Wszystko, co nas otacza jest zbudowane z pierwiastków występujących bądź w postaci rodzimej (pierwiastkowej), bądź w różnego rodzaju związkach chemicznych (sole, wodorki, wodorotlenki, kwasy organiczne i nieorganiczne, białka itp.). Dla przykładu: przeciętny samochód jest zbudowany z materiałów, w których skład wchodzi około 65 pierwiastków. W chwili obecnej mamy ich rozpoznane 111, ale w swojej pracy ograniczę się do trzech wybranych losowo. Zanim jednak przystąpię do opisu, postaram się przybliżyć historię chemii, alchemii i różne (jakże dzisiaj ciekawe) podejście ludzi minionych epok do sprawy pierwiastka.
Wszystkie pierwiastki występujące naturalnie w przyrodzie zostały odkryte do 1925 roku. Dzisiaj osiągnęliśmy etap, kiedy człowiek nie odkrywa, a sam tworzy nowe pierwiastki. Pierwiastki, jakich nie ma w przyrodzie. Swoje rozważania rozpocznę od wyjaśnienia wcześniejszego i obecnego znaczenia pojęcia "pierwiastek".
W V w. p.n.e. Tales z Miletu głosił, że prapierwiastkiem, z którego wszystko powstało i powstaje, jest woda, a wszystko na początku było w stanie ciekłym (stan ciekły jest podstawowy). Wg Anaksymenesa prapierwiastkiem było powietrze, wg Heraklita -ogień. Określenia: "woda", "powietrze", "ogień" zastępują tu mniej konkretne pojęcia używane obecnie: "stan ciekły", "stan lotny" i " stan rozżarzony". Nauka grecka głosiła, że istnieje tylko jedna pramateria (wszechmateria zwana "Hyle"), której własności mogą się jednak zmieniać. Z niej miał być zbudowany świat. Jednak obowiązywała tutaj zasada "similia similibus" tzn. "podobne tylko przez podobne", co w praktyce oznaczało, że dana substancja jest zdolna do jedynie takich przemian, do których posiada z góry ustalone predyspozycje.

ALCHEMIA (500 -1500)

Alchemia w pełni respektowała greckie podejście do pierwiastka, przestało ono jednak wystarczać, głównie z powodu wytyczonego celu: transmutacji metali w złoto (znano wówczas 7 metali: złoto, srebro, miedź, cynę, ołów, żelazo i rtęć). Ten niezwykły pomysł zrodził się w oparciu o grecką (arystotelesowską) ideologię: wszystkie metale topią się i palą, miały więc cechę wspólną. Aby uzasadnić "naukowo" transmutację metali, musieli alchemicy dobrać sobie dwa dodatkowe pierwiastki: topliwości i palności (i lotności). Za pierwiastek palności i lotności uznano siarkę, topliwości -rtęć. Alchemicy głosili, że we wszystkich metalach znajdują się rtęć i siarka, w każdym metalu w innym stosunku i stopniu czystości. Zatem aby zmienić metal w złoto należało zmienić stosunek ilościowy rtęci i siarki na taki, jaki jest w złocie. Poglądy te później zostały rozszerzone na substancje niemetaliczne; dodano sól jako pierwiastek niepalności i rozpuszczalności oraz smaku słonego. Pierwiastki alchemiczne nie były substancjami materialnymi, symbolizowały jedynie pewne własności substancji, ale nie były przemienne. Tym zasadniczo różniły się od pierwiastków greckich i to był ważny krok naprzód. 

PRZEŁOM: ROBERT BOYLE (1661)

Przełomowe znaczenie miała książka "The sceptical chymist", wydana przez Roberta Boyle`a w 1661 r. Sceptycyzm, operujący kategoriami tzw. "zimnego" rozumu i logiki, zwraca się przeciwko alchemii. Wywody Boyle`a można przedstawić następująco:
Alchemicy uznają siarkę za pierwiastek palności i lotności. A przecież organiczne olejki eteryczne są palne i lotne, a siarki nie ma w nich wogóle, nie ma też rtęci ani soli, bo przy spalaniu nie pozostawiają popiołu. Oznacza to, że istnieją substancje nie mieszczące się w systemie tradycyjnych pierwiastków alchemicznych. Boyle uważał, że nazwa "pierwiastek" winna odnosić się do samych substancji, i to najprostszych, nie zaś do ich własności. 
"Nie mogę uważać za prawdziwy pierwiastek jakiejkolwiek substancji, dającej się rozłożyć na odrębne składniki, chociażby tych składników było bardzo mało. Przez pierwiastek rozumiem pewne proste, niezłożone substancje, które nie będąc utworzone z żadnych innych substancji ani jedna z drugiej, same są składnikami, z których wszystkie inne substancje są bezpośrednio złożone i na które one ostatecznie dają się rozłożyć."

