Słabe kwasy wieloprotonowe i zasady wielowodorotlenowe

Wszystkie te reakcje dają ten sam produkt, więc cofają się nawzajem. (reakcje równowagowe). Zwykle najsilniejszy jest pierwszy z tych procesów, a więc można traktować ten kwas jak jedno­pro­to­no­wy, którego pKa=pKa1. To założenie jednak trzeba sprawdzić.

Kwasy wieloprotonowe i hydroliza soli

Weźmy dowolny kwas wieloprotonowe, np. H₃PO₄. Jego dysocjacja przebiega stopniowo:

Pierwszy etap :  H₃PO₄  ↔  H⁺ +  H₂PO₄⁻ ,  pK_a1 = 2, 12

Drugi etap :  H₂PO₄⁻  ↔  H⁺ +   HPO₄²⁻,  pK_a2 = 7, 21

Trzeci etap :  HPO₄²⁻  ↔  H⁺ +  PO₄³⁻ ,  pK_a3 = 12, 67

pK_a =   − logK

pK_a3 = 12, 67 ∖ nK_a3 = 10^−12, 67

Procesy hydrolizy jego soli przebiegają następująco:

NaH₂PO₄ :   H₂PO₄⁻ +  H₂O  ↔  H₃O⁺ +   HPO₄²⁻

Na₂HPO₄ : HPO₄²⁻ + H₂O  ↔  OH⁻  +   H₂PO₄⁻

Na₃PO₄ :  PO₄³⁻ +  H₂O  ↔  OH⁻  +   HPO₄²⁻

Bufory to mieszaniny słabego kwa­su (zasady) z jego (jej) solą z mocną (mocnym) zasadą (kwa­sem).

CH3COOH + CH3COONa bufor octanowy pH≈4
NH₃∙H₂O + NH₄Cl bufor amonowy pH≈9

Z punktu wi­dzenia teorii Brnsteda bufory są ukła­dami za­wie­ra­ją­cy­mi dość duże (i porównywalne) iloś­ci słabego kwa­su i sprzężonej z nim zasady. Dodatek pewnej (niezbyt wielkiej) ilości kwasu lub zasady w małym stop­niu zmienia pH buforu.

Dla buforu octanowego:

Stąd: , czyli

Zamiast stężeń molowych można (a cza­sem jest wy­god­niej) używać liczby moli kwasu i soli.

Działanie buforów:
Ze wzoru wynika, że bufor można rozcieńczyć, bez zmiany jego pH.

Dodatek kwasu (czyli jonów H+) do bufora powoduje ich reakcję z zasadą (w naszym przykładzie są nią jony octanowe).

[CH₃COO⁻]+[H₃O⁺] → [CH₃COOH]

Ich ilość zmniejsza się o tyle, ile kwasu dodano. Jednocześnie zwiększa się, o tę samą wartość, ilość formy niezdysocjowanej kwasu.

Jeśli bufor zawierał n_CH3COOH moli kwasu i n_CH3COONa moli soli, a dodano n_HCl moli kwasu solnego, to [H+] wyniesie:

Podobnie dodatek n_NaOH moli mocnej zasady zmniejszy kwasowość układu do:

Pojemność buforowa:
Bufor utrzyma w miarę stałe pH dopóki nie wyczerpie się jeden z jego składników: kwas lub zasada. Ilościową miarą "odporności" buforu na dodatek mocnego kwasu lub mocnej zasady jest pojemność buforowa:

(n_dod. - liczba moli dodanego mocnego kwasu/zasady).

W szczególności pojemność buforową można zde­fi­nio­wać jako liczbę moli dodanego mocnego kwasu (lub mocnej zasady), jaka zmienia pH buforu o jednostkę.
Pojemność buforowa jest zwykle różna dla dodatku kwasu lub zasady; te dwie pojemności są równe wtedy, gdy stężenia obu składników buforu są jednakowe.

Ogólny wzór na pojemność buforową:

(gdzie C - stężenie słabego kwasu tworzącego bufor).

Poniższy wykres przedstawia zależność β od pH dla 0.1 M CH3COOH.

