Laboratorium Davidoffskiego

mgr Davidoffski i Memo Booki

2012-01-15T23:19:00.003+01:00

Witam ponownie po dość długiej przerwie! ;)

Ostatnio moją uwagę zwróciły pewne bardzo ciekawe zeszyty o niezwykle oryginalnym designu. Nazywają się one Memo Book a ich wyjątkowość polega na tym, iż zamiast standardowego wnętrza (tj, kratek, linii, gładkich kartek) serwują one nam kropki. W ten oto sposób powstaje na kartce gęsta sieć punktów, które mogą stanowić dla nas wszechstronny punkt odniesienia! Muszę przyznać, że byłem pozytywnie zaskoczony taką koncepcją :) W końcu chemikowi potrzebny jest wygodny nośnik do sporządzania notatek, a taki kropkowany zeszyt idealnie się do tego nadaje. Jak to wygląda w praktyce? Zobaczcie sami! :)

Oczywiście, jak na chemika z zacięciem artystycznym przystało, postanowiłem wypróbować te nowatorskie zeszyty osobiście! A o to kilka efektów moich eksperymentów:

Jak widzicie krokpki bardzo pomagają przy kreowaniu różnorodnych wzorów chemicznych oraz schematów ;) Zeszyty Memo Book produkowane są w dwóch kategoriach: standard i exclusive (zdobienia wykonane z użyciem takich materiałów jak złocenia, folie aksamitne, folie matowe itp.). Zeszyty posiadają niestandardowy format oraz składają się ze 108 kartek, z czego 48 posiada perforacje, która umożliwia wygodną (bardzo wygodną - sam sprawdzałem!:) separację.

Wszystkich zainteresowanych odsyłam na stronę producenta: http://www.memo-book.pl/

Polecam również profil na Facebooku: http://www.facebook.com/MemoBookPL

Dla osób, które będą chciały dokonać zakupu mam bardzo dobrą wiadomość! ;) Jeżeli zamówicie dwa zeszyty Memo Book, trzeci dostaniecie gratis ale tylko wtedy, gdy w formularzu zamówienia wpiszecie adres mojego bloga ;) Zachęcam do spróbowania!

Mgr Davidoffski i sole z alter ego. Część 4 - chlorek rutenu(III)

2011-08-29T00:11:00.002+02:00

Chlorek rutenu(III) był (i jest nadal) związkiem fascynującym oraz wyjątkowym. Odkąd po raz pierwszy ten związek wpadł w moje ręce, w trakcie gdy rozpoczynałem wolontariat w Zakładzie Chemii Metaloorganicznej UAM będąc studentem trzeciego roku, wiedziałem że mam do czynienia z niezwykle ważną i cenną substancją. Dawali mi to także odczuć moi starsi koledzy – z chlorkiem rutenu należało obchodzić się ostrożnie, nie tylko ze względu na jego wysoką cenę, ale także przez wzgląd na jego własności. Substancja ta ma dość „wredny” charakter i w kontakcie ze skórą ulega redukcji do metalu, barwiąc miejsce kontaktu na czarno. Nie wspomnę już o trudnościach związanych z wypłukiwaniem pozostałości tego związku ze szkła laboratoryjnego… ^_^

Gdy mamy na myśli chlorek rutenu(III) musimy bacznie uważać. Dostępny handlowo produkt to tak naprawdę hydrat, najczęściej oznaczany jako „RuCl₃∙3H₂O”. Cudzysłów nie jest przeze mnie użyty bez powodu. Otóż wzór ten jest umowny – niekiedy można spotkać się z zapisem RuCl₃∙xH₂O. Wszystko to z powodu dość złożonego składu hydratu. Tak naprawdę jest to mieszanina różnorodnych związków rutenu na +3 i +4 stopniu utlenienia, m. in. H₃[Cl₃Ru(μ-OH)₃RuCl₃] oraz H₃[Cl₃Ru(μ-OH)₂(μ-O)RuCl₃]. Co więcej, w roztworach wodnych (w zależności od stężenia, od barwy ciemnoczerwonej aż do niemalże czarnej) wykazano istnienie takich indywiduów jak [RuCl(H₂O)₅]²⁺, cis- i trans-[RuCl₂(H₂O)₄]⁺, [RuCl₃(H₂O)₃], [RuCl₄(H₂O)₂]^-, [RuCl₅(H₂O)]^2-, oraz [RuCl₆]^3-.

Istnieje również jasnożółty, kwasowy (pKa ≈ 2.4) akwajon [Ru(H₂O)₆]³⁺, jest on jednak nietrwały i w roztworze wodnym ulega hydrolizie:

[Ru(H₂O)₆]³⁺ + H2O ⇌ [Ru(H₂O)₅(OH)]²⁺ + [H₃O]⁺

Otrzymywany jest na drodze utleniania [Ru(H₂O)₆]²⁺ powietrzem i może zostać wyizolowany w ałunie CsRu(SO₄)₂∙12H₂O oraz w soli [Ru(H₂O)₆][4-MeC₆H₄SO₃]₃∙3H₂O. Z kolei [RuCl₅(H₂O)]^2- jest jednym z produktów reakcji RuO₄ z HCl (w obecności KCl), obok wspomnianego kompleksu powstają także [RuCl₆]^3- oraz [Ru₂(µ-O)Cl₁₀]^4-(ruten na +4 stopniu utlenienia). Sól K₂[RuCl₅(H₂O)] jest dobrze zdefiniowanym materiałem startowym w syntezie wielu kompleksów rutenu. Anion [RuCl₆]^3- jest nietrwały w roztworze wodnym i natychmiast ulega przekształceniu do [RuCl₅(H₂O)]^2-.

„RuCl₃∙3H₂O” jest najważniejszym substratem do syntez rozmaitych związków koordynacyjnych oraz metaloorganicznych rutenu na różnych stopniach utlenienia. Poniższy schemat ilustruje wybrane przykłady reakcji.

Oczywiście, oprócz hydratu, istnieje także bezwodny RuCl₃. Istnieją dwie odmiany tego związku – α-RuCl₃ oraz β-RuCl₃. Odmiana α (tak samo jak OsCl₃) jest izostrukturalna z α-TiCl₃, natomiast odmiana β posiada strukturę identyczną z bezwodnym CrCl₃. Otrzymywanie poszczególnych odmian ukazane jest na schemacie obok.

mgr Davidoffski oraz bor i jego tlenowe pochodne, cz. 1

2011-08-28T21:45:00.006+02:00

W naturze bor nie występuje w stanie wolnym, ale w postaci minerałów, w których związany jest głównie z tlenem. Najważniejsze z tych minerałów to boraks Na₂[B₄O₅(OH)₄]∙8H₂O, kernit Na₂[B₄O₅(OH)₄]∙4H₂O oraz kolemanit Ca[B₃O₄(OH)₃]∙H₂O. Kluczowym związkiem w przemysłowej produkcji boru oraz jego związków jest dziś głównie boraks.

