstawowym znaczeniu dla świata żywego.
Życie w stanie, w jakim istnieje obecnie, możliwe jest tylko dzięki fotosyntezie. Energią dla jego utrzymania jest światło słoneczne pochłaniane przez chlorofil (barwnik roślin) i przekształcane w cukier o nazwie glukoza, która z kolei przekształca się w skrobię i celulozę (rys. 4).

Rys.4 Fotosynteza

Otrzymane cukry, służą następnie za materiał wyjściowy dla różnych przemian zachodzących w żywych organizmach.

Rys.5 Obieg dwutlenku węgla w przyrodzie

Na rysunku 5 został przedstawiony obieg węgla w przyrodzie. Węgiel wielokrotnie przemieszcza się w cyklu zamkniętym między atmosferą ziemską, skorupą ziemską, hydrosferą i organizmami. Węgiel jest głównym pierwiastkiem wchodzącym w skład związków organicznych, z których są zbudowane ciała organizmów. Węgiel znajdujący się w obiegu występuje głównie w wodach mórz i oceanów gdzie jest ok.16 razy więcej niż w atmosferze w postaci rozpuszczalnego dwutlenku węgla ( CO₂) oraz jonów wodorowęglanowych (HCO₃^-) i węglanowych (CO₃^2-).
W atmosferze węgiel istnieje prawie wyłącznie w postaci dwutlenku węgla (CO₂). Atmosferyczny dwutlenek węgla jest nieprzerwanie pobierany przez rośliny w procesie fotosyntezy oraz stale jest oddawany do atmosfery w procesie oddychania roślin i zwierząt. Dwutlenek węgla związany przez rośliny wchodzi w skład materii organicznej, z której korzystają zwierzęta i drobnoustroje. Martwe szczątki roślin i zwierząt ulegają rozkładowi i węgiel powraca w postaci dwutlenku węgla do atmosfery i wód. Zawartość dwutlenku węgla w atmosferze zwiększa się podczas pożarów lasów i przy spalaniu paliw kopalnianych i przemysłowych. Są to dodatkowe zródła dopływu CO₂ do atmosfery. Ponieważ dopływ ten nie jest w pełni równoważony przez pobieranie dwutlenku węgla z atmosfery przez rośliny, następuje stały wzrost jego stężenia w atmosferze.
Równocześnie postępuje niekontrolowane wycinanie lasów asymilujących znaczące ilości CO₂. Zakłócenie stanu stacjonarnego i niewielki wzrost średniej zawartości CO₂ w atmosferze będzie miał katastrofalne skutki i może doprowadzić do zagłady ludzkości wskutek tzw. efektu cieplarnianego.

Rys.6 Efekt cieplarniany

Efekt cieplarniany jest to zjawisko występujące w atmosferze spowodowane obecnością w powietrzu pary wodnej, dwutlenku węgla, ozonu , tlenku węgla oraz metanu i występował zawsze od kiedy w atmosferze Ziemi pojawił się dwutlenek węgla i woda. Wymienione substancje posiadają zdolność pochłaniania (zatrzymywania) w atmosferze ciepła pochodzącego z nagrzewania Ziemi przez Słońce oraz własnego ciepła powstającego we jej wnętrzu. A to oznacza, że ciepło zostaje uwięzione, co daje efekt podobny do efektu wywołanego przez dach szklarni. Największy udział w tym efekcie ma para wodna i dwutlenek węgla. Jeżeli w przyrodzie jest zachowana równowaga wymienionych gazów to mówimy, że mamy do czynienia z naturalnym efektem cieplarnianym. W ostatnich dziesięcioleciach w wyniku działalności człowieka ta równowaga została zachwiana. W atmosferze zanotowano znaczny wzrost zawartości dwutlenku węgla. Jest to wynikiem;

• spalania dużej ilości paliw (węgiel, benzyna, olej napędowy)
• wycinania drzew, które pochłaniają dwutlenek węgla w procesie fotosyntezy

Przypuszcza się, że jest to główny czynnik wzrostu średniej temperatury na Ziemi. Skutki mogą okazać się tragiczne, szczególnie dla tych miejsc, które są położone blisko oceanów i mórz. W wyniku topnienia lodów ulegną zalaniu znaczne obszary kontynentów a klimat wielu miejsc ulegnie zmianie. Przypuszcza się, że w Polsce będziemy mieli klimat podobny do tego, który występuje dziś na południowych Morawach.

Właściwości chemiczne węgla

Węgiel spalając się tworzy gazy: tlenek węgla (CO) i dwutlenek węgla (CO2).
Dwutlenek węgla powstaje w reakcji spalania węgla przy pełnym dostępie powietrza.

C + O₂ --> CO₂

a tlenek węgla przy niepełnym dostępie powietrza.

2C + O₂ --> 2CO

Dwutlenek węgla jest gazem bezbarwnym, bezwonnym, biernym toksycznie i chemicznie. Rozpuszczany w wodzie tworzy kwas węglowy

CO₂ + H₂O --> H₂CO₃

Kwas ten jest dwuprotonowy i dlatego, np. z wodorotlenkiem sodowym, może tworzyć zarówno sól obojętną (Na₂CO₃), jak i wodorosól (NaHCO₃). Najważniejszymi związkami chemicznymi kwasu węglowego są węglany, z których najważniejszymi i mającymi szerokie zastosowanie są; węglan wapnia (CaCO₃), węglan sodowy (Na₂CO₃). Tlenek węgla w odróżnieniu od dwutlenku węgla jest silnie toksyczną substancją, jego toksyczność polega na zablokowaniu funkcji hemoglobiny jako noœnika tlenu. Tlenek węgla powoduje śmierć, gdy połowa hemoglobiny krwi zostanie z nim związana.
Węgliki. W wyniku bezpośredniej reakcji węgla z metalami lub tlenkami metali w wysokich temperaturach powstają związki ogólnie nazywane węglikami.

CaO + 3C --> CaC₂ + CO

Najbardziej znanym węglikiem mającym praktyczne zastosowanie jest węglik wapnia CaC2 nazywany również karbidem. Karbid reaguje z wodą z wydzieleniem acetylenu.

CaC₂ + H₂O --> C₂H₂ + Ca(OH)₂

Krzem

Krzem jest pierwiastkiem bardzo rozpowszechnionym w przyrodzie. Udział krzemu w budowie skorupy ziemskiej oceniany jest na 25,3%. W stanie wolnym w przyrodzie nie występuje, natomiast znany jest w postaci różnych związków, głównie krzemianów i glinokrzemianów, występuje także w postaci wolnego dwutlenku krzemu SiO₂.
Związki krzemowe wchodzą w skład takich powszechnie znanych ciał, jak piasek, glina, większość skał i minerałów. Ze znanych postaci występowania SiO₂ należy wymienić kwarc (przezroczyste noszą nazwę kryształu górskiego).

Właściwości chemiczne krzemu

Krzem posiada zdolność łączenia się z wodorem. Związki krzemu z wodorem nazywają się silanami. Struktura ich jest analogiczna do struktury węglowodorów nasyconych, a skład wyraża się wzorem Si_nH_2n+2.

