informacje



Pokazywanie postów oznaczonych etykietą sole nieorganiczne. Pokaż wszystkie posty
Pokazywanie postów oznaczonych etykietą sole nieorganiczne. Pokaż wszystkie posty

poniedziałek, 16 grudnia 2019

1921 - Eksplozja w Oppau

Krater po eksplozji

W niemieckim Oppau (dziś część miasta Ludwigshafen), w latach 20. działał zakład produkujący nawozy sztuczne. Jednym z głównych produktów był nawóz azotowy zawierający azotan amonu  zmieszany z siarczanem. Azotan amonu jest jednak substancją niebezpieczną - podobnie jak inne saletry, w podwyższonej temperaturze rozkłada się, działając jak silny utleniacz. Saletra potasowa zmieszana ze związkami organicznymi, lub węglem i siarką, daje różnego typu masy wybuchowe. Azotan amonu ma natomiast tę szczególną cechę, że potrafi utlenić sam siebie - w jonie azotanowym azot ma stopień utlenienia +5 zaś w amonowym -3. Oznacza to, że oba jony mogą zareagować wzajem ze sobą, wytwarzając produkty gazowe, głównie azot, tlenki azotu i wodę. Gwałtownie rozprężające się gazy po reakcji chemicznej, gorące wskutek dużej uwalnianej energii, to właśnie wybuch.

Z tego powodu w podwyższonej temperaturze azotan amonu staje się materiałem wybuchowym i wiele razy już doprowadzał do celowych lub niezamierzonych eksplozji. Ostatnio na przykład Breivik użył bomby z nawozów podczas swojego ataku w Oslo. Jednym z najgorszych przypadków takich wybuchów, była właśnie eksplozja w Oppau.
Zakład przechowywał saletrę w dużym budynku magazynowym na jednej kupie, w formie pryzm dochodzących do 20 metrów wysokości. W roku 1921 postanowiono ułatwić sobie zadanie, i nawóz dostarczano do magazynu bezpośrednio z aparatury do suszenia rozpyłowego. Stężony, gorący roztwór rozpylano w rurze, do której doprowadzono suche powietrze. Następowało zastyganie małych kropelek, które jako perełki wysypywały się na podajnik, rozrzucający materiał półkolem pośrodku magazynu. Perełki w momencie wpadania do magazynu były mimo to wciąż jeszcze nieco wilgotne i dosychając ostatecznie sklejały się w masę o twardości betonu, którą trudno było rozbić łopatą a nawet kilofem górniczym. Powstawał tak zwany "bunkier" który po pewnym czasie uniemożliwił dalsze nasypywanie produktu W sierpniu 1921 podczas wybierania zapasów, w magazynie została półkolista pryzma obejmujący najbardziej stwardniałą część złoża, której nie dało się już wybrać.
Co też zrobić z taką ilością bardzo przecież potrzebnego produktu? A no rozwalić dynamitem.

Na pierwszy rzut oka wydaje się to szaleństwem, jednak zakład produkował nie czysty azotan amonu, lecz zmieszany z siarczanem amonu, siarczanem sodu i różnymi zanieczyszczeniami stałymi. Podczas krystalizacji z roztworu zawierającego podobne proporcje siarczanu i azotanu powstaje sól podwójna tworząca wspólny kryształ, o mniejszej wrażliwości chemicznej. Wcześniejsze próby pokazały, że jeśli ilość saletry amonowej w masie nie jest większa niż 60% to materiał jest dość bezpieczny, produkt składowany w magazynie miał około 50% tego składnika. Wiele razy zresztą już tak robiono, wysadzano góry stwardniałego od wilgoci nawozu, i nic się nie działo. Tym razem jednak stało się.
Co do przyczyn, opinie są różne. Produkowana masa nie miała stałego składu; w najbardziej stwardniałej warstwie mogła się znaleźć partia bardziej nasycona. Jeśli nawóz zsypywano mocno wilgotny mogło dojść do spłynięcia na dno pryzmy roztworu zawierającego więcej dobrze rozpuszczalnego azotanu. Sami nadzorujący prace niekoniecznie się trzymali reguły "nie więcej niż 50%", w zasadzie podejmowano już wysadzenia brył o składzie bliskim bezpiecznej granicy. Mogło być więc i tak, że inżynierowie wiedzieli, że partia nawozu zawiera dużo więcej azotanu niż powinna, ale mieli nadzieję, że tym razem też się uda. Na dodatek lato 1921 było w Niemczech wyjątkowo suche i gorące - zresztą, w Polsce podobnie, to wtedy zanotowano rekordowo wysoką temperaturę +40 koło Opola - sypki materiał na prawdę dobrze wysechł. W wysokiej temperaturze granulowania i suszenia utrudnione było powstawanie soli podwójnej azotano-siarczanu amonu, raczej powstała mieszanka czystych kryształków. Bezpieczna dotychczas procedura rozbijania twardych brył zaczęła przypominać tańczenie kankana nad przepaścią.
Krater w miejscu magazynu

Wysadzenie stwardniałej masy odbyło się dokładnie 21 września o godzinie 7:32. Wybuch objął jednak tylko część magazynowanego nawozu - wyparowało około dziesięciu procentów, pozostałe fragmenty zostały rozrzucone dokoła. Wciąż jednak było to około 500-600 ton azotanu, który pokazał swą moc.
Fala uderzeniowa zburzyła większość budynków w okolicy, wywołując zniszczenia do 30 kilometrów wokoło. Grom słyszano  aż w Monachium, trzysta kilometrów dalej, zaś wstrząs był wyczuwany w Zurychu. W miejscu magazynu powstał krater o długości 160 i szerokości 90 metrów, głęboki jeszcze na 20. Szybko zapełnił się wodą. W zakładzie przemysłowym i okolicznych miejscowościach zginęło około 560 osób a 6,5 tysiąca straciło dach nad głową.  Była to najgorsza katastrofa przemysłowa w historii Niemiec.

ze strony Oppau.info

-------
*  https://ffi-publikasjoner.archive.knowledgearc.net/bitstream/handle/20.500.12242/1259/16-01508.pdf?sequence=1&isAllowed=y
*  http://oppau.info/2011/09/14/explosionskatastrophe-1921/

poniedziałek, 12 sierpnia 2019

Wody i ich minerały

Jaka woda mineralna zawiera najwięcej selenu, a jaka wapnia? I czy właściwie warto jest je pić?

   Woda mineralna, wedle dziś uznawanej definicji, to woda wydobywana z ujęć podziemnych, która jest naturalnie czystsza od zwykłej wody pitnej, oraz ma określony, stabilny skład. Nie będzie więc wodą mineralną ta uzdatniana, która płynie w naszych kranach, choć niekiedy parametry obu wód są podobne. Dawniej, na potrzeby działalności zakładów wodoleczniczych stosowano definicję, uznającą za wodę mineralną tylko taką, która ma powyżej 1g/l składników rozpuszczonych. Zawężało to ilość wód mineralnych do około 30.
   Dziś wodą mineralną może więc zostać w zasadzie każda woda głębinowa o niezmiennym składzie i czystości, stąd też namnożyło się ich nam na rynku na prawdę sporo (ponad 130), i trudno zdecydować jaką wybrać.

Czy wody mineralne mogą być potraktowane jako dobre suplementy składników mineralnych? Niespecjalnie. Mimo wszystko w popularnych wodach składników mineralnych nie jest zbyt wiele. Wprawdzie najbardziej nawapniona woda mineralna, zawiera w litrze 1/4 zalecanej dziennej dawki Ca, ale przy spożyciu doustnym wchłanialność soli wapnia wynosi do 30%. Biorąc pod uwagę znaczne rozcieńczenie, próba uzupełnienia dobowej dawki wodą mineralną może być trudna, oraz prowadzić może do zwiększonego wypłukania tychże minerałów z moczem. Wody mineralne są najwyżej jednym z dodatkowych źródeł, ale główne zapotrzebowanie powinna zaspokajać po prostu żywność dobrej jakości i odpowiednio zróżnicowana.

Na podstawie kilku różnych źródeł postanowiłem podsumować informacje o tym, jaka woda zawiera najwięcej różnych jonów.

Wapń
Pierwiastek dość rozpowszechniony i w praktycznie każdej wodzie mineralnej jest obecny. Najwięcej z tych, które znalazłem, jest go w trudnej do zdobycia litewskiej wodzie Vytatuas, bo ponad 500 mg/l. Jest to woda generalnie dość słona, zawierająca przede wszystkim chlorek sodu. Z wód krajowych, łatwiej dostępnych w sklepach, najwięcej wapnia jest w Muszynie Minerale (456 mg/l), Kryniczance (436 mg/l) i Galicjance (415 mg/l)

Sód
Najczęściej występuje jako chlorek i wodorowęglan, stąd najwięcej jest go w wodach bardzo słonych i alkalicznych. Najzasobniejsza jest woda uzdrowiskowa Magdalena, zawierająca 8g/l Na. Następne w kolejce są wody Zuber (6,1g/l), Szczawa II (5,1) Szczawa I (4,8) Franciszek (3,8); z łatwiej dostępnych Wysowianka (0,39 g/l) czy Słotwinka (0,29g/l)
Jeśli chodzi o wody niskosodowe, zwykle bardzo mało sodu mają wody źródlane,  na przykład Górska Natura podaje na etykiecie tylko 1 mg/l co jest chyba najniższą jeszcze podawaną wartością, niewiele więcej podaje Dobrowianka (2 mg/l) i Primavera (2,4 mg/l)

Potas
Ma właściwości podobne do sodu i zwykle występuje wraz z nim w różnej proporcji, nie będzie więc zaskoczeniem, że najzasobniejsza w ten pierwiastek jest woda Zuber (288 mg/l). Następne w rankingu to Szczawa I (208 mg/l), Hanna (104), Franciszek (90), a z szerzej dostępnych, słodkich Wielka Pieniawa (64), Polanicka Zdrój (38).

Magnez
Ze względu na podobieństwo do wapnia i niekiedy występowanie z nim w skałach, zwykle towarzyszy mu w alkalicznych szczawach, jednak wodą zawierającą go najwięcej jest u nas Zuber, która po prostu zawiera najwięcej wszystkiego, przez co jest wodą uzdrowiskową trudną do przełknięcia. Zawiera 363 mg/l magnezu. Następna w kolejce to nie taka łatwa do znalezienia woda Muszyńskie Zdroje, zawierająca 292 mg/l, oraz pojawiająca się w sklepach
Słotwinka (244 mg/l). Z wód bardziej popularnych, obfitym źródłem jest Muszynianka (135 mg/l) i Galicjanka (90 mg/l).

