DIANA

• Kraj:Polska
• : Język.:polski
• : Utworzony.: 30-12-17
• : Ostatnie Logowanie.: 16-03-22

×

: Kontakt.

: Imię.

: E-mail.

: Wiadomość.

Proszę zamienić znaczniki %d na własne liczby

: Dodaj.

Wiadomość nie może być pusta!

Wiadomość zostanie przetłumaczona po wysłaniu (jeżeli środki są wystarczające)

: Captcha. Kod Ochronny.

Załączniki:

: Wybierz: : Edycja. : Usuń.

: Wybierz: : Edycja. : Usuń.

: Wybierz: : Edycja. : Usuń.

: Wybierz: : Edycja. : Usuń.

: Wybierz: : Edycja. : Usuń.

Ilość dopuszczalnych plików: 5

JPEG, JPG, PNG, GIF, DOC, PDF, ZIP, RAR, TAR, HTML, SWF, TXT, XLS, DOCX, XLSX : lub : ODT : tylko formaty:.

: Maksymalny rozmiar pliku. 3MB.

: Wyślij Wiadomość.

UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW. Tablica Mendelejewa. CHEMIA.

: Opis.: Co to jest układ okresowy..?    Współczesny wygląd układu okresowego zawdzięczamy Nielsowi Bohrowi, który podzielił go na grupy i okresy. Grupy zazwyczaj wypisuje się w kolumnach, a okresy w rzędach. Grupy dzieli się na grupy główne i grupy poboczne. W grupach głównych okresy występują co osiem kolejnych atomów, co wynika z faktu, że na powłokach elektronowych od drugiej do czwartej mieści się dokładnie 8 elektronów. W grupach pobocznych sprawy mocno się komplikują, gdyż kolejne powłoki elektronowe mają coraz więcej miejsca dla elektronów. W grupach głównych wszystkie elektrony z powłoki walencyjnej zajmują orbitale typu: s i p, w grupach pobocznych orbitale: s i d, a w grupie lantanowców i aktynowców orbitale: s, d i f. Jest to podstawą do podzielenia układu okresowego na bloki: s i p (grupy główne), d (grupy poboczne) oraz f (lantanowce i aktynowce). Układ okresowy pierwiastków zawartość merytoryczna planszy:  – nazwa danego pierwiastka w języku polskim   – nazwa łacińska pierwiastka   – liczba atomowa (porządkowa)  – symbol chemiczny  – występowanie w przyrodzie   – wartościowość (stopień utleniania)   – potencjał redoks  – promień atomowy  – masa atomowa  – podstawowe tlenki   – metody otrzymywania     Osobną wyróżniającą ikonką, oznaczone zostały pierwiastki otrzymywane sztucznie w reaktorach bądź akceleratorach.  Nad każdą z grup pierwiastków, znajduje się jej numer w dwóch wersjach według IUPAC z roku 1970 oraz 1989 roku. Cennik dostawy kosmetyków. (kliknij) Cena detaliczna: EUR

: Data Publikacji.: 24-11-25

CHEMIA. Chemia nieorganiczna. Tlenki, kwasy i zasady.

: Opis.:   Tlenki Tlenki są to dwuskładnikowe związki pierwiastków z tlenem, w których występuje on na stopniu utlenienia -II. Tlenki metali w ogromnej większości przypadków są ciałami stałymi (CaO, Al2O3, PbO), tlenki niemetali występują najczęściej w stanie gazowym (CO2, SO2, NO), ale są wśród nich również ciecze (N2O3, SO3) oraz ciała stałe (P4O10, SiO2). Do najważniejszych metod otrzymywania tlenków należą: 1.      Bezpośrednia synteza, np. 4 P + 5 O2 = P4O10 2.      Spalanie związków chemicznych, np. 4 FeS2 + 11 O2 = 2 Fe2O3 + 8 SO2 3.      Rozkład termiczny wodorotlenków, kwasów tlenowych i ich soli, np. Cu(OH)2 = CuO + H2O 2 HNO3 = 2 NO2 + 1/2 O2 + H2O CaCO3 = CaO + CO2 Jak wynika z powyższych przykładów, niektóre reakcje rozkładu przebiegają ze zmianą stopni utlenienia pierwiastków, są to więc reakcje redoks, inne są prostymi reakcjami analizy. Można dokonać podziału tlenków według różnych kryteriów. Najistotniejszy, z punktu widzenia ich właściwości chemicznych, jest podział na tlenki: zasadowe, kwasowe, amfoteryczne i obojętne. Tlenki zasadowe, to tlenki metali, które reagują z kwasami dając sole. Niektóre z tych tlenków (tlenki I i II grupy głównej, z wyjątkiem berylu) reagują również z wodą dając wodorotlenki, np. K2O + H2O = 2 KOH CaO + H2O = Ca(OH)2 W przypadku tlenków zasadowych, nierozpuszczalnych w wodzie, jedynym sprawdzianem ich zasadowości są reakcje z kwasami, np. MnO + 2 HCl = MnCl2 + H2O Tlenki kwasowe reagują z zasadami dając sole. Większość tlenków kwasowych rozpuszcza się w wodzie tworząc roztwory kwasów tlenowych, np. SO3 + H2O = H2SO4 Nieliczna grupa tlenków kwasowych nie rozpuszcza się w wodzie, a jedynie w roztworach mocnych zasad. Do tej grupy należą: SiO2, MoO3, WO3. Reakcją potwierdzającą kwasowy charakter SiO2 jest np. reakcja: SiO2 + 2 NaOH = Na2SiO3 + H2O Tlenki kwasowe, to przede wszystkim tlenki niemetali oraz tlenki metali na najwyższych stopniach utlenienia. Jeśli pierwiastek tworzy kilka tlenków, to zawsze ze wzrostem stopnia utlenienia tego pierwiastka rosną właściwości kwasowe tlenków. Dobrą ilustracją tej prawidłowości są trzy tlenki chromu, z których CrO ma właściwości zasadowe, Cr2O3 amfoteryczne, a CrO3 kwasowe. Tlenki amfoteryczne wykazują zarówno charakter kwasowy, jak i zasadowy, tzn. reagują z mocnymi kwasami i zasadami dając sole, w których pierwiastek występuje w kationie lub w anionie. Tlenki te są z reguły źle rozpuszczalne w wodzie. Do tej grupy zaliczane są m.in. BeO, Al2O3, SnO, PbO, ZnO. ZnO + 2 HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O ZnO + 2 KOH + H2O = K2 tetrahydroksocynkan(II) potasu Al2O3 + 6 HCl = 2 AlCl3 + 3 H2O Al2O3 + 2 KOH + 3 H2O = 2 K tetrahydroksoglinian potasu   Tlenki obojętne nie reagują ani z kwasami, ani z zasadami, nie rozpuszczają się również w wodzie. Najbardziej znanymi są CO i NO. 2. Kwasy i zasady Według teorii Arrheniusa kwasy to substancje, które dysocjują w roztworze wodnym na jony wodorowe i aniony reszty kwasowej, zasady odszczepiają w tych warunkach kationy metali, lub kationy amonowe i aniony wodorotlenowe. Znacznie szersza jest teoria kwasów i zasad podana przez Brönsteda, tzw. teoria protonowa. W ramach niniejszego tematu zostaną przypomniane informacje dotyczące kwasów i zasad cząsteczkowych, metod ich otrzymywania oraz czynników decydujących o ich mocy. Metody otrzymywania kwasów: 1. Bezpośrednia synteza wodoru z niemetalem, np. H2 + Cl2 = 2 HCl Metoda ta może być stosowana do otrzymywania większości kwasów beztlenowych. 2. Reakcja tlenku kwasowego z wodą, np. SO2 + H2O = H2SO3 W ten sposób można otrzymać wiele kwasów tlenowych, gdyż większość bezwodników kwasowych jest rozpuszczalna w wodzie (wyjątki podane zostały przy omawianiu tlenków). 3. Reakcja soli z kwasem mocniejszym lub mniej lotnym w porównaniu z kwasem, od którego pochodzi sól. Warunki przebiegu takich reakcji, praktycznie nieodwracalnych, zostały omówione w części dotyczącej równowagi chemicznej. Poniżej podano przykłady takich reakcji: Na2S + 2 HCl = 2 NaCl + H2S(g) (różnica w mocy i lotności kwasów) oraz NaCl(s) + H2SO4(stęż.) = HCl(g) + NaHSO4 (różnica w lotności kwasów)   Czynniki wpływające na moc kwasów Moc kwasów tlenowych zależy od elektroujemności pierwiastka centralnego. Ze wzrostem stopnia utlenienia tego pierwiastka rośnie jego elektroujemność i moc kwasu tlenowego. Moc kwasów beztlenowych jest uwarunkowana elektroujemnością i wielkością promienia atomu niemetalu, tworzącego kwas. W okresie decydującym czynnikiem jest elektroujemność w przypadku kwasów beztlenowych tej samej grupy układu okresowego, o ich mocy decyduje wielkość promienia atomu niemetalu. Wraz ze wzrostem promienia maleje energia wiązania w cząsteczce kwasu i rośnie jego moc. Według teorii Arrheniusa zasady, to substancje, które dysocjują w roztworze wodnym z odszczepieniem jonów wodorotlenowych OH. Metody otrzymywania zasad 1. Reakcja metalu silnie elektrododatniego z wodą, np. 2 K + H2O = 2 KOH + H2 W temperaturze pokojowej z wodą reagują wszystkie litowce oraz berylowce (bez berylu i magnezu). 2. Reakcja tlenku metalu z wodą, np. Na2O + H2O = 2 NaOH W ten sposób można otrzymać jedynie wodorotlenki I i II grupy głównej (poza wodorotlenkiem berylu). 3. Reakcja soli z zasadą mocniejszą, lepiej rozpuszczalną lub trudniej lotną w porównaniu z zasadą, od której pochodzi sól, np.   FeSO4 + 2 NaOH = Fe(OH)2(s) + Na2SO4 (różnica w mocy i rozpuszczalności) NH4NO3 + KOH = NH3(g) + KNO3 + H2O (różnica w mocy i lotności)   Większość wodorotlenków metali jest trudno rozpuszczalna w wodzie. Dobrze rozpuszczalnymi są jedynie wodorotlenki litowców, znacznie gorzej wapnia, strontu i baru (ich rozpuszczalność rośnie ze wzrostem liczby atomowej metalu). Amfoteryczny charakter wodorotlenków. Niektóre wodorotlenki wykazują charakter amfoteryczny reagując zarówno z mocnymi kwasami, jak i zasadami z utworzeniem soli, np. Zn(OH)2 + 2 HNO3 = Zn(NO3)2 + 2 H2O Zn(OH)2 + 2 NaOH = Na2 (tetrahydroksocynkan sodu)