Bor pierwiastkowy uzyskuje się z boraksu na drodze następujących przemian:

w wyniku reakcji boraksu z kwasem siarkowym uzyskuje się kwas trioksoborowy, który następnie odwadnia się przez ogrzewanie do tritlenku diboru:

Na₂[B₄O₅(OH)₄]∙8H₂O + H₂SO₄ → 4 B(OH)₃ + Na₂SO₄ + 5 H₂O

2 B(OH)₃ → (HBO₂)₃ → B₂O₃ + 3H₂O

bor uzyskać można na drodze redukcji B₂O₃ metalami aktywnymi, takimi jak sód lub magnez:

B₂O₃ + 3 Mg → 2 B + 3 MgO

B₂O₃ + 6 Na → 2 B + 3 Na₂O

w przemyśle, bor krystaliczny pozyskuje się w procesie elektrolizy stopionej mieszaniny B₂O₃, KCl oraz K[BF₄] w temperaturze ok. 600-1000^oC. Elektrolizer stanowi grafitowy tygiel (będący zarazem anodą), natomiast katodą jest żelazny pręt.

bardzo czysty bor można zsyntezować np. redukując trichlorek boru wodorem w łuku elektrycznym

2 BCl₃ + 3 H₂ → 2 B + 6 HCl

lub przez termiczny rozkład trijodku boru (metoda von Arkla – de Boera)

2 BI₃ → 2B + 3 I₂

Ryc. 1

Największe złoża boraksu znajdują się w Stanach Zjednoczonych (pustynia Mojave w Kalifornii), natomiast nieco uboższe m. in. w Turcji i Tybecie. Najczęściej stosowany wzór sumaryczny boraksu, Na₂B₄O₇∙10H₂O, jest wzorem uproszczonym, który nie uwzględnia prawdziwej budowy tego związku, w którego strukturze zawarte są aniony [B₄O₅(OH)₄]^2- (Ryc. 1). Boraks ma bardzo wiele zastosowań, o których poczytać możesz w ramce z ciekawostkami. Działając kwasem siarkowym(VI) na boraks otrzymać można kolejny ważny związek tlenowy boru, a mianowicie kwas trioksoborowy (H₃BO₃, nazywany potocznie kwasem borowym). Podobnie jak jego prekursor, występuje również w naturze. W dawnych czasach pozyskiwano kwas borowy z gorących wyziewów wulkanicznych, tzw. fumaroli. Szczególnie znane są źródła borowe sofioni, znajdujące się w Toskanii, we Włoszech. Kwas borowy jest bezbarwną substancją stałą o postaci heksagonalnych, przeświecających łusek, dość śliskich w dotyku. Własności te wynikają z budowy krystalicznej – H₃BO₃, podobnie jak grafit, tworzy sieć warstwową, w której cząsteczki kwasu połączone są ze sobą wiązaniami wodorowymi (Ryc. 2). Kwas borowy rozpuszcza się z trudem w zimnej wodzie, jednak wraz ze wzrostem temperatury ulega ona pokaźnemu zwiększeniu. Kwas borowy jest kwasem słabej mocy, w roztworach wodnych zachowuje się raczej jak kwas Lewisa

Ryc. 2

H₃BO₃ + 2 H₂O ⇌ [H₃O]⁺ + [B(OH)₄]^-

a jego sole diwodorowe w znacznym stopniu ulegają hydrolizie, zaś sole monowodorowe i obojętne nie są w roztworach wodnych trwałe. Wzrost stężenia kwasu borowego w roztworze prowadzi do jego kondensacji, a w konsekwencji tego, do zmniejszenia kwasowości:
3 H₃BO₃ ⇌ [B₃O₃(OH)₄]^- + [H₃O]⁺ + H₂O

Innymi ważnymi klasami połączeń tlenowych boru są peroksoborany i peroksohydraty oksoboranów. Mimo podobnych nazw związki te reprezentują zupełnie różne rodzaje struktur, często jednak są ze sobą mylone. Peroksoborany zawierają w swojej strukturze ugrupowania, w których atomy boru połączone są ze sobą mostkami nadtlenkowymi (B-O-O-B). Najważniejszym związkiem tego typu jest peroksoboran sodu NaBO₃ (PBS). Może on krystalizować w postaci trzech hydratów: NaBO₃∙H₂O (PBS 1), NaBO₃∙4H₂O (PBS 4) oraz NaBO₃∙3H₂O (PBS 3), jednakże tylko pierwsze dwa z nich są wykorzystywane w przemyśle. Wbrew temu co sugeruje wzór sumaryczny, żaden z powyższych hydratów nie jest zbudowany z prostych jonów [BO₃]^-. Podstawową jednostkę strukturalną stanowi cykliczny anion, którego wzór przedstawiono na Ryc. 3.

Ryc. 3

Peroksoboran sodu można otrzymać w reakcji kwasu borowego z nadtlenkiem sodu (Na₂O₂). PBS znajduje zastosowanie w wybielaczach do zębów i kanałów zębowych, specyfikach do rozjaśniania włosów oraz w proszkach do prania (PBS uwalnia tlen w temperaturze 60^oC, jednak można tą wartość obniżyć przez dodatek TAED (TetraAcetyloEtylenoDiaminy), która aktywuje PBS już w 40^oC).

Peroksohydraty oksoboranów zawierają w swej strukturze wbudowane cząsteczki krystalizacyjnego H₂O₂, np. NaBO₂×H₂O₂×3H₂O oraz Na₂B₄O₇×H₂O₂×9H₂O. Peroksohydraty można otrzymać na kilka sposobów:

H₃BO₃ + NaOH + H₂O₂ → NaBO₂×H₂O₂ + 2 H₂O

4 H₃BO₃ + Na₂O₂ → Na₂B₄O₇×H₂O₂ + 5 H₂O

Na₂[B₄O₅(OH)₄]∙8H₂O + 2 NaOH + 4 H₂O₂ + H₂O → 4NaBO₂×H₂O₂×3H₂O

mgr Davidoffski i szmaragdowa słodycz

2011-03-19T02:09:00.023+01:00

Szmaragd

Szmaragd to minerał o przepięknej, zielonej barwie, za którą odpowiedzialne są niewielkie ilości chromu a niekiedy także wanadu oraz żelaza. Rzecz jasna, największe zainteresowanie wzbudza on jako element ozdób i biżuterii. Jednakże dawno, dawno temu, w XVIII wieku zainteresował także chemików, którzy pragnęli poznać jego sekrety i odkryć, jakie pierwiastki stanowią skład tego minerału. Na drodze różnorodnych badań i testów przypisano szmaragdowi (oraz jeszcze jednemu minerałowi, o którym powiem później;) skład odpowiadający krzemianowi glinowo wapniowemu. Jednym z badaczy, który doszedł do takiego wniosku był francuski chemik Louis Nicolas Vauquelin. Jednakże dalszy bieg wypadków sprawił, iż nadeszła chwila, w której Vauquelin musiał diametralnie zweryfikować wyniki swoich badań…

René Just Haüy

Louis Nicolas Vauquelin

Vauquelin miał bliskiego przyjaciela w osobie René Just Haüya. Haüy określany jest mianem „ojca” krystalografii. Między innymi sformułował on w 1784 roku tzw. prawo wymiernych stosunków odcinków (prawo Haüya) mówiące, iż wartości podwójnych stosunków odcinków odcinanych na przecinających się krawędziach kryształu przez dwie jego dowolne ściany HKL i H’K’L’, tj. a/a’ : b/b’, a/a’ : c/c’, b/b’ : c/c’, wyrażają się liczbami wymiernymi. Haüy dokonał wielu odkryć w dziedzinie krystalografii, m. in. pierwszy opisał zjawisko piroelektryczności. Vauquelin opowiedział Haüyemu o swoich problemach ze szmaragdem, intrygując uczonego na tyle, iż postanowił on przeprowadzić badania krystalograficzne. Ostatecznie Haüy nalegał żeby Vauquelin powtórzył swoja analizę jeszcze dokładniej. Francuski chemik miał już wtedy i tak sporo zajęć, między innymi odkrył w pochodzącym z Syberii minerale krokoicie pierwiastek chrom [krokoit (ang. red lead) to PbCrO₄]. Vauquelin zabrał się z należytą starannością do analizy szmaragdu, którego próbka pochodziła z Peru ;) Niewielką porcję przeniósł do roztworu, po czym starannie dodawał KOH w celu wytrącenia Al(OH)₃. Gdy Francuz zaczął dodawać nadmiar KOH okazało się, że w układzie pozostało dużo nieroztworzonego ciała stałego – fakt, który przy uprzednich eksperymentach przeoczył ;) Ów osad został przez Vauquelina wyodrębniony z roztworu, a po rozpuszczeniu w kwasie, przetworzony w sole, które chemik dokładnie zbadał. Sole te miały słodki smak, przez co nowo odkryty tlenek nieznanego pierwiastka otrzymał nazwę glucina (łac. słodki). Vauquelin zaprezentował swoje wyniki w środowisku naukowym; zostały one także potwierdzone m.in. przez niemieckiego chemika J. F. Gmelina. Odkrycie nowego pierwiastka stało się faktem! Pozostała jeszcze kwestia nazwy nowego elementu. Chemikom niezbyt odpowiadała nazwa zasugerowana przez Francuskiego uczonego, no bo jak to określać pierwiastek mianem słodkości?;) Poza tym nazwa ta nie była nad wyraz oryginalna - chemik niemiecki Klaproth kazał Vauquelinowi spróbować soli itru, które również mają słodki smak ;) Jaką więc ostatecznie nadano nazwę "słitaśnemu" pierwiastkowi? Pamiętacie ten drugi minerał, o którym wspomniałem na początku? Badany był równolegle ze szmaragdem przez obu francuskich badaczy. Ten minerał nazywa się beryl. Wzór chemiczny berylu to Be₃Al₂(SiO₃)₆ (plus domieszki). Co ciekawe, we Francji jeszcze w latach 50 ubiegłego wieku można było spotkać określenie glucinium dla berylu.

