SODIUL (Na)

Este element chimic cu caracter matalic, din grupa I principală, cu numărul atomic, Z 11, masa atomică, A 22,99, configuraţia stratului electronic exterior 3s, valenţa I.
A fost descoperit în 1807 de H. Davy, făcând parte din cele mai răspândite elemente. Cele mai importante minereuri ale sodiului sunt: sarea gemă, NaCl, criolitul, salpetrul de Chile; cantităţi mari de sodiu se găsesc în apele unor lacuri, mări şi oceane. Sodiul metalic se obţine prin electroliza clorurii şi hidroxidului în stare topită. Metal alb-argintiu în tăiatură proaspătă, la aer luciul dispare repede în urma oxidării. Are duritatea 0,4 (poate fi tăiat cu cuţitul), densitatea mai mică decât a apei (0,97), maleabil şi foarte ductil, uşor fuzibil, p.t. 97,7˚C, p.f. 883˚C. Este bun conducător de electricitate, conductabilitatea sa reprezentând 36% din cea a argintului. Este un element foarte activ din punct de vedere chimic: are electronegativitate mică şi caracter electropozitiv. Volumul atomic este mare, volumul ionic mare, mai mic decât cel atomic, prima energie de ionizare este mică, iar afinitatea pentru electron este foarte mică.
Se combină cu oxigenul din aer formând peroxizi, descompune energic apa la rece cu formare de hidroxid de sodiu şi degajare de hidrogen; se combină cu halogenii, sulful, seleniul, fosforul, arseniul. În prezenţa apei şi a bioxidului de carbon din aer formează hidroxid şi carbonat de sodiu. La temperatură ridicată se combină cu hidrogenul formând hidrura ionică NaH. Se păstrează în absenţa aerului, sub eter de petrol sau petrol lampant.
Majoritatea combinaţiilor sunt solubile în apă, incolore. Dintre sărurile greu solubile sunt: periodatul şi acetatul de sodiu şi uraniu. O sare de sodiu volatilă colorează flacăra în galben. Se foloseşte ca reducător la obţinerea unor metale, în lămpile cu vapori de sodiu.

CLORUL (Cl)

Este element chimic nemetalic, din grupa aVII-a principală (grupa halogenilor), cu numărul atomic Z 17, masa atomică A 35,45, structura stratului electronic exterior 3s 3p , valenţa I, II, V, VII. Se găseşte sub formă de cloruri, în cantităţi foarte mari sub formă de clorură de sodiu. În laborator se obţine prin oxidarea ionului de Cl , în soluţie acidă, cu diverşi oxidanţi:
MnO + 4HCl = MnCl +Cl + 2H O
2KMnO + 16HCl = 2MnCl + 2KCl + %Cl + 8H O
Industrial se obţine prin electroliza soluţiilor apoase de clorură de sodiu. Gaz biatomic, galben-verzui, mai greu decât aerul, cu miros sufocant, p.t. -102,4˚C, p.f. -34,0˚C. Volumul ionic este mai mare decât cel atomic, energia de ionizare este mare, iar afinitaea pentru electron este mare.
Solubil în apă, cu care reacţionează (apa de clor). Element foarte radioactiv din punct de vedere chimic, se combină direct cu toate elementele, cu excepţia oxigenului, azotului şi carbonului. Faţă de elementele electropozitive (metale, higrogenul) funcţionează ca ion monovalent negativ, prin acceptarea unui electron, iar în compuşii cu oxigenul şi fluorul (elemente mai electronegative) clorul poate funcţoona în stări de oxidare superioare. Are electronegativitate mare, deci are caracter electronegativ.
Se foloseşte la obţinerea unui număr mare de compuşi (acid clorhidric, cloruri, cloraţi, cloroform, tetraclorură de carbon), la sterilizarea apei potabile, ca decolorant în industria textilă şi a hârtiei.