Jednym z ważniejszych sztucznie otrzymywanych związków krzemu jest szkło. Szkło otrzymuje się przez ogrzewanie w specjalnych piecach szamotowych mieszaniny piasku z wapieniem CaCO₃ i sodą Na₂CO₃ lub siarczanem(VI) sodu Na₂SO₄ do temperatury 1400^oC. Skład chemiczny powstającej w tych warunkach masy szklanej odpowiada w przybliżeniu wzorowi: Na₂O*CaO*6SiO₂ albo Na₂CaSi₆O₁₄.

German

German należy do pierwiastków, którego zawartość w górnej warstwie Ziemi jest bardzo mała (0,00015%). Wolny german z minimalnymi domieszkami innych pierwiastków, np. arsenu, wykazuje własności półprzewodnikowe, dlatego znalazł szeokie zastosowanie w elektronice; buduje się z niego elementy półprzewodnikowe. Związki germanu podobne są pod względem składu chemicznego do związków węgla.

Cyna

Cyna jest metalem znanym od bardzo dawna. Najważniejszym minerałem cyny wystepującym w przyrodzie jest tlenek cyny(IV), zwany kasyterytem. Z niego po usunięciu siarki i arsenu (drogą prażenia) otrzymuje się cynę metaliczną. Proces przebiega zgodnie z równaniem.

SnO₂ + 2C --> Sn + 2CO

Cyna występuje w dwóch odmianach alotropowych, jako cyna biała i cyna szara. Stop cyny z miedzią zawierający 4-20% cyny oraz miedź nazywany jest brązem. Odegrał on doniosłą rolę w rozwoju kultury monetarnej ludzkości.
W związkach cyna występuje jako dwu- lub czterododatnia.

Ołów

Ołów występuje w przyrodzie głównie jako minerał zwany galeną PbS oraz jako cerusyt PbCO₃. W stanie czystym otrzymuje się go w procesie:

2PbS + 3O₂ --> 2PbO + 2SO₂
2PbO + PbS --> 3Pb + SO₂

Tlenek ołowiu(II) można również redukować koksem

PbO + C --> Pb + CO

a otrzymany ołów hutniczy poddaje się zwykle rafinacji - głównie odsrebrzeniu i odarsenowaniu.
Ołów i związki ołowiu są trujące. W organizmie ołów gromadzi się w rdzeniu kręgowym, wypierając wapń z jego związków.
Praca przy produkcji lub przetwarzaniu ołowiu może być przyczyną choroby zawodowej zwanej ołowicą.

Zastosowanie

Węgiel. Każda z odmian węgla występującego w stanie wolnym ma duże znaczenie jako surowiec do produkcji wielu produktów, które znajdują praktyczne zastosowanie w życiu codziennym człowieka.

• sadza - jako produkt spalania węglowodorów, ma zastosowanie jako wypełniacz do kauczuku w procesie produkcji gumy
• diament - głownie stosowany do wyrobu ozdób jubilerskich. Małe diamenty otrzymane syntetycznie są używane do sporządzania materiałów ściernych i narzędzi wiertniczych.
• grafit - jest wykorzystywany do produkcji smarów, ołówków, elektrod, włókien węglowych oraz w technice jądrowej
• koks - ma zastosowanie w hutnictwie żelaza, cynku i ołowiu oraz jako paliwo w gospodarstwie domowym

Węgiel pod postacią związków chemicznych, głownie dwutlenku węgla ma zastosowanie jako:

• środek gaśniczy (gaśnice śniegowe)
• środek chłodniczy, tzw. "suchy lód"
• surowiec do produkcji mocznika

Krzem. Czysty krzem z uwagi na swoje właściwości pośredniego (nieelektronowego) przewodzenia prądu elektrycznego jest używany w elektronice półprzewodnikowej. Tutaj znajduje zastosowanie jako składnik wielu elementów półprzewodnikowch, wykorzystywanych do produkcji wielu podzespołów elektronicznych, sprzętu RTV, komputerów, itp. Jest stosowny jako dodatek do stopów żelaza i glinu, polepszajšc ich właściwości mechaniczne i odporność na korozję. Jednak największe zastosowanie ma krzem pod postacią związków chemicznych takich jak, dwutlenek krzemu (SiO₂) i glinokrzemiany. Wszystkie występują w przyrodzie a dwutlenek krzemu jest najbardziej rozpowszechnionym związkiem chemicznym w litosferze (ok. 12%).

Dwutlenek krzemu, jako kwarc jest wykorzystywany do;

• zabarwiony domieszkami jonów metali do produkcji kamieni półszlachetnych (ametyst, cytryn oraz morion),
• budowy oscylatorów (rezonatorów) kwarcowych, które znajdują się w każdej radiostacji, zegarku elektronicznym, itp.,
• budowy polarymetrów służących do badania czynności optycznej np. cukru,
• pod postacią ziemi okrzemkowej jako adsorbent i nośnik katalizatorów.

Należy tutaj wspomnieć o pierwszoplanowej roli krzemienia w rozwoju cywilizacyjnym człowieka. Krzemień, którym jest bezpostaciowy SiO₂ służył do wyrobu narzędzi, krzesania ognia.
Glinokrzemiany, są powszechnie występującymi minerałami krzemu. W przyrodzie występują w trzech klasach, tj. jako minerały szkieletowe (skalenie), minerały warstwowe (miki) oraz minerały włókniste (azbesty). Należą one do najbardziej zróżnicowanych, rozpowszechnionych i użytecznych praktycznie naturalnych minerałów krzemianowych. Do najważniejszych glinokrzemianów szkieletowych należą zeolity. Ich zasadniczą cechą jest luzna budowa sieci [(Al, Si)O₂]_n, wynikiem czego szkielet takiego minerału jest otwarty i ma tak duże kanały oraz wnęki, że jony mogą przez nie dostawać się do środka i wydostawać na zewnątrz.
Podstawową jednostką trójwymiarowej krystalicznej struktury zeolitu są tetraedry (Si, Al)O₄, charakteryzujące się zmiennym stosunkiem krzemu do glinu i tworzące różne konfiguracje wielościenne - jednostki oktaedryczne (tzw. kubooktaedry). Tetraedry AlO₄ nie mogą się łączyć ze sobą wspólnym atomem tlenu. Przy stosunku Si:Al=1 tetraedry AlO₄ i SiO₄ występują na przemian (rysunek 7).

Rys.7 Fragment struktury zeolitu a) przykład komory b) schemat struktury

Centrum tetraedrów zajmują atomy krzemu lub glinu, naroża zaś zajmują cztery atomy tlenu. Każdy atom tlenu jest wspólny dla dwóch różnych tetraedrów, dlatego też zbiór wszystkich czworościanów krzemowo-tlenowych i glinowo-tlenowych łączy się ze sobą w powtarzające się nieskończenie w trzech kierunkach sekwencje, tworząc ciągłą sieć przestrzenną o strukturze szkieletowej. Takie powiązanie w pierścieniowe zespoły ułożone w strukturze kryształu zeolitu powoduje powstanie wyjątkowo dużej ilości wolnych przestrzeni, mających postać różnorodnych kanałów i komór. Komory przyjmują zwykle kształt wielościanów (rysunek 7), wewnątrz których istniejš obszerne wolne przestrzenie (pory).