Otrzymywanie berylu - historia

Metaliczny beryl

Odkryć jednak nie zawsze oznacza otrzymać. Uzyskanie wolnego, metalicznego berylu zawdzięczamy pewnemu lekarzowi i aptekarzowi, profesorowi chemii na École de Pharmacie w Paryżu, który nazywał się Antoine-Alexandre-Brutus Bussy. A był to rok 1827... Bussy zmieszał chlorek berylu (BeCl₂) i metaliczny potas w platynowym tyglu, który przykryty został wiekiem wykonanym również z platyny, a następnie ogrzewał tygiel nad lampą spirytusową. Reakcja, która nastąpiła była tak gwałtowna, iż cały tygiel zaczął się mocno żarzyć. Po zakończeniu reakcji Bussy przemył zawartość tygla wodą, natomiast na jego dnie pozostał szary proszek, stanowiący pierwiastkowy beryl ;) Oto równanie reakcji:

BeCl₂ + 2 K → Be↓ + 2 KCl

Mniej więcej w tym samym czasie, zupełnie niezależnie, tą samą reakcję przeprowadził dobrze Wam znany Friedrich Wöhler ;) Na drodze elektrolizy beryl otrzymał około roku 1900 kolejny francuski chemik, Paul Lebeau. Poddał on elektrolizie stopioną mieszaninę KF oraz BeF₂ umieszczoną w niklowym tyglu, uzyskując w ten sposób metaliczny beryl o czystości powyżej 99.5% Proces ten jednak nie był opłacalny, szczególnie przy produkcji większej ilości pierwiastka, tak samo jak i wydzielanie czystego berylu na drodze termicznego rozkładu BeI₂. Aż do drugiej połowy lat 50 ubiegłego wieku nie było właściwie opracowanego procesu pozwalającego na opłacalne wytwarzanie wolnego Be.

Otrzymywanie berylu - dziś

Obecnie otrzymuje się beryl dwiema metodami: za pomocą redukcji BeF₂metalicznym magnezem lub też w wyniku elektrolizy stopionego BeCl₂. Wyjściowym substratem do uzyskania wspomnianych halogenków jest minerał beryl. Zajmijmy się na początek otrzymywaniem fluorku. Beryl przekształca się w wodorotlenek berylu Be(OH)₂ poddając wpierw minerał stopieniu w obecności topnika, w temperaturze 770^oC a następnie reakcji utworzonego w ten sposób tetrafluoroberylanu sodu z wodorotlenkiem sodu:

Be₃Al₂(Si₆O₁₈) + 2 Na₂[SiF₆] + Na₂CO₃ → 3 Na₂[BeF₄] + Al₂O₃ + 8 SiO₂ + CO₂

Na₂[BeF₄] + 2 NaOH → Be(OH)₂ + 4 NaF

Uzyskany wodorotlenek rozpuszcza się w wodnym roztworze fluorowodorku amonu:

Be(OH)₂+ 2 (NH₄)[HF₂] → (NH₄)₂[BeF₄] + 2 H₂O

Otrzymany w ten sposób tetrafluoroberylan amonu krystalizuje się, a następnie poddaje rozkładowi termicznemu w temperaturze 1000^oC

(NH₄)₂[BeF₄] → BeF₂ + 2 NH₃ + 2 HF

Fluorek berylu redukuje się magnezem w temperaturze 900^oC do wolnego berylu, który w temperaturze 1300^oC ulega stopieniu do litego metalu.

BeF₂ + Mg → Be + MgF₂

Z kolei chlorek berylu otrzymuje się na drodze odwodnienia Be(OH)₂ do BeO a następnie działania na tlenek berylu węglem w strumieniu gazowego chloru w temperaturze ok. 500-600^oC:

Be(OH)₂ → BeO +H₂O

BeO + C + Cl₂ → BeCl₂ + CO

Stopiony BeCl₂ przewodzi prąd elektryczny bardzo słabo, dlatego elektrolizie poddawana jest mieszanina zawierająca równe ilości BeCl₂ i NaCl.

Podobieństwo berylu do glinu

Ze względu na niewielki promień atomowy i jonowy berylu, wysoką energię jonizacji, bardzo duży stosunek wartości ładunek/promień dla Be²⁺ (zbliżony do wartości dla Al³⁺) i związane z tym silniejsze działanie polaryzacyjne na aniony (sprzyjające kowalencyjnemu charakterowi wiązań) beryl wykazuje tzw. diagonalne podobieństwo do glinu. Oto najważniejsze przykłady wskazujące na tą intrygującą zależność;)

Silna kwasowość [Be(H₂O)₄]²⁺. Be²⁺ silnie polaryzuje i tak już mocno spolaryzowane wiązanie O-H, co prowadzi do łatwej utraty protonu:

[Be(H₂O)₄]²⁺ + H₂O ⇌ [Be(H₂O)₃(OH)]⁺ + [H₃O]⁺

[Al(H₂O)₆]³⁺ jest również silnie kwasowy (pK_a = 5.0). Kationy [Be(H₂O)₄]²⁺ mogą ulegać w roztworach wodnych kondensacji do złożonych kompleksów kationowych zwierających mostki Be-O-Be, w czym przypominają również akwajony glinu, np.:

4 [Be(H₂O)₄]²⁺ + 2 H₂O ⇌ 2 [(H₂O)₃Be-O-Be(H₂O)₃]²⁺ + 4 [H₃O]⁺

Be i Al reagują z alkaliami z wydzielniem wodoru. Tlenki i wodorotlenki obu tych pierwiastków są amfoteryczne.

BeO + 2 KOH + H₂O → K₂[Be(OH)₄]

Be(OH)₂ + 2 KOH → K₂[Be(OH)₄]

BeCl₂ i AlCl₃ są reaktywnym ciałami stałymi, dymiącymi w wilgotnym powietrzu (tworzy się HCl) oraz posiadającymi polimeryczne struktury z mostkami chlorkowymi. Zarówno Be jak i Al tworzą kompleksowe aniony halogenkowe, m. in. kompleksowe aniony fluorkowe [BeF₄]²^- oraz [AlF₆]^3-. Pozostałe metale 2 grupy nie tworzą stabilnych kompleksów fluorkowych.