HIDROXIDUL DE SODIU (NaOH)

Este cunoscut sub numele de sodă caustică, este un hidroxid alcalin. Nu se găseşte liber în natură, deoarece este deosebit de reactiv şi de solubil în apă, găsindu-se în soluţii apoase.
Induistrial se obţine prin electroliza clorurii de sodiu în soluţie apoasă sau prin caustificarea sodei. Hidroxidul de sodiu este o substanţă solidă, de culoare albă, higroscopică, care se topeşte la 328˚C. NaOH este o bază tare, iar la dizolvarea în apă ionizează complet, punând în libertate ionii de Na şi ionii hidroxil HO . Reacţionează cu clorul: 2NaOH + Cl = NaCl + NaCLO + H O, cu oxizii nemetalelor formând săruri de sodiu, cu acizii formând săruri de sodiu şi de apă şi cu sărurile obţinându-se hidroxizii cationilor din compoziţia sării.
Hidroxidul de sodiu constituie materia primă de bază în industria chimică: pentru obţinerea sărurilor de sodiu, a săpunului, a unor detergenţi. Este întrebuinţat în rafinarea petrolului şi a uleiurilor vegetale, la mercerizarea bumbacului şi la fabricarea fibrelor sintetice din celuloză care constituie mătasea artificială.




ACIDUL CLORHIDRIC (HCl)

Este un compus chimic important, cu numeroase aplicaţii în cele mai diverse domenii. Acid clorhidric există şi în corpul omenesc, jucând un rol important în digestie.
În natură se găseşte atât liber cât şi sub formă de săruri (cloruri). Liber, se gaseşte în emanaţiile vulvanilor şi în apele din regiunile vulcanice. În industrie se poate obţine prin arderea hidrogenului în atmosferă de clor sau se mai poate obţine din unele săruri ale acidului clorhidric cu acid sulfuric:
CaCl + H SO = CaSO + 2HCl
2NaCl + H SO = Na SO + 2HCl
Acidul clorhidric este un gaz incolor, cu miros înţepător, are densitate mai mare decât a aerului; dacă se răceşte puternic, se condensează formând un lichid incolor care nu conduce curentul electric. Soluţia pură de HCl concentrat este incoloră, dar soluţiile de HCl sunt colorate galben-verzui, deoarece impurităţile de ioni de fier (III), care formează cu ionii Cl combinaţii complexe, au culoarea galben-verzuie. HCl se dizolvă uşor în apă, dizolvarea făcându-se cu degajare de căldură, dovadă că în acest proces a avut loc o reacţie chimică.
Acidul clorhidric se combină cu metale mai active decât hidrogenul, cu oxizii metalelor, cu bazele şi cu sărurile. Este întrebuinţat în industria chimică, metalurgică, textilă, alimentară, electronică. Acidul clorhidric este folosit ca reactiv în laboratoarele de chimie şi biochimie pentru obţinerea unor cloruri şi compuşi organici.

CLORURA DE SODIU (NaCl)

Este un compus cunoscut sub denumirea de sare de bucătărie, ea obţinându-se din apa mării prin procesul de evaporare. Cantităţi mari de clorură de sodiu se exploatează prin extragerea din saline sub formă de sare gemă; este larg utilizată în industria chimică.
Clorura de sodiu este o substanţă albă, solidă, cristalizată, foarte solubilă în apă, are p.t. ridicat 801˚C.
Formarea ionilor de Na şi Cl are loc prin transferul unui electron de la atomul cu caracter chimic metalic, sodiul, la atomul cu caracter chimic nemetalic, clorul, format prin disocierea moleculei de clor, astfel: sodiul are un electron de valenţă, pe care îl poate ceda, iar clorul are 7 electroni de valenţă şi poate ajunge la configuraţia stabilă de octet, prin acceptarea electronului de la sodiu. Între ionii de semn opus se exercită forţe de atracţie electrostatică, obţinându-se compusul ionic.