Pierwiastki

Wodór
Nazwa łacińska: Hydrogenium
Symbol: H
Liczba atomowa: 1
Masa: 1,00794
Temperatura topnienia: -259,2˚C
Temperatura wrzenia: -252,2˚C
Gęstość: 0,08988 g/l (gaz, 0˚C, 1 atm.)
Gęstość względna: 0,07 (ciecz, -253˚C), 0,07 (stały, -262˚C, 1atm.)
Stopnie utlenienia: -I, I
Konfiguracja elektronowa: 1s¹
- gaz bezbarwny, bezwonny, bez smaku
- najlżejszy i najprostszy pierwiastek
- pierwiastek najbardziej rozpowszechniony we Wszechświecie
Jest go stosunkowo niewiele w atmosferze ziemskiej. Olbrzymie ilości wodoru występują w jego związkach np. w wodzie.
Wodór należy do dziesięciu pierwiastków najbardziej rozpowszechnionych w skorupie ziemskiej.

Zawartość gazów w atmosferze ziemskiej

Gaz (na poziomie morza)	Zawartość objętościowa
	%
Azot	78,09
Tlen	20,95
Argon	0,93
Dwutlenek węgla	0,03
Neon	-
Hel	-
Kryptom	-
Metan	-
Tlenek dwuazotu	-
Wodór	-
Ksenon	-

Właściwości chemiczne:
Wodór jest pod wieloma względami pierwiastkiem wyjątkowym. Do jego unikalnych cech należy zdolność tworzenia związków przez oddanie lub przyłączenie elektronu. Dlatego można go umieścić w grupie IA (elektrododatniej) lub grupie VIIA (elektroujemnej). Wodór tworzy z reguły cząsteczki złożone z dwóch atomów (dwuatomowe), przypisuje mu się więc symbol H₂.
Istnieją dwa typy cząsteczek H₂, ortowodór i parawodór. W cząsteczce ortowodoru dwa protony obracają się w tym samym kierunku, w cząsteczce parawodoru - w kierunkach przeciwnych.

Izotopy wodoru:
Zdecydowanie najbardziej rozpowszechniony w przyrodzie jest wodór-1, czyli prot. Z materiałów naturalnych można otrzymać niewielkie ilości wodoru-2, zwanego również deuterem lub ciężkim wodorem. Promieniotwórczy wodór-3, czyli tryt, występuje tylko w ilościach śladowych.

Najbardziej stabilne izotopy

Izotop	Występowanie w przyrodzie	Okres połowicznego rozpadu	Sposób rozpadu	Energia rozpadu MeV	Produkt rozpadu
^1H	99,985%	stabilny izotop z zerową liczbą neutronów
^2H	0,015%	stabilny izotop z 1 neutronem
^3H	syntetyczny	12,33 lat	β^-	0,019	^3He
^4H	syntetyczny	nieznany	n	2,910	^3H

Syntetyczne izotopy promieniotwórcze uzyskuje się najczęściej przez bombardowanie jąder atomowych cząstkami elementarnymi lub innymi jądrami atomowymi ( spalacja), które wyniku tego ulegają wzbudzeniu, rozpadowi lub rozszczepieniu, wytwarzając inne jądra.

Otrzymywanie:
Najprostsza metoda otrzymywania wodoru jest identyczna z wykorzystywaną przez dawnych badaczy: reakcja między kwasem a aktywnym chemicznie metalem. Stosuje się zwykle rozcieńczony kwas siarkowy i cynk:

Zn + H₂SO₄ ---> H₂ + ZnSO₄

lub rozcieńczony kwas solny i cynk:

Zn + 2HCl ---> H₂ + ZnCl₂

Niewielkie ilości wodoru otrzymuje się dość łatwo przez elektrolizę wodnego roztworu wodorotlenku potasu (KOH) lub chlorku sodu (NaCl). Na katodzie wydziela się wodór, na anodzie zaś tlen:

2H₂O + 2e^- ---> 2OH^- (reakcja katodowa)
2H₂O ---> O₂ + 4H⁺ + 4e^- (reakcja anodowa)
2H₂O ---> 2H₂ + O₂ (reakcja sumaryczna)

Występowanie i zastosowanie:
Prawie 2/3 wytwarzanej obecnie przez przemysł ilości wodoru wykorzystuje się do produkcji amoniaku metodą Habera. Dużo wodoru zużywa również przemysł spożywczy do uwodorniania prostych olejów roślinnych. Takie produkty jak margaryna i sosy do sałatek są znacznie zdrowsze niż ich odpowiedniki otrzymywane z tłuszczów zwierzęcych. Niewielkie ilości ciekłego wodoru stosuje się jako paliwo rakietowe.