Najbardziej charakterystyczne parametry wybranych zeolitów przedstawiono w poniższej tabeli.

Tabela

Charakterystyka wybranych zeolitów

	Skład komórki elementarnej	Porowatość [%]	Prześwity kanalików [nm]	Gestość [g/cm3]	Zdolność wymienna [mval/g]
Mordenit	Na8[(AIO2)8(SiO2)40]*24H2O	28	0,67-0,7	2,12-2,15	2,29
Klinoptylolit	Na6[(AIO2)6(SiO2)30]*24H2O	34	0,47	2,16	2,54
Chabazyt	Ca2[(AIO2)4(SiO2)8]*13H2O	47	0,37-0,42	2,05-2,10	3,81
Analcym	Na16[(AIO2)16(SiO2)32]*H2O	18	0,26	2,24-2,29	4,54

Zeolity znalazły olbrzymie zastosowanie w różnych dziedzinach, takich jak: przemysł chemiczny, mikroelektronika, optyka, medycyna, ochrona środowiska i rolnictwo. Największa liczba opisanych dotychczas zastosowań zeolitów jest związana z przemysłem. W budownictwie zeolitonośne tufy można wykorzystać do wyrobu cementu lub jako dodatek do klinkieru portlandzkiego. Zeolity szeroko stosuje się jako nośniki katalizatorów w przemyśle petrochemicznym, przy prowadzeniu m.in. procesów krakingu, alkilacji, uwodorowieniu w przeróbce ropy naftowej i gazu ziemnego. Właściwości adsorpcyjne zeolitów są powszechnie wykorzystywane do osuszania i oczyszczania gazów, np. gazu ziemnego z H₂S, metanu z CO₂, N_xO_y, H₂S i pary wodnej, a także do rozdziału gazów i węglowodorów. Za pomocą klinoptylolitu można odwadniać alkohole oraz mieszaniny olejowo-freonowe do urządzeń chłodniczych.
W przemyśle farmaceutycznym i drogeryjnym zeolit o nazwie klinoptylolit jest dogodnym środkiem polerującym we fluorkowych pastach do zębów oraz lekiem stabilizującym pracę układu trawiennego. Szczególnym przypadkiem zastosowania zeolitów jest osuszanie i oczyszczanie powietrza i tlenu w kabinach pojazdów kosmicznych i w maskach, w których oddychają kosmonauci.
Szczególnie istotną rolę zeolity odgrywają w ochronie środowiska. Okazały się one być skuteczne w pochłanianiu tetraetylku ołowiu, trującego związku, składnika gazów spalinowych, klinoptylolit i mordenit zastosowano do usuwania SO₂ ze strumieni gazów i dymów z kominów fabrycznych poprzez zeolitowe adsorbery-katalizatory.

Przedstawicielem glinokrzemianu warstwowego jest talk (Mg₃Si₄O₁₀(OH)₂) i mica (KAl₃Si₃O₁₀(OH)₂). Talk z uwagi na swoją miękkość i śliskość ma zastosowanie w farmacji, kosmetyce (pudry i zasypki), do produkcji materiałów izolacyjnych, farb podkładowych i szpachlówek, w przemyśle gumowym (do wytwarzania kabli elektrycznych, gumy kwasoodpornej oraz do pudrowania półproduktów w celu zapobieżenia sklejaniu się ich powierzchni). Duże złoża znajdują się w USA (wydobycie na skalę przemysłową), Austrii, we Francji, w Rosji, Chinach i we Włoszech. W Polsce spotykany w niewielkich ilościach w Sudetach (Góry Sowie).
Blaszki miki natomiast znajdują zastosowanie jako okienka w piecach, jak również do izolacji w maszynach i przyrządach elektrycznych.
Glinokrzemianem włóknistym są tzw. azbesty. W odróżnieniu od wcześniej opisanych glinokrzemianów, ta grupa minerałów zawiera długie jony krzemianowe skondensowane w łańcuch. Taka budowa umożliwia wykonanie z tych minerałów włókien a w dalszej kolejności nici azbestowych, tkanin i tektury. W ostatnich latach potwierdzono silne rakotwórcze działanie azbestu i dlatego jest on eliminowany z produkcji użytkowych. Do materiałów krzemianowych o ważnych zastosowaniach jeszcze należą: szkło, porcelana, glazury i emalie oraz cement.

Grupa 15 - azotowce

Do 15 grupy układu okresowego, tzw. azotowców należą: azot (N), fosfor (P), arsen (As), antymon (Sb) i bizmut (Bi). W stanie podstawowym atomy pierwiastków grupy V posiadają w zewnętrznej powłoce po pięć elektronów o konfiguracji s2p3. Mogą więc przyłączać trzy elektrony i tworzyć związki, w których występują na -III stopniu utlenienia lub w reakcjach z bardziej od siebie elektroujemnymi pierwiastkami angażować w wiązania pewną liczbę elektronów i uzyskiwać dodatnie stopnie utlenienia (do V).

Ogólne właściwości pierwiastków grupy V podane są w tablicy 11.5

Tablica 5

Właściwości fizyczne azotowców

Z	Symbol	Elektrony walencyjne	Gęstość (g/cm3)	Tmp. wrzenia (oK)	Tmp. topnienia (oK)	Promień jonu (oA)	Energia jonizacji (J/kmol)*10-6
7	N	2s2p3	0,88	77	63	0,74	335
15	P	3s2p3	1,82	553	317	1,10	254
33	As	4s2p3	5,72	886	1090	1,21	226
51	Sb	5s2p3	6,69	1850	903	1,41	199
83	Bi	6s2p3	9,80	1833	545	1,52	168

W miarę wzrostu liczb atomowych pierwiastków tej grupy obserwujemy zmianę ich charakteru chemicznego od niemetalicznego do metalicznego.
Azot i fosfor są typowymi niemetalami, gdyż tworzą tylko tlenki kwasowe. Arsen i antymon są pierwiastkami półmetalicznymi, natomiast bizmut jest typowym metalem i tworzy tylko tlenki zasadowe.
W stanie wolnym pierwiastki V grupy posiadają stosunkowo małą reaktywność chemiczną. W związkach występują na stopniu utlenienia V (z wyjątkiem fosforowych) i mają charakter średnich lub silnych utleniaczy.

Występowanie i otrzymywanie

Azot

Azot występuje w przyrodzie w stanie wolnym jak i związanym. Azot wolny jest głównym składnikiem powietrza (ok. 78% objętościowych). W postaci związków występuje przeważnie w organizmach żywych; jest jednym z ważniejszych pierwiastków wchodzących w skład białek roślinnych i zwierzęcych.
Czysty azot uzyskuje się ze skroplonego powietrza przez destylację frakcjonowaną. Azot w postaci skroplonej przewozi się w butlach stalowych, a ciekły w cysternach. Na skalę laboratoryjną azot otrzymuje się przez ogrzewanie stężonych roztworów chlorku amonu (NH4Cl) a azotanem(III) sodu (NaNO2).

