Inovace studia molekulární a buněčné biologie

Investice do rozvoje vzdělávání

Inovace studia molekulární a buněčné biologie

Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky. I

ti

d

j

dělá á í

Investice do rozvoje vzdělávání

Předmět: LRR/CHPBI/Chemie pro biology I

Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky. I

ti

d

j

dělá á í

Investice do rozvoje vzdělávání

nepřechodné p kovyy

Mgr. Karel Doležal Dr.

Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky. I

ti

d

j

dělá á í

Investice do rozvoje vzdělávání

Cíl přednášky: seznámit posluchače s chemií nepřechodných kovů Klíčová slova: Alkalické kovy, Kovy alkalických zemin, Hliník, Germanium, Cín, Olovo, Arsen, Antimon a Bismut

Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky. I

ti

d

j

dělá á í

Nepřechodné kovy Konfigurace ns1, ns2, nebo ns2 np1, ns2 np2, p3 ns2 np Od n=4 obsazen také orbital (n-1)d 10 elektrony Od n=6 obsazen 4f14

I

ti

d

j

dělá á í

Alk li ké kkovy Alkalické Skupina 1A periodického systému

I

ti

d

j

P k Prvek

symbol

El k Elektronová á konfigurace k fi

Lithium

Li

1s2 2s1

[He] 2s1

Sodík

Na

1s2 2s2 2p6 3s1

[Ne] 3s1

Draslík

K

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

[Ar] 4s1

Rubidium

Rb

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s1

[Kr] 5s1

Cesium

Cs

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 6s1

[Xe] 6s1

Francium

Fr

dělá á í

[Rn] 7s1

Valenční V l č í sféra fé – jeden j d velmi l i volně l ě poutaný t ý elektron l kt Velmi malá hodnota ionizační energie, klesá shora dolů, p p prvky y elektropozitivní Energeticky nejvýhodnější vznik iontové vazby, elektrony umístěny na orbitalu lokalizovaném v oblasti elektronegativnějšího prvku Vysoká hodnota druhé ionizační energie = alkalické kovy v běžných sloučeninách v ox. stavu I. Elektron. konfigurace tě ht iiontů těchto tů shodná h d á s kkonfigurací fi í nejbližšího jbližšíh vzácného á éh plynu Sloučeninyy lithné – větší p podíl kovalentnosti – vyžší y rozpustnost v organických rozpouštědlech Minimální snaha vystupovat jako centrální atom v koordinačních sloučeninách sloučeninách, běžné kompenzující atomy Francium – velmi vzácné, silně radioaktivní

I

ti

d

j

dělá á í

Kohezní energie (síla držící atom v krystalové mřížce, opakem atomizační entalpie) velmi nízká = velmi měkké měkké, velmi nízké body tání (přechodné kovy > 1000OC)

I

ti

d

j

dělá á í

Bod tání (OC)

Bod varu (OC)

Li

181

1347

Na

98

881

K

63

766

Rb

39

688

Cs

28,5

705

Barva – ionty alkalických kovů – stabilní g vzácných ý p plynů y – excitace konfigurace vyžaduje značnou energii, přechody v UV oblasti → sloučeniny většinou bílé bílé, s vyjímkou těch s barevným aniontem (chroman sodný žlutý žlutý, dichroman draselný oranžový, manganistan draselný fialový)

I

ti

d

j

dělá á í

Plamenová zkouška Prostředí bohaté na elektrony, ionty redukovány na atomy Excitační energie elektronů ve viditelné oblasti Emisní spektra – plamenová spektrofotometrie (plamen excituje elektron do vyžší hladiny, ten při návratu emituje energii (světlo), (světlo) intenzita závislá na koncentraci) koncentraci), AAS barva

I

ti

d

j

dělá á í

vlnová délka (nm)

Li

karmínová

670,8

Na

žlutá

389 2 389,2

K

fialová

766,5

Rb

fialová

780

Cs

modrá

455 5 455,5

Chemické vlastnosti V elementárním stavu velmi reaktivní Reakce se vzduchem – směs, směs alkalické kovy reagují s více složkami R k s kkyslíkem Reakce lík Li – hlavní a p produkt odu t o oxid, d, vedlejší ed ejš pe peroxid o d Na - hlavní produkt peroxid, vedlejší oxid K, Rb, Cs – hyperoxidy. Všechny reakce silně exotermické. I

ti

d

j

dělá á í

Lithium reaguje i se vzdušným dusíkem, vznik nitridu: 6Li + N2 = 2Li3N Reakce s vodou 2Me + 2H2O = 2MeOH + H2 Lithium – reakce nejpomalejší. Ostatní alk. kovy se taví, zapalují, hoří nebo exploduje vzniklý vodík. Reakce s alkoholy pomalejší, vznik alkoholátů.