: Data Publikacji.: 24-11-25

CHEMIA. Ważniejsze metody otrzymywania soli.

: Opis.: Ważniejsze metody otrzymywania soli   1. Reakcja kwasu z zasadą - reakcja zobojętniania, np. Ca(OH)2 + 2 HCl = CaCl2 + 2 H2O Jest to najbardziej uniwersalna metoda otrzymywania soli. Istota reakcji zobojętniania polega na łączeniu się jonów H+ i OH z utworzeniem bardzo słabo zdysocjowanych cząsteczek wody. 2. Reakcja tlenku kwasowego z zasadą, np. SO2 + Mg(OH)2 = MgSO3 + H2O 3. Reakcja tlenku zasadowego z kwasem, np. K2O + 2 HCl = 2 KCl + H2O 4. Reakcja tlenku zasadowego z tlenkiem kwasowym, np. CaO + CO2 = CaCO3 5. Reakcja metalu z kwasem, np. Zn + H2SO4(rozc.) = ZnSO4 + H2 3Cu + 8HNO3(rozc.) = 3Cu(NO3)2 + 2 NO + 4H2O     Możliwość zachodzenia tych reakcji oraz rodzaj powstających produktów zależą od położenia metalu w szeregu elektrochemicznym oraz od właściwości kwasu użytego do reakcji. 6. Reakcja metalu z niemetalem, np. Fe + S = FeS 7. Reakcja metalu z rozpuszczalną solą mniej aktywnego metalu, np. Mg + 2 AgNO3 = Mg(NO3)2 + 2 Ag 8. Reakcja niemetalu z zasadą, np. Cl2 + 6 NaOH = 5 NaCl + NaClO3 + 3 H2O 9 i 10. Reakcje soli z kwasami i zasadami, podczas których powstają nowe sole. 11. Reakcje między dwiema solami - zachodzą one wówczas, gdy powstają sole trudniej rozpuszczalne od soli stanowiących substraty tych reakcji, np. AgNO3 + NaCl = AgCl(s) + NaNO3  Rozpuszczalność popularnych soli w wodzie :   dobrze rozpuszczalne są sole litowców i amonu; dobrze rozpuszczalne są azotany, octany i chlorany większość siarczanów należy do dobrze rozpuszczalnych, wyjątkami są: PbSO4, SrSO4, BaSO4, do średnio trudno rozpuszczalnych należą CaSO4 i Ag2SO4; większość chlorków, bromków i jodków jest dobrze rozpuszczalna z wyjątkiem soli Ag(I), Pb(II) i Hg(I) większość siarczków metali jest trudno rozpuszczalna, dobrze rozpuszczalne są siarczki litowców, berylowców i amonu większość węglanów i ortofosforanów jest trudno rozpuszczalna, dobrze rozpuszczalne są węglany i ortofosforany litowców i amonu. Wodorosole i hydroksosole W reakcjach kwasów wieloprotonowych z zasadami, tlenkami zasadowymi lub metalami można otrzymać wodorosole, jeśli ilości użytych substratów nie odpowiadają stosunkom stechiometrycznym, wynikającym z reakcji całkowitego zobojętnienia, np. NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O diwodoroortofosforan(V) sodu 2 NaOH + H3PO4 = Na2HPO4 + 2 H2O wodoroortofosforan(V) sodu  Wodorosole są z reguły lepiej rozpuszczalne w wodzie od soli obojętnych. Przykładowo, CaCO3 jest trudno rozpuszczalny w wodzie, natomiast Ca(HCO3)2 - dobrze. Wodorowę- glany wapnia i magnezu powstają podczas wietrzenia skał wapiennych i występują w wodzie wodociągowej nadając jej tzw. twardość przemijającą, którą usuwamy podczas gotowania wody. Znany nawóz sztuczny, superfosfat, to diwodoroortofosforan(V) wapnia, który dzięki dobrej rozpuszczalności w wodzie jest dla roślin źródłem łatwo przyswajalnego fosforu i wapnia.   Analogicznie, niecałkowite zobojętnienie zasad wielowodorotlenowych prowadzi do otrzymania hydroksosoli, np. Zn(OH)2 + HCl = Zn(OH)Cl + H2O chlorek hydroksocynku Hydroksosole są gorzej rozpuszczalne w wodzie od soli obojętnych.  Zarówno wodoro- jak i hydroksosole można przeprowadzić w sole obojętne wiążąc występujące w nich jony wodorowe lub wodorotlenowe przez dodanie zasady lub kwasu, np. Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2 CaCO3 + 2 H2O Zn(OH)Cl + HCl = ZnCl2 + H2O  Kwasy tlenowe Kwas siarkowy (VI) Siarczan (VI) Kwas siarkowy (IV) Siarczan (IV) Kwas azotowy (V) Azotan (V) Kwas azotowy (III) Azotan (III) Kwas fosforowy (V) Fosforan (V) Kwas węglowy węglan Kwasy beztlenowe Kwas chlorowodorowy chlorek Kwas bromowodorowy bromek Kwas jodowodorowy jodek Kwas fluorowodorowy fluorek   Nazwy soli. Własności fizyczne soli  postać ciała stałe, krystaliczne barwa zazwyczaj biała rozpuszczalność zależna od rodzaju soli przewodnictwo roztwory wodne soli oraz stopione sole przewodzą prąd elektryczny  Własności fizyczne soli Sole mogą mieć inną barwę niż białą, np.: niebieska - CuSO4 * 5H2O żółtej - PbI2 czerwona - HgI2 czarna - CuS Rozpuszczalność soli w wodzie jest bardzo zróżnicowana, zależna od kationu i anionu. Dobrze rozpuszczalne są np. azotany(V), chlorki czy sole sodu, potasu i amonu. Istnieje także duża ilość soli trudno rozpuszczalnych, czyli, takich które nawet z roztworów rozcieńczonych strącają się w postaci osadów. Do tego typu substancji należą: chlorki AgCl , PbCl2 bromki AgBr, PbBr2 jodki AgI , PbI2 fluorki CaF2 siarczany BaSO4 , PbSO4 azotany (III) AgNO2 wszystkie siarczany, węglany i fosforany z wyjątkiem soli litowców i amonu wszystkie siarczki z wyjątkiem soli litowców, berylowców i amonu Podział soli Podział soli ze względu na obecność tlenu w reszcie kwasowej: tlenowe - pochodne od kwasów tlenowych Przykłady: siarczany (VI) Na2SO4, MgSO4 azotany (V) AgNO3, KNO3 beztlenowe - pochodne od kwasów beztlenowych Przykłady: chlorki AgCl, NaCl jodki KI, MgI2 siarczki Na2S, CaS Podział soli ze względu na złożoność budowy: Sole proste to sole zawierające jeden rodzaj kationów i jeden rodzaj anionów: Przykłady: MgCO3 Na2S Na2SiO4 Sole podwójne mogą zawierać dwa rodzaje kationów lub dwa rodzaje anionów: Przykłady: MgAl2(SO4)4 Pb2Cl2CO3 Sole wielokrotne zawierają trzy i więcej kationów lub anionów, są to na ogół minerały: Przykład: CaNaCu5Cl(AsO4)4 Podział soli ze względu na charakter chemiczny: Sole obojętne o ogólnym wzorze: MnRm Przykład: Al2(SO4)3 Wodorosole ( "sole kwaśne") o wzorze ogólnym: Mn( Hk R)m Składają się z metalu oraz reszty kwasowej, w skład której wchodzi " zwykła " reszta kwasowa oraz atom (atomy) wodoru. H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O sól obojętna H2SO4 + 2NaOH = NaHSO4 + H2O wodorosól Przykłady: NaHCO3 wodorowęglan sodu Ca(H2PO4)2 wodorofosforan (V) wapnia Hydrosole ( "sole zasadowe ", sole wodorotlenkowe ) o wzorze ogólnym: M ( OH )knRm Składają się one z reszty kwasowej R oraz z tzw : reszty zasadowej , w skład której wchodzi metal i jedna lub kilka grup OH . Mg ( OH )2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O sól obojętna Mg ( OH )2 + HCl = Mg ( OH ) Cl + H2O hydrosól Przykład: 2CO3 węglan hydroksomiedzi (II) Istnieją także sole uwodnione zwane inaczej hydratami. Związki tego typu posiadają wbudowane w sieć krystaliczną cząsteczki wody. Przykłady: CuSO4 * 5H2O, CaSO4 * 2H2O (gips) Właściwości chemiczne soli: sole rozpuszczalne w wodzie są mocnymi elektrolitami, utworzone jony ulegają hydratacji (otaczają się cząsteczkami wody) ulegają hydrolizie, z wyjątkiem soli mocnych zasad i mocnych kwasów niektóre sole rozkładają się podczas ogrzewania: 2KClO3 = 3O2 + 2KCl Otrzymywanie Istnieje wiele sposobów otrzymywania soli. Poniżej przedstawiono niektóre z nich: 1. zasada + kwas = sól + woda