Dla porównania wody rozprowadzane przez wodociągi są zwykle miękkie lub lekko twarde i nie zawierają zbyt wiele magnezu. Z kilku badań które przeglądałem, najbardziej w magnez obfitowała woda z ujęcia w Dąbrowie Górniczej, zawierająca 48 mg/l. [d]


Fluorki
Obecność w wodzie fluorków zwykle wiąże się ze złożami fluorytu i fluoroapatytu, ale może też wynikać z obecności niektórych turmalinów. Zwykle pojawiają się w ujęciach podgórskich, z uwagi na bliskie podchodzenie pod powierzchnię skał magmowych - i tutaj w badaniu z 2010 najwyższą zawartość fluorków miała Długopolanka (1,5 mg/l).
Fluorki  mogą jednak pojawiać się na niżu w związku z obecnością w podłożu osadów polodowcowych z odseparowaną frakcją ciężkich minerałów, lub przenikaniem wód głębinowych. Chyba ta przyczyna spowodowała, że łatwo dostępną wodą mineralną o drugiej najwyższej zawartości fluorków, jest Augustowianka (1 mg/l - około 30% dziennej dawki). Jest to woda czerpana z dość dużej głębokości (450 m), lekko słonawa, zawierająca też chlorki sodu, wapnia i magnezu.  Z innych łatwo dostępnych wód Polanica Zdrój zawiera o połowę mniej fluoru - 0,5 mg/l, podobnie Staropolanka i woda zdrojowa Henryk, kilkanaście wód zawiera 0,3-0,1 mg/l, a wiele innych w ogóle go nie wymienia.

Dla porównania są rejony, w których ze względu na minerały fluoru w glebie, zawartość fluorków w wodzie wodociągowej z ujęć lokalnych także osiąga spore wartości. W Toruniu dawniej czynne były ujęcia tzw. "studni kredowych" ujmujących wody z warstwy kredy, zawierające nawet 1,5 mg F w litrze; aktualnie toruńska kranówka zawiera 0,2-0,4 mg/l.[f] Wysokie poziomy fluoru związanego ze złożami osadów, notuje się w studniach na Żuławach. Wynika to zapewne z warstwy osadów z okresu Permu, w miejscu dawnej zatoki morskiej. Pomiędzy złożami soli i gipsu znaleziono skupiska fluorytu. W studniach głębinowych z okolic Malborka fluorków było nawet 3,5 mg/l.[g] Podwyższone poziomy notuje się też w Tczewie, Gdańsku, Sieradzu, i w okolicy Kalisza.

Siarczany
Obecność w wodzie siarczanów zwykle wiąże się ze złożami gipsu. Uzupełniają one nieorganiczną siarkę, ale ze względu na działanie osmotyczne, przy stężeniach przekraczających 1g/l zaczynają działać przeczyszczająco. Najwięcej zawiera ich litewska woda Vytatuas (989 mg/l), a z krajowych Solannova (472), czy MagneVita (192). Z szerzej dostępnych stosunkowo sporo zawiera ich Polanicka Zdrój (100 mg/l), Polaris (88 mg/l [p]) i Selenka (85 mg/l).

Lit
Pierwiastek ten ma właściwości podobne do innych metali alkalicznych, jak sód czy potas, toteż często im towarzyszy. Dlatego wodami mineralnymi o największej jego zawartości są zwykle wody silnie zmineralizowane, słone. Króluje tu wybitnie słona woda Zuber (18,5 mg/l), dalej Szczawa II (14,5), Szczawa I (11,6) i nieco bardziej znośna Franciszek (5,2). Z wód łatwo dostępnych, słodkich, stosunkowo dużo litu zawiera Piwniczanka (0,6 mg/l) i Galicjanka (0,2).
Nie ma zbyt wielu informacji o zawartości litu w wodach wodociągowych, z którymi można by porównać te wyniki. Zwykle się go nie bada.

Jod
Jod ma właściwości chemiczne podobne do chloru, więc często występuje w wodach słonych. Z tych, których skład sprawdzałem, najwięcej ma go woda Dziedzilla (4,4 mg/l) i Szczawa II (3,0 mg/l), nieco mniej Szczawa I i Hanna (2,5 mg/l), Franciszek (2,2 mg/l). Są to wody zdrojowe, czasami spotykane w sklepach w małych buteleczkach.

Selen
Selen jest pierwiastkiem rzadkim i potrzebnym organizmowi w śladowych ilościach. Chemicznie jest najbardziej podobny do siarki, stąd występuje w wodach siarczkowych i siarczanowych, często też żelazistych, wynikających z kontaktu ze złożami pirytu.
W analizie z 1999 roku stwierdzono, że najwięcej selenu zawierały wody Cristal (0,514 ug/l = 0,0005 mg/l), Krynica Zdrój niegazowana (0,5 ug/l), Nałęczowianka niegazowana (0,498) Muszynianka niegazowana (0,495), Multi Vita (0,460) i Kryniczanka (0,450).  W wodach gazowanych zwykle było go mniej niż w niegazowanych, być może z powodu występowania części pierwiastka w lotnych formach. Podczas standardowych oznaczeń próbkę się odgazowuje, więc im więcej gazu miała woda, tym większe były różnice między wersją gazowaną i niegazowaną.[s]
Obecnością selenu chwali się woda z Wieńca Zdroju, o chwytliwej nazwie Selenka, choć trudno powiedzieć, czy jest w ten pierwiastek jakoś wyjątkowo zasobna. Podawana na etykiecie wartość <0,02 mg/l to tylko granica oznaczalności metody, pod nią mieszczą się wszystkie podane wcześniej wyniki zawartości, a także maksymalna dopuszczalna zawartość dla wód pitnych (0,01 mg/l). Miejsce w rankingu mogłyby ustalić dokładne wyniki analizy, ale tej nigdzie nie da się znaleźć.

Inne rzadkie
W teście popularnych wód na zlecenie UOKiK z 2012 roku[u] zbadano też niektóre rzadsze pierwiastki, w tym rad i radon.W żadnej z wód radioaktywność nie przekraczała norm, choć szczególnie duża była w Staropolance 2000 - całkowita dawka przy trwającym rok codziennym uzupełnianiu płynów tylko tą wodą wyniosłaby 0,175 mSv/r  - przy czym producent zalecał dzienną dawkę wody 1l, co obniżało skumulowane narażenie do 0,088 mSv/r. Żadna z wód nie przekraczała też norm dla zawartości uranu ale największe stężenie wykazano dla Ustronianki (1,2 ug/l).

------
* http://www.wodamineralna.netmark.pl/ - ranking wód bazujący na informacjach z etykiet
* Łukasz J. Krzych i inni, CHARAKTERYSTYKA WÓD BUTELKOWANYCH DOSTĘPNYCH
W SPRZEDAŻY W WOJEWÓDZTWIE ŚLĄSKIM, ROCZN. PZH 2010, 61, Nr 1, 37 - 43

[d] D. Bodzek i inni, Zawartość wapnia i magnezu w wybranych wodach i osadach ściekowych Górnego Śląska, Ochrona Środowiska, 4(71) 1998

[f]  http://www.wodociagi.torun.com.pl/index.php?lang=PL&m=faq
[g] Halina Łazarz i inni, Fluor w wodach podziemnych wschodniej części Żuław Wiślanych, Kwartalnik Geologiczny, I. 31, nr 1. 1987 r., Str. 69 - 82
[p] Anna Pasternakiewicz i inni,  Badania zawartości wybranych anionów nieorganicznych
w wodach mineralnych i źródlanych – pod kątem bezpieczeństwa zdrowotnego wody, Probl Hig Epidemiol 2014, 95(3): 788-793
[s] Masłowska J., Ocena zawartości selenu w naturalnych wodach mineralnych dostępnych na rynku w Polsce, Żywność 3 (20) 1999
[u] https://www.bankier.pl/static/att/90000/2467072_Wybrwody.pdf

środa, 7 sierpnia 2019

Ostatnio w laboratorium (70.)

Badanie zawartości fosforanów przy pomocy testu z błękitem molibdenowym:
   Na potrzeby chemików stworzono wiele prostych testów pewnych właściwości, ułatwiających im przygotowywanie odczynników i pomiar. Na przykład papierki wskaźnikowe różnego typu, od kwasowo-zasadowych, przez wykrywające utleniacze (papierki jodoskrobiowe), siarkowodór (papierki ołowiowe), czy nawet testy paskowe do wykrywania witamin, narkotyków albo hormonów, nieraz z całkiem przyzwoitą dokładnością.
   Przykładem mogą być gotowe zestawy w próbówkach, do oznaczeń kolorymetrycznych - próbkę dodaje się do próbówki, w której jest już odczynnik, do tego dodaje się inne, zakręca, miesza i wykonuje pomiar. Parę takich zestawów mieliśmy w laboratorium, jako dodatek do jednego ze spektrofotometrów, mającego w oprogramowaniu gotową metodę oznaczania, z wpisaną zależnością stężenia od nasycenia koloru, bez potrzeby tworzenia krzywej kalibracyjnej.
   Zestaw generalnie służył do badania wody lub ścieków, ewentualnie roztworów z niezbyt dużą ilością zanieczyszczeń organicznych. Sądziłem, że raczej zestaw się za bardzo nie przyda, najwyżej czasem zbadamy wodę używaną w zakładzie. Aż pojawił się problem.

   Należało w miarę szybko oznaczyć w pewnym surowcu roślinnym zawartość fosforu. Przepatrzyłem odczynniki. Soli baru, używanych do wytrącania i oznaczania fosforanów grawimetrycznie, nie było. Wzorce do ICP też nie miały tego niemetalu. Postanowiłem trochę zaimprowizować, i zastosować test na fosforany w wodzie, który w swoim składzie zawierał odczynnik molibdenianowy.
  Próbka została spalona w piecu elektrycznym do białego popiołu. Ten rozpuszczony w kwasie solnym. Po przesączeniu od frakcji popiołu nierozpuszczalnego w kwasie otrzymałem roztwór do badań.
  Test jest dość czuły ale ma pewien wąski zakres w którym daje miarodajne wyniki, należało więc rozcieńczyć. Pierwsze rozcieńczenie przesączu do 250 ml dało roztwór wciąż zbyt stężony. Rozcieńczenie go w stosunku 1:10 trochę poprawiło sytuację, ale nadal było to poza zakresem dokładnej oznaczalności. Dopiero kolejne rozcieńczenie dało roztwór, którego stężenie mieściło się w zakresie testu.