BeO (podobnie jak Al₂O₃) jest niezwykle twardy i nielotny, ma bardzo wysoką temperaturę topnienia(2507^oC).

mgr Davidoffski i Dydaktyczna Super Chemia Nieorganiczna

2011-03-18T22:49:00.002+01:00

Prowadzenie zajęć laboratoryjnych tylko z pozoru wydaje się rzeczą prostą. Przede wszystkim zmierzyć należy się z grupą młodych, pełnych energii ludzi. Zazwyczaj specjalnie nie zainteresowanych danym przedmiotem oraz dość słabo skupionych na tym, co w ciągu następnych kilku godzin mają w laboratorium robić. Oczywiście zdaję sobie sprawę, iż generalizowanie jest niezwykle krzywdzące, wszakże jest wielu studentów-pasjonatów, bądź łakomych wiedzy ze zwykłej ciekawości i potrzeby poznania Świata;). Niemniej jednak pozostała część nie musi już tak ochoczo podchodzić do stawianych przed nimi wyzwań oraz, co najważniejsze, obowiązków.

"Nieorgana jest nudna", "nieorgana jest do bani", "za dużo pamięciówy", etc. Wiele takich opinii słyszę wśród studentów. Zgodzić trzeba się z tym, że pozornie chemia nieorganiczna może jawić się jako dużo większy chaos, niż chemia organiczna - wydawałoby się, reprezentująca zbiór zgrabnie posegregowanych schematów i reguł. Rzeczą jasną jest fakt, iż można z tym polemizować, polemikę tą jednak zostawmy. Zwrócić uwagę trzeba na inną rzecz: chemia nieorganiczna uznawana jest za nudną i nieciekawą, ponieważ bardzo często właśnie tak jest młodym ludziom ukazywana. Atakowani są żacy strumieniem informacji, które w ogólnym zakresie bywają zbyt mocno oderwane od otaczającej nas rzeczywistości i chociaż (co stanowczo podkreślam) są one podwalinami owej dziedziny i stanowią jej integralny szkielet, to nie można zapomnieć także o tym, jakie ten szkielet podtrzymuje organy. Dlaczego tak mało mówimy o samych pierwiastkach? Ich występowaniu, formach obecnych wokół nas? Dlaczego tak niewiele mówi się o bogactwach naturalnych (także tych krajowych)? Dlaczego nie mówi się więcej o otrzymywaniu pierwiastków, ciekawych syntezach ich ważnych związków, występowaniu ich w naszych organizmach, pożywieniu, glebie, wodzie, powietrzu, Wszechświecie? Dlaczego rzadko porusza się aspekty ich wykorzystania w praktyce bliższej naszym codziennym doświadczeniom? W domu, pracy, medycynie, podróży oraz tych wszystkich kwestiach związanych z funkcjonowaniem naszego organizmu. Dlaczego tak niewiele opowiada się o związanych z nimi anegdotach, ciekawostkach czy też obecności w historii oraz w kulturze i tradycji?

Połączmy zatem zgrabnie i elastycznie te wszystkie atrybuty w jedną, fascynującą i nowoczesną całość. Sądzę, że jest to najlepsza recepta na to aby chemia nieorganiczna mogła zacząć mocno pasjonować i odkrywać swoje tajemnice. Ba, nie musi to być recepta tylko i wyłącznie na nieorgane ;) Jednakże patrząc z perspektywy przedmiotu, który mam obowiązek (i zaznaczam: wielką przyjemność) nauczać, pozwolę sobie posłużyć się pewnym trafnym sformułowaniem i jego konsekwencjami, zaczerpniętymi ze strony internetowej grupy badawczej Michaela K. Denka:

"In inorganic chemistry everything is super"
Prof. W. Beck, Munich, 1986

Super-expensive:

Gold
Platinum
Diamonds
Promethium

Super-corrosive

Ozone (O3) ignites organic materials immediately. Very toxic
Fluorine
ClF3

Super-explosive

NI3
Fulminates
XeO3 forms, whenever Xenon fluorides are hydrolyzed. It explodes violently in a very unpredictable fashion.

Super-complicated

Structure and Bonding Inorganic compounds are examples of unusual bonding situations. Delocalized bonding such as in clusters, semiconductors and metals is the rule rather then the exception.

Super-coordinated
High coordination numbers (organic carbon: 1-5) are common:
IF7 (CN = 7)
[ReH9]2- (CN = 9)
U(COT)2 (CN = 16)

Super-acidic

Magic Acid HF + SbF5 -> [H2F]+ [SbF6]- protonates methane and is probably the strongest acid known.

Super-conducting

Hg
Nb3Ge
YBa2La3CuO7
Most "high-tech" materials (semiconductors, superconductors, wave guides optoelectronic materials etc.) are inorganic

Super-hard

Diamond (5600 Vickers hardness)
Cubic boron nitride
Ti-B-C-N, Vickers Hardness = 6000)

Super high-melting

TaC, m. p. = 3780 oC There is an unabated race for materials that can withstand extreme temperatures and / or corrosive environment. Applications are the coating of cutting tools, motor parts, ball bearings etc.

Super-clean Si 99.999999 %
Semiconductors

Super-selective

Catalysts (homogeneous and heterogeneous)

Z mojej strony,jako nauczyciel akademicki, chcę dołożyć starań aby nauczanie chemii nieorganicznej i opowiadanie o niej przez moją skromną osobę również było super :)

Pozdrawiam ciepło

mgr Davidoffski

mgr Davidoffski i chemia metaloorganiczna bloku f

2011-01-24T03:27:00.003+01:00

Jest to bardzo ogólna prezentacja, przygotowana jako praca przeglądowa dla zaznajomienia młodych adeptów nauk chemicznych z chemią metaloorganiczną lantanowców i aktynowców (z niewielkimi nawiązaniami to skandowców). Zaprezentowana była na 8 OSCh w Jeziorach, w zeszłym roku.

Jak już wspomniałem na wstępie, jest to dość pobieżne zestawienie faktów oraz reakcji, aczkolwiek może stanowić skromny wstęp w ten obszar chemii ;) Polecam :)

mgr Davidoffski i rok 2011

2011-01-19T01:22:00.001+01:00

Witam w roku 2011!

Po dość długiej przerwie, ponownie wkraczam na bloga z mnóstwem nowych pomysłów!

Przede wszystkim spodziewajcie czytelnicy się nowego sezonu serialu pt. "Sole z alter ego", a w nim znajdziecie m. in. sole rutenu, glinu, uranu i wielu innych metali. Pojawi się również seria kilku artykułów dotyczących związków złota (z dużym naciskiem na związki kompleksowe oraz metaloorganiczne). Premierą roku 2011 będzie serial zatytułowany "Bardziej metallic niż organic" czyli zbiór ciekawych i wciągających opowiadań o związkach metaloorganicznych, szczególnie tych tworzonych przez pierwiastki grup głównych. Naturalnie pojawią się też metaloorganiczne historie z bloku d i f ;)

W dziedzinie chemii organicznej również parę nowości. Jako, że mamy genialnego bloggera, który opisuje kunsztem swoim niezwykłym rozmaite syntezy, ta tematyka zostanie przeze mnie pominięta, aczkolwiek spodziewajcie się smakowitych name reactions ;) W moich rozważaniach z organy natomiast pojawiać się będzie dużo aspektów mechanistycznych oraz stereoelektronowych. Naturalnie, nie zabraknie "Pierdół Davidoffskiego", czyli rozmaitych bajdurzeń i ciekawostek ;)

Utworzona zostanie sekcja dydaktyczna, ale taka z prawdziwego zdarzenia, skierowana przede wszystkim do studentów, którzy zmierzyć się będą musieli z chemią nieorganiczną bądź metaloorganiczną.

Pojawi się wiele zdjęć, prawdopodobnie również filmiki (podcasty?) i wiele innych niespodzianek.

