Halogeny – prvky s2p5 1I
II
2
11
H
ns
22
Li
Be
3
3
III3
4 IV
V5
VI6
8
9 VIII
10
I
11 II12
18 17 VIII V15 VI16 VII He
B
C
N
O
F
Ne
Al
Si
P
S
Cl
Ar
Cu Zn Ga Ge
As
Se
Br
Kr
I
Xe
(n-1) d
Ca
Sc
Ti
55 Rb Sr
Y
Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd
44
13 IV 14 III
np
Na Mg K
7 VII
V
66 Cs Ba Lu Hf Ta 77 Fr Ra Lr
Cr Mn Fe
W
Re
Os
Co
Ir
Ni
Pt
Au Hg
In
Sn
Sb
Te
Tl
Pb
Bi
Po
At Rn
Rf Ha
F Cl Br I At La
Ce
Pr
Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb
Ac Th
Pa
U
Np Pu Am Cm Bk
Cf
Es Fm Md No
Halogeny – výskyt v přírodě F2
Cl2
Br2 I2
CaF2 – kazivec Na3[AlF6] – kryolit Ca5F(PO4)3 – fluoroapatit NaCl – halit mořská voda – solná ložiska Ca5Cl(PO4)3 – chloroapatit mořská voda – společně s Cl– (např. Mrtvé moře 4 g/dm3 Br–) Ca(IO3)2 – lantarit NaIO3 – v chilském ledku mořské řasy, vody slaných bažin (Louisiana, Kalifornie, Japonsko)
1
Halogeny - příprava t
F2
termickým rozkladem: 2 CoF3 → 2 CoF2 + F2 t (vnitřní oxidace-redukce) IF7 → IF5 + F2
Cl2
4 HCl + MnO2 = MnCl2 + Cl2 + 2 H2O 2 ClO3– + 5 HSO3– + 2 H3O+ = 5 HSO4– + 3 H2O + Cl2 Cl– + ClO– + 2 H3O+ = Cl2 + 3 H2O 16 HBr + 2 KMnO4 = 2 MnBr2 + 5 Br2 + 2 KBr + 8 H2O 5 Br– + BrO3– + 6 H3O+ = 9 H2O + 3 Br2 2 KBr + Cl2 = Br2 + 2 KCl vzduch 4 HI + O2 = 2 I2 + 2 H2O – – + 2 IO3 + 5 HSO3 + 2 H3O = 5 HSO4– + I2 + 3 H2O 2 KI + Br2 = I2 + 2 KBr I2O5 + 5 CO = I2 + 5 CO2 (detekce CO)
Br2
I2
Halogeny - výroba F2 Cl2
Br2 I2
elektrolýzou taveniny KF+HF (1:2 - 1:3) 2 F– → F2(g) + 2 e¯ CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2 HF ↑ → HF + KOH = KF elektrolytickou oxidací vodných roztoků NaCl nebo + H2O přírodních solanek: 2 Cl = Cl2 + 2 e– (anoda uhlík) Na+ + e– = Na(l) (Hg katoda - amalgam) 2 H+ + 2 e– = H2(g) (katoda oddělena diafragmou) z matečných louhů a mořské vody: 2 Br – + Cl2 = Br2 oxidací + 2 Cl– HCl vzdušným O2 : 4 HCl + O2 → 2 Cl2 + 2 H2O Br2(g) → Br2(l) → z Chilského ledku: Br2 2 NaIO3 + 2 NaHSO3 + 3 Na2SO3 = 5 Na2SO4 + I2 + 3 H2O z výluhu popela mořských řas: 2 I – + 2 NO2– + 4 H3O+ = I2 + 2 NO + 6 H2O
2
Elektronegativita halogenů
Energie vazby mezi halogeny kJ/mol
3
Bod varu halogenů °C
Bod tání halogenů °C
4
Vazebné možnosti halogenů ns0np0 ns1np0 ns2np0 ns2np1 ns2np2 ns2np4 ns2np5 ns2np6 _____________________________________________________________________________ ClVII BrVII IVII
VI Cl ClV BrV IV
IV Cl ClIII IV Br BrIII (IIV) IIII
odtržení elektronů (oxidace)
ClI BrI II
F0 Cl0 Br0 I0
F-I Cl-I Br-I I-I přijetí elektronů (redukce)
Vazebné možnosti halogenů
Iontová vazba (sdílený pár je prakticky přetažen na X) – s vysloveně elektropozitivními prvky + Cl M XX>> XM (M= Na, K, Ca, Ba) Kovalentní vazba σ (polární) – s ostatními méně elektropozitivními prvky XX > XM (M= S, Te, C, H, Cd, Hg, Ti) σ vazby – překryvem atomu X (SP3, SP3D, SP3D2, X H SP3D2F) s AO, HAO (partnera)