   Związkiem barwnym powstającym w tej reakcji, był błękit molibdenowy. dość ciekawy związek nieorganiczny, będący rozbudowanym anionem, tworzonym przez aniony molibdenianowe z jednym jonem innego pierwiastka. Musi to być anion tlenkowy o tetraedrycznym układzie tlenów wokół centralnego atomu, zwykle reakcję wywołuje jon ortofosforanowy, krzemianowy, arsenianowy V i germanianowy.
W roztworze wodnym aniony molibdenianu VI tworzą z dodatkowym jonem strukturę klatkową, w której człony molibdenianowe zamykają w sobie anion obcy. Powstaje tak zwana struktura Keggina.

Struktura Keggina dla fosforowolframianu
Jon ten jest jeszcze bezbarwny. Pod wpływem środków redukujących dodawanych do mieszaniny - może to być kwas askorbinowy lub chlorek cyny - następuje redukcja jednego lub dwóch atomów molibdenu na niższy stopień utlenienia, bez zmiany samej struktury jonu. W wyniku tego między atomami o różnym utlenieniu zachodzą przejścia elektronowe, skutkujące pochłanianiem światła i pojawianiem się koloru.

Reakcja ta może więc albo wykrywać aniony tworzące z molibdenianem barwny związek, albo przy użyciu roztworu gotowego anionu fosforomolibdenianowego wykrywać obecność i ilość związków redukujących. W niektórych przypadkach anion bywa używany jako reduktor, w syntezie organicznej czy przy farbowaniu tkanin. W takim zastosowaniu fosforomolibdenian amonu stanowi jeden z roztworów używanych w histologii przy trójkolorowym barwieniu Massona - tkanki traktuje się kolejno hematoksyliną żelazową, zabarwiającą na ciemno jądra komórkowe, fuksyna zabarwia różowo acydofilne elementy, w tym składniki cytoplazmy, komórki mięśniowe i kolagen. Fosforomolibdenian usuwa fuksynę z kolagenu, który jest ostatecznie zabarwiany błękitem anilinowym.
Podobny błękitny kolor daje analog wolframianowy.

poniedziałek, 17 czerwca 2019

Ostatnio w laboratorium (68.)

Do laboratorium analitycznego mogą czasem przychodzić dziwne próbki. Jak choćby ostatnio - przyniesiono nam próbkę osadu z bojlera, o uderzającym zielonym kolorze, z zapytaniem czy możemy zbadać jakie pierwiastki w tym są, bo coś takiego się wytrąca. Już pierwszy rzut oka sugerował miedź:

Ale oko nie spektroskop, należało to jakoś potwierdzić. Pierwsze badanie - reakcja z kwasem solnym. Osad powoli rozpuszczał się, wydzielając bąbelki gazu. Czyli w skład osadu raczej wchodził zwykły węglanowy kamień. Roztwór po rozpuszczeniu miał słaby, zielonkawo-niebieski kolor. Co jeszcze mogło tam siedzieć? Wprawdzie mamy na wyposażeniu ICP-OES, ale włączanie aparatu na jedną próbkę było bezsensowne, najwyżej dołożymy próbkę roztworzonego osadu do innych, gdy będzie więcej zamówień. Na szybko to ja mogłem zrobić tylko klasyczne analizy próbówkowe.

Przegrzebałem odczynniki, szukając czegoś specyficznego. Dimetyloglioksymu nie było, podobnie jak benzoinooksymu, rodanek amonu jeszcze nie doszedł, wreszcie zdecydowałem się na dwie reakcje. Do części roztworu dodałem wodorotlenku sodu - powstał jasnoniebieski osad, jaki raczej daje miedź. Do drugiej dodałem roztwór żelazocyjanku potasu (ściślej: odczynnik Carreza I), powstał brunatno-czerwony osad, charakterystyczny dla miedzi. Aha, czyli w sumie potwierdzone.

Zastanawiałem się jednak czy da się w tym jeszcze wykryć żelazo, które zdecydowanie częściej występuje w wodzie, podbarwiając kamień kotłowy na brązowo. Nie było widać aby osad wodorotlenku podbarwiał rdzawy wodorotlenek żelaza III. Obstawiałem, że żelazo może być ewentualnie związane w formie związków żelaza II o słabym, zielonkawym zabarwieniu, maskowanym przez miedź. Postanowiłem dodać do zlewki kilka kropel wody utlenionej. Żelazo się dzięki temu utleni, osad pociemnieje. Myślałem przy tym, że wodorotlenek miedzi nie zareaguje, bo aby utlenić miedź do jeszcze wyższych stopni utlenienia, to trzeba bardziej agresywnych warunków. A jednak zostałem zaskoczony - zawartość zlewki stała się intensywnie zielona:

No dobra, może to żelazo daje taki efekt. Żółty i niebieski dają zielony, widocznie żelaza jest w tym osadzie dużo. Zrobiłem ślepą próbę z siarczanem miedzi, ale wynik był podobny - wodorotlenek miedzi w reakcji z wodą utlenioną robił się zielony.
Wyjaśnienie wiąże się z powstawaniem związku, o jakim wcześniej nie czytałem - powstaje nadtlenek miedzi - CuO2. Jest to związek nietrwały, szybko zresztą zaobserwowałem stopniowe ciemnienie i brunatnienie osadu, zachodzące z wydzielaniem bąbelków tlenu; po upływie 30 minut w zlewce był już tylko drobny, czarny osad tlenku miedzi II CuO.
Charakter i struktura tego tlenku są dyskutowane - w pewnym warunkach daje się uzyskać związek o podobnej stechiometrii, mający charakter dwutlenku, z czterowartościową miedzią.[1] W tym przypadku przypuszczalnie jest to cykliczny nadtlenek jonowy, zawierający dwuanion O2−
2
  .
W strukturze wewnętrznej wysokotemperaturowych nadprzewodników z grupy miedzianów, daje się wyróżnić płaszczyzny tlenku o stosunku 1:2, w których następuje nadprzewodnictwo elektronowe.

Tymczasem następnego dnia zauważyłem, że w próbówce w której badałem reakcję na żelazocyjanki, roztwór nad osadem związków miedzi zabarwił się na niebiesko. Błękit pruski jest lepiej rozpuszczalny w wodzie od żelazocyjanku miedzi, zwłaszcza przy mocno niestechiometrycznym stosunku jonów, co świadczyło o tym, że kamień kotłowy jednak zawierał też trochę żelaza.

ps. Tak się złożyło, że to 300 wpis na tym blogu.
--------
[1]  https://pubs.acs.org/doi/10.1021/j150655a014

czwartek, 16 maja 2019

Ostatnio w laboratorium (67.)

Wzory wytrąceniowe szczawianu kobaltu:


Widoczek przypomina trochę kolonie pleśni na odżywce, ale ma zupełnie inną naturę. O tym ciekawym fenomenie dowiedziałem się niedawno, szukając informacji na temat innej reakcji. Publikacja sprzed 10 lat* opisywała nowy rodzaj samoorganizacji w procesach chemicznych. Gdy kryształ soli zostaje umieszczony w cienkiej warstwie roztworu, w którym wytrąca osad, w niektórych przypadkach osad nie tworzy po prostu równego kółeczka, sięgającego do miejsca, w którym stężenie powstających związków jeszcze wystarczało na wytrącenie. Zamiast tego powstają promienie, w których strąca się więcej osadu, przedzielone obszarami bez wytrąceń. Dokładny wzór zależy od warunków.

Efekt zauważono w przypadku soli miedzi i kobaltu w warstwie roztworu szczawianu sodu. Takie też zestawy testowałem. W powyższym przypadku sole miedzi (na dole) dały bardzo słaby efekt, w dodatku wzór rozmył się po przeniesieniu szalki na ciemniejsze tło. Natomiast kobalt dał wyraźny wzór rzadko rozłożonych promieni strzelających z okrągłej plamki osadów.
Przy kolejnym powtórzeniu, z innym stężeniem szczawianu i z cieńszą warstwą roztworu, wzór dla kobaltu wyszedł dużo gęstszy i mniej czysty:
W innej porcji tego samego roztworu sól miedzi także dała gęsty wzór:

Po pewnym czasie osady były na tyle dobrze związane z podłożem, że można było wyssać roztwór pipetką.

Skąd ten efekt? Autorzy artykułu podają, że to wynik nałożenia się kilku zjawisk. Rozchodzenie się jonów wokół kryształka nie następuje tylko na drodze prostej dyfuzji. Początkowo tworzy się znacznie gęstszy roztwór danej soli, który rozprzestrzenia się tuż przy dnie. Generuje to w warstwie roztworów ruch warstw - przydennej na zewnątrz a powierzchniowej do środka. Pierwsze porcje wytrącającego się osadu wprowadzają w ten ruch zaburzenia. Ostatecznie zawirowania porządkują się w układ podobnej wielkości poziomych wirów, rozciąganych ruchem rozpływającej się warstwy przy dnie. W tak ukształtowanych strumieniach wytrąca się więcej osadu.
Był to efekt nieoczekiwany, zamierzeniem autorów było badanie tworzenia się osadu w przepływie grawitacyjnym, powstawanie kolistych wytrąceń wokół miejsca rozprzestrzeniania roztworu wytrącanego było znane, tymczasem po uzyskaniu odpowiednich warunków stężeń i grubości roztworu powstawały promienie, których dotychczas w literaturze nie opisywano.

W obrębie jednolitego koła kryształki szczawianów miały normalną formę wielościennych kryształów i ich kulistych skupień.  W promieniach natomiast tworzyły włókna o grubości 3 mikrometrów i długości do jednego czy nawet kilku milimetrów. Dosłownie włos z pojedynczych kryształów.

Badacze wykazali pojawianie się tego efektu w dość rozcieńczonych roztworach mrówczanu (0,01-0,03M) , w za bardzo stężonych cała rozpuszczana sól formowała jednolite koło albo osad oblepiał wrzucony kryształek. Mam więc w sumie szczęście, że udało mi się ten efekt odtworzyć, bo stężenia były dobierane na oko.
----------
* J. Maselko et al.,  Precipitation Pattern Formation in the Copper(II) Oxalate System with Gravity Flow and Axial Symmetry, J. Phys. Chem. A, 2009, 113 (29), pp 8243–8248




poniedziałek, 15 kwietnia 2019

Ostatnio w laboratorium (66.)