TEORIA FLOGISTONOWA (1670 -1775)

W wieku XVII stara teza alchemiczna o paleniu się ciał została zastąpiona nową teorią, tzw. teorią flogistonową, która pragnęła wyjaśnić zjawiska spalania się i redukcji, przyjmując zasadniczą tezę alchemiczną, że palić się mogą tylko substancje zawierające pierwiastek palności (flogiston -z greckiego flogistos oznaczającego spalony). Flogiston wyobrażano sobie jako niedostrzegalny fluid wypełniający ciała i czyniący je palnymi. Teorię tę ogłosił J. J. Becher w 1669, a rozbudował później G. E. Stahl. Teoria ta tłumaczy, że płomienie to właśnie flogiston, który uchodzi z palącego się ciała. Błędność teorii flogistonowej ujawniła się, gdy okazało się, że metale spalając się zawsze przybierają na wadze, zamiast tracić. Pomimo tego błędu, teoria ta była ważnym krokiem, ponieważ pierwiastek otrzymał sens materialny -za pierwiastek uznano określone substancje (wpływ postulatów Boyle`a). Wyjątkiem był flogiston symbolizujący palność. 

CHEMIA NOWOCZESNA (OD 1775)
ANTOINE LAURENT LAVOISIER (1743 -1794)

Za twórcę nowoczesnego już pojęcia pierwiastka chemicznego uważamy Antoine`a Laurenta Lavoisiera. Swoje sformułowanie zaczerpnął od Boyle`a, ale uzupełnił je i poprawił. Lavoisier sformułował tzw. ilościową definicję pierwiastka chemicznego. Przez pierwiastek chemiczny Lavoisier rozumiał substancję chemiczną, która w reakcjach chemicznych nigdy nie zmniejsza swego ciężaru, lecz zawsze go powiększa lub zachowuje bez zmiany. Posługując się kryterium ilościowym Lavoisier mógł uznać za pierwiastek: siarkę, fosfor, metale, wodór, tlen, azot i szereg innych substancji. W 1789 w swoim "Traité élémentaire de chimie" ogłosił pierwszą w historii tablicę pierwiastków chemicznych. Obejmowała ona 33 substancje proste, podzielone na 4 grupy: A, B, C, D. W grupie D było pięć substancji (wapno, magnezja, baryta, glinka i krzemionka), co do których Lavoisier był przekonany, że prędzej czy później zostaną rozłożone na czynniki prostsze. Jednak Lavoisier na czoło swej tablicy wysunął dwa fluidy: światło i cieplik. Wyjątkową jednak rolę przypisywał tlenowi -wyłącznie jemu przyznawał zdolność spalania ciał i uważał go za źródło światła i cieplika, jemu też przyznawał zdolność "zakwaszania" ciał: "nie ma kwasu bez tlenu." Tlen stał się tym, czym był dotychczas flogiston lub siarka filozoficzna. 

TEORIA ATOMISTYCZNA
JOHN DALTON (1808) 

Wg Daltona jest tyle rodzajów atomów, ile rodzajów pierwiastków. Dalton nazywał jednak atomami także najmniejsze cząstki związków chemicznych (atomy wody, amoniaku itd.). 
Teoria atomistyczna Daltona opierała się na następujących założeniach, tzw. "Tezach Daltona":
1. wszystkie atomy danego pierwiastka są identyczne (ta sama masa i własności)
2. atomy jednego pierwiastka różnią się od atomów innego pierwiastka
3. atomy są wieczne, niezmienne i niepodzielne. Atomy jednego pierwiastka nie mogą się przemieniać w atomy innego pierwiastka
4. atom jest jednolity, nie ma w nim struktury
5. atom jest najmniejszą cząstką pierwiastka, która posiada wszystkie jego własności
6. pierwiastek to zbiór identycznych atomów, czyli atomów o jednakowej masie i własnościach (atomistyczna definicja pierwiastka)
7. z własności jednego pierwiastka nie można wnioskować o własnościach innego pierwiastka. Każdy pierwiastek jest niezależnym indywiduum, nie związanym z innym pierwiastkiem. 