5
Vazebné možnosti halogenů Záporné oxidační stavy HX SP3 ABE3 TeI4 SP3 AB4E 3 2 SF6 SP D AB6
lineární tvar molekuly deformovaný tetraedr oktaedr
Vazebné možnosti halogenů Kladné oxidační stavy (VSEPR) ClO2 SP2 AB2 E lomený tvar molekuly (úhel OClO = 117 °) ClO– SP3 ABE3 lineární ClO2– SP3 AB2E2 lomený – 3 ClO3 SP AB3E trigonálně pyramidální ClO4 – SP3 AB4 tetraedrický 3– 3 I SP D AB2E3 lineární ClF3 SP3D AB3E2 T-tvar BrF4 SP3D2 AB4E2 tetragonální IF5 SP3D2 AB5E tetragonálně pyramidální 5– IO6 SP3D2 AB6 oktaedr 3 2 IF7 SP D F – pentagonálně bipyramidální
6
Vazba můstkovými atomy Atomy halogenů v oxidačním stavu – I tvoří další typ vazby, která má obdobný charakter jako vodíková vazba (HF, HCl) – σ (třístředová). Ve funkci můstkových atomů mohou halogeny dosáhnout i dvouvaznosti. Příklad: Al2Cl6, CuBr2 HF (HCl) Cl Cl Cl F Al Al H H Cl Cl Cl F
Br
Br
Br Cu
Cu Br
F
Br
Br
Chemické vlastnosti halogenů Elementární halogeny vysoce reaktivní: reaktivita klesá v řadě:
F2 > Cl2 > Br2 > I2
Elementární fluor se za vhodných podmínek přímo slučuje téměř se všemi prvky (vyjma He, Ar, a Ne). Reakce jsou exotermické, mají povahu hoření, někdy jsou dokonce explozivní. Při všech svých reakcích působí oxidačně (nejsilnější oxidační činidlo vůbec) a přechází do oxidačního stavu –I. Ostatní halogeny podobné, avšak méně výrazné oxidační působení, těžší halogeny s některými prvky vůbec nereagují (Cl + C; I + S apod.)
7
Nejvýznamnější binární sloučeniny • Halogenovodíky • Halogenidy • Interhalogeny • Oxidy • Oxokyseliny • Halogenid–oxidy • Deriváty kyselin
Chemické vlastnosti halogenů Reakce s binárními sloučeninami: – vytěsní elektronegativní složku jako prvek: SiO2 + 2 F2 → SiF4 + O2 H2S + Br2 → 2 HBr + S – nebo reagují s oběma prvky H2S + 4 F2 → 2 HF + SF6 – popř. se na molekulu adují SO2 + Br2 → SO2Br2 PCl3 + Cl2 → PCl5 CO + Cl2 → COCl2
8
Chemické vlastnosti halogenů Reakce při nichž přecházejí do kladného oxidačního stavu: 3 I2 + 10 HNO3 → 6 HIO3 + 10 NO + 2 H2O 3 I2 + 5 Cl2 + 6 H2O → 2 HIO3 + 10 HCl Reakce s vodou (pH=7) 2 F2 + H2O → 4 HF + O2; F2 + H2O → HF + HFO X2 + H2O ↔ HXO + HX ; 2 HXO→ 2 H+ + 2 X– + O2 nestálost se zvyšuje
HClO > HBrO > HIO
3 HXO→ 3 H+ + 2 X– + XO
–
Chemické vlastnosti halogenů Reakce se zředěnými roztoky alkalických hydroxidů za studena (5%) 2 F2 + 2 NaOH → 2 NaF + OF2 + 2 H2O Cl2 + 2 NaOH → NaCIO + NaCl + H2O Br2 + 2 NaOH → NaBrO + NaBr + H2O I2 + 2 NaOH → NaIO + NaI + H2O Reakce s koncentrovanými roztoky alkalických hydroxidů za tepla 3 X2 + 6 KOH → KXO3 + 5 KX + 3 H2O (X=Cl,Br,I)
9
Body varu halogenovodíků °C
Body tání halogenovodíků °C
10
Halogenovodíky - příprava HF HCl
•
200-250°C
CaF2 + H2SO4 → 2 HF + CaSO4
• Leblankův postup: 150°C