Wszelka materia biologiczna - od najprostszych składników cząsteczki DNA do złożonej struktury ludzkiej tkanki mózgowej - zawiera związki wodoru. Oprócz tych substancji biochemicznych chemia organiczna obejmuje wielką liczbę związków zawierających węgiel i wodór, np. węglowców.

Kwas borowy, H₃BO₃, ma postać lekkich, bezbarwnych łusek. Jest stosowany w kosmetyce i medycynie.
Kwas chlorowodorowy, zwyczajowo nazywany kwasem solnym, wodny roztwór chlorowodoru HCl, jest szeroko stosowany w laboratorium, przemyśle i medycynie
Kwas solny występuje również w przyrodzie; jest obecny w ludzkim żołądku. Ten "kwas żołądkowy" nie trawi, lecz umożliwia wytwarzanie enzymu, zapewniającego trawienie białek.
Kwas siarkowodorowy jest wodnym roztworem siarkowodoru H₂S, gazu o charakterystycznym przykrym zapachu zgniłych jaj. Jest to gaz niezwykle trujący, śmiertelny dla ludzi, gdy jego stężenie w powietrzu wynosi zaledwie 100 części na milion.
Używany w każdym laboratorium kwas azotowy (HNO₃) jest szeroko stosowany jako środek nitrujący w produkcji nawozów sztucznych i materiałów wybuchowych.
Kwas fosforowy, H₃PO₄, zwany także kwasem ortofosforowym. W stanie czystym jest substancją stałą, najczęściej jednak spotyka się go w postaci rozcieńczonych roztworów wodnych. Podobnie jak kwas azotowy, jest powszechnie stosowany w produkcji nawozów sztucznych fosforowych.
Kwas siarkowy, H₂SO₄, to kwas o największym zastosowaniu w przemyśle i w laboratorium. Jest tańszy niż inne mocne kwasy i dość trwały w temperaturze pokojowej.
Kwas siarkawy, H₂SO₃, można łatwo otrzymać rozpuszczając gazowy dwutlenek siarki (SO₂) w wodzie.
Metan (CH₄) to podstawowy element strukturalny całej chemii węglowodorów. Ten bezbarwny i bezwonny gaz jest również głównym składnikiem pospolitego gazu ziemnego.
Blisko spokrewniony z metanem jest etan, C₂H₆. To również bezbarwny i bezwonny gaz. Jako składnik gazu ziemnego, etan jest używany do celów opałowych.
Amoniak (azan), NH₃, to bezbarwny gaz o charakterystycznym , ostrym zapachu, szeroko stosowany jako rozpuszczalnik, czynnik chłodniczy oraz w produkcji nawozów sztucznych.
Fosforowodór (fosfan), PH₃, jest silnie trującym gazem o duszącym zapachu czosnku. Znajduje obecnie zastosowanie w produkcji niektórych rodzajów tworzyw sztucznych i ognioodpornych tkanin

Ogniwa galwaniczne
Jest to urządzenie, w którym wytwarzany jest prąd elektryczny – strumień elektronów w przewodniku – dzięki przebiegowi samorzutnej reakcji chemicznej. Bateria w przenośnym odtwarzaczu płyt CD jest przykładem ogniwa galwanicznego, ponieważ wykorzystano w niej reakcje chemiczną do wytworzenia prądu elektrycznego, który płynie przez połączony z nią obwód. Czasami stosujemy prąd elektryczny, żeby wymusić przebieg reakcji chemicznej, która nie zachodzi samorzutnie. Taki wymuszony proces przeprowadzamy w urządzeniach zwanych elektrolizerami.