Przykład: NaOH + HCl = NaCl +H2O 3Mg (OH)2 + 2H3PO4 = Mg3 (PO4)2 + 6H2O W procesie tym anion wodorotlenkowy z wodorotlenku reaguje z kationem wodorowym kwasu z utworzeniem obojętnej cząsteczki wody. Jest to jedna z najważniejszych reakcji prowadząca do utworzenia soli. 2. metal + kwas = sól + wodór Przykład: Zn + 2HCl = ZnCl2 +H2 3. tlenek metalu + kwas = sól + woda Przykład: CuO + H2SO4 = CuSO4+H2O 4. zasada + bezwodnik kwasowy = sól + woda Przykład: Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O 5.bezwodnik zasadowy + bezwodnik kwasowy = sól Przykład: MgO + SO2 = MgSO3 6.metal + niemetal = sól Przykład: 2Na + Cl2 = 2NaCl W ten sposób tworzą się sole kwasów beztlenowych. Przegląd soli Sole są substancjami bardzo rozpowszechnionymi w przyrodzie. Stanowią główny składnik, obok tlenków, skorupy ziemskiej. Występują także w wodzie morskiej w postaci jonów soli np.: Na+, K+, Mg2+, Cl-, SO42-. Wiele soli to kopaliny, wydobywane z ziemi metodami górniczymi. Najważniejszą taka solą jest chlorek sodu - sól kamienna. Wydobywa się go w Polsce głównie w okolicy Wieliczki, Bochni i Inowrocławia. Sól kamienna zawiera niewielkie ilości bromków i jodków sodu oraz potasu. Wiele soli występuje w postaci minerałów: CaCO3 - węglan wapnia - główny składnik wapienia i marmuru (również kredy) MgCO3 * CaCO3 - dolomit - stosowany jako kamień budowlany, topnik w metalurgii i składnik materiałów ceramicznych NaNO3 - saletra chilijska, KNO3 - saletra indyjska Ca(NO3)2 - saletra wapniowa Ca3(PO4)2 - fosforan wapnia - stanowiący główny składnik fosforytów i apatytów CaSO4 * 2 H2O - siarczan wapnia, czyli gips Sole maja bardzo liczne zastosowania, np. jako nawozy sztuczne, w budownictwie (CaCO3 i CaSO4), w komunikacji do zabezpieczania dróg przed zamarzaniem ( NaCl i CaCl2 ), w przemyśle spożywczym ( NaCl i NaNO3 jako konserwanty ) oraz wiele innych. Azotany (V) i (III) Sole te są substancjami krystalicznymi, zwykle bezbarwnymi, dobrze rozpuszczalnymi w wodzie. Podczas ogrzewania powyżej temperatury topnienia rozkładają się z wydzieleniem tlenu, dlatego mają silne właściwości utleniające. Azotany stosuje się jako nawozy mineralne, materiały wybuchowe lub ich składniki, w lecznictwie, w fotografii. Występują one w przyrodzie jako minerały: nitratyn, nitryt. Azotan (V) sodu, NaNO3 , nitratyn, saletra sodowa, saletra chilijska Własności fizyczne bezbarwna substancja krystaliczna temperatura topnienia 309C dobrze rozpuszczalny w wodzie Właściwości chemiczne Podczas ogrzewania, powyżej temperatury topnienia rozkłada się na azotyn sodowy i tlen : 2 NaNO3 = 2 NaNO2 + O2 Występowanie Jako minerał tworzy się na obszarach o suchym i gorącym klimacie. Największe złoża wystepują w  Chile oraz na pustyni Atakama, a także w Kazachstanie, w Indiach, Peru i Boliwii, w Egipcie, Hiszpanii i U.S.A. Otrzymywanie Saletrę sodową otrzymuje się na skalę przemysłową w reakcji : 2 HNO3 + Na2CO3 ą 2 NaNO3 + H2O + CO2 lub stosując roztwór sody do końcowej absorpcji w instalacjach wytwarzających kwas azotowy. Zastosowanie jako nawóz sztuczny w przemyśle szklarskim - jako utleniacz w reakcjach w fazie stałej w przemyśle spożywczym jest dodawany do konserw mięsnych, stosowany do produkcji materiałów wybuchowych i pirotechnicznych, barwników, jako utleniacz stałych paliw rakietowych Azotan (V) potasu, KNO3 , nitryt, saletra potasowa, saletra indyjska Własności fizyczne bezbarwny lub białawy ( ew. szarawy ) łatwo rozpuszczalny w wodzie o słonym smaku Występowanie Jego złoża tworzą się na obszarach o suchym i gorącym klimacie, głównie w Indiach, także w Chile (jako domieszka w złożach nitratynu ), Boliwii i Peru. Otrzymywanie Saletrę potasową otrzymuje się z saletry sodowej w reakcji: NaNO3 + KCl = KNO3 + NaCl. Otrzymuje się z niej również KNO2. Zastosowanie jako nawóz sztuczny w konserwacji mięsa jako utleniacz do produkcji barwników Azotan (V) wapnia, Ca(NO3)2, saletra wapniowa Własności fizyczne bezbarwne kryształy bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie higroskopijny temperatura topnienia 561 oC Występowanie: W przyrodzie występuje w niewielkich ilościach. Nazywa się go również saletrą norweską. Otrzymywanie Saletrę wapniową produkuje się w procesie : CaCO3 + 2 HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O + CO2 Zastosowanie Używany jest przeważnie jako nawóz mineralny w postaci saletry, saletrzaku. Azotan (V) srebra, AgNO3, nazwa farmaceutyczna - Lapis Własności fizyczne bezbarwna substancja krystaliczna temperatura topnienia 208,6C dobrze rozpuszczalna w wodzie, alkoholach, acetonie, pirydynie działa żrąco na skórę Właściwości chemiczne Łatwo ulega redukcji do metalicznego srebra Otrzymywanie Otrzymywany poprzez działanie kwasu azotowego HNO3 na metaliczne srebro, w obecności kwasu azotowego (III) HNO2. Zastosowanie w chemii analitycznej do produkcji luster w materiałach fotograficznych jako środek odkażający do uzdatniania wody Azotan amonu, NH4NO3, saletra amonowa Własności fizyczne bezbarwna substancja krystaliczna rozpuszczalna w wodzie Właściwości chemiczne jest środkiem utleniającym ogrzewany rozkłada się gwałtownie ( wybucha ) Otrzymywanie Tworzy się w wyniku działania na kwas azotowy HNO3 amoniaku NH3: NH3 + HNO3 = NH4NO3 Zastosowanie jako nawóz sztuczny (w mieszaninach, ponieważ sam jest za bardzo higroskopijny) przy produkcji materiałów wybuchowych i pirotechnicznych jako pożywka dla kultur drożdży do wyrobu antybiotyków Węglany Sole te występują w postaci krystalicznej, zwykle są białe lub bezbarwne, trudno rozpuszczalne w wodzie (najtrudniej BaCO3, CaCO3, SrCO3 ), z wyjątkiem węglanów litowców i na ogół węglanów kwaśnych. Wodne roztwory węglanów wykazują odczyn zasadowy, ponieważ hydrolizują. Łatwo reagują nawet ze słabymi kwasami z utworzeniem soli i wydzieleniem CO2. Węglany kwaśne są nietrwałe, podczas ogrzewania przechodzą w obojętne, natomiast większość obojętnych ulega rozkładowi na tlenek metalu i CO2. Bez rozkładu można stopić jedynie węglany potasowców. Sole te występują bardzo często w przyrodzie jako minerały skałotwórcze. Węglany stanowią surowce do otrzymywania metali: smitsonit cerusyt rodochrozyt syderyt Stosuje się je miedzy innymi: w przemyśle optycznym ( kalcyt), do wyrobu farb ( malachit, azuryt ), do wyrobu materiałów ogniotrwałych (magnezyt), a także syntetyczny węglan sodu. Wodorowęglany służą głównie do przygotowania roztworów buforowych (roztworów o stałej wartości Ph ). Węglan magnezu, MgCO3 Własności fizyczne bezbarwna substancja krystaliczna może być szary, brunatny lub żółtawy zwykle tworzy skupienia gruboziarniste może występować również w formie zbitej (magnezyt bezpostaciowy) jest rozpuszczalny w wodzie nierozpuszczalny w rozpuszczalnikach organicznych Właściwości chemiczne W temperaturze ok. 500oC ulega rozkładowi na tlenek magnezu