NaCl + H2SO4 → HCl + NaHSO4 540-600°C
NaCl + NaHSO4 → HCl + Na2SO4
HBr
• 3 P + 6 H2O + 3 Br2 → 6 HBr + 2 H3PO3 • H3PO3 + H2O + Br2 → 2 HBr + H3PO4 • Leblankův postup nelze použít: 2 HBr + H2SO4 → Br2 + SO2+2 H2O NaBr + H3PO4 → 3 HBr + Na3PO4
HI
Stejně jako HBr s červeným P
• 2 I2 + N2H4 → 4 HI + N2 • 3 NaI + H3PO4 → 3 HI + Na3PO4 • I2 + H2S → 2HI + S
Halogenovodíky - výroba Vedlejší produkt při výrobě H3PO4
HF •
Ca5F(PO4)3 + 5 H2SO4 → 3 H3PO4 + HF + 5 CaSO4 400°C
HCl
• Přímou syntézou: H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g) • Při průmyslové chloraci uhlovodíků jako vedl.produkt • 4 NaCl + 2 SO2 + O2 + 2 H2O → 4 HCl + 2 Na2SO4
HBr
• Přímou syntézou: H2(g) + Br2(g) → 2 HBr(g) Pt azbest • H3PO3 + H2O + Br2 → 2 HBr + H3PO4
HI
• Přímá syntéza je energeticky nevýhodná
200-400°C
11
Halogenovodíky - použití HF
HCl
37% freony (chladící zařízení a rozpouštědla) 40% syntetický kryolit uranový průmysl katalyzátor při alkylaci ropy výroba fluoridů (NaF, SnF2, H[BF4], H2[SiF6]) oxidačně chlorační procesy k výrobě anorganických sloučenin (NH4Cl, bezvodé chloridy) moření oceli, činění kůží, desulfurizace ropy, obohacování rud hydrolýza škrobu na glukózu, pro organický průmysl
HBr
výroba anorganických bromidů syntéza alkylbromidů katalyzátor HBr v organické chemii
HI
výhradně jen v laboratoři
Halogenidy Jsou buď skutečnými solemi halogenovodíků (NaCl, CdBr2, BiI3, aj.) nebo hypotetickými (SCl2, TeI4, SF6 aj.). Iontové – (halogenidy alkalických kovů, Mg, alkalických zemin, lanthanoidů a některých elektropozitivních kovů. Iontovost klesá v řadě: NaF>NaCl>NaBr>NaI; nebo TiCl>TiCl3; CrBr2>CrBr3; PbF2>PbF4 Reakce s H2O – elektrolytická disociace
12
Halogenidy Kovalentní – nízkomolekulární (ve vyšších oxidačních stavech např. TiCl4, SnCl4, UF6, MoF6, WF6, nebo halogenidy všech nekovů a polokovů např. SF6, SiF4, AsF3, TeBr4) vysokomolekulární (AlCl3, CdCl2, CuBr2, BiI3 můstkové halogeny) Hydrolytické reakce s H2O: TiCl4 + 2H2O = TiO2 + 4 HCl BBr3 + 3H2O = H3BO3 + 3 HBr Nereagují s H2O (CCl4, SF6, SeF6, OsF8)
Halogenidy - příprava Přímým sloučením prvků: Ti + 2Cl2 = TiCl4 S + 3 F2 = SF6 Reakcí málo ušlechtilých kovů s halogenovodíky: Cd + 2 HCl = CdCl2 + H2 Termickým rozkladem komplexní sloučeniny: Ni [(NH3)6]Cl2 = NiCl2 + 6 NH3 Redukční halogenací Al2O3 + 3 C + 3 Cl2 = 2 AlCl3 + 3 CO BeO + CCl4 = BeCl2 + COCl2
bezvodé
13
Halogenidy - příprava Rozpouštěním oxidů, hydroxidů a uhličitanů v halogenovodíkových kyselinách: MgO + 2 HCl = MgCl2 + H2O KOH + HI = KI + H2O CaCO3 + 2 HCl = CaCl2 + H2O + CO2 Srážecími reakcemi: AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3
Interhalogeny XYn X/Y F
n
F
Cl
Br
I
1
F2
ClF
BrF
IF
3
ClF3
BrF3
IF3
5
ClF5
BrF5
IF5
7 Cl
1
IF7 Cl2
BrCl
3 Br I
1
X
ICl ICl3
Br2
IBr I2
plyn kapal. kryst.
