Dwutlenek węgla znajduje się w handlu w stanie skroplonym w butlach stalowych pod ciśnieniem powyżej 50 at. W przemyśle stosuje się go do wyrobu sody, także do fabrykacji wody sodowej, do gazowania piwa, wina itp. oraz w cukrownictwie do oczyszczania soku buraczanego przed krystalizacją cukru. W laboratorium używa się często dwutlenku węgla, gdy chodzi o przeprowadzanie procesów w atmosferze chemicznie nieczynnego gazu. W stanie stałym C02 służy do wytwarzania niskich temperatur (,,suchy śnieg”). Ponieważ jednak stały dwutlenek węgla jest złym przewodnikiem ciepła, miesza się go z cieczą, zachowującą ciekłą postać w temperaturze sublimacji CO2, najczęściej z eterem lub acetonem. Jako substancja pochłaniająca podczas parowania spore ilości ciepła, dwutlenek węgla znajduje też zastosowanie do wypełniania gaśnic ręcznych.

Tellurowodór, H2Te, nie może być otrzymany przez bezpośrednie łączenie pierwiastków ze znaczniejszą wydajnością, gdyż jest jeszcze silniej endotermiczny (ciepło tworzenia się wynosi — 34,2 kcal/g-cz.) i mniej trwały w zwykłej temperaturze niż selenowodór. Otrzymuje się go przez hydrolizę tellurku glinowego, AlaTe3, lub też działaniem wodoru in statu ncscendi, który wydziela się elektrolitycznie' na elektrodzie tellurowej silnie chłodzonej. Jest gazem bezbarwnym o bardzo niemiłej woni, dającym się łatwo skroplić na ciecz o gęstości 2,650 g/cm3, wrzącą w — 1,8°C i krzepnącą w — 51°C. W stanie czystym ciekły tellu- rowodór jest bezbarwny, wskutek częściowego rozpadu barwi się jednak zawsze na żółtawo. Jest tak nietrwały, że ulega działaniu słabych nawet środków utleniających. Zapalony na powietrzu spala się na dwutlenek telluru i wodę.

Zarówno tlenek, jak i wodorotlenek bizmutawy łatwo rozpuszczają się w kwasach, tworząc związki o charakterze soli. W dość stężonych nawet roztworach mocnych zasad są one natomiast nierozpuszczalne. Tlenek bizmutawy ma więc zdecydowanie charakter zasady, zresztą niezbyt mocnej.

Min der (1940) stwierdził, że rad A będący źródłem promieni a (por. tabl. 25, § 102) ulega też w nieznacznej części przemianie ?> (0,03°/o). W wyniku tej przemiany powstaje pierwiastek o liczbie atomowej 85, przypadający na nie zajęte dotychczas miejsce układu okresowego u dołu rodziny fluorowców. Podobny uboczny rozpad został stwierdzony nieco później również dla toru A i aktynu A. Tworzące się przy tym ilości pierwiastka 85 są zbyt małe dla zbadania jego własności.

Brom jest obok rtęci jedynym pierwiastkiem występującym w zwykłej temperaturze w stanie ciekłym. Ciekły brom ma barwę ciemnobrunatną, prawie czarną. Działa on niszcząco na tkanki organiczne i na skórze wywołuje bolesne oparzenia. Prężność pary już w zwykłej temperaturze jest dość znaczna, w 58,8°C zaś osiąga wartość 1 atmosfery. Para jest zabarwiona na kolor czerwonobrunatny i odznacza się przenikliwym duszącym zapachem, jeszcze trudniejszym do zniesienia niż zapach chloru. Z gęstości par w niezbyt wysokich temperaturach wynika, że cząsteczka bromu składa sie z dwóch atomów. Dopiero powyżej 700°C rozpoczyna się w dostrzegalnym stopniu dysocjacja na pojedyncze atomy: Br22Br — 45,4 kcal.

Chlorek azotu, NCI3 powstaje jako łatwo lotny, żółtawy olej o gęstości 1,65 g/cm3 podczas działania podchlorynu sodowego na amoniak lub sól amonową: NH3 + 3NaOCl = NC13 + 3NaOH.

Pod względem własności chemicznych brom jest bardzo zbliżony do chloru. Łączy się bezpośrednio prawie ze wszystkimi pierwiastkami prócz helowców, tlenu, azotu, węgla i pewnych metali. Niektóre z tych reakcji (z fosforem, arsenem, antymonem, a także z potasem) przebiegają z towarzyszeniem zjawisk, przypominających reakcje spalania. Na ogół jednak brom zdradza znacznie mniejszą aktywność chemiczną niż chlor. Uderzająca jest szczególnie odporność sodu i magnezu wobec bromu w zwykłej temperaturze, zwłaszcza jeśli zestawi się ją z gwałtownością reakcji potasu z bromem. Również i niektóre metale szlachetne zachowują się wobec bromu inaczej niż wobec chloru. Złoto przechodzi wprawdzie gładko w bromek, AuBr3, platyna jednak zachowuje się biernie.

Ciężar cząst. 28,01, tt. = — 204,0°C, tw. = — 1G1,5°C, t. kryt. = —140,2°C, ciepło topnienia = 0,201 kacł/g-cz., ciepło parowania — 1,44 kcal/g-cz., dc = 0,793 g/cm3, Dl60 = 1,25001 g/1, dp0w = 0,967.