 Jak robić roztwór jodu, gdy nie ma jodu? Na taki problem natknąłem się ostatnio podczas oznaczania węglowodanów ogólnych w pewnej próbce. Typową metodą, w sytuacji gdy nie zależy nam na oznaczeniu błonnika (lub go tam nie ma) jest hydroliza skrobi i dekstryn do glukozy i oznaczenie cukrów redukujących którąś z metod miareczkowych. Aby zhydrolizować skrobię w próbce, trzeba ją odpowiednio długo gotować z kwasem solnym, sprawdzając co pewien czas roztworem jodu, czy skrobia już przereagowała.

Jednak po przejrzeniu wszystkich szafek wyszło na to, że ani jodyny ani płynu Lugola nie mieliśmy na stanie. Co tu robić? A no zsyntezować jod i go sobie rozpuścić. Dokonałem tego przy pomocy metody, która nie jest nowością, ale ją sobie kiedyś na pracowni magisterskiej w takiej procedurze wymyśliłem. Całość opiera się na tej samej reakcji, co przy jodometrycznym oznaczaniu miedzi - sole miedzi II reagują z jonami jodkowymi z wytworzeniem jodku miedzi II, który szybko dysproporcjonuje do wolnego jodu i jodku miedzi I. Wynika to stąd, że jony miedzi II są dość dobrym utleniaczem, zaś jony jodkowe chętnie się utleniają do wolnego jodu:
 Cu2+ + 2I → CuI2
 2 CuI2 → 2 CuI↓ + I2

Procedura którą zastosowałem polegała na przeprowadzeniu tej reakcji w zasadzie na sucho. Reakcja w takiej formie jest na tyle efektowna, że mogłaby być elementem doświadczeń pokazowych.
Tak więc, do porcelanowego moździerza wsypujemy niewielkie ilości jodku potasu i siarczanu miedzi:


I zaczynamy je ucierać. Zmiana koloru na brązowy następuje natychmiast po zmieszaniu roztartych proszków:


Po dokładnym roztarciu masa zamienia się w gęstą ciecz, zawierającą stały osad, tworząc czekoladowe błotko o ostrym zapachu:

 które można już teraz rozpuścić. Ja użyłem alkoholu, jeśli do reakcji użyje się wyraźnego nadmiaru jodku potasu, będzie można użyć wody.

Jest to prosty przykład reakcji w fazie stałej, w której substancje reagują ze sobą podczas ucierania. Proces sam przyspiesza w związku z uwolnieniem z siarczanu miedzi wody krystalizacyjnej (5 moli na jeden mol miedzi), która rozpuszcza reagenty, ułatwiając im przereagowanie do końca. Po zdekantowaniu roztworu jodu pozostaje nam kremowy osad jodku miedzi I, który ma swoją drogą ciekawe zastosowania w chemii organicznej, jako środek jodujący.
Po podgrzaniu i odparowaniu powstałej wody, wydzielony jod można oczyścić przez resublimację.

Całkiem na sucho, czyli z bezwodnym siarczanem miedzi, reakcja powinna zachodzić wolno, jeśli w ogóle.

piątek, 22 marca 2019

Chemiczne wieści (21.)

Alternatywna metoda produkcji amoniaku
Produkcja amoniaku jest obecnie jedną z najważniejszych gałęzi przemysłu. W zasadzie stanowi wygodny sposób na zamianę niereaktywnego, atmosferycznego azotu, w jakiś łatwo do przeróbki związek.  Utlenienie amoniaku daje tlenki azotu, przerabiane na kwas azotowy i azotany. Najczęśniej stosowana jest tu metoda Habera-Boscha, w której wodór i azot reagują po wysokim ciśnieniem na katalizatorze z żelaza z różnymi domieszkami. Metody oparte o katalizator rutenowy mają mniejsze znaczenie. W roku 2016 wyprodukowaliśmy 116 milionów ton amoniaku
  Nie jest to metoda idealna. W cyklu produkcyjnym zużywa się dużą ilość energii, potrzebny do reakcji wodór zwykle otrzymuje się z metanu. Z tego też powodu trwają badania nad innymi sposobami.

W niedawnym artykule badacze z amerykańskiego Case Western Reserve University opisują udaną próbę otrzymywanie amoniaku metodą elektrochemiczną. Nie jest to do końca nowy sposób, bazuje na stosowanym kiedyś w Norwegii procesie Birkelanda-Eydego, w którym tlen i azot reagowały do azotanów w łuku elektrycznym (podobną metodę opatentował też Mościcki, późniejszy prezydent II RP). We wprowadzonej przez nich modyfikacji, azot reaguje z wodą w obłoku wysokoenergetycznej plazmy nad powierzchnią wody, tworząc amoniak bez tworzenia wodoru. Odpada więc jedna z procedur wstępnych. Metoda nie generuje ubocznego dwutlenku węgla i nie tworzy zbyt wysokich ilości ciepła a energia jest dostarczana z elektrycznością. Możliwe jest więc oparcie produkcji o odnawialne źródła energii, dzięki czemu koszty środowiskowe produkcji zmniejszają się. Ze względu na nie tworzenie łuku elektrycznego metoda zużywa mniej energii niż inne elektrochemiczne.

Gdy strumień plazmy  azotowej styka się z powierzchnią wody, w warstwie granicznej powstają solwatowane elektrony, mające silne właściwości redukcyjne. Woda jest zakwaszona.  Reakcja elektronów z kationami wodorowymi, lub z którąś z otaczających cząsteczek wody generuje rodniki wodorowe (czyli w zasadzie wodór atomowy), te mogą reagować ze wzbudzonym elektronowo azotem aż do amoniaku. Etap ten zachodzi już w wodzie, amoniak nie jest uwalniany do gazu.[1]

Rzadkie pierwiastki z odpadów
Ważną grupą pierwiastków mających zastosowanie w elektronice, są tak zwane pierwiastki ziem rzadkich, głównie lantanowce, czasem wlicza się tu cyrkon. spośród nich neodym jest używany do wyrobu magnesów o dużej sile, a europ w luminoforach w świetlówkach i ekranach. Ponieważ jednak pierwiastki te są, jak nazwa wskazuje, rzadkie, osiągają wysokie ceny.
Poszukując nowych ekonomicznych źródeł lantanowców, zwrócono uwagę na fosfogipsy, będące uciążliwym odpadem przy produkcji kwasu fosforowego z fosforytów. Obecnie składuje się je w wielkich hałdach z koniecznością dobrego odizolowania od środowiska, zagęszczają się w nich bowiem pierwiastki towarzyszące fosforanom, w tym radioaktywny uran i tor.
Jak zwrócono uwagę, fosfogipsy zawierają też podwyższoną ilość sześciu rzadkich lantanowców, potencjalnie więc mogłyby być alternatywnym źródłem. Problem więc w tym, jak wydzielić cenne domieszki z materiału, którego powstają setki ton rocznie, i aby nie wyprodukować przy okazji jeszcze bardziej szkodliwych odpadów.
50-metrowa hałda fosfogipsu w Wiślince koło Gdańska


Proponowane wcześniej metody polegały na przemywaniu fosfogipsów kwasem siarkowym, który nie rozpuszcza gipsu a przeprowadza do roztworu inne związki. Zastosowanie tego procesu na dużą skalę jest kłopotliwe i produkuje dużą ilość bardzo mocno zakwaszonego gipsu. W ostatnio opublikowanych badaniach zaproponowano ciekawą alternatywę. Fosfogips nasączono preparatem bakterii Gluconobacter, które w trakcie wzrostu produkują kwas glukonowy. Ten jest nie tylko dostatecznie kwaśny, ale też ma właściwości chelatujące metale, dzięki czemu śladowe ilości zanieczyszczających pierwiastków mogą zostać odsączone z roztworu przenikającego przez wilgotną masę. Lantanowce mogą być następnie wytrącone z roztworu i zagęszczone. Same bakterie są nieszkodliwe a inne produkty ich metabolizmu nie są toksyczne.
Kto wie, może więc w przyszłości straszące w krajobrazie hałdy zostaną oczyszczone z trujących domieszek, a nawet rozebrane? [2]

-------
[1] Ryan Hawtof et. all.; Catalyst-free, highly selective synthesis of ammonia from nitrogen and water by a plasma electrolytic system, Science Advances  11 Jan 2019: Vol. 5, no. 1

[2] Paul J. Antonick et all,; Bio- and mineral acid leaching of rare earth elements from synthetic phosphogypsum, The Journal of Chemical Thermodynamics, 2019; 132: 491

czwartek, 17 stycznia 2019

Azuryt i malachit - ostatnio w laboratorium (65.)

Kolejny przypadek pojawienia się czegoś ciekawego w kolbie obok właściwej syntezy.

W zeszłym tygodniu obrabiałem mieszaninę po reakcji, w której użytym katalizatorem były sole miedzi. Aby usunąć z mieszaniny ją i kwaśne produkty uboczne, mieszaninę rozpuszczoną w octanie etylu ekstrahowałem roztworem węglanu sodu a potem solanką dla odciągnięcia wody. Miedź ładnie przechodziła do fazy wodnej:

Roztwór węglanu, brany z butli, w której uprzednio go przygotowałem, był niemal stężony, solanka podobnie, a ponieważ z fazy organicznej przeszedł jeszcze rozpuszczalny w wodzie acetonitryl, szybko w kolbie ze zlewkami wytrącił się osad węglanu, nad którym pozostał granatowy roztwór soli miedzi:

Kolbkę odstawiłem w kąt dygestorium i nie zajmowałem się dalej. Po weekendzie okazało się, że trochę roztworu odparowało, a z mieszaniny zaczął krystalizować osad w formie drobnych igiełek

Najwięcej zebrało się na dnie, na białej warstwie węglanu. Było to dość ciekawe. Roztwór był zasadowy, zawierał jony miedziowe, węglanowe, hydroksylowe i chlorkowe, i był właściwie nasycony. W tych warunkach wypaść z niego mogło kilka niebieskich substancji - węglan miedzi, chlorek miedzi, zasadowy węglan miedzi, zasadowy chlorek miedzi, wodorotlenek miedzi...

Aby coś rozstrzygnąć (i pobawić się) ostrożnie zlałem roztwór, zostawiając tylko zmieszane osady:

Przepłukałem je następnie zimną wodą, aby wypłukać dobrze rozpuszczalny węglan sodu. Sam niebieski osad był w wodzie raczej słabo rozpuszczalny, co raczej wykluczało chlorek miedzi. Po odsączeniu małą ilość osadu przeniosłem na szkiełko zegarkowe i zadałem paroma kroplami rozcieńczonego kwasu solnego. Osad rozpuścił się, do ostatniej grudki wydzielając bąbelki gazu. Zatem musiał to być jakiś węglan miedzi. A konkretnie azuryt.