14
Interhalogeny Dvouatomové: vznikají přímou reakcí z prvků ClF – bezbarvý plyn
Vlastnosti:
Cl2 + F2250°C → 2 ClF
ClF + H2O → F + HClO
Použití: fluorační činidlo W + 2 ClF → WF6 + 3 Cl2 disproporcionují za norm. teploty v plynné fázi
BrF – Br2 + F2 → 2 BrF
3 BrF → Br2 + BrF3
– I2 + F2-45°C → 2IF
5 IF → 2I2 + IF5
IF
IBr – černé krystaly ICl – rub. červené krystaly
}
taveniny vedou el. proud 3 IX + BF3 → I2X+ + IX2–
I2 + X2 → 2IX (X=Cl,Br) Použití: nevodná rozpouštědla
Interhalogeny Tetraatomové: ClF3 – slámově žlutá kapalina, nejreaktivnější známá látka (spontánně zapaluje, azbest, dřevo stavební materiály - zápalné bomby ve 2. světové válce) Vlastnosti:
Nestálá rozkládá se např. na HCl + O2
200-300 °C
Cl2 + 3 F2 → 2 ClF3
2 ClF3 + 2 H2O → 3 HF + HClO2 NH3 + 2 ClF3 → 6 HF + N2 + Cl2
Použití: raketové palivo, k výrobě UF6 (oddělování U od Pu) BrF3 – jahodově červená kapalina Br2 + 3 F2 → 2 BrF3 Použití: k přímé fluoraci oxidů na fluoridy 20 °C
SiO2 + 4 BrF3 → 3 SiF4 + 2 Br2 + O2
I2Cl6 – jasně žlutá pevná látka –80 °C
I2 + 3 Cl2 → 2 I2Cl6
15
Interhalogeny Hexaatomové: ClF5
350°C, 25 MPa
Cl2 + 5 F2 → 2 ClF5
Vlastnosti: ClF5 + 2H2O → 4 HF + FClO2 živá reakce
>150°C
BrF5
Br2 + 5 F2 → 2 BrF5
IF5
I2(s) + 5F2 → 2IF5
za norm. teploty
explozivní reakce
BrF5 + 3 H2O → 5 HF + HBrO3 IF5 + 3 H2O → 5 HF + HIO3 bouřlivá reakce
mírnější fluorační činidlo Oktaatomové IF7
250-300°C
I2(g) + 7 F2 → 2 IF7 2 IF7+ SiO2 → SiF4 + 2IOF5
IF7 + H2O → 2 HF + IOF5
silnější fluorační činidlo než IF5
Oxidy XnOm binární sloučeniny s kyslíkem - největší rozdíly v chemických vlastnostech, protože XF>XO>XCl>XBr>XI Ox. č. –I
F
Cl
Br
I
OF2
HAO
Tvar
SP3(O)
lomený
103°
fluorid
I
Cl2O Br2O
SP3(O) 111°
lomený
IV
ClO2 BrO2
SP2(X) 118°
lomený
I2O5
SP3(I)
2 pyramidy
I2O7
SP3(X)
2 tetraedry
V VI VII
Cl2O6 Cl2O7
16
Oxidy
Cl2O – žluto-červený plyn, při zahřátí vybuchuje HgO + 2 Cl2 → HgCl2 + Cl2O za snížené teploty Vlastnosti: Cl2O + H2O → 2 HClO Cl2O + 10 NH3 → 2 N2 + 6 NH4Cl + 2 H2O explozivní reakce
Oxidy
ClO2
– žluto-zelený plyn nebo červeno-hnědá kapalina, – při zahřátí vybuchuje 3 KClO3 + 3 H2SO4 →2 ClO2 + HClO4 + 3 KHSO4 + H2O 2 AgClO3 + Cl2 →2 AgCl + 2 ClO2 + O2 2 NaClO2 + Cl2 →2 ClO2 + 2 NaCl ClO2 →ClO· + ·O hν radikály ClO2 + 6 H2O → ClO2 · 6H2O rozpouští se !!! Cl· + O3 →ClO· + O2 v ozónové vrstvě ClO· + O3 →Cl· + O2 o něco menší snížení O3 ClO· + NO2 →ClONO2
17
Oxidy
Cl2O6 – „dimerní ClO3“ – tmavo-červená kapalina 2 ClO2 + 2 O3 → Cl2O6 + 2 O2 Cl2O6 + H2O → HClO3 + HClO4 Cl2O6 + HF → ClO2F + HClO4
Oxidy
I2O5 – bílá krystalická látka, nejstálejší ze všech oxidů – rozkládá se >350°C 2 HIO3 → I2O5 + H2O I2O5 + 5 CO → I2 + 5 CO2
18
Oxidy
Cl2O7 – olejovitá kapalina – I2O7 – syntetizován teprve nedávno 2 HClO4 + P2O5 → Cl2O7 + 2 HPO3 Cl2O7 → ·ClO3 + ·ClO4
Oxokyseliny Ox. č. (I) I III V VII
F
Cl
Br
I
HFO
HAO
Tvar
SP3(O)
lom.