Zapraszam zatem na kontynuuowanie przygody w Laboratorium Davidoffskiego ( i uprzejmie upraszam o nie potykanie się o porozrzucane wokół papiery, węże do chłodnic i kolby)

Pozdrawiam ! ;)

Mgr Davidoffski i reagent Nysteda

2010-09-21T23:29:00.026+02:00

W swoim poście dotyczącym styntezy totalnej wertyny Marcin wspomniał o dość oryginalnym związku chemicznym, tzw. reagencie Nysteda. Jako, że mam osobiście fioła na punkcie reagentów i reakcji imiennych, oraz ze względu na fakt, iż jest to związek metaloorganiczny, postanowiłem wziąć go "na tapetę" i napisać o nim co nieco więcej ;)

Reagent Nysteda (ang. Nysted reagent), formalnie: cyclo-dibromodi-μ-metyleno[μ-(tetrahydrofuran)]tricynk, to związek o następującej (prawdopodobnej) budowie:

Otrzymuje się go w reakcji stopu cynk-ołów w tetrahydrofuranie (THF) z bromkiem metylenu w temperaturze 80^oC:

Reagent Nysteda jest białym ciałem stałym, które tworzy zawiesinę w THF-ie (jest ona dostępna handlowo w postaci 20% roztworu), nie rozpuszcza się w dimetyloformamidzie (DMF, nie mylić z 2,5-dimetylofuranem, który często bywa określany takim samym akronimem) ani w 1,3-dimetylo-2-imidazolidonie (DMI).

DMF

DMI

Reagent Nysteda metylenuje grupy karbonylowe. Na przykład (wg Synlett 1998, 3, 313-15):

metylenowanie chiralnych aldehydów nie zmienia konfiguracji centrum stereogenicznego

w przypadku metylenowania ketoaldehydów, selektywnie przekształcana jest tylko grupa aldehydowa

ketony ulegają metylenowaniu w obecności chlorków tytanu (TiCl₂, TiCl₃, TiCl₄) oraz BF₃×OEt₂

_{Mechanizm procesu metylenowania nie jest jeszcze poznany.}

Zagadki mgr. Davidoffskiego. 1. Lalki z czarnymi cętkami. Rozwiązanie.

2010-09-20T19:06:00.004+02:00

Proszę wybaczyć opóźnienie związane z wyjaśnieniem pierwszej zagadki. Najwyraźniej sam powinienem zacząć spożywać czosnek (którego nienawidzę w każdej postaci!) aby nie łapać takich przeziębień jak obecnie;) Kilka dni w łóżku zrobiło swoje, więc można przejść do rozwiązania zagadki, które właściwie już w całości podał w swoim komentarzu Dawid.

Owa Pani faktycznie zajadała się duzymi ilościami czosnku oraz potrawami, które go zawierały. Sedno sprawy leży w sposobie, w jakim jej organizm radził sobie z metabolizowaniem związków zawartych w wspomnianym już śmierdzącym warzywku - otóż pewna grupa ludzi nie metabolizuje obdarzonych charakterystycznym zapachem sulfidów do bezwonnych sulfotlenków. Dlatego też substancje te wydzielane są przez skórę wraz z potem. Po pobraniu próbek, okazało się iż w pocie lalkarki znajdowały się następujące związki:

W glinie, z której wyrabiano lalki faktycznie znajdowała się duża ilość żelaza, które ulegało reakcji z disulfidami w wysokiej temperaturze, podczas procesu wypiekania, tworząc czarne cętki będące niczym innym jak siarczkiem żelaza(III). Co zalecono lalkarce aby zapobiec powstawaniu cętek? Zmianę diety lub stosowanie lateksowych rękawiczek ;).

Zagadki mgr. Davidoffskiego. 1. Lalki z czarnymi cętkami.

2010-09-16T02:04:00.010+02:00

W latach 80, pewna kobieta wyrabiała lalki z porcelany. Narzekała jednak strasznie na jedną rzecz. Kiedy malowała głowy każdej lalki i dotykała palcami powierzchni, za każdym razem po wyciągnięciu gotowej lalki z pieca na twarzy zabawki było widać czarne cętki. Taki defekt od razu kwalifikował lalki do wyrzucenia.

Pytanie brzmi: skąd brały się czarne cętki na głowach lalek ? Rozwiązanie dziś, po 22 ;)

In the 80s, a woman was making porcelain dolls. Complained, however, one thing terribly. When she painted heads of the dolls with touching them with her fingers, each time black speckles appeared on every doll. Such a defect made all the dolls' heads to be thrown away.
The question is: why black speckles appeared on the heads of dolls?

The solution today, after 10 pm ;)

Mgr Davidoffski i sole z alter ego. Część 3 - fluorek cyny(II).

2010-09-10T01:20:00.043+02:00

English version of this post is located in "In English" section!:)

Cyna i jej związki interesowały mnie od bardzo dawna. Można nazwać owe zainteresowanie czymś w rodzaju „chemicznego fetyszu”, podobnie ma się u mnie sprawa z niektórymi innymi pierwiastkami i ich pochodnymi (np. selenem, antymonem, złotem czy rtęcią). Trudno to nawet tak do końca uzasadnić, widać „uroda” pewnych pierwiastków rzuca na mnie większy urok ;) (Największy rzucają rzecz jasna piękne kobiety^^).

Fluorek cyny(II) jest o tyle ciekawym związkiem, że niektórzy z nas mogą mieć go w swoich ustach na co dzień! Ale o tym za chwilę, najpierw krótka charakterystyka SnF₂.Fluorek cyny(II) jest bezbarwnym ciałem krystalicznym, które topi się w temperaturze 213^oC. Stały SnF₂ przyjmuje bardzo zniekształconą strukturę rutylu, w której tetramery Sn₄F₈ połączone są ze sobą mostkami fluorkowymi. Każdy atom Sn związany jest z sześcioma atomami fluoru, tworząc układy o silnie odkształconej geometrii oktaedrycznej. W fazie gazowej SnF₂ jest monomerem o budowie kątowej, obecne są także dimery i trimery (Sn₂F₄, Sn₃F₆), jednakże ich udział w mieszaninie maleje wraz ze wzrostem temperatury. SnF₂rozpuszcza się bardzo dobrze w wodzie, w której po pewnym czasie hydrolizuje. W roztworach wodnych, w obecności jonów fluorkowych tworzą się aniony kompleksowe, takie jak [SnF₃]^-, [Sn₂F₅]^- oraz [SnF₂(OH₂)]. Istnienie takich tworów dziwić nas nie powinno, wszakże SnF₂ jest kwasem Lewisa;) Przeważającym indywiduum jest [SnF₃]^- (stabilny anion o budowie piramidalnej, Rys. 1). Gdy występuje niedobór fluorków, mogą tworzyć się mostkowe aniony kompleksowe np. [F₂Sn(μ-F)SnF₂]⁻ (Rys. 2).

Rys. 1.

Gdy krystalizuje się SnF₂ z wodnych roztworów zawierających NaF, powstają indywidua takie jak Na[Sn₂F₅] oraz Na₄[Sn₃F₁₀]. Budowa kompleksowych anionów stanowiących te związki, ukazana jest na Rys. 2 i Rys. 3.

Rys. 2.

Rys. 3.

Jeżeli obecne są kationy potasu, powstaje hydrat K[SnF₃]×1/2H₂O, zawierający w swej strukturze polianion o budowie podanej na Rys. 4. Niezależne aniony [SnF₃]^- znajdują się za to w [NH₄][SnF₃] oraz Ca[SnF₃]₂

Rys. 4.

Trudno było mi znaleźć coś, co usatysfakcjonuje chemików organików w kwestii omawianego związku. Udało mi się jednak, znaleźć pewien przykład;) SnF₂ wraz z fluorem przekształca etery trichlorometylowe w etery trifluorometylowe:

Wróćmy jednak do tego co napisałem na wstępie. Pisząc o tym, że część z Was może mieć w ustach fluorek cyny(II), miałem na myśli pastę do zębów lub płyn do płukania jamy ustnej. Po raz pierwszy SnF₂ pojawił się w paście do zębów Fluoristan (obecnie marka Crest, firmy Procter & Gamble; pasty Crest w Europie sprzedawane są pod nazwą Blend-A-Med), wprowadzonej w roku 1955 i był jej głównym składnikiem aż do roku 1981, kiedy zmieniono go na monofluorofosforan sodu (Rys. 5).

Rys. 5.

