Helowce

Nazywane gazami szlachetnymi. Hel należy do bloku S, a pozostałe do P. Są bezbarwnymi i bezwonnymi gazami. Ich mieszaninę można rozdzielić poprzez rozpuszczenie w wodzie. Najtrudniej rozpuszczalny jest hel. Występują w postaci atomów. Są bierne chemicznie. Udało się otrzymać parę związków chemicznych z helowcem. Występują również nietrwałe połączenia KLATRATOWE helowców, w których znajduje się on wewnątrz sieci krystalicznej. Brak jednak wiązać chemicznych.

ZASTOSOWANIE: Neon: – Lampy przeciwmgielne, neony, uzyskiwanie niskich tempr.
Argon:  – Gaz ochronny podczas spawania. Z azotem wypełnia się nim żarówki.
Ksenon: – Żarówki ksenonowe – reflektory samochodowe.
Radon: – Radioterapia nowotworowa.
Krypton: – Szyby zespolone żarówki o dużej mocy.

Fluorowce

Występują w postaci związków chemicznych. Fluor i chlor są gazami o żółtozielonej barwie i ostrym zapachu. Brom jest ciemnoczerwoną cieczą. Jod i astat to ciemnoszarw substancje o metalicznym połysku. Wszystkie są niemetalami.
Chlor i brom rozpuszczają się w wodzie oraz rozpuszczalnikach niepolarnych jak np. benzyna. Jod w wodzie się nie rozpuszcza, ale rozpuszcza się w rozpuszczalnikach organicznych oraz jodków litowców. Jod jest najsłabszym reduktorem w grupie.
Wzrost aktywności: I2 –> Br2 –> Cl2
Reakcja fluoru z wodą:
F2 + H2O –> 2 HF + O (tlen atomowy)
O mniejszej liczbie atomowej są aktywniejsze.
Przyjmują stopnie utlenienia od -I do VII, a najczęściej -I, I, III,  i VII. FLUOR ZAWSZE MA -I.
Tlenki fluorowców nie powstają bezpośrednio z reakcji z tlenem.
Moc kwasów tlenowcych wzrasta wraz z aktywnością pierwiastka (w beztlenowych całkiem na odwrót) oraz ze zwiększeniem się liczby atomów tlenu w cząsteczce.
Powstawanie kwasów:
Cl2 + H2O –> HCL + HClO
Fluorowce mogą się wzajemnie łączyć.

CHLOR: Żółtozielony gaz o duszącym zapachu, toksyczny. Dobrze rozpuszczalny w wodzie. Woda chlorowa ma właściwości wybielające (podobnie jak SO2).
Chlor bardzo energicznie reaguje z matalami z emisją światła i wydzieleniem ciepła.
Bezpośrednio łączy się z wodorem.
Najważniejszy tlenek chloru to Cl2O7 – bezbarwna ciesz, silny utleniacz. Jest tlenkiem kwasowym kwasu chlorowego (VII) HClO4.
Chlorany np. NaClO wykazują silne właściwości bakteriobójcze.

ZASTOSOWANIA: Fluor: – Produkcja smarów i olejów. Trawienie szkła. Mineralizacja tkanek kostnych.
Jod: – składnik hormonów tarczycy. Jodyna – odkażająca.
Brom: – Środki antydetonacyjne. Barwniki. Leki uspakajające. Pestycydy.
Chlor: – Środek wybielający.
Astat: – Radioterapia nowotworowa. Emiter cząstek alfa.

Tlenowce

Tlen jest gazem, pozostałe to substancje stałe. Mogą występować na różnych stopniach utlenienia: -II, IV, VI. Oprócz tlenu, który występuje na -II, -I lub II (we fluorku tlenu OF2).
Tworzą tlenki wykazujące charakter kwasowy, który maleje wraz z wzrostem liczby atomowej. Z wodorem tworzą wodorki o charakterze słabych kwasów beztlenowych. Najmocniejszy jest H2Te, a najsłabszy H2O.

TLEN: Niezbędny do oddychania. Podtrzymuje procesy spalania. Cząteczka O2 ma dwa elektrony niesparowane przez co jest bardzo aktywny chemicznie.
Otrzymywanie:
2 HgO –> 2 Hg + O2
2 KMnO4 –> K2MnO4 + MnO2 + O2

SIARKA: Najważniejsze odmiany alotropowe to siarka 1) rombowa 2) jednoskośna.