Mieszanina kwasów wielotionowych zawierająca 3—6 atomów siarki powstaje przez wpuszczanie siarkowodoru na zimno do stężonego wodnego roztworu kwasu siarkawego. Otrzymuje się przy tym ciecz, w cienkich warstwach przeświecającą czerwono, w grubych nieprzeźroczystą, z powodu występowania bardzo subtelnej zawiesiny wolnej siarki. Ciecz ta znana jest pod nazwą „cieczy Wackenrodera”. Przez częściowe odparowanie wody roztwory kwasów wielotionowych dają się nieco stężać, nie udało się jednak dotychczas otrzymać ich w stanie wolnym. Mechanizm ich powstawania w cieczy Wackenrodera nie jest całkowicie wyjaśniony. Sole ich, wielotioniany, są natomiast dość dobrze znane. Wszystkie mają charakter soli obojętnych i są w wodzie łatwo rozpuszczalne. Czterotionian powstaje, jak wspomniano w poprzednim paragrafie, przez działanie jodu na tiosiarczan.

Amoniak tworzy się jako jeden z produktów końcowych gnilnego rozkładu odpadków pochodzenia roślinnego i zwierzęcego. Z tego powodu zapach amoniaku daje się wyczuć w stajniach, miejscach ustępowych itp. Nieznaczne ilości amoniaku w postaci chemicznie związanej znajdują się w wyziewach niektórych wulkanów. Te nikłe ilości amoniaku nie mają jednak w praktyce żadnego znaczenia i do celów technicznych amoniak musi być wytwarzany sztucznie.

Pod względem rozpowszechnienia siarka zajmuje wśród innych pierwiastków piętnaste miejsce, stanowiąc niecałe 0,05% dostępnej człowiekowi materii. Spotyka się ją przede wszystkim w dość znacznych ilościach w stanie rodzimym, najczęściej w okolicach wulkanicznych. Najbardziej znanym miejscem występowania siarki rodzimej w Europie jest Sycylia (miasteczko Girgenti), Z krajów pozaeuropejskich bogate złoża siarki posiadają Stany Zjednoczone (Louisiana i Teksas) oraz Japonia. Obok siarki rodzimej pochodzenia wulkanicznego spotyka się też siarkę wśród pokładów gipsu jest to produkt redukcji gipsu przez drobnoustroje. W Polsce odkryto przed kilku laty bogate pokłady siarki w okolicy Tarnobrzegu.

Siarka tworzy z halogenami związki wymienione w tablicy 41. Spośród tych związków największe znaczenie mają związki chloru. Chlorek siarki (dwuchlorek dwusiarkowy) S2C12 tworzy się w wyniku przepuszczania gazowego chloru nad stopioną siarką. W technice powstają duże ilości tego związku jako uboczny produkt podczas działania chlorem na dwusiarczek węgla w celu otrzymania czterochlorku węgla: CS2 + 3Cl2 = CCl4-f 80.

Przewodnictwo elektryczne selenu y jest niewielkie, wzrasta jednak wydatnie pod działaniem promieni świetlnych. Wrażliwość selenu na zmianę natężenia padającego nań światła wielokrotnie przewyższa wrażliwość oka ludzkiego. Dzięki takiemu zachowaniu się selenu można za pomocą mostka selenowego zamieniać impulsy świetlne na elektryczne, co wyzyskuje się w aparatach służących do przesyłania obrazów na odległość (telewizja), do automatycznego uruchamiania urządzeń elektrycznych w instalacjach alarmowych przeciwko włamaniom („oko elektryczne”) itp.

Sole kwasu ortofosforowego nazywają się ortofosforanami. Zależnie od liczby jonów wodorowych, które uległy wymianie na metal, rozróżnia się ortofosforany jednometaliczne (dwuwodorofosforany), dwumetaliczne (wodorofosforany) i trójmetaliczne (obojętne). Sole jednometaliczne są przeważnie łatwo rozpuszczalne w wodzie, spośród dwu- i trójmeta- licznych rozpuszczają się tylko sole litowców (prócz LisPC) i amonu. Rozpuszczalne fosforany otrzymuje się najlepiej przez dodanie do roztworu kwasu fosforowego odpowiedniej ilości mocnej zasady. Po dodaniu i g-cz. zasady na gramocząsteczkę H3PO4 powstanie fosforan jednometa- liczny. Wobec tego, że odszczepienie drugiego jonu H+ w myśl równania (II) następuje w bardzo nieznacznym tylko stopniu, pH otrzymanego roztworu leży powyżej wartości, odpowiadającej obszarowi zmiany barwy oranżu metylowego z różowej na żółtą (por. § 54). Podczas miareczkowania mocną zasadą wobec oranżu metylowego jako wskaźnika kwas ortofosforowy zachowuje się więc jako kwas jednozasadowy. Przez dodanie dalszej gramocząsteczki wodorotlenku powstaje fosforan dwume- taliczny wykazujący wskutek hydrolizy odczyn słabo zasadowy. Jego pH leży mniej więcej w obszarze zmiany barwy fenoloftaleiny z bezbarwnej na różową. Miareczkując kwas ortofosforowy w obecności tego wskaźnika, należy dodać dwie gramocząsteczki zasady na jedną gramocząsteczkę kwasu. Przez dalsze dodawanie zasady roztwór staje się silnie zasadowy na skutek powstawania soli trójmetalicznej, ulegającej w roztworze daleko posuniętej hydrolizie.