Budowa ogniwa galwanicznego
Ogniwo galwaniczne składa się z dwóch elektrod, czyli metalicznych przewodników, które pozostają w kontakcie z elektrolitem, czyli przewodnikiem jonowym. Elektrolitem jest zwykle wodny roztwór związku jonowego. W ogniwie galwanicznym reakcje połówkowe redukcji i utlenienia zachodzą w różnych obszarach ogniwa i są reakcjami elektrododatnimi elektrodowymi.
Gdy zamykamy obwód (wyłącznie CD lub innego urządzenia), umożliwiamy przebieg reakcji chemicznej. Gdy przyjrzymy się bateryjce, zobaczymy „+”, oznacza to katodę czyli elektrodę, przez którą elektrony z zewnętrznego obwodu wchodzą do ogniwa. Druga elektroda oznaczona „-„ wskazuje którędy elektrony opuszczają ogniwo, jest to anoda.

OGNIOWO DANIELLA – wynalezione przez angielskiego chemika Johna Daniella.

Zn_(s) + Cu²⁺_(aq) --> Zn²⁺_(aq) + Cu_(s)

Reakcja jest samorzutna, ponieważ po zanurzeniu kawałka metalicznego glinu w roztworze siarczanu miedzi (II) na powierzchni cynku osadza się warstwa metalicznej miedzi. Gdy reakcja zachodzi, elektrony są przenoszone z atomów cynku do jonów miedzi. Powodują redukcję jonów Cu²⁺ do Cu, które osadzają się na powierzchni cynku lub tworzą rozdrobniony osad na dnie naczynia. Kawałek cynku zmniejsza się powoli, w miarę, jak jego atomy oddają elektrony i jony Zn²⁺ odpływają w głąb roztworu.

Ogniwo Daniella – składa się z elektrody miedziowej i elektrody cynkowej, zanurzonych odpowiednio do roztworów siarczanu miedzi (II) i siarczanu cynku. Te roztwory stykają się przez ściankę porowatego naczynia, która umożliwia przepływ jonów, zamykając obwód elektryczny.

Rekcja redox – jest ta sama, ale substraty są oddzielone porowatym naczyniem. Mogą płynąć od atomów Zn do jonów Cu²⁺ tylko przez zewnętrzny obwód (drut + żarówka). Jony Cu²⁺ zamieniane są w atomy Cu w jednej komorze.

Cu²⁺_(aq) + 2e --> Cu_(s)

Atomy cynku są przetworzone i jony Zn²⁺ w drugiej komorze:

Zn_(s) --> Zn²⁺_(aq) + 2e

Aniony (SO₄^2-) przepływają w kierunku anody, aby zbilansować ładunki Zn²⁺ utworzonych w wyniku utlenienia elektrody cynkowej. Kationy płyną do katody. NIE we wszystkich reakcjach elektrodowych uczestniczy ciało stałe jako substrat czy produkt.

2H⁺_(aq) + 2e^- --> H_{2 (g)}

Powstaje gaz, niezbędne jest zastosowanie chemicznie obojętnego przewodnika w celu dostarczenia lub usunięcia elektronów z komory, gdzie jest reakcja. Najczęściej jako elektroda stosowana jest platyna, która omywa gazowy wodór w roztworze jonów oksoniowych. Taki układ to elektroda wodorowa. Innym materiałem jest grafit.
W ogniwie galwanicznym samorzutna reakcja chemiczna powoduje uwalnianie elektronów w anodzie, miejscu utlenienia i ich przepływu do katody, miejsca redukcji.

SPOSÓB ZAPISU OGNIW – używany jako skrótowy zapis. Np. dwie elektrody w ogniwie Daniella zapisujemy:

Zn_(s)|Zn²⁺_(aq) oraz Cu²⁺_(aq)|Cu_(s)

Dla każdej reakcji połówkowej obowiązuje porządek substrat | produkt. Każda linia | oznacza zetknięcie faz. Elektrodę wodorową zapisujemy jako:

H⁺_(aq) | H_{2 (g)} | Pt _(s)

Elektroda składa się z drutu platynowego, który zanurzony jest do roztworu jonów żelaza (III) i żelaza (II) :

Fe³⁺_(aq), Fe²⁺_(aq) | Pt _(s)

Do połączenia komór z elektrodami i zamknięcia obwodu używa się KLUCZY ELEKTROLITYCZNYCH (mostków solnych). Klucz umożliwia przepływ jonów i zamyka obwód elektryczny, ale jony nie wywierają wpływu na reakcję w ogniwie (KCl). Oznacza się go ||.