NH4Cl + NaNO2 --> NaCl + N2 + 2H2O

Azot w postaci związków chemicznych jest konieczny do rozwoju większości roślin i organizmów żywych. Tymi związkami są najczęściej sole dostarczane do gleby pod postacią nawozów sztucznych i sole wytwarzane przez bakterie znajdujące się w glebie. Wytworzone sole (sole amonowe i azotany) są następnie przyswajane przez rośliny i zamieniane w białko (rys. 8). Przemiana materii u roślin i zwierząt, jak i rozkład obumarłych organizmów przyczyniają się do odtworzenia zużytych soli.

Rys.8 Obieg azotu w przyrodzie

Do najczęściej spotykanych w przyrodzie nieorganicznych związków azotu należą: saletra sodowa NaNO₃ (chilijska), saletra potasowa KNO₃ (indyjska), saletra wapniowa Ca(NO₃)₂, amoniak i sole amonowe.
Najważniejszym połączeniem azotu i wodoru jest amoniak NH₃ otrzymywany na drodze syntezy azotu i wodoru oraz jako produkt roboczy podczas prażenia węgla w gazowniach i koksowniach.
Reakcja syntezy przebiega w temperaturze T=500^oC, ciśnieniu p=2*10⁷Pa.

3H₂ + N₂ <=> 2NH₃

otrzymywanie z węglika wapia (karbid)

CaO + 3C --> CaC₂ + CO
CaC₂ + N₂ --> CaCN₂ + C
CaCN₂ + 3H₂O --> CaCO₃ + 2 NH₃

Amoniak ze względu na obecność wolnej pary elektronowej na azocie jest zasadą

H₃N: + HOH --> [NH₄]⁺OH^-

Cząsteczki amoniaku w stanie ciekłym wiążą się z sobą wiązaniami wodorowymi. Wodorki z powstałymi azotowcami są słabymi zasadami. Ciekły amoniak jest najlepiej zbadanym niewodnym rozpuszczalnikiem.

2NH₃ <=> NH₄⁺ + NH₂^-

Jest dobrym rozpuszczalnikiem metali alkalicznych oraz Ca, Sr, Ba.

Fosfor

Fosfor podobnie jak azot jest ważnym pierwiastkiem biogennym, tzn. warunkującym wzrost i rozwój organizmów żywych. Wchodzi on w postaci związanej w skład plazmy i jąder komórkowych. Na przykład koœci zawierają ok. 60% Ca₃(PO₄)₂; kwasy nukleinowe, jak np. DNA i RNA są łańcuchami poliestrowymi składającymi się z cukrów i fosforanów.

Rys.10 Fragment łańcucha polinukleotydowego

Fosfor nie występuje w przyrodzie w stanie wolnym. Spotykany jest głównie w postaci minerałów, takich jak: fosforyty i apatyty.
Wolny fosfor można otrzymać przez redukcje fosforanu wapniowego koksem w obecności piasku. Reakcję tę można przedstawić następującym równaniem.

Ca₃(PO₄)₂ + 3SiO₂ + 5C --> 3CaSiO₃ + 5CO + P

W stanie stałym występuje w kilku odmianach alotropowych, jako fosfor biały, czerwony, fioletowy, szkarłatny i fosfor czarny.

Arsen

Arsen w przyrodzie występuje głównie w postaci arsenków różnych metali oraz arsenosiarczków, np. arsenopirytu FeAsS. Arsen i jego związki są stosunkowo lotne. Wykorzystano to do otrzymywania arsenu w stanie wolnym za pomocą prażenia arsenopirytu bez dostępu powietrza.

FeAsS --> FeS + As

Arsen tworzy związki przypominające składem chemicznym związki fosforu, różnią się one jednak pewnymi właściwościami chemicznymi od połączeń fosforowych.
Podczas spalania arsenu powstaje tlenek arsenu(III) zwany arszenikiem, który jest bardzo silna trucizną.

Antymon i bizmut

Antymon i bizmut występują głównie w postaci siarczków Sb₂S₃ i Bi₂S₃. T siarczku Antymonu(III) przez ogrzewanie z opiłkami żelaza można otrzymać antymon metaliczny.

Sb₂S₃ = 3Fe --> 3FeS + 2Sb

Bizmut otrzymywany jest jako produkt uboczny przy rafinacji miedzi. Metaliczny bizmut stosowany jest głównie do produkcji różnych stopów, np. stop Wooda, który zawiera 50%Bi, 25%Pb, 13%Sn, 12%Cd.

Właściwości chemiczne

Z tlenem azot tworzy kilka związków: tlenek azotu(I) N₂, tlenek azotu(II) NO, tlenek azotu(III) N₂O₃, tlenek azotu(IV) NO₂ i tlenek azotu(V) N₂O₅. Tlenek azotu(V) jest bezwodnikiem kwasu azotowego(V) HNO₃. Gorący i stężony kwas jest silnym utleniaczem. Substancje palne (drewno, słoma, bibuła) zapalają się w kontakcie z kwasem. Utlenia większość metali, z wyjątkiem złota i platynowców, redukując sie do NO₂, np.

Cu + 4HNO₃ --> Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Mieszanina stężonego kwasu azotowego(V) i kwasu solnego w proporcji 1:3 jest nazywana wodą królewską. Posiada ona właściwość rozpuszczania złota i platynowców a zawdzięcza tę właściwość obecności chlorku nitrozylu.

3HCl + HNO₃ --> NOCl + Cl₂ + 2H₂O

W podwyższonych temperaturach azot z metalami tworzy azotki

6Li + N₂ --> 2Li₃N (reakcja przebiega w tmp. 250^oC)
Li₃N + 3H₂O --> 3Li⁺ + OH^- + NH₃

Fosfor tworzy wiele kwasów tlenowych. Najważniejszym kwasem jest H₃PO₄ - kwas fosforowy(V) (ortofosforowy). można go otrzymać przez całkowitą hydrolizę P₄O₁₀ albo przez działanie stężonego HNO₃ na fosfor.