ZINCUL (Zn)

Este element chimic cu caracter metalic, din grupa a II- a secundară, cu numărul atomic Z 30, masa atomică A 65,38, structura stratului electronic exterior 3d 4s , valenţa II. Cele mai importante minereuri de zinc sunt: blenda (ZnS), smithsonitul (ZnCO ) şi zincitul (ZnO).
Se obţine prin reducerea de cărbune a oxidului rezultat prin prăjirea sulfurii la aer sau prin reducerea directă a carbonatului. Metal alb-argintiu, cu densitatea 7,13, duritatea de 2,5. Între 100˚C şi 150˚C este maleabil şi ductil, la temperaturi peste 200˚C devine casant, p.t. 419,4˚C, p.f. 906˚C. În aer umed se acoperă cu un strat protector de oxid, care împiedică oxidarea mai departe. Prin încălzire arde cu flacără strălucitoare, cu formare de oxid de zinc.
La temperatură se combină de asemenea cu halogenii, cu sulful, cu oxigenul, cu acizii, cu hidroxizii alcalini, cu apa, cu compuşi ai altor metale mai puţin reactive. Nu descompune apa la temperatura camerei, dar în apropiere de temperatura de topire descompune vaporii de apă.
Majoritatea combinaţiilor de zinc sunt incolore. Sărurile solubile hidrolizează în soluţie apoasă. Pe lângă combinaţiile simple, zincul formează un număr mare de combinaţii complexe. Zincul metalic se foloseşte sub formă de tablă şi la acoperirea tablei şi a ţevilor de oţel cu un strat protector împotriva ruginirii (zincare). Se foloseşte ca reducător în numeroase reacţii chimice, intră în compoziţia unor aliaje, dintre care cele mai importante sunt alamele.

DIAMANTUL

Este o modificare alotropică a carbonului, cristalizată în sistemul cubic. Se găseşte rar în natură; în stare pură este o substanţă incoloră, transparentă, duritatea este de 10 în scara lui Mohs, fiind cea mai dură substanţă, densitatea este de 3,51, p.t. 3550˚C; e rău conducător de căldură şi electricitate. Proprietăţile fizice sunt determinate de structura lui cristalină şi natura forţelor care determină coeziunea acestei reţele. În reţeaua cristalină a diamantului fiecare atom de carbon este înconjurat tetraedric, la distanţe egale, de alţi patru atomi; legături covalente foarte puternice. Este insolubil în orice dizolvant, iar prin încălzire la temperatură ridicată în absenţa aerului, diamantul trece în grafit. Prezintă o activitate chimiă scăzută, nu este atacat de baze, halogeni. Etse folosit la tăierea sticlei, datorită durităţii lui, şi a altor materiale foarte dure, pulberea de diamant la şlefuirea pietrelor preţioase, la confecţionarea briliantelor.

GRAFITUL

Este tot o modificaţie alotropică a carbonului, găsindu-se în natură în cantităţi mari. Este opac, de culoare neagră-cenuşie cu luciu metalic, unsuros la pipăit şi lasă urme pe hârtie. Prezintă o structură hexagonală în care atomii din acelaşi plan sunt dispuşi în plane paralele. Între planele de atomi sunt distanţe mari, deoarece între acestea se stabilesc interacţii slabe van der Waals. Temperatura de topire este ridicată p.t. 3850˚C, cu densitatea de 2,26; este moale, cu duritatea 1 pe scara lui Mohs. Prezintă fenomenul de clivaj: desfăcându-se după planele paralele sub acţiunea unei forţe exterioare. Este insolubil în solvenţi, este bun conducător de electricitate, are reactivitate scăzută. Este folosit la confecţionarea de electrozi utilizaţi în cuptoarele electrice, de creioane şi de creuzete de laborator.

