1.wapń w budownictwie cykl przemian?2.jak odróżnić skały wapienne od innych skał?3.podaj wzory i naz.... Question from @klema2102

October 2018 1 12 Report

1.wapń w budownictwie cykl przemian?

2.jak odróżnić skały wapienne od innych skał?

3.podaj wzory i nazwy gipsu palonego i krystalicznego

Oooksi 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

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)

2s1

0,53

454

1640

0,68

519

506

-3,02

3s1

0,97

371

1163

0,98

496

398

-2,71

4s1

0,86

336

1040

1,33

419

318

-2,93

5s1

1,53

312

970

1,48

402

288

-2,99

6s1

1,90

302

958

1,67

367

260

-2,99

Eo - 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 Ao - 2,35 Ao, 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

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)

2s2

1,84

1556

2750

0,30

1780

2380

-1,70

3s2

1,74

929

1400

0,65

1470

1910

-2,34

4s2

1,55

1123

1750

0,94

1140

1650

-2,87

5s2

2,60

1043

1640

1,10

1050

1480

-2,89

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 - 2800oC).
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 2585oC wchodzi w skład cermetów (spieki metaloorganiczne) stosowane do budowy silników odrzutowych, które mogą pracować w temperaturze do 2000oC. 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 - 230oC). 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 - 700oC i zmieleniu go z aktywatorami. naturalnego w temperaturze 600 - 700oC 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 - 1000oC. 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

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)

2s2p1

2,34

2300

4000

3s2p1

2,70

932

2700

0,45

4680

-1,67

4s2p1

5,90

312

2500

0,60

4690

-0,52

5s2p1

7,36

429

2300

0,81

4140

-0,34

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 ródła 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. 3000oC

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 1400oC. 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

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)

2s2p2

3,51

subl.

0,77

260

171

3s2p2

2,33

1685

3000

1,17

188

108

4s2p2

5,35

1210

3100

1,22

182

5s2p2

7,28

505

2960

1,41

169

-0,136

6s2p2

11,34

601

2024

1,54

-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 zawartoci. 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 (CO32-).
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 nonika 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 SinH2n+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 1400oC. 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

0,67-0,7

2,12-2,15

2,29

Klinoptylolit

Na6[(AIO2)6(SiO2)30]*24H2O

0,47

2,16

2,54

Chabazyt

Ca2[(AIO2)4(SiO2)8]*13H2O

0,37-0,42

2,05-2,10

3,81

Analcym

Na16[(AIO2)16(SiO2)32]*H2O

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, NxOy, 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

Symbol

Elektrony
walencyjne

Gęstość
(g/cm3)

Tmp.
wrzenia
(oK)

Tmp.
topnienia
(oK)

Promień jonu
(oA)

Energia jonizacji
(J/kmol)*10-6

2s2p3

0,88

0,74

335

3s2p3

1,82

553

317

1,10

254

4s2p3

5,72

886

1090

1,21

226

5s2p3

6,69

1850

903

1,41

199

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=500oC, 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 koci 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.

2 votes Thanks 1