P₄O₁₀ + 6H₂O --> 4H₃PO₄

dalej ogrzewając kwas H₃PO₄ otrzymamy

H₃PO₄ --> H₄P₂O₇ (kwas pirofosforowy)
H₄P₂O₇ (kwas pirofosforowy) --> (HPO₃)_n (kwas metafosforowy)

Zastosowanie

Azot jako gaz obojętny N₂ ma zastosowanie w hutnictwie i petrochemii. W stanie związanym, głównie jako amoniak i kwas azotowy(V) jest półproduktem do dalszych syntez chemicznych w wyniku czego otrzymujemy:

• nawozy sztuczne
• materiały wybuchowe
• tworzywa syntetyczne

Nawozy sztuczne. Podstawowymi azotowymi nawozami sztucznymi są; saletra sodowa NaNO3 (chilijska), azotan(V) amonu NH₄NO₃ oraz mocznik H₂N-CO-NH₂. Wymienione nawozy azotowe są bardzo dobrze rozpuszczalne w wodzie. Nawozy azotowe są niezbędne do rozwoju roślin, a konkretnie do syntezy białka. Nie należy zapominać, że zbyt intensywne nawożenie jest potencjalnym zródłem zanieczyszczenia rzek, jezior i zamkniętych mórz.
Materiały wybuchowe - są to substancje, które pod wpływem zewnętrznego bodzca energetycznego ulega szybkiej reakcji chemicznej z wydzieleniem znacznej ilości ciepła i produktów gazowych. Otóż okazuje się, że wszystkie materiały wybuchowe w swoich cząsteczkach zawierają azot.
Fosfor jest stosowany w metalurgii do otrzymywania niektórych gatunków stali i brązów. Dodatek do brązów zwiększa ich twardość. W dobie współczesnej, wobec intensywnego uprawiania gleby koniecznością staje się stosowanie nawożenia gleby nawozami fosforowymi. Podstawowym nawozem fosforowym jest superfosfat otrzymywany przez reakcję Ca₃(PO₄)₂ z H₂SO₄.

Ca₃(PO₄)₂ + 2H₂SO₄ + H₂O --> Ca(H₂PO₄)₂*H₂O + 2CaSO₄

Z innych zastosowań związków chemicznych fosforu należy wymienić proces fosforanowania, które polega na wytworzeniu na powierzchni przedmiotów wykonanych z żelaza warstewki fosforanów(V) żelaza, cynku i manganu, które mają charakter pasywny. Proces fosforanowania polega na zanurzeniu blachy stalowej w gorącym roztworze fosforanu lub soli stopionej.

Wodór

Wodór podobnie jak tlen należy do pierwiastków bardzo rozpowszechnionych w przyrodzie. Na ziemi wodór w stanie wolnym występuje bardzo rzadko, natomiast spotykany jest bardzo często w postaci związków (woda, kwasy, zasady, wszystkie związki organiczne, itp.). We wszechświecie wodór jest jednym z najbardziej rozpowszechnionych pierwiastków. Stanowi ok. 80% atmosfery słońca, a również w atmosferze gwiazd ma znaczną przewagę ilościową nad innymi pierwiastkami.

Jest gazem bezbarwnym, bez zapachu i smaku o temperaturze wrzenia -252,78^oC i temperaturze krzepnięcia - 259,2 ^oC.
Jest gazem bardzo aktywnym, dlatego występuje w postaci połączeń chemicznych.
Znany jest w postaci trzech izotopów ¹₁H, ²₁D, ³₁T.
W laboratoriach wodór otrzymuje się w reakcji kwasów lub zasad z metalami.

Zn + H₂SO₄ --> ZnSO₄ + H₂
2Al + 6NaOH --> 2Na₂AlO₃ + 3 H₂

Na skale przemysłową otrzymuje się go

• z gazu wodnego
  C + H₂O --> CO + H₂


• z gazu koksowniczego, który zawiera 47% H₂. Wodór wyodrębnia się przez wykraplanie pozostałych składników gazu.
• przez przepuszczenie pary wodnej nad sproszkowanym i ogrzanym do 600^oC zelazem

3Fe + 4H₂O -->Fe₃O₄ + 4H₂
regeneracja Fe₃O₄ + 4CO --> 3Fe + 4CO₂

• za pomocą elektrolizy wodnych roztworów kwasów, zasad lub soli.

Wodór tworzy połączenia z większością pierwiastków.
Wodór tworzy jony H⁺ o promieniu 10^-13 cm oraz jon H^- - jon wodorkowy o promieniu 1,95*10^-8 cm. Jon H⁺ ma własności kwasowe, jest akceptorem pary elektronowej, a jon H^- ma własności zasadowe - jest donorem pary elektronowej.
Jon H⁺ ze względu na wytworzone duże pole elektryczne nie może istnieć samodzielnie. W obecności cząsteczek, w których występują atomy z wolnymi parami elektronowymi tworzy układy.

H₂O + H⁺ --> H₃O⁺
NH₃ + H⁺ --> NH₄⁺

Wodór z pierwiastkami metalicznymi tworzy wodorki.

• I i II grupa MH i MH₂ - połączenia typu soli o wiązaniu jonowym o wysokich temperaturach wrzenia i topnienia przewodzące prąd w stanie stopionym
• III i IV grupa - związki o wiązaniu kowalencyjnym. Przykład BH₃ - bor ma nie obsadzony orbital 2p, może przyłączyć wodór H^-, powstaje wtedy BH₄^- stabilizowany kationem, np. Li⁺ - LiBH₄ lub Al³⁺ - Al(BH₃)₃. Są to wodorki kompleksowe
• IV grupa - weglowodory, silany
• V, VI, VII grupa - związki o wiązaniu spolaryzowanym. Wodór występuje w postaci H⁺, wiązania są spolaryzowane w kierunku atomów o dużej elektroujemności

Woda jest najważniejszym połączeniem wodoru z tlenem i jako substancja występuje na Ziemi w znaczących ilościach. Praktycznie 3/4 powierzchni Ziemi zajmują morza i oceany. Jest również podstawowym składnikiem żywych organizmów. Zawartość wody w tkankach u poszczególnych organizmów jest różna, lecz zwykle wynosi nie mniej niż 65% całej masy.

Rys.11 Obieg wody w przyrodzie

Woda jest dobrym rozpuszczalnikiem dla licznych substancji. Ogromna ilość związków potrzebnych do życia występuje w wodzie w postaci rozpuszczonej. Przykładem jest cukier który spożywamy razem herbatą, kawą czy jako dodatek do napoi. Woda podobnie jak dwutlenek węgla bierze udział w procesie fotosyntezy. Brak lub niedostatek wody powoduje ustanie procesów życiowych znacznie szybciej niż niedobór jakichkolwiek innych składników pokarmowych.

Woda zgodnie z definicją kwasu i zasady, jest amofilem i w temperaturze 25^oC ulega reakcji autojonizacji.

H₂O <=> H⁺ + OH^-

a iloczyn jonowy w tych warunkach wynosi 1,008*10^-14 mol/dm³. Cząsteczki wody ze wzgledu na tetraedryczną hybrydyzację atomu tlenu (sp³) mają kształt kątowy o 104,5^o. Cząsteczki wody są dipolami.
Substancje krystalizujące w wodzie zawierają wodę:

• zamkniętą w przestrzeniach wewnątrzsieciowych lub między warstwami struktury warstwowej - woda krystaliczna
• skoordynowana wokół kationu lub anionu