SP3(X)
HClO HBrO HClO2
HIO
HClO3 HBrO3
HIO3
SP3(X)
HClO4 HBrO4
HIO4
SP3(X)
HO
X
SP3(X) HO
Cl
O
O HO
X
O
O HO
X
O
O
H4I2O9 H5IO6
SP3D2(I)
oktaedr
19
Oxokyseliny Kyseliny HXO a soli XO– HFO: – bílá krystalická látka
Vlastnosti: zapotřebí odstranit z reakční zóny F2 + H2O ↔ HFO + HF jinak reaguje F2 + H2O ↔ OF2 + HF
HClO:
}
2 HFO + 2 H2O ↔ 2 H2O2 +2 HF + O2 2 HXO → 2 H+ + 2 X– + O2
velmi reaktivní
3 HXO → 3 H++2 X– + XO3–
HBrO:
nestálé, známé
HIO:
jen ve vodných roztocích
nejsilnější ox. účinky E°=1,64 V
NO2 – → NO3–; S → SO4–; Br – → Br2, BrO–, BrO3–; ClO – → ClO2–, ClO3–; Mn2+ → MnO4–
Příprava: Disproporcionační hydrolýzou:
X2 + OH– ↔ X– + XO– + H2O
Elektrochemickou oxidací:
X– + ClO– ↔ Cl– + XO– + H2O XO– + Cl2 + H2O ↔ 2 Cl– + 2HXO
Soli:
Použití: bělení a odbarvování textilu, oxidační účinky
Cl2 + NaOH ↔ NaCl + NaClO + H2O
2 Ca(OH)2 + 2 Cl2 ↔ Ca(ClO)2·CaCl2·2H2O
Oxokyseliny Kyseliny HOXO a soli XO2– nestálá Ba(ClO2)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2 HClO2 Vlastnosti: 5 HClO2 → 4 ClO2 + HCl + 2 H2O 3 HClO2 → 2 HClO3 + HCl HClO2 → HCl + O2 Soli: Redukcí ClO2 alkalickými roztoky peroxidů nebo Zn 2 ClO2 + O22– → 2 ClO2– + O2 ClO2 + Zn → 2 ClO2– + Zn2+
HClO2
20
Oxokyseliny Kyseliny HOXO2 a soli XO3– silná kyselina oxidační účinky stálá až do 30% Ba(ClO3)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2 HClO3 8 HClO3 → 4 HClO4 + 2 Cl2 + 2 H2O + 3 O2 3 HClO3 → HClO4 + 2 ClO2 + H2O Soli: 3 Cl2 + 6 KOH → KClO3 + 3 KCl + 3 H2O 2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2 3 ClO– → 2 ClO3– + Cl–
HClO3
Oxokyseliny lze zahustit až na 50% nejsilnější oxidační účinky
HBrO3
Br2 + 5 HClO + H2O → 2 HBrO3 + 5 KCl HBrO3 → 2 Br2 + 5 O2 + 2 H2O BrO3– + 12 H+ + 10 e– → Br2 + 6 H2O; Eº = 1,52 V Soli:
KBr + KClO3 → KBrO3 + 3 KCl
21
Oxokyseliny
HIO3
bílá krystalická látka I2 + 5 Cl2 + 6 H2O → 2 HIO3 + 10 HCl Soli: I2 + 2 NaClO3 → 2 NalO3 + Cl2 Vlastnosti (X = Cl, Br, I) 4 XO3– → 2 O2– + 2 X2 + O2 XO3– + X– + 6 H+ → 3 X2 + 3 H2O I2 + 2 XO3– → 2 lO3– + X2
Oxokyseliny Kyseliny HOXO3 a soli XO4– hygroskopická, stálá až do 70% Ba(ClO4)2 + 2 HCl → BaCl2 + 2 HClO4 Vlastnosti: HClO4·2H2O → H5O2+ ClO4– 2 NaClO4 + H2[SiF6] → Na2[SiF6] + 2 HClO4 2 NaClO4 + H2SO4 → Na2SO4 + 2 HClO4 Soli: výroba: elektrolytická oxidace roztoku NaClO3 ClO3– + 2 OH– → ClO4– + H2O + 2 e– (anoda) nebo 4 KClO3 → 3 KClO4 + KCl Použití: náhrada freonů (NH4ClO4); tuhá raketová paliva (NH4ClO4 + Al)