MgO i CO2. Występowanie Węglan magnezu jest rozpowszechniony w naturze i występuje jako magnezyt oraz dolomit. Złoża magnezytu ziarnistego występują na Uralu, w Czechach, Austrii. Magnezyt zbity, będący produktem wietrzenia zasadowych skał magmowych, występuje w postaci żył i gniazd wśród serpentynów w U.S.A. (Kalifornia), Grecji ( wyspa Eubea), a w Polsce - na Dolnym Śląsku (okolice Sobótki, Braszowic, Grochowej ). Dolomit może występować w formie zbitej, ziarnistej lub porowatej. W Polsce występuje na Górnym i Dolnym Śląsku, w Górach Świętokrzyskich, Tatrach, w okolicach Krakowa. Zastosowanie magnezyt ziarnisty -  surowiec do uzyskiwania magnezu, do wyrobu materiałów ogniotrwałych, cementu Sorela, w przemyśle farb i lakierów (jako biały pigment), izolatorów elektrycznych, oraz w przemyśle chemicznym, szklarskim i papierniczym, w medycynie jako środek przeczyszczający oraz zobojętniający nadmiar kwasu żołądkowego dolomit - Używany w budownictwie, do wyrobu materiałów ogniotrwałych, cementu, szkła, w metalurgii, w przemyśle chemicznym Węglan sodu, Na2CO3, soda Własności fizyczne występuje w postaci bezwodnej (jako tzw. Soda amoniakalna lub kalcynowana) biały, krystaliczny, higroskopijny proszek rozpuszczalny w wodzie temperatura topnienia 852oC Właściwości chemiczne w rozcieńczonych kwasach mineralnych ulega rozpuszczeniu z wydzieleniem dwutlenku węgla tworzy hydraty, z których najważniejszy jest dziesięciohydrat Na2CO3 * 10 H2O, tzw. soda krystaliczna, bezbarwne kryształy, które podczas ogrzewania tracą wodę przechodząc w temperaturze 100C w sól bezwodną roztwory wodne węglanu sodowego mają odczyn zasadowy Występowanie Węglan sodu występuje w przyrodzie w postaci minerał natryt. Spotykany w przyrodzie w jeziorach sodowych w Afryce i w Ameryce. Otrzymywanie Węglan sodu na skalę przemysłową otrzymywano dawniej metodą Leblanca, polegającą na działaniu kwasem siarkowym H2SO4 na chlorek sodu NaCl (sól kamienna), a następnie prażono powstały siarczan w obecności węgla i węglanu wapnia aż do uzyskania sody. Obecnie węglan sodu otrzymuje się metodą Solraya (zwaną także metodą amoniakalną). Polega ona na wprowadzeniu amoniaku i dwutlenku węgla do nasyconego roztworu chlorku sodu i wytrąceniu wodorowęglanu sodu NaHCO3. Potem poddaje się go prażenia (inaczej kalcynowania), podczas którego przechodzi on w obojętny węglan sodu. Zastosowanie stosowany do otrzymywania szkła środków piorących i myjących wodorotlenku i azotanu sodu innych soli sodowych w przemyśle włókienniczym i papierniczym do zmiękczania wody w hutnictwie (odsiarczanie żelaza ) jako odczynnik chemiczny w farbiarstwie i garncarstwie Węglan wapnia, CaCO3 Własności fizyczne biała substancja krystaliczna kalcyt jest bezbarwny i przezroczysty ( szpat islandzki ) lub zabarwiony, głównie na żółtawo lub brunatnawo aragonit - bezbarwny, białawy lub żółtawy, w normalnych warunkach nietrwały, z biegiem czasu przechodzi w kalcyt słabo nierozpuszczalny w wodzie nierozpuszczalny w rozpuszczalnikach organicznych w atmosferze nasyconej CO2 i pod wysokim ciśnieniem topi się w temperaturze ok. 1300oC Właściwości chemiczne Ogrzany do temperatury 900C rozkłada się na tlenek wapniowy CaO ( wapno palone ) i CO2 Występowanie Występuje w przyrodzie w postaci minerałów : kalcytu i aragonitu. Kalcyt jest szeroko rozpowszechniony w przyrodzie, jako składnik wielu skał osadowych (wapienie, margle), w których występuje jako produkt sedymentacji chemobiogenicznej ( buduje szkielety wielu organizmów ) i chemicznej. Występuje w marmurach, wapieniach. Powstaje wskutek procesów hydrotermalnych. Aragonit jest pospolitym składnikiem skorup i szkieletów organizmów współczesnych, głównym składnikiem pereł. Może powstawać wskutek procesów hydrodermalnych, krystalizuje z wód gorących źródeł (np. w Karlowych Warach) albo tworzy nacieki w jaskiniach. W Polsce występuje na Górnym i Dolnym Śląsku. Otrzymywanie Najczęściej stosuje się naturalny węglan wapnia. Można go otrzymać także przez działanie dwutlenkiem węgla na roztwór wodorotlenku wapnia: Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O Zastosowanie kalcyt - w postaci szpatu islandzkiego do wytwarzania przyrządów optycznych w budownictwie (wapień, marmur) jako surowiec do otrzymywania wapna palonego (wapień) kreda mielony i strącany węglan wapnia są używane w budownictwie, jako napełniacz gumy, papieru, linoleum, składnik pasty do zębów Węglan żelaza (II), FeCO3, syderyt Własności fizyczne białawy, żółtawy, szarawy lub brunatny kruchy Występowanie W przyrodzie występuje w postaci minerału syderytu. Powstaje wskutek procesów hydrotermalnych, ale również jako produkt metasomatozy innych węglanów. Często osadza się też w wodnych środowiskach redukujących (np. w zatokach morskich, lagunach czy zbiornikach słodkowodnych ). Jest głównym składnikiem osadowych skał żelazistych (sfero syderyt, syderyt) oraz odlitowanych rud żelaza. Złoża węglanu żelaza (II) występują na Półwyspie Kerczeńskim, Uralu, Austrii (Eisnerz), Hiszpanii (Bilbao), Wielkiej Brytanii (Cumberland), U.S.A., a w Polsce w dużych ilościach na obszarze częstochowskim (od Żarek przez Poraj, Częstochowę do Wielunia), radomskim (m.in. okolice Opatowa, Starachowic) oraz w okolicy Łęczycy. W mniejszych ilościach w Karpatach i na Górnym Śląsku. Węglan cynku, ZnCO3, smitsonit Własności fizyczne Jest biały, szary, żółtawy lub brunatnawy Występowanie Węglan cynku występuje w postaci minerału. Powstaje w strefie utleniania siarczkowych złóż ołowiowo-cynkowych występujących w skałach węglanowych np. w Rosji (m.in. okręg nerczyński), U.S.A. (Kolorado), Grecji (Laurion). Tworzy galman, rudę cynku wraz z hemimorfitem. Zastosowanie Używa się go do otrzymywania metali. Węglan miedzi, Cu(CO3)2 (OH)2, azuryt Własności fizyczne Jest on niebieski Występowanie Występuje w postaci minerału - azurytu. W przyrodzie powstaje w strefie utleniania złóż rud miedzi. W Polsce występuje m.in. w G. Świętokrzyskich, w Tatrach. Zastosowanie jako materiał dekoracyjny do wyrobu farb Węglan miedzi, Cu22 , malachit Własności fizyczne zielony, daje się polerować Występowanie Związek ten występuje w przyrodzie w postaci minerału - malachitu. Występuje w strefie utleniania złóż rud miedzi, a największa jego ilość na Uralu (złoża Miednorudniańskie i Gumiszewskie). W Polsce wydobywany był w Górach Świętokrzyskich. Zastosowanie jako kamień dekoracyjny (od czasów starożytnych) do produkcji farb do otrzymywania miedzi Fosforany Fosforany występują w przyrodzie jako fosforyty i apatyty (ortofosforan(V) sodu Na3PO4 ). Stosowane są one do produkcji sztucznych nawozów fosforowych oraz jako składnik proszków, płynów do mycia naczyń i zmiękczania wody. Ortofosforan(V) sodu(Na2HPO4), natomiast, jako środek obciążający przy ognioodpornej impregnacji tkanin oraz dodatek