2Me + 2ROH = 2ROMe + H2

I

ti

d

j

dělá á í

Sloučeniny alkalických kovů Oxidy lze připravit reakcí peroxidů nebo hyperoxidů s elementárními kovy KO2 + 3K = 2K2O Velmi silně bazické, s vodou reagují za vzniku silných bazí bazí. Me2O + H2O = 2 MeOH

I

ti

d

j

dělá á í

Hydroxidy Nejsilnější báze známé ve vodných p ý roztocích,, LiOH hůře rozpustný KOH rozpustný v alkoholech, alkoholáty, užívané v organické syntéze Reagují s kyselinami, základem mnoha neutralizačních reakcí NaOH + HCl = NaCl + H2O

I

ti

d

j

dělá á í

Peroxidy [-O-O-]2- diamagnetické, oxidační činidla (s y (Al, ( , C,, S)) reaguje g j redukčními činidly bouřlivě) - bělení. Mohou být považovány za soli peroxidu vodíku

Na2O2 + H2O = 2 NaOH + H2O2 Reaguje i se vzdušným CO2 Na2O2 + CO2 = Na2CO3 + O2 I

ti

d

j

dělá á í

Hyperoxidy •

Obsahuje [O2]-, nepárový elektron, paramagnetické, barevné (LiO2 a NaO2 žluté, KO2 a CsO2 oranžový, RbO2 hnědý)

•

Vý b N Výroba NaO O2 (reaktory) ( kt )

Na2O2 + O2 •

450 O C, 30 MPa      

2NaO2

Používá se k odstraňování CO2 ze vzduchu 4KO2 + 2CO2 = 2K2CO3 + 2O2 (ponorky, vesmírné rakety, uzavřené prostory, dýchací přístroje)

•

Ještě silnější oxidační činidla, reagují s vodou a kyselinami:

KO O2 + H2O = KOH O + H 2O 2 + ½ O 2

I

ti

d

j

dělá á í

Soli •

Většinu lze Větši l připravit ři it neutralizačními t li č í i nebo b vytěsňovacími tě ň í i reakcemi k i (t (také ké reakcí kyseliny s oxidem nebo hydroxidem alk. kovu)

NaOH +HBr = NaBr + H2O K2CO3 + H2SO4 = K2SO4 + H2O + CO2 •

v roce 1991 celosvětově vyprodukováno 900 000 t NaHCO3, 40% do prášku do pečiva (40% škrobu, 30% NaHCO3, 20% NaAl(SO4)2, 10% Ca(H2PO4)2 (12% farmaceutický průmysl) 50 100O C

NaHCO3   Na2CO3 + CO2

I

ti

d

j

dělá á í

Výroba a použití technicky významných sloučenin Na, K v přírodě N ří dě velmi l i běž běžné, é 4% zemské ké ků kůry Surovinové zdroje halit NaCl, mořská voda, silvín KCl, karnalit KMgCl3. 6H2O Světová produkce NaCl 184 mil. tun ročně, většina na výrobu NaOH Hydroxidy alk. kovů – nejdůležitejší průmyslové zásady (průmysl chemický, ý, papírenský p p ý a kosmetický) ý) Výroba – z vodných roztoků chloridů, amalgámovou nebo diafragmovou elektrolýzou Kaustifikace – méně energeticky náročná náročná, výroba LiOH Na2CO3 + Ca(OH)2 = 2NaOH + CaCO3 elektrolýza chloridů (tavenin) – také výroba kovů (alternativně redukce chloridů - vápníkem – Rb, Cs)

I

ti

d

j

dělá á í

Li – speciální slitiny – automobilový a letecký průmysl, LiCO3 – výroba hliníku Draselné soli – hlavně hnojiva