Miedź na drugim stopniu utlenienia tworzy z jonami węglanowymi sole, jednak w normalnych warunkach nie jest to po prostu stechiometryczny węglan CuCO
3
, jak by się to mogło wydawać (i jak jest to zwykle zapisywane w podręcznikach). Wynika to z większego powinowactwa jonów hydroksylowych niż węglanowych, które słabo koordynują. W praktyce więc z wodnych roztworów wytrąca się zasadowy węglan miedzi, zawierający jony węglanowe i wodorotlenkowe. Ten jednak może występować w dwóch formach, różniących się ilością jonów węglanowych. Forma zawierająca dwa jony węglanowe i dwa hydroksylowe (Cu3(CO3)2(OH)2  ) to błękitny azuryt, zaś forma z jednym jonem węglanowym i dwoma hydroksylowymi ( Cu2CO3(OH)2 ) to zielony malachit. Ich trwałość zależy od warunków - pod ciśnieniem atmosferycznym trwalszy jest malachit, zawierający mniej jonów węglanowych. Azuryt wymaga większego ciśnienia dwutlenku węgla dla uzyskania równowagi, bez tego, zwłaszcza pod wpływem wilgoci, ulega powolnej przemianie w malachit. Często więc w złożach obserwuje się oba minerały zmieszane, z ziarnami azurytu zachowanymi wewnątrz brył malachitowych.

Podczas wytrącania węglanu miedzi w trakcie szkolnych eksperymentów zwykle otrzymuje się osad zawierający przewagę malachitu, o niebiesko-zielonym kolorze, wynika to z niedostatecznej ilości jonów węglanowych. Dalsze przetrzymywanie mokrego osadu wywołuje po pewnym czasie całkowitą konwersję w malachit, przeprowadzenie reakcji w podwyższonej temperaturze przyspiesza przemianę do jednej-dwóch godzin.
Przypuszczam, że w tym przypadkowym osadzie otrzymałem raczej przewagę azurytu. Sprzyja temu przeprowadzenie krystalizacji w nasyconym roztworze węglanu (duży nadmiar jonów węglanowych).  Jedną ze wskazówek jest wyraźnie niebieski kolor osuszonego osadu:




Azuryt występuje w naturze jako minerał wtórny towarzyszący rudom miedzi, zwykle wraz z malachitem. Już od starożytności budził zainteresowanie, ze skał z przewagą tego składnika wykonywano ozdoby, zaś on sam po rozkruszeniu służył jako pigment malarski. Niestety znaną niedogodnością było powolne zielenienie oraz mała odporność na kwaśne składniki farby lub spoiwa, dlatego bardziej ceniona była ultramaryna, otrzymywana z minerału lapis lauzuli.
Malachit syntetyczny, otrzymywany z roztworów, znany był jako verditer, a syntetyczny azuryt jako niebieski verditer.

Neutralny węglan miedzi, jaki wydawałoby się, że powinien powstawać w reakcji, jest natomiast związkiem nietrwałym w obecności wilgoci i trudno otrzymać go normalną drogą. W zasadzie dopiero w 1973 roku opublikowano syntezę w bezwodnych warunkach między zasadowym węglanem a dwutlenkiem węgla, w wysokiej temperaturze i ciśnieniu. Ma postać szarego proszku i nie znalazł jakiegoś specjalnego zastosowania. [a]

--------
[a]  Hartmut Erhardt, Wilhelm Johannes, and Hinrich Seidel (1973): "Hochdrucksynthese von Kupfer(II)-Carbonat", Z. Naturforsch., volume 28b, issue 9-10, page 682.


czwartek, 20 grudnia 2018

Chemiczne wieści (20.)

Chaotyczne węgliki trwalsze i twardsze
Grupa badaczy z Duke University oraz UC San Diego doniosła o odkryciu nowego rodzaju węglików. Znane dotychczas węgliki niekiedy stanowiły bardzo twarde i odporne termicznie materiały, używane jako materiały ścierne czy żaroodporne, jak choćby węglik krzemu, tytanu czy wolframu. Ich wadą była jednak kruchość.
Na podstawie symulacji komputerowych odkryto, że możliwe jest poprawienie własności mechanicznych węglików, po wprowadzeniu do struktury bardziej chaotycznego charakteru. Na podstawie symulacji zsyntetyzowali mieszany węglik z pięcioma różnymi metalami. Jego struktura krystaliczna zawiera warstwy węgla połączone z warstwami metalicznymi, w obrębie którego atomy różnych metali są przemieszane bez wyraźnego uporządkowania. Skutkuje to polepszeniem wytrzymałości materiału, bowiem naprężenia mechaniczne układają się w nim mniej uporządkowanie a powstające pęknięcia nie tak łatwo przedłużają się wgłąb, co chwila zatrzymywane przez kierującą naprężenia w inną stronę dyslokację.
Credit: Pranab Sarker, Duke University

Otrzymany mieszany węglik hafnu, niobu, tantalu, tytanu i cyrkonu jest twardszy i bardziej wytrzymały od używanych już technicznych węglików, a przy tym nieco lżejszy.[1]
https://phys.org/news/2018-11-disordered-materials-hardest-heat-tolerant-carbides.html

Selektywny rozpuszczalnik do odzysku złota
Odzysk złota z elektroniki jest gałęzią recyklingu tyleż zyskowną co kłopotliwą. Rozpuszczanie kolejnych składników mikroukładów wymaga agresywnych odczynników, często wydzielających szkodliwe opary i wytwarzających kłopotliwe odpady. dlatego cały czas poszukuje się metod bardziej selektywnych i bezpieczniejszych.
O takim odkryciu donosi właśnie zespół badaczy z Finlandii.
Credit: Angewadente Chemie

Zastosowany przez nich roztwór trawiący zawiera rozpuszczalnik dimetyloformamid (DMF), ligand para-pirydynotiol i utleniacz nadtlenek wodoru. Podawany przez nich mechanizm działania jest następujący: utleniacz zamienia pirydynotiol w pirydynotion, o strukturze chinonowej. Tenże kompleksuje złoto na powierzchni metalu. Następnie kompleks utlenia się - złoto obojętne do jonów złota I, a pirydynotion do pirydyny i elementarnej siarki. Powstałe jony złota są kompleksowane przez pirydynotiol obecny z nadmiarze. Złoto jest wydzielane po dodaniu środków redukujących.[2]

Spektroskopia mas trucizny we włosach
W 1995 roku chiński student Zhu Lang, na jednym z prestiżowych uniwersytetów, gwałtownie zachorował. Miał równocześnie objawy neurologiczne, żołądkowe i psychiatryczne, a w dodatku wypadały mu włosy Przez kilka miesięcy nie było wiadomo co mu jest. Wreszcie przyjaciele rozesłali jego historię na medyczne grupy dyskusyjne na Usenecie, gdzie kilku lekarzy rozpoznało objawy zatrucia talem. Dzięki temu wdrożono prawidłowe leczenie. Problemem było natomiast ustalenie sprawcy - tal jest bardzo rzadką trucizną, nawet na wydziale chemii uniwersytetu trudno było go zdobyć. Głównym podejrzanym był jeden ze współlokatorów Langa, który jako doktorant pracował ze związkami talu, do rozprawy jednak nie doszło, być może za sprawą wpływów bogatej rodziny.

Jednym z głównych problemów podczas śledztwa było ustalenie zawartości talu we włosach, oraz czasu w jakim nastąpiło zatrucie. Metody polegające na rozpuszczaniu włosów w kwasie były zbyt niszczące (dowód, który mógł być potrzebny w sądzie, zużywał się całkowicie). Sprawą po latach zajął się specjalista od spektroskopii mas Richard Ash, któremu adwokat rodziny otrutego udostępnił próbki włosów.

Spektroskopia mas to technika, w której badaną substancję przeprowadza się w osobne jony, następnie rozdzielane zgodnie ze stosunkiem ładunku do masy. Zliczając sygnały od rozdzielonych jonów można określić ich ilość w próbce, zaś dokładność określania masy jonu pozwala na odróżnianie różnych cząsteczek związków, o pozornie takiej samej masie mimo innego składu, a także rozróżnienie izotopów pierwiastków.
Ash zastosował w tym przypadku specyficzną technikę, w której włos naświetlany był krótkimi impulsami lasera ultrafioletowego, co wywoływało odparowanie zewnętrznej warstwy. Opary te wprowadzano do analizatora masy, który ujawniał charakterystyczny sygnał od dość ciężkich jonów talu. Wiedząc jakie było tempo wzrostu włosa i kiedy wypadł konkretny badany, Ash mógł określić zmiany stężenia pierwiastka w czasie, wykrywając wiele impulsów wzrostu. Najwyraźniej student był podtruwany przez kilka tygodni, wieloma drobnymi dawkami trucizny, która kumulowała się w organizmie. [3]

-------
[1] Pranab Sarker et al, High-entropy high-hardness metal carbides discovered by entropy descriptors, Nature Communications (2018) 9,
[2] Minna Räisänen et al. Pyridinethiol-Assisted Dissolution of Elemental Gold in Organic SolutionsAngewandte Chemie International Edition (2018).
[2] Richard David Ash et al, Details of a thallium poisoning case revealed by single hair analysis using laser ablation inductively coupled plasma mass spectrometry, Forensic Science International (2018) Volume 292, November 2018, Pages 224-231

środa, 18 lipca 2018

Chemiczne wieści (18.)