do wyrobu szkieł optycznych. Fosforan(V) wapnia, Ca3(PO4)2 Występowanie Fosforan(V) wapnia występuje w skałach osadowych wraz z domieszką kwarcu, glaukonitu, pirytu, kalcytu, substancji bitumicznych to fosforyty. Zawierają one od 15 do 40% P2O5. Pochodzenie ich jest często organiczne, tworzą się w niezbyt głębokim morzu. Fosforyty można wydobywać w: U.S.A. (zwłaszcza na Florydzie), Ukraina, Maroko, Tunezja, Mauretania, a w Polsce w północno-wschodnich Górach Świętokrzyskich, okolicach Rachowa. Zastosowanie jako surowiec do produkcji nawozów fosforowych (superfosforat) do produkcji fosforu, żelazofosforu, kwasu fosforowego i jego soli zmielone fosforyty (głównie niskoprocentowe) stanowią nawóz mineralny (mączka fosforowa) Apatyty Własności fizyczne Mogą mieć różne kolory: szarawozielone, zielone, żółte lub niebieskawe, a czasami nawet brunatne lub fioletowe. Występowanie Minerały pochodzą od fosforanu wapnia. Mogą także zawierać również inne grupy: CO3, SO4, SiO4. Mają pochodzenie osadowe, a występują głównie w postaci mieszanin ( np. frankolit, kolofan, dalit ) jako główne składniki fosforytów. Apatyty krystalizują w układzie heksagonalnym. Zastosowanie do otrzymywania fosforowych nawozów sztucznych (superfosforatu i precypitatu) do przemysłowej produkcji kwasu fosforowego i jego soli oraz ubocznych związków fluoru Fosforany te znajdują się w większości skał magmowych stanowiąc główne źródło fosforu w przyrodzie. Występują w skałach metamorficznych i osadowych. Główne złoża to: na Półwyspie Kola, w otoczeniu Jeziora Bajkał, w północnej Afryce, w U.S.A., a w Polsce spotykane sporadycznie. Fosforyty powstają w wyniku wietrzenia i przemian biochemicznych apatytu. Siarczki Mogą występować w postaci soli obojętnych lub kwaśnych. Są substancjami krystalicznymi, często barwnymi, słabo lub bardzo słabo rozpuszczalnymi (z wyjątkiem siarczków litowców i wodorosiarczków) w wodzie. Posiadają właściwości redukujące. Siarczki występują powszechnie w przyrodzie w postaci minerałów (np. piryt, galena, sfaleryt, cynober, antymonit, chalkopiryt, chalkozyn), które stanowią surowiec do otrzymywania metali oraz dwutlenku siarki. Używa się ich jako reduktory, do wyrobu farb i litoponów oraz w ceramice. Siarczek rtęci ( II ), HgS Własności fizyczne substancja krystaliczna nierozpuszczalny w wodzie rozpuszczalny w wodzie królewskiej i siarczkach metali alkalicznych silnie trujący Właściwości chemiczne Czarny siarczek rtęci łatwo strąca się z roztworów soli rtęciowych pod działaniem siarkowodoru. Jest nietrwały, dosyć łatwo przechodzi w trwałą odmianę czerwoną na wskutek przemiany monotropowej. Siarczek ten ulega rozpuszczeniu w stężonych roztworach siarczków metali alkalicznych z utworzeniem tiosoli: HgS + K2S = K2< HgS2 > dwutiortęcian potasowy Podczas reakcji strącania siarczku rtęci siarkowodorem mogą powstać czasem osady o innym zabarwieniu niż czarny. Tworza się wtedy chlorosiarczki : 3HgCl2 + K2S = Hg3S2Cl2 + 4 HCl Osady mogą mieć zabarwienie białe, żółte, brązowe. Występowanie Siarczek rtęci występuje pod dwoma postaciami: czarnej i czerwonej. W naturze można go spotkać jako minerał cynober (czerwony), który jest podstawowym źródłem rtęci. Jego główne złoża znajdują się w Hiszpanii (Almaden), Włoszech ( Monte Amiata w Toskanii ) i w byłej Jugosławii ( Idrija ). Zastosowanie Używany jest jako pigment do produkcji farb i jako katalizator. Siarczek żelaza ( II ), FeS Własności fizyczne czarna substancja krystaliczna nierozpuszczalny w wodzie Właściwości chemiczne Ulega rozpuszczeniu w kwasach z wydzieleniem siarkowodoru. Występowanie W przyrodzie występuje jako minerały: pirotyn i trolit, który można spotykać w meteorytach. Piryt magnetyczny (inna nazwa pirotynu) ma zabarwienie brązowożółte, charakteryzuje się metalicznym połyskiem i kruchością. W największej ilości występuje w zasadowych skałach magmowych (gabra, noryty). Jego złoża zlokalizowane są w Kanadzie (Sudbury w Ontario) i R.P.A. (Transwal), a w Polsce - na Dolnym Śląsku (m.in. okolice Lubania, Miedzianki, Kowar). Zastosowanie Siarczek żelaza ( II ) ma zastosowanie w laboratoryjnym otrzymywaniu siarkowodoru. Siarczek żelaza ( IV ), FeS2 Własności fizyczne żółta substancja krystaliczna nierozpuszczalna w wodzie Występowanie Występuje jako minerały : piryt i markazyt. Piryt najczęściej zawiera domieszki srebra i złota. Ma barwę mosiężnożółtą, o silnym połysku metalicznym, jest kruchy. Stanowi on najpowszechniejszy siarczek w skorupie ziemskiej. Może powstać w różnych warunkach, przede wszystkim w złożach hydrotermalnych i kontaktowo - metasomatycznych. Duże złoża pirytu znajdują się w Hiszpanii (Minas de Riotinto), Portugalii, Norwegii (Trondheim), Japonii (Honsiu), na Uralu, Kaukazie, w Niemczech i we Włoszech, a w Polsce w Rudkach koło Nowej Słupi, Wieściszowice na Dolnym Śląsku. Markazyt , drugi z minerałów ma zabarwienie także mosiężnożółte, ale wykazuje zielony odcień. Można spotkać go w żyłach hydrotermalnych (tam tworzy się w niskich temperaturach) a także w skałach osadowych (iłach, łupkach ilastych i węglach). Duże ilości tego minerału znajdują się na południowym Uralu (złoże Bławińskie), a w Polsce , podobnie jak piryt, w Rudkach koło Nowej Słupi. Zastosowanie Piryt i markazyt są głównym surowcem do produkcji kwasu siarkowego. Siarczek srebra, Ag2S Własności fizyczne ołowianoszare kryształy nierozpuszczalny w wodzie topi się powyżej 840oC Właściwości chemiczne Ulega rozpuszczeniu w gorącym kwasie azotowym (V). Występowanie W naturze można go spotkać w postaci minerału argentytu. Posiada on zabarwienie ołowianoszare lub czarne, wykazuje kowalność, jest produktem procesów hydrotermalnych. Jego największe złoża są w Norwegii, Meksyku, a w Polsce niewielkie ilości - na Dolnym Śląsku (np. w Kowarach). Zastosowanie stosowany w grawerstwie (srebro pokryte warstewką siarczku nazywane jest oksydowanym ) do wyrobu filtrów optycznych w alarmowej aparaturze pożarniczej Siarczek ołowiu, PbS Własności fizyczne Ołowianoszary, często z odcieniem srebrzystym, o silnym połysku metalicznym kruchy odznacza się znakomitą łupliwością Właściwości chemiczne Siarczek ołowiu jest trudno rozpuszczalny w kwasach. PbS ulega strąceniu z roztworów soli ołowiowych pod wpływem kwasu siarkowodorowego H2S. Występowanie W przyrodzie występuje jako galena (galenit). Minerał ten zwykle przeważnie domieszki srebra. Posiada regularny układ krystaliczny. Tworzy się w źródłach hydrotermalnych (zazwyczaj ze sfalerytem, pirytem) i w skałach osadowych. Jego największe złoża występują w: U.S.A., Kanada, Rosja, Meksyk, Boliwia, Australia. W Polsce wydobywany jest w okolicy Bytomia, Olkusza i Chrzanowa, kiedyś również w Górach Świętokrzyskich, Tatrach i Sudetach. Zastosowanie Używany jest do otrzymywania srebra. Siarczek cynku, ZnS Własności