Na,, K – významné ý biogenní g p prvky y „sodíková pumpa“ pumpa – aktivní transport iontů Na+ z buňky a K+ do buňky Rů á extraRůzná t a intracelulární i t l lá í kkoncentrace t Na+ a K+ iontů = potenciálový gradient přes buněčnou stěnu Klíčová úloha v mechanizmu vedení vzruchu po nervové synapsi, funkce svalových buněk atd atd. I

ti

d

j

dělá á í

K Kovy alkalických lk li ký h zemin i Skupina 2A periodického systému

I

ti

d

j

P k Prvek

symbol

El k Elektronová á konfigurace k fi

Beryllium

B Be

1s2 2s2

[He] 2s2

Hořčík

Mg

1s2 2s2 2p6 3s2

[Ne] 3s2

Vápník

Ca

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

[Ar] 4s2

Stroncium

Sr

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s2

[Kr] 5s2

Barium

Ba

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 6s2

[Xe] 6s2

Radium

Ra

dělá á í

[Rn] 7s2

• Valenční sféra – dva elektrony poměrně volně poutány – vyžší hodnoty kohezní energie, kovy tvrdší ((ale stále měkké), ), vyžší y body tání a varu než alk. kovy. Variabilita – různá krystalová struktura. • Elektronegativnější než alk. kovy, b illi berillium vůbec ůb netvoří t ří kation, k ti polárně kovalentní vazby, i hořčík. Ostatní – nižší elektronegativita, elektronegativita iontové vazby. Elementární kovy – vazba kovová.

I

ti

d

j

dělá á í

Bod tání (OC)

Bod varu (OC)

B Be

1287

(2500)

Mg

649

1105

Ca

839

1494

Sr

768

1381

Ba

727

(1850)

Chemické vlastnosti

I

•

Beryllium B lli – nejméně j é ě reaktivní, k i í na vzduchu d h stálé, álé povrh h se pasivuje i j (stejně jako v konc. kyselinách). zředěné kyseliny y y Be + 2HCl + 4H2O = [[Be(H ( 2O)4]]Cl2 + H2 (amfoterní) Be + 2NaOH + 2H2O = Na2 [Be(OH)4] + H2

•

Ostatní – spontální reakce s vodou (pomaleji než alk. kovy) Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2 silné redukční vlastnosti – metalotermická výroba kovů reakce s kyselinami Mg + 2HCl = MgCl2 + H2

• •

Hoření v proudu kyslíku → oxidy MO (Be > 600oC) Hoření na vzduchu Mg → MgO + Mg3N2

ti

d

j

dělá á í

Sloučeniny BeO, Be(OH)2 amfoterní (reagují s roztoky kyselin i hydroxidů alk. kovů) BeO + 2NaOH = Na2BeO2 + H2O O t oxidy Ost. id a hydroxidy h d id silně il ě basické, b i ké rozpustné t é pouze v kyselinách Binární sloučeniny Be – slučování prvků za vysokých teplot, polymerní, málo reaktivní. Ost. binární sloučeniny – iontová o o á sstruktura, u u a, reaktivnější. ea ějš Ternární kyslíkaté sloučeniny berylnaté dobře rozpustné ve vodě, zejména j hydráty. y y Soli Ca2+, Sr2+, Ba2+ ((fluoridy, y uhličitany, fosforečnany, sírany, chromany) málo rozpustné

I

ti

d

j

dělá á í

Tvrdost vody • •

Obsah Ob h solí lí kkovů ů alkalických lk li ký h zemin i Německé stupně tvrdosti odH, 1 stupeň = 10 mg/L CaO nebo MgO. Dnes uz koncetrace iontu mmol/L. 1mmol/L = 5, 6odH Přechodná (uhličitanová) tvrdost – obsah hydrogenuhličitanů

•

Ca(HCO3)2

CaCO3 + CO2 + H2O

t  

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + CO2 + H2O •

Trvalá (síranová) tvrdost, zůstává i po převaření, odstranění – iontoměniče, CaSO4 + Na2CO3 → CaCO3 + Na2SO4