TABLICA MENDELEJEWA

W 1869 r. rosyjski chemik Dymitr Mendelejew ogłosił tzw. układ okresowy pierwiastków, w którym uszeregował pierwiastki według ich wzrastających mas atomowych. Mendelejew pierwszy wziął pod uwagę, że przecież nie wszystkie pierwiastki są poznane i że dla tych, jeszcze nie odkrytych pierwiastków trzeba zarezerwować odpowiednie wolne miejsca. Mendelejew wziął również pod uwagę tzw. prawo okresowości. Już przedtem zauważono, że niektóre pierwiastki chemiczne są do siebie bliźniaczo podobne, które leżą w pewnych regularnych odstępach zwanych okresami. Podobnymi pierwiastkami są np.: lit, sód, potas, rubid, cez i frans. Mendelejew podzielił więc pierwiastki na okresy (rzędy poziome) tak, by pierwiastki podobne leżały jeden pod drugim, tworząc tzw. grupy pionowe. Własności pierwiastków podobnych w poszczególnych grupach pionowych zmieniają się stopniowo i regularnie, np. grupa obejmująca fluor, chlor, brom i jod; ciężar właściwy tych pierwiastków wzrasta coraz bardziej, wzrasta temperatura wrzenia, barwa coraz ciemniejsza, słabnie aktywność chemiczna, powinowactwo do wodoru i metali zmniejsza się, a powinowactwo do tlenu wzrasta. Miejsce pierwiastka w tablicy nie jest więc przypadkowe. W danym miejscu układu własności pierwiastka nie mogą być dowolne (wyznacza je masa atomowa), lecz są z góry określone. Zatem pierwiastki chemiczne nie są samodzielnymi indywiduami, niezależnymi od innych pierwiastków, jak twierdziła jedna z błędnych daltonowskich tez.

PROMIENIOTWÓRCZOŚĆ. BUDOWA ATOMU.

Największe odkrycie XIX w. -odkrycie promieniotwórczości -całkowicie zmieniło poglądy na sprawę atomów i pierwiastków chemicznych. Okazało się, że atomy niektórych pierwiastków nie są wieczne i niezmienne -ulegają samorzutnemu rozpadowi, zamieniając się przy tym w atomy innych pierwiastków. Zjawisko to pozwoliło na poznanie budowy atomu i stwierdzenie, że atom nie jest jednolicie wypełnioną kulką, że posiada strukturę, że składa się z jądra i krążących wokół niego elektronów. Jądro jest również złożone: składa się protonów i neutronów. Protony wszystkich pierwiastków są identyczne, tak samo neutrony i elektrony, a poszczególne pierwiastki różnią się właśnie ilością tych cząstek w atomie. Każdy proton i elektron posiada jeden elektryczny ładunek elementarny (4,8 . 10-10 jednostek elektrostatycznych); proton ma ładunek dodatni, elektron ujemny. Neutrony są elektrycznie obojętne. W sumie atom nie ma żadnego ładunku elektrycznego. 

IZOTOPY. FREDERICK SODDY (1910)

Atomy tego samego pierwiastka mogą mieć różne masy, ponieważ niekoniecznie muszą mieć taką samą ilość neutronów w jądrze. Np. chlor ma liczbę atomową 17. istnieją jednak dwie odmiany atomów chloru: o masach 35 i 37. Jedne atomy chloru będą więc zawierały 18 (lżejsze), a drugie 20 neutronów. Liczbę neutronów dla każdego atomu znajdziemy odejmując od jego liczby masowej liczbę atomową (35 - 17 = 18 i 37 - 17 = 20). 
Odmiany tego samego pierwiastka, różniące się liczbą neutronów i wskutek tego mające różne masy atomowe, Soddy nazwał izotopami (od greckiego to samo miejsce). 

WĘGIEL (CARBONEUM)