Łączenie się cząsteczek wody w stanie ciekłym wiązaniem wodorowym powoduje, że woda ma w temperaturze 4^oC największą gęstość. Podczas krzepnięcia wody (zamarzania) następuje zmiana w sposobie rozmieszczenia się cząsteczek w przestrzeni, dzięki czemu zmniejsza się jej gęstość i lód pływa po powierzchni wody.
Objętość zwiększa się przy przejściu z fazy ciekłej w fazę stałą. W przyrodzie występuje w naturalnych zbiornikach w ciągłym obiegu na skutek parowania do atmosfery wód rzek, mórz i oceanów, a następnie skraplania i opadania w postaci deszczu, śniegu lub gradu.
Nadtlenek wodoru. Znany jest związek tlenu i wodoru, w którym na jeden atom tlenu przypada jeden atom wodoru. Związek ten o wzorze chemicznym H₂O₂ nosi nazwę nadtlenku wodoru.
Roztwór wodny nadtlenku wodoru znany jest pod nazwą wody utlenionej. Roztwór 3% - woda utleniona - środek dezynfekujący i łagodny środek utleniający. Roztwór 30% -perhydrol - silny utleniacz stosowany w przemysle jako czynnik utleniający.
Roztwory o stężeniach poniżej 35% sa trwałe, a stężeniu powyżej 65% sa niebezpieczne ponieważ H₂O₂ o tym stężeniu przy zetknięciu z wieloma związkami organicznymi wybucha. Ponadto H₂O₂ stosowany jest jako utleniacz w paliwach rakietowych.
na skalę laboratoryjną nadtlenek wodoru można otrzymać w reakcji nadtlenku sodowego lub barowego z kwasem siarkowym lub fosforowym po oddestylowaniu produktu pod zmniejszonym cisnieniem.

Na₂O₂ + H₂SO₄ --> Na₂SO₄ + H₂O₂
BaO₂ + H₂SO₄ --> BaSO₄ + H₂O₂

Na skalę przemysłową H₂O₂ otrzymuje się przez anodowe utlenianie kwasu siarkowego do kwasu nadtlenodwusiarkowego.
Reakcja katodowa

2H⁺ + 2e --> H₂

Reakcja anodowa

2H₂SO₄ --> H₂S₂O₈ + 2H⁺ + 2e

Tworzący się w mieszaninie reagującej H₂S₂O₈ w czasie ogrzewania przekształca się w kwas nadtlenojednosiarkowy, tzw. kwas caro

H₂S₂O₈ + H₂O --> H₂SO₅ + H₂SO₄

Przy dalszym podwyższaniu temperatury H₂SO₅ reaguje z wodą wydzielając nadtlenek wodoru.

H₂SO₅ + H₂ --> H₂O₂ + H₂SO₄

Czysty nadtlenek wodoru jest bezbarwną syropowatą cieczą o gęstości 1,47 g/cm³, temperaturze topnienia -1,7^oC i temperaturze wrzenia 151^oC.
Nadtlenek wodoru jest związkiem nietrwałym i nawet w temperaturze pokojowej ulega samorzutnemu rozkładowi z wydzieleniem tlenu.

2H₂O₂ --> 2H₂O + O₂

Grupa 16 - tlenowce

Do 16 grupy układu okresowego tzw. grupy tlenowców należą: tlen (O), siarka (S), selen (Se), tellur (Te) oraz polon (Po). Atomy pierwiastków tej grupy mają na zewnętrznej powłoce 6 elektronów o konfiguracji s2p4. W reakcjach chemicznych tlenowce uzupełniają zatem walencyjną powłokę elektronową do oktetu przyjmując dwa elektrony "uwspólniają" z atomami innych pierwiastków własne elektrony, tworząc spolaryzowane wiązania atomowe.

Wszystkie pierwiastki grupy tlenowców z wyjątkiem tlenu, tworzą w roztworach wodnych samodzielnie istniejące aniony dwuujemne X^2-, natomiast nie tworzą ( z wyjątkiem telluru i polonu) jonów dodatnich. Ogólne właściwości pierwiastków grupy 16 podano w tablicy 6.

Tablica 6

Właściwości fizyczne tlenowców

Z	>Symbol	Elektrony walencyjne	Gęstość (g/cm3)	Tmp. topnienia (oK)	Tmp. wrzenia (oK)	Promień atomu (oA)	Promień jonu (oA)	Energia jonizacji (J/kmol)*10-6
8	O	2s2p4	1,118	54	90	0,74	1,45	314
16	S	3s2p4	2,07	392	718	1,04	1,90	239
34	Se	4s2p4	4,82	490	960	1,17	2,02	225
52	Te	5s2p4	6,25	723	1260	1,37	2,22	208
84	Po	6s2p4	9,40	527	1235	1,64		194

Najbardziej elektroujemny pierwiastek tej grupy - tlen, może posiadać najwyższy stopień utlenienia II (w związkach z fluorem), natomiast pozostałe pierwiastki grupy mogą mieć dodatnie stopnie utlenienia od II do VI.
Charakterystyczną cechą tlenowców, a zwłaszcza siarki i selenu, jest zdolność tworzenia różnych krystalicznych odmian alotropowych.

Występowanie, otrzymywanie i właściwości

Tlen należy on do najbardziej rozpowszechnionych pierwiastków w przyrodzie. Zawartość tlenu w atmosferze, wodach i skorupie ziemskiej (do 16 km głębokości) stanowi prawie 50% ich składu chemicznego.
Główne ilości tlenu występują w przyrodzie w postaci związanej. Na przykład woda zawiera ok. 89% tlenu, piasek - 53%, a organizm ludzki ok. 65%.

Rys.11 Obieg wody w przyrodzie

Występuje w dwóch odmianach alotropowych - O₂ tlen i O₃ ozon. Tlen jest bezbarwnym, bez zapachu i smaku gazem występującym w cząsteczkach dwuatomowych.
Ciekły tlen jest barwy niebieskiej. Tlen tworzy połączenia z większością pierwiastków. Znajduje zastosowanie w lecznictwie i w technice przy wykonywaniu wielu procesów (palnik acetylenowo-tlenowy, hutnictwo, itp.)
Ozon O₃ jest gazem o temperaturze wrzenia -112,3^oC i temperaturze topnienia -249,6^oC.
W temperaturze 300^oC O₃ natychmiast rozkłada się do tlenu O₂ i tlenu atomowego O. Rozkład ten biegnie nawet w 100^oC.
Ozon otrzymuje się następująco:

• przepuszczanie przez tlen cichych wyładowań elektrycznych
• naświetlanie tlenu promieniami nadfioletowymi
• reakcje chemiczne, w których wydziela się tlen np. rozkład H₂O₂
• działanie fluoru na wodę

Ozon O₃ jest silnym utleniaczem. Ozon gazowy jest diamagnetyczny, a ciekły wykazuje własności paramagnetyczne, niezależne od temperatury.
Znany jest np. ozonek potasu KO₃. Notowany jest również O₄

Siarka

Siarka jest ciałem stałym, barwy żółtej, kruchym. W wodzie praktycznie nie rozpuszcza się, dobrze natomiast rozpuszcza się w niektórych rozpuszczalnikach niewodnych, np. w dwusiarczku wegla CS2. Czysta siarka w stanie stałym występuje w kilku odmianach alotropowych. Do najważniejszych odmian należą: siarka rombowa, jednoskośna i plastyczna. Najtrwalsza jest odmiana rombowa, wszystkie inne przechodzą w nią pod wpływem temperatury albo na skutek starzenia się. W stanie związanym siarka występuje pod postacią gipsu CaSO4*2H2O, pirytu FeS2, blendy cynkowej ZnS, galeny PbS i innych.