(NaPO3)n Grahamova sůl (a další fosfáty) – komplexace, zabránění precipitace

I

ti

d

j

dělá á í

Výroba a použití technicky významných sloučenin Be – použití B žití kkovu – jaderné j d é reaktory kt ((moderátory d át neutronů), t ů) slitiny liti ((s C Cu – beriliové bronzy), tvrdé, tepelně i chemicky odolné. BeO – barvy, speciální skla CaCO3.MgCO3 dolomit, šestý nejrozšířenější prvek v zemské kůře (2,76%), hnojiva j CaCO3 vápenec (2 krystal. formy – kalcit, aragonit), sedimenty, korály sádrovec CaSO4. 2H2O, anhydrit CaSO4 Technický význam – oxid vápenatý – výroba ve vápenkách žíháním vápence při 900oC CaCO3 →CaO + CO2 (1993 – 128 mil. tun) CaO +H2O → Ca(OH)2 hašení. Využití Ca(OH)2 : stavebnictví, výroba papíru, hnojiv, cukrovarnictví, zprac. kůží. BaSO4 barit (těživec) (těživec), witherit BaCO3 Chlorid – metalurgie, metalurgie dusičnan – sklářství, síran – pigmenty. Ra – Marie Curie - Sklodowská (1867 - 1934) 1911 Nobelova cena za chemii chemii. Dříve radioterapie

I

ti

d

j

dělá á í

Organokovové g sloučeniny y • •

Velmi reaktivní Nejvýznamnější – Grignardova činidla (Nobelova cena za chemii 1912) RY + Mg RMgY ether Univerzální reakční činidla v organické syntéze   RMgY + CO2 → RCOOH RMgY + O2 →ROH RMgY + RCH=O → R2CHOH Komplexní sloučeniny Mnohem ochotněji než alkalické kovy M2[BeF4] Mg a Ca - donorový atom kyslík Komplexy s EDTA – měření a odstraňování tvrdosti vody vody, součást detergentů

I

ti

d

j

dělá á í

H2 HOOC C

H2 C COOH

N C C N H2 H2 HOOC C C COOH H2 H2

Mg Ca – významné biogenní prvky Mg, •

Chlorofyl (1915 Willstatter Nobelova cena) chloros = zeleny, phylos = list (jiné porfirinové pigmenty – hemy

porfin pyrolové p py podjednotky j y

6CO2 + 6H2O

VIS, chlorofyl      

C6H12O6 + 6O2

Ca3(PO4)3 – kosti, zuby Mg22+ - komplex s ATP ATP, fosfotransferázy

I

ti

d

j

dělá á í

3 skupina 3.

I

Prvek

symbol b l

Elektronová konfigurace

Bor

B

[He] 2s2 2p1

Hliník

Al

[Ne] 3s2 3p1

Galium

Ga

[Ar] 3d10 4s2 4p1

I

III

Indium

In

[Kr] 4d10 5s2 5p1

I

III

Thalium

Tl

[Xe] 4f14 5d10 6s2 6p1

I

III

ti

d

j

dělá á í

Oxidační stav III (I)

III

ns2 npp1 - Al – jjedinýý stabilní ox. stav je j III (vyjímka ( yj vznik AlCl při výrobě Al) U Ga, In, Tl „konfigurace inertního elektronového páru“, také stabilní, výskyt oxidačních stavů I a III Al – nižší elektropozitivita (než např. alkalické kovy) – většinou polární vazby s převažujícím podílem kovaletnosti (vyjímka fluor a částečně kyslík – vyšší podíl iontovosti) Koordinace tetraedrická nebo oktaedrická. oktaedrická Zajímavá existence dvojic atomů (Ga2)VI s vazbou kov – kov nebo kationtů Diamagnetické – jeden atom v ox. stupni I a druhý III GaCl2 ve skutečnosti Ga+[Ga

I

ti

d

j

dělá á í

Chemické vlastnosti Kovový K ý hliník hli ík – technicky t h i k významný ý ý kkov, vrstvička t ičk oxidu id na povrchu h b brání á í oxidaci id i Rozpouští se ve zředěných kyselinách a hydroxidech alk. kovů za vývoje vodíku

2Al + 6HCl + 12H2O → 2AlCl3.6H 6H2O + 3H2 (i ost ost. kovy kovy, Tl přechází na soli thalné)

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2 (pouze Al a Ga) Oxidující kyseliny – pasivace (hliníkové kontejnery – doprava kys. dusičné)

Ga, In, Tl – nízké body tání, Ga pouze 30OC, za lab. teploty často kapalné. Na vzduchu stálá, jen Tl reaguje se vzdušnou vlhkostí, vzniká silně bazický TlOH.