Pt _(s) | Fe²⁺_(aq), Fe³⁺_(aq) || Cu²⁺_(aq)|Cu_(s)

W zapisie elektrody powierzchnie między fazami oznacza się symbolem |. Schemat ogniwa przedstawia położenie roztworów i powierzchni.

SIŁA ELEKTROMOTORYCZNA OGNIWA (SEM) – „E” jest miarą zdolności reakcji ogniwa do spowodowania przepływu elektronów przed obwód. Jest nazywana napięciem ogniwa. Wyczerpana bateria – to ogniwo, w którym zachodzi reakcja, która osiągnęła stan równowagi. Składała zdolność powodowania ruchu elektronów i którego siła E = 0. Mierzy się za pomocą elektronicznego woltomierza skalibrowanego w jednostkach potencjału, czyli woltach. Dodatni odczyt (+1V) oznacza końcówka „+” woltomierza została połączona z zaciskiem „+” ogniwa, czyli katodą. Możemy ten schemat zapisać z anodą po lewej stronie i katodą po prawej:

Zn_(s)|Zn²⁺_(aq)||Cu²⁺_(aq)|Cu_{(s) ,} E = 1,1 V

Katoda – miejsce redukcji, elektrony wchodzą do ogniwa.
Anoda – reakcja utlenienia, elektrony opuszczają ogniowo.

Według schematu Daniella elektroda miedziowa jest katodą. Siła elektromotoryczna ogniw wynosi 0. Obwód wewnętrzny ogniwa zostaje zamknięty przez migrację jonów przez klucz elektrolityczny. Klucz ten jest niepotrzebny, gdy obie elektrody zanurzone są w jednym roztworze elektrolitu.

STANDARDOWE POTENCJAŁY ELEKTROD

SEM można przedstawić jako różnicę dwóch potencjałów redukcji odpowiednich elektrod. Jest dodatnia, jeżeli potencjał katody jest wyższy od potencjału anody. SEM w którym wszystkie cząstki występują w stanach standardowych to standardowa siła elektromotoryczna E°. Stanem standardowym gazu jest czysty gaz pod ciśnieniem 1 atm, a stanem standardowym elektrolitu jest jego roztwór o stężeniu 1mol/dm³. Każda elektroda wnosi swój wkład do siły elektrycznej, to standardowy potencjał elektrody. Oznaczane są symbolem E°, standardowe potencjały zapisuje się dla reakcji redukcji:

E^o = E^o_(katoda) - E^o_(anoda)

Np.

Fe_(s)|Fe²⁺_(aq)||Ag⁺_(aq)|Ag_(s)       E^o = 1,24 V

Wszystkie gazy pod ciśnieniem 1 atmosfery są w stanie czystym.

E° = E°(Ag⁺+ e^- --> Ag) - E° (Fe²⁺ + 2e^- --> Fe)

Woltomierz umieszczony między dwiema elektrodami ogniwa. Dla elektrody wodorowej równej 0 we wszystkich temperaturach.

2H⁺_(aq) + 2e^- --> H_{2 (g)} ; E° = 0

SEM, w którym jedną elektroda jest elektroda cynkowa, a drugą wodorowa:

Zn_(s)|Zn²⁺_(aq) || H⁺_(aq) | H_{2 (g)} | Pt _(s) , E° = 0,76V

E° (H⁺/H₂) - E° (Zn²⁺/Zn) = 0,76V

Na podstawie standardowych potencjałów możemy przewidzieć kierunek reakcji samorzutnych. Np. magnez, żelazo, ind, cyna, ołów i inne metale o ujemnych potencjałach standardowych wykazują termodynamiczną dążność do redukowania jonów wodorowych w roztworze kwasu o stężeniu 1 mol/l do gazowego wodoru i ulegania utlenianiu.
Z drugiej strony wiemy, że metale o dodatnich potencjałach standardowych nie mogą redukować jonów wodorowych i wydzielać gazowego wodoru z 1 mol/l roztworu kwasu.
Na przykład miedź i metale szlachetne srebro, platyna, złoto nie zostają utlenione przez jony wodorowe.