Najcięższy porfirynoid
Porfiryna to naturalny związek pierścieniowy, składający się z czterech mniejszych pierścieni pirolu, połączonych mostkami. Jej motyw jest zawarty w wielu ważnych biologicznie cząsteczkach, w tym w chlorofilu, hemoglobinie czy witaminie B12.  Przez lata poznano wiele cząsteczek o analogicznej budowie, czasem też podobnych właściwościach. Teraz poznano najcięższy analog.
Badacze z Uniwersytetu w Marburgu donoszą o odkryciu dokonanym metodą syntezy jonotermalnej. W wyniku rozkładu tellurortęcianu sodu ( Na2[HgTe2] ) powstały kryształy, w których warstwach pojawia się skomplikowany jon nieorganiczny  [Hg8Te16]8−  o strukturze naśladującej pierścień porfiryny.
Związek nie ma charakteru aromatycznego, jak jego organiczny odpowiednik, jedynie pięciokątne pierścienie składowe wykazują lokalną sigma-aromatyczność. [1]

Nano-Saturn
Japońscy chemicy otrzymali związek o na prawdę nietypowym kształcie - fullerenowa kula wewnątrz płaskiego dysku, przypominająca Saturna z pierścieniami.
© Wiley-VCH

Podobne układy już próbowano wytwarzać, ale wówczas pierścień był zwykle dość szeroki. Strukturę starano się stabilizować przez oddziaływania pi-pi. W tym przypadku najzupełniej wystarczające okazały się oddziaływania między elektronami pi fullerenu a wodorami pierścienia (jest to jedna z odmian wiązania wodorowego). Powstały kompleks supramolekularny okazał się dość trwały, udało się go nawet wykrystalizować, dzięki czemu potwierdzono strukturę przy pomocy rentgenografii strukturalnej.[2]

Nanografen z młyna
Jedną z przeszkód w stosowaniu grafenu i podobnych mu cząstek jest trudność w otrzymaniu cząstek o odpowiedniej, pożądanej wielkości. Frakcjonowanie zawiesin otrzymanych z rozwarstwionego grafitu jest nieco kłopotliwe, zwłaszcza przy większej skali, a powstałe fragmenty mogą mimo identycznej masy wyraźnie różnić się kształtami. Dlatego chemicy najchętniej zastosowaliby po prostu syntezę fragmentów grafenu ze związków organicznych.
Ostatnio niemieccy chemicy z politechniki w Dreźnie opisali jeden z takich przypadków. Syntezowali fragment grafenopodobny (w zasadzie była to cząsteczka dużego WWA), poprzez sprzęganie sześciofenylobenzenu, to jest związku w którym sześciokątny pierścień benzenowy jest podstawiony kolejnymi sześcioma takimi pierścieniami. Wystarczy połączyć podstawniki ze sobą aby otrzymać płaską cząsteczkę złożoną z 13 sprzężonych pierścieni. Jeśli z kolei te boczne grupy fenylowe same byłyby podstawione takimi grupami, poprzez sprzężenie można otrzymywać fragmenty grafenowe o większych rozmiarach i ściśle określonych kształtach.
© Sven Grätz

Problemem w tym przypadku było jednak dobranie warunków reakcji. Silnie podstawione pochodne benzenu (heksa-trifenylo-fenylo-fenylo...) miały formę ciała stałego, które nie bardzo chciało się w czymkolwiek rozpuszczać. Ciężko więc było przeprowadzać reakcję sprzęgania w typowych warunkach reakcji w roztworze. Skoro tak, to należało użyć warunków nietypowych.
Sprzężenia dokonano przy pomocy reakcji Scholla, wytwarzającej wiązania między pierścieniami aromatycznymi przy pomocy chlorku żelaza jako katalizatora. Do przeprowadzenia syntezy użyto młyna kulowego, w układzie bez dodawanych żadnych rozpuszczalników. Podczas mieszania i mielenia, kule młyna uderzają w ziarna mieszaniny, zderzając je z siłą tak dużą, że możliwe jest zajście reakcji normalnie wymagających bardzo wysokich temperatur. Równocześnie intensywne mielenie zapewnia dobre wymieszanie składników. Tego typu reakcje mechanochemiczne są w ostatnich latach intensywnie badane.
W tym przypadku reakcja zaszła z zadowalającą wydajnością, prowadząc do powstania węglowodorów grafenopodobnych tak dużych, jak trójkątna cząsteczka złożona z 60 węgli w układzie 19 sprzężonych pierścieni.[3]

Niezwykłe klastry borków
Natomiast chińscy badacze donoszą o otrzymaniu ciekawych klastrów boru z lantanowcami. Lantanowce zawierają na powłoce walencyjnej f dość dużo elektronów, mogą więc tworzyć wiązki o wysokich liczbach koordynacyjnych. W tym przypadku otrzymano klastry o wzorze ogólnym Ln2B8, w którym atomy boru tworzą pierścień ośmiokątny i są połączone z dwoma atomami lantanowca po przeciwnych stronach, tworząc bipiramidę ośmiokątną. Jest to rzadka symetria. Ze względu na pewne podobieństwo do kompleksów kanapkowych, nazwano cząsteczkę "odwróconą kanapką".
 Tak powstała cząsteczka ma interesujące właściwości magnetyczne i może posłużyć do budowy molekularnych magnesów.[4]
© Wang Lab/Brown University

-----------
[1] Carsten Donsbach, Kevin Reiter ,Prof. Dr. Dage Sundholm, Priv.‐Doz. Dr. Florian Weigend, Prof. Dr. Stefanie Dehnen; [Hg4Te8(Te2)4]8−: A Heavy Metal Porphyrinoid Embedded in a Lamellar Structure ;Angew. Chem. Int. Ed Volume57Issue28 July 9, 2018 Pages 8770-8774

[2] Yuta Yamamoto Dr. Eiji Tsurumaki Prof. Dr. Kan Wakamatsu Prof. Dr. Shinji Toyota; Nano‐Saturn: Experimental Evidence of Complex Formation of an Anthracene Cyclic Ring with C60, Angew Chem Int Ed. Volume 57, Issue 27 Pages 8199-8202

[3] Sven Grätz, Doreen Beyer, Valeriya Tkachova, Sarah Hellmann, Reinhard Berger, Xinliang Feng, Lars Borchardt. The mechanochemical Scholl reaction – a solvent-free and versatile graphitization tool. Chemical Communications, 2018; 54 (42): 5307

[4] Wan-Lu Li, Teng-Teng Chen, Deng-Hui Xing, Xin Chen, Jun Li, Lai-Sheng Wang. Observation of highly stable and symmetric lanthanide octa-boron inverse sandwich complexes. Proceedings of the National Academy of Sciences, 2018; 201806476

czwartek, 15 marca 2018

Chemiczne wieści (16.)

Galfen
Były już monoatomowe warstwy węgla (grafen), krzemu, azotku boru i tego typu materiałów, teraz czas na rzadki metal przejściowy gal.
Gal znany jest jako metal o wyjątkowo niskiej temperaturze topnienia, mogący roztopić się w dłoni; jego stopy z cyną i indem pozostają ciekłe w temperaturze pokojowej i zastępują w pewnych zastosowaniach toksyczną rtęć. Niektóre jego związki, jak azotek i arsenek znane są jako dobre półprzewodniki, mające zastosowanie w elektronice, stąd po otrzymaniu grafenu zastanawiano się nad możliwością wytwarzania podobnych warstw analogu z galem.

Stosowana w podobnych sytuacjach technika osadzania na fazie stałej nie dawała dobrych rezultatów, gal miał skłonność albo do tworzenia ciekłej fazy nieuporządkowanej albo drobnych kryształków. Trudno było też liczyć na oddzielenie warstw, jakie gal tworzy w czystych kryształach odmiany alfa, te bowiem za mocno ze sobą oddziałują. Indyjscy badacze spróbowali więc jeszcze jednej, dość zabawnej metody. Ogrzali oni gal do temperatury 29,7 °C , czyli odrobinkę ponad temperaturę topnienia. Do kropli przyłożyli podłoże, którym mógł być kwarc, grafit lub krzem, o temperaturze niewiele niższej, po czym szybko wyciągnęli. Na podłożu została warstewka galu o grubości kilku atomów.
Credit: Ajayan Research Group/Rice University

Przy czym nie polegało to po prostu na tym, że rozprowadzili na powierzchni bardzo cienką warstwę a ona już zastygła. W temperaturach bliskich topnieniu, warstwy galu były na tyle słabo związane, że nastąpiło oderwanie ich od siebie - część powstającego podczas ochładzania stałego metalu została na powierzchni  kropli, część na podłożu. Otrzymana warstwa jest lepiej związana z podłożem niż grafen i zależnie od typu podłoża wykazuje różne właściwości. [1]


Rekordowe wiązanie węglowe
Typowa długość pojedynczego wiązania C-C w związkach organicznych, wynosi 1,54 A, wiązania podwójne i potrójne są krótsze. Niedawno uzyskano związek, w którym geometria wymusza na wiązaniu, aby wyraźniej się rozciągnęło.

Credit: Ishigaki Y. et al., Chem, March 8, 2018
Badania krystalograficzne potwierdziły, że w tym prostym węglowodorze między grupami metylenowymi wiązanie ma długość 1,806 A, największą odnotowaną w stabilnym związku organicznym.[2] Rzecz dotyczy oczywiście klasycznego wiązania kowalencyjnego. W niektórych badaniach notowano dłuższe przypadki bardziej nietypowych wiązań, na przykład wiązanie dwuelektronowe-czterocentrowe w dimerze rodników tetranitryloetylenu, o długości 2,98 A.[3]

 Biopaliwo z drewna w mikrofalówce
Grupa badaczy z Chin opublikowała informacje o obiecującej metodzie syntezy lewulinianu metylu z biomasy zawierającej celulozę. Estry kwasu lewulinowego używane są jako nietoksyczne, mało lotne rozpuszczalniki oraz dodatki do paliwa, zwłaszcza diesla i biodiesla, można je otrzymać przez termiczny rozkład glukozy w warunkach odwadniających i estryfikację powstałego kwasu. Dotychczasowe przemysłowe metody używały jako katalizatorów bądź stężonego kwasu siarkowego, bądź związków metali ciężkich.

W opublikowanej metodzie konwersja celulozy (będącej przecież polimerem glukozy) dokonuje się przy pomocy siarczanu glinu z ogrzewaniem mikrofalowym, co pozwala przyspieszyć reakcję bardziej niż konwencjonalne ogrzewanie. Reakcja prowadzona jest w metanolu z dodatkiem wody, która hamuje tworzenie zesmołowanych produktów ubocznych i formację eteru dimetylowego. W najbardziej optymalnym układzie reakcja prowadzona przez 40 minut w temperaturze 180 stopni, pozwala na przekształcenie w lewulinian 70% celulozy, co oznacza, że metoda najpewniej znajdzie zastosowanie przemysłowe.[4]


Hel w ciśnieniowych solach
Po ostatnim doniesieniu o wysokociśnieniowym połączeniu helu z sodem, w którym kationy sodu i pary elektronowe utworzyły sól elektrydową z wnękami zawierającymi hel, zaczęto badać możliwość występowania innych takich "soli-nie soli". Pisałem o nich w zeszłym roku (Link).