Płatki róży pod wpływem tlenku siarki (IV) odbarwiają się – ma właściwości wybielające.
Otrzymywanie tlenku siarki (IV)
Na2SO4 + 2 HCl –> 2 NaCl + SO2 + H2O
Siarkowodór to silnie trujący, bezbarwny gaz o zapachu zgniłych jaj.

ZASTOSOWANIE: Tlen i siarka: – składniki organizmów
Polon: – Żródło cząstek alfa i neutronów.
Siarka: – Sztuczne ognie.
Tellur: – Barwi szkło na niebiesko. Terektory podczerwieni.
Selen: – Przewodzi prąd pod wpływem światła.

Azotowce

Azot jest jednym z głównych składników powietrza oraz wielu związków budujących organizmy. Fosfor nie występuje w stanie wolnym, a tylko w związkach (nie znosi życia jako singiel).
Azot jest gazem, pozostałe substancjami stałymi. Fosfor występuje w 10 odmianach alotropowych, a najczęściej spotykane są 3:
1) fosfor biały (P4) należy przechowywać pod wodą, bo zapala się w powietrzu i jest bardzo toksyczny.
2) fosfor czerwony powstaje podczas ogrzewania fosforu białego
3) fosfor czarny ma metaliczny połysk i przewodzi prąd, jest mało aktywny chemicznie. Arsen występuje jako arsen szary, żółty i czarny. A antymon ma odmianę mataliczną i bezpostaciową – czarną.
Azotowce są nieaktywne chemicznie. Tworzą wiązania kowalencyjne. Przyjmują stopnie utlenienia od -III do V. Najważniejsze związki z metalami to azotki np. Li3N oraz fosforki np. Na3P, w których azotowiec przyjmuje stopień utlenienia -III.
Trudno łączą się z tlenem, jedynie fosfor biały i przy tym świeci (P4O10) Fosfor tworzy dwa istotne tlenki: P2O5 i P4O10. Z wodą tworzą kwasy.
P4O10 + 2 H2O –> 4 HPO3
P4O10 + 4 H20 –> 2 H2P2O7
P4O10 + 6 H2o –> 4 H3PO4

Charakter chemiczny tlenków:
Obojętne: N2O i NO
Kwasowe: tlenki azotów od IV stopnia utlenienia oraz tlenki fosforu
Arsen, antymon i bizmut na V stopniu są kwasowe, a na III (prócz bizmutu) amfoteryczne.
Bi2O3 jest zasadowy.
Wodorek azotu (amoniak) ma charakter zasadowy. Pozostałe wodorki są obojętne.

AZOT: Tworzy cząstki dwuatomowe. Bezbarwny, bezwonny i bez smaku. Rozpuszcza się gorzej od tlenu.
Reakcje z amoniakiem:
NH3 + HNO3 –> NH4NO3
Pod wpływem ogrzewania ulega rozkładowi z wydzieleniem gazowego amoniaku:
NH4CL –> NH3 + HCl
Cząstka NO ma jeden niesparowany elektron przez co jest bardzo aktywny. Łatwo utlenia się w powietrzu do tlenku azotu (IV) który jest brunatnym, trującym gazem o duszącym zapachu. Tlenek azotu (IV) tworzy w wodzie dwa kwasy:
2 NO2 + H2O –> HNO2 + HNO3
Stężony roztwór kwasu azotowego (V) jest tak silnym utleniaczem, że wiele substancji zapala się w nim, jak w czystym tlenie.
4 HNO3 + C –> Co2 + 4 NO2 + 2 H2O

ZASTOSOWANIE: Arsen: – dodatek do brązów, produkcja materiałów półprzewodnikowych
Azot: – buduje białka i witaminy.
Fosfor: – Składnik kwasów nukleinowych, kości i związków ATP.
Bizmut: – Daje niską temp. topnienia.
Antymon: – Odlewanie czcionek drukarskich.
Fosfor: – Biały – produkcja bomb. Czerwony – draski na pudełkach zapałek.