PROMIENIOTWÓRCZOŚĆ
Promieniowanie jądrowe jest niekiedy nazywane promieniowaniem jonizującym ponieważ jego energia wystarcza do wyrzucenia elektronów z atomów. To wysokoenergetyczne promieniowanie można stosować – zachowując ostrożność – do leczenia chorób, może ono jednak także uszkadzać tkanki biologiczne.

Szkodliwość promieniowania zależy od typu promieniowania, jego natężenia i czasu działania. Inna ważną cechą jest czas jej trwania: jak długo należy przechowywać materiał promieniotwórczy, zanim można go uznać za bezpieczny.

DZIAŁANIE PROMIENIOWANIA
Trzy główne typy promieniowania różnią się zdolnością przenikania przez materię. Najmniejszą zdolność przenikania wykazuje promieniowanie α, które może zostać zatrzymane przez kartkę. Masywne cząsteczki α o dużym ładunku elektrycznym oddziałują tak silnie z materią, że tracą prędkość, przyłączają elektron z otaczającej materii i przekształcają w atom helu zanim zdążą powędrować daleko.

Ochrona przed promieniowaniem:

Promieniowanie	Względna zdolność przenikania	Wymagana osłona
α	1	papier, skóra
β	100	blacha aluminiowa 3mm
γ	10000	beton, ołów

Nawet stosunkowo dużych kawałków plutonu -239 można dotykać stosując minimalne zabezpieczenie jeżeli są one odizolowane od atmosfery. Tu stosuje się komorę rękawicową zapewniającą obojętne środowisko. Pluton jest ciepły w dotyku ze względu na przebiegający w nim rozpad α; większe kawałki plutonu mogą być tak gorące, że ich dotykanie jest niemożliwe.

Działanie cząsteczek α na ludzkie tkanki może wywołać poważne choroby, a nawet śmierć. Większość cząsteczek α ulega absorpcji w powierzchniowej warstwie martwej skóry nie powodując większych uszkodzeń. Wdychanie i połykanie cząsteczek może jednak powodować poważne uszkodzenia wewnętrzne.

Pluton zaliczamy do najbardziej toksycznych materiałów promieniotwórczych; jest emiterem α, można łatwo zabezpieczyć się przed jego działaniem, stosując odpowiednią osłonę. Może ona zastępować żelazo w organizmie, jest absorbowany, lecz nie wydalany, a jego obecność w ciele powoduje chorobę popromienną i raka.

Większą zdolność przenikania wykazuje promieniowanie β; tworzące to promieniowanie prędkie elektrony mogą przenikać do ciała na głębokość 1cm.

Największą zdolność przenikania wykazuje promieniowanie γ; pozbawione ładunku, wysokoenergetyczne fotony promieniowania γ mogą przenikać przez ciało i większość materiałów budulcowych, uszkodzone cząsteczki białek i DNA nie mogą spełniać swoich funkcji.
Silne źródła promieniowania γ muszą być otoczone ścianami z bloków ołowiu i grubego betonu.

Około 20% promieniowania to promieniowanie naszych ciał, około 30% to promieniowanie kosmiczne (mieszanina promieniowania γ i wysokoenergetycznych cząstek elementarnych z przestrzeni kosmicznej), a źródłem 40% promieniowania jest wydobywający się z ziemi radon. Pozostałe 10% to w znanym stopniu wynik wykonywania diagnoz medycznych (jednemu prześwietleniu płuc odpowiada równoważnik dawki 70 µSV).

Udział emisji z elektronami i innych urządzeń jądrowych wynosi 0,1% w krajach gdzie energia ta jest szeroko wykorzystywana. Głównym, naturalnym źródłem promieniowania w organizmie człowieka jest potas -40, stanowiący około 0,01% całej ilości potasu w organizmie. Około 37000 jąder potasu-40 rozpada się w naszym ciele w czasie potrzebnym do przeczytania tego zdania (około 10 sekund).