I

ti

d

j

dělá á í

sloučeniny Oxidy a hydroxidy – hlinitý, hlinitý galitý a inditý – amfoterní (kationty stálé jen ve vodných roztocích silně kyselých, jinak hydroxokomplexy) Oxid a hydroxid thalný silně bazický. I ostatní sloučeniny silně iontové. Ochota všech iontů kovů III. hlavní skupiny tvořit koordinační sloučeniny: chlorid hlinitý tvoří dimer Al2Cl6, Al v koord. čísle 4. Jinak nejběžnější a nejstálejší aquakomplexy aquakomplexy, hydroxokomplexy a halogenkomplexy halogenkomplexy.Koord. Koord číslo 4 nebo 6 Významné organokovové sloučeniny R3Al, R2AlY, RAlY2 (R = alkyl nebo aryl, Y=vodík halogen aj Y=vodík, aj.)) Také RIn RIn, RTl RTl. Využití – org. org syntéza syntéza, katalýza katalýza, raketová technika Rozpustné sloučeniny thalné silně jedovaté. Také hliník není biogenní prvek, podezřelý d ř lý žže může ůž být příčinou říči Al Alzheimerovy h i choroby. h b P Proto t obsah b h hli hliníku ík pěčlivě testován v dializačních roztocích a krevní plazmě. Problém – hliníkové nádobí a kyselé potraviny (ocet).

I

ti

d

j

dělá á í

Výskyt v přírodě Hliník třetím nejvíce zastoupeným prvkem v zemské kůře, tvoří 7,5– 8,3 % zemské kůry. Nejběžnější horninou na bázi hliníku je bauxit bauxit, Al2O3 · 2 H2O H2O. y na bázi Al2O3 významné ý i ceněné. Korund Minerály na 9. místě Mohsovy stupnice tvrdosti. Drahé kameny na bázi Al2O3, charakteristické zbarvení způsobují příměsi. Červený rubín - příměsi oxidů chromu, modrý safír - stopová množství oxidů titanu a železa, významné ý použití – měřicí přístroje.

I

ti

d

j

dělá á í

výroba ý Obtížná, elementární hliník nelze jednoduše metalurgicky vyredukovat y z jjeho rudy. y Tavná elektrolýza ý bauxitu ((Maďarsko)) nebo kryolitu, 950 °C, elementární hliník se vylučuje na katodě. Žiar nad Hronom Ga – elektrolýza ý vodných ý roztoků galitanu g sodného nebo tavná elektrolýza GaCl3. Využití Al – výroba slitin (např. dural (90–96 % hliníku a 4–6 % mědi s menšími p přísadami mědi,, hořčíku,, manganu) g ) – konstrukční materiály, elektrické vodiče, antikorozní povlaky, spotřební předměty (mince, kuchyňské nádobí, alobal) Aluminotermie – díky elektropozitivitě velká afinita ke kyslíku, ochotně reaguje s ním i oxidy jiných kovů 2 Al + Fe2O3 → Al2O3 + 2 Fe Organická syntéza (katalyzátory – např. AlCl3, chromatografie na tenké vrstvě - Al2O3. Octan hlinitý – masti. polovodiče. Ga,, In – p

I

ti

d

j

dělá á í

Germanium, Cín, Olovo Skupina 4B – valenční sféra ns2 np2, (n-1)d plně obsazena Oxidační stav IV (vysoký podíl kovalence, tetraedr) a II (lomený tvar, nejstabilnější u olova). l ) O Ochotně h t ě se koordinují, k di jí vyšší šší kkoord. d čísla. čí l Poměrně málo reaktivní, jen olovo se na vzduchu pokrývá vrstvičkou oxidu a uhličitanu Reakce s o oxidujícími id jícími kkyselinami selinami (Ge nereakti nereaktivní): ní) 3Sn + 4HNO3 + 3xH2O → 3SnO2.xH2O + 4NO + 2H2O 3Pb + 8HNO3 → 3Pb(NO3)2 + 2NO + 4H2O (Pb nereaguje s H2SO4, pasivace) Reakce s kyslíkem (spalování) a dalšími nekovy jen za vysokých teplot → GeIV, SnII nebo SnIV, PbII (reaguje nejochotněji). Sn a Pb ochotně slitiny – mnohé technický význam – bronz (80-90% mědi, zbytek cín zvonovina, cín, zvonovina dělovina) dělovina), pájky (cín + olovo, olovo bismut bismut, stříbro) stříbro), liteřína (směs olova, olova cínu a antimonu), ložiskový kov (90% cínu, měď, antimon) – odolné proti otěru