Siarka jest pierwiastkiem znacznie mniej reaktywnym niż tlen. Z wodorem tworzy kilka połączeń, z których najważniejszym jest siarkowodór. jest to gaz łatwo skraplający się, o charakterystycznym zapachu. Otrzymuje się go w wyniku bezpośredniej syntezy.

S + H₂ --> H₂S

W laboratorium gazowy siarkowodór otrzymuje się w reakcji kwasu solnego lub siarkowego z odpowiednimi siarczkami metali.

FeS + H₂SO₄ --> FeSO₄ + H₂S

Siarkowodór jest gazem silnie trującym. Wchodzi on w połączenia z hemoglobiną wypierając z niej tlen, co przy większych stężeniach gazu powoduje uduszenie. Roztwór w wodzie H₂S nosi nazwę wody siarkowodorowej i ma słabokwaśny charakter.

H₂S <=> H⁺ + HS^-
HS^- <=> H⁺ + S^2-

Siarkowodór tworzy sole obojętne i kwaśne siarczki, które otrzymuje się przez wysycenie zasad lub soli odpowiedniego metalu gazowym siarkowodorem.

H₂S + 2NaOH <=> Na₂S + 2H₂O

Roztwory siarczków metali I grupy lub amonu rozpuszczają znaczne ilości siarki, tworząc przy tym związki o barwach od żółtej do brunatnej, o wzorze ogólnym M₂S_x, gdzie x = 2, 3, ...,6.
Siarka z tlenem tworzy kilka różnych związków, w których jako mniej elektroujemna od tlenu występuje na dodatnich stopniach utlenienia.
Wzór tlenku: SO, S₂O₃, SO₂, SO₃
Odpowiednio każdy z tlenków w reakcji z wodą tworzy kwas:
SO - H₂SO₂ (sulfoksylowy), H₂S₂O₃ (tiosiarkowy)
S₂O₃ - H₂S₂O₄ (podsiarkowy)
SO₂ - H₂SO₃ (siarkowyIV), H₂S₂O₅ (dwusiarkowy)
SO₃ - H₂SO₄ (siarkowyVI), H₂S₂O₇ (dwusiarkowy)
Ponadto znane są kwasy H₂S₂O₆ (podsiarkowy), HSO₅ (nadtlenosiarkowy, kwas Caro), H₂S₂O₈ (nadtlenodwusiarkowy)
Reakcje siarki z tlenem zachodzą w podwyższonej temperaturze.

S + O₂ --> SO₂

Tlenek siarki(IV) SO₂ jest gazem bezbarwnym o przenikliwym zapachu, skraplającym się w temperaturze -10^oC
Tlenek siarki(VI) SO₃ otrzymuje się przez katalityczne (V₂O₅) utlenianie SO₂

SO₂ + 1/2O₂ --> SO₃

Jest on bezwodnikiem kwasu siarkowego(VI), tzn. łączy się z wodą tworząc kwas siarkowy(VI).

SO₃ + H₂O --> H₂SO₄

Chemicznie czysty kwas siarkowy(VI) jest bezbarwną oleistą cieczą, zastygającą w temperaturze 10^oC w postaci krystalicznej masy.

Selen, tellur

Selen, tellur stanowią najczęściej domieszkę rud siarczkowych. Otrzymywane są w postaci koncentratów ze szlamu anodowego powstającego przy elektrolitycznym oczyszczaniu miedzi oraz z pyłu powstającego przy prażeniu FeS₂.
Selen znany jest w postaci niemetalicznej o barwie czerwonej oraz metalicznej o barwie szarej. W przypadku telluru odmiana metaliczna jest znacznie trwalsza od odmiany niemetalicznej.
Polon istnieje jedynie w dwóch odmianach metalicznych (alfa) i (beta). Z powyższego łatwo zauważyć wzrost charakteru metalicznego w ramach omawianej grupy.

Zastosowanie

Tlen. Ze wzgledu na niską cenę i łatwą dostępność tlen jest jednym z najszerzej stosowanych utleniaczy w przemyśle. Wymienić tutaj należy; przemysł hutniczy. Ponadto tlen jest wykorzystywany; w palnikach do cięcia i spawania metali, jako utleniacz w paliwach rakietowych, w szpitalach (choroby serca, zapalenie płuc, szok - choremu podaje się powietrze wzbogacone w tlen).
Zapotrzebowanie na tlen do oddychania w świecie roślinnym i zwierzęcym jest dobrze znane.
Świat zwierząt
Tlen wdychany przez człowieka z atmosfery jest wiązany w płucach z hemoglobiną krwi i przekazywany do poszczególnych komórek, które zużywają go w procesie oddychania komórki. W czasie tego procesu węglowodany (cukry) utleniają się w celu dostarczenia energii niezbędnej do zapewnienia działalności życiowej komórek.
Środowisko wodne
Rozpuszczony w wodzie tlen jest potrzebny wszystkim roślinom żyjącym w wodzie oraz do życia zwierząt. Ryby wymagają najwyższych poziomów tlenu, następnie kręgowce i wreszcie bakterie. Z chwilą gdy poziom rozpuszczonego tlenu zostanie obniżony poniżej wartości dopuszczalnej, życie roślin i zwierząt zamiera a w warunkach beztlenowych powstają związki o właściwościach toksycznych a woda zaczyna cuchnąć.
Siarka i jej związki chemiczne w dużych ilościach wykorzystuje się do:

• wulkanizacji kauczuków, tzn. do produkcji gumy
• produkcji kwasu siarkowego(VI), który jako półprodukt wykorzystywany jest do produkcji nawozów sztucznych, środków ochrony roślin, barwników
• produkcji włókien sztucznych
• produkcji celulozy. Siarka występuje tutaj pod postacią związku chemicznego - wodorosiarczanu(IV) wapnia Ca(HSO3)2
• napełniania akumulatorów kwasowych (kwas siarkowy(VI)), wykorzystywanych jako urządzenie rozruchowe w samochodach.

Grupa 17 - fluorowce

Do grupy fluorowców zalicza się następujące p[ierwiastki: Fluor (F), chlor (Cl), brom (Br), Jod (I), astat (At). Pierwiastki 17 grupy mają w powłoce walencyjnej konfigurację elektronową s2p5. Fluor występuje jedynie na -I stopniu utlenienia. Pozostałe fluorowce mają zdolność do tworzenia wiązań z wykorzystaniem orbitala typu d. Dlatego w połączeniach występują na stopniu utlenienia od -I do VII.

Ogólne własności fluorowców.
Temperatury topnienia i wrzenia rosną ze wzrostem liczby atomowej.
Fluor i chlor są gazami, brom jest cieczą, jod ciałem stałym. Wszystkie tworzą cząsteczki dwuatomowe. Wartość energii wiązania w cząsteczce fluoru jest bardzo niska, około 38 kcal/mol. Przyczyną tego jest odpychanie pomiędzy elektronami niewiążącymi. Właściwości fluorowców podaje tablica 7.