Węglowce

Występują głównie jako składniki skał i minerałów. Są stałe, zazwyczaj występują na IV stopniu utlenienia, rzadziej na II np. CO, SiO, GeO. II stopień jest typowy dla cyny i ołowiu. Łączą się z tlenem w wysokich temp.
Charakter chemiczny tlenków: CO, SiO, GeO – obojętne
SnO, PbO, GeO2, SnO2 PbO2 – amfoteryczne
CO2, SiO2 – kwasowe
Zawierają wiązania kowalencyjne. Wyższa elektroujemność węgla w stosunku do elektorujemności krzemu powoduje, że w cząsteczce metanu CH4 atomowi węgla przypisuje się stopień utlenienia -IV, a atomowy krzemu w SiH4   IV

ZASTOSOWANIA: Węgiel: – Surowiec energetyczny.
German: – Dodawany do szkła optycznego.
Krzem: – Składnik m.in tranzystorów i układów scalonych
Ołów: – Aparatura chemiczna do produkcji kwasu siarkowego (VI) bo ulega w nim pasywacji. Pociski karabinowe.
Cyna: – Zabezpieczenia przed korozją.

Borowce

Substancje stałe. Bor ma postać błyszczących, czarnych i twardych kryształków. Pozostałe są srebrzystobiałe. W reakcjach tworzą wiązania kowalencyjne. W związkach występują na III stopniu utlenienia. Jedynie tal w chlorkach, tlenkach i wodorotlenkach jest na I.
Bor ma charakter kwasowy, Glin, Gal i Ind amfoteryczny, a Tal zasadowy.
Borowce reagują z tlenem (w podwyższonej temp.) oraz z innymi niemetalami.

Wodorki Boru – borany vel. borowodorki w rzeczywistości nie powstają. Zapalają się w kontakcie z powietrzem.

GLIN: Kowalny i ciągliwy metal. Dobrze przewodzi prąd i ciepło. Wykazuje małą odporność na rozerwanie. Reaguje z rozcieńczonymi roztworami kwasów. Pod wpływem stężonego kwasu ulega pasywacji.
4 Al + 3 O2 –> 2 Al2O3
Nie reaguje więc z tym kwasem.
Reaguje ze stężonymi roztworami mocnych zasad. Powstaje związek kompleksowy i wydziela się wodór. W powietrzu spala się gwałtownie, powstaje biały proszek – tlenek glinu Al2O3 nierozpuszczalny w wodzie. Ma amfoteryczny charakter.
Może służyć do redukcji tlenków metali. Jest to tzw. aluminotermia.

ZASTOSOWANIE: Glin: – Przemysł lotniczy, okrętowy i samochodowy
Ind: – Produkcja termometrów oporowych i przyrządów optycznych
Bor: – Podwyższanie wytrzymałoci stóp metali.
Tal: – Trucizny.
Gal: – Emituje niebieskie światło w niektórych związkach – fotodiody. Produkcja luster.

Berylowce

Duża aktywność, występują w postaci skał i minerałów. Srebrzystobiałe o małej twardości, niskie temp. topnienia, mała gęstość. Mniej aktywne od litowców. Występują na II stopniu utlenienia.
Łatwo reagują z tlenem, niemetalami, wodą i kwasami. Beryl ma charakter amfoteryczny.
Beryl i magnez nie reagują bezpośrednio z wodorem. A w wodą reagują dopiero po ogrzaniu.
Z kwasami tworzą sole (wypierają wodór).
Produktami reakcji berylu ze stężonymi zasadami jest sól oraz wodór.
Cząsteczki związane z atomem centralnym związków kompleksowych to LIGANDY.

WAPŃ: Składnik kości, kredy, wapienia, gipsu. Dobry przewodnik, reaguje z tlenem z powietrza. Jest srebrzystoszary, kruchy i twardy. Pod wpływem powietrza:
2 Ca + O2 –> 2 CaO
3 Ca + N2 –> Ca3N2

PASYWACJA: tworzenie się na powierzchni metali warstewki tlenku chronięcej matal przed dalszym utlenieniem.

ZASTOSOWANIE: Wapń: – Odsiarczenie i osuszenie złóż metali i ropy naftowej
Rad: – Leczenie nowotworów i produkcja farb luminescencyjnych
Stront: – Rakiety sygnalizacyjne (czerwone zabarwienie), luminofor
Beryl: – Okienka lamp rentgenowskich
Bar: – Pochłaniacz gazów, utrzymanie próżni w przyrządach