Węgiel zajmuje 13 miejsce pod względem rozpowszechnienia w przyrodzie. Na niego przypada tylko 0,087% lito-, hydro- i atmosfery, gdzie zostały uwzględnione wszystkie postacie (węgiel, kamienny, brunatny, antracyt, torf, pokłady dolomitu, wapieni, kredy, ropy naftowej, składnik wszelkiej żywej materii, grafit i diamenty), w jakich węgiel występuje. 
Spalenie substancji organicznej zachodzi przy dostępie powietrza i polega na łączeniu się atomów węgla z atomami tlenu. Powstają wtedy związki węgla: tlenek CO lub dwutlenek CO2. obydwa te związki są gazami bezzapachowymi i bezbarwnymi. 
Pierwszy van Helmont (ok. 1650) zauważył, że przy spalaniu drewna lub węgla tworzy się swoisty gaz, który nazwał spiritus silvestris albo fas silvestre, co znaczy gaz leśny. Stwierdził, że ten sam gaz wydziela się przy działaniu kwasów na łagodne alkalia, tzn. na sodę lub potaż (węglany sodu i potasu), a także tworzy się jako produkt fermentacji i że jest on cięższy od powietrza. Van Helmont wykazał, że w gazie tym płomień gaśnie, a zwierzęta giną. 
J. Bernoulli i Wren otrzymali dwutlenek węgla działając kwasami na kredę (1690). Fr. Hoffmann uznał wodny roztwór gas silvestre za słaby kwas, gdyż barwi on lakmus na czerwono. J. Black wykrył w 1755, że ten sam gaz co przy fermentacji i spalaniu tworzy się także podczas oddychania oraz wydziela się przy prażeniu wapienia (kalcytu CaCO3) i magnezytu (MgCO3). Odkrył on również charakterystyczną reakcję rozpoznawczą na CO2. Gdy CO2 wprowadzimy do rozcieńczonych ługów (sodowego lub potasowego), zostaje przez nie pochłonięty i nie tworzy się przy tym żaden osad -powstaje rozpuszczalny w wodzie węglan sodu Na2CO3 lub potasu K2CO3. gdy jednak CO2 wprowadzimy do wodorotlenku wapnia Ca(OH)2, wytrąca się biały nierozpuszczalny osad węglanu wapniowego CaCO3. W swoich doświadczeniach Black przez rurkę szklaną wdmuchiwał do wody wapiennej gaz, który wydychamy z płuc, wywołując powstawanie wspomnianego osadu. 
Cavendish uzupełnił to doświadczenie wykazując w 1767, że osad ten rozpuszcza się, jeżeli wdmuchuje się dużo powietrza "wydechowego" (CO2). Dziś wiadomo, że węglan wapniowy CaCO3 rozpuszcza się w wodzie zawierającej dużo dwutlenku węgla CO2, przechodząc w kwaśny węglan wapnia Ca(HCO3)2, łatwo rozpuszczalny w wodzie. Lavoisier w 1775 ogrzewając w szklanej retorcie tlenek rtęciowy, otrzymał przez termiczny rozkład tego związku tlen. Ogrzewając natomiast ten sam tlenek rtęciowy z dodatkiem węgla drzewnego, uzyskał gas silvestre, przy czym węgiel "znikał". Otrzymany gaz zatem musiał zawierać węgiel i tlen (być związkiem tlenu i węgla). Nazwę "kwas węglowy" dla wodnych roztworów węgla wprowadził Lavoisier w 1783. Faraday skroplił CO2 w 1823, a Thilorier zestalił ten związek w 1835. Od czasów Lavoisiera otrzymanie CO2 zawsze było dowodem, że badana substancja zawiera węgiel oraz że grafit i diament są alotropowymi odmianami węgla. 
GRAFIT
Substancja ciemnoszara o ciężarze właściwym 2,25g/cm3. Nazwa od greckiego "grafo -piszę". Dawniej był uważany za ołów, gdyż ma podobny wygląd. Dopiero Scheele w 1779 wykazał, że grafit nie jest ołowiem, lecz odmianą węgla, gdyż spalany w kwasie azotowym całkowicie zamienia się w CO2. Obecnie można prościej udowodnić, że grafit jest alotropową odmianą węgla. Po pierwsze, grafit spala się normalnie jak węgiel w czystym tlenie w temperaturze powyżej 690oC, tworząc wyłącznie CO2. Po drugie, można zwykły węgiel zamienić w grafit. W wielkim piecu rozpuszcza się w stopionym żelazie nieco koksu (do 5%). Gdy potem żelazo opuściwszy wielki piec krzepnie, wówczas rozpuszczony w nim węgiel wydziela się w postaci grafitu. Można też przetwarzać koks w grafit przez ogrzewanie go w piecu elektrycznym do wysokich temperatur wraz z czystym tlenkiem żelazowym Fe2O3. Jest to techniczna metoda otrzymywania sztucznego grafitu (grafit Achesona). Grafit przewodzi prąd elektryczny tak jak metale, należy jednak do kategorii półprzewodników. Jedynym rozpuszczalnikiem grafitu jest stopione żelazo. Grafit topi się w temperaturze około 3500 -4000oC. Z grafitu wyrabia się trudno topliwe tygle laboratoryjne, ołówki, węgle do lamp łukowych, szczotki do silników elektrycznych. Zmielony grafit stanowi ochronę przeciwkorozyjną dla żelaza. W reaktorach atomowych bardzo czysty grafit stosowany jest jako spowalniacz (moderator) neutronów termicznych.