fizyczne biała substancja krystaliczna sublimuje w temperaturze do 1200oC, pod ciśnieniem 15 MPa topi się w temperaturze 1850oC nierozpuszczalny w wodzie Właściwości chemiczne nierozpuszczalny w słabych kwasach organicznych reaguje z mocnymi kwasami z wydzieleniem siarkowodoru Występowanie Można spotkać go w postaci minerałów: sfalerytu i wurcytu. Sfaleryt zawiera domieszki żelaza, manganu, kadmu, galu, talu. Posiada zabarwienie miodowożółte, brunatne lub czarne. Jest składnikiem źródeł hydrotermalnych (zprzeważnie z galenitem, pirytem) i skał osadowych. Występuje w: U.S.A. (Tri States District), Kanada ( Kolumbia Brytyjska), Kaukaz, Polska (obszar śląsko - krakowski), Algieria, Tunezja. Ruda ta jest najbogatszą z rud cynku, stanowi surowiec do otrzymywania takich metali jak: Ga,Cd. Drugi z minerałów wurcyt jest mniej trwały, a w przyrodzie występuje znacznie rzadziej. Posiada barwę brunatną lub ciemnobrunatną. Stanowi składnik złóż hydrotermalnych, najczęściej z sfalerytem. Główne złoża to: na Uralu, w U.S.A. (Montana), Boliwii (Oruro), a w Polsce można go wydobywać w okolicach Bytomia. Zastosowanie jako syntetyczny siarczek cynku ma zastosowanie do wyrobu pigmentu: litoponu, jest to substancja nietoksyczna, ma dobrą zdolność kryjącą siarczek ten z domieszką soli miedzi lub srebra używany jest do pokrywania ekranów w kineskopach, jako scyntylator do pomiaru promieniowania jonizującego w analizie chemicznej służy do oddzielania oraz odznaczania cynku Siarczek miedzi ( I ), Cu2S Własności fizyczne topi się w temperaturze 1130C posiada strukturę antyfluorytu Właściwości chemiczne Wykazuje większą trwałość niż siarczek miedzi (II) CuS Występowanie W przyrodzie jest głównym składnikiem minerału chalkozynu. Jego złoża znajdują się w U.S.A. (Alaska, Arizona, Montana). Otrzymywanie Otrzymuje się go działając na CuS wodorem w wyższej temperaturze. Siarczek miedzi ( II ), CuS Własności fizyczne Posiada czarną barwę. Krystalizuje w układzie heksagonalnym. Ze względu na złożoność budowy określono jego wzór jako: Cu2CuS3. Właściwości chemiczne reaguje z kwasem azotowym łatwo rozpuszcza się w wielosiarczkach alkalicznych Otrzymywanie Można otrzymać go przez nasycenie siarkowodorem roztworów soli miedzi. Siarczek antymonu, Sb2S3 Własności fizyczne postać krystaliczna pomarańczowa barwa Występowanie W przyrodzie występuje jako minerał: antymonit. Posiada on barwę ołowianoszarą. Powstaje na skutek procesów hydrotermalnych. Wydobywa się go: w Japonii, w Chinach, w Algierii, w Rosji, a w Polsce występuje w bardzo małych ilościach na Dolnym Śląsku i w Pieninach. Zastosowanie w produkcji zapałek do wulkanizacji do barwienia kauczuku Siarczek miedzi i żelaza, CuFeS2, chalkopiryt Własności fizyczne Ma kolor mosiężnożółty. Występowanie Występuje w przyrodzie w postaci chalkopirytu dość pospolicie. Stanowi składnik wszystkich typów skał. Wydobywa się go w: Zambii, Zairze, Chile, U.S.A., a w Polsce głównie w powiecie kieleckim i na Dolnym Śląsku. Siarczek wapnia, CaS Własności fizyczne biała substancja krystaliczn a trudno rozpuszczalna w wodzie temperatura topnienia >2000oC wykazuje fosforescencję Zastosowanie jako depilator w garbarstwie i kosmetyce do produkcji cieczy kalifornijskiej do wyrobu farb świecących Siarczek sodu, Na2S Własności fizyczne bezbarwne kryształy rozpuszczalne w wodzie silnie higroskopijne temperatura topnienia 1180oC Właściwości chemiczne tworzy hydrat Na2S * 9 H2O siarczku sodu reaguje z siarką z utworzeniem polisiarczku sodu barwy żółtej Zastosowanie jako środek redukujący odczynnik chemiczny w garbarstwie do usuwania sierści ze skór do wyrobu barwników siarkowych Chlorki Są solami krystalicznymi, za wyjątkiem chlorków niektórych metali ciężkich (np.AgCl) rozpuszczonych w wodzie. W stanie stopionym lub w roztworze przewodzą prąd elektryczny. Chlorki sodu i potasu występują w przyrodzie tworząc złoża. Duże ich ilości rozpuszczone są w wodzie morskiej (np. magnezowy i sodowy). Duże znaczenie mają, oprócz już wymienianych, chlorki amonu, antymonu, cynku, cyny, rtęci, srebra, wapnia, żelaza. Istnieją także chlorki niemetali np.: fosforu, siarki, czterochlorek węgla, krzemu wykazujące inny charakter i właściwości: są to ciała stałe lub ciecze nie wykazujące budowy jonowej. Chlorek sodu, NaCl, sól kuchenna Własności fizyczne biała substancja krystaliczna dobrze rozpuszczalna w wodzie (nasycony roztwór zawiera 40,7g NaCl na 100g wody) temperatura topnienia 801oC, temperatura wrzenia 1453oC Właściwości chemiczne Sól kamienna staje się plastyczna w podwyższonej temperaturze i pod zwiększonym ciśnieniem. Występowanie W przyrodzie występuje pospolicie w postaci minerału halitu. Stanowi podstawowy składnik soli kuchennej. Jego barwa jest zmienna: może być bezbarwny i przezroczysty lub biały, niebieski, żółtawy, czerwonawy. Jako kruchy wykazuje bardzo dobrą łupliwością kostkową. Halit powstaje w postaci zbitych mas w wyniku odparowywania mórz i słonych jezior. Chlorek sodu nie występuje samodzielnie, ale z gipsem, anhydrytem, czasem z chlorkami i siarczanami potasu i magnezu. Halit powstał w okresie permu i w erze trzeciorzędzie. Obecnie powstaje on w Morzu Kaspijskim. Może on również występować w postaci wysadów. Sól kamienna jest wydobywana w Niemczech, U.S.A., Rosji, Chinach, Francji, a w Polsce w środkowej i północno-zachodniej części państwa (Inowrocław, Wapno, Kłodawa) oraz na Podkarpaciu (Wieliczka i Bochnia). W naturze duże ilości tej soli występują w wodach morskich i mineralnych (solanki) oraz w organizmach żywych (szczególnie zwierząt). Zastosowanie surowiec m.in. do produkcji sody, wodorotlenku sodu, kwasu solnego, sodu i chloru używany także w spektroskopii (kryształy) w chłodnictwie (z lodem tworzy mieszaninę oziębiającą) w lecznictwie (np. do roztworów fizjologicznych) jest dodatkiem do potraw i pasz (tzw. sól pastewna) Chlorek potasu, KCl Własności fizyczne bezbarwna substancja krystaliczna temperatura topnienia 775o C temperatura wrzenia ok. 1500oC dobrze rozpuszczalna w wodzie nierozpuszczalna w rozpuszczalnikach organicznych Występowanie Chlorek potasu w naturze występuje w postaci minerałów sylwinu (KCl) i karnalitu (KMgCl3 * 6 H2O), a także wchodzi w skład sylwinitu (K, Na)Cl. Sylwin o słonawogorzkim smaku może przyjmować różne barwy do bezbarwnego przez białawy, żółtawy do czerwonawego. Bardzo łatwo rozpuszcza się w wodzie. Tworzy się w morzach i słonych jeziorach poprzez odparowywanie. Wydobywa się go w Niemczech (Stassfurt), Hiszpanii (Suria koło Barcelony), Francji (Alzacja), Rosji (Solikamsk), a w Polsce - w okolicach Kłodawy i Inowrocławia. Karnalit może także przyjmować różne barwy: bezbarwną, białą, żółtą czy czerwoną. Ta gorzka sól jest bardzo higroskopijna i bardzo łatwo rozpuszcza się w wodzie. Jego złoża znajdują się w Niemczech (Stassfurt), Rosji (Solikamsk), Hiszpanii (Suria koło Barcelony), U.S.A. (złoża nad Zatoką Meksykańską), a w Polsce najwięcej jego jest głównie w Kłodawie i Inowrocławiu. Zastosowanie sylwin - jako nawóz potasowy lub jako surowiec do produkcji związków potasu karnalit - do otrzymywania magnezu, soli potasowych, w lecznictwie, spektroskopii (jako monokryształy) Chlorek wapnia, CaCl2 Własności fizyczne bezbarwne kryształy rozpuszczające się w wodzie i alkoholu silnie higroskopijne temperatura topnienia 772oC Zastosowanie jako środek osuszający jako dodatek do cementów podczas robót zimowych do matowania włókien w lecznictwie jako środek przeciwko niedoborowi wapnia do wytwarzania mieszanin chłodzących Chorek miedzi (I), CuCl Własności fizyczne bezbarwna substancja krystaliczna temperatura topnienia 430 o C temperatura wrzenia 1370 o C trudno rozpuszczalny w wodzie Właściwości chemiczne ulega utlenieniu do zasadowego chlorku miedzi Cu(OH)Cl na wilgotnym powietrzu amoniakalny roztwór chlorku miedzi (I) ma zdolność pochłaniania tlenku węgla CO, a wydziela po ponownym ogrzaniu Zastosowanie Używany do analizy gazów w chemii analitycznej. . Chlorek miedzi (II), CuCl2 Własności fizyczne brązowa substancja krystaliczna temperatura topnienia 499 o C temperatura wrzenia 993 o C dobrze rozpuszczalny w wodzie Właściwości chemiczne Pod wpływem HCl następuje zmian zabarwienia z jasnoniebieskiego na zielone. Zastosowanie jako zaprawa przed farbowaniem tkanin jako katalizator w galwanotechnice w analizie gazów - stężony roztwór chlorku miedzi (II) (ze względu na pochłanianie tlenku azotu (II) NO) Chlorek amonu, NH4Cl, salmiak Własności fizyczne biała substancja krystaliczna dobrze rozpuszczalny w wodzie Właściwości chemiczne ogrzewanie powoduje rozkład związku na chlorowodór HCl i amoniak NH3 . roztwory wodne i gazowy chlorek amonu tworzą związki koordynacyjne z żelazem, miedzią Otrzymywanie Salmiak otrzymuje się w reakcji amoniaku z kwasem solnym (do reakcji można użyć także substratów gazowych) i jako produkt uboczny w otrzymywaniu sody metodą Solraya. Zastosowanie jako nawóz sztuczny w tzw. suchych ogniwach Leclanchego do oczyszczania metali (np. przed lutowaniem) w lecznictwie jako środek moczopędny do produkcji klejów w farbiarstwie Chlorek cynku, ZnCl2 Własności fizyczne białe, bardzo higroskopijne kryształy rozpuszczalny w wodzie, alkoholu, eterze, glicerynie temperatura topnienia 319 o C Zastosowanie do oczyszczania metali przed lutowaniem do odwadniania w syntezie organicznej do drukowania tkanin (zaprawa) do cynkowania jako mikronawóz w lecznictwie jako środek przeciwzapalny (stosowany zewnętrznie) w postaci stężonych roztworów Chlorek żelaza (II), FeCl2 Własności fizyczne bezbarwna lub zielonkawoszara substancja krystaliczna silnie higroskopijna temperatura topnienia 672 o C temperatura wrzenia 1026 o C dobrze rozpuszczalny w wodzie, alkoholach, acetonie Właściwości chemiczne roztwory wodne posiadają odczyn słabo kwaśny charakteryzuje się właściwościami słabo redukującymi tworzy rozpuszczalne w wodzie chlorokompleksy z chlorkami metali alkalicznych Otrzymywanie Produkuje się go rozpuszczając żelazo w kwasie solnym. Zastosowanie w farbiarstwie (jako zaprawa przy barwieniu tkanin) w przemyśle farmaceutycznym w metalurgii jako substancja podstawowa do wytwarzania chlorku żelaza (III) FeCl3 jako reduktor Chlorek żelaza (III), FeCl3 Własności fizyczne zielone kryształy temperatura topnienia 309 o C sublimuje temperatura wrzenia 319 o C bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie, alkoholu, eterze silnie higroskopijny Właściwości chemiczne tworzy hydraty (np. żółty FeCl3 * 6H2O) tworzy kompleksy w wodzie ulega hydrolizie Otrzymywanie Można go otrzymać w reakcji żelaza lub jego chlorku FeCl2 z chlorem. Zastosowanie w farbiarstwie (zaprawa) do produkcji farb i atramentu do dezynfekcji wody w syntezie organicznej jako łagodny środek utleniający w hutnictwie (przerób rud miedzi i srebra) w lecznictwie (do tamowania krwi) do otrzymywania innych soli żelaza, pigmentu jako katalizator Chlorek rtęci (II), HgCl2, sublimat Własności fizyczne bezbarwna substancja krystaliczna słabo rozpuszczalna w wodzie temperatura topnienia 277-280 o C temperatura wrzenia 302 o C silnie trujący nie przewodzi prądu elektrycznego Właściwości chemiczne Wykazuje właściwości słabo kwaśne. Otrzymywanie Można otrzymać go w reakcji rtęci z nadmiarem chloru w podwyższonej temperaturze. Zastosowanie w medycynie jako środek dezynfekujący w rolnictwie, jako ochrona roślin przed gryzoniami w syntezie organicznej jako katalizator do garbowania skór, barwienia tkanin w fotografii (wzmacniacz) w metalurgii do produkcji ogniw i baterii rtęciowych w litografii do otrzymywania Hg2Cl2 jako środek ochrony roślin Chlorek rtęci, Hg2Cl2, kalomel Własności fizyczne biała substancja krystaliczna bardzo trudno rozpuszczalna w wodzie sublimuje bez stopienia w temperaturze 393 o C nietrujący Właściwości chemiczne Dość łatwo ulega rozkładowi na chlorek rtęci (II) HgCl2 i rtęć pod wpływem światła i powyżej temperatury 400 o C. Otrzymywanie Otrzymywany bezpośrednio z chloru i rtęci lub przez ogrzewanie chlorku rtęciowego HgCl2 z rtęcią: HgCl2 + Hg = Hg2Cl2 Zastosowanie jako środek ochrony roślin do wyrobu ogni sztucznych w elektrochemii do produkcji elektrod kalomelowych jako katalizator w lecznictwie jako zewnętrzny środek antyseptyczny (w chorobach skóry) i przeczyszczający (w lecznictwie weterynaryjnym) Chlorek srebra, AgCl Własności fizyczne biała substancja krystaliczna nierozpuszczalny w wodzie temperatura topnienia 457,7o C temperatura wrzenia 1430o C Właściwości chemiczne tworzy kompleksy z amoniakiem, cyjankiem potasu, tiosiarczanem sodu pod wpływem światła rozkłada się z wydzieleniem srebra metalicznego (ciemnieje) Występowanie Można spotkać go w postaci minerału kerargirytu i chlorargirytu. Pierwszy z nich, kerargiryt, jest bezbarwny, plastyczny, pod wpływem światła ciemnieje (staje się szarobrnatny lub niemal czarny). Tworzy się w suchym i gorącym klimacie. Wydobywa się go w: Chile (Atacama), Boliwii, Peru, Meksyku, Australii, Uralu, Ałtaju. Otrzymywanie Otrzymuje się go w reakcji chlorku sodu z azotanem srebra. Zastosowanie jest składnikiem papierów i błon fotograficznych (podczas procesu fotograficznego rozkłada się na srebro i chlor) do srebrzenia do malowania na szkle otrzymywania metalicznego srebra w lecznictwie w fotografii w analizie chemicznej Wspólnymi właściwościami soli są: stały stan skupienia budowa krystaliczna kationy metali i aniony reszt kwasowych znajdują się w węzłach sieci krystalicznej w stanie ciekłym przewodzą prąd elektryczny są mocnymi elektrolitami często są bezbarwne charakteryzują się zróżnicowaną rozpuszczalnością w wodzie ich roztwory mają odczyn obojętny.