Tablica 7

Właściwości fizyczne fluorowców

Z	Symbol	Elektrony walencyjne	Gęstość (g/cm3)	Tmp. topnienia (oK)	Tmp. wrzenia (oK)	Promień atomu (oA)	Promień jonu (oA)	Energia jonizacji (J/kmol)*10-6
9	F	2s2p5	1,11	54	85	0,72	1,33	402
17	Cl	3s2p5	1,57	172	239	0,99	1,81	300
35	Br	4s2p5	3,14	266	331	1,14	1,96	273
53	I	5s2p5	4,93	387	455	1,33	2,19	241

Fluorowce są utleniaczami. Najsilniejszym jest fluor, a nasłabszym jod. Fluor utlenia wodę do wolnego tlenu. Reakcja jest samorzutna i silnie egzotermiczna.

F₂ + H₂O --> 2H⁺ + 2F^- + 1/2O₂ H= -190 kcal/mol

Analogiczna reakcja z chlorem ze względu na wysoką energię aktywacji nie daje utlenienia wody a ma miejsce tutaj reakcja dysproporcjonowania

Cl₂ + H₂O --> HCl + HClO

Wszystkie fluorowce reagują z metalami, a także i z wieloma niemetalami. Najbardziej aktywny jest fluor, aktywność maleje ze wzrostem liczby atomowej.
Otrzymywanie fluorowców
Fluor otrzymuje się z minerału fluorytu CaF₂. Na fluoryt CaF₂ działa się stężonym kwasem siarkowym, a otrzymaną po reakcji mieszaninę poddaje destylacji. Otrzymuje się bezwodny fluorowodór i jego wodny roztwór. Fluor wolny otrzymuje się przez elektrolizę mieszaniny KHF₂ i HF w temperaturze 100^oC. Ważne jest w tym procesie całkowite usunięcie wody. F₂ stosowany jest jako paliwo rakietowe.
Chlor otrzymuje się przez elektrolizę stopionych chlorków albo wodnych roztworów chlorków (NaCl).

2NaCl + 2H₂ --> 2NaOH + Cl₂ + H₂
2NaCl --> 2Na + Cl₂

Chlor stosowany jest jako wybielacz oraz ze względu na własności bakteriobójcze do oczyszczania wody.
Brom otrzymuje się z wody morskiej, przez którą przepuszcza się chlor.

Cl₂ + 2Br^- --> 2Cl^- + Br₂

Brom pochłania się w roztworze węglanu sodu Na₂CO₃, gdzie powstaje mieszanina bromku i bromianu sodu. Po zakwaszeniu i oddestylowaniu otrzymuje się wolny brom

HBrO₃ + 5HBr --> 3Br₂ + 3H₂O

Jod otrzymuje się z saletry chilijskiej, która oprócz KNO₃ zawiera ślady jodku potasu KI i nadjodan potasu KIO₃.
Astat otrzymuje się sztucznie przez bombardowanie bizmutu cząstani o wysokiej energii (cząstki alfa, neutrony)

²⁰⁹₈₃Bi --> ²¹¹₈₅At

Wszystkie fluorowce tworzą z wodorem fluorowcowodory typu HX. HCl, HBr i HI - są gazami. HF jest cieczą o temperaturze wrzenia 19^oC. Uwarunkowane to jest tworzeniem wiązań wodorowych pomiędzy cząsteczkami HF.
Ciekłe fluorowodory nie przewodzą prądu elektrycznego, nie są więc elektrolitami. W roztworach wodnych ulegają dysocjacji i z wyjątkiem fluorowodoru, który jest słabym kwasem (K_a = 7,2*10^-4), pozostałe są mocnymi elektrolitami.
Wszystkie fluorowce tworzą połączenia z tlenem a chlor tworzy szereg kwasów tlenowych.

• związki fluoru z tlenem: F₂O
• związki chloru z tlenem: (HClO, Cl₂O), HClO₂, ClO₂, HClO₃, (HClO₄, Cl₂O₇)
• związki bromu z tlenem: HBrO, HBrO₃
• związki jodu z tlenem: HIO, (HIO₃, I₂O₅), H₅IO₆

Podchloryn sodowy NaClO stosowany jest jako środek wybielający i utleniający. Do dezynfekcji stosuje się tzw. wapno chlorowane. Jest to produkt otrzymany przez działanie chloru na wodorotlenek wapnia.
Kwasy tlenowe chloru mają własności utleniające, przy czym ze wzrostem stopnia utlenienia chloru maleją własności utleniające, a wzrasta moc kwasu.

Grupa 18 - helowce

Do 18 grupy układu okresowego należą gazy szlachetne; hel (He), neon (Ne), argon (Ar), krypton (Kr), ksenon (Xe), radon (Rn). Helowce w najbardziej zewnętrznej powłoce elektronowej posiadają całkowicie zapełniony poziom s i p. Powłoka walencyjna tym samym posiada układ s2p6. Dlatego helowce są chemicznie bardzo mało aktywne.

Własności helowców podane są w tablicy 8

Tablica 8

Właściwości fizyczne helowców

Z	Symbol	Elektrony walencyjne	Gęstość (g/cm3)	Tmp. topnienia (oK)	Tmp. wrzenia (oK)	Promień atomu (oA)	Energia jonizacji (J/kmol)*10-6
2	He	1s2	0,126	1,1	4,3	1,20	>567
10	Ne	2s2p6	1,20	24,6	27,1	1,60	497
18	Ar	3s2p6	1,40	83,8	87,3	1,91	363
36	Kr	4s2p6	2,6	116,0	120,3	2,00	323
54	Xe	5s2p6	3,06	161,4	166,1	2,20	280
86	Rn	6s2p6		202,2	211,2		248

Helowce na ziemi występują w małych ilościach w atmosferze otaczającej naszą planetę. Dość duże ilości helu (do 1%) występują w niektórych źródłach gazu ziemnego (Polska, Ameryka Pn).
Gazy szlachetne znajdują szerokie zastosowanie praktyczne. Między innymi stosowane są do chłodzenia urządzeń nadprzewodnikowych i do prac w temperaturach bliskich zeru absolutnemu, do utrzymywania obojętnej atmosfery, np. beztlenowej oraz do napełniania wnętrz żarówek o dużej mocy.
Helowce wskutek całkowitego zapełnienia powłok s i p nie są zdolne do tworzenia cząsteczek dwuatomowych. Również ze względu na wysokie potencjały jonizacji (tablica 11.8) nie tworzą wiązań jonowych.
Helowce mają niskie temperatury topnienia i wrzenia. Dopiero w bardzo niskich temperaturach ich energia kinetyczna ulega tak dużemu zmniejszeniu, że słabe siły van der Waalsa powodują, że następuje skroplenie i zestalenie się gazów szlachetnych.
Połączenia helowców znane są dopiero od 1962 r., kiedy to Bertett i Lohman wykonali syntezę związku ksenonu z sześciofluorkiem platyny.

Xe + PtF₆ --> XePtF₆

Jest to substancja stała barwy żółtej.
Znane są również połączenia kryptonu i radonu.

POWRÓT

DALEJ