Pierwiastki

WĘGIEL: 4 e walencyjne (6C), najcz jest 4 wart, wyst w 2 odmianach izotopowych C12 i C13, wyst w 2 postaciach: diament (nie przew prądu), grafit (przew prąd), wyst w stopniach utlenienia: -4 (CO2), 4 (CH4), CO-tl węgla (czad). CO2 otrzymujemy w reakcji węglanów z kwasem solnym.
AZOT: właściwości: bezbarwny, bezwonny, słabo rozp w H2O, stężenie w powietrzu – 78%, 5 e walencyjne (7N), N jest wykorzystywany do produkcji amoniaku, azot otrzymujemy przez destylację skroplonego powietrza. Tlenki azotu: N2O – podtl azotu , NO – otrzymanie - (3Cu+8HNO3=>3Cu(NO3)2+2NO+4H2O), – ze wzg na swą budowę elektronową tl azotu jest bardzo aktywny, utlenia się na powietrzu do NO2 – otrzymanie (2NO+O2=>2NO2), N2O3, NO2 – otrzymanie (Cu+4HNO3(stęż)=>Cu(NO3)2+2NO2+2H2O). Kwasy azotowe: HNO2 i HNO3. Przemysłowe otrzymanie kwasu azotowego: 1. Otrz N2 – destylacja skroplonego powietrza, 2.Otrz amoniaku – N2+3H2=>2NH3, 3. Utl amoniaku do tl azotu – 4HNO3+SO2=>4NO+6H2O, 4.utl tl azotu do dwutl azotu – 2NO+O2=>2NO2, 5. Działanie H2O na dwutl azotu – 3NO2+H2O=>2HNO3+NO. Sole kwasu azotowego to saletry (NaNO3-chilijska, KNO3-indyjska).
SIARKA: (11S), 6 e walencyjnych, właściwości siarki – jest subst stałą o barwie żółtej nie rozp się w H2O, może wyst w przyrodzie w stanie wolnym, w stanie związanym wyst w post pirytu, w stanie wolnym S tw cząsteczki 8-mio atomowe, w stanie krystalicznym S tw 2 odmiany arotropowe (różnica w budowie wew lub inna liczba at w cząsteczce – siarka rombowa-siarka skośna). Zastosowanie: do produkcji zapałek, ebonitu, kwasu oraz wulkanizacji kauczuku. Związki siarki: SO2 – trujący gaz – przez spalenie zasiarczonych paliw (SO2 i tl azotu są głównymi sprawcami kwaśnych deszczy – zapobieganie – zraszanie wodorotl wapnia tw się spalin [Ca(OH)2 + SO2 Ţ CaSO3 + H2O], trójtl siarki – SO3. Kwasy siarkowe: H2SO3- kw siark 4 – słaby nietrwały, H2SO4 – kw siark 6
CHROM: (24Cr), 6 e walencyjnych. Właściwości: metal twardy, srebrzystoszary i jest całkowicie odporny na korozję i dlatego stosuje się go do wyrobu stali stopowych, powłok ochronnych i dekoracyjnych, narzędzi chirurgicznych i powłok karoserii samochodowych. Występuje w wielkich ilościach w skorupie ziemskiej, nie wielka ilość wyst u nas w organizmie. Pierw które mają niecałk zapeł powł d to tzw związki barwne. Cr tw zw w nanast.topniach utlenienia: 2 – niebieskie CrO zasada, 3 – zielone Cr2O3 reduktor, amfoter Ţ Cr2(SO4)3, 6 – pomarańczowa i żółta CrO3 utleniacz, kwasowy Ţ 1.K2Cr2O7, 2.K2CrO4
MANGAN: (25Mn), 7 e walencyjnych. Właściwości: jest twardym i kruchym srebrzystoszarym metalem o różowym połysku. Stopnie utlenienia: 2, 3(zw nietrwałe), 4, 6(zw trwałe), 7. Barwa na każdym stopniu utlenienia jest inna. Wł zasadowe: Mn2+ - bezbarw lub bladożółta, Mn3+ - jony nietrwałe [2Mn3++2H2OŢMN2++MnO2+ 4H+]. Wł amfoter: Mn4+<=>MnO3,2-. Wł kwasowe: 1.MnO4,2- - ziel, 2.MnO4 – fiolet [2Mn3++2H2OŢMn2++MnO2+4H+]. Istnieje 5 tl Mn: [Mno, Mn2O3, Mn3O4 – zasadowe], [MnO2 – amfoter], Mn2O7 – kwasowe]. Bezpośrednie utl Mn prowadzi do otrzymania Mn3O4 - [3Mn+2O2=>Mn3O4]. Istnieją 3 wodorotl manganu: 1. Mn(OH)2, 2.MnO(OH, 3. MnO(OH)2. Związki Mn na 4 st utl mogą pełnić rolę reduktora lub utleniacza. Np. KmnO4 – silny utleniacz.