DIAMENT
Ciężar właściwy 3,51 g/cm3, współczynnik załamania światła n=2,42, nazwa od greckiego adamas czyli niezwyciężony. 
Diament od najdawniejszych czasów był ceniony jako najdroższy, najczystszy kamień szlachetny. W Europie nie znano go, pierwsze wiadomości o nim dotarły za czasów wyprawy Aleksandra Wielkiego (327 -324 p.n.e.) do Indii. Ale dopiero Rzymianie posługiwali się nim do rytowania i obróbki innych kamieni szlachetnych oraz do wykuwania liter w twardym materiale. Nie używali go do wyrobu biżuterii. W 1725 odkryto diamenty w Brazylii. 
Około 1690 Kunkel twierdził, że diament nie spala się, bo jego ojciec przez 30 tygodni ogrzewał je w piecu i te się nie spaliły. Newton twierdził, że diament powiniem być palny, gdyż ma bardzo wysoki współczynnik załamania światła. Sensacyjne doświadczenia wykonano w latach 1694 -1695 z polecenia księcia Toskanii Cosimo III we Florencji. Uczeni fizycy Averami i Targioni umieścili diament w ognisku silnej soczewki skupiającej. Gdy słońce przygrzało diament zniknął. Później (w 1751) powtórzono doświadczenie prażąc diamenty wraz z rubinami. Diamenty znowu zniknęły, rubiny nic nie ucierpiały. W 1771 d`Arcet, Macquer, Rouelle i inni w podjętym wspólnie doświadczeniu zauważyli, że diament w chwili ulatniania jest otoczony płomieniem. Stwierdzono ostatecznie, że diament znika, ale tylko wtedy, gdy styka się z powietrzem, i że przy tym spala się. W 1773 Lavoisier, Macquer, Cadet, Boisson i Baumé wspólnie wykonali serię doświadczeń, skupiając światło słoneczne za pomocą silnej soczewki na diamencie umieszczonym pod kloszem szklanym nad wodą oraz rtęcią i stwierdzili, że po spaleniu diamentu wytwarza się z wodą "kwas węglowy" (CO2 + H2O = H2CO3), tak jakby pod kloszem znajdował się węgiel. 
Wagę diamentów określa się w karatach: 1 karat = 0,205g. Obecnie jednak obowiązuje karat metryczny = 0,2g. 
Grupa uczonych z General Electric Company: Bandy, Holl, Strong i Wentropp zdołała po 4 latach pracy skonstruować komory ciśnieniowe utrzymujące w ciągu wielu godzin ciśnienie powyżej 100 000 atm i temperaturę powyżej 2000oC. W tych warunkach udało im się w 1957 otrzymać prawdziwe diamenty syntetyczne. 

W układzie okresowym węgiel znajduje się w grupie IV i jest czołowym przedstawicielem głównej rodziny węglowców, obejmującej: węgiel, krzem, german, cynę i ołów. Każdy z nich ma cztery elektrony walencyjne. Węgiel jest pierwiastkiem wyraźnie niemetalicznym o wartościowości 4, jednak jego odmiana alotropowa -grafit, przewodzi już prąd elektryczny tak, jak metale. German, a nawet krzem, zalicza się do pół metali, a cynę i ołów -do metali, chociaż ich wodorotlenki są zasadniczo amfoteryczne, jednak wyraźnie przeważa tu charakter metaliczny. 
Pierwiastek węgiel jest podstawą chemii organicznej. Związki organiczne mają wiele wspólnych cech charakterystycznych, do których należy palność, niska temperatura wrzenia i topnienia oraz skłonność do rozkładu podczas ogrzewania. Są one zbudowane z tych samych 3, a najwyżej 4 pierwiastków: węgla, wodoru, tlenu oraz azotu; rzadziej występuje siarka i fosfor. 
WĘGLOWODORY NASYCONE
Związki zawierające tylko węgiel i wodór, przy czym wszystkie atomy węgla są połączone wiązaniami pojedynczymi (C -C). Węgiel w węglowodorach (i w ogóle w związkach organicznych) jest zawsze czterowartościowy. Nazwy węglowodorów nasyconych tworzymy przez dodanie do greckiego lub łacińskiego liczebnika końcówki -an, np. pent -an (od greckiego penta -pięć). 
Węglowodory w szeregu homologicznym uporządkowane są według wzrastającej liczby atomów węgla, czyli każdy następny związek różni się od poprzedniego o grupę -CH2 -. Węglowodory nasycone są mało aktywne chemicznie, a ich właściwości fizyczne zmieniają sięstopniowo wraz ze wzrostem liczby atomów węgla w cząsteczce (pierwsze cztery są gazami, od pięciu do szesnastu węgli są cieczami, pozostałe są ciałami stałymi). 
Wzór ogólny węglowodorów nasyconych: CnH2n+2 gdzie n jest liczbą atomów węgla w cząsteczce. 