Nie jest dla nas niebezpieczne to stałe promieniowanie. Dopiero działanie dużej ilości promieniowania może pokonać mechanizmy obronne organizmu.
Zdrowie człowieka narażonego na działanie promieniowania kontroluje się określając dawkę pochłoniętą i równoważniki dawki, które uwzględnia również działanie różnych typów promieniowania na tkanki.
Medycyna nuklearna: ograniczenie ryzyka.
Radioizotopy stosuje się szeroko w medycynie do diagnozowania, leczenia chorób i w celach badawczych. Np. lekarz może kontrolować pobieranie jodu przez tarczycę stosując jod – 131 jako wskaźnik promieniotwórczy: kobalt – 60, jest używany do niszczenia szybko rosnących komórek nowotworowych. Ponieważ te same potężne źródła energii służą zarówno do diagnozowania, jak i do leczenia chorób, ważny problem stanowi ograniczenie ryzyka związanego ze stosowaniem radioizotopów w medycynie. Na przykład wskaźniki promieniowania stosuje się w medycynie do badania działania narządów sód – 24, do kontroli przepływu krwi, a stront – 87 do badania wzrostu kości. Zastosowanie radioizotopów najsilniej wpłynęło na metody obrazowania. Im dokładniejszy jest obraz narządu tym lepszą diagnozę może postawić lekarz.

⁹⁹TcO₄^- - służy do wykrywania i lokalizowania guzów mózgu.

Pozytonowa tomografia emisyjna (PET) w której jako emiter pozytonów stosuje się na przykład fluor – 18 umożliwia tak szczegółowe obrazowanie ludzkich tkanek, jakie nie jest możliwe w przypadku użycia promieni rentgenu. Można np. do guza pacjenta wstrzyknąć hormon estrogen znakowany fluorem – 18.

Stosowanie radioizotopów do leczenia raka wiąże się ze znacznie większym ryzykiem niż ich wykorzystywanie w metodach obrazowania, gdyż promieniowania terapeutyczne musi być dostatecznie silne, aby zniszczyć nowotwór.
Dwie stosunkowo nowe metody umożliwiają jednak znaczne ograniczenia ryzyka związane z radioterapią . Pierwsza polega na zastosowaniu przeciwciał monoklonalnych. Po wbudowaniu radioizotopu do monoklonalnego przeciwciała i wstrzyknięciu go do organizmu przeciwciało przywiera do złośliwego guza i promieniowanie koncentruje się w tkance rakowej. Do monoklonalnych przeciwciał wprowadza się często jod – 131 (t_1/2 = 8,05 dni) i itr – 90 (t_1/2 = 64 h), ze względu na krótkie okresy półtrwania tych radioizotopów, aby ich aktywność trwała krótko.

PIERWIASTKI W UKŁADZIE OKRESOWYM

Jakimi drogami pierwiastki mogą uzyskać konfigurację najbliższego gazu szlachetnego czyli najbardziej stabilny energetycznie stan?

Metale przed H₂ wypierają wodór z kwasów, za wodorem nie wypierają:

Cu nie reaguje z HCl, ale może reagować z HNO₃ i nie jest to prosta reakcja wymiany:

PRZEGLĄD METALI: metale alkaliczne
Sód, potas, lit, rubid, cez, frans mają charakterystyczne właściwości metaliczne, połysk, przewodnictwo cieplne i elektryczne. Są bardzo reaktywne, tak, że w przyrodzie występują tylko w postaci związków. Mogą być otrzymywane przez elektrolizę stopionych soli. Mają niską temperaturę topnienia. Reagują bezpośrednio z niemetalami.

Sole litowców barwią płomień:
Li – karminowy
Na – żółty

K – jasnofioletowy

Łatwo reagują z tlenem i gwałtowanie z wodą. Dlatego metale muszą być trzymane w nafcie. Lit może tworzyć też azotki.

Litowce mogą tworzyć tlenki O^2- , nadtlenki O₂^2-, ponadtlenki (supernadtlenki) O₂^-, (O^-1/2)

• 2Li + O₂ -> Li₂O₂

• 2Rb + O₂ -> Rb₂O₂

• Cs + O₂ -> CsO₂

Najważniejsze związki:

NaCl – chlorek sodowy; Na₂CO₃ – węglan sodowy, mogą tworzyć kwaśne sole; NaHCO₃ – wodorowęglan sodowy.