W ostatnim doniesieniu z Nature analizuje się wyniki eksperymentów z wysokociśnieniowymi formami związków jonowych, do których wprowadzono hel. Udało się w ten sposób otrzymać połączenia MgF2-He i MgO-He.
Ściśle rzecz traktując, nie są to związki chemiczne helu, nie doszło bowiem do powstania wiązań czy przeniesienia części ładunku. Również badania rozkładu ładunku stwierdziły, że orbitale helu są jedynie nieco zdeformowane atomami wokół. Niemniej wprowadzenie dodatkowych atomów do struktury krystalicznej dość wyraźnie ją zmienia, zmianie ulega symetria sieci oraz liczba koordynacyjna jonów. Najbardziej wyraźne jest to w przypadku tlenku magnezu, który w normalnej postaci tworzy sieć krystaliczną typu halitu (F/m3m) w układzie regularnym. W formie "nahelowanej" tworzy sieć w układzie heksagonalnym (P63/mmc) podobnym do molibdenitu.

Oczywiście zastanawiającą sprawą jest przyczyna dla której w ogóle hel tworzy takie połączenia. Z obliczeń wynika, że hel obniża energię związaną z odpychaniem pewnych fragmentów sieci. W kryształach zawierających jeden jon o podwójnym ładunku i dwa o pojedynczym ładunku przeciwnym, w strukturze można wyróżnić linie atomów w których jon jednego rodzaju przedzielony jest dwoma drugiego rodzaju. Te dwa jony obok siebie nieco się odpychają. W warunkach wysokociśnieniowych, gdy atomy są do siebie przybliżane przez nacisk, odpychanie to nabiera znaczenia.
Włączenie w strukturę helu, który wchodzi pomiędzy pary takich samych jonów oddala od siebie te fragmenty sieci, zmniejszając energię związaną z odpychaniem, nie zmieniając natomiast pozostałych sił przyciągających w pozostałych fragmentach sieci. Zatem  w warunkach wysokiego ciśnienia, obojętna przekładka helu może być korzystna energetycznie dla stabilizacji sieci.

Badacze wskazują przy okazji, że tworzenie takich połączeń może sprzyjać wiązaniu w głębinach ziemi, w minerałach płaszcza, dużych ilości helu, w który nasza planeta może się okazać bardziej zasobna, niż to się dotychczas wydawało.[5]
-------
[1]  Vidya Kochat, Atanu Samanta, Yuan Zhang, Sanjit Bhowmick, Praveena Manimunda, Syed Asif S. Asif, Anthony Stender, Robert Vajtai, Abhishek K. Singh, Chandra S. Tiwary and Pulickel M. Ajayan; Atomically thin gallium layers from solid-melt exfoliation, Science Advances  09 Mar 2018: Vol. 4, no. 3, e1701373 DOI: 10.1126/sciadv.1701373

[2]  Yusuke Ishigaki, Takuya Shimajiri, Takashi Takeda, Ryo Katoono, Takanori Suzuki; Longest C–C Single Bond among Neutral Hydrocarbons with a Bond Length beyond 1.8 Å, Chem.  (2018.)
[3] Novoa J. J.; Lafuente P.; Del Sesto R. E.; Miller J. S. (2001-07-02). "Exceptionally Long (2.9 Å) C–C Bonds between [TCNE]− Ions: Two-Electron, Four-Center π*–π* C–C Bonding in π-[TCNE]22−". Angewandte Chemie International Edition. 40 (13): 2540–2545
[4]  Yao-Bing Huang, Tao Yang,a Yu-Ting Lin, Ying-Zhi Zhu, Li-Cheng Li and Hui Pan, Facile and high-yield synthesis of methyl levulinate from celluloseGreen Chem., 2018, Advance Article

[5] Zhen Liu. et. al.; Reactivity of He with ionic compounds under high pressure, Nature Communications volume 9, Article number: 951 (2018)

niedziela, 28 stycznia 2018

Co jeszcze, oprócz soli, rozpuszcza lód? (eksperyment)

Prognozy pogody wskazujące na to, że śnieg który spadł w mojej okolicy zbyt długo się nie utrzyma, popędziły mnie do przeprowadzenia doświadczenia o którym myślałem już od pewnego czasu - do sprawdzenia jakie jeszcze prócz soli substancje z kuchni mają właściwość rozpuszczania lodu i śniegu?

Jak to już kiedyś tłumaczyłem w artykule, wiele substancji powoduje roztopienie lodu nawet w ujemnych temperaturach, ze względu na tworzenie nowej równowagi fazowej. Wobec ich roztworów w wodzie lód nie jest trwały w zbyt wysokich temperaturach. Sól kuchenna, to jest chlorek sodu, może rozpuszczać lód aż do temperatury -21 stopni, chlorek wapnia niemal do -50.
Ze względu na szkodliwe działanie soli na rośliny, samochody i budowle czyni się próby zastąpienia jej czymś innym, zwłaszcza na terenach przyrodniczo cennych. Takimi mniej korozyjnymi, ekologicznymi zamiennikami może być octan wapnia, mocznik czy mrówczan sodu. Czy natomiast możliwe jest stworzenie sobie w domu jakiegoś takiego środka, który pomagałby usuwać lód z chodników i podjazdów i zastępowałby sól i piasek?

Aby to sprawdzić wyjąłem kilka substancji, jakie każdy powinien mieć w kuchni - kwasek cytrynowy, sodę oczyszczoną i amoniak do ciast. Następnie wyszedłem przed dom i na ostatnim schodku przygotowałem około centymetrową warstwę śniegu, w której uformowałem poletka doświadczalne:

Zgodnie  pokazaną kolejnością testowałem samą sodę, sam kwasek, ich mieszaninę, sam amoniaczek i sól kamienną. Ostatnie poletko zostawiłem bez ingerencji, aby mieć z czym porównać wygląd pozostałych. Na prostokąty śniegu wysypałem przygotowane substancje w ilości dwóch szczypt między kciukiem a palcem wskazującym. Podczas testu, na zewnątrz utrzymywała się temperatura -6 stopni.

Przez następne pół godziny przyglądałem się czy widać istotne zmiany. Najwyraźniej efekty było widać na polu posypanym solą kuchenną - szybko pojawiły się wytopione jamki wokół kryształków, z bliska było widać, jak śnieg nasącza się wodą. Po pewnym czasie spod spodu zaczął przebijać schodek. Na polach posypanych sodą i amoniakiem nie działo się nic szczególnego:

Na poletku posypanym samym kwaskiem cytrynowym dostrzec można było pojawienie się wytopionych jamek wokół kryształków. Najintensywniejszy efekt pojawił się na poletku posypanym i kwaskiem cytrynowym i sodą, śnieg zaczął się roztapiać z wierzchu:

Gdy wyjrzałem na schody jeszcze po godzinie, śnieg w miejscu posypanym solą niemal zupełnie się roztopił, na poletku posypanym kwaskiem i sodą miejscami przebijało się podłoże, na poletku z samym kwaskiem było widać tylko powierzchniowe nadtopienie, a soda i amoniaczek nic nie zmieniły.

W zasadzie spodziewałem się takich efektów. Cytrynian sodu jest w takich niskich temperaturach lepiej rozpuszczalny od samego kwasu, szybsze rozpuszczanie to więcej jonów cytrynianowych, które odpowiadają za efekt odladzający.

Zacząłem więc szukać, czy tego rodzaju eksperymenty zostały już opisane w literaturze.
Na zbliżony pomysł wpadli w zeszłym roku amerykańscy naukowcy.[1] W artykule na temat aktywności różnych soli w rozpuszczaniu lodu, porównywano sól kuchenną, chlorek wapnia, siarczan magnezu (sól z Epsom) i cytrynian trójsodowy. Eksperyment polegał na mierzeniu jaką objętość wody wytopi w stałej temperaturze badana sól rozprowadzona na powierzchni bloku lodu o znanej masie. Chlorek wapnia okazał się działać silniej niż sól kuchenna, taka sama ilość wytapiała więcej lodu. Gorzej działał siarczan magnezu, zaś cytrynian sodu pokazał dość paradoksalny wynik - gdy eksperyment prowadzono w temperaturze pokojowej, z bloku lodu posypanego cytrynianem wytopiło się mniej wody.
Cytrynian trójsodowy rozpuszczając się w wodzie pochłania ciepło, tym samym może hamować topienie lodu. Eksperyment w temperaturze +4, w którym sprawdzano jeszcze wpływ ilości użytej soli pokazał, że gdy cytrynianu użyto bardzo mało, na tyle że pochłanianie ciepła nie ma aż tak dużego wpływu, efekt roztapiania był porównywalny a może nawet nieco lepszy niż dla tej samej niewielkiej ilości soli kuchennej.

Jak to się ma do mojego doświadczenia? Wprawdzie u mnie mieszanina kwasu cytrynowego i sodu działała słabiej niż sól, ale trudno mówić o powstrzymywaniu topnienia, bo jednak w porównaniu z polem kontrolnym śnieg jednak się roztapiał i to lepiej niż pod wpływem samego kwasku.
Po pierwsze, ściśle rzecz biorąc nie zachodziło tutaj rozpuszczanie stałego cytrynianu sodu, powstawał on w roztworze podczas reakcji kwasku z sodą, więc efekt energetyczny rozpuszczania tej soli nie wchodził w grę. Sama reakcja zobojętniania jest nieco endotermiczna [2], ale w danych na temat jej ciepła znalazłem tylko reakcje prowadzące do cytrynianu trójsodowego, otrzymywanego w reakcji z większą ilością sody niż kwasku, tymczasem ja użyłem podobnych ilości obu związków. Widocznie efekt energetyczny przy takiej proporcji i użytej ogółem ilości jest nieznaczący, a powstały cytrynian sodu już dalej sam działa odladzająco.

Ogółem więc jednak łatwo dostępna sól wypada najlepiej, cytrynian sodu lub mieszanina kwasku cytrynowego z sodą ma pewien potencjał, choć działa słabiej. Innych przypraw nie testowałem.
-------
[1] Talen Sehgal, Christopher Wright, Breaking the Ice: A Scientific Take on the Ice Melting Abilities of Household Salts, Journal of Emerging Investigators, December 2017
[2] https://derekcarrsavvy-chemist.blogspot.com/2015/12/chemical-energetics-4-measuring.html

wtorek, 2 maja 2017

Stabilny zwiazek helu?

W artykule na temat związków chemicznych gazów szlachetnych (link) opisałem kilka przypadków w których teoretycznie niereaktywne pierwiastki są jednak w stanie utworzyć połączenia. Helowce ciężkie, jak krypton czy ksenon tworzą wiele związków, co ułatwia stosunkowo niska jak na tą grupę energia jonizacji. Jednak im bardziej w górę, tym z tym gorzej - energia jonizacji rośnie a już dla helu tworzenie wiązań kowalencyjnych uniemożliwiają pewne efekty związane z zapełnianiem orbitali.