NAZWA WZÓR SUMARYCZNY WZÓR PÓŁSTRUKTURALNY
Metan CH4 CH4
Etan C2H6 CH3-CH3
Propan C3H8 CH3-CH2-CH3
Butan C4H10 CH3-CH2-CH2-CH3
Pentan C5H12 CH3-CH2-CH2-CH2-CH3
Heksan C6H14 CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3
Heptan C7H16 CH3-CH2-CH2-CH2CH2-CH2-CH3
Oktan C8H18 CH3-CH2-CH2-CH2CH2-CH2 -CH2-CH3
Nonan C9H20 CH3-CH2-CH2-CH2CH2-CH2 -CH2 -CH2-CH3
Dekan C10H22 CH3-CH2-CH2-CH2CH2-CH2 -CH2 -CH2 -CH2-CH3

WĘGLOWODORY NIENASYCONE
Węglowodory nienasycone zawierają przynajmniej jedno wiązanie jednokrotne między atomami węgla (wiązanie podwójne lub potrójne). Nazwę tworzymy poprzez dodanie do liczebnika końcówki -en (wiązanie podwójne) lub -yn (wiązanie potrójne). Właściwości fizyczne są podobne do właściwości węglowodorów nasyconych, z tym, że bywają węglowodory nienasycone barwne i wonne. Właściwości chemiczne są zdecydowanie różne od właściwości węglowodorów nasyconych. Wiązania wielokrotne powodują, że węglowodory nienasycone są reaktywne i łatwo ulegają reakcji przyłączania, polegającej na rozerwaniu jednego z wiązań wielokrotnych oraz utworzeniu dwóch nowych wiązań C -Y (gdzie C -atom węgla tworzący poprzednio wiązanie wielokrotne, Y -atom z drugiego reagenta). W odróżnieniu od węglowodorów nasyconych, które podczas spalania wytwarzają płomień nieświecący, węglowodory nienasycone wytwarzają płomień jasny, silnie świecący, kopcący silniej. 
POLIMERY
Polimery powstają w reakcji zwanej polireakcją, której najprostszym przykładem jest polimeryzacja. 

n MONOMER › [MER] n
polimer 
W zależności od rodzaju polimeru liczba n może wynosić od kilkudziesięciu do kilkudziesięciu tysięcy i więcej. Polimeryzacji ulegają substancje zawierające wiązania wielokrotne. Np. polimeryzacja etylenu daje polietylen:

n CH2=CH2 › [ -CH2-CH2-]n
Polietylen jest odporny na działanie kwasów, zasad i większości rozpuszczalników. Tłuszcze zwierzęce powoli nadżerają polietylen. Polietylen pali się płomieniem o żółtym wierzchołku i niebieskim środku (rozchodzi się zapach palonej parafiny). Odporność termiczna jest niewielka, zaczyna mięknąć w temperaturze wrzenia wody, w temperaturze 175oC topi się i można go odlewać. Wyroby z polipropylenu są twardsze. Polimery charakteryzują się małą gęstością, złym przewodnictwem cieplnym i elektrycznym, niezbyt wysoką maksymalną temperaturą użytkowania (około 300oC), dobrymi właściwościami mechanicznymi, ale w wąskim zakresie temperatur. Są mało reaktywne. 

Innymi pochodnymi węglowodorów, których nie będę opisywać, są: alkohole, kwasy karboksylowe, mydła i inne środki piorące (sole wyższych kwasów karboksylowych), estry, tłuszcze (estry wyższych kwasów karboksylowych), cukry, białka, aldehydy, ketony i fenole.