SILICIUL (Si)

Este element chimic cu caracter de semimetal, din grupa a IV-a principală, cu numărul atomic Z 14, masa atomică A 28,07, structura stratului electronic exterior 3s 3p ,valenţa IV. După oxigen, siliciul este elementul cel mai răspândit în natură. Se găseşte combinat cu oxigenul sub formă de silice şi silicaţi.
Se obţine prin reducerea bioxidului de siliciu cu reducători puternici, ca potasiu, sodiu, magneziu metalic sau cu cărbune:
SiO + 2Mg = Si + 2MgO
Cristalizează în sistem cubic prezentând reţeaua diamantului, are duritatea 7, densitatea 2,33, p.t. 1420˚C. Are conductabilitate electrică foarte mică, care creşte cu temperatura, nu se dizolvă în nici un dizolvant, are o reactivitate mică. La temperatura obişnuită se combină cu fluorul, oxigenul, sulful, azotul; se combină şi cu metale formând siliciuri, care se obţin prin topirea siliciului cu metalele sau reducerea oxidului metalic cu siliciul. Este un reducător puternic; la tepmeratură ridicată reduce o serie de oxizi metalici.
Este folosit în metalurgie ca agent dezoxidant, la obţinerea unor oţeluri; datorită proprietăţii sale de semiconductor, conductibilitatea sa poate fi controlată prin adăugarea unor cantităţi mici de impurităţi, procedeu numit dopare.

FOSFORUL ALB (Palb)

Este element chimic cu caracter nemetalic, din grupa a V-a principală, cu numărul atomic Z 15, masa atomică A 30,974, structura stratului electronic exterior 3s 3p , valenţa III,V.
Fosforul alb cristalizează în sistem cubic, formând reţele moleculare. Este insolubil în apă uşor solubil în sulfură de carbon, benzen, p.t. 44˚C, p.f. 287˚C, densitatea de 1,8. Atât în soluţie cât şi în stare de vapori molecula fosforului este tetraatomică şi posedă o structură tetraedică, iar la temperaturi înalte moleculele sunt disociate reversibil. Fosforul alb prezintă cea mai mare activitate chimică şi se combină energic cu halogenii, formând PX , iar în exces PX , cu metalele, cu o soluţie de hidroxid de sodiu. Fosforul alb este foarte toxic, fiind utilizat în industria chibritelor, îngrăşămintelor chimice.

APA (HO)

Apa este componenta esenşială a tuturor organismelor, găsindu-se sub forma de mări, oceane, lacuri, ape curgătoare, dar şi sub forma de vapori.
Este un lichid transparent şi incolor, în straturi subţiri, iar în straturi mai groase are culoarea albastră. Apa pură nu are gust nici miros. Are trei stări de agregare: solidă, lichidă şi gazoasă. Apa are proprietatea de a-şi mări densitatea densitatea până la 4˚C, când are valoarea maximă de 1,00 g/mL, după care îşi micşorează densitatea. La 0˚C densitaea gheţii este 0,917 g/mL, reflectând o structură afânată a cristalului de gheaţă, fiind determinată de legăturile de hidrogen formate între moleculelei apei.
Molecula de apă este formată din doi atomi de hidrogen uniţi prin câte o legătură covalentă simplă de un atom de oxigen, cele două covalenţe formând un unghi de aproximativ 104,5˚. Oxigenul este puternic electronegativ, de aceea legăturile O-H sunt legături covalente polare; datorită geometriei moleculei, polaritatea legăturilor nu se anulează reciproc şi molecula de apă este polară.
Apa pură nu conduce curentul electric, dar în prezenţa unor cantităţi mici de acizi sau baze se produce electroliza apei. Ape reacţionează cu metalele puternic electropozitive la temperatură normală sau la uşoară încălzire. Unele metale, mai puţin reactive, reacţionează cu vaporii de apă formând oxizi. Reactivitatea nemetalelor cu apa este diferită: fluorul reacţionează violent cu apa, clorul formează apa de clor, iar bromul reacţionează similar. Unii oxizi metalici reacţionează cu apa razultând hidroxizi, iar cei care reacţionează formând acizi se numesc anhidride acide.


BIBLIOGRAFIE: Mică enciclopedie de chimie.