Najnowsze odkrycie opublikowane właśnie w The Nature pokazuje jednak, że nie jest to zastrzeżenie tak ścisłe. Wprawdzie otrzymane kryształy helu z sodem nie są klasycznym połączeniem chemicznym, ale mają zdefiniowaną strukturę i stały skład, oraz pokazują coś, czego dotąd o własnościach helu nie wiedzieliśmy.

Mieszanina helu i metalicznego sodu pod ciśnieniem ponad 100 gigapaskali utworzyła szczególną strukturę, nazywaną elektrydem. Jest to w pewnym sensie sól elektronów - swobodny elektron zawarty w lukach struktury odgrywa rolę bardzo małego anionu, związanego z kationami metalu wokół.

Dość stabilne elektrydy są znane dla związków krystalizowanych z roztworów zawierających solwatowane elektrony, na przykład roztworów metali alkalicznych w amoniaku czy kryptandach, otrzymano też elektryd stabilny w temperaturze pokojowej, w której elektron został zamknięty w klatkowatej strukturze glinianu wapnia podobnej do zeolitów.
Niedawno stwierdzono powstawanie elektrydów także w metalach alkalicznych pod skrajnie wysokim ciśnieniem. Zewnętrzny nacisk powoduje, że atomy metalu są dociskane do siebie. Ze względu na odpychanie oraz konieczność spełniania reguły Pauliego, powłoki elektronowe są deformowane. Najwidoczniej dobrym sposobem na ustabilizowanie i zmniejszenie odpychania jest w tej sytuacji utworzenie struktury jonowej, z małymi wnękami zawierającymi zamknięte elektrony jako aniony i zawarte w sieci kationy metalu.

Możliwość tworzenia takich struktur zainteresowała zespół rosyjskich badaczy pod kierunkiem A. R. Oganowa. Na podstawie symulacji stwierdził on, że dla wysokich ciśnień powinno być możliwe utworzenie dość luźnej struktury zawierającej we wnękach także hel. Po długich przygotowaniach przetestowano tą możliwość stwierdzając, że po zastosowaniu przewidzianego ciśnienie połączenie takie powstaje dość łatwo.
Jak jednak wygląda ta struktura i jaka jest w niej rola helu?
Zasadniczo atomy sodu tworzą prostą sieć regularną, w której tworzą układ stykających się kostek z atomami w narożach, na powyższej wizualizacji są to fioletowe kulki. Wewnątrz jednych z tak powstałych luk znajdują się atomy helu nie oddziałujące z atomami sodu (zielone kostki), a wewnątrz innych tworzące anion dwa elektrony. Oddziałują one z sodem, przez co na mapach gęstości przyjmują formę ośmiościanów (tu czerwone okaedry we wnękach).




Wśród propozycji opisu sposobu w jaki niezwiązane elektrony oddziałują ze strukturą pojawia się wiązanie ośmiocentrowe-dwuelektronowe, jednak jest to dość pokrętna propozycja.
Tak powstałe połączenie jest trwałe tylko pod wysokim ciśnieniem.

Związek?
Atomy helu są w tej strukturze wprawdzie zawarte, ale nie tworzą żadnych wiązań, nie są więc ani składnikiem kowalencyjnym, ani jonowym. W pewnym sensie stanowią neutralną przekładkę stabilizującą strukturę. Bez nich układ atomów sodu byłby zbyt luźny, puste kostki nie powstrzymywałyby atomów przed zapadaniem w bardziej ścisłe człony. Można by je było oczywiście wypełnić następnymi parami elektronów, ale wtedy układ czterech kationów mógłby nie tworzyć regularnych klatek ze względu na wzajemne odpychanie. W zasadzie więc bez helu taka struktura by nie powstała.

Znane są już połączenia klatkowe, gdzie atomy helu są obecne w lukach innego materiału, na przykład klatraty czy pewna odmiana krystobalitu. Udało się też stworzyć hel zamknięty w fullerenach, z których nie jest w stanie się uwolnić, choć z nimi chemicznie nie oddziałuje. W tym przypadku połączenie elektrydowe z sodem wydaje się bardzo podobne, lecz rola atomów w strukturze jest nieco bardziej skomplikowana. Czy zatem jest to jakiś dziwny związek? To już zależy jak sobie związki zdefiniujemy.

Nietypowa struktura, niewiele wysokociśnieniowych aparatur zdolnych powtórzyć eksperyment, i dośc pokrętny opis teoretyczny spowodowała, że artykuł o odkryciu ukazał się dopiero po ponad dwóch latach, recenzenci chcieli być bowiem pewni, że nie jest to jakaś pomyłka.
Obecnie zespół badawczy pracuje nad otrzymaniem innych takich struktur. Wedle symulacji dodanie do mieszaniny atomów tlenu obniża ciśnienie potrzebne do stworzenie elektrydu dziesięciokrotnie.

--------
*  X. Dong, A.R. Oganov, A.F. Goncharov, E. Stavrou, S. Lobanov, G. Saleh, G. Qian, Q. Zhu, C. Gatti, V.L. Deringer, R. Dronskowski, X. Zhou, V.B. Prakapenka, Z. Konôpková, I.A. Popov, A.I. Boldyrev, and H. Wang, "A stable compound of helium and sodium at high pressure", Nature Chemistry, 2017. http://dx.doi.org/10.1038/nchem.2716


* https://en.wikipedia.org/wiki/Helium_compounds

piątek, 7 kwietnia 2017

Chemiczne rekordy (1.)

Czyli krótki opis substancji, które w czymś są wyjątkowe. Na razie rekordy bardziej fizyko-chemiczne.

Największa rozpuszczalność w wodzie i najgęstszy roztwór wodny
Rozpuszczalność jest miarą określającą jaka masa danego związku jest w stanie rozpuścić się w rozpuszczalniku. Silnie zależy od temperatury, zwykle jest podawana w gramach substancji na 100 gramów rozpuszczalnika. To jak duża będzie jej wartość oprócz zupełnie oczywistej kwestii siły oddziaływań między cząsteczkami, zależy też od masy molowej związku. Im większa będzie masa molowa, tym cięższa będzie ta sama ilość cząsteczek związku. Dla lekkiej wody jeden mol to 18 gramów, co przy gęstości około 1 g/cm3 daje nam mniej niż kieliszek. Dla azotanu potasu taka sama ilość cząsteczek waży 101 gramów. W 100 g wody rozpuścić się może ponad 300 g tego związku, czyli całe trzy mole.
Aby uzyskać wysoką rozpuszczalność w gramach na 100 g wody, należy więc znaleźć sól o stosunkowo wysokiej masie molowej, która dobrze się rozpuszcza. Palmę pierwszeństwa dzierży wśród prostych soli octan cezu. Wprawdzie molowa rozpuszczalność nie jest duża, bo wynosi około 5 mol/dm3 ale dzięki dużej masie molowej cezu, rozpuszczalność wynosi 1010 g/100g wody.

Oznacza to, że w szklance wody, rozpuścić mogą się ponad dwa kilogramy tej soli!

W mineralogii jedną z prostych metod rozpoznawania minerałów jest badanie gęstości względnej wobec gęstych cieczy - minerały mniej gęste pływają a gęstsze toną. Używa się w tym celu odpowiednio gęstych fluorowcowodorów, ale także roztworów wodnych o wysokiej gęstości, w tym nasyconego octanu cezu.
Nieco mniej rozpuszczalny od octanu mrówczan cezu, używany jest też jako płyn w płuczkach do głębokich odwiertów, na przykład ropy naftowej, aby utrzymywać w nich nacisk zapobiegający nagłym wyrzutom gazów. Nasycony roztwór ma gęstość 2,3 g/cm3.
Jeszcze większą gęstość, mimo mniejszej rozpuszczalności, można uzyskać dla nasyconego roztworu wolframianu cezu WO4Cs2, wynosi ona 2,9 g/cm3 co oznacza, że pływa w nim beton. Następny w kolejności jest poliwolframian sodu którego roztwór osiąga 3,1 g/cm3. Ale rekordzistą pod tym względem jest tzw. roztwór Clerici.
Jest to roztwór mieszaniny mrówczanu i malonianu talu, innego ciężkiego pierwiastka o własnościach podobnych do metali alkalicznych. Przy odpowiednio dobranej proporcji roztwór ma w temperaturze pokojowej gęstość 4,25 g/cm3, co oznacza że pływa w nim diament a tonie cyrkonia.
W praktyce jest rzadko używany ze względu na korozyjność i fakt, że rozpuszczalne sole talu są silnie trujące.

Najcięższy gaz
Najlżejszym gazem w warunkach standardowych jest wodór, znany z baloników hel jest od niego nieco bardziej gęsty. A jaki gaz jest najcięższy?

Gazem o największej gęstości w warunkach standardowych, jest sześciofluorek wolframu. Jego gęstość to 13 g/l jest więc około 11 razy cięższy od powietrza. To gaz bezbarwny, trujący, hydrolizujący w wodzie z wydzieleniem fluorowodoru, powodujący obrzęk płuc. Poniżej temperatury 17*C skrapla się do żółtawej cieczy.
W przemyśle jest używany do osadzania warstewki wolframu na ogrzanych powierzchniach, jego wytwarzanie i destylacja są też sposobem na otrzymanie metalu wysokiej czystości.

Innym bardzo gęstym gazem jest czysty radon, nietrwały pierwiastek promieniotwórczy z grupy gazów szlachetnych. Jego gęstość to 9 g/l.
Najbardziej znanym gęstym gazem, który wdychany powoduje niesamowite pogrubienie głosu, jest sześciofluorek siarki, obojętny i nietoksyczny gaz o gęstości 6 g/l. Możliwe jest na przykład umieszczenie łódki z folii tak, aby pływała na zebranej w naczyniu warstwie.

Najgęstsza ciecz
Najgęstszą cieczą (w warunkach standardowych) jest metaliczna rtęć o gęstości 13,5 g/cm3. Jak na metal tworzy bardzo słabe wiązania metaliczne stąd bardzo niska temperatura topnienia -38,8*C. Zastanawiałem się czy nieco gęstsze nie będą niektóre ciekłe amalgamaty, ale wygląda na to, że dodatek jakiegokolwiek metalu zmniejsza gęstość powstałego połączenia.

-------
* https://en.wikipedia.org/wiki/Clerici_solution
* https://en.wikipedia.org/wiki/Density