: Data Publikacji.: 24-11-25

HISTOLOGIA. Tkanka łączna płynna. BIOLOGIA.

: Opis.: Tkanka łączna płynna jest szczególną tkanką ze względu na swoją konsystencję. Jej funkcje są bardzo różnorodne Funkcje krwi i limfy: transportuje gazy oddechowe z powierzchni wymiany gazowej do komórek i z powrotem, przenosi substancje odżywcze do komórek, odbiera produkty przemiany materii, rozprowadza hormony, bierze udział w termoregulacji "przenosząc ciepło" od narządów najcieplejszych (wątroba, pracujące mięśnie szkieletowe) do struktur najzimniejszych (powierzchnia ciała), uczestniczy w reakcjach odpornościowych - tu znajduje się układ odpornościowy zapewnia homeostazę organizmu, czyli utrzymanie dynamicznej równowagi środowiska wewnętrznego. Krew składa się z amorficznego osocza (ok. 55% objętości) i elementów morfotycznych, czyli krwinek (ok.45%). Osocze jest lekko żółtawe, o pH = 7,4. Skład chemiczny: 90% stanowi woda, 9% substancje organiczne (głównie białka: albuminy, globuliny, fibrynogen współodpowiedzialny za proces krzepnięcia krwi, a także glukoza, wolne kwasy tłuszczowe, hormony, mocznik ) oraz 1% substancji mineralnych (NaCl, Ca2+, K+ , Mg2+ i in.). Krwinki dzielimy na trzy grupy: krwinki czerwone (= erytrocyty), krwinki białe (= leukocyty) i płytki krwi (= trombocyty). Wszystkie typy krwinek mają wspólne pochodzenie. Powstają w czerwonym szpiku kostnym ( u nasady kości długich, w kręgach kręgosłupa, w mostku, w kościach czaszki i miednicy) z jednego typu komórek macierzystych krwi. Tam powstają erytrocyty, granulocyty, trombocyty, część limfocytów i monocytów. Pozostałe limfocyty i monocyty powstają w narządach układu limfatycznego. Erytrocyty. Są to komórki dwuwklęsłe, o okrągłym kształcie, pozbawione jądra komórkowego (tylko u ssaków). U człowieka przeciętnie jest ok. 5 mln erytrocytów / mm3 krwi (u dorosłego mężczyzny 5,5 mln, u dorosłej kobiety 4,5 mln a u noworodka 7mln / mm3 krwi). Krwinki czerwone tracą jądro komórkowe w czasie rozwoju, są bezjądrzaste oraz pozbawione innych organeli komórkowych. Tak przystosowana komórka ma stosunkowo niski poziom własnego metabolizmu i dużo miejsca na hemoglobinę, która transportuje tlen. Jednak taka komórka nie posiada zdolności do podziałów i krótko żyje (100 - 120 dni), a więc ciągle muszą powstawać nowe pokolenia erytrocytów (ok. 2mln / sek.). Swój żywot kończą erytrocyty w układzie śródbłonkowo - siateczkowym śledziony i wątroby. Podstawową funkcją erytrocytów jest transport O2 i w mniejszym stopniu - CO2. Służy do tego barwnik oddechowy krwi - hemoglobina. Hemoglobina wiąże nietrwale O2 z Fe2+, ale żelazo nie ulega utlenieniu - jedna cząsteczka hemoglobiny jest w stanie przenieść 8 atomów tlenu - tworzy się oksyhemoglobina - Hb(O2)4. Transport CO2 jest realizowany w ok. 20% przez hemoglobinę - tworzy się karbaminohemoglobina, a resztą transportowanego CO2 zajmuje się osocze. Erytrocyty transportują także witaminę C i adrenalinę. Leukocyty, czyli białe krwinki, nie posiadają barwnika. Jest to bardzo różnorodna grupa komórek. W krwi dorosłego zdrowego człowieka ich liczba waha się od 5 do 8 tys.. / mm3 . W czasie choroby liczba ta zwiększa się lub spada, np. zapalenie wyrostka robaczkowego może być przyczyną wzrostu liczby leukocytów do 11 tys w mm3 leukocyty granulocyt obojętnochłonne (= neutrofile) kwasochłonne (= eozynofile) zasadochłonne (= bazofile) agranulocyty monocytylimfocyty limfocyty T limfocyty B Granulocyty posiadają ziarnistości w cytoplazmie i stąd ich nazwa. Klasyfikacja granulocytów została oparta na sposobie ich barwienia: obojętnochłonne, czyli te, które zabarwiają się w barwnikach obojętnych; stanowią największą grupę leukocytów, posiadają zdolność do ruchu ameboidalnego i fagocytozy - dzięki tym właściwościom mogą przenikać przez ściany naczyń włosowatych do otaczających tkanek i tam walczyć z antygenami (= obcymi dla ustroju białkami) fagocytując "intruzów"; żyją bardzo krótko - od 2 do 4 dni, po tym czasie wychwytywane są przez układ śródbłonkowo - siateczkowy i tam rozkładane kwasochłonne występują w znacznie mniejszej liczbie niż granulocyty obojętnochłonne, posiadają zdolność do ruchu ameboidalnego i fagocytozy; ich funkcja polega głównie na zwalczaniu pasożytów przewodu pokarmowego i wpływaniu na stany alergiczne; żyją ok. 24 godziny zasadochłonne stanowią najmniejszą grupę granulocytów, nie posiadają zdolności do ruchu ameboidalnego i fagocytozy; ich funkcja polega na produkowaniu do krwi heparyny - substancji przeciw zakrzepowej. Monocyty to duże krwinki o właściwościach żernych (stąd inna nazwa - makrofagi). Posiadają zdolność do ruchu ameboidalnego, powstają w szpiku i bardzo krótko żyją (zaledwie kilka dni). Ich podstawowa funkcja to fagocytowanie komórek bakterii i zniszczonych komórek obumarłych lub uszkodzonych tkanek. Biorą także udział w obronie humoralnej organizmu, czyli w ciągu reakcji biochemicznych prowadzących do powstania przeciwciał i zwalczenia antygenu. Limfocyty stanowią dość dużą grupę leukocytów. Mają minimalną zdolność do ruchu i fagocytozy. Dzielimy je na dwie grupy: limfocyty B, powstające w szpiku kostnym, krótko żyjące komórki; ich podstawowa funkcja to udział w obronie humoralnej - produkują przeciwciała, immunoglobuliny służące do zwalczania antygenów limfocyty T powstają w czerwonym szpiku kostnym, potem przebywają w grasicy, gdzie "uczą się" rozpoznawać antygeny; biorą udział zarówno w obronie komórkowej (bezpośredniej walce z antygenami głównie na drodze fagocytowania intruza) jak i w obronie humoralnej - ich podstawową funkcją jest rozpoznawanie białek swoistych organizmu, a także odróżniania białek i innych substancji wielkocząsteczkowych obcych dla ustroju (antygenów). Trombocyty to w zasadzie tylko fragmenty komórek zwanych megakariocytami. Ich liczba wynosi 200 - 400 tys./mm3 krwi. Krwinki te biorą udział w procesie krzepnięcia krwi. Kiedy nastąpi uszkodzenie naczynia krwionośnego płytki rozpadają się i zlepiają, uwolniony zostaje enzym, który zapoczątkowuje wieloetapowy proces przekształcenia rozpuszczalnego fibrynogenu w nierozpuszczalną fibrynę. Tworzy się siatka, która spaja brzegi uszkodzonego naczynia, a w oka tej siatki wsuwają się trombocyty - tworzy się skrzep, bariera dla wypływającej z naczyń krwi i dla wnikających do krwi antygenów.

: Data Publikacji.: 24-11-25