AZOT (NITROGENIUM)

Między 1770 a 1775 aż kilku chemików naraz zajmowało się badaniem powietrza. Jest sprawą sporną, czy pierwszy wydzielił go Scheele, czy Daniel Rutheford, uczeń Józefa Blacka (jego uważa się za odkrywcę tego gazu). Rutheford otrzymał azot z powietrza, usuwając zeń tlen przez oddychanie lub spalanie substancji w zamkniętej przestrzeni. Tlen przetwarzał się wówczas w CO2, który Rutheford usuwał przez absorpcję w ługu potasowym; po usunięciu tlenu pozostawał azot. W 1787 Lavoisier nazwał gaz azotem, od greckiego azotikos (nie podtrzymujący życia). Chaptal nadał mu drugą nazwę: Nitrogenium, opierając się na badaniach Cavendisha, który wykazał w 1785, że omawiany tutaj pierwiastek pod wpływem wyładowań elektrycznych łączy się z tlenem w związki, które rozpuszczają się w wodzie i tworzą z nią kwas znany jako acidum nitricum (kwas saletrzany, czyli azotowy). Była to pierwsza synteza kwasu azotowego. 
Azot jest gazem bez barwy, woni i smaku, rozpuszcza się w wodzie słabiej niż tlen, skrapla się bardzo trudno -pod normalnym ciśnieniem dopiero w temperaturze -196oC. W powietrzu azot występuje w postaci cząstek dwuatomowych. Rozerwanie ich wymaga dużej energii. Azot cząsteczkowy jest chemicznie obojętny, mało reaktywny. Azot atomowy jest bardzo reaktywny. W 1956 udało się wytworzyć azot, którego cząsteczki zawierały 3 atomy (analogicznie do ozonu). Azot jest istotnym składnikiem ciał białkowych. Pod względem rozpowszechnienia azot zajmuje 28 miejsce wśród pierwiastków (stanowi 0,003% składu skorupy ziemskiej z atmosferą włącznie). 
Justus Liebig odkrył, jak wielką rolę w życiu roślin pełni azot. Dopiero Hellriegel w 1866 wykazał, że jedynie rośliny motylkowe mają zdolność przyswajania azotu z powietrza. Reszta roślin czerpie azot z gleby. Jako, że powietrze jest niewyczerpalną kopalnią azotu, przed chemią stanęło trudne zadanie znalezienia sposobów wiązania azotu z powietrza w związki, które podane roślinom w postaci nawozów azotowych, zapewniłyby im pomyślne warunki rozwoju. Znaleziono tu trzy drogi:
1. wiązanie azotu z powietrza przez węglik wapnia CaC2 (karbid) w wysokiej temperaturze. Wytwarza się wówczas tzw. cyjanamidek wapnia CaCN2 (azotniak).
2. około 1900 powrócono do doświadczenia Cavendisha z 1785. Chodziło o to, by do wiązania azotu atmosferycznego na tlenki azotu zaprząc łuk elektryczny. Przez rozpuszczanie w wodzie otrzymano syntetyczny kwas azotowy, z niego zaś sole, czyli azotany. 
3. trzecia metoda polega na otrzymywaniu kwasu azotowego przez spalanie syntetycznego amoniaku. Już w 1839 Kuhlmann zauważył, że mieszanina powietrza i amoniaku, skierowana na rozżarzoną platynę, wytwarza tlenki azotu. W latach 1905 -1910 Haber i Bosch opracowali na skalę wielkoprzemysłową metodę syntezy amoniaku bezpośrednio z azotu i wodoru według równania: N2 + 3H2 › 2NH3 oraz metodę na spalania amoniaku na tlenki azotu: 4NH3 + 5O2 › 4NO + 6H2O. Tlenki azotu utlenia się do dwutlenku, a dwutlenek azotu tworzy z wodą kwas azotowy. Obie te syntezy wymagają specjalnych katalizatorów.
Azot stosowany jest do napełniania żarówek elektrycznych z około 15% domieszką argonu, jako gaz ochronny przy wielu reakcjach chemicznych, do wyrobu amoniaku, hydrazyny (N2H4) i innych związków. 
W układzie okresowym azot jest czołowym pierwiastkiem głównej rodziny grupy V (azotowców), które charakteryzują się posiadaniem 5 elektronów na zewnętrznej powłoce elektronowej. Będąc niemetalem, azot w związkach z wodorem i metalami przyjmuje trzy elektrony. Z tlenem azot tworzy aż 5 związków: N2O, NO, N2O3, NO2 (N2O4) i N2O5. największy rozgłos uzyskał N2O z racji swoich własności rozweselających. 