HClO4
22
Oxokyseliny
HBrO4 bílá krystalická látka < 55% stálá do 100°C; > 55% nestálá HBrO4·2H2O Příprava: BrO3– + F2 + 2 OH– → BrO4– + 2 F– + H2O filtruje se přes ionex – 20% výtěžek Soli: mírná oxidační činidla
Oxokyseliny
HIO4 silné oxidační vlastnosti (soli mnohem menší) vzniká opatrnou dehydratací H5IO6
O O
I
O
OH
23
Oxokyseliny
H5IO6 Ba5(IO6)2 + 5 H2SO4 → 5 BaSO4 + 2 H5IO6 Soli: termickým rozkladem (disproporcionací) OH
5 Ba(IO3)2 → Ba5(IO6)2 + 4 I2 + 9 O2
HO
nebo
HO
O I OH OH
NaIO3 +Cl2 + 4 NaOH → Na3H2IO6+ 2 NaCl + H2O
Oxokyseliny
H4I2O9 2 H5IO6→ H4I2O9 + 3 H2O
O
H O H
O
O O I O
O
I O
H O H
24
Chemie astatu Vysoce radioaktivní, nestabilní, nejstabilnější isotop má poločas rozpadu cca 8 hodin, nejsou popsány sloučeniny, má polokovové chování reaguje s bromem a jodem na interhalogeny Rozpouští se v teplé zředěné HNO3 a HCl
webelements.com
Biochemie halogenů
F
Lidské tělo obsahuje 37 ppm fluoru hlavně zubní sklovina a kosti Je vysoce toxický a nebezpečný Kyselina fluorovodíková poškozuje tkáně, dokud se nedostane na kosti, kde vznikne fluorid vápenatý
25
Biochemie halogenů
Cl
Lidské tělo obsahuje 0,12 % chloru Je vysoce toxický a nebezpečný Leptá sliznice pokožku a oči
Biochemie halogenů
Br Lidské tělo obsahuje 3 ppm bromu Je vysoce toxický a nebezpečný Malé dávky způsobují deprese a ztráty váhy Leptá sliznice, pokožku, oči
26
Biochemie halogenů
I
Lidské tělo obsahuje 200 ppb jódu má význam pro činnost štítné žlázy Má antiseptické účinky Vyšší koncentrace poškozují sliznice a oči
Vztahy mezi prvky v tabulce
I
II
III
IV
V
VI
VII
VIII
I
II
1
H
ns
2
Li
Be
3
Na Mg
4
K
Ca
Sc
Ti
5
Rb
Sr
Y
Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd
6
Cs
Ba Lu Hf
7
Fr
Ra
IV
V
VI
VII
B
C
N
O
F
Ne
Al
Si
P
S
Cl
Ar
Cu Zn Ga Ge
As
Se
Br Kr
(n-1) d
Lr
V
Ta
Cr Mn Fe
W
Re Os
Co
Ir
Ni
Pt
VIII
He
np
Au Hg
In
Sn
Sb
Te
Tl
Pb
Bi
Po
I
Xe
At Rn
Rf Ha
La Ce
1. sloupce
III
Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb
Ac Th Pa
U
Np Pu Am Cm Bk
Cf
2. úhlopříčky
Es Fm Md No
3. řádky
27
dotazy
Další přednáška Přechodné kovy
28