I

ti

d

j

dělá á í

sloučeniny Oxidy a hydroxidy amfoterní (v bazickém prostředí vznikají anioty, v kyselém kationty) Ge(OH)2 + 2NaOH → Na2GeO3 + H2O + H2 PbO2 nestálý, velmi silé oxidační činidlo 5PbO2 + 2Mn2+ + 4H3O+ → 2MnO4- + 5Pb+ + 6 H2O Kationty sklon k hydrolýze, v kys. prostředí polyjaderné Se sírou sulfidy – GeS i GeS2, SnS i SnS2, pouze PbS. Halogenidy MeY2 (iontové) i MeY4 (kovalentní). 2GeI2 → Ge + GeI4 , naopak halogenidy olovnaté stálé. PbY4 naopak nejsou známy (oxidační schopnost PbIV příliš velká) Tvorba komplexních sloučenin běžná, kromě PbIV . GeII a SnII naopak snadno podléhají oxidaci oxidaci. I organokovových sloučenin velké množství – R4M, …., RMY3 (R = alkyl, aryl Y=halogen, Y halogen, OH, SH, CN, NCS…). I složitější stechiometrie, vazby kov-kov. I

ti

d

j

dělá á í

Výskyt výroba, Výskyt, výroba použití •

Germanium vzácné, polovodič, optická vlákna, katalyzátor pří výrobě polymerů. Výroba – zonální tavba (po vyredukování) Cín – poměrně vzácný, ČR bohatá naleziště – Cínovec. Výroba – redukce cínovce – kasiteritu (SnO2) uhlím. SnO2 + 2 C → Sn + 2 CO Stříbrolesklý kov, měkký tažný (tenká folie – staniol). Několik krystalických modifikací – přechod při 13 13,2 2O C – rozpad cínového nádobí – cínový mor. Poměrně nízký bod tání - již od poloviny 3. tisíciletí př. n. l. I známo lití d fforem. Zdravotní do Zd t í nezávadnost á d t – ochrana h potravin. t i Elementární cín pod 3,72 K supravodivý.

•

I

ti

d

j

dělá á í

•

Olovo – Nízkotavitelný, měkký, velmi těžký, toxický kov, používaný člověkem již od starověku. Poměrně vzácné, obsah v zemské kůře se zvyšuje š j – jeho j h iisotopy t kkonečnými č ý i produkty d kt rozpadových d ý h řad. ř d Pb a PbO2 – materály elektrod v nejběžnějších akumulátorech (využití poloviny světové produkce olova). Anoda: PbO2 + H2SO4 + 2H3O+ +2e- → PbSO4 Katoda: Pb + SO42- → PbSO4 +2eR k přícinou Reakce ří i vzniku ik rozdílu díl potenciálu t iál ((při ři nabíjení bíj í probíhají bíh jí opačně). Vodou nekoroduje – rozvody. Vitráže, olovnaté sklo. Uchovávání H2SO4. Účinně pohlcuje rtg záření. Vysoká specifická hmotnost – střelivo. Pigmenty - Pb3O4 suřík (nerozpustný červený), olovnatá běloba Pb3(OH)2(CO3)2, PbCrO4 chromová žluť aj aj.

I

ti

d

j

dělá á í

Tetraethylolovo, Pb(C2H5)4, organokovová sloučenina, dříve se p přidávala do benzínu,, abyy antidetonační přísada p do paliv - zvýšení oktanové čísla.

Oktanové číslo - p procentuální obsah izo-oktanu ve směsi izo-oktanu (p (přesnějij 2,2,4-trimethylpentanu) s n-heptanem, která je proti samozápalu stejně odolná jako zkoumané palivo (čistý n-heptan má definicí určeno oktanové číslo 0, čistý izo-oktan má určeno oktanové číslo 100). Oktanové číslo však může mít i hodnotu vyšší než 100, 100 což vyjadřuje fakt, fakt že dané palivo je ještě odolnější proti samozápalu než čistý izo-oktan.