Sole większości litowców są dobrze rozpuszczalne w wodzie.

BERYLOWCE – metale ziem alkalicznych
Ca – ceglastoczerwony płomień
Sr – płomień karminowy
Ba – zielonożółty płomień

W berylowcach podobnie, jak w litowcach w wyniku działania promieniowania elektromagnetycznego w zakresie widzialnym, jak również w temperaturze palika gazowego następuje wzbudzenie elektronów na wyższe poziomy energetyczne.

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

Z uwagi na swoją dużą reaktywność metale te występują w postaci związków. Mają cechy typowych metali, w porównaniu do litowców są twardsze, cięższe i topią się w wyższych temperaturach.

Beryl – stosunkowo najmniej reaktywny, nawet w podwyższonych temperaturach.
Magnez – reaguje dużo łatwiej z większością niemetali:

Na powietrzu magnez pokrywa się warstwą tlenku, co zabezpiecza go przed działaniem środków chemicznych, dlatego może być stosowany do celów konstrukcyjnych.
Cięższe metale wapń, stront, bar reagują jeszcze łatwiej z niemetalami. Wapń z wodą tworzy wodorotlenek w temperaturze pokojowej.
Magnez nie reaguje z wodą.

Tlenki berylowców w reakcji z wodą. BeO ma właściwości amfoteryczne. Pozostałe tlenki to bezwodniki zasadowe dające w reakcji z kwasem mocne zasady, przy czym wodorotlenek magnezu jest trudno rozpuszczalny w wodzie i ma słabe właściwości zasadowe. A wodorotlenki wapnia (wapno gaszone) ma ograniczoną rozpuszczalność. Pozostałe wodorotlenki są dobrze rozpuszczalne w wodzie.

Wapń stanowi 3,5 % skorupy ziemskiej, a magnez około 2%.

Wapń występuje w postaci wapienia CaCO₃, dolomitu CaCO₃∙MgCO₃, gipsu CaSO₄∙H₂O.
Magnez jest składnikiem stopów lekkich. Otrzymuje się go w reakcji:

(*)

(*)

(*)

Wapń i magnez nadaje twardość wodzie.
Mydło – stearynian sodowy.
(*)

(*)

Sole nazywane hydratami – to sole metali, które zawierają w swojej budowie cząsteczkę wody.
Auny – sole mieszane, zawierające glin, potas, chrom.

(*)

(*)

(*)

(*)

(*)

wzrost zasadowości	wzrost kwasowości

Glin – stanowi około 7,5%, po tlenie i krzemie jest najbardziej rozpowszechniony. Występuje w bazalcie i granicie. Otrzymuje się go przez elektrolizę stopionej mieszaniny tlenków glinu i kriolitu.

(*)

(*)

Glin i tlenek glinu rozpuszcza się zarówno w kwasach, jak i w zasadach.

(*)

(*)

Mają właściwości amfoteryczne.

Metale amfoteryczne

(*)

(*)

(*)

(*)

(*)

(*)

(*)

(*)

(*)

(*)

(*)

(*)

(*)

(*)

(*)

(*)

(*)

(*)

(*)

(*)

Węgiel C

W skorupie ziemskiej występuje jako węgiel nieorganiczny. (węglan wapnia i węglan magnezu). Występuje w złożach węgla kamiennego, brunatnego, w ropie i w gazie ziemnym.

Odmiany alotropowe – diament, grafit – naturalne odmiany; fulereny, nanorurki – sztuczne odmiany.
W diamencie występuje hybrydyzacja sp³, bardzo silne wiązania σ. W graficie σ i π. Są to tak zwane kryształy kowalencyjne. W powietrzu węgiel występuje jako tlenek węgla (IV). Około 0,03% dwutlenku węgla bierze udział w procesie fotosyntezy.

(*)

Oddychanie tlenowe:

(*)

Dwutlenek węgla skrapla się pod niezbyt wysokim ciśnieniem (suchy lód). Powstaje także w procesach fermentacji. Rozpuszczalny w wodzie, ulega odwracalnej reakcji.

(*)