WAPŃ (CALCIUM)

Lavoisier już w 1789 domyślał się, że w wapnie znajduje się jakiś pierwiastek metaliczny. Chcąc rozłożyć tlenki metali trzeba je słabiej lub silniej prażyć w obecności węgla. Rozżarzony węgiel odrywa tlen od metalu -spala się, wskutek czego powstaje CO2 i wolny metal. Wapno palone można jednak bezskutecznie ogrzewać do 2000oC i więcej, ponieważ atomy tlenu i wapnia są silnie ze sobą połączone. Z początkiem XIX w. wapnem zainteresował się Humphry Davy. W listopadzie 1807 Davy przez elektrolizę uzyskał z dwóch wodorotlenków, które uchodziły za substancje proste, metale: sód i potas. Tak samo chciał rozłożyć wapno. W marcu 1808 podjął prace przygotowawcze do elektrolizy wapna i innych ziem alkalicznych. Davy zwilżył wapno, dodał nieco tlenku rtęciowego, uformował rodzaj miseczki i mieścił na platynowej anodzie. Miseczkę napełnił rtęcią, w której zanurzył platynowy drucik (katoda) i włączył prąd elektryczny stały. Na katodzie wydzielił się metal -calcium (od łacińskiego rzeczownika calx -wapno), czyli "metal z wapna". Prostszą metodę zastosował Faraday. Poddał elektrolizie suchy stopiony chlorek wapniowy CaCl2. na katodzie wydzielał się metaliczny wapń, ale ponieważ jest on lżejszy od stopionego chlorku wapniowego, wypływał na powierzchnię cieczy i spalał się. Dopiero w 1854 -1855 Bunsen i Mathiessen ulepszyli tą metodę i uzyskali nią pewną ilość metalicznego wapnia. 
Wapń jest metalem barwy srebrzystej, łatwo się utlenia na powietrzu (przechowuje się go w nafcie, jak sód i potas), jest miękki (można go kroić scyzorykiem), ma mniej więcej twardość ołowiu. Topi się w 851oC. Stosowany jest jako środek silnie odtleniający, np. przy produkcji miedzi na przewody elektryczne, stali i niklu (usuwa z nich jednocześnie siarkę). Dodany do innych metali miękkich znacznie poprawia ich twardość (w stopach łożyskowych). Metaliczny wapń służy też do oczyszczania i osuszania (tzn. usuwania wody) ropy, benzyny, alkoholi, gazów szlachetnych itp. Wapń reaguje bowiem z wodą według równania: Ca + 2H2O › Ca(OH)2 + H2 tworząc trudno rozpuszczalny osad wodorotlenku wapniowego i wypierając wodór. Bardzo czysty wapń używany jest także do redukcji tlenków uranu i toru, jak również do redukcji tlenków metali ziem rzadkich. Niewielkie jest zapotrzebowanie na wapń metaliczny, często natomiast używa się różnych związków wapnia, otrzymywanych sztucznie i występujących naturalnie w przyrodzie.
Naturalnie w przyrodzie występują: węglany (kreda), siarczany (gips), fosforany, krzemiany, a także fluorek wapnia (fluoryt). Są to związki trudno rozpuszczalne w wodzie. 
Wapń zajmuje piąte miejsce pod względem rozpowszechnienia, stanowi ogółem 3,39% chemicznego składu skorupy ziemskiej. W organizmach żywych wapń odgrywa szczególną rolę -wchodzi w skład szkieletów i pancerzy najróżniejszych zwierząt, kośćców kręgowców itp. Szczególnie wielostronne zastosowanie znajduje węglik wapnia CaC2 (karbid). Otrzymuje się z niego przez działanie wody acetylen (CaC2 + 2H2O › Ca(OH)2 + C2H2), który służy do celów oświetleniowych, palników acetylenowo -tlenowych, ale też do wytwarzania wielu organicznych związków syntetycznych (np. kauczuk) oraz do produkcji azotniaku. 
Wodorotlenek wapnia jest bardzo powszechnie stosowany w przemyśle do reakcji zobojętniania. Tlenek wapnia służy do produkcji szkła i cementu. Węglany i siarczany wapnia są ważnym surowcem dla przemysłu budowlanego, hutnictwa, cukrownictwa, przemysłu chemicznego (gips i anhydryt służą do wyrobu m.in. kwasu siarkowego). Atom wapnia na zewnętrznej powłoce ma dwa elektrony walencyjne. W układzie okresowym znajduje się w II grupie, będąc reprezentatywnym pierwiastkiem głównej rodziny berylowców. 



BIBLIOGRAFIA:




1. Maria Koszmider, Krzysztof M. Pazdro, Janina Sygniewicz, Maria Torbicka "Chemia 8, podręcznik dla ucznia"
2. Zofia Kluz, Krystyna Łopata "Chemia 7 -8"
3. Ignacy Eichstaedt "Wielka księga pierwiastków"