Dnes - katalyzátory výfukových plynů a bezolovnatý benzín 4 Na + Pb + 4 (C2H5)Cl → Pb(C2H5)4 + 4 NaCl Těkavá toxická látka, dobře rozpustná v tucích, rychle vstřebatelná kůží i plicemi. V játrech se matabolizuje na toxické trietylolovo

I

ti

d

j

dělá á í

Arsen, antimon a bismut Skupina 5B, konfigurace ns2 np3, zaplněné orbitaly (n-1)d – efekt inertního elektronového páru – As, Sb – stabilní ox. stavy III i V ( nejtěžší Bi již pouze III, velmi ochotně zachvává inertní pár ns2) Kovový charakter vzrustá od As k Bi III – hybridizace SP3, tetraedr. Když tři vazeb. partneři – pyramida. V koord. sloučeninách l č i á h kkoord. d čí číslo l IV IV. V – většinou trigonální bipyramida, zapojeny orbitaly nd. Ochotně vytváří y vazby y kov-kov a p pevné vazby y kov-uhlík – mnoho organokovových sloučenin Ve sloučeninách s elektropozitivními kovy oxidační stav –III, kovová vazba. Pouze As se na vzduchu pomalu oxiduje oxiduje, ostatní stálé stálé. Při spalování vznikají oxidy As4O6, Sb4O6 a Bi2O3. Ochotně tvoří binární sloučeniny s nekovy, většinou vznik sloučenin III, u As a Sb při přebytku nekovu V V. Odolné v roztocích kyselin a zásad, pouze v konc. Oxidujících kyselinách se za horka pozvolna rozpouštějí.

I

ti

d

j

dělá á í

3 As + 5HNO3 + 2H2O → 3 H3AsO4 + 5NO 2Sb + 6H2SO4 → Sb2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Bi + 4HNO3 → Bi(NO3)3 + NO + 2H2O (důvod: Oxidy As kyselejší, s vodou tvoří volné kyseliny. Oxidy Sb a Bi basictější charakter) As4O6 + 12OH- → 4AsO33- + 6H2O As2O5 + 6OH- → 2AsO43- + 3H2O soli hydrolýza → oxo a hydroxokomplexy Oxidy antimonu méně kyselé, nerozpustné ve vodě O id bi Oxid bismutitý titý nemá á kkyselé lé vlastnosti l t ti a neníí amfoterní. f t í Dobře D bř se rozpouští ští v kyselinách, vznikají soli bismutité které snadno hydrolyzují až na Bi(OH)3 Bi(OH)3 také již není amfoterní – nerozpouští se v roztocích hydroxidů, ale v kyselinách Oxidace Bi(OH)3 v alkalickém prostředí silnými ox. činidly → bismutičnany. Ty silným ox. prostředkem, redukují se na soli bismutité. Bi(OH)3 + 3NAOH + Cl2 → NaBiO3 + 2NaCl + 3 H2O

I

ti

d

j

dělá á í

Halogenidy – kovalentní, těkavé. Stechiometrie MeY3 (redoxně stálé), MeY5 (termicky nestálé, působí oxidačně), Me2Y4 – vazba kov-kov. V kys. roztocích nebo taveninách s halogenidovými g ý ionty y → koord. sloučeniny, y koord. číslo 4 až 6. Sulfidy Me2S3 a Me2S5. Bi jen Bi2S3. Také sulfidy As4S4 a As4S3 s vazbou kovkov. Řada organokovových sloučenin R3Me až RMeY2, iontové soli, sloučeniny s vazbou kov-kov atd.

Výroba a použití Elementární kovy – rozsáhlé použití jako slitiny s olovem a cínem – polovodiče, pájky, liteřina atd Rudy – většinou sulfidy arsenopyrit (FeAsS), realgar, AsS a auripigment As2S3; Antimonit Sb2S3, ullmannit o složení NiSbS. Z rud d → tepelný t l ý rozklad kl d F FeAsS A S→F FeAs A +S nebo pražení → oxidy, ty pak redukovány např. uhlíkem. Velmi čísté pro polovodiče – zonální tavba. Většina sloučenin As a Sb jedovaté jedovaté. As2O3 –arsenik arsenik – trávení hlodavců, lov kožešinové zvěře. Arsenitan vápenatý – „vápenné mléko“ – insekticid As4O6 +2Ca(OH)2 → 2Ca(AsO2)2 + 2H2O Insekticidy i další soli arsenité a arseničné. I

ti

d

j

dělá á í