Niedawno jednak Crest wprowadził z powrotem SnF₂, tym razem do pasty Crest Pro-Health. Fluorek cyny, oprócz działania jako środek fluorujący, pełni funkcję antybakteryjną, zapobiega próchnicy zębów, zapaleniu dziąseł oraz tworzeniu się pytki nazębnej, co odróżnia ten związek od NaF, gdyż chroni on tylko przed próchnicą. Co więcej, SnF₂może być stosowany w mieszaninie ze ścierniwami zawierającym wapń, gdyż nie blokują one jego aktywności biologicznej, tak jak dzieje się to w przypadku NaF. Pasty z fluorkiem cyny(II) posiadają ostrzeżenia o możliwości pojawiania się przebarwień na zębach, jednakże zawierają one dodatki ścierne, usuwające ten efekt (krzemionka oraz heksametafosforan sodu (Rys. 6).

Rys. 6.

Preparat do płukania ust oraz pasty do zębów Meridol również zawierają SnF₂, wraz z aminofluorkiem o nazwie Olaflur (Difluorek N,N,N'-tris(2-hydroksyetylo)-N'-oktadecylopropano-1,3-diamoniowy, Rys. 7).

Rys. 7.

Mgr Davidoffski i karbonylowa pozycja od tyłu

2010-09-10T00:08:00.000+02:00

Dla każdego szanującego się chemika organika^^

Więcej ciekawych pomysłów znajdziecie tutaj:

http://www.zazzle.co.uk/organic_chemistry_tee_tshirt-235634984154332126

mgr Davidoffski i Sfora szczekajacych psów, Część 1

2010-09-02T23:29:00.003+02:00

Doświadczenie opisane na początku poprzedniego posta nazywa się Barking Dog (ang. szczekający pies). A nazwa staje się zrozumiała, gdy nadarza się sposobność zapoznania się z efektem aukustycznym tej reakcji ;)

Pierwszy raz zobaczyłem to doświadczenie przeszło pięć lat temu, kiedy byłem świeżutkim nabytkiem Nuakowego Koła Chemików UAM. U Nas nazywa się to doświadczenie "Rurą" lub też "Rurą Błażeja" (z racji naczynia, w którym się je wykonuje;). Przyjrzyjmy się ponownie temu popisowemu numerowi, tym razem jednak wersja w wykonaniu adeptów sztuk chemicznych z NKCh UAM ;)

Prawda, że robi wrażenie? Doświadczenie o imponującym efekcie, ale też bardzo niebezpieczne... Zanim jednak przybliżę trochę jego zarys, czas na krótką lekcję historii ;)

W roku 1853 po raz pierwszy przeprowadził doświadczenie znany chemik Justus von Liebig. Po krótkim dość czasie owa demonstracja zyskała sławę a Liebigowi nadarzyła się sposobność zaprezentowania jej bawarskiej rodzinie królewskiej. Jednak tym razem doświadczenie skończyło się fiaskiem, ba, katastrofą! Prawdopodobnie wskutek zanieczyszczenia powietrzem niewielka ilość NO utleniła się do NO₂, powodując eksplozję. Teresa Bawarska i książe Luitpold zostali obsypani gradem szklanych odłamków (nie odnieśli jednak większych obrażeń), a sam Liebig miał więcej szczęścia niż rozumu, gdyż życie uratowało mu... pudełko na tabakę, trzymane w kieszeni od spodni. Dzięki niemu, bardzo duży odłamek szkła nie przebił jego tętnicy udowej. Sam Liebig był potem głęboko wstrząśnięty całą sytuacją, co odzwierciedla jego napisana krótko po wydarzeniu notka:

Gdy po eksplozji rozejrzałem się po pomieszczaniu, w którym siedziała publiczność i ujrzałem krew spływającą po twarzach królowej Teresy i księcia Luitpolda, moje przerażenie było wprost nie do opisania, czułem się na pół martwy. Na szczęscie wypadek nie miał dalszych nieprzyjemnych konsekwencji. Ich wysokość zachowała się szlachetnie i dostojnie, ich zmartwienia zdawały sie koncentrować niemal tylko na mojej osobie. Królowa przysyłała do mnie co wieczór jej osobistego lekarza i co dzień pytała się o stan mojego zdrowia. Nawet sam król Ludwik przyszedł do mnie następnego dnia z pytaniem, czy moje obrażenia były poważne. Kiedy odpowiedziałem, że nie, powiedział głośno: 'A zatem wszystko w porządku, dopóki nic nie jest Tobie, reszta się nie liczy...'

Cdn.

mgr Davidoffski i Biały nosiciel światła

2010-09-02T20:11:00.030+02:00

Do napisania posta na temat fosforu (a dokładniej - białego fosforu) skłoniły mnie refleksje kolegów z NKCh dotyczące ponizszego doświadczenia, które opisywali na Facebooku. Doświadczenie nazywa się Barking Dog (w liczbie mnogiej oczywiście dogs ;). O samym doświadczeniu jednak nieco później;)

Przyjrzyjmy się zatem nieco bardziej wnikliwie tej odmianie alotropowej tego pierwiastka;) Krystaliczny biały fosfor składa się z tetraedrycznych jednostek P₄. Pomimo tego, iż określany jest jako podstawowa forma fosforu, jest on w istocie metastabilny. Jego reaktywność wiąże się z dużymi naprężeniami kątowymi w cząsteczce P₄ (kąty pomiędzy wiązaniami równe 60^o). Biały fosfor jest ciałem stałym o woskowatej konsystencji, na tyle miękkim iż może być krojony nożem. W niskich temperaturach staje się kruchy. Możliwa jest destylacja białego fosforu z parą wodną. W wilgotnym powietrzu ulega utlenieniu, czemu zawdzięcza swoje charakterystyczne zielone „świecenie” (chemiluminescencja). W reakcji tej tworzy się P₄O₈ oraz niewielkie ilości O₃.

Biały fosfor rozpuszcza się w benzenie, PCl₃, PBr₃, eterze, terpentynie, tłuszczach, S₂Cl₂ oraz szczególnie dobrze w CS₂ (880 g P₄ / 100 g CS₂). W wodzie jest całkowicie nierozpuszczalny, dlatego to właśnie w tym rozpuszczalniku przechowuje się go aby uniknąć utlenienia. Temperatura zapłonu P₄ jest niska – wynosi ok. 60^oC, jednak zanieczyszczony może zapalić się nawet w 34^oC. W procesie spalania tworzy się P₄O₁₀ (w przypadku niedoboru powietrza – P₄O₆). Palący się fosfor jest niezwykle niebezpieczny – pryska intensywnie i powoduje bolesne, głębokie oparzenia, które goją się bardzo trudno. Stosowany jest do budowy bomb zapalających, które sieją duże spustoszenie i które niestety wciąż są używane do dziś. Przykład oparzeń od P₄ możecie zobaczyć (na własną odpowiedzialność, widok nie jest przyjemny dla oczu) pod tym adresem:

http://www.flickr.com/photos/ismpalestine/3210017706/

Gdy oparzy się P₄ w laboratorium lub w trakcie doświadczeń chemicznych, należy skórę obmyć 1% roztworem wodnym CuSO₄ lub 10% roztworem wodnym KMnO₄, a następnie przepłukać obficie wodą. Absolutnie nie można stosować żadnych maści do oparzeń, ponieważ jak wspomniałem już wcześniej, P₄ rozpuszcza się bardzo dobrze w tłuszczach, co pociąga za sobą ryzyko zatrucia fosforem.

Fosfor biały jest substancją niezwykle toksyczną. Dawka rzędu 100 mg (przy wchłonięciu przez drogi oddechowe) może doprowadzić do śmierci, poprzez uszkodzenie wątroby. Długotrwały kontakt z oparami P₄ również jest bardzo szkodliwy. W wieku XIX, robotnicy pracujący w wytwórniach zapałek doświadczali schorzenia (zwanego pozornie tylko niewinnym określeniem phossy jaw, a formalnie fosforową nekrozą szczęki), które poprzez depozycję fosforu w kościach szczękowych, powodowało straszliwy ból (także zębów oraz dziąseł) oraz deformację twarzy, a wskutek dalszych komplikacji i obciążenia organizmu –śmierć.

Biały fosfor reaguje gwałtownie ze wszystkimi halogenami, dając związki o ogólnym wzorze PX₃ (x = F, Cl, Br, I) a także PX₅ (X = F, Cl, Br). Stężony kwas azotowy utlenia P₄ do H₃PO₄:

3P₄ + 20 HNO₃ + 8H₂O -> 12 H₃PO₄ + 20 NO

Reakcja z gorącym, wodnym roztworem NaOH zachodzi następująco:

P₄ + 3 NaOH + 3 H₂O -> 3 NaH₂PO₂ + PH₃

W procesie tym tworzą się także niewielkie ilości H₂ oraz P₂H₄. Interesujące są reakcje P₄ z LiPH₂. W zależności od stosunku molowego reagentów, uzyskuje się różnorodne złożone aniony fosforkowe, np.

23 P₄ + 12 LiPH₂ -> 6 Li₂P₁₆ + 8 PH₃

Na rysunkach poniżej pokazano struktury anionów [P₁₆]^2- oraz [P₂₁]³^-.

Ciekawe jest również to, iż fosfor pozazdrościł zdolności swojemu lżejszemu kumplowi azotowi i również potrafi działać jako ligand w związkach kompleksowych ;) Oto kilka oryginalnych przykładów:

Mgr Davidoffski i magnezocen

2010-08-20T01:41:00.015+02:00

Krótko po odkryciu ferrocenu na początku lat 50 różni badacze rozpoczęli poszukiwania kompleksów sandwiczowych innych metali. I tak posypały się kobaltoceny, wanadoceny itd. Co interesujące, okazało się iż tego typu połączenia mogą tworzyć również pierwiastki grup głównych, między innymi magnez.

Magnezocen (a właściwie bis(cyklopentadienyl)magnez) zsyntezowany został po raz pierwszy niezależnie przez Cottona i Wilkinsona oraz Fischera i Hafnera w 1954 roku. Poniższy schemat ukazuje dwie możliwe drogi syntezy:

MgCp₂ jest krystalicznym, piroforycznym ciałem stałym o białej barwie. Jest rozpuszczalny zarówno w rozpuszczalnikach polarnych, jak i niepolarnych. Jest bardzo wrażliwy na wilgoć, ulega gwałtownej hydrolizie do Mg(OH)₂ oraz cyklopentadienu. Sprawa rodzaju wiązań w cząsteczce magnezocenu była (i nadal właściwie jest) kwestią debaty. Fakt, że MgCp₂ wykazuje strukturalne podobieństwo do ferrocenu oraz nie posiada momentu dipolowego wcale nie wskazuje jednoznacznie na kowalencyjną naturę wiązań. Gdyby założyć czysto jonowy charakter oddziaływań, sandwiczowa struktura magnezocenu byłaby korzystna w świetle interakcji elektrostatycznych. Na wysoką polarność wiązań w magnezocenie wskazuje także kilka danych doświadczalnych, takich jak np. przewodnictwo elektryczne w roztworach ciekłego amoniaku oraz tetrahydrofuranu, gwałtowna hydroliza oraz podobieństwo przesunięcia chemicznego w widmie ¹³C-NMR do wartości przesunięć w cyklopentadienylkach metali 1 grupy, które jak wiadomo, są związkami o budowie jonowej [ LiCp d=103.6 ppm, NaCp d=103.4 ppm, MgCp₂ d=108.0 ppm, podczas gdy dla kowalencyjnego FeCp₂ d=68.2 ppm]. Z drugiej strony, dane wynikające z badań roztworów Cp₂Mg w niepolarnych rozpuszczalnikach za pomocą spektroskopii ²⁵Mg-NMR (niewielka szerokość połówkowa sygnału, dla widma wykonanego w toluenie w temperaturze pokojowej, d = -85.4 ppm, W_½ = 150 Hz) wskazują na kowalencyjną naturę wiązań.

Magnezocen znajduje zastosowanie w syntezie innych kompleksów sandwiczowych oraz w procesach p-domieszkowania GaN oraz AlInGaP (Aluminium indium gallium phosphide).

Mgr Davidoffski i sole z alter ego. Część 2 – chlorek kobaltu(II).

2010-08-18T22:30:00.010+02:00

Po pierwszej części solnego cyklu, obejmującej sole żelaza, przyszedł czas na następną grupę soli. Sponsorem dzisiejszego posta jest CoCl₂ ;)

Na początku drugiego semestru roku akademickiego 2009/2010 nadeszła moja upragniona chwila – pierwsze zajęcia ze studentami! Zajęcia te były ćwiczeniami laboratoryjnymi z chemii nieorganicznej, w moim przypadku prowadzone dla studentów ze specjalności chemia biologiczna. Kwestia niekonwencjonalnego ich prowadzenia przez mgra Davidoffskiego, specyficznych pytań i budowanej problematyki będzie jeszcze przedmiotem rozważań tu na blogu, dlatego te sprawy zostawiam na później ;) Ważną rzeczą jest obecnie fakt, iż jedno z ćwiczeń, które dane mi było prowadzić dotyczyło związków kobaltu. Przygotowując się kompleksowo na zajęcia odkryłem wiele interesujących wiadomości na temat samych tylko soli kobaltu (że nie wspomnę już o innych związkach, o które „męczyłem” z uśmiechem na ustach moich podopiecznych;). Do meritum zatem;)

Wybrałem chlorek kobaltu(II), gdyż związek ten oferuje chyba największą ilość wrażeń;) Bezwodny CoCl₂ otrzymuje się w bezpośredniej reakcji metalicznego kobaltu z chlorem. Jest to ciało stałe barwy niebieskiej, przyjmujące strukturę CdCl₂. CoCl₂ bardzo łatwo chłonie wilgoć z powietrza, tworząc hydraty o barwie różowej.

trans-[CoCl2(H2O)4]

Krystaliczny CoCl₂×6H₂O zawiera jednostki trans-[CoCl₂(H₂O)₄], które połączone są z pozostałymi cząsteczkami wody poprzez sieć wiązań wodorowych. Z kolei CoCl₂×4H₂O składa się z połączonych wiązaniami wodorowymi cząsteczek cis-[CoCl₂(H₂O)₄].

cis-[CoCl2(H2O)4]

Ostatni w kolejce hydrat CoCl₂×2H₂O ma jeszcze inną budowę – składa się z połączonych ze sobą ścianami oktaedrów:

Prawdziwa zabawa z chlorkiem kobaltu(II) rozkręca się na dobre w roztworze wodnym. Najważniejsze indywidua to [Co(H₂O)₆]²⁺, [CoCl(H₂O)₅]⁺ oraz [CoCl₄]^2-, a towarzyszą im w mniejszych ilościach [CoCl₂(H₂O)₄] oraz [CoCl₃(H₂O)₂]^-.

[CoCl₄]^2-jest anionem kompleksowym barwy niebieskiej. Powstaje wtedy, gdy do roztworu zawierającego akwajon kobaltu(II) dodaje się stężonego kwasu solnego. Co ciekawe można także przejściowo uzyskać ten jon, poprzez podgrzanie roztworu CoCl₂, obserwuje się wtedy bardzo ładną zmianę barwy z różowej na niebieską;) W kwestii CoCl₂ warto także zaznaczyć, że sól ta tworzy addukty o budowie tetraedrycznej, typu CoCl₂×2L, z neutralnymi donorami. Co ciekawe, w obecności owych donorów addukty te ulegają redukcji, tworząc pochodne o ogólnym wzorze CoCl×L₃, np. CoCl(PR₃)₃. Związki te mogą być dalej modyfikowane, pozwalając na uzyskanie całe gamy innych połączeń kobaltu – zarówno nieorganicznych jak i metaloorganicznych. W reakcji z amoniakiem [Co(H₂O)₆]²⁺ daje aminakompleks [Co(NH₃)₆]²⁺, który dość łatwo utlenia się do [Co(NH₃)₆]³⁺.

Mgr Davidoffski i sole z alter ego. Część 1 - sole żelaza(III).

2010-08-17T23:15:00.019+02:00

Były takie czasy dawno, dawno temu, kiedy wszystko było prostsze. W gimnazjum (dawniej także w szkole podstawowej) oraz w liceum naucza się budowy związków chemicznych w bardzo uproszczony sposób, tak aby przystępnie objaśniać podstawowe prawa chemii. Na studiach naturalnie materiał ulega znacznemu rozwinięciu, ale nawet wtedy nie odkrywa on przed studentami wszystkich naprawdę interesujących tajemnic…

Dziś odkrywane będą sekrety pozornie banalnych i oczywistych związków jakimi są sole. Sole czyli zmora gimnazjalistów i licealistów :D W ciągu tych niecałych sześciu lat, w ciągu których udzielam korepetycji, nie spotkałem się z bardziej zaporową dla młodzieży tematyką :P Dziś jednak nie będzie praktycznie ani słowa o metodach otrzymywania soli, dziś opowiem o tym czym sole są tak naprawdę… zarówno w stanie stałym jak i w roztworach wodnych.

Weźmy na początek prosty przykład – FeCl₃, czyli chlorek żelaza(III). Bezwodna sól w stanie stałym przyjmuje strukturę jodku bizmutu(III) BiI₃ i tworzy higroskopijne kryształy, ciemnozielone lub czarne. Sól ta rozpuszczona w wodzie daje silnie kwaśne roztwory. Zajrzyjmy więc w głąb takiego roztworu. Jak wiadomo, jony metali w wodzie nie są prostymi kationami, ale tzw. akwajonami. W przypadku żelaza(III) tym akwajonem jest kation heksaakważelaza(III) [Fe(H₂O)₆]³⁺. W roztworach wodnych takie akwajony mogą zachowywać się jak kwasy Brőnsteda poprzez oddanie protonu H⁺. Tak też się dzieje w przypadku [Fe(H₂O)₆]³⁺, co obrazują poniższe równania:

[Fe(H₂O)₆]³⁺+ H₂O -> [Fe(H₂O)₅(OH)]²⁺ + [H₃O]⁺

[Fe(H₂O)₅(OH)]²⁺ + H₂O -> [Fe(H₂O)₄(OH)₂] + [H3O]⁺

Proces ten ma także wpływ na barwę roztworu. [Fe(H₂O)₆]³⁺ jest barwy purpurowej, jednakże każdy kto widział roztwory soli żelaza(III) wie, że są one barwy brązowożółtej. Za ten stan rzeczy odpowiadają powstające wskutek hydrolizy hydrokso kompleksy żelaza(III). Wróćmy jeszcze do samego chlorku żelaza(III). Z roztworu wodnego można wykrystalizować hydrat, FeCl₃×6H₂O, barwy pomarańczowo-brązowej. Poprawnie jednak zapisany wzór tego hydratu to trans-[FeCl₂(H₂O)₄]Cl×2H₂O, który zawiera w swojej strukturze jon o budowie ukazanej na poniższym rysunku:

Ale, ale… To jeszcze nie wszystko!;) Wskutek hydrolizy [Fe(H₂O)₆]³⁺ mogą się także tworzyć struktury mostkowe, między innymi [(H₂O)₅FeOFe(H₂O)₅]⁴⁺:

Ten kation to już całkiem spory wuja;) Mostek Fe-O-Fe jest liniowy, jak widać powyżej, co wskazuje na obecność wiązania (d-p)π utworzonego poprzez nakładanie się orbitali d żelaza oraz orbitali p tlenu. Strukturę tego kationu określono dzięki rentgenografii strukturalnej wykrystalizowanej soli [(H₂O)₅Fe(µ-O)(H₂O)₅][ClO₄]₄×(18-korona-6)₂×2H₂O. W układzie tym, eter koronowy jest połączony wiązaniami wodorowymi ze skoordynowanymi z atomami żelaza cząsteczkami wody:

Eter koronowy 18-korona-6 ma następującą budowę:

Ciekawym przypadkiem jest FeI₃. Sól ta bardzo łatwo ulega rozkładowi:

2 FeI₃ -> 2 FeI₂ + I₂

Nie można tego związku otrzymać na drodze reakcji Fe³⁺ z jodkami, żelazo(III) ulega redukcji do Fe²⁺ i wydziela się wolny jod. Można jednak problem ten rozwiązać i wyizolować FeI₃ w warunkach obojętnych (np. w atmosferze argonu) w następującej reakcji:

2 Fe(CO)₄I₂ + I₂ -> 2 FeI₃ + 8 CO

No! Jak się nie da, jak się da?;) Przyjrzyjmy się jeszcze innym solom żelaza(III);)

Bezwodny Fe(ClO₄)₃ jest ciałem stałym barwy żółtej. Komercyjnie dostępny jest w postaci hydratu o dość zróżnicowanej zawartości wody, otrzymuje się go w reakcji Fe₂O₃×H₂O z wodnym roztworem HClO₄. W zależności od stopnia zanieczyszczenia chlorkami może mieć barwę jasnofioletową ( poniżej 0.005% zawartości chlorków) lub żółtą.

Siarczan(VI) żelaza(III) Fe₂(SO₄)₃ tworzy białe lub beżowe kryształy, dostępny jest w postaci hydratu Fe₂(SO₄)₃×5H2O. Azotan(V) żelaza(III) z kolei tworzy bezbarwne lub jasnofioletowe kryształy hydratu o wzorze Fe(NO₃)₃×9H₂O, którego jednak poprawny zapis wygląda następująco: [Fe(H₂O)₆][NO₃]₃×3H₂O. Otrzymywany jest w reakcji tlenków żelaza ze stężonym HNO₃. Natomiast fioletowy heksahydrat Fe(NO₃)₃×6H₂O (a poprawnie: [Fe(H₂O)₆][NO₃]₃) otrzymuje się w reakcji Fe₂O₃×H₂O z HNO₃.

Na dzisiaj tyle! Już niedługo nastąpi dalszy ciąg opowieści o solach;)

mgr Davidoffski i blog

2010-06-26T18:48:00.002+02:00

Jaki jest mój cel prowadzenia tego bloga? Ano dość prosty w zamyśle:) Chemia to moja pasja, niezwykle silnie związana z moim życiem. O chemii lubię mówić oraz pisać. Chciałbym aby ten blog był klimatycznym zakątkiem, w którym spragnieni wiedzy oraz ciekawostek czytelnicy mogliby odnaleźć coś w sam raz dla siebie. Nie mam zamiaru tworzyć w tym miejscu jakiegoś zwięzłego, encyklopedycznego kompedium pisanego skrajnie sformalizowanym językiem. Z drugiej strony jednak podejmuję się stworzenia tutaj wiarygodnego, rzetelnego źródła wiedzy, opartego na danych zebranych z literatury oraz z własnych doświadczeń.

Szczególnie zachęcam do lektury wszystkie osoby zafascynowane chemią a także ludzi, którzy poszukują informacji potrzebnych im w swej edukacji (studenci, uczniowie - jesteście mile widziani!:).

Tematyka bloga będzie bardzo zróżnicowana. Odzwierciedlać będzie ona moje bieżące zainteresowania, które chciałbym opisać. Niemniej jednak z chęcią podejmę wyzwanie pisania postów na tematy, o które Wy drodzy czytelnicy poprosicie (rzecz jasna na tyle, na ile moja wiedza mi pozwoli;).

Życzę miłej lektury!;)

Reboot!

2010-06-24T19:32:00.002+02